Oxigénio
English: Oxygen

Disambig grey.svg Nota: Para outras formas deste elemento, veja Alótropos do oxigénio.
Pix.gifOxigénioStylised atom with three Bohr model orbits and stylised nucleus.svg
NitrogénioOxigénioFlúor
 Cubic crystal shape.png
 
8
O
 
        
        
                  
                  
                                
                                
O
S
Tabela completaTabela estendida
Aparência
incolor; líquido azul-pálido



Linhas espectrais do oxigénio.
Informações gerais
Nome, símbolo, númeroOxigénio, O, 8
Série químicaNão metal
Grupo, período, bloco16 (VIA), 2, p
Densidade, dureza1,429 3,
Número CAS7782-44-7
Número EINECS
Propriedade atómicas
Massa atômica15,9994(3) u
Raio atómico (calculado)60(48) pm
Raio covalente73 pm
Raio de Van der Waals152 pm
Configuração electrónica2s2 2p4
Elétrons (por nível de energia)2, 6 (ver imagem)
Estado(s) de oxidação-2, -1 (neutro)
Óxido
Estrutura cristalinacúbico
Propriedades físicas
Estado da matériagasoso
Ponto de fusão50,35 K
Ponto de ebulição90,18 K
Entalpia de fusão0,22259 kJ/mol
Entalpia de vaporização3,4099 kJ/mol
Temperatura crítica K
Pressão crítica Pa
Volume molar17,36×10-6 3/mol
Pressão de vapor
Velocidade do som317,5 m/s a 20 °C
Classe magnéticaparamagnético (líquido)
Susceptibilidade magnéticagasoso: 1,9x10-6

líquido: 3,9x10-3

Permeabilidade magnética
Temperatura de Curie K
Diversos
Eletronegatividade (Pauling)3,44
Calor específico920 J/(kg·K)
Condutividade elétricaS/m
Condutividade térmica0,02674 W/(m·K)
Potencial de ionização1313,9 kJ/mol
2º Potencial de ionização3388,3 kJ/mol
3º Potencial de ionização5300,5 kJ/mol
4º Potencial de ionização7469,2 kJ/mol
5º Potencial de ionização kJ/mol
Isótopos mais estáveis
isoANMeia-vidaMDEdPD
MeV
16O99,762%estável com 8 neutrões
17O0,038%estável com 9 neutrões
18O0,2%estável com 10 neutrões
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.

O oxigénio (pt) ou oxigênio (pt-BR), é um elemento químico de número atómico 8 e símbolo O (8 protões e 8 eletrões) representando com massa atómica 16 u. Constitui parte do grupo dos calcogénios e é um não metal reactivo e um forte agente oxidante que facilmente forma compostos com a maioria doutros elementos, principalmente óxidos. Tem a segunda electronegatividade mais elevada de todos os elementos químicos, superado apenas pelo flúor.[1] Medido pela sua massa, o oxigénio é o terceiro elemento mais abundante do universo, atrás do hidrogénio e hélio,[2] e o mais abundante na crosta terrestre como parte de compostos óxidos, formando praticamente metade da sua massa.[3] Em condições normais de pressão e temperatura, dois átomos do elemento ligam-se para formar o dioxigénio, um gás diatómico incolor, inodoro e insípido com fórmula O2. Este gás diatómico constitui 20,8% da atmosfera e é fundamental para suportar a vida terrestre.[4] Não obstante, vários estudos dos níveis de oxigénio atmosférico indicam uma progressão global descendente na proporção deste elemento, principalmente por causa das emissões procedentes da queima de combustíveis fósseis.[5]

É um gás incolor (azul em estado líquido[6] e sólido), inodoro e insípido, comburente, não combustível e pouco solúvel em água. Devido à sua reactividade química, o oxigénio não pode permanecer na atmosfera terrestre como elemento livre sem que seja constantemente reabastecido pela acção fotossintética dos organismos que utilizam a energia solar para produzir oxigénio. O oxigénio elementar O2 somente começou a acumular-se na atmosfera depois do aparecimento destes organismos, há aproximadamente 2500 milhões de anos.[7] O alótropo ozono (O3) é um forte absorvente de radiação ultravioleta, e a camada de ozono da Terra, a grande altitude, ajuda a proteger a biosfera da incidência de radiação procedente do Sol. Porém, o ozono é um agente contaminante perto da superfície terrestre, sendo um produto derivado do smog. A altitudes de órbita terrestre baixa, o oxigénio atómico presente provoca a corrosão das naves espaciais.[8]

O oxigénio foi descoberto autonomamente por Carl Wilhelm Scheele em Uppsala, no ano de 1773, e por Joseph Priestley em Wiltshire no ano de 1774, no entanto é Priestley quem costuma ser designado prioritariamente, uma vez que a sua obra foi a primeira a ser publicada. Em 1777, Antoine Lavoisier cunhou o seu nome[9] e suas experiências com o oxigénio ajudaram a desacreditar a até então popular teoria do flogisto da combustão e corrosão. O nome deriva do grego ὀξύς (oxys) («ácido», literalmente «picante», em alusão ao sabor dos ácidos) e γόνος (-gonos) («produtor», literalmente «gerar»), porque na época em que se lhe deu esta denominação acreditava-se, equivocadamente, que todos os ácidos necessitavam de oxigénio para a sua composição. As aplicações habituais do oxigénio incluem, entre outras, o seu uso em calefações residenciais e motores de combustão interna, a produção de aço, plásticos e têxteis, aplicações de corte industrial e soldadura de aços e outros metais, como propulsor para foguetes, para terapias de oxigénio e sistemas de suporte à vida em aeronaves, submarinos, naves espaciais tripuladas e mergulho.

Características principais

Estrutura molecular e propriedades

Tubo de descarga cheio de oxigénio puro.

Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (PTN), o oxigénio é um gás incolor e inodoro com fórmula molecular O2, em que dois átomos de oxigénio se ligam com uma configuração electrónica em estado tripleto. Esta ligação apresenta uma ordem de ligação de dois e costuma-se simplificar nas descrições como uma ligação dupla[10] ou como uma combinação duma ligação de dois electrões e duas ligações de três electrões.[11]

Um fio de oxigénio líquido é desviado por um campo magnético, ilustrando a sua propriedade paramagnética.

O oxigénio tripleto[nota 1] é o estado fundamental da molécula O2,[12] que apresenta dois electrões desemparelhados que ocupam dois orbitais moleculares degenerados.[nota 2] Estes orbitais são classificados como antiligações - debilitam a ordem de ligação de três para dois-, de forma a que a ligação do dioxigénio é mais fraca do que a tripla ligação do nitrogénio diatómico, em que todos os orbitais das ligações moleculares são preenchidos, mas alguns orbitais de antiligação não.[12][14]

Na sua forma normal de tripleto, as moléculas de O2 são paramagnéticas; ou seja, na presença dum campo magnético formam um íman, devido ao momento magnético do spin dos electrões desemparelhados na molécula e à interação de troca negativa entre moléculas de O2 contíguas.[15] O oxigénio líquido é de tal forma magnético que, em demonstrações laboratoriais, um fio de oxigénio líquido pode suster o seu próprio peso entre os polos dum íman potente.[16][nota 3]

O oxigénio molecular singlete é um nome dado a várias espécies de O2 de maior energia, em que todos os spins dos electrões se emparelham. É muito mais reactivo com moléculas orgânicas comuns do que o oxigénio molecular propriamente dito. Na natureza, o oxigénio singlete costuma formar-se com a água durante a fotossíntese, utilizando a energia solar.[18] É também produzido na troposfera por meio da fotólise do ozono pela luz de onda curta[19] e pelo sistema imunitário enquanto fonte de oxigénio activo.[20] Nos organismos fotossintéticos - e possivelmente também nos animais - os carotenoides exercem um papel fundamental na absorção de energia do oxigénio singlete e na conversão deste para o seu estado não excitado antes de provocar danos nos tecidos.[21]

Alótropos

Ver artigo principal: Alótropos do oxigénio
Central atom is positively charged and end atoms are negatively charged.
O ozono é um gás pouco comum na Terra e encontra-se em grande parte na estratosfera.

O alótropo comum do oxigénio elementar é o chamado dioxigénio (O2), que possui um comprimento de ligação de 121 pm e uma energia de ligação de 498 kJ•mol−1,[22] menor que a energia das outras ligações duplas ou pares de ligações simples presentes na biosfera, e responsável pela reação exotérmica do O2 com qualquer molécula orgânica.[23][24] Devido ao seu teor de energia, o O2 é utilizado por formas de vida complexas, tal como os animais, na sua respiração celular, desempenhando um papel fundamental na composição da atmosfera terrestre.

O trioxigénio (O3) é habitualmente conhecido como ozono e é um alótropo bastante reactivo, prejudicial para o tecido pulmonar.[25] O ozono é produzido na atmosfera superior quando o O2 se combina com o oxigénio atómico causado pela divisão do O2 por radiação ultravioleta.[9] Uma vez que o ozono é um poderoso absorvente na região ultravioleta do espectro electromagnético, a camada de ozono da atmosfera superior funciona como um escudo protector da radiação que o planeta recebe.[9] Perto da superfície terrestre, todavia, é um contaminante formado como subproduto das emissões de automóveis.[25] A molécula metaestável do tetraoxigénio (O4) só foi descoberta em 2001,[26][27] e assumiu-se que existia numa das seis fases do oxigénio sólido. Em 2006 demonstrou-se que esta fase, criada por meio da pressurização do O2 a 20 GPa, é, de facto, um cluster [nota 4] O8 do sistema trigonal.[29] Este cluster tem potencial para ser um oxidante muito mais potente do que o O2 e o O3 e pode, por conseguinte, ser usado como propulsor de foguetes.[26][27] Em 1990 foi descoberta uma fase metálica quando o oxigénio sólido é submetido a uma pressão superior a 96 GPa[30] e demonstrou-se em 1998 que a temperaturas muito baixas converte-se em supercondutor.[31]

Propriedades físicas

O mapamundi assinala que o oxigénio da superfície marinha reduz ao redor do equador e aumenta perto dos pólos
A baixa temperatura da água aumenta a concentração de O2 dissolvido na superfície do mar.[32]

O oxigénio é mais solúvel em água do que o nitrogénio; água em equilíbrio com ar contém aproximadamente uma molécula de O2 por cada duas moléculas de N2, em comparação à proporção atmosférica, de aproximadamente 1:4. A solubilidade do oxigénio na água depende da temperatura, dissolvendo-se em cerca do dobro (14,6 mg•L−1) a 0 °C do que a 20 °C (7,6 mg•L−1).[33][34] A 25 °C e 1 atmosfera padrão (101 3  kPa), a água doce contém cerca de 6,04 mililitros (ml) de oxigénio por litro, enquanto que a água do mar contém cerca de 4,95 ml por litro.[35] A 5 °C a solubilidade aumenta até 9,0 ml (cerca de 50 % mais do que a 25 °C) por litro na água e 7,2 ml (45% mais) na água do mar.[34]

O oxigénio condensa-se a 90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F) e congela a 54,36 K (-218,79 °C, -361,82 °F).[36] Tanto o O2 líquido como o sólido são substâncias claras com uma cor azul céu provocada pela absorção no vermelho, contrastando com a cor azul do céu, que se deve à dispersão de Rayleigh da luz azul. O O2 líquido de grande pureza é obtido através da destilação fracionada do ar liquefeito.[37] O oxigénio líquido também pode ser produzido pela condensação do ar, utilizando nitrogénio líquido como refrigerante. É uma substância altamente reactiva e deve ser separado de materiais inflamáveis.[38]

A espectroscopia do oxigénio molecular associa-se aos processos atmosféricos das auroras e outras emissões de luz na atmosfera.[39] A absorção no contínuo de Herzberg e nas bandas de Schumann–Runge no ultravioleta produz oxigénio atómico, importante na química do meio atmosférico.[40] O oxigénio molecular singlete em estado excitado é responsável pela luminescência química vermelha nas soluções.[41]

Importância da sua existência

A nebulosa Olho de gato possui zonas ricas em oxigénio ionizado, a cor verde na imagem.

O oxigénio é o elemento químico mais abundante, por massa, na biosfera, ar, mar e terra. É o terceiro mais abundante no universo, atrás do hidrogénio e hélio.[2] Cerca de 0,9 % da massa do Sol é oxigénio. Constitui também 49,2 % da massa da crosta terrestre (cerca de 46,7%), e é o principal componente dos oceanos (cerca de 87% como componente da água).[4] O oxigénio gasoso é o segundo componente mais abundante na atmosfera, constituindo 20,8 % do seu volume e 23,1 % da sua massa (cerca de 1015 toneladas).[3][4][42][nota 5] A Terra é uma excepção entre os planetas do Sistema Solar pela elevada concentração de oxigénio gasoso na sua atmosfera; por exemplo, Marte (com cerca de 0,1 % de O2 do total do seu volume) e Vénus têm concentrações muito inferiores. Contudo, o O2 que circula nestes planetas provém exclusivamente da reação das moléculas que contêm oxigénio, assim como o dióxido de carbono, por efeito da radiação ultravioleta.[43]

Os óxidos de metais, silicatos (SiO44-) e carbonatos (CO32-) encontram-se frequentemente em rochas e no solo. Na atmosfera apresenta-se como oxigénio molecular, O2, dióxido de carbono e em menor proporção como monóxido de carbono (CO), ozono (O3), dióxido de nitrogénio (NO2), monóxido de nitrogénio (NO) ou dióxido de enxofre (SO2). Nos planetas exteriores (mais distantes do Sol) e em cometas encontra-se água congelada e outros compostos de oxigénio; por exemplo, em Marte existe dióxido de carbono congelado.[44] O espectro deste elemento também é com frequência observado nas estrelas.[45]

Os cinco elementos mais comuns
na Via Láctea[46]
Z Elemento Fração de massa
em partes por milhão
1 Hidrogénio 739 000
2 Hélio 240 000
8 Oxigénio 10 400
6 Carbono 4 600
10 Néon 1 340

A concentração anormalmente elevada de oxigénio gasoso na Terra é resultado do ciclo do oxigénio. Este ciclo biogeoquímico descreve o movimento do oxigénio dentro e entre os seus três principais reservatórios no planeta: a atmosfera, a biosfera e a litosfera. O factor de condução mais importante neste ciclo é a fotossíntese, responsável pela atmosfera moderna da Terra, que libera oxigénio na atmosfera, enquanto que os processos de respiração e descomposição o eliminam.[47]

O oxigénio livre ocorre também em soluções nas massas de água do planeta. A maior solubilidade do O2 a baixas temperaturas tem importantes implicações para a vida marinha, uma vez que os oceanos polares sustentam uma densidade de vida muito maior devido ao seu elevado teor de oxigénio.[nota 6] A quantidade de O2 na água pode ser diminuída pela contaminação hídrica, devido à acção da descomposição das algas e outros biomateriais por um processo denominado eutrofização. Os cientistas avaliam este aspecto da qualidade da água através da medição da sua carência biológica de oxigénio, ou quantidade de O2 necessária para restaurá-la para níveis de concentração normais.[48]

Isótopos e origem estelar

Ver artigo principal: Isótopos do oxigénio

O oxigénio possui dezassete isótopos cujo número de massa varia entre 12 e 28. O oxigénio encontrado na natureza é composto por três isótopos estáveis: O16, e O18, sendo o O16 o mais abundante (99,762 % de abundância natural).[49] A maior parte do O16 é sintetizado no final do processo de combustão do hélio no interior de estrelas massivas, mas outra parte é produzida no processo de combustão do néon.[50] O O17 deriva fundamentalmente da fusão do hidrogénio em hélio durante o ciclo CNO, convertendo-o num isótopo comum nas zonas de combustão de hidrogénio nas estrelas.[50] A maioria do O18 é produzido quando o N14 — que abunda devido à combustão CNO — captura um núcleo de He4, tornando o O18 comum nas zonas ricas em hélio das estrelas massivas.[50]

Foram evidenciados quatorze radioisótopos, dos quais os mais estáveis são o O15 com um período de semidesintegração de 70,606 segundos.[49] Todos os restantes isótopos radioactivos têm períodos de semidesintegração inferiores a 27 segundos e a maior parte destes, inferiores a 83 milissegundos.[49] A forma de desintegração dos isótopos mais leves que o O16 é a desintegração β+[51][52][53] para produzir nitrogénio. O tipo de decaimento mais comum para os isótopos mais pesados do que o O18 é a desintegração β que dá origem ao flúor.[49]