Αλλότροπα του οξυγόνου

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση στην πλοήγηση Πήδηση στην αναζήτηση

Υπάρχουν αρκετά γνωστά αλλότροπα του οξυγόνου ή αλλομορφές του οξυγόνου. Το πιο συνηθισμένο είναι το μοριακό οξυγόνο ή διοξυγόνο τριπλής κατάστασης (O2), που είναι παρόν σε σημαντικά επίπεδα συγκέντρωσης στην ατμόσφαιρα της Γης. Άλλη αρκετά δημοφιλής, στις μέρες μας, αλλομορφή του οξυγόνου είναι το (κοινό) όζον ή κανονικό τριοξυγόνο (O3), μια πολύ δραστική (χημικά) μορφή οξυγόνου. Υπάρχουν, όμως και μερικά αλλόμορφα του οξυγόνου που έχουν βρεθεί. Πιο συγκεκριμένα υπάρχουν τα ακόλουθα επιπλέον αλλότροπα:

  1. Ατομικό οξυγόνο ή οξυγόνο εν τω γεννάσθαι (O1 ή |O|, μια ελεύθερη ρίζα).
  2. Διοξυγόνο μονής κατάστασης (O2), που πρόκειται για δυο μετασταθείς ισομερείς καταστάσεις του συνηθισμένου διοξυγόνου τριπλής κατάστασης.
  3. Τριοξιράνιο ή κυκλικό όζον (O3), που πρόκειται για θεωρητικά προβλεπόμενο και ακόμη περισσότερο δραστικό (χημικά) ισομερές θέσης του κοινού όζοντος, που όμως υπάρχει ένδειξη ότι υπάρχει.
  4. Τετραοξυγόνο (O4), μια άλλη μετασταθής αλλομορφή του οξυγόνου.
  5. Στερεό οξυγόνο, που υπάρχει σε έξι (6) διαφορετικά χρωματισμένες φάσεις, από τις οποίες η μια είναι το οκταοξυγόνο (O8) και μια άλλη είναι το μεταλλικό οξυγόνο.

Ατομικό οξυγόνο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το ατομικό οξυγόνο, που συμβολίζεται επίσης και με τις μορφές O(³P), O(3P) ή O((3)P)[1] είναι πολύ δραστικό (χημικά), γιατί τα μεμονομένα άτομα του οξυγόνου τείνουν να σχηματίσουν δεσμό με (σχεδόν οποιοδήποτε) κοντινό μόριο (ή άλλο άτομο). Έτσι, στην επιφάνεια (ή στην κατώτερη ατμόσφαιρα) της Γης το ατομικό οξυγόνο φυσιολογικά, ακόμη και αν σχηματιστεί, δεν «επιβιώνει» παρά μόνο για πολύ βραχύβιο χρονικό διάστημα. Ωστόσο, στο διάστημα, όπου υπάρχει άφθονη υπεριώδης ακτινοβολία, καθώς και στην ατμόσφαιρα «χαμηλής περιγήινης τροχιάς», το 96% του οξυγόνου υπάρχει στην ατομική αλλομορφή του[1][2].

Διοξυγόνο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κύριο λήμμα: Οξυγόνο

Η κύρια αλλομορφή του στοιχειακού οξυγόνου στη Γη, το O2, είναι γενικά γνωστό (απλά) ως οξυγόνο, αλλά ονομάζεται και διοξυγόνο ή μοριακό οξυγόνο, όταν είναι επιθυμητό να διαχωριστεί η αλλομορφή από το ίδιο το χημικό στοιχείο. Αυτή είναι η πιο συνηθισμένη αλλομορφή του στοιχειακού οξυγόνου, αποτελώντας περίπου το 21% (κατ' όγκο) της Γήινης ατμόσφαιρας. Το διοξυγόνο μπορεί να υπάρχει σε μετασταθείς κατασράσεις, που ονομάζονται «διοξυγόνο απλής κατάστασης», σε αντιδιαστολή με τη βασική του κατάσταση, που είναι γνωστή ως «διοξυγόνο τριπλής κατάστασης». Στο μόριο του διοξυγόνου, το μήκος δεσμού είναι 121 pm και η δεσμική ενέργεια ανέρχεται σε 498 kJ/mol[3]. Το καθαρό διοξυγόνο, στις «συνηθισμένες συνθήκες», δηλαδή σε θερμοκρασία 25°C και υπό πίεση 1 atm, είναι άχρωμο αέριο, με θερμοκρασία βρασμού −183 °C[4], Μπορεί να υγροποιηθεί (και να διαχωριστεί από τον υπόλοιπο ατμοσφαιρικό αέρα) μετά από ψύξη με υγρό άζωτο, που έχει θερμοκρασία βρασμού −196 °C. Το υγροποιημένο οξυγόνο έχει χρώμα ανοικτό γαλάζιο, και είναι αρκετά αξιοσημείωτα παραμαγνητικό, δηλαδή το υγροποιημένο οξυγόνο που περιέχεται σε ένα δοχείο έλκεται από ένα μαγνήτη.

Διοξυγόνο απλής κατάστασης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η ονομασία διοξυγόνο απλής κατάστασης είναι συνηθισμένη για τις δυο μετασταθείς καταστάσεις του μοριακού οξυγόνου (O2), στις οποίες το μόριο βρίσκεται σε υψηλότερη ενεργειακή στάθμη σε σύγκριση με τη βασική του κατάσταση, που είναι το διοξυγόνο τριπλής κατάστασης. Εξαιτίας της διαφορετικής κατανομής των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας, το διοξυγόνο απλής κατάστασης έχει (ορισμένες) διαφορετικές χημικές ιδιότητες από το διοξυγόνο τριπλής κατάστασης, στις οποίες συμπεριλαμβάνονται η απορρόφηση και η εκπομπή φωτός σε διαφορετικά μήκη κύματος. Το διοξυγόνο απλής κατάστασης μπορεί να παραχθεί από το κοινό διοξυγόνο τριπλής κατάστασης με μια φωτοευαίσθητη διεργασία με μεταφορά ενέργειας από μόρια έγχρωμων ενώσεων, όπως το ροζέ της Βεγγάλης, το γαλάζιο του μεθυλενίου ή τις πορφυρίνες. Μπορεί επίσης να παραχθεί και με χημικές διεργασίες όπως η αποσύνθεση του τριοξιδάνιου σε νερό ή με χημική αντίδραση υπεροξείδιου του υδρογόνου με υποχλωριώδη.

Όζον[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κύρια λήμματα: Όζον και Τριοξιράνιο

Το τριατομικό οξυγόνο (τριοξυγόνο, O3), είναι μια πιο δραστική χημικά αλλομορφή που είναι διαβρωτικό για υλικά όπως το καοτσούκ και τα υφάσματα, ενώ επίσης προκαλεί βλάβες στον ιστό των πνευμόνων[5]. Ίχνη από αυτό, που μπορούν να ανιχνευθούν από την έντονη οσμή του, που μοιάζει με αυτήν της χλωρίνης[4], παράγονται από ηλεκτρικούς κινητήρες, εκτυπωτές λέιζερ και φωτοαντιγραφικά. Η ονομασία του «όζον», προτάθηκε από το Χρίστιαν Φρέντριχ Σχόνμπεϊν (Christian Friedrich Schönbein) to 1840, και προήλθε από την ελληνική λέξη «ὠζώ», που αναφέρεται στην έντονη οσμή του[6].

Το όζον είναι θερμοδυναμικά ασταθές σε σύγκριση με το πιο συνηθισμένο διοξυγόνο, και σχηματίζεται με αντίδραση διοξυγόνου με ατομικό οξυγόνο, που προέρχεται από τη διάσπαση διοξυγόνου από την υπεριώδη (ηλιακή) ακτινοβολία στην ανώτερη ατμόσφαιρα (κυρίως στη στρατόσφαιρα)[6]. Το ίδιο το όζον απορροφά ισχυρά την (υπεριώδη) ακτινοβολία (εδώ πρόκειται για το «στρατοσφαιρικό όζον»: δείτε το στρώμα του όζοντος). Αντίθετα, το όζον που σχηματίζεται κοντά στην επιφάνεια της Γης («τροποσφαιρικό όζον») σχηματίζεται (κυρίως) από φωτοχημική διάσπαση του διοξειδίου του αζώτου, που προέρχεται από τις εξατμίσεις των αυτοκινήτων[7]. Το όζον αυτό είναι ρυπαντής βλαβερός (ιδιαίτερα) για ηλικιωμένους, παιδιά, καρδιοπαθείς και πνευμονοπαθείς με ασθένειες όπως εμφύσιμα, βρογχίτιδα και άσθμα[8]. Παράγεται, επίσης, και κατά τη διάρκεια ατμοσφαιρικών ηλεκτρικών εκκενώσεων (δηλαδή από αστραπές και κεραυνούς) και έχει χαρακτηριστική αποπνικτική οσμή (περισσότερο γνωστή σε κατοίκους πυκνοκατοικιμένων αστικών περιοχών και χρήστες μετρό) που ορισμένοι την αποκαλούν «ηλεκτρική οσμή». Αλλά το ανοσοποιητικό σύστημα παράγει το ίδιο όζον ως αντιμικροβιακό μέσο[9]. Το αέριο όζον έχει ανοιχτογάλανο χρώμα. Το υγρό και το στερεό όζον έχουν χρώμα βαθύτερο γαλάζιο, σε σύγκριση με το αντίστοιχο του υγρού διοξυγόνου, και είναι ασταθή και εκρηκτικά[6][10].

Το τριοξιράνιο (αγγλικά trioxirane) ή κυκλικό όζον (αγγλικά cyclic ozone) είναι θεωρητικά προβλεπόμενη ισομερής μορφή του όζοντος. Όπως το κοινό όζον (O3), το μόριο τριοξιρανίου περιέχει τρία (3) άτομα οξυγόνου. Η διαφορά του τριοξιρανίου από το κοινό όζον είναι η σχετική θέση στο χώρο των τριών ατόμων οξυγόνου τους. Στο κοινό όζον, τα άτομα οξυγόνου τοποθετούνται σε δομή τεθλασμένης γραμμής, ενώ στο τριοξιράνιο σχηματίζουν ένα νοητό ισόπλευρο τρίγωνο.

Τετραοξυγόνο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κύριο λήμμα: Τετραοξυγόνο

Για την ύπαρξη του τετραοξυγόνου (Ο4) υπήρξαν υποψίες τουλάχιστον από τις αρχές της δεκαετίας του 1900, οπότε ήταν γνωστό ως «οξόζον» (oxozone), αλλά η ύπαρξή του ταυτοποιήθηκε το 2001, από μια ερευνητική ομάδα της οποίας ηγούνταν ο Φ. Κάκακε (F. Cacace), στο πανεπιστήμιο της Ρώμης. Το τετραοξυγόνο πιστεύονταν αρχικά (εσφαλμένα) ότι ήταν μια από τις φάσης του στερεού οξυγόνου, που όμως αργότερα ταυτοποιήθηκε ως οκταοξυγόνο8). Η ομάδα του Κάκακε πιστεύει ότι το τετραοξυγόνο αποτελείται από δυο μόρια διοξυγόνου, σχήματος «αλτήρα», που συνδέονται χαλαρά μαζί με δυνάμεις διασποράς διπόλου.

Στερεό οξυγόνο[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κύριο λήμμα: Στερεό οξυγόνο

Είναι γνωστό ότι υπάρχουν έξι (6) γνωστές διακριτές φάσεις στερεού οξυγόνου. Μια από αυτές είναι σκούρα κόκκινη και αποτελείται από επαναλαμβανόμενα συγκροτήματα οκταοξυγόνου (Ο8). Όταν όμως το (στερεό) οξυγόνο υποστεί πίεση της τάξης των 96 GPa, γίνεται «μεταλλικό οξυγόνο», με όμοιο τρόπο με αυτό που το υδρογόνο γίνεται επίσης «μεταλλικό υδρογόνο»[11], αν και αυτό το φαινόμενο είναι πιο συνηθισμένο στα βαρύτερα χαλκογόνα, όπως το τελλούριο και το πολώνιο, που και τα δυο δείχνουν σημαντικό μεταλλικό χαρακτήρα. Σε πολύ χαμηλές θερμοκρασίες, η φάση αυτή (του μεταλλικού οξυγόνου) γίνεται επίσης υπεραγωγός.

Παραπομπές και σημειώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. 1,0 1,1 Ryan D. McCulla, Saint Louis University (2010). "Atomic Oxygen O(3P): Photogeneration and Reactions with Biomolecules".
  2. "Out of Thin Air". NASA.gov. February 17, 2011.
  3. Chieh, Chung. "Bond Lengths and Energies". University of Waterloo. Archived from the original on 14 December 2007. Retrieved 2007-12-16.
  4. 4,0 4,1 Chemistry Tutorial : Allotropes from AUS-e-TUTE.com.au.
  5. Stwertka 1998, p.48
  6. 6,0 6,1 6,2 Mellor 1939.
  7. Stwertka 1998, p.49
  8. "Who is most at risk from ozone?". airnow.gov. Archived from the original on 17 January 2008. Retrieved 2008-01-06.
  9. Paul Wentworth Jr., 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). "Evidence for Antibody-Catalyzed Ozone Formation in Bacterial Killing and Inflammation". Science 298 (5601): 2195–2199. Bibcode:2002Sci...298.2195W. doi:10.1126/science.1077642. PMID 12434011.
  10. Cotton, F. Albert and Wilkinson, Geoffrey (1972). Advanced Inorganic Chemistry: A comprehensive Text. (3rd Edition). New York, London, Sydney, Toronto: Interscience Publications. ISBN 0-471-17560-9.
  11. Peter P. Edwards and Friedrich Hensel (2002-01-14). "Metallic Oxygen". ChemPhysChem 3 (1): 53–56. doi:10.1002/1439-7641(20020118)3:1<53::AID-CPHC53>3.0.CO;2-2. PMID 12465476. Retrieved 2007-12-16.
Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Allotropes of oxygen της Αγγλικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).