Alótropos de oxígeno - Allotropes of oxygen

Hay varios alótropos conocidos de oxígeno . El más conocido es el oxígeno molecular (O 2 ), presente en niveles significativos en la atmósfera terrestre y también conocido como dioxígeno o triplete de oxígeno . Otro es el ozono altamente reactivo (O 3 ). Otros son:

Oxígeno atómico

El oxígeno atómico, denominado O ( 3 P) u O (3P), es muy reactivo, ya que los átomos individuales de oxígeno tienden a unirse rápidamente con moléculas cercanas. En la superficie de la Tierra, no existe de forma natural durante mucho tiempo, pero en el espacio exterior , la presencia de mucha radiación ultravioleta da como resultado una atmósfera de órbita terrestre baja en la que el 96% del oxígeno se produce en forma atómica.

El oxígeno atómico se ha detectado en Marte por Mariner , de Viking , y el SOFIA observatorio.

Dioxígeno

El alótropo de oxígeno elemental que se encuentra más comúnmente es el dioxígeno triplete, un dirradical . Los electrones no apareados participan en el enlace de tres electrones , que se muestra aquí mediante líneas discontinuas.

El alótropo común del oxígeno elemental en la Tierra, O
2
, Que se conoce generalmente como el oxígeno, pero que puede llamarse dioxígeno , oxígeno diatómico , oxígeno molecular , o gas oxígeno para distinguirlo del propio elemento y desde el alótropo triatómico ozono , O
3
. Como componente principal (alrededor del 21% en volumen) de la atmósfera terrestre , el oxígeno elemental se encuentra con mayor frecuencia en forma diatómica. Los organismos aeróbicos liberan la energía química almacenada en el enlace sigma débil del dioxígeno atmosférico, el oxidante terminal en la respiración celular . El estado fundamental del dioxígeno se conoce como triplete de oxígeno , 3 O 2 , porque tiene dos electrones desapareados. El primer estado excitado, oxígeno singlete , 1 O 2, no tiene electrones desapareados y es metaestable . El estado de doblete requiere un número impar de electrones, por lo que no puede ocurrir en el dióxido sin ganar o perder electrones, como en el ion superóxido ( O-
2
) o el ion dioxigenilo ( O+
2
).

El estado fundamental de O
2
tiene una longitud de enlace de 121  pm y una energía de enlace de 498 kJ / mol. Es un gas incoloro con un punto de ebullición de -183 ° C (90 K; -297 ° F). Se puede condensar del aire enfriando con nitrógeno líquido, que tiene un punto de ebullición de -196 ° C (77 K; -321 ° F). El oxígeno líquido es de color azul pálido y es marcadamente paramagnético debido a los electrones no apareados; El oxígeno líquido contenido en un matraz suspendido por una cuerda es atraído por un imán.

Oxígeno singlete

Oxígeno singlete es el nombre común utilizado para los dos estados metaestables del oxígeno molecular (O 2 ) con mayor energía que el oxígeno triplete del estado fundamental . Debido a las diferencias en sus capas de electrones, el oxígeno singlete tiene diferentes propiedades químicas y físicas que el oxígeno triplete, incluida la absorción y emisión de luz en diferentes longitudes de onda. Puede generarse en un proceso fotosensibilizado por transferencia de energía de moléculas de colorante como rosa de bengala , azul de metileno o porfirinas , o por procesos químicos como la descomposición espontánea del trióxido de hidrógeno en agua o la reacción del peróxido de hidrógeno con hipoclorito .

Ozono

El oxígeno triatómico (ozono, O 3 ) es un alótropo de oxígeno muy reactivo que es un gas azul pálido a temperatura y presión estándar . El O 3 líquido y sólido tienen un color azul más profundo que el O 2 ordinario , y son inestables y explosivos. En su fase gaseosa, el ozono destruye materiales como el caucho y las telas y daña el tejido pulmonar . Los rastros se pueden detectar como un olor acre, parecido al cloro, proveniente de motores eléctricos , impresoras láser y fotocopiadoras , ya que se forma cada vez que el aire se somete a una descarga eléctrica. Fue nombrado "ozon" en 1840 por Christian Friedrich Schönbein , del griego antiguo ὄζειν (ozein: "oler") más el sufijo -on , comúnmente utilizado en ese momento para designar un compuesto derivado y anglicizado como -one .

El ozono es termodinámicamente inestable y tiende a reaccionar hacia la forma de dioxígeno más común. Se forma por reacción de O 2 intacto con oxígeno atómico producido cuando la radiación UV en la atmósfera superior divide el O 2 . El ozono se absorbe fuertemente en el ultravioleta y en la estratosfera funciona como un escudo para la biosfera contra los efectos mutagénicos y otros efectos dañinos de la radiación solar ultravioleta (ver capa de ozono ). El ozono troposférico se forma cerca de la superficie de la Tierra por la desintegración fotoquímica del dióxido de nitrógeno en el escape de los automóviles . El ozono a nivel del suelo es un contaminante del aire que es especialmente dañino para las personas mayores, los niños y las personas con afecciones cardíacas y pulmonares como enfisema , bronquitis y asma . El sistema inmunológico produce ozono como antimicrobiano (ver más abajo).

Ozono cíclico

El ozono cíclico es una molécula de O 3 teóricamente predicha en la que sus tres átomos de oxígeno se unen en un triángulo equilátero en lugar de en un ángulo abierto.

Tetraoxigeno

Se sospechaba que existía tetraoxígeno desde principios del siglo XX, cuando se lo conocía como oxozona. Fue identificado en 2001 por un equipo dirigido por Fulvio Cacace en la Universidad de Roma. La molécula O
4
Se pensaba que estaba en una de las fases del oxígeno sólido que luego se identificó como O
8
. El equipo de Cacace sugirió que O
4
probablemente consta de dos O con forma de mancuerna
2
moléculas débilmente unidas por fuerzas de dispersión dipolar inducidas.

Fases del oxígeno sólido

Hay seis fases distintas conocidas de oxígeno sólido. Uno de ellos es una O rojo oscuro
8
grupo. Cuando el oxígeno se somete a una presión de 96 GPa, se vuelve metálico , de manera similar al hidrógeno , y se vuelve más similar a los calcógenos más pesados , como el selenio (que exhibe un color rojo rosado en su estado elemental), telurio y polonio. , ambos con un importante carácter metálico. A temperaturas muy bajas, esta fase también se vuelve superconductora .

Referencias

Otras lecturas

  • Parks, GD; Mellor, JW (1939). Química inorgánica moderna de Mellor (6ª ed.). Londres: Longmans, Green and Co.
  • Stwertka, Albert (1998). Guía de los elementos (edición revisada). Prensa de la Universidad de Oxford. ISBN 0-19-508083-1.