Elemento químico de número atómico 8, no metálico, con configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁴ — le faltan 2 electrones para completar su octeto, lo que lo hace extremadamente reactivo.
PROCESO
Oxigenación
Incorporar O₂
Proceso de incorporar oxígeno a una sustancia, tejido o sistema. La sangre se oxigena en los pulmones al intercambiar CO₂ por O₂ en los alvéolos pulmonares.
REDOX
Oxidación
Pérdida de e⁻
Pérdida de electrones por parte de una especie química, siendo el oxígeno el agente oxidante más común en la naturaleza. Es una semirreacción del par redox.
σ + π
O₂ Diatómico
Paramagnético
Forma estable del oxígeno: dos átomos con doble enlace covalente (σ + π), con 2 electrones desapareados que le confieren carácter paramagnético. Espines ↑↑.
RESONANCIA π
O₃ Ozono
Trimolecular · sp² · Angular 116.8° · Momento dipolar 0.53 D
Molécula formada por tres átomos de oxígeno, inestable, de color azul pálido y olor pungente. Su geometría es angular: el átomo central tiene hibridación sp², con un ángulo de enlace de 116.8°. Posee un sistema de resonancia deslocalizada — el electrón desapareado se distribuye sobre los tres átomos mediante un orbital π molecular extendido. Molécula en forma de boomerang, con el átomo central ligeramente más positivo y los extremos más negativos (momento dipolar 0.53 D). Los enlaces O–O tienen longitud intermedia (127.2 pm), evidencia directa de la resonancia.
Mapa de Relaciones
Tabla Comparativa — Especies Moleculares
Propiedad
O
O₂
O₃
Fórmula
O
O₂
O₃
Nombre
Oxígeno atómico
Oxígeno molecular
Ozono
Geometría
Esférica (átomo)
Lineal
Angular (116.8°)
Hibridación central
—
sp
sp²
Enlace O–O (pm)
—
121 (doble)
127.2 (resonancia)
e⁻ desapareados
2
2 (paramagnético)
0 (diamagnético)
Momento dipolar
0
0
0.53 D
Estabilidad
μs (radical)
Estable
Inestable (t½ ≈ 20 min)
Potencial redox (V)
+2.42
+1.23
+2.07
Color
—
Incoloro
Azul pálido
Detalles del Visor Molecular
El visor muestra las tres especies en rotación continua sobre el eje vertical. Algunos detalles a observar:
O Átomo
RADICAL
Los dos lóbulos naranjas representan sus dos pares de electrones desapareados, lo que explica su carácter de radical extremadamente reactivo — dura microsegundos en la atmósfera.
O₂ Molecular
↑↑ PARAMAGNÉTICO
El enlace central grueso es el σ (eje internuclear) y las dos líneas turquesas paralelas son el orbital π — una nube electrónica perpendicular al eje que hace el doble enlace. Tiene dos electrones desapareados con espines paralelos (↑↑), por eso es paramagnético, algo inusual para una molécula diatómica.
O₃ Ozono
π DESLOCALIZADO
La nube turquesa extendida sobre los tres átomos es el orbital π molecular deslocalizado — el electrón no pertenece a ningún enlace en particular sino que flota sobre toda la molécula como una campana de probabilidad. El átomo central (marcado O*) tiene hibridación sp², con un par libre apuntando hacia afuera en el plano y ese orbital p sin hibridar participando en el sistema π. Esta deslocalización es precisamente lo que da al ozono su potencia oxidante: el electrón está disponible para atacar cualquier cosa que se acerque.