El triplete de oxígeno , 3 O 2 , se refiere al estado fundamental electrónico S = 1 del oxígeno molecular (dioxígeno). Es el alótropo de oxígeno más estable y común . Las moléculas de oxígeno triplete contienen dos electrones desapareados, lo que hace que el oxígeno triplete sea un ejemplo inusual de dirradical estable y comúnmente encontrado : [2] es más estable como triplete que como singlete . Según la teoría de los orbitales moleculares , la configuración electrónica del oxígeno triplete tiene dos electrones que ocupan dos orbitales moleculares π(OM) de igual energía (es decir, OM degenerados ). De acuerdo con las reglas de Hund , permanecen sin aparear y en espín paralelo y explican el paramagnetismo del oxígeno molecular. Estos orbitales medio llenos tienen un carácter antienlazante , lo que reduce el orden de enlace global de la molécula a 2 desde un valor máximo de 3 (p. Ej., Dinitrógeno), lo que ocurre cuando estos orbitales antienlazantes permanecen completamente desocupados. El símbolo del término molecular para el oxígeno triplete es 3 Σ-
g. [3]
Nombres | |
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Nombre IUPAC sistemático | |
Identificadores | |
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Modelo 3D ( JSmol ) | |
CHEBI | |
ChemSpider | |
Número CE |
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492 | |
KEGG | |
Malla | Oxígeno |
PubChem CID | |
Número RTECS |
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UNII | |
un numero | 1072 |
InChI
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Sonrisas
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Propiedades | |
Fórmula química | O 2 |
Masa molar | 31,998 g · mol −1 |
Apariencia | Gas incoloro |
Punto de fusion | -218,2 ° C; -360,7 ° F; 55,0 K |
Punto de ebullición | -183,2 ° C; -297,7 ° F; 90,0 K |
Estructura | |
Forma molecular | Lineal |
Momento bipolar | 0 D |
Termoquímica | |
Entropía molar estándar ( S | 205.152 JK −1 mol −1 |
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 ) | 0 kJ mol −1 |
Farmacología | |
Código ATC | V03AN01 ( QUIÉN ) |
Peligros | |
Pictogramas GHS | |
Palabra de señal GHS | Peligro |
Declaraciones de peligro GHS | H270 |
Consejos de prudencia del SGA | P220 , P244 , P370 + 376 , P403 |
NFPA 704 (diamante de fuego) | 0 0 1 BUEY |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
Referencias de Infobox | |
Girar
Los espines s = 1 ⁄ 2 de los dos electrones en orbitales degenerados dan lugar a 2 × 2 = 4 estados de espín independientes en total. La interacción de intercambio los divide en un estado singlete (espín total S = 0) y un conjunto de 3 estados tripletes degenerados ( S = 1). De acuerdo con las reglas de Hund , los estados triplete son energéticamente más favorables y corresponden al estado fundamental de la molécula con un espín electrónico total de S = 1. La excitación al estado S = 0 da como resultado un oxígeno singlete mucho más reactivo y metaestable . [4] [5]
Estructura de Lewis
Debido a que la molécula en su estado fundamental tiene un momento magnético de espín distinto de cero , el oxígeno es paramagnético ; es decir, puede ser atraído por los polos de un imán . Por tanto, la estructura de Lewis O = O con todos los electrones en pares no representa con precisión la naturaleza del enlace en el oxígeno molecular. Sin embargo, la estructura alternativa • O – O • también es inadecuada, ya que implica un carácter de enlace sencillo, mientras que la longitud de enlace determinada experimentalmente de 121 pm [6] es mucho más corta que el enlace sencillo en el peróxido de hidrógeno (HO – OH) que tiene una duración de 147,5 pm. [7] Esto indica que el oxígeno triplete tiene un orden de enlace más alto. La teoría de los orbitales moleculares debe usarse para explicar correctamente el paramagnetismo observado y la longitud de enlace corta simultáneamente. Bajo un marco de teoría de orbitales moleculares, el enlace oxígeno-oxígeno en el dioxígeno triplete se describe mejor como un enlace σ completo más dos medios enlaces π, cada medio enlace representado por un enlace de dos centros de tres electrones (2c-3e) , para dar un orden de enlace neto de dos (1 + 2 ×1/2), mientras que también tiene en cuenta el estado de giro ( S = 1). En el caso del dioxígeno triplete, cada enlace 2c-3e consta de dos electrones en un orbital de enlace π u y un electrón en un orbital antienlazante π g para dar una contribución neta de orden de enlace de 1/2.
Las reglas habituales para construir estructuras de Lewis deben modificarse para acomodar moléculas como el dioxígeno triplete o el óxido nítrico que contienen enlaces 2c-3e. No hay consenso al respecto; Pauling ha sugerido el uso de tres puntos colineales estrechamente espaciados para representar el enlace de tres electrones (ver ilustración). [8]
Observación en estado líquido
Una forma experimental común de observar el paramagnetismo del dioxígeno es enfriarlo a la fase líquida. Cuando se vierte entre los polos de imanes fuertes que están muy juntos, el oxígeno líquido puede suspenderse. O un imán puede tirar de la corriente de oxígeno líquido a medida que se vierte. La teoría de los orbitales moleculares proporciona la explicación de estas observaciones.
Reacción
La configuración inusual de los electrones evita que el oxígeno molecular reaccione directamente con muchas otras moléculas, que a menudo se encuentran en estado singlete . Sin embargo, el oxígeno triplete reaccionará fácilmente con moléculas en un estado doble para formar un nuevo radical.
La conservación del número cuántico de espín requeriría un estado de transición triplete en una reacción de oxígeno triplete con una capa cerrada (una molécula en estado singlete). La energía adicional necesaria es suficiente para evitar la reacción directa a temperatura ambiente con todos los sustratos menos reactivos, como el fósforo blanco . A temperaturas más altas o en presencia de catalizadores adecuados, la reacción avanza más fácilmente. Por ejemplo, la mayoría de las sustancias inflamables se caracterizan por una temperatura de autoignición a la que se someterán a combustión en el aire sin una llama o chispa externa.
Referencias
- ^ a b "Dioxígeno triplete (CHEBI: 27140)" . Entidades químicas de interés biológico (ChEBI) . Reino Unido: Instituto Europeo de Bioinformática.
- ^ Borden, Weston Thatcher; Hoffmann, Roald; Stuyver, Thijs; Chen, Bo (2017). "Dioxígeno: ¿Qué hace que este triplete dirradical sea cinéticamente persistente?" . Revista de la Sociedad Química Estadounidense . 139 (26): 9010–9018. doi : 10.1021 / jacs.7b04232 . PMID 28613073 .
- ^ Atkins, Peter; De Paula, Julio; Friedman, Ronald (2009) Cuanta, materia y cambio: un enfoque molecular de la química física, págs. 341–342, Oxford: Oxford University Press, ISBN 0199206066 , consulte [1] . consultado el 11 de agosto de 2015.
- ^ Wulfsberg, Gary (2000). Química inorgánica . Sausalito, CA: University Science Press. pag. 879. ISBN 9781891389016.
- ^ Instituto de Tecnología de Massachusetts (2014). "Estados de oxígeno" (PDF) . Principios de Química Inorgánica I .
- ^ Housecroft, Catherine E .; Sharpe, Alan G. (2005). Química inorgánica (2ª ed.). Pearson Prentice-Hall. pag. 438. ISBN 978-0130-39913-7.
- ^ Housecroft y Sharpe p.443
- ^ Maksic, ZB; Orville-Thomas, WJ (1999). El legado de Pauling: modelado moderno del enlace químico . Amsterdam: Elsevier. pag. 455. ISBN 978-0444825087.
Otras lecturas
- IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) " oxígeno molecular singlete (dioxígeno molecular singlete) ". doi : 10.1351 / goldbook.S05695
Fuentes externas
- http://meta-synthesis.com/webbook/16_diradical/diradical.html [se necesita una mejor fuente ]