- Struktur av molekylært oksygen
- Egenskaper
- Fysisk utseende
- Molmasse
- Smeltepunkt
- Kokepunkt
- løselighet
- Energitilstander
- Transformasjoner
- applikasjoner
- Sveising og forbrenning
- Oksidasjonsmiddel i grønn kjemi
- Assistert puste og avløpsrensing
- referanser
Det molekylære oksygen eller dioksygen , også kalt diatomisk oksygen eller gass, er den vanligste elementære måten er dette elementet på jorden. Formelen er O 2 , og er derfor et diatomisk og homonukleært molekyl, totalt apolar.
Luften vi puster inn består av omtrent 21% oksygen som O 2- molekyler . Når vi stiger opp, reduseres konsentrasjonene av oksygengass, og tilstedeværelsen av ozon, O 3, øker . Kroppen vår utnytter O 2 for å oksygenere vevet sitt og utføre cellulær respirasjon.
Uten oksygen som beriker atmosfæren vår, ville livet være et uholdbart fenomen. Kilde: Pixabay.
O 2 er også ansvarlig for eksistensen av brann: uten det ville det være nesten umulig for brann og forbrenning. Dette er fordi hovedegenskapen er den å være et kraftig oksidasjonsmiddel, få elektroner eller redusere seg selv i et vannmolekyl, eller i oksydanioner, O 2- .
Molekylært oksygen er essensielt for utallige aerobe prosesser, og har anvendelser innen metallurgi, medisin og avløpsrensing. Denne gassen er praktisk talt synonymt med varme, respirasjon, oksidasjon og på den annen side med frysetemperaturer når den er i flytende tilstand.
Struktur av molekylært oksygen
Molekylær struktur av gassformig oksygen. Kilde: Benjah-bmm27 via Wikipedia.
I det øvre bildet har vi molekylstrukturen til gassformig oksygen representert med forskjellige modeller. De to siste viser egenskapene til den kovalente bindingen som holder oksygenatomene sammen: en dobbeltbinding O = O, der hvert oksygenatom fullfører sin valensoktett.
O 2- molekylet er lineært, homonukleært og symmetrisk. Den dobbelte bindingen har en lengde på 121 pm. Denne korte avstanden betyr at det kreves noe betydelig energi (498 kJ / mol) for å bryte O = O-bindingen, og derfor er det et relativt stabilt molekyl.
Hvis ikke, ville oksygenet i atmosfæren blitt fullstendig nedbrutt over tid, eller luften ville ta fyr ut av ingenting.
Egenskaper
Fysisk utseende
Molekylært oksygen er en fargeløs, smakløs og luktfri gass, men når den kondenserer og krystalliserer, får den blålige toner.
Molmasse
32 g / mol (avrundet verdi)
Smeltepunkt
-218 ºC
Kokepunkt
-183
løselighet
Molekylært oksygen er dårlig oppløselig i vann, men tilstrekkelig til å støtte marin fauna. Hvis løseligheten din var høyere, ville du mindre sannsynlig å dø av drukning. På den annen side er løseligheten mye høyere i ikke-polare oljer og væsker, og kan sakte oksidere dem og dermed påvirke deres opprinnelige egenskaper.
Energitilstander
Molekylært oksygen er et stoff som ikke kan beskrives fullt ut ved hjelp av valensbindingsteori (VTE).
Den elektroniske konfigurasjonen av oksygen er som følger:
2s² 2p⁴
Den har ett par uparede elektroner (O :). Når to oksygenatomer møtes, binder de seg for å danne en O = O-dobbeltbinding, begge fullfører valensoktetten.
Derfor bør O 2- molekylet være diamagnetisk, med alle elektronene sammenkoblet. Imidlertid er det et paramagnetisk molekyl, og dette forklares med diagrammet over dets molekylære orbitaler:
Molekylært orbitalt diagram for oksygengass. Kilde: Anthony.Sebastian / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)
Dermed beskriver molekylær omløpsteori (TOM) O 2 best . De to uparede elektronene er lokalisert i de høyere energi π * molekylære orbitaler , og gir oksygen dets paramagnetiske karakter.
Denne energiske tilstanden tilsvarer faktisk trippel oksygen, 3 O 2 , den mest dominerende av alle. Den andre energitilstanden til oksygen, mindre rik på jorden, er singlett, 1 O 2 .
Transformasjoner
Molekylært oksygen er betydelig stabilt så lenge det ikke er i kontakt med noe stoff som er mottakelig for oksidasjon, mye mindre hvis det ikke er noen nærliggende kilde til intens varme, for eksempel en gnist. Dette er fordi O 2 har en høy tendens til å redusere seg selv, få elektroner fra andre atomer eller molekyler.
Når den er redusert, er den i stand til å etablere et bredt spekter av lenker og former. Hvis det danner kovalente bindinger, vil det gjøre det med atomer som er mindre elektronegative enn seg selv, inkludert hydrogen, for å gi opphav til vann, HOH. Det kan også universere karbon, for å oppstå CO-bindinger og forskjellige typer oksygenerte organiske molekyler (etere, ketoner, aldehyder, etc.).
O 2 kan også få elektroner for å transformere til henholdsvis peroksyd- og superoksydanioner, O 2 2- og O 2 - . Når det omdannes til peroksyd i kroppen, hydrogenperoksyd, H 2 O 2 , hooh, oppnås en skadelig forbindelse som er behandlet ved virkningen av spesifikke enzymer (peroksidaser og katalaser).
På den annen side, og ikke mindre viktig, reagerer O 2 med uorganisk materiale for å bli oksidanionen, O 2- , og utgjør en endeløs liste over mineralogiske masser som tykner jordskorpen og mantelen.
applikasjoner
Sveising og forbrenning
Oksygen brukes til å brenne acetylen og avgi en ekstremt varm flamme som er verdifull ved sveising. Kilde: Sheila / CC BY (https://creativecommons.org/licenses/by/2.0)
Oksygen brukes til å utføre forbrenningsreaksjonen, hvorved et stoff oksyderes eksotermisk, og avgir brann. Denne brannen og dens temperatur varierer avhengig av stoffet som brenner. Dermed kan meget varme flammer, så som acetylen (over), oppnås som metaller og legeringer sveises med.
Hvis ikke for oksygen, kunne ikke drivstoff brenne og gi all deres kalorienergi, brukt til å skyte raketter eller til å starte biler.
Oksidasjonsmiddel i grønn kjemi
Takket være denne gassen blir et mylder av organiske og uorganiske oksider syntetisert eller industrielt produsert. Disse reaksjonene er basert på oksiderende kraft av molekylært oksygen, og er også en av de mest levedyktige reagensene i grønn kjemi for å oppnå farmasøytiske produkter.
Assistert puste og avløpsrensing
Oksygen er avgjørende for å møte respirasjonsbehovet hos pasienter med alvorlige helsemessige forhold, i dykkere når de synker ned på grunne dyp, og i fjellklatrere, i hvis høyder oksygenkonsentrasjonen er dramatisk redusert.
Også oksygen "mater" aerobe bakterier, som hjelper til med å bryte ned forurensende rester fra kloakk, eller hjelper fisk med å puste, i vandige kulturer for beskyttelse eller handel.
referanser
- Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (fjerde utgave). Mc Graw Hill.
- Wikipedia. (2020). Allotropes oksygen. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
- Hone, CA, Kappe, CO (2019). Bruken av molekylær oksygen for aerobe oksidasjoner i flytende faser i kontinuerlig strøm. Top Curr Chem (Z) 377, 2. doi.org/10.1007/s41061-018-0226-z
- Kevin Beck. (28. januar 2020). 10 bruk for oksygen. Gjenopprettet fra: sciencing.com
- Cliffsnotes. (2020). Biokjemi I: The Chemistry of Molecular Oxygen. Gjenopprettet fra: cliffsnotes.com
- GZ industrielle rekvisita. (2020). Industrielle fordeler med oksygengass. Gjenopprettet fra: gz-supplies.com