- Struttura dell'ossigeno molecolare
- Proprietà
- Aspetto fisico
- Massa molare
- Punto di fusione
- Punto di ebollizione
- solubilità
- Stati energetici
- Trasformazioni
- applicazioni
- Saldatura e combustione
- Agente ossidante nella chimica verde
- Respirazione assistita e trattamento delle acque reflue
- Riferimenti
L' ossigeno molecolare o diossigeno , chiamato anche ossigeno o gas biatomico, è il modo elementare più comune con questo elemento sulla Terra. La sua formula è O 2 , essendo quindi una molecola biatomica ed omonucleare, totalmente apolare.
L'aria che respiriamo è composta da circa il 21% di ossigeno sotto forma di molecole di O 2 . Man mano che si sale, le concentrazioni di ossigeno gassoso diminuiscono e la presenza di ozono, O 3, aumenta . Il nostro corpo sfrutta l'O 2 per ossigenare i suoi tessuti ed effettuare la respirazione cellulare.
Senza l'ossigeno che arricchisce la nostra atmosfera, la vita sarebbe un fenomeno insostenibile. Fonte: Pixabay.
L'O 2 è anche responsabile dell'esistenza del fuoco: senza di esso sarebbe quasi impossibile che ci siano incendi e combustione. Questo perché la sua proprietà principale è quella di essere un potente agente ossidante, guadagnando elettroni o riducendosi in una molecola d'acqua, o in anioni ossidi, O 2- .
L'ossigeno molecolare è essenziale per innumerevoli processi aerobici, con applicazioni in metallurgia, medicina e trattamento delle acque reflue. Questo gas è praticamente sinonimo di calore, respirazione, ossidazione e, d'altra parte, di temperature gelide quando è allo stato liquido.
Struttura dell'ossigeno molecolare
Struttura molecolare dell'ossigeno gassoso. Fonte: Benjah-bmm27 tramite Wikipedia.
Nell'immagine in alto abbiamo la struttura molecolare dell'ossigeno gassoso rappresentata con vari modelli. Gli ultimi due mostrano le caratteristiche del legame covalente che tiene insieme gli atomi di ossigeno: un doppio legame O = O, in cui ogni atomo di ossigeno completa il suo ottetto di valenza.
La molecola di O 2 è lineare, omonucleare e simmetrica. Il suo doppio legame ha una lunghezza di 121 pm. Questa breve distanza significa che è necessaria un'energia considerevole (498 kJ / mol) per rompere il legame O = O, e quindi è una molecola relativamente stabile.
In caso contrario, l'ossigeno nell'atmosfera si sarebbe completamente degradato nel tempo, oppure l'aria avrebbe preso fuoco dal nulla.
Proprietà
Aspetto fisico
L'ossigeno molecolare è un gas incolore, insapore e inodore, ma quando si condensa e cristallizza, acquista toni bluastri.
Massa molare
32 g / mol (valore arrotondato)
Punto di fusione
-218 ºC
Punto di ebollizione
-183
solubilità
L'ossigeno molecolare è scarsamente solubile in acqua, ma sufficiente a sostenere la fauna marina. Se la tua solubilità fosse più alta, avresti meno probabilità di morire per annegamento. D'altra parte, la sua solubilità è molto più elevata negli oli e nei liquidi non polari, essendo in grado di ossidarli lentamente e quindi influenzare le loro proprietà originali.
Stati energetici
L'ossigeno molecolare è una sostanza che non può essere completamente descritta dalla teoria del legame di valenza (VTE).
La configurazione elettronica dell'ossigeno è la seguente:
2s² 2p⁴
Ha una coppia di elettroni non accoppiati (O :). Quando due atomi di ossigeno si incontrano, si legano per formare un doppio legame O = O, completando entrambi l'ottetto di valenza.
Pertanto, la molecola di O 2 dovrebbe essere diamagnetica, con tutti i suoi elettroni accoppiati. Tuttavia, è una molecola paramagnetica, e questo è spiegato dal diagramma dei suoi orbitali molecolari:
Diagramma orbitale molecolare per ossigeno gassoso. Fonte: Anthony.Sebastian / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)
Pertanto, la teoria degli orbitali molecolari (TOM) descrive meglio O 2 . I due elettroni spaiati si trovano negli orbitali molecolari π * ad alta energia e conferiscono all'ossigeno il suo carattere paramagnetico.
In effetti, questo stato energetico corrisponde all'ossigeno tripletto, 3 O 2 , il più predominante di tutti. L'altro stato energetico dell'ossigeno, meno abbondante sulla Terra, è il singoletto, 1 O 2 .
Trasformazioni
L'ossigeno molecolare è considerevolmente stabile fintanto che non è a contatto con alcuna sostanza suscettibile all'ossidazione, tanto meno se non c'è una fonte di calore intenso nelle vicinanze, come una scintilla. Questo perché l'O 2 ha un'alta tendenza a ridursi, ad acquisire elettroni da altri atomi o molecole.
Una volta ridotto, è in grado di stabilire un ampio spettro di collegamenti e forme. Se forma legami covalenti, lo farà con atomi meno elettronegativi di se stesso, compreso l'idrogeno, per dare origine all'acqua, HOH. Può anche universare il carbonio, originare legami CO e vari tipi di molecole organiche ossigenate (eteri, chetoni, aldeidi, ecc.).
O 2 può anche guadagnare elettroni per trasformarsi in anioni di perossido e superossido, rispettivamente O 2 2- e O 2 - . Quando viene convertito in perossido all'interno del corpo, si ottiene perossido di idrogeno, H 2 O 2 , HOOH, un composto nocivo che viene elaborato dall'azione di enzimi specifici (perossidasi e catalasi).
D'altra parte, e non meno importante, l'O 2 reagisce con la materia inorganica per diventare l'anione ossido, O 2- , formando una lista infinita di masse mineralogiche che addensano la crosta terrestre e il mantello.
applicazioni
Saldatura e combustione
L'ossigeno viene utilizzato per bruciare acetilene ed emanare una fiamma estremamente calda che è preziosa nella saldatura. Fonte: Sheila / CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/2.0)
L'ossigeno viene utilizzato per eseguire la reazione di combustione, mediante la quale una sostanza viene ossidata esotermicamente, dando fuoco. Questo fuoco e la sua temperatura variano a seconda della sostanza che sta bruciando. Si possono così ottenere fiamme molto calde, come l'acetilene (sopra), con cui si saldano metalli e leghe.
Se non fosse per l'ossigeno, i combustibili non potrebbero bruciare e fornire tutta la loro energia calorica, usata per lanciare razzi o per avviare automobili.
Agente ossidante nella chimica verde
Grazie a questo gas, una miriade di ossidi organici e inorganici vengono sintetizzati o prodotti industrialmente. Queste reazioni si basano sul potere ossidante dell'ossigeno molecolare, essendo anche uno dei reagenti più vitali nella chimica verde per l'ottenimento di prodotti farmaceutici.
Respirazione assistita e trattamento delle acque reflue
L'ossigeno è fondamentale per coprire la domanda respiratoria nei pazienti con gravi condizioni di salute, nei subacquei quando si scende a basse profondità e negli alpinisti, alle cui altitudini la concentrazione di ossigeno è drasticamente ridotta.
Inoltre, l'ossigeno "nutre" i batteri aerobici, che aiutano ad abbattere i residui inquinanti dei liquami, o aiutano i pesci a respirare, nelle colture acquose per la protezione o il commercio.
Riferimenti
- Shiver & Atkins. (2008). Chimica inorganica . (quarta edizione). Mc Graw Hill.
- Wikipedia. (2020). Allotropi dell'ossigeno. Estratto da: en.wikipedia.org
- Hone, CA, Kappe, CO (2019). L'uso dell'ossigeno molecolare per ossidazioni aerobiche in fase liquida in flusso continuo. Top Curr Chem (Z) 377, 2. doi.org/10.1007/s41061-018-0226-z
- Kevin Beck. (28 gennaio 2020). 10 usi per l'ossigeno. Estratto da: sciencing.com
- Cliffsnotes. (2020). Biochimica I: la chimica dell'ossigeno molecolare. Estratto da: cliffsnotes.com
- Forniture industriali GZ. (2020). Vantaggi industriali del gas ossigeno. Recupero da: gz-supplies.com