El oxígeno fue descubierto independientemente por varios químicos en la década de 1770. El químico sueco Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) aisló el oxígeno en 1772 calentando varios óxidos, pero su trabajo no se publicó hasta 1777. En 1774, el teólogo y químico británico Joseph Priestley (1733-1804) produjo oxígeno concentrando la luz solar sobre óxido de mercurio usando una lente. Observó que una vela ardía más vivamente en este gas y que un ratón sobrevivía más tiempo en él. Fue Antoine Lavoisier (1743-1794) quien, entre 1775 y 1780, comprendió verdaderamente la naturaleza del oxígeno y su papel en la combustión y la respiración, derrocando así la teoría del flogisto. Lavoisier nombró a este elemento oxígeno (del griego oxys = ácido y genes = generar), creyendo erróneamente que todos los ácidos contenían oxígeno. Este descubrimiento marcó el comienzo de la química moderna.
El oxígeno (símbolo O, número atómico 8) es un no metal del grupo 16 (calcógenos) de la tabla periódica, compuesto por ocho protones, generalmente ocho neutrones (para el isótopo más común) y ocho electrones. Los tres isótopos estables son el oxígeno-16 \(\,^{16}\mathrm{O}\) (≈ 99.757%), el oxígeno-17 \(\,^{17}\mathrm{O}\) (≈ 0.038%) y el oxígeno-18 \(\,^{18}\mathrm{O}\) (≈ 0.205%).
A temperatura ambiente, el oxígeno existe como un gas diatómico (O₂), incoloro, inodoro y muy reactivo químicamente. La molécula O₂ tiene una configuración electrónica particular con dos electrones no apareados, lo que le confiere propiedades paramagnéticas (el oxígeno líquido es atraído por un imán). El gas oxígeno constituye aproximadamente el 21% de la atmósfera terrestre en volumen y es esencial para la respiración aeróbica. El gas O₂ tiene una densidad de aproximadamente 1.429 g/L a temperatura y presión estándar.
El oxígeno también existe como ozono (O₃), una forma alotrópica triatómica, de color azul pálido, con un olor característico, que absorbe fuertemente los rayos ultravioleta. La capa de ozono estratosférico protege la vida terrestre de las radiaciones UV nocivas.
La temperatura a la que los estados líquido y sólido pueden coexistir (punto de fusión): 54.36 K (−218.79 °C). La temperatura a la que pasa de líquido a gas (punto de ebullición): 90.188 K (−182.962 °C). El oxígeno líquido presenta un color azul pálido característico.
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Decaimiento / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Oxígeno-15 — \(\,^{15}\mathrm{O}\,\) | 8 | 7 | 15.003066 u | No natural | 122.24 s | Radiactivo β\(^+\) decae a \(\,^{15}\mathrm{N}\); usado en tomografía por emisión de positrones (TEP) médica. |
| Oxígeno-16 — \(\,^{16}\mathrm{O}\,\) | 8 | 8 | 15.994915 u | ≈ 99.757 % | Estable | Isótopo ultra mayoritario; base de la bioquímica y la respiración; antigua referencia de masas atómicas. |
| Oxígeno-17 — \(\,^{17}\mathrm{O}\,\) | 8 | 9 | 16.999132 u | ≈ 0.038 % | Estable | Único isótopo de oxígeno con espín nuclear; usado en espectroscopia RMN de oxígeno-17. |
| Oxígeno-18 — \(\,^{18}\mathrm{O}\,\) | 8 | 10 | 17.999160 u | ≈ 0.205 % | Estable | Trazador paleoclimático mayor; su proporción con O-16 revela temperaturas y volúmenes glaciares del pasado. |
| Oxígeno-19 — \(\,^{19}\mathrm{O}\,\) | 8 | 11 | 19.003580 u | No natural | 26.464 s | Radiactivo β\(^-\) decae a \(\,^{19}\mathrm{F}\); producido artificialmente en aceleradores. |
| Otros isótopos — \(\,^{12}\mathrm{O}-\,^{14}\mathrm{O},\,^{20}\mathrm{O}-\,^{28}\mathrm{O}\) | 8 | 4-6, 12-20 | — (resonancias) | No naturales | \(10^{-22}\) — 13.51 s | Estados muy inestables observados en física nuclear; algunos presentan estructuras de halo de neutrones. |
N.B. :
Capas electrónicas: Cómo se organizan los electrones alrededor del núcleo.
El oxígeno tiene 8 electrones distribuidos en dos capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p⁴, o simplificada: [He] 2s² 2p⁴. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(6).
Capa K (n=1): contiene 2 electrones en el subnivel 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): contiene 6 electrones distribuidos como 2s² 2p⁴. Los orbitales 2s están completos, mientras que los orbitales 2p contienen solo 4 de los 6 electrones posibles. Por lo tanto, faltan 2 electrones para alcanzar la configuración estable del neón con 8 electrones (octeto).
Los 6 electrones en la capa externa (2s² 2p⁴) son los electrones de valencia del oxígeno. Esta configuración explica sus propiedades químicas:
Al ganar 2 electrones, el oxígeno forma el ion O²⁻ (estado de oxidación -2), su estado más común en los óxidos, adoptando la configuración estable del neón [Ne].
El oxígeno también puede presentar un estado de oxidación de -1 en peróxidos (como H₂O₂, agua oxigenada) y superóxidos.
En ciertos compuestos con flúor (OF₂), el oxígeno presenta excepcionalmente un estado de oxidación positivo de +2, siendo el único elemento capaz de hacer que el oxígeno pierda electrones.
El estado de oxidación 0 corresponde al dioxígeno O₂, su forma molecular natural, donde dos átomos de oxígeno están unidos por un enlace doble.
La configuración electrónica del oxígeno, con 6 electrones de valencia, lo clasifica entre los calcógenos (Grupo 16) y lo convierte en el segundo elemento más electronegativo después del flúor (electronegatividad de 3,5). Esta estructura le confiere propiedades características: alta reactividad química (el oxígeno reacciona con casi todos los elementos), fuerte poder oxidante (segundo después del flúor) y la capacidad de formar dos enlaces covalentes para completar su octeto. El oxígeno forma principalmente el ion óxido O²⁻ en compuestos iónicos, pero también puede establecer enlaces covalentes compartiendo sus electrones. El dioxígeno O₂ es un gas incoloro, inodoro y paramagnético, esencial para la respiración de los organismos aeróbicos. Su molécula tiene dos electrones no apareados, lo que explica su paramagnetismo y reactividad.
El oxígeno es fundamentalmente importante: constituye aproximadamente el 21% de la atmósfera terrestre y alrededor del 46% de la corteza terrestre en masa (el elemento más abundante). Es esencial para la vida (respiración celular, producción de energía a través del ATP), la combustión y numerosos procesos químicos. El oxígeno se utiliza industrialmente en metalurgia (producción de acero), soldadura, procesos químicos y en medicina (oxigenoterapia). El ozono O₃, una forma alotrópica, protege a la Tierra de los rayos ultravioleta en la estratosfera.
El oxígeno tiene seis electrones de valencia y es el tercer elemento más electronegativo (después del flúor y el cloro), lo que lo convierte en un oxidante extremadamente potente. Forma compuestos con prácticamente todos los demás elementos químicos, excepto los gases nobles ligeros (helio, neón, argón). El oxígeno forma típicamente dos enlaces covalentes (como en H₂O, CO₂) o iones óxido O²⁻ en compuestos iónicos.
Las reacciones de oxidación (combustión, respiración, óxido, etc.) implican la transferencia de electrones al oxígeno. La combustión de materia orgánica con oxígeno libera grandes cantidades de energía en forma de calor y luz. Esta alta reactividad se explota en innumerables procesos naturales e industriales, pero también hace que el oxígeno sea potencialmente peligroso: las atmósferas enriquecidas con oxígeno aumentan considerablemente los riesgos de incendio.
El oxígeno forma óxidos con todos los elementos excepto los gases nobles ligeros. Estos óxidos pueden ser básicos (óxidos metálicos como CaO), ácidos (óxidos no metálicos como SO₂, CO₂) o anfóteros (como Al₂O₃). El agua (H₂O), el compuesto de oxígeno más importante, cubre el 71% de la superficie terrestre y es esencial para toda la vida conocida.
En los organismos vivos, el oxígeno se utiliza en la respiración celular aeróbica para oxidar moléculas orgánicas (glucosa) y producir energía (ATP). Esta respiración también genera especies reactivas de oxígeno (radicales libres) que pueden dañar las células, contra las cuales los organismos han desarrollado sistemas antioxidantes. Paradójicamente, el oxígeno, esencial para la vida aeróbica, también es un veneno oxidativo a altas concentraciones.
El oxígeno es el tercer elemento más abundante en el universo observable (después del hidrógeno y el helio) y el primer elemento pesado por abundancia cósmica. Representa aproximadamente el 1% de la masa bariónica total del universo. A diferencia de los elementos primordiales (H, He, Li), el oxígeno es producido enteramente por nucleosíntesis estelar.
El oxígeno se sintetiza principalmente en estrellas masivas (mayores a 8 masas solares) mediante el proceso de combustión del carbono y el helio. La reacción triple-alfa produce carbono-12, que luego captura un núcleo de helio-4 para formar oxígeno-16. A temperaturas más altas (alrededor de 1 billón de kelvin), la fusión del carbono también produce oxígeno. Las estrellas masivas desarrollan una estructura en capas concéntricas (como una cebolla) con zonas de combustión de diferentes elementos, incluyendo una capa rica en oxígeno.
El oxígeno se dispersa masivamente en el medio interestelar durante las explosiones de supernovas de tipo II. Estos eventos cataclísmicos eyectan las capas externas ricas en oxígeno de la estrella a velocidades de miles de kilómetros por segundo, enriqueciendo el medio interestelar para futuras generaciones de estrellas y planetas. El oxígeno representa una fracción significativa de la masa eyectada por las supernovas, lo que convierte a estos eventos en las principales fuentes de oxígeno galáctico.
En el medio interestelar, el oxígeno existe en varias formas: atómica (O, O⁺, O⁺⁺), molecular (O₂, que es raro y difícil de detectar), e incorporado en muchas moléculas como H₂O (hielo de agua), CO (monóxido de carbono, la segunda molécula más abundante después de H₂), CO₂, OH, y moléculas orgánicas complejas. El oxígeno atómico doblemente ionizado (O⁺⁺) emite líneas espectrales características en nebulosas planetarias y regiones HII, permitiendo a los astrónomos mapear la distribución del oxígeno en las galaxias.
La proporción isotópica ¹⁶O/¹⁸O en diferentes objetos astronómicos (meteoritos, cometas, polvo interestelar, granos presolares) revela información crucial sobre los procesos de nucleosíntesis en diferentes tipos de estrellas y la historia del enriquecimiento químico de nuestra galaxia. Las anomalías isotópicas del oxígeno descubiertas en ciertas inclusiones refractarias de meteoritos primitivos indican la contribución de diferentes fuentes estelares al material que formó el sistema solar.
En las atmósferas planetarias, el oxígeno juega un papel central. En la Tierra, el oxígeno atmosférico (21% de O₂) es casi enteramente de origen biológico, producido por la fotosíntesis de plantas, algas y cianobacterias durante aproximadamente 2,4 mil millones de años (el "Gran Evento de Oxigenación"). Esta acumulación de oxígeno transformó profundamente la química terrestre y permitió la evolución de la vida compleja aeróbica. La detección espectroscópica de oxígeno molecular y ozono en la atmósfera de un exoplaneta podría constituir una biofirma potencial, aunque procesos abióticos también podrían producir oxígeno bajo ciertas condiciones.
N.B.:
La "paradoja del oxígeno" ilustra la naturaleza dual de este elemento esencial. El oxígeno molecular (O₂) es absolutamente vital para los organismos aeróbicos, permitiendo una producción eficiente de energía celular a través de la respiración mitocondrial. Sin embargo, el oxígeno también es un potente veneno oxidativo: sus derivados reactivos (radicales superóxido, peróxido de hidrógeno, radicales hidroxilo) dañan proteínas, lípidos y ADN. Los organismos aeróbicos han tenido que desarrollar mecanismos antioxidantes sofisticados (enzimas como la superóxido dismutasa, catalasa, peroxidasa; moléculas antioxidantes como las vitaminas C y E) para protegerse de la toxicidad del oxígeno mientras explotan su potencial energético. El oxígeno también es responsable del envejecimiento celular a través de la acumulación de daños oxidativos con el tiempo. Esta notable dualidad —vital y tóxico simultáneamente— refleja la compleja historia evolutiva de la vida en la Tierra y los compromisos biológicos necesarios para explotar el enorme potencial energético del oxígeno.
