Allotropy kyslíku - Allotropes of oxygen

Existuje několik známých allotropes kyslíku. Nejznámější je molekulární kyslík (Ó2), přítomný na významné úrovni v roce 2006 Atmosféra Země a také známý jako dioxygen nebo tripletový kyslík. Další je vysoce reaktivní ozón (Ó3). Ostatní jsou:

Atomový kyslík

Atomový kyslík, označený O (3P) nebo O (3P),[1] je velmi reaktivní, protože jednotlivé atomy kyslíku mají tendenci rychle se spojovat s blízkými molekulami. Na povrchu Země neexistuje přirozeně příliš dlouho, ale v vesmír, přítomnost spousty ultrafialová radiace vede k a nízká oběžná dráha Země atmosféra, ve které se 96% kyslíku vyskytuje v atomové formě.[1][2]

Atomový kyslík byl detekován na Mars podle Námořník, Viking a SOFIA observatoř.[3]

Dioxygen

Hlavní článek: Kyslík
Viz také: Dioxygen v biologických reakcích
Nejčastěji se vyskytujícím alotropem elementárního kyslíku je triplet dioxygen, a diradical. Nepárové elektrony se účastní vazba tří elektronů, zde zobrazené přerušovanými čarami.

Společný allotrope elementárního kyslíku na Zemi, Ó
2, je obecně známý jako kyslík, ale může být nazýván dioxygen, křemelina kyslík, molekulární kyslíknebo kyslíkový plyn odlišit jej od samotného prvku a od triatomického allotrope ozón, Ó
3. Jako hlavní složka (asi 21% objemových) Země atmosféra, elementární kyslík se nejčastěji vyskytuje v diatomické formě. Aerobní organismy uvolní chemickou energii uloženou ve slabé sigma vazbě atmosférického dioxygenu, terminálního oxidantu buněčné dýchání.[4] The základní stav dioxygen je známý jako tripletový kyslík, 3Ó2, protože má dva nepárové elektrony. První vzrušený stav, singletový kyslík, 1Ó2, nemá nepárové elektrony a je metastabilní. The dublet stav vyžaduje lichý počet elektronů, a tak se nemůže vyskytnout v dioxygenu bez získání nebo ztráty elektronů, například v superoxid ion (Ó−
2) nebo dioxygenyl ion (Ó+
2).

Základní stav Ó
2 má délku vazby 121odpoledne a vazebná energie 498 kJ / mol.[5] Je to bezbarvý plyn s bodem varu -183 ° C (90 K; -297 ° F).[6] To může být kondenzováno ze vzduchu ochlazením kapalným dusíkem, který má teplotu varu -196 ° C (77 K; -321 ° F). Kapalný kyslík má světle modrou barvu a je značně výrazný paramagnetické kvůli nepárovým elektronům; kapalný kyslík obsažený v baňce zavěšené na provázku je přitahován magnetem.

Singletový kyslík

Hlavní článek: Singletový kyslík

Singletový kyslík je běžný název používaný pro oba metastabilní stavy molekulární kyslík (Ó2) s vyšší energií než základní stav tripletový kyslík. Kvůli rozdílům v jejich elektronových skořápkách má singletový kyslík jiné chemické a fyzikální vlastnosti než tripletový kyslík, včetně absorpce a emitování světla při různých vlnových délkách. Může být generován fotocitlivým procesem přenosem energie z molekul barviva, jako je růže bengálská, methylenová modř nebo porfyriny, nebo chemickými procesy, jako je spontánní rozklad oxid uhličitý ve vodě nebo při reakci peroxid vodíku s chlornan.

Ozón

Hlavní článek: Ozón

Triatomický kyslík (ozon, O3), je velmi reaktivní allotrope kyslíku, který je destruktivní pro materiály jako guma a látky a také škodí plíce tkáň.[7] Stopy po něm lze detekovat jako ostrý zápach podobný chloru,[6] přicházející z elektromotory, laserové tiskárny, a kopírky. V roce 1840 byl pojmenován "ozon" Christian Friedrich Schönbein,[8] ze starořečtiny ὄζειν (ozein: „cítit“) plus přípona -na (v angličtině -jeden) běžně používané v té době k označení odvozené sloučeniny.[9]

Ozon je termodynamicky nestabilní směrem k běžnější dioxygenové formě a vzniká reakcí O2 s atomovým kyslíkem produkovaným štěpením O2 UV zářením v horní atmosféra.[10] Ozon silně absorbuje ultrafialové záření a funguje jako štít pro biosféra proti mutagenní a další škodlivé účinky sluneční UV záření (vidět ozónová vrstva ).[10] Ozon vzniká blízko zemského povrchu fotochemickým rozpadem oxid dusičitý z výfuku automobily.[11] Přízemní ozon je látka znečišťující ovzduší což je zvláště škodlivé pro seniory, děti a lidi se srdečními a plicními chorobami, jako je emfyzém, bronchitida, a astma.[12] The imunitní systém produkuje ozon jako antimikrobiální látku (viz níže).[13] Kapalné a pevné O3 mají hlubší modrou barvu než obyčejný kyslík a jsou nestabilní a výbušné.[10][14]

Ozon je světle modrý plyn kondenzovatelný na tmavě modrou tekutinu. Tvoří se vždy, když je vzduch vystaven elektrickému výboji, a má charakteristický štiplavý zápach nově posekaného sena nebo podchodů - takzvaný „elektrický zápach“.

Cyklický ozon

Hlavní článek: Cyklický ozon

Tetraoxygen

Hlavní článek: Tetraoxygen

Tetraoxygen byl podezřelý z existence od časného 1900s, když to bylo známé jako oxozone. To bylo identifikováno v roce 2001 týmem vedeným Fulvio Cacace na římské univerzitě.[15] Molekula Ó
4 byla považována za jednu z fází pevný kyslík později identifikován jako Ó
8. Navrhl to Cacaceův tým Ó
4 pravděpodobně se skládá ze dvou činek Ó
2 molekuly volně držené pohromadě indukovanými silami dipólové disperze.

Fáze pevného kyslíku

Hlavní článek: Pevný kyslík

Existuje šest známých odlišných fází pevného kyslíku. Jeden z nich je tmavě červený Ó
8 shluk. Když je kyslík vystaven tlaku 96 GPa, stane se kovový, podobným způsobem jako vodík,[16] a stává se více podobným těžším chalkogeny, jako telur a polonium, oba vykazují výrazný kovový charakter. Při velmi nízkých teplotách se tato fáze také stává supravodivé.

Reference

  1. ^ A b Ryan D. McCulla, Saint Louis University (2010). „Atomic Oxygen O (3P): Photogeneration and Reactions with Biomolecules“.
  2. ^ „Out of Thin Air“. NASA.gov. 17. února 2011.
  3. ^ [1]
  4. ^ Schmidt-Rohr, Klaus (2020). „Kyslík je vysokoenergetický molekulový pohonný komplex mnohobuněčného života: základní opravy tradiční bioenergetiky“. ACS Omega. 5 (5): 2221–2233. doi:10.1021 / acsomega.9b03352. PMC  7016920. PMID  32064383.
  5. ^ Chieh, Chung. „Délka a energie dluhopisů“. University of Waterloo. Archivovány od originál dne 14. prosince 2007. Citováno 16. prosince 2007.
  6. ^ A b Výukový program pro chemii: Allotropes z webu AUS-e-TUTE.com.au
  7. ^ Stwertka 1998, str.48
  8. ^ Christian Friedrich Schönbein, Über die Erzeugung des Ozons auf chemischen Wege, str. 3, Basilej: Schweighauser'sche Buchhandlung, 1844.
  9. ^ "ozón", Oxfordský anglický slovník online, vyvoláno 29. června 2020.
  10. ^ A b C Mellor 1939
  11. ^ Stwertka 1998, str.49
  12. ^ „Kdo je nejvíce ohrožen ozonem?“. airnow.gov. Archivovány od originál dne 17. ledna 2008. Citováno 2008-01-06.
  13. ^ Paul Wentworth ml .; Jonathan E. McDunn; Anita D. Wentworth; Cindy Takeuchi; Jorge Nieva; Teresa Jones; Cristina Bautista; Julie M. Ruedi; Abel Gutierrez; Kim D. Janda; Bernard M. Babior; Albert Eschenmoser; Richard A. Lerner (2002-12-13). „Důkazy o tvorbě ozonu katalyzovaného protilátkami při usmrcování a zánětu bakterií“. Věda. 298 (5601): 2195–2199. Bibcode:2002Sci ... 298.2195W. doi:10.1126 / science.1077642. PMID  12434011. S2CID  36537588.
  14. ^ Cotton, F. Albert a Wilkinson, Geoffrey (1972). Pokročilá anorganická chemie: komplexní text. (3. vydání). New York, Londýn, Sydney, Toronto: Publikace Interscience. ISBN  0-471-17560-9.
  15. ^ Cacace, Fulvio (2001). "Experimentální detekce tetraoxygenu". Angewandte Chemie International Edition. 40 (21): 4062–4065. doi:10.1002 / 1521-3773 (20011105) 40:21 <4062 :: AID-ANIE4062> 3.0.CO; 2-X. PMID  12404493.
  16. ^ Peter P. Edwards; Friedrich Hensel (2002-01-14). "Kovový kyslík". ChemPhysChem. 3 (1): 53–56. doi:10.1002 / 1439-7641 (20020118) 3: 1 <53 :: AID-CPHC53> 3.0.CO; 2-2. PMID  12465476.

Další čtení