Ossigeno
L'ossigeno e i suoi composti giocano un ruolo importante in molti importanti
processi degli organismi viventi e delle attività industriali.
Nella biosfera l'ossigeno è essenziale per i processi respiratori e
metabolici, cioè per quei meccanismi attraverso i quali gli esseri viventi
traggono l'energia necessaria per il loro sostentamento. Inoltre, l'ossigeno
è l'elemento più abbondante sulla superficie terrestre: si trova infatti allo
stato combinato, nei minerali, nelle rocce, nel suolo, e in tutti gli organismi
viventi.
L'ossigeno è un elemento chimico gassoso; il simbolo è O, il numero atomico 8
e il peso atomico 15,9994. Allo stato elementare si trova principalmente sotto
forma di molecola biatomica, che costituisce il 20,95% in volume dell'aria
secca. L'ossigeno biatomico è inodore, incolore e privo di sapore.
Due scienziati si dividono la fama e il merito di avere isolato per primi
l'ossigeno elementare: Joseph Priestley (1733-1804), un ecclesiastico inglese
che, all'epoca del suo più importante lavoro sperimentale, faceva parte della
corte letteraria di lord Shelburne, e Karl Wilhelm Scheele (1742-1786), un
farmacista e chimico svedese. Si ritiene che lo Scheele sia stato il primo ad
isolare l'ossigeno, ma che Priestley, che era riuscito ad ottenere
indipendentemente lo stesso risultato qualche tempo più tardi, sia stato il
primo a darne la notizia ufficiale.
L'interpretazione dei risultati di Priestley e la conseguente dimostrazione che
l'ossigeno era un elemento chimico vennero dati dal chimico francese
Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794). Il lavoro sperimentale di Lavoisier, che
ampliò e perfezionò gli esperimenti di Priestley, fu determinante per la
comprensione del meccanismo della combustione e per poter stabilire la legge di
conservazione della materia.
Fu Lavoisier a dare all'ossigeno questo nome, che deriva dal greco
"generatore di acidi". Lavoisier riteneva a torto che gli ossidi,
sciolti in acqua, potessero formare solo degli acidi. Questo si verifica
effettivamente in diversi casi; ad esempio, il biossido di zolfo forma l'acido
solforoso. Alcuni ossidi tuttavia, come l'ossido di sodio, si sciolgono in acqua
formando delle basi, come nella reazione che porta alla formazione
dell'idrossido di sodio. Pertanto il nome dato all'ossigeno non era appropriato.
L'ossigeno si forma in numerosi
processi nucleari che si ritiene abbiano luogo all'interno delle stelle.
Si pensa che l'isotopo più abbondante dell'ossigeno, ossigeno-16, si formi
nelle stelle che bruciano idrogeno per cattura di un protone da parte degli
isotopi dell'azoto 15 e del fluoro-19 e per successiva emissione,
rispettivamente, di un fotone e di una particella alfa. Nelle stelle che
bruciano elio si pensa che l'isotopo carbonio-12 catturi una particella alfa per
formare ossigeno-16 con emissione di un fotone.
Sulla Terra l'ossigeno costituisce circa
metà della massa della crosta, l'89% della massa degli oceani e il 23% della
massa dell'atmosfera (il 21% in volume). La maggior parte delle rocce e
dei suoli della Terra è costituita principalmente da silicati. I silicati sono
un gruppo straordinariamente complesso di sostanze che hanno una composizione
tipica nella quale l'ossigeno entra per oltre il 50% del numero totale di atomi,
in combinazione con il silicio ed uno o più elementi metallici.
Diversi minerali importanti sono fondamentalmente ossidi metallici, come i
minerali di ferro ematite, magnetite, e limonite e il minerale più importante
dell'alluminio, la bauxite (un miscuglio di ossidi di alluminio idrati e di
ossido di ferro).
Sono stati trovati tre isotopi naturali dell'ossigeno: ossigeno-16
(99,759%), ossigeno-17 (0,037%) e ossigeno-18 (0,204%). Gli isotopi più rari,
soprattutto l'ossigeno-18, trovano il loro impiego principale negli esperimenti
di laboratorio nei quali è necessario poter seguire gli stadi delle reazioni
chimiche.
Raffreddando l'ossigeno a pressione atmosferica se ne ottiene la liquefazione a
90,18 K (-182,97 °C), il punto di ebollizione dell'ossigeno in condizioni
normali, e la solidificazione a 54,39 K (-218,76 °C), punto di fusione normale
dell'ossigeno. Nelle forme liquida e solida l'ossigeno assume un colore azzurro
pallido. Per l'ossigeno solido si conoscono diverse strutture differenti: il tipo
III, il cui campo di esistenza è compreso tra le più basse temperature
raggiungibili e 23,66 K; il tipo II,
tra 23,66 e 43,76 K; il tipo I,
tra 43,76 e 54,39 K. La temperatura critica dell'ossigeno (cioè la temperatura
al di sopra della quale è impossibile liquefare il gas per quanto si aumenti la
pressione) è 154,3 K (-118,9 °C). La pressione dell'ossigeno molecolare
liquido e gassoso in equilibrio alla temperatura critica è di 49,7 atmosfere.
L'ossigeno gassoso presenta una
solubilità in acqua non elevata ma importante. La presenza di ossigeno
molecolare disciolto nell'acqua è infatti indispensabile agli organismi
acquatici per i loro processi metabolici ed è anche necessaria per
l'ossidazione e l'eliminazione dei rifiuti organici dall'acqua. La solubilità
di un gas in acqua dipende dalla temperatura e dalla pressione di questo. A 20
°C e ad una pressione di ossigeno di una atmosfera la solubilità dell'ossigeno
nell'acqua è di circa 45 grammi per metro cubo, o di 45 ppm (parti per
milione).
L'ossigeno biatomico è una molecola
molto stabile, che ha una energia di dissociazione (energia richiesta per
dissociare una mole di ossigeno molecolare nel suo stato fondamentale in due
moli di ossigeno atomico nel suo stato fondamentale) di 493,6 kJ per mole. La
molecola viene dissociata dai raggi ultravioletti di lunghezza d'onda inferiore
a 193 nm. La radiazione solare, colpendo l'ossigeno dell'atmosfera, riesce
quindi a dissociarlo. L'ossigeno atomico che si forma attraverso questo
meccanismo può reagire con la molecola di ossigeno formando ozono.
Molte reazioni dirette, non catalizzate, dell'ossigeno si svolgono
lentamente a temperatura ambiente, fatto questo che ha numerose conseguenze di
rilievo. Una di queste ha a che fare con l'impiego dei metalli come materiali
strutturali. Quelli che sono impiegati per la costruzione di strutture, come il
ferro (principalmente sotto forma di acciaio) e l'alluminio, formano
ossidi altamente stabili. Tuttavia, nonostante questa tendenza, la
reazione ha luogo così lentamente a temperatura ambiente che per la maggior
parte degli scopi pratici si può far conto che non si verifichi affatto; per
questo motivo l'alluminio è un
materiale strutturale impiegato frequentemente e con successo. La lentezza di
questa reazione è dovuta in parte alla stabilità del legame ossigeno-ossigeno
e in parte alla formazione di un sottile strato di ossido sulla superficie
dell'alluminio, che svolge un'azione protettiva.
L'ossidazione del ferro è un processo complicato che dipende dalla presenza
sia di impurezze nel metallo, sia di acqua e di biossido di carbonio. Questo
processo di ossidazione distruttiva, o arrugginimento, del ferro e dell'acciaio
(che sono tra i materiali strutturali più importanti) porta danni economici
estremamente pesanti alle società industrializzate (v. corrosione).
Un altro importante aspetto della velocità di reazione dell'ossigeno
riguarda le reazioni con le sostanze organiche. Queste reazioni di ossidazione,
che sono in definitiva le fonti dell'energia per le piante e gli animali
superiori, determinano i processi di decomposizione dei rifiuti biodegradabili
nei corsi d'acqua e la decomposizione naturale delle sostanze organiche ad opera
di microrganismi. In questi processi la velocità di reazione è controllata
selettivamente da enzimi, presenti negli organismi i quali facilitano le
reazioni. Pertanto i prodotti di rifiuto e le piante e gli animali morti si
decompongono (si ossidano) principalmente attraverso l'azione di questi
microrganismi, e gli alimenti che forniscono l'energia vengono metabolizzati
(ossidati) per mezzo di processi biologici.
C'è una sensibile differenza tra le
velocità di reazione fra le varie sostanze e l'ossigeno a temperatura ambiente
e a temperature elevate. Molte sostanze che non reagiscono rapidamente con
l'ossigeno a temperature inferiori a 100 °C sono invece altamente reattive a
1000 °C, dando luogo ad un forte sviluppo di calore (reazioni esotermiche).
Ad esempio, il carbone ed il petrolio possono essere conservati indefinitamente
alle temperature che si hanno in condizioni climatiche normali, mentre si
ossidano rapidamente, sviluppando calore, a temperature elevate.
I composti più comuni dell'ossigeno
sono quelli nei quali l'elemento ha numero di ossidazione -2. Questo
fatto è in relazione con la struttura elettronica dell'atomo di ossigeno, il
quale richiede due elettroni in più per
completare il suo livello energetico più esterno. Ci sono numerosi
esempi di bivalenza dell'ossigeno: si possono citare sostanze ben note come
l'acqua, il biossido di carbonio, l'ossido di alluminio, il biossido di silicio,
il biossido di zolfo, i silicati e il carbonato di calcio, o calcare. L'ossigeno
presenta anche altri numeri di ossidazione, come avviene nei perossidi, dei
quali è un esempio il perossido di idrogeno, noto comunemente come acqua
ossigenata.
La reazione diretta dell'ossigeno con un altro elemento segue frequentemente lo
schema descritto sopra: cioè a temperatura ambiente non ha luogo rapidamente o
non si verifica affatto, ma è fortemente esotermica e, una volta che
l'ossidazione è iniziata, il calore sviluppato fa salire la temperatura dei
reagenti a un punto tale che la reazione si mantiene da sola.
L'ossigeno puro è usato largamente in vari processi tecnologici: nella
saldatura, nel taglio e nella formatura dei metalli, come ad esempio nella
saldatura mediante cannello ossiacetilenico, nella quale l'ossigeno reagisce con
l'acetilene formando una fiamma estremamente calda. L'ossigeno viene aggiunto
all'aria in ingresso negli altiforni, in misura dal 3 al 5%, allo scopo di
aumentare la temperatura: è usato anche nei convertitori basici a ossigeno per
la produzione dell'acciaio, nella preparazione di prodotti chimici e per la
propulsione di razzi. L'ossigeno è adoperato anche nella combustione parziale
del metano (gas naturale), o del carbone, per ottenere miscele di monossido di
carbonio e idrogeno (il cosiddetto gas di sintesi), che a loro volta sono usati
per la produzione di metanolo. E' prevedibile che processi nei quali si
producono combustibili liquidi a partire dal carbone diventeranno sempre più
importanti a mano a mano che le riserve petrolifere si impoveriranno.
In laboratorio l'ossigeno viene prodotto per riscaldamento di ossido
mercurico o di clorato di potassio a temperature moderatamente elevate. La
preparazione da ossido mercurico è il metodo che venne impiegato da Priestley e
la preparazione da clorato di potassio è il metodo che viene oggi adoperato
comunemente nelle esercitazioni didattiche. L'ossigeno si libera quando il
clorato di potassio solido viene riscaldato a 400 °C o, se viene aggiunto come
catalizzatore il biossido di manganese, a 200 °C. L'ossigeno liberato può
essere raccolto eliminando l'acqua, grazie alla bassa solubilità dell'ossigeno
in essa. In laboratorio l'ossigeno può essere prodotto anche per elettrolisi
dell'acqua, un processo che inverte la violenta reazione idrogeno-ossigeno
discussa precedentemente. Facendo passare corrente elettrica attraverso l'acqua,
il liquido si decompone agli elettrodi. Questo metodo è utilizzato anche per
produrre l'ossigeno su scala industriale quando è richiesto un prodotto di
elevata purezza.
Il metodo più economico, e quindi preferito, per la produzione dell'ossigeno su
scala industriale è la liquefazione e la distillazione dell'aria. L'aria viene
raffreddata fino a che passa allo stato liquido, principalmente facendola
espandere con lavoro esterno in una turbina ruotante, e l'aria liquida che si
ottiene viene frazionata con un complesso processo di distillazione. L'ossigeno
gassoso così prodotto viene immesso in bombole a pressione, oppure, come
avviene spesso quando la quantità prodotta è notevole, inviato mediante
condotti ai vicini impianti industriali.
La maggior parte degli organismi dipende dall'ossigeno per la possibilità
di svolgere i normali processi biologici. La grande maggioranza degli organismi
viventi rientra in una delle due categorie descritte di seguito. La prima è
quella che comprende le piante superiori e i batteri fotosintetici. Questi
organismi utilizzano l'energia luminosa
attraverso la fotosintesi per combinare il biossido di carbonio e l'acqua (o,
raramente, altre sostanze inorganiche al posto dell'acqua) in modo da formare
sostanze più complesse classificate come carboidrati, mentre al contempo
liberano ossigeno nell'atmosfera. Nella seconda categoria si collocano gli
animali superiori, la maggior parte dei microrganismi e le cellule
fotosintetiche che vivono nell'oscurità. Tutti i membri di questa seconda
categoria utilizzano complesse serie di reazioni di ossidazione e riduzione
catalizzate da enzimi, impiegando come combustibili sostanze come il glucosio e
come agente finale di ossidazione l'ossigeno (v. metabolismo). I prodotti finali
del metabolismo in questi organismi sono il biossido di carbonio e l'acqua, che
passano nell'atmosfera.
Il bilancio complessivo di queste funzioni complementari costituisce il ciclo
dell'ossigeno, nel quale gli organismi fotosintetici, utilizzando l'energia
solare, sintetizzano i carboidrati dall'acqua e dal biossido di carbonio e
liberano ossigeno come prodotto secondario, mentre gli organismi aerobici
ossidano le sostanze organiche ingerite consumando ossigeno e liberando biossido
di carbonio e acqua attraverso una complessa serie di processi metabolici (v.
carbonio, ciclo del, atmosfera).
Per i vertebrati, e in particolare per l'uomo, l'ossigeno è indispensabile per
il metabolismo e, di conseguenza, per la vita. L'inalazione dell'aria permette
che l'ossigeno in essa contenuto venga scambiato nei polmoni, passando
all'emoglobina del sangue. Il sangue, a sua volta, trasporta l'ossigeno, legato
all'emoglobina (ossiemoglobina), a tutte le parti del corpo nelle quali hanno
luogo i processi metabolici. Inoltre esso riporta indietro il biossido di
carbonio ai polmoni, dove viene quindi scambiato con l'aria ed espirato. Se
la concentrazione dell'ossigeno nell'atmosfera dovesse dimezzarsi, gli esseri
umani non potrebbero sopravvivere. Per questo motivo una importante
componente dei sistemi di sopravvivenza approntati per gli astronauti e per i
sommozzatori è una sorgente di ossigeno gassoso. Analogamente, le persone che
hanno malattie alle vie respiratorie che disturbano la normale respirazione,
come la polmonite e l'enfisema polmonare, vengono tenute sovente in atmosfera
ricca di ossigeno per migliorare lo scambio di questo gas con il sangue.
Nel campo della chimica inorganica esiste un grandissimo numero di composti
che contengono l'ossigeno. Gli elementi dei quali non sono noti degli ossidi
sono pochissimi, mentre ci sono diversi elementi metallici (come il titanio, il
vanadio e il praseodimio) che formano una grande varietà di ossidi solidi. Gli
ossidi solidi degli elementi metallici generalmente possono essere sintetizzati
per reazione diretta fra gli elementi ad alta temperatura. In molti casi queste
reazioni danno luogo alla formazione di un singolo ossido del metallo nella sua
forma a più alto numero di ossidazione. Esempi tipici sono gli ossidi metallici
del sodio, del calcio, del lantanio, del titanio, del vanadio e del tungsteno.
Nel caso di elementi capaci di formare ossidi parzialmente ridotti, in
particolare i metalli della prima serie di transizione, questi si possono
formare per riscaldamento dell'ossido di grado più elevato, preparato come
descritto sopra, a temperature altissime (1500 °C ed oltre), sia in un
contenitore inerte che in presenza del metallo. Gli ossidi ridotti che si
ottengono mostrano una variazione nella presenza e nell'importanza dei legami
diretti metallo-metallo e ciò dà origine ad una varietà di proprietà
elettriche e magnetiche. Si conoscono molti ossidi di titanio. I più ricchi in
metallo fra questi ossidi sono conduttori di tipo metallico e tendono ad essere
non stechiometrici, cioè si osserva la loro esistenza in un intervallo di
composizioni che posseggono tutte la medesima struttura di base. Parecchi tra
questi ossidi di titanio presentano più di una struttura cristallina
(polimorfismo). Il composto nel quale il titanio ha il più alto numero di
ossidazione è largamente adoperato, in forma di rutilo, come pigmento bianco
per vernici.
Gli ossidi ternari, che sono costituiti da due elementi metallici più
l'ossigeno, presentano ampi motivi di interesse per quanti svolgono ricerca nel
campo dello stato solido. Esempi di ossidi ternari importanti sono le ferriti,
le cui proprietà magnetiche possono essere regolate in modo opportuno, cosa che
le rende utili per le unità di memoria dei computer. Le ferriti vengono
preparate riscaldando ad alta temperatura dei miscugli compattati di ossido di
ferro e di ossidi di uno o più metalli (come quelli di nichel, rame, zinco,
magnesio e manganese).
In chimica inorganica sono importanti anche gli ossidi
dei non-metalli, la maggior parte dei quali forma una grande varietà di
composti con l'ossigeno. Ad esempio, considerando solo il primo periodo del
sistema periodico, il carbonio
forma ossido di carbonio ed anidride
carbonica, l'azoto protossido d'azoto, ossido d'azoto, anidride nitrosa,
biossido di azoto ed anidride nitrica ed il fluoro fluoruro di ossigeno. Gli
ossidi di azoto sono prodotti secondari indesiderabili della combustione in aria
ad alta temperatura (come avviene nei motori a combustione interna), e possono
provocare un grave inquinamento dell'ambiente.
Vedi anche: calcogeni; ossidi.
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