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ossìgeno

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Lessico

sm. [sec. XVIII; dal francese oxygène, propr. generatore di acidi, dal greco oxýs, acido+-gène, -geno]. Elemento chimico di simbolo O, peso atomico 15,9994 e numero atomico 8. Il nome gli è stato dato nel 1776 da Lavoisier, che lo riconobbe come gas semplice costituente uno dei “principi” dell'aria. In particolare, tenda a ossigeno, vedi ossigenoterapia. Nelle loc.: dare ossigeno, per aiutare la respirazione e fig., dare aiuto, specialmente finanziario; aver bisogno di ossigeno, essere in gravissimo stato e fig., aver bisogno di danaro.

Chimica

In natura l'ossigeno è costituito da una miscela di tre isotopi, 16O, 17O e 18O; nell'atmosfera 16O predomina costituendo il 99,7587% dell'ossigeno atmosferico, mentre 17O ha una percentuale dello 0,0374 e 18O dello 0,2039. Nelle acque lacustri e marine il tenore di 18O è inferiore rispetto a quello atmosferico a causa di processi di scambio tra le specie isotopiche. 18O è l'isotopo solitamente utilizzato nello studio dei meccanismi delle reazioni inorganiche e organiche nelle quali interviene l'ossigeno: la concentrazione di questo isotopo è però determinabile solo mediante la spettrometria di massa, il che rende impossibile lo studio delle reazioni a decorso veloce. Nella crosta terrestre l'ossigeno, combinato principalmente sotto forma di ossidi, di carbonati e di silicati, è l'elemento più abbondante, e ne costituisce il 46,6% in peso; l'acqua pura contiene l'88,81% in peso di ossigeno, mentre l'aria contiene il 23% in peso di ossigeno libero. Nell'atmosfera terrestre la concentrazione media di ossigeno rimane praticamente costante: le grandi quantità che vengono consumate dalla respirazione degli organismi viventi, dalla putrefazione dei loro relitti, dalle combustioni e dalla graduale ossidazione delle rocce della crosta terrestre vengono infatti compensate dall'ossigeno che viene immesso nell'atmosfera soprattutto dalle piante attraverso la fotosintesi clorofilliana. Si ritiene che l'ossigeno non fosse presente allo stato libero nell'atmosfera primitiva della Terra e che vi si sia accumulato nel corso del tempo geologico in seguito a processi di decomposizione fotochimica dell'acqua e di fotosintesi. L'ossigeno è costituito da molecole biatomiche O₂ che solo in condizioni particolari, per esempio sotto l'azione delle scariche elettriche, si trasformano parzialmente in quelle triatomiche, O₃, dell'ozono: questa forma allotropica è però instabile e si ritrasforma più o meno rapidamente nell'ossigeno comune. Le molecole O₂ sono molto stabili e solo a temperature elevatissime si scindono reversibilmente in atomi liberi: per esempio, a 3270 ºC il grado di dissociazione è di appena il 5,6%. L'ossigeno atomico o monossigeno è presente nell'atmosfera in quantità significative solo al di sopra dei 100 km, diventando man mano la forma più abbondante di ossigeno; nella ionosfera si incontrano inoltre le forme ioniche O+, O₂+, O₃+. Alla grande stabilità della molecola O₂ è dovuta la reattività relativamente scarsa dell'ossigeno a temperatura ambiente. In laboratorio l'ossigeno atomico si può ottenere in concentrazioni inferiori al 10% per dissociazione in atomi di una corrente di ossigeno biatomico fatta passare attraverso una scarica elettrica silenziosa, a bassissima pressione. Piccole quantità di ossigeno si possono preparare anche decomponendo per azione del calore vari ossidi o sali metallici ricchi in ossigeno, per solito il clorato o il permanganato di potassio:

In passato l'ossigeno si otteneva riscaldando all'aria l'ossido di bario BaO, il quale a 500-600 ºC fissava l'ossigeno atmosferico trasformandosi nel perossido BaO₂; quest'ultimo a 800 ºC si decompone liberando ossigeno e ripristinando l'ossido BaO, che veniva di nuovo utilizzato. Largamente utilizzata è stata anche l'elettrolisi dell'acqua, che si effettua operando su soluzioni acquose al 20-30% di idrossido di sodio o di potassio: oltre all'ossigeno si forma un volume doppio di idrogeno. Il metodo elettrolitico è stato quasi del tutto abbandonato a causa degli elevati consumi di energia elettrica che comporta ed è stato sostituito dalla distillazione frazionata dell'aria liquida. L'ossigeno ottenuto dalla distillazione frazionata dell'aria liquida presenta per lo più un titolo del 95-96%, bastante per la maggior parte degli usi e ulteriormente elevabile eliminando le piccole quantità di azoto e di argo ancora presenti, per impieghi particolari. Alla temperatura di 0 ºC e alla pressione di 1 atm un litro di ossigeno pesa 1,4289 g: alla pressione atmosferica liquefà a -182,96 ºC e solidifica a -218,62 ºC. A temperatura ambiente non può essere liquefatto qualunque sia la pressione: la sua temperatura critica è infatti di -118,38 ºC. La solubilità dell'ossigeno in acqua pura alla temperatura di 15 ºC e a pressione atmosferica è di 34,3 cm3/l nell'acqua di mare, a contatto con un'atmosfera costituita da aria anziché da solo ossigeno, la quantità di ossigeno disciolto è di 6-6,5 cm3/l, che è però bastante a mantenere le attività respiratorie degli organismi acquatici. A temperatura ambiente l'ossigeno è assai poco reattivo, ma può essere fissato, attraverso legami chimici labili, dai pigmenti respiratori degli organismi viventi, per essere poi ceduto ai tessuti, nei quali esso dà luogo ai processi di ossidazione biochimica che forniscono l'energia richiesta per i fenomeni vitali. Gli elementi che a temperatura ambiente si combinano direttamente con l'ossigeno sono relativamente pochi; per molti metalli la combinazione con l'ossigeno è fortemente accelerata dalla presenza di tracce di umidità, ma dipende molto anche dallo stato di suddivisione del metallo, e per esempio i metalli cosiddetti piroforici, come il ferro e il nichel, preparati a uno stato di estrema suddivisione, si incendiano spontaneamente a contatto con l'atmosfera. A temperatura elevata l'ossigeno diviene fortemente reattivo: così una spirale rovente di ferro immessa in un'atmosfera di ossigeno puro brucia con fiamma abbagliante trasformandosi nell'ossido Fe₂O₃. L'ossigeno è il comburente utilizzato in tutte le combustioni industriali, tecniche e per gli scopi domestici. L'ossigeno puro è stato dapprima impiegato quasi esclusivamente come comburente per la fiamma ossidrica e ossiacetilenica e negli apparecchi clinici di rianimazione. Successivamente, a questi impieghi se ne sono affiancati altri molto più ampi, in specie nel settore siderurgico e in quello chimico. I consumi maggiori si hanno nelle acciaierie, dove esso ha in gran parte sostituito l'aria prima utilizzata nel processo di conversione; grandi quantità di ossigeno vengono inoltre utilizzate nella produzione dell'idrogeno e dell'acetilene dai gas naturali e in quella dei vari perossidi. Anche l'industria missilistica assorbe notevoli quantitativi di ossigeno quale comburente per i motori. Data la notevole incidenza dei costi di trasporto sul prezzo si tende a sostituire le bombole di acciaio, di limitata capienza, con serbatoi di grande capacità, nei quali l'ossigeno è immagazzinato allo stato liquido.

Biochimica

L'ossigeno è un costituente fondamentale della materia vivente. Oltre a entrare nella composizione dell'acqua, esso è presente nella struttura dei carboidrati, delle proteine, dei lipidi e della maggior parte dei composti chimici di cui sono formati le cellule e i tessuti. Il suo apporto continuo e regolare, assicurato dalla respirazione, è essenziale per la vita di gran parte degli organismi. In sua assenza infatti tutti i processi vitali si arrestano e le cellule vanno incontro ad alterazioni profonde e irreversibili. La principale sorgente di ossigeno nella biosfera è costituita dagli organismi fotosintetici (piante verdi), che in presenza di luce solare utilizzano l'acqua e l'anidride carbonica per produrre ossigeno e sostanze organiche di valore energetico, come il glucosio (vedi fotosintesi). Il glucosio e l'ossigeno vengono a loro volta assunti dagli organismi eterotrofi e da questi utilizzati per l'attuazione dei processi costruttivi e trasformativi del metabolismo, per le attività di trasporto e per la produzione di lavoro. Nell'ambito di tali processi gli organismi eterotrofi producono acqua e anidride carbonica, che vengono utilizzate per lo svolgimento della fotosintesi (ciclo dell'ossigeno). Per il significato chimico-fisiologico dell'ossigeno e le modalità con cui esso viene assunto e utilizzato dagli animali superiori, vedi respirazione.

Bibliografia

F. A. Cotton, G. Wilkinson, Chimica inorganica, Milano, 1968; J. P. Hoare, The Electrochemistry of Oxygen, New York, 1968; Autori Vari, Enciclopedia internazionale di chimica, vol. VII, Roma, 1973.