L'oxygène (O) est un élément chimique non métallique du groupe 16 (VIa) du tableau périodique. C'est un gaz incolore, inodore et insipide qui est essentiel pour les organismes vivants - les animaux qui le transforment en dioxyde de carbone et les plantes qui utilisent le CO2 comme source de carbone et restituent O 2 dans l'atmosphère. L'oxygène forme des composés en réagissant avec presque tous les autres éléments et empêche également les éléments chimiques de se lier les uns aux autres. Dans de nombreux cas, ces processus s'accompagnent d'un dégagement de chaleur et de lumière. Le composé d'oxygène le plus important est l'eau.
Historique des découvertes
En 1772, le chimiste suédois Carl Wilhelm Scheele a démontré pour la première fois l'oxygène en chauffant du nitrate de potassium, de l'oxyde de mercure et de nombreuses autres substances. Indépendamment de lui, en 1774, le chimiste anglais Joseph Priestley découvrit cet élément chimique par décomposition thermique de l'oxyde de mercure et publia ses découvertes la même année, trois ans avant la publication. Schele. En 1775-1780, le chimiste français Antoine Lavoisier interpréta le rôle de l'oxygène dans la respiration et la combustion, rejetant la théorie du phlogistique généralement admise à l'époque. Il a noté sa tendance à former des acides lorsqu'il est combiné avec diverses substances et a nommé l'élément oxygène, qui en grec signifie "produire de l'acide".
Prévalence
Qu'est-ce que l'oxygène ? Constituant 46% de la masse de la croûte terrestre, c'est son élément le plus courant. La quantité d'oxygène dans l'atmosphère est de 21 % en volume et de 89 % en poids dans l'eau de mer
Dans les roches, l'élément est combiné avec des métaux et des non-métaux sous forme d'oxydes, qui sont acides (par exemple, soufre, carbone, aluminium et phosphore) ou basiques (sels de calcium, magnésium et fer), et en tant que composés de type sel qui peuvent être considérés comme formés à partir d'oxydes acides et basiques tels que des sulfates, des carbonates, des silicates, des aluminates et des phosphates. Bien qu'ils soient nombreux, ces solides ne peuvent pas servir de sources d'oxygène, car rompre la liaison d'un élément avec des atomes métalliques est trop énergivore.
Caractéristiques
Si la température de l'oxygène est inférieure à -183 °C, il devient un liquide bleu pâle et à -218 °C - solide. L'O pur2 est 1,1 fois plus lourd que l'air.
Pendant la respiration, les animaux et certaines bactéries consomment de l'oxygène de l'atmosphère et restituent du dioxyde de carbone, tandis que lors de la photosynthèse, les plantes vertes en présence de lumière solaire absorbent le dioxyde de carbone et libèrent de l'oxygène libre. Presquetout O2 dans l'atmosphère est produit par la photosynthèse.
À 20 °C, environ 3 volumes d'oxygène se dissolvent dans 100 volumes d'eau douce, un peu moins dans l'eau de mer. Ceci est nécessaire à la respiration des poissons et autres animaux marins.
L'oxygène naturel est un mélange de trois isotopes stables: 16O (99,759 %), 17O (0,037 %) et18O (0.204%). Plusieurs isotopes radioactifs produits artificiellement sont connus. Le plus long d'entre eux est 15O (avec une demi-vie de 124 s), qui est utilisé pour étudier la respiration chez les mammifères.
Allotropes
Une idée plus claire de ce qu'est l'oxygène, vous permet d'obtenir ses deux formes allotropiques, diatomique (O2) et triatomique (O3 , ozone). Les propriétés de la forme diatomique suggèrent que six électrons lient les atomes et deux restent non appariés, provoquant le paramagnétisme de l'oxygène. Les trois atomes de la molécule d'ozone ne sont pas en ligne droite.
L'ozone peut être produit selon l'équation: 3O2 → 2O3.
Le processus est endothermique (nécessite de l'énergie); la reconversion de l'ozone en oxygène diatomique est facilitée par la présence de métaux de transition ou de leurs oxydes. L'oxygène pur est converti en ozone par une décharge électrique incandescente. La réaction se produit également lors de l'absorption de la lumière ultraviolette avec une longueur d'onde d'environ 250 nm. L'apparition de ce processus dans la haute atmosphère élimine le rayonnement qui pourrait causerdommages à la vie à la surface de la Terre. L'odeur piquante de l'ozone est présente dans les espaces clos avec des équipements électriques produisant des étincelles tels que des générateurs. C'est un gaz bleu clair. Sa densité est de 1,658 fois celle de l'air et son point d'ébullition est de -112 °C à la pression atmosphérique.
L'ozone est un agent oxydant puissant, capable de convertir le dioxyde de soufre en trioxyde, le sulfure en sulfate, l'iodure en iode (fournissant une méthode analytique pour l'évaluer) et de nombreux composés organiques en dérivés oxygénés tels que les aldéhydes et les acides. La conversion des hydrocarbures des gaz d'échappement des voitures en ces acides et aldéhydes par l'ozone est à l'origine du smog. Dans l'industrie, l'ozone est utilisé comme agent chimique, désinfectant, traitement des eaux usées, purification de l'eau et blanchiment des tissus.
Obtenir des méthodes
La façon dont l'oxygène est produit dépend de la quantité de gaz nécessaire. Les méthodes de laboratoire sont les suivantes:
1. Décomposition thermique de certains sels tels que le chlorate de potassium ou le nitrate de potassium:
- 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
- 2KNO3 → 2KNO2 + O2.
La décomposition du chlorate de potassium est catalysée par les oxydes de métaux de transition. Le dioxyde de manganèse (pyrolusite, MnO2) est souvent utilisé pour cela. Le catalyseur abaisse la température nécessaire pour dégager l'oxygène de 400 à 250 °C.
2. Décomposition en température des oxydes métalliques:
- 2HgO → 2Hg +O2.
- 2Ag2O → 4Ag + O2.
Scheele et Priestley ont utilisé un composé (oxyde) d'oxygène et de mercure (II) pour obtenir cet élément chimique.
3. Décomposition thermique des peroxydes métalliques ou du peroxyde d'hydrogène:
- 2BaO + O2 → 2BaO2.
- 2BaO2 → 2BaO +O2.
- BaO2 + H2SO4 → H2 O2 + BaSO4.
- 2H2O2 → 2H2O +O 2.
Les premières méthodes industrielles de séparation de l'oxygène de l'atmosphère ou de production de peroxyde d'hydrogène reposaient sur la formation de peroxyde de baryum à partir de l'oxyde.
4. Électrolyse de l'eau avec de petites impuretés de sels ou d'acides, qui fournissent la conductivité du courant électrique:
2H2O → 2H2 + O2
Production industrielle
S'il est nécessaire d'obtenir de grands volumes d'oxygène, on utilise la distillation fractionnée de l'air liquide. Parmi les principaux constituants de l'air, il a le point d'ébullition le plus élevé et est donc moins volatil que l'azote et l'argon. Le procédé utilise le refroidissement du gaz au fur et à mesure qu'il se dilate. Les principales étapes de l'opération sont les suivantes:
- l'air est filtré pour éliminer les particules;
- l'humidité et le dioxyde de carbone sont éliminés par absorption dans l'alcali;
- l'air est comprimé et la chaleur de compression est éliminée par des procédures de refroidissement normales;
- puis il entre dans la bobine située danscaméra;
- une partie du gaz comprimé (à une pression d'environ 200 atm) se détend dans la chambre, refroidissant le serpentin;
- le gaz expansé retourne au compresseur et passe par plusieurs étapes d'expansion et de compression ultérieures, ce qui donne un liquide à -196 °C, l'air devient liquide;
- le liquide est chauffé pour distiller les premiers gaz inertes légers, puis l'azote, et l'oxygène liquide reste. Le fractionnement multiple produit un produit suffisamment pur (99,5 %) pour la plupart des applications industrielles.
Utilisation industrielle
La métallurgie est le plus grand consommateur d'oxygène pur pour la production d'acier à haute teneur en carbone: éliminez le dioxyde de carbone et les autres impuretés non métalliques plus rapidement et plus facilement qu'en utilisant de l'air.
Le traitement des eaux usées à l'oxygène est prometteur pour traiter les effluents liquides plus efficacement que d'autres procédés chimiques. L'incinération des déchets dans des systèmes fermés utilisant de l'O pur2.
. devient de plus en plus importante
Le soi-disant oxydant de fusée est de l'oxygène liquide. Pure O2 Utilisé dans les sous-marins et les cloches de plongée.
Dans l'industrie chimique, l'oxygène a remplacé l'air normal dans la production de substances telles que l'acétylène, l'oxyde d'éthylène et le méthanol. Les applications médicales comprennent l'utilisation du gaz dans les chambres à oxygène, les inhalateurs et les incubateurs pour bébés. Un gaz anesthésique enrichi en oxygène assure le maintien de la vie pendant l'anesthésie générale. Sans cet élément chimique, un certain nombre deindustries utilisant des fours de fusion. C'est ce qu'est l'oxygène.
Propriétés chimiques et réactions
L'électronégativité élevée et l'affinité électronique de l'oxygène sont typiques des éléments qui présentent des propriétés non métalliques. Tous les composés oxygénés ont un état d'oxydation négatif. Lorsque deux orbitales sont remplies d'électrons, un ion O2- se forme. Dans les peroxydes (O22-), chaque atome est supposé avoir une charge de -1. Cette propriété d'accepter des électrons par transfert total ou partiel détermine l'agent oxydant. Lorsqu'un tel agent réagit avec une substance donneuse d'électrons, son propre état d'oxydation est abaissé. Le changement (diminution) de l'état d'oxydation de l'oxygène de zéro à -2 est appelé réduction.
Dans des conditions normales, l'élément forme des composés diatomiques et triatomiques. De plus, il existe des molécules à quatre atomes très instables. Dans la forme diatomique, deux électrons non appariés sont situés dans des orbitales non liées. Ceci est confirmé par le comportement paramagnétique du gaz.
L'intense réactivité de l'ozone s'explique parfois par l'hypothèse que l'un des trois atomes est dans un état "atomique". Entrant dans la réaction, cet atome se dissocie de O3, laissant de l'oxygène moléculaire.
La molécule O2 est faiblement réactive à des températures et pressions ambiantes normales. L'oxygène atomique est beaucoup plus actif. L'énergie de dissociation (O2 → 2O) est significative etest de 117,2 kcal par mole.
Connexions
Avec des non-métaux tels que l'hydrogène, le carbone et le soufre, l'oxygène forme une large gamme de composés liés par covalence, y compris des oxydes de non-métaux tels que l'eau (H2O), dioxyde de soufre (SO2) et dioxyde de carbone (CO2); les composés organiques tels que les alcools, les aldéhydes et les acides carboxyliques; acides courants tels que carbonique (H2CO3), sulfurique (H2SO4) et azote (HNO3); et les sels correspondants tels que le sulfate de sodium (Na2SO4), le carbonate de sodium (Na2 CO 3) et le nitrate de sodium (NaNO3). L'oxygène est présent sous la forme de l'ion O2- dans la structure cristalline des oxydes métalliques solides, tels que le composé (oxyde) d'oxygène et de calcium CaO. Les superoxydes métalliques (KO2) contiennent l'ion O2-, tandis que les peroxydes métalliques (BaO2), contient l'ion O22-. Les composés oxygénés ont principalement un état d'oxydation de -2.
Caractéristiques de base
Enfin, nous énumérons les principales propriétés de l'oxygène:
- Configuration électronique: 1s22s22p4.
- Numéro atomique: 8.
- Masse atomique: 15,9994.
- Point d'ébullition: -183,0 °C.
- Point de fusion: -218,4 °C.
- Densité (si la pression d'oxygène est de 1 atm à 0 °C): 1,429 g/l.
- États d'oxydation: -1, -2, +2 (dans les composés contenant du fluor).
