Oxígeno

El oxígeno es el elemento químico con el símbolo O y el número atómico 8. Es un miembro del grupo calcógeno en la tabla periódica, un no metal altamente reactivo y un agente oxidante que forma óxidos fácilmente con la mayoría de los elementos, así como con otros compuestos. El oxígeno es el elemento más abundante de la Tierra y, después del hidrógeno y el helio, es el tercer elemento más abundante del universo. A temperatura y presión estándar, dos átomos del elemento se unen para formar dioxígeno, un gas diatómico incoloro e inodoro con la fórmula O₂. El gas de oxígeno diatómico actualmente constituye el 20,95% de la atmósfera terrestre, aunque esto ha cambiado considerablemente durante largos períodos de tiempo. El oxígeno constituye casi la mitad de la corteza terrestre en forma de óxidos.

Muchas clases principales de moléculas orgánicas en los organismos vivos contienen átomos de oxígeno, como proteínas, ácidos nucleicos, carbohidratos y grasas, al igual que los principales compuestos inorgánicos constituyentes de las conchas, los dientes y los huesos de los animales. La mayor parte de la masa de los organismos vivos es oxígeno como componente del agua, el componente principal de las formas de vida. El oxígeno se repone continuamente en la atmósfera terrestre mediante la fotosíntesis, que utiliza la energía de la luz solar para producir oxígeno a partir del agua y el dióxido de carbono. El oxígeno es demasiado reactivo químicamente para permanecer como elemento libre en el aire sin ser reabastecido continuamente por la acción fotosintética de los organismos vivos. Otra forma (alótropo) de oxígeno, ozono (O₃), absorbe fuertemente la radiación ultravioleta UVB y la capa de ozono de gran altitud ayuda a proteger la biosfera de la radiación ultravioleta. Sin embargo, el ozono presente en la superficie es un subproducto del smog y, por lo tanto, un contaminante.

El oxígeno fue aislado por Michael Sendivogius antes de 1604, pero comúnmente se cree que el elemento fue descubierto de forma independiente por Carl Wilhelm Scheele, en Uppsala, en 1773 o antes, y Joseph Priestley en Wiltshire, en 1774. A menudo se da prioridad a Priestley porque su el trabajo fue publicado primero. Priestley, sin embargo, llamó al oxígeno "aire desflogistizado" y no lo reconoció como un elemento químico. El nombre oxígeno fue acuñado en 1777 por Antoine Lavoisier, quien fue el primero en reconocer el oxígeno como elemento químico y caracterizó correctamente el papel que desempeña en la combustión.

Los usos comunes del oxígeno incluyen la producción de acero, plásticos y textiles, soldadura fuerte, soldadura y corte de aceros y otros metales, propulsor de cohetes, oxigenoterapia y sistemas de soporte vital en aviones, submarinos, vuelos espaciales y buceo.

Historia de estudio

Primeros experimentos

Uno de los primeros experimentos conocidos sobre la relación entre la combustión y el aire fue realizado por el escritor griego sobre mecánica del siglo II a. C., Filón de Bizancio. En su obra Pneumatica, Philo observó que al invertir un recipiente sobre una vela encendida y rodear el cuello del recipiente con agua, algo de agua subía por el cuello. Philo supuso incorrectamente que partes del aire en el recipiente se convirtieron en el elemento clásico fuego y, por lo tanto, pudieron escapar a través de los poros del vidrio. Muchos siglos después, Leonardo da Vinci se basó en el trabajo de Philo al observar que una parte del aire se consume durante la combustión y la respiración.

A finales del siglo XVII, Robert Boyle demostró que el aire es necesario para la combustión. El químico inglés John Mayow (1641–1679) perfeccionó este trabajo al demostrar que el fuego requiere solo una parte del aire que denominó spiritus nitroaereus. En un experimento, descubrió que colocar un ratón o una vela encendida en un recipiente cerrado sobre agua hacía que el agua subiera y reemplazara una catorceava parte del volumen del aire antes de extinguir a los sujetos. A partir de esto, supuso que el nitroaereus se consume tanto en la respiración como en la combustión.

Mayow observó que el antimonio aumentaba de peso cuando se calentaba e infirió que el nitroaereus debía haberse combinado con él. También pensó que los pulmones separan el nitroaereus del aire y lo pasan a la sangre y que el calor animal y el movimiento muscular resultan de la reacción del nitroaereus con ciertas sustancias en el cuerpo. Los relatos de estos y otros experimentos e ideas se publicaron en 1668 en su obra Tractatus duo en el tratado "De respiratione".

Teoría del flogisto

Robert Hooke, Ole Borch, Mikhail Lomonosov y Pierre Bayen produjeron oxígeno en experimentos en los siglos XVII y XVIII, pero ninguno de ellos lo reconoció como un elemento químico. Esto puede deberse en parte al predominio de la filosofía de la combustión y la corrosión llamada teoría del flogisto, que entonces era la explicación favorecida de esos procesos.

Establecida en 1667 por el alquimista alemán JJ Becher y modificada por el químico Georg Ernst Stahl en 1731, la teoría del flogisto establecía que todos los materiales combustibles estaban hechos de dos partes. Una parte, llamada flogisto, se desprendía cuando se quemaba la sustancia que la contenía, mientras que se pensaba que la parte desflogistizada era su verdadera forma, o calx.

Se pensaba que los materiales altamente combustibles que dejan pocos residuos, como la madera o el carbón, estaban hechos principalmente de flogisto; las sustancias no combustibles que se corroen, como el hierro, contenían muy poco. El aire no jugó un papel en la teoría del flogisto, ni se realizaron experimentos cuantitativos iniciales para probar la idea; en cambio, se basó en observaciones de lo que sucede cuando algo se quema, que los objetos más comunes parecen volverse más livianos y parecen perder algo en el proceso.

Descubrimiento

El alquimista, filósofo y médico polaco Michael Sendivogius (Michał Sędziwój) en su obra De Lapide Philosophorum Tractatus duodecim e naturae fonte et manuali experientia depromti (1604) describió una sustancia contenida en el aire, refiriéndose a ella como 'cibus vitae' (alimento de vida,) y según el historiador polaco Roman Bugaj, esta sustancia es idéntica al oxígeno. Sendivogius, durante sus experimentos realizados entre 1598 y 1604, reconoció correctamente que la sustancia es equivalente al subproducto gaseoso liberado por la descomposición térmica del nitrato de potasio. En opinión de Bugaj, el aislamiento del oxígeno y la asociación adecuada de la sustancia con esa parte del aire que se requiere para la vida proporciona evidencia suficiente para el descubrimiento del oxígeno por Sendivogius.Sin embargo, este descubrimiento de Sendivogius fue negado con frecuencia por las generaciones de científicos y químicos que lo sucedieron.

También se afirma comúnmente que el oxígeno fue descubierto por primera vez por el farmacéutico sueco Carl Wilhelm Scheele. Había producido oxígeno gaseoso al calentar óxido de mercurio (HgO) y varios nitratos en 1771-1772. Scheele llamó al gas "aire de fuego" porque entonces era el único agente conocido que apoyaba la combustión. Escribió un relato de este descubrimiento en un manuscrito titulado Tratado sobre aire y fuego, que envió a su editor en 1775. Ese documento se publicó en 1777.

Mientras tanto, el 1 de agosto de 1774, un experimento realizado por el clérigo británico Joseph Priestley enfocó la luz del sol en el óxido de mercurio contenido en un tubo de vidrio, que liberó un gas que denominó "aire desflogistizado". Observó que las velas brillaban más en el gas y que un ratón era más activo y vivía más mientras lo respiraba. Después de respirar él mismo el gas, Priestley escribió: "La sensación en mis pulmones no era sensiblemente diferente de la del aire común, pero me imaginé que mi pecho se sentía peculiarmente ligero y tranquilo durante algún tiempo después". Priestley publicó sus hallazgos en 1775 en un artículo titulado "An Account of Further Discoveries in Air", que se incluyó en el segundo volumen de su libro titulado Experiments and Observations on Different Kinds of Air.Debido a que publicó sus hallazgos primero, a Priestley generalmente se le da prioridad en el descubrimiento.

El químico francés Antoine Laurent Lavoisier afirmó más tarde haber descubierto la nueva sustancia de forma independiente. Priestley visitó a Lavoisier en octubre de 1774 y le contó sobre su experimento y cómo liberó el nuevo gas. Scheele también había enviado una carta a Lavoisier el 30 de septiembre de 1774, que describía su descubrimiento de la sustancia previamente desconocida, pero Lavoisier nunca reconoció haberla recibido. (Se encontró una copia de la carta entre las pertenencias de Scheele después de su muerte).

La contribución de Lavoisier

Lavoisier realizó los primeros experimentos cuantitativos adecuados sobre oxidación y dio la primera explicación correcta de cómo funciona la combustión. Usó estos y otros experimentos similares, todos iniciados en 1774, para desacreditar la teoría del flogisto y probar que la sustancia descubierta por Priestley y Scheele era un elemento químico.

En un experimento, Lavoisier observó que no había un aumento general de peso cuando se calentaba estaño y aire en un recipiente cerrado. Notó que entró aire cuando abrió el recipiente, lo que indicaba que parte del aire atrapado se había consumido. También notó que el estaño había aumentado de peso y que ese aumento era el mismo que el peso del aire que se precipitaba hacia adentro. Este y otros experimentos sobre combustión fueron documentados en su libro Sur la combustion en général, que se publicó en 1777. En ese trabajo demostró que el aire es una mezcla de dos gases; 'aire vital', que es esencial para la combustión y la respiración, y azote (gr. ἄζωτον "sin vida"), que tampoco sustentaba. Ázoemás tarde se convirtió en nitrógeno en inglés, aunque ha mantenido el nombre anterior en francés y varios otros idiomas europeos.

Etimología

Lavoisier cambió el nombre de 'aire vital' a oxygène en 1777 de las raíces griegas ὀξύς (oxys) (ácido, literalmente "agudo", por el sabor de los ácidos) y -γενής (-genēs) (productor, literalmente engendrador), porque creía erróneamente que el oxígeno era un constituyente de todos los ácidos. Los químicos (como Sir Humphry Davy en 1812) finalmente determinaron que Lavoisier estaba equivocado en este sentido, pero para entonces el nombre estaba demasiado bien establecido.

El oxígeno entró en el idioma inglés a pesar de la oposición de los científicos ingleses y del hecho de que el inglés Priestley fue el primero en aislar el gas y escribir sobre él. Esto se debe en parte a un poema que alaba el gas titulado "Oxígeno" en el popular libro The Botanic Garden (1791) de Erasmus Darwin, abuelo de Charles Darwin.

Historia posterior

La hipótesis atómica original de John Dalton suponía que todos los elementos eran monoatómicos y que los átomos en los compuestos normalmente tendrían las proporciones atómicas más simples entre sí. Por ejemplo, Dalton asumió que la fórmula del agua era HO, lo que llevó a la conclusión de que la masa atómica del oxígeno era 8 veces mayor que la del hidrógeno, en lugar del valor moderno de aproximadamente 16. En 1805, Joseph Louis Gay-Lussac y Alexander von Humboldt demostraron que el agua está formada por dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno; y para 1811 Amedeo Avogadro había llegado a la interpretación correcta de la composición del agua, basada en lo que ahora se llama la ley de Avogadro y las moléculas elementales diatómicas en esos gases.

El primer método comercial para producir oxígeno fue el químico, el llamado proceso Brin que implica una reacción reversible del óxido de bario. Fue inventado en 1852 y comercializado en 1884, pero fue desplazado por métodos más nuevos a principios del siglo XX.

A fines del siglo XIX, los científicos se dieron cuenta de que el aire podía licuarse y aislar sus componentes comprimiéndolo y enfriándolo. Usando un método en cascada, el químico y físico suizo Raoul Pierre Pictet evaporó el dióxido de azufre líquido para licuar el dióxido de carbono, que a su vez se evaporó para enfriar el oxígeno gaseoso lo suficiente como para licuarlo. Envió un telegrama el 22 de diciembre de 1877 a la Academia de Ciencias de Francia en París anunciando su descubrimiento del oxígeno líquido. Solo dos días después, el físico francés Louis Paul Cailletet anunció su propio método para licuar oxígeno molecular.Solo se produjeron unas pocas gotas del líquido en cada caso y no se pudo realizar ningún análisis significativo. El oxígeno fue licuado en un estado estable por primera vez el 29 de marzo de 1883 por los científicos polacos de la Universidad Jagellónica, Zygmunt Wróblewski y Karol Olszewski.

En 1891, el químico escocés James Dewar pudo producir suficiente oxígeno líquido para el estudio. El primer proceso comercialmente viable para producir oxígeno líquido fue desarrollado de forma independiente en 1895 por el ingeniero alemán Carl von Linde y el ingeniero británico William Hampson. Ambos hombres bajaron la temperatura del aire hasta que se licuó y luego destilaron los gases componentes hirviéndolos uno a la vez y capturándolos por separado. Más tarde, en 1901, se demostró por primera vez la soldadura oxiacetilénica quemando una mezcla de acetileno y oxígeno comprimido.₂. Este método de soldar y cortar metal más tarde se hizo común.

En 1923, el científico estadounidense Robert H. Goddard se convirtió en la primera persona en desarrollar un motor de cohete que quemaba combustible líquido; el motor usaba gasolina como combustible y oxígeno líquido como oxidante. Goddard voló con éxito un pequeño cohete de combustible líquido de 56 m a 97 km/h el 16 de marzo de 1926 en Auburn, Massachusetts, EE. UU.

En los laboratorios académicos, el oxígeno se puede preparar calentando clorato de potasio mezclado con una pequeña proporción de dióxido de manganeso.

Los niveles de oxígeno en la atmósfera tienen una tendencia ligeramente descendente a nivel mundial, posiblemente debido a la quema de combustibles fósiles.

Características

Propiedades y estructura molecular

A temperatura y presión estándar, el oxígeno es un gas incoloro, inodoro e insípido con la fórmula molecular O₂, denominado dioxígeno.

Como dioxígeno, dos átomos de oxígeno están unidos químicamente entre sí. El enlace se puede describir de diversas formas según el nivel de la teoría, pero se describe razonable y simplemente como un doble enlace covalente que resulta del llenado de orbitales moleculares formados a partir de los orbitales atómicos de los átomos de oxígeno individuales, cuyo llenado da como resultado un enlace. orden de dos. Más específicamente, el doble enlace es el resultado del llenado secuencial de orbitales de baja a alta energía, o Aufbau, y la cancelación resultante de las contribuciones de los electrones 2s, después del llenado secuencial de los bajos σ y σ.orbitales; σ superposición de los dos orbitales atómicos 2p que se encuentran a lo largo del eje molecular O–O y π superposición de dos pares de orbitales atómicos 2p perpendiculares al eje molecular O–O, y luego cancelación de las contribuciones de los dos electrones 2p restantes después de su parcial llenado de los orbitales π.

Esta combinación de cancelaciones y superposiciones de σ y π da como resultado el carácter de doble enlace y la reactividad del dioxígeno, y un estado fundamental electrónico triplete. Una configuración electrónica con dos electrones desapareados, como se encuentra en los orbitales de dioxígeno (véanse los orbitales π* llenos en el diagrama) que son de igual energía, es decir, degenerados, es una configuración denominada estado de triplete de espín. Por lo tanto, el estado fundamental del O₂molécula se conoce como oxígeno triplete. Los orbitales parcialmente llenos de energía más alta son antienlazantes, por lo que su llenado debilita el orden de enlace de tres a dos. Debido a sus electrones no apareados, el triplete de oxígeno reacciona lentamente con la mayoría de las moléculas orgánicas, que tienen espines de electrones apareados; esto evita la combustión espontánea.

En forma de triplete, O₂Las moléculas son paramagnéticas. Es decir, imparten carácter magnético al oxígeno cuando está en presencia de un campo magnético, debido a los momentos magnéticos de espín de los electrones no apareados en la molécula y el intercambio de energía negativo entre los vecinos O₂moléculas. El oxígeno líquido es tan magnético que, en demostraciones de laboratorio, un puente de oxígeno líquido puede sostenerse contra su propio peso entre los polos de un imán poderoso.

El oxígeno singlete es un nombre dado a varias especies de O molecular de alta energía.₂en el que todos los espines de los electrones están emparejados. Es mucho más reactivo con las moléculas orgánicas comunes que el oxígeno molecular normal (triplete). En la naturaleza, el oxígeno singlete se forma comúnmente a partir del agua durante la fotosíntesis, utilizando la energía de la luz solar. También se produce en la troposfera por fotólisis del ozono por luz de longitud de onda corta y por el sistema inmunitario como fuente de oxígeno activo. Los carotenoides en los organismos fotosintéticos (y posiblemente en los animales) desempeñan un papel importante en la absorción de energía del oxígeno singulete y su conversión al estado fundamental no excitado antes de que pueda causar daño a los tejidos.

Alótropos

El alótropo común del oxígeno elemental en la Tierra se llama dioxígeno, O₂, la mayor parte del oxígeno atmosférico de la Tierra (ver Ocurrencia). El O ₂ tiene una longitud de enlace de 121 pm y una energía de enlace de 498 kJ/mol. El O ₂ es utilizado por formas de vida complejas, como los animales, en la respiración celular. Otros aspectos de O₂se tratan en el resto de este artículo.

Trioxígeno (O₃) generalmente se conoce como ozono y es un alótropo de oxígeno muy reactivo que daña el tejido pulmonar. El ozono se produce en la atmósfera superior cuando O₂se combina con el oxígeno atómico producido por la división de O₂por la radiación ultravioleta (UV). Dado que el ozono se absorbe fuertemente en la región ultravioleta del espectro, la capa de ozono de la atmósfera superior funciona como un escudo protector contra la radiación para el planeta. Cerca de la superficie de la Tierra, es un contaminante formado como subproducto de los gases de escape de los automóviles. A bajas altitudes de la órbita terrestre, hay suficiente oxígeno atómico para provocar la corrosión de las naves espaciales.

La molécula metaestable tetraoxígeno (O₄) fue descubierto en 2001 y se suponía que existía en una de las seis fases del oxígeno sólido. En 2006 se comprobó que esta fase, creada por la presurización de O₂a 20 GPa, es de hecho un romboédrico O₈grupo. Este grupo tiene el potencial de ser un oxidante mucho más poderoso que O₂o O₃y por lo tanto puede ser utilizado en combustible para cohetes. En 1990 se descubrió una fase metálica cuando el oxígeno sólido se somete a una presión superior a 96 GPa y en 1998 se demostró que a temperaturas muy bajas, esta fase se vuelve superconductora.

Propiedades físicas

El oxígeno se disuelve más fácilmente en agua que en nitrógeno, y en agua dulce más fácilmente que en agua de mar. El agua en equilibrio con el aire contiene aproximadamente 1 molécula de O disuelto₂por cada 2 moléculas de N₂(1:2), en comparación con una relación atmosférica de aproximadamente 1:4. La solubilidad del oxígeno en agua depende de la temperatura y aproximadamente el doble (14,6 mg/L) se disuelve a 0 °C que a 20 °C (7,6 mg/l). A 25 °C y 1 atmósfera estándar (101,3 kPa) de aire, el agua dulce puede disolver aproximadamente 6,04 mililitros (ml) de oxígeno por litro y el agua de mar contiene aproximadamente 4,95 ml por litro. A 5 °C la solubilidad aumenta a 9,0 mL (50 % más que a 25 °C) por litro para agua dulce y 7,2 mL (45 % más) por litro para agua de mar.

El oxígeno se condensa a 90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F) y se congela a 54,36 K (-218,79 °C, -361,82 °F). Tanto líquido como sólido O₂son sustancias claras con un color azul cielo claro causado por la absorción en el rojo (en contraste con el color azul del cielo, que se debe a la dispersión de Rayleigh de la luz azul). Líquido de alta pureza O₂se obtiene generalmente por la destilación fraccionada del aire licuado. El oxígeno líquido también se puede condensar del aire utilizando nitrógeno líquido como refrigerante.

El oxígeno líquido es una sustancia altamente reactiva y debe separarse de los materiales combustibles.

La espectroscopia del oxígeno molecular está asociada con los procesos atmosféricos de la aurora y el resplandor del aire. La absorción en el continuo de Herzberg y las bandas de Schumann-Runge en el ultravioleta produce oxígeno atómico que es importante en la química de la atmósfera media. El oxígeno molecular singulete en estado excitado es responsable de la quimioluminiscencia roja en solución.

Isótopos y origen estelar

El oxígeno natural se compone de tres isótopos estables, O, O y O, siendo el O el más abundante (99,762 % de abundancia natural).

La mayor parte del O se sintetiza al final del proceso de fusión del helio en estrellas masivas, pero parte se produce en el proceso de combustión del neón. El O se produce principalmente por la quema de hidrógeno en helio durante el ciclo CNO, lo que lo convierte en un isótopo común en las zonas de combustión de hidrógeno de las estrellas. La mayor parte del O se produce cuando el N (abundante a partir de la quema de CNO) captura un núcleo de He, lo que hace que el O sea común en las zonas ricas en helio de las estrellas masivas evolucionadas.

Se han caracterizado catorce radioisótopos. Los más estables son O con una vida media de 122,24 segundos y O con una vida media de 70,606 segundos. Todos los isótopos radiactivos restantes tienen vidas medias inferiores a 27 s y la mayoría de estos tienen vidas medias inferiores a 83 milisegundos. El modo de desintegración más común de los isótopos más livianos que O es la desintegración β para producir nitrógeno, y el modo más común para los isótopos más pesados ​​que O es la desintegración beta para producir flúor.

Ocurrencia

El oxígeno es el elemento químico más abundante en masa en la biosfera, el aire, el mar y la tierra de la Tierra. El oxígeno es el tercer elemento químico más abundante en el universo, después del hidrógeno y el helio. Alrededor del 0,9% de la masa del Sol es oxígeno. El oxígeno constituye el 49,2% de la masa de la corteza terrestre como parte de compuestos de óxido como el dióxido de silicio y es el elemento más abundante en masa en la corteza terrestre. También es el principal componente de los océanos del mundo (88,8% en masa). El oxígeno gaseoso es el segundo componente más común de la atmósfera terrestre, ocupando el 20,8% de su volumen y el 23,1% de su masa (unas 10 toneladas). La Tierra es inusual entre los planetas del Sistema Solar por tener una concentración tan alta de oxígeno gaseoso en su atmósfera: Marte (con 0.₂por volumen) y Venus tienen mucho menos. la o₂que rodea a esos planetas se produce únicamente por la acción de la radiación ultravioleta sobre las moléculas que contienen oxígeno, como el dióxido de carbono.

La concentración inusualmente alta de oxígeno gaseoso en la Tierra es el resultado del ciclo del oxígeno. Este ciclo biogeoquímico describe el movimiento de oxígeno dentro y entre sus tres depósitos principales en la Tierra: la atmósfera, la biosfera y la litosfera. El principal factor impulsor del ciclo del oxígeno es la fotosíntesis, que es responsable de la atmósfera de la Tierra moderna. La fotosíntesis libera oxígeno a la atmósfera, mientras que la respiración, la descomposición y la combustión lo eliminan de la atmósfera. En el equilibrio actual, la producción y el consumo ocurren al mismo ritmo.

El oxígeno libre también se encuentra en solución en los cuerpos de agua del mundo. El aumento de la solubilidad de O₂a temperaturas más bajas (ver Propiedades físicas) tiene implicaciones importantes para la vida oceánica, ya que los océanos polares albergan una densidad de vida mucho mayor debido a su mayor contenido de oxígeno. El agua contaminada con nutrientes vegetales como nitratos o fosfatos puede estimular el crecimiento de algas mediante un proceso llamado eutrofización y la descomposición de estos organismos y otros biomateriales puede reducir el O₂contenido en cuerpos de agua eutróficos. Los científicos evalúan este aspecto de la calidad del agua midiendo la demanda bioquímica de oxígeno del agua, o la cantidad de O₂necesario para restaurarlo a una concentración normal.

Análisis

Los paleoclimatólogos miden la proporción de oxígeno-18 y oxígeno-16 en las conchas y esqueletos de organismos marinos para determinar el clima hace millones de años (ver ciclo de proporción de isótopos de oxígeno). Las moléculas de agua de mar que contienen el isótopo más ligero, el oxígeno-16, se evaporan a un ritmo ligeramente más rápido que las moléculas de agua que contienen el oxígeno-18 un 12 % más pesado, y esta disparidad aumenta a temperaturas más bajas. Durante los períodos de temperaturas globales más bajas, la nieve y la lluvia de esa agua evaporada tiende a tener más oxígeno-16, y el agua de mar que queda tiende a tener más oxígeno-18. Luego, los organismos marinos incorporan más oxígeno-18 en sus esqueletos y caparazones de lo que lo harían en un clima más cálido.Los paleoclimatólogos también miden directamente esta relación en las moléculas de agua de muestras de núcleos de hielo de cientos de miles de años.

Los geólogos planetarios han medido las cantidades relativas de isótopos de oxígeno en muestras de la Tierra, la Luna, Marte y meteoritos, pero durante mucho tiempo no pudieron obtener valores de referencia para las proporciones de isótopos en el Sol, que se cree que son las mismas que las del sol primordial. nebulosa solar. El análisis de una oblea de silicio expuesta al viento solar en el espacio y devuelta por la nave espacial Génesis que se estrelló ha demostrado que el Sol tiene una mayor proporción de oxígeno-16 que la Tierra. La medición implica que un proceso desconocido agotó el oxígeno-16 del disco solar de material protoplanetario antes de la coalescencia de los granos de polvo que formaron la Tierra.

El oxígeno presenta dos bandas de absorción espectrofotométrica con un pico en las longitudes de onda de 687 y 760 nm. Algunos científicos de teledetección han propuesto usar la medición de la radiación proveniente de las copas de los árboles en esas bandas para caracterizar el estado de salud de las plantas desde una plataforma satelital. Este enfoque aprovecha el hecho de que en esas bandas es posible discriminar la reflectancia de la vegetación de su fluorescencia, que es mucho más débil. La medición es técnicamente difícil debido a la baja relación señal/ruido y la estructura física de la vegetación; pero se ha propuesto como un posible método de seguimiento del ciclo del carbono desde satélites a escala global.

Producción biológica y papel del O ₂

Fotosíntesis y respiración

En la naturaleza, el oxígeno libre se produce mediante la división del agua impulsada por la luz durante la fotosíntesis oxigénica. Según algunas estimaciones, las algas verdes y las cianobacterias de los ambientes marinos proporcionan alrededor del 70 % del oxígeno libre que se produce en la Tierra, y el resto lo producen las plantas terrestres. Otras estimaciones de la contribución oceánica al oxígeno atmosférico son más altas, mientras que algunas estimaciones son más bajas, lo que sugiere que los océanos producen aproximadamente el 45 % del oxígeno atmosférico de la Tierra cada año.

Una fórmula general simplificada para la fotosíntesis es6 CO2 ₊ 6 H₂O + fotones → C₆H₁₂O₆+ 6O₂

o simplementedióxido de carbono + agua + luz solar → glucosa + dioxígeno

La evolución del oxígeno fotolítico se produce en las membranas tilacoides de los organismos fotosintéticos y requiere la energía de cuatro fotones. Hay muchos pasos involucrados, pero el resultado es la formación de un gradiente de protones a través de la membrana tilacoide, que se utiliza para sintetizar trifosfato de adenosina (ATP) a través de la fotofosforilación. la o₂restante (después de la producción de la molécula de agua) se libera a la atmósfera.

El oxígeno se utiliza en las mitocondrias en la generación de ATP durante la fosforilación oxidativa. La reacción de la respiración aeróbica es esencialmente la inversa de la fotosíntesis y se simplifica comoC₆H₁₂O₆+ 6O₂→ 6 CO2 ₊ 6 H₂O + 2880 kJ/mol

En vertebrados, O₂se difunde a través de las membranas en los pulmones y en los glóbulos rojos. La hemoglobina se une al O₂, cambiando de color de rojo azulado a rojo brillante (CO₂se libera de otra parte de la hemoglobina a través del efecto Bohr). Otros animales usan hemocianina (moluscos y algunos artrópodos) o hemeritrina (arañas y langostas). Un litro de sangre puede disolver 200 cm de O₂.

Hasta el descubrimiento de los metazoos anaeróbicos, se pensaba que el oxígeno era un requisito para toda la vida compleja.

Especies reactivas de oxígeno, como el ion superóxido (O₂) y peróxido de hidrógeno (H₂O₂), son subproductos reactivos del uso de oxígeno en los organismos. Partes del sistema inmunitario de los organismos superiores crean peróxido, superóxido y oxígeno singulete para destruir los microbios invasores. Las especies reactivas de oxígeno también juegan un papel importante en la respuesta hipersensible de las plantas frente al ataque de patógenos. El oxígeno es dañino para los organismos anaeróbicos obligados, que fueron la forma dominante de vida temprana en la Tierra hasta O₂comenzó a acumularse en la atmósfera hace unos 2.500 millones de años durante el Gran Evento de Oxigenación, unos mil millones de años después de la primera aparición de estos organismos.

Un ser humano adulto en reposo inhala de 1,8 a 2,4 gramos de oxígeno por minuto. Esto equivale a más de 6 mil millones de toneladas de oxígeno inhaladas por la humanidad por año.

Organismos vivos

La presión parcial de oxígeno libre en el cuerpo de un organismo vertebrado vivo es más alta en el sistema respiratorio y disminuye a lo largo de cualquier sistema arterial, tejidos periféricos y sistema venoso, respectivamente. La presión parcial es la presión que tendría el oxígeno si él solo ocupara el volumen.

Acumulación en la atmósfera

El gas de oxígeno libre era casi inexistente en la atmósfera de la Tierra antes de que evolucionaran las arqueas y bacterias fotosintéticas, probablemente hace unos 3.500 millones de años. El oxígeno libre apareció por primera vez en cantidades significativas durante el eón Paleoproterozoico (hace entre 3.000 y 2.300 millones de años). Incluso si había mucho hierro disuelto en los océanos cuando la fotosíntesis oxigénica se estaba volviendo más común, parece que las formaciones de bandas de hierro fueron creadas por bacterias oxidantes de hierro anoxinicas o micro-aerófilas que dominaban las áreas más profundas de la zona fótica, mientras que las bacterias productoras de oxígeno las cianobacterias cubrieron las aguas poco profundas. El oxígeno libre comenzó a desgasificarse de los océanos hace entre 3 y 2 700 millones de años, alcanzando el 10 % de su nivel actual hace unos 1 700 millones de años.

La presencia de grandes cantidades de oxígeno disuelto y libre en los océanos y la atmósfera puede haber llevado a la extinción a la mayoría de los organismos anaeróbicos existentes durante el Gran Evento de Oxigenación (catástrofe del oxígeno) hace unos 2.400 millones de años. Respiración celular usando O₂permite que los organismos aeróbicos produzcan mucho más ATP que los organismos anaeróbicos. respiración celular de O₂ocurre en todos los eucariotas, incluidos todos los organismos multicelulares complejos, como las plantas y los animales.

Desde el comienzo del período Cámbrico hace 540 millones de años, el O atmosférico₂los niveles han fluctuado entre 15% y 30% en volumen. Hacia el final del período Carbonífero (hace unos 300 millones de años) el O atmosférico₂los niveles alcanzaron un máximo de 35% por volumen, lo que puede haber contribuido al gran tamaño de insectos y anfibios en este momento.

Las variaciones en la concentración de oxígeno atmosférico han dado forma a los climas del pasado. Cuando el oxígeno disminuyó, la densidad atmosférica disminuyó, lo que a su vez aumentó la evaporación en la superficie, lo que provocó un aumento de las precipitaciones y temperaturas más cálidas.

Al ritmo actual de fotosíntesis, se tardaría unos 2.000 años en regenerar todo el O₂en el ambiente presente.

Oxígeno libre extraterrestre

En el campo de la astrobiología y en la búsqueda de vida extraterrestre, el oxígeno es una biofirma fuerte. Dicho esto, podría no ser una firma biológica definitiva, ya que posiblemente se produzca de forma abiótica en cuerpos celestes con procesos y condiciones (como una hidrosfera peculiar) que permiten el oxígeno libre, como con las delgadas atmósferas de oxígeno de Europa y Ganímedes.

Producción industrial

Cien millones de toneladas de O₂se extraen del aire para usos industriales anualmente mediante dos métodos principales. El método más común es la destilación fraccionada de aire licuado, con N₂destilando como vapor mientras O₂queda como un líquido.

El otro método principal para producir O₂está pasando una corriente de aire limpio y seco a través de un lecho de un par de tamices moleculares de zeolita idénticos, que absorbe el nitrógeno y entrega una corriente de gas que es 90% a 93% O₂. Simultáneamente, se libera nitrógeno gaseoso del otro lecho de zeolitas saturadas de nitrógeno, reduciendo la presión de funcionamiento de la cámara y desviando parte del oxígeno gaseoso del lecho productor a través de él, en dirección contraria al flujo. Después de un tiempo de ciclo establecido, se intercambia el funcionamiento de los dos lechos, lo que permite bombear un suministro continuo de oxígeno gaseoso a través de una tubería. Esto se conoce como adsorción por cambio de presión. El oxígeno gaseoso se obtiene cada vez más mediante estas tecnologías no criogénicas (véase también la adsorción por oscilación al vacío relacionada).

El gas oxígeno también se puede producir a través de la electrólisis del agua en oxígeno molecular e hidrógeno. Se debe usar electricidad de CC: si se usa CA, los gases en cada miembro consisten en hidrógeno y oxígeno en una proporción explosiva de 2:1. Un método similar es el electrocatalítico O₂evolución a partir de óxidos y oxoácidos. También se pueden usar catalizadores químicos, como en generadores de oxígeno químico o velas de oxígeno que se usan como parte del equipo de soporte vital en los submarinos, y aún forman parte del equipo estándar en aviones comerciales en caso de emergencias de despresurización. Otro método de separación de aire es obligar al aire a disolverse a través de membranas cerámicas basadas en dióxido de circonio mediante alta presión o corriente eléctrica, para producir O casi puro.₂gas.

Almacenamiento

Los métodos de almacenamiento de oxígeno incluyen tanques de oxígeno a alta presión, criogenia y compuestos químicos. Por razones de economía, el oxígeno a menudo se transporta a granel como líquido en camiones cisterna especialmente aislados, ya que un litro de oxígeno licuado equivale a 840 litros de oxígeno gaseoso a presión atmosférica y 20 °C (68 °F). Dichos camiones cisterna se utilizan para rellenar contenedores de almacenamiento de oxígeno líquido a granel, que se encuentran fuera de los hospitales y otras instituciones que necesitan grandes volúmenes de gas de oxígeno puro. El oxígeno líquido pasa a través de intercambiadores de calor, que convierten el líquido criogénico en gas antes de que ingrese al edificio. El oxígeno también se almacena y transporta en cilindros más pequeños que contienen el gas comprimido; una forma que es útil en ciertas aplicaciones médicas portátiles y soldadura y corte con oxicombustible.

Aplicaciones

Médico

Captación de O₂del aire es el propósito esencial de la respiración, por lo que la suplementación con oxígeno se usa en medicina. El tratamiento no solo aumenta los niveles de oxígeno en la sangre del paciente, sino que tiene el efecto secundario de disminuir la resistencia al flujo sanguíneo en muchos tipos de pulmones enfermos, lo que alivia la carga de trabajo del corazón. La oxigenoterapia se usa para tratar el enfisema, la neumonía, algunos trastornos cardíacos (insuficiencia cardíaca congestiva), algunos trastornos que causan un aumento de la presión arterial pulmonar y cualquier enfermedad que afecte la capacidad del cuerpo para absorber y utilizar oxígeno gaseoso.

Los tratamientos son lo suficientemente flexibles para usarse en hospitales, en el hogar del paciente o, cada vez más, con dispositivos portátiles. Las tiendas de oxígeno alguna vez se usaron comúnmente en la suplementación de oxígeno, pero desde entonces han sido reemplazadas principalmente por el uso de máscaras de oxígeno o cánulas nasales.

La medicina hiperbárica (de alta presión) utiliza cámaras de oxígeno especiales para aumentar la presión parcial de O₂alrededor del paciente y, cuando sea necesario, el personal médico. El envenenamiento por monóxido de carbono, la gangrena gaseosa y la enfermedad por descompresión (las "curvas") a veces se tratan con esta terapia. Aumento de O₂la concentración en los pulmones ayuda a desplazar el monóxido de carbono del grupo hemo de la hemoglobina. El gas oxígeno es venenoso para las bacterias anaeróbicas que causan la gangrena gaseosa, por lo que aumentar su presión parcial ayuda a matarlas. La enfermedad por descompresión ocurre en buzos que se descomprimen demasiado rápido después de una inmersión, lo que resulta en la formación de burbujas de gas inerte, principalmente nitrógeno y helio, en la sangre. El aumento de la presión de O₂tan pronto como sea posible ayuda a disolver las burbujas de nuevo en la sangre para que estos gases en exceso puedan exhalarse naturalmente a través de los pulmones. La administración de oxígeno normobárico a la concentración más alta disponible se usa con frecuencia como primeros auxilios para cualquier lesión por buceo que pueda implicar la formación de burbujas de gas inerte en los tejidos. Existe respaldo epidemiológico para su uso a partir de un estudio estadístico de casos registrados en una base de datos a largo plazo.

Soporte vital y uso recreativo

Una aplicación de O₂como un gas respirable a baja presión en los trajes espaciales modernos, que rodean el cuerpo de su ocupante con el gas respirable. Estos dispositivos usan oxígeno casi puro a aproximadamente un tercio de la presión normal, lo que da como resultado una presión sanguínea parcial normal de O₂. Esta compensación de mayor concentración de oxígeno por menor presión es necesaria para mantener la flexibilidad del traje.

Los submarinistas y buzos submarinos con suministro de superficie y con escafandra autónoma también confían en O entregado artificialmente₂. Los submarinos, sumergibles y trajes de buceo atmosféricos suelen operar a presión atmosférica normal. El aire respirable se depura de dióxido de carbono mediante extracción química y se reemplaza el oxígeno para mantener una presión parcial constante. Los buzos de presión ambiental respiran aire o mezclas de gases con una fracción de oxígeno adecuada a la profundidad de operación. O puro o casi puro₂el uso en el buceo a presiones superiores a la atmosférica suele limitarse a rebreathers, o descompresión a profundidades relativamente poco profundas (~6 metros de profundidad, o menos), o tratamiento médico en cámaras de recompresión a presiones de hasta 2,8 bar, donde se puede controlar la toxicidad aguda por oxígeno sin riesgo de ahogamiento. El buceo más profundo requiere una dilución significativa de O₂con otros gases, como nitrógeno o helio, para evitar la toxicidad del oxígeno.

Las personas que escalan montañas o vuelan en aviones de ala fija no presurizados a veces tienen O suplementario₂suministros. Los aviones comerciales presurizados tienen un suministro de emergencia de O₂suministrado automáticamente a los pasajeros en caso de despresurización de la cabina. La pérdida repentina de presión en la cabina activa los generadores de oxígeno químico sobre cada asiento, lo que hace que se caigan las máscaras de oxígeno. Ponerse las máscaras "para iniciar el flujo de oxígeno" como dictan las instrucciones de seguridad de la cabina, fuerza las limaduras de hierro en el clorato de sodio dentro del recipiente. Luego, la reacción exotérmica produce una corriente constante de oxígeno gaseoso.

El oxígeno, como eufórico suave, tiene un historial de uso recreativo en bares de oxígeno y en deportes. Las barras de oxígeno son establecimientos que se encuentran en los Estados Unidos desde finales de la década de 1990 que ofrecen O más alto de lo normal.₂exposición por una tarifa mínima. Los atletas profesionales, especialmente en el fútbol americano, a veces salen del campo entre jugadas para ponerse máscaras de oxígeno para mejorar el rendimiento. Se duda del efecto farmacológico; un efecto placebo es una explicación más probable. Los estudios disponibles respaldan un aumento del rendimiento de las mezclas enriquecidas con oxígeno solo si se inhala durante el ejercicio aeróbico.

Otros usos recreativos que no involucran la respiración incluyen aplicaciones pirotécnicas, como el encendido de cinco segundos de las parrillas de barbacoa de George Goble.

Industrial

La fundición de mineral de hierro en acero consume el 55% del oxígeno producido comercialmente. En este proceso, O₂se inyecta a través de una lanza de alta presión en hierro fundido, que elimina las impurezas de azufre y el exceso de carbono como los óxidos respectivos, SO₂y CO₂. Las reacciones son exotérmicas, por lo que la temperatura aumenta a 1.700 °C.

Otro 25% del oxígeno producido comercialmente es utilizado por la industria química. El etileno se hace reaccionar con O₂para crear óxido de etileno, que, a su vez, se convierte en etilenglicol; el material de alimentación principal utilizado para fabricar una gran cantidad de productos, incluidos los polímeros anticongelantes y de poliéster (los precursores de muchos plásticos y telas). Se utilizan grandes cantidades de oxígeno o aire en el proceso de oxicraqueo y para la producción de ácido acrílico, diformil-furano y ácido bencílico. Por otro lado, la síntesis electroquímica de peróxido de hidrógeno a partir de oxígeno es una tecnología prometedora para reemplazar el proceso de hidroquinona actualmente utilizado. Por último, pero no menos importante, la oxidación catalítica se usa en postquemadores para eliminar gases peligrosos.

La mayor parte del 20% restante del oxígeno producido comercialmente se usa en aplicaciones médicas, corte y soldadura de metales, como oxidante en combustible para cohetes y en el tratamiento de agua. El oxígeno se utiliza en la soldadura de oxiacetileno, quemando acetileno con O₂para producir una llama muy caliente. En este proceso, el metal de hasta 60 cm (24 pulgadas) de espesor se calienta primero con una pequeña llama de oxiacetileno y luego se corta rápidamente con una gran corriente de O.₂.

Compuestos

El estado de oxidación del oxígeno es -2 en casi todos los compuestos de oxígeno conocidos. El estado de oxidación -1 se encuentra en algunos compuestos como los peróxidos. Los compuestos que contienen oxígeno en otros estados de oxidación son muy poco comunes: −1/2 (superóxidos), −1/3 (ozónidos), 0 (elemental, ácido hipofluoroso), +1/2 (dioxigenilo), +1 (difluoruro de dioxígeno), y +2 (difluoruro de oxígeno).

Óxidos y otros compuestos inorgánicos

Agua (H₂O) es un óxido de hidrógeno y el compuesto de oxígeno más familiar. Los átomos de hidrógeno están unidos covalentemente al oxígeno en una molécula de agua, pero también tienen una atracción adicional (alrededor de 23,3 kJ/mol por átomo de hidrógeno) hacia un átomo de oxígeno adyacente en una molécula separada. Estos enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua las mantienen aproximadamente un 15 % más cerca de lo que se esperaría en un líquido simple con solo fuerzas de van der Waals.

Debido a su electronegatividad, el oxígeno forma enlaces químicos con casi todos los demás elementos para dar los óxidos correspondientes. La superficie de la mayoría de los metales, como el aluminio y el titanio, se oxidan en presencia de aire y se recubren con una fina película de óxido que pasiva el metal y retarda la corrosión. Muchos óxidos de los metales de transición son compuestos no estequiométricos, con un poco menos de metal de lo que mostraría la fórmula química. Por ejemplo, el mineral FeO (wüstita) se escribe como , donde x suele ser alrededor de 0,05.

El oxígeno está presente en la atmósfera en cantidades traza en forma de dióxido de carbono (CO₂). La roca de la corteza terrestre está compuesta en gran parte por óxidos de silicio (sílice SiO₂, como se encuentra en granito y cuarzo), aluminio (óxido de aluminio Al₂O₃, en bauxita y corindón), hierro (óxido de hierro (III) Fe₂O₃, en hematites y herrumbre) y carbonato de calcio (en caliza). El resto de la corteza terrestre también está formado por compuestos de oxígeno, en particular varios silicatos complejos (en minerales de silicato). El manto terrestre, de masa mucho mayor que la corteza, está compuesto en gran parte por silicatos de magnesio y hierro.

Silicatos solubles en agua en forma de Na₄SiO₄, na₂SiO₃y na₂Si₂O₅Se utilizan como detergentes y adhesivos.

El oxígeno también actúa como un ligando para los metales de transición, formando complejos de dioxígeno de metales de transición, que presentan metal- O₂. Esta clase de compuestos incluye las hemoproteínas hemoglobina y mioglobina. Una reacción exótica e inusual ocurre con PtF₆, que oxida el oxígeno para dar O ₂ PtF ₆, hexafluoroplatinato de dioxigenilo.

Compuestos orgánicos

Entre las clases más importantes de compuestos orgánicos que contienen oxígeno están (donde "R" es un grupo orgánico): alcoholes (R-OH); éteres (ROR); cetonas (R-CO-R); aldehídos (R-CO-H); ácidos carboxílicos (R-COOH); ésteres (R-COO-R); anhídridos de ácido (R-CO-O-CO-R); y amidas (RC(O)-NR₂). Hay muchos solventes orgánicos importantes que contienen oxígeno, incluidos: acetona, metanol, etanol, isopropanol, furano, THF, éter dietílico, dioxano, acetato de etilo, DMF, DMSO, ácido acético y ácido fórmico. Acetona ((CH₃)₂CO) y fenol (C₆H₅OH) se utilizan como materiales de alimentación en la síntesis de muchas sustancias diferentes. Otros compuestos orgánicos importantes que contienen oxígeno son: glicerol, formaldehído, glutaraldehído, ácido cítrico, anhídrido acético y acetamida. Los epóxidos son éteres en los que el átomo de oxígeno forma parte de un anillo de tres átomos. El elemento se encuentra de manera similar en casi todas las biomoléculas que son importantes para (o generadas por) la vida.

El oxígeno reacciona espontáneamente con muchos compuestos orgánicos a temperatura ambiente o por debajo de ella en un proceso llamado autooxidación. La mayoría de los compuestos orgánicos que contienen oxígeno no se forman por acción directa del O₂. Los compuestos orgánicos importantes en la industria y el comercio que se obtienen por oxidación directa de un precursor incluyen el óxido de etileno y el ácido peracético.

Seguridad y precauciones

La norma NFPA 704 clasifica el gas de oxígeno comprimido como no peligroso para la salud, no inflamable y no reactivo, pero sí oxidante. El oxígeno líquido refrigerado (LOX) recibe una clasificación de riesgo para la salud de 3 (por el mayor riesgo de hiperoxia de los vapores condensados ​​y por los peligros comunes a los líquidos criogénicos, como la congelación), y todas las demás clasificaciones son las mismas que las de la forma de gas comprimido.

Toxicidad

Oxígeno gaseoso (O₂) puede ser tóxico a presiones parciales elevadas, provocando convulsiones y otros problemas de salud. La toxicidad del oxígeno generalmente comienza a ocurrir a presiones parciales de más de 50 kilopascales (kPa), equivalentes a aproximadamente el 50% de la composición de oxígeno a presión estándar o 2,5 veces el nivel normal del mar O₂presión parcial de unos 21 kPa. Esto no es un problema, excepto para los pacientes con ventiladores mecánicos, ya que el gas suministrado a través de máscaras de oxígeno en aplicaciones médicas generalmente se compone de solo 30 a 50% de O₂por volumen (alrededor de 30 kPa a presión estándar).

Hubo un tiempo en que se colocaba a los bebés prematuros en incubadoras que contenían O₂-aire rico, pero esta práctica se suspendió después de que algunos bebés quedaron ciegos porque el contenido de oxígeno era demasiado alto.

Respirando O puro₂en aplicaciones espaciales, como en algunos trajes espaciales modernos o en las primeras naves espaciales como Apolo, no causa daños debido a las bajas presiones totales utilizadas. En el caso de los trajes espaciales, el O₂La presión parcial en el gas respirable es, en general, de unos 30 kPa (1,4 veces la normal), y el O resultante₂la presión parcial en la sangre arterial del astronauta es solo marginalmente mayor que el nivel normal del mar O₂presión parcial.

La toxicidad del oxígeno en los pulmones y el sistema nervioso central también puede ocurrir en el buceo profundo y en el buceo con suministro de agua desde la superficie. Respiración prolongada de una mezcla de aire con un O₂la presión parcial de más de 60 kPa puede conducir eventualmente a una fibrosis pulmonar permanente. Exposición a un O₂las presiones parciales superiores a 160 kPa (alrededor de 1,6 atm) pueden provocar convulsiones (normalmente mortales para los buceadores). La toxicidad aguda por oxígeno (causando convulsiones, su efecto más temido por los buzos) puede ocurrir al respirar una mezcla de aire con un 21 % de O₂a 66 m (217 pies) o más de profundidad; lo mismo puede ocurrir al respirar 100% O₂a sólo 6 m (20 pies).

Combustión y otros peligros

Las fuentes de oxígeno altamente concentradas promueven una combustión rápida. Los peligros de incendio y explosión existen cuando los oxidantes concentrados y los combustibles se acercan mucho; se necesita un evento de ignición, como calor o una chispa, para desencadenar la combustión. El oxígeno es el oxidante, no el combustible.

O concentrado₂permitirá que la combustión proceda rápida y enérgicamente. Las tuberías de acero y los recipientes de almacenamiento utilizados para almacenar y transmitir oxígeno tanto gaseoso como líquido actuarán como combustible; y por lo tanto el diseño y fabricación de O₂sistemas requiere una formación especial para garantizar que se minimicen las fuentes de ignición. El fuego que mató a la tripulación del Apolo 1 en una prueba de plataforma de lanzamiento se propagó tan rápidamente porque la cápsula estaba presurizada con O puro.₂pero a un poco más que la presión atmosférica, en lugar de ¹ ⁄ _{3 de} la presión normal que se usaría en una misión.

Los derrames de oxígeno líquido, si se permite que penetren en la materia orgánica, como la madera, los productos petroquímicos y el asfalto, pueden hacer que estos materiales detonen de manera impredecible en el impacto mecánico posterior.