Alotropy tlenu
Istnieje kilka znanych odmian alotropowych tlenu . Najbardziej znanym jest tlen cząsteczkowy ( O 2 ), obecny w znacznej ilości w ziemskiej atmosferze i znany również jako tlen tlenowy lub tlen trypletowy . Innym jest wysoce reaktywny ozon ( O 3 ). Inni są:
- Tlen atomowy ( O 1 ), wolny rodnik .
-
Tlen singletowy ( O
* 2 ), jeden z dwóch metastabilnych stanów tlenu cząsteczkowego. - Tetratlen ( O 4 ), inna forma metastabilna.
- Stały tlen występujący w sześciu różnokolorowych fazach, z których jedna to O 8 , a druga metaliczna.
Tlen atomowy
Tlen atomowy, oznaczony jako O( 3P ) lub O(3P), jest bardzo reaktywny, ponieważ pojedyncze atomy tlenu mają tendencję do szybkiego wiązania się z pobliskimi cząsteczkami. Na powierzchni Ziemi istnieje naturalnie przez bardzo krótki czas. W przestrzeni kosmicznej obecność obfitego promieniowania ultrafioletowego skutkuje niską atmosferą orbity okołoziemskiej , w której 96% tlenu występuje w postaci atomowej.
Atomowy tlen został wykryty na Marsie przez Mariner , Viking i obserwatorium SOFIA .
tlen
Popularny alotrop pierwiastka tlenu na Ziemi, O 2 , jest ozonu ogólnie znany jako tlen, ale może być nazywany ditlenem , tlenem dwuatomowym , tlenem cząsteczkowym , dwutlenkiem lub gazowym tlenem , aby odróżnić go od samego pierwiastka i od trójatomowego alotropu O 3 . Jako główny składnik (około 21% objętości) atmosfery ziemskiej , tlen pierwiastkowy występuje najczęściej w postaci dwuatomowej. Organizmy tlenowe wykorzystują tlen atmosferyczny jako końcowy utleniacz w oddychaniu komórkowym w celu uzyskania energii chemicznej . Stan podstawowy ditlenu jest znany jako tlen trypletowy 3 [O 2 ] , ponieważ ma dwa niesparowane elektrony. Pierwszy stan wzbudzony, tlen singletowy 1 [O 2 ] , nie ma niesparowanych elektronów i jest metastabilny . Stan dubletu wymaga nieparzystej liczby elektronów, a więc nie może wystąpić w tlenku ditlenowym bez pozyskiwania lub utraty elektronów, na przykład w jonie ponadtlenkowym ( O - 2 ) lub jonie dioksygenylowym ( O + 2 ).
Stan podstawowy O 2 ma długość wiązania 121 µm i energię wiązania 498 kJ/mol. Jest to bezbarwny gaz o temperaturze wrzenia -183 ° C (90 K; -297 ° F). Można go skroplić z powietrza przez schłodzenie ciekłym azotem, który ma temperaturę wrzenia -196 ° C (77 K; -321 ° F). Ciekły tlen ma bladoniebieski kolor i jest dość wyraźnie paramagnetyczny ze względu na niesparowane elektrony; ciekły tlen zawarty w kolbie zawieszonej na sznurku jest przyciągany przez magnes.
Tlen singletowy
Tlen singletowy to powszechna nazwa używana dla dwóch metastabilnych stanów tlenu cząsteczkowego ( O 2 ) o energii wyższej niż tlen trypletowy stanu podstawowego . Ze względu na różnice w ich powłokach elektronowych tlen singletowy ma inne właściwości chemiczne i fizyczne niż tlen trypletowy, w tym pochłanianie i emitowanie światła o różnych długościach fal. Może być generowany w procesie fotosensybilizacji poprzez transfer energii z cząsteczek barwnika, takiego jak róż bengalski , błękit metylenowy lub porfiryny , lub w procesach chemicznych, takich jak spontaniczny rozkład trójtlenku wodoru w wodzie lub reakcja nadtlenku wodoru z podchlorynem .
Ozon
Trójatomowy tlen (ozon, O 3 ) jest bardzo reaktywną alotropową odmianą tlenu, która jest bladoniebieskim gazem w standardowej temperaturze i ciśnieniu . Ciekły i stały O 3 mają głębszy niebieski kolor niż zwykły O 2 , są nietrwałe i wybuchowe. W fazie gazowej ozon jest niszczący dla materiałów takich jak guma i tkaniny oraz uszkadza tkankę płuc . Jego ślady można wykryć jako ostry, podobny do chloru zapach, pochodzący z silników elektrycznych , drukarek laserowych i kserokopiarek , ponieważ powstaje, gdy powietrze jest poddawane wyładowaniu elektrycznemu. Został nazwany „ozonem” w 1840 roku przez Christiana Friedricha Schönbeina , od starożytnego greckiego ὄζειν ( ozein : „wąchać”) plus przyrostek -on , powszechnie używany w tamtym czasie do określenia związku pochodnego i zangielizowany jako -one .
Ozon jest niestabilny termodynamicznie i ma tendencję do reagowania w kierunku bardziej powszechnej formy ditlenowej. Powstaje w wyniku reakcji nienaruszonego O 2 z tlenem atomowym, który powstaje, gdy promieniowanie UV w górnych warstwach atmosfery rozszczepia O 2 . Ozon silnie absorbuje w ultrafiolecie, aw stratosferze działa jako tarcza dla biosfery przed mutagennymi i innymi szkodliwymi skutkami słonecznego promieniowania UV (patrz warstwa ozonowa ). Ozon troposferyczny powstaje blisko powierzchni Ziemi w wyniku fotochemicznego rozpadu dwutlenku azotu w spalinach samochodowych . Ozon w warstwie przyziemnej jest substancją zanieczyszczającą powietrze , która jest szczególnie szkodliwa dla osób starszych, dzieci oraz osób z chorobami serca i płuc, takimi jak rozedma płuc , zapalenie oskrzeli i astma . Układ odpornościowy wytwarza ozon jako środek przeciwdrobnoustrojowy (patrz poniżej).
Cykliczny ozon
Cykliczny ozon jest teoretycznie przewidzianą cząsteczką O 3 , w której trzy atomy tlenu łączą się w trójkąt równoboczny zamiast otwartego kąta.
czterotlen
Podejrzewano, że tetratlen istnieje od początku XX wieku, kiedy był znany jako oksozon. Został zidentyfikowany w 2001 roku przez zespół kierowany przez Fulvio Cacace z Uniwersytetu Rzymskiego. Uważano, że cząsteczka O 4 znajduje się w jednej z faz stałego tlenu, zidentyfikowanego później jako O 8 . Zespół Cacace'a zasugerował, że O 4 prawdopodobnie składa się z dwóch podobnych do hantli cząsteczek O 2 luźno utrzymywanych razem przez indukowane dipolowe siły dyspersyjne.
Fazy stałego tlenu
Istnieje sześć znanych odrębnych faz stałego tlenu. Jednym z nich jest ciemnoczerwona O 8 . Kiedy tlen jest poddany ciśnieniu 96 GPa, staje się metaliczny , podobnie jak wodór , i staje się bardziej podobny do cięższych chalkogenów , takich jak selen (wykazujący różowo-czerwony kolor w stanie pierwiastkowym), tellur i polon , z których oba wykazują znaczący metaliczny charakter. W bardzo niskich temperaturach ta faza również staje się nadprzewodząca .
Dalsza lektura
- Parki, GD; Mellor, JW (1939). Nowoczesna chemia nieorganiczna Mellora (wyd. 6). Londyn: Longmans, Green and Co.
- Stwertka, Albert (1998). Przewodnik po elementach (poprawiona red.). Oxford University Press. ISBN 0-19-508083-1 .