Alótropos del oxígeno

Existen varios alótropos del oxígeno conocidos. El más conocido es el oxígeno molecular (O₂), presente en niveles significativos en la atmósfera terrestre y también conocido como dioxígeno u oxígeno triplete. Otro es el ozono altamente reactivo (O₃). Otros son:

• Oxigeno atómicoO₁Un radical libre.
• Oxigeno de una sola piezaO^*
  ₂), uno de los dos estados metástasis de oxígeno molecular.
• Tetraoxygen (Tetraoxygen)O₄), otra forma metaestable.
• Oxigeno sólido, existente en seis fases de varios colores, de las cuales uno es octaoxigeno (O₈, oxígeno rojo) y otro metálico (modelo-oxigeno).

El oxígeno atómico, denominado O u O₁, es muy reactivo, ya que sus átomos individuales tienden a unirse rápidamente con las moléculas cercanas. Su estado electrónico de menor energía es un triplete de espín, designado con el símbolo ³P. En la superficie terrestre, existe de forma natural durante un periodo muy breve. En el espacio exterior, la abundante radiación ultravioleta da lugar a una atmósfera en órbita terrestre baja donde el 96 % del oxígeno se encuentra en forma atómica.Las sondas Mariner, Viking y el observatorio SOFIA han detectado oxígeno atómico en Marte.

El alótropo común del oxígeno elemental en la Tierra, O₂, se conoce generalmente como oxígeno, pero también puede llamarse dioxígeno, oxígeno diatómico, oxígeno molecular, dioxideno u oxígeno gaseoso para distinguirlo del propio elemento y del alótropo triatómico ozono, O₃. Como componente principal (alrededor del 21 % en volumen) de la atmósfera terrestre, el oxígeno elemental se encuentra más comúnmente en forma diatómica. Los organismos aeróbicos utilizan el dioxígeno atmosférico como oxidante terminal en la respiración celular para obtener energía química. El estado fundamental del dioxígeno se conoce como oxígeno triplete, ³[O₂], porque tiene dos electrones desapareados. El primer estado excitado, el oxígeno singlete, ¹[O₂], no tiene electrones desapareados y es metaestable. El estado doblete requiere un número impar de electrones y, por lo tanto, no puede ocurrir en el dioxígeno sin ganar o perder electrones, como en el ion superóxido (O−2) o el ion dioxigenilo (O+2).

El estado fundamental del O₂ tiene una longitud de enlace de 121 pm y una energía de enlace de 498 kJ/mol. Es un gas incoloro con un punto de ebullición de -183 °C (90 K; -297 °F). Se puede condensar del aire enfriándolo con nitrógeno líquido, cuyo punto de ebullición es de -196 °C (77 K; -321 °F). El oxígeno líquido es de color azul pálido y es marcadamente paramagnético debido a sus electrones desapareados; el oxígeno líquido contenido en un matraz suspendido por una cuerda es atraído por un imán.El oxígeno singlete es el nombre común que se da a los dos estados metaestables del oxígeno molecular (O₂) con mayor energía que el oxígeno triplete en su estado fundamental. Debido a las diferencias en sus capas electrónicas, el oxígeno singlete posee propiedades químicas y físicas diferentes a las del oxígeno triplete, incluyendo la absorción y emisión de luz a distintas longitudes de onda. Puede generarse mediante un proceso fotosensibilizado mediante la transferencia de energía de moléculas colorantes como el rosa de Bengala, el azul de metileno o las porfirinas, o mediante procesos químicos como la descomposición espontánea del trióxido de hidrógeno en agua o la reacción del peróxido de hidrógeno con hipoclorito.El oxígeno triatómico (ozono, O₃) es un alótropo muy reactivo del oxígeno, un gas azul pálido a temperatura y presión estándar. El O₃ líquido y sólido tiene un color azul más intenso que el O₂ ordinario, y es inestable y explosivo. En su fase gaseosa, el ozono es destructivo para materiales como el caucho y las telas, y perjudicial para el tejido pulmonar. Sus trazas se pueden detectar como un olor acre, similar al cloro, proveniente de motores eléctricos, impresoras láser y fotocopiadoras, ya que se forma al someter el aire a una descarga eléctrica. Se le denominó "ozono". en 1840 por Christian Friedrich Schönbein, del griego antiguo ὄζειν (ozein: 'oler') más el sufijo -on, comúnmente usado en la época para designar un compuesto derivado y anglicanizado como -ona.El ozono es termodinámicamente inestable y tiende a reaccionar con la forma más común de dioxígeno. Se forma por la reacción del O₂ intacto con el oxígeno atómico producido cuando la radiación UV en la atmósfera superior se descompone. El ozono se absorbe fuertemente en el ultravioleta y, en la estratosfera, funciona como un escudo para la biosfera contra los efectos mutagénicos y otros efectos dañinos de la radiación UV solar (véase la capa de ozono). El ozono troposférico se forma cerca de la superficie terrestre por la desintegración fotoquímica del dióxido de nitrógeno en los gases de escape de los automóviles. El ozono troposférico es un contaminante del aire especialmente dañino para las personas mayores, los niños y las personas con afecciones cardíacas y pulmonares como enfisema, bronquitis y asma. El sistema inmunitario produce ozono como antimicrobiano (véase más adelante).

El ozono cíclico es una molécula de O₃ predicha teóricamente, en la que sus tres átomos de oxígeno se unen formando un triángulo equilátero en lugar de un ángulo abierto.

Se sospechaba la existencia del tetraoxígeno desde principios del siglo XX, cuando se conocía como oxozono. Fue identificado en 2001 por un equipo dirigido por Fulvio Cacace en la Universidad de Roma. Se creía que la molécula O₄ se encontraba en una de las fases del oxígeno sólido, posteriormente identificada como O₈. El equipo de Cacace sugirió que el O₄ probablemente consiste en dos moléculas de O₂ con forma de mancuerna, unidas débilmente por fuerzas de dispersión dipolar inducida.Se conocen seis fases distintas del oxígeno sólido. Una de ellas es un grupo O₈ rojo oscuro. Cuando el oxígeno se somete a una presión de 96 GPa, se vuelve metálico, de forma similar al hidrógeno, y se asemeja más a los calcógenos más pesados, como el selenio (que presenta un color rojo rosado en su estado elemental), el telurio y el polonio, ambos con un marcado carácter metálico. A temperaturas muy bajas, esta fase también se vuelve superconductora.

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