Fait référence aux caractéristiques d'une substance simple, l'oxygène. Oxygène : propriétés chimiques de l'élément

Depuis l'avènement de la chimie, il est devenu clair pour l'humanité que tout ce qui l'entoure est constitué d'une substance, qui comprend des éléments chimiques. La variété des substances est apportée par divers composés éléments simples. À ce jour, 118 éléments chimiques ont été découverts et inclus dans le tableau périodique de D. Mendeleïev. Parmi eux, il convient de souligner un certain nombre de principaux, dont la présence a déterminé l'émergence de la vie organique sur Terre. Cette liste comprend : l'azote, le carbone, l'oxygène, l'hydrogène, le soufre et le phosphore.

Oxygène : histoire de la découverte

Tous ces éléments, ainsi qu'un certain nombre d'autres, ont contribué au développement de l'évolution de la vie sur notre planète sous la forme que nous observons actuellement. Parmi tous les composants, c'est l'oxygène qui est plus abondant dans la nature que les autres éléments.

L'oxygène en tant qu'élément séparé a été découvert le 1er août 1774. Au cours d'une expérience visant à obtenir de l'air à partir de tartre de mercure en chauffant avec une lentille ordinaire, il a découvert qu'une bougie brûle avec une flamme exceptionnellement brillante.

Pendant longtemps, Priestley a essayé de trouver une explication raisonnable à cela. A cette époque, ce phénomène reçut le nom de "second air". Un peu plus tôt, l'inventeur du sous-marin, K. Drebbel, a isolé l'oxygène au début du XVIIe siècle et l'a utilisé pour respirer son invention. Mais ses expériences n'ont pas affecté la compréhension du rôle que joue l'oxygène dans la nature de l'échange d'énergie des organismes vivants. Cependant, le chimiste français Antoine Laurent Lavoisier est reconnu comme le scientifique qui a officiellement découvert l'oxygène. Il a répété l'expérience de Priestley et s'est rendu compte que le gaz résultant était un élément séparé.

L'oxygène interagit avec presque tous les gaz simples, à l'exception des gaz inertes et des métaux nobles.

Trouver de l'oxygène dans la nature

Parmi tous les éléments de notre planète, l'oxygène occupe la plus grande part. La distribution de l'oxygène dans la nature est très diversifiée. Il est présent à la fois sous forme liée et libre. En règle générale, étant un agent oxydant fort, il est à l'état lié. La présence d'oxygène dans la nature en tant qu'élément non lié séparé n'est enregistrée que dans l'atmosphère de la planète.

Il est contenu sous forme de gaz et est une combinaison de deux atomes d'oxygène. Il représente environ 21% du volume total de l'atmosphère.

L'oxygène de l'air, en plus de sa forme habituelle, a une forme isotrope sous forme d'ozone. est composé de trois atomes d'oxygène. La couleur bleue du ciel est directement liée à la présence de ce composé dans la haute atmosphère. Grâce à l'ozone, le rayonnement dur à courte longueur d'onde de notre Soleil est absorbé et n'atteint pas la surface.

En l'absence de la couche d'ozone, la vie organique serait détruite, comme des aliments frits dans un four à micro-ondes.

Dans l'hydrosphère de notre planète, cet élément est sous une forme liée à deux et forme de l'eau. La proportion d'oxygène dans les océans, les mers, les rivières et les eaux souterraines est estimée à environ 86-89%, en tenant compte des sels dissous.

Dans la croûte terrestre, l'oxygène est sous forme liée et est l'élément le plus commun. Sa part est d'environ 47 %. La présence d'oxygène dans la nature ne se limite pas aux coquilles de la planète, cet élément fait partie de tous les êtres organiques. Sa part atteint en moyenne 67% des poids total tous les éléments.

L'oxygène est la base de la vie

En raison de l'activité oxydante élevée, l'oxygène se combine assez facilement avec la plupart des éléments et substances, formant des oxydes. Le pouvoir oxydant élevé de l'élément assure le processus de combustion bien connu. L'oxygène est également impliqué dans les processus d'oxydation lente.

Le rôle de l'oxygène dans la nature en tant qu'agent oxydant puissant est indispensable à la vie des organismes vivants. Grâce à ce processus chimique, l'oxydation des substances se produit avec la libération d'énergie. Les organismes vivants l'utilisent pour leur activité vitale.

Les plantes sont la source d'oxygène dans l'atmosphère

Au stade initial de la formation de l'atmosphère sur notre planète, l'oxygène existant était à l'état lié, sous forme de dioxyde de carbone (dioxyde de carbone). Au fil du temps, des plantes sont apparues capables d'absorber le dioxyde de carbone.

Ce processus a été rendu possible par l'avènement de la photosynthèse. Au fil du temps, au cours de la vie des plantes, sur des millions d'années, une grande quantité d'oxygène libre s'est accumulée dans l'atmosphère terrestre.

Selon les scientifiques, dans le passé, sa fraction massique atteignait environ 30%, une fois et demie plus qu'aujourd'hui. Les plantes, à la fois dans le passé et maintenant, ont considérablement influencé le cycle de l'oxygène dans la nature, fournissant ainsi une flore et une faune diversifiées de notre planète.

L'importance de l'oxygène dans la nature n'est pas seulement énorme, mais primordiale. Le système métabolique du monde animal repose clairement sur la présence d'oxygène dans l'atmosphère. Sans elle, la vie devient impossible telle que nous la connaissons. Seuls les organismes anaérobies (capables de vivre sans oxygène) resteront parmi les habitants de la planète.

Le caractère intensif est assuré par le fait qu'il se trouve dans trois états d'agrégation en association avec d'autres éléments. Étant un agent oxydant puissant, il passe très facilement d'une forme libre à une forme liée. Et ce n'est que grâce aux plantes qui décomposent le dioxyde de carbone par photosynthèse qu'il est disponible sous forme libre.

Le processus de respiration des animaux et des insectes est basé sur la production d'oxygène non lié pour les réactions redox, suivie de la production d'énergie pour assurer l'activité vitale de l'organisme. La présence d'oxygène dans la nature, lié et libre, assure le plein fonctionnement de toute vie sur la planète.

Evolution et "chimie" de la planète

L'évolution de la vie sur la planète était basée sur la composition de l'atmosphère terrestre, la composition des minéraux et la présence d'eau à l'état liquide.

La composition chimique de la croûte, l'atmosphère et la présence d'eau sont devenues la base de l'origine de la vie sur la planète et ont déterminé la direction de l'évolution des organismes vivants.

Sur la base de la "chimie" existante de la planète, l'évolution est venue vers une vie organique à base de carbone basée sur l'eau comme solvant. substances chimiques, ainsi que l'utilisation de l'oxygène comme agent oxydant pour obtenir de l'énergie.

Une autre évolution

À ce stade, la science moderne ne réfute pas la possibilité de vie dans d'autres environnements que les conditions terrestres, où le silicium ou l'arsenic peuvent être pris comme base pour construire une molécule organique. Et le milieu du liquide, en tant que solvant, peut être un mélange d'ammoniac liquide avec de l'hélium. Quant à l'atmosphère, elle peut être représentée sous la forme d'hydrogène gazeux avec un mélange d'hélium et d'autres gaz.

Quels processus métaboliques peuvent être dans de telles conditions, la science moderne n'est pas encore en mesure de modéliser. Cependant, cette direction de l'évolution de la vie est tout à fait acceptable. Comme le temps le prouve, l'humanité est constamment confrontée à l'élargissement des limites de notre compréhension du monde et de la vie en son sein.

Le contenu de l'article

OXYGÈNE, O (oxygénium), élément chimique Sous-groupes VIA du système périodique des éléments: O, S, Se, Te, Po - un membre de la famille des chalcogènes. C'est l'élément le plus courant dans la nature, sa teneur dans l'atmosphère terrestre est de 21% (vol.), dans la croûte terrestre sous forme de composés d'env. 50 % (wt.) et dans l'hydrosphère 88,8 % (wt.).

L'oxygène est essentiel à la vie sur terre : les animaux et les plantes consomment de l'oxygène par la respiration, et les plantes libèrent de l'oxygène par la photosynthèse. La matière vivante contient de l'oxygène lié non seulement dans les fluides corporels (cellules sanguines, etc.), mais aussi dans les glucides (sucre, cellulose, amidon, glycogène), les graisses et les protéines. argile, rochers sont composés de silicates et d'autres composés inorganiques contenant de l'oxygène tels que des oxydes, des hydroxydes, des carbonates, des sulfates et des nitrates.

Référence historique.

Les premières informations sur l'oxygène sont devenues connues en Europe à partir de manuscrits chinois du 8ème siècle. Au début du XVIe siècle Léonard de Vinci a publié des données relatives à la chimie de l'oxygène, ne sachant pas encore que l'oxygène était un élément. Les réactions d'addition d'oxygène sont décrites dans articles scientifiques S. Gales (1731) et P. Bayen (1774). Les études de K. Scheele en 1771-1773 sur l'interaction des métaux et du phosphore avec l'oxygène méritent une attention particulière. J. Priestley a rapporté la découverte de l'oxygène en tant qu'élément en 1774, quelques mois après que Bayen ait rapporté des réactions avec l'air. Le nom d'oxygénium ("oxygène") a été donné à cet élément peu de temps après la découverte de Priestley, et est dérivé des mots grecs pour "producteur d'acide" ; cela est dû à l'idée fausse que l'oxygène est présent dans tous les acides. L'explication du rôle de l'oxygène dans les processus de respiration et de combustion appartient cependant à A. Lavoisier (1777).

La structure de l'atome.

Tout atome d'oxygène naturel contient 8 protons dans le noyau, mais le nombre de neutrons peut être de 8, 9 ou 10. Le plus courant des trois isotopes d'oxygène (99,76 %) est 16 8 O (8 protons et 8 neutrons). La teneur d'un autre isotope, le 18 8 O (8 protons et 10 neutrons), n'est que de 0,2 %. Cet isotope est utilisé comme marqueur ou pour l'identification de certaines molécules, ainsi que pour des études biochimiques et médico-chimiques (méthode d'étude des traces non radioactives). Le troisième isotope non radioactif de l'oxygène 17 8 O (0,04 %) contient 9 neutrons et a un nombre de masse de 17. Après que la masse de l'isotope du carbone 12 6 C a été acceptée par la Commission internationale comme masse atomique standard en 1961, le la masse atomique moyenne pondérée de l'oxygène est devenue 15, 9994. Jusqu'en 1961, les chimistes considéraient que l'unité standard de masse atomique était la masse atomique d'oxygène, qui était supposée être de 16 000 pour un mélange de trois isotopes naturels de l'oxygène. Les physiciens ont pris le nombre de masse de l'isotope de l'oxygène 16 8 O comme unité standard de masse atomique. Par conséquent, selon l'échelle physique, la masse atomique moyenne de l'oxygène était de 16,0044.

Il y a 8 électrons dans un atome d'oxygène, avec 2 électrons au niveau interne et 6 électrons au niveau externe. Par conséquent, dans les réactions chimiques, l'oxygène peut accepter des donneurs jusqu'à deux électrons, complétant sa coque externe jusqu'à 8 électrons et formant une charge négative en excès.

Oxygène moléculaire.

Comme la plupart des autres éléments, dont les atomes manquent de 1 à 2 électrons pour compléter l'enveloppe externe de 8 électrons, l'oxygène forme une molécule diatomique. Ce processus libère beaucoup d'énergie (~ 490 kJ/mol) et, par conséquent, la même quantité d'énergie doit être dépensée pour le processus inverse de dissociation de la molécule en atomes. La force de la liaison O–O est si élevée qu'à 2300°C seulement 1% des molécules d'oxygène se dissocient en atomes. (Il convient de noter que lors de la formation de la molécule d'azote N 2, la force de la liaison N – N est encore plus élevée, ~ 710 kJ / mol.)

Constitution électronique.

Dans la structure électronique de la molécule d'oxygène, comme on pouvait s'y attendre, la distribution des électrons par un octet autour de chaque atome n'est pas réalisée, mais il y a des électrons non appariés, et l'oxygène présente des propriétés typiques d'une telle structure (par exemple, il interagit avec un champ magnétique, étant un paramagnétique).

Réactions.

Dans des conditions appropriées, l'oxygène moléculaire réagit avec presque tous les éléments à l'exception des gaz nobles. Cependant, dans des conditions ambiantes, seuls les éléments les plus actifs réagissent assez rapidement avec l'oxygène. Il est probable que la plupart des réactions ne se déroulent qu'après la dissociation de l'oxygène en atomes, et la dissociation ne se produit qu'à des températures très élevées. Cependant, des catalyseurs ou d'autres substances dans le système de réaction peuvent favoriser la dissociation de O 2 . On sait que les métaux alcalins (Li, Na, K) et alcalino-terreux (Ca, Sr, Ba) réagissent avec l'oxygène moléculaire pour former des peroxydes :

Réception et candidature.

En raison de la présence d'oxygène libre dans l'atmosphère, la méthode la plus efficace pour son extraction est la liquéfaction de l'air, à partir de laquelle les impuretés, le CO 2 , la poussière, etc. sont éliminés. méthodes chimiques et physiques. Le processus cyclique comprend la compression, le refroidissement et la détente, ce qui conduit à la liquéfaction de l'air. Avec une lente montée en température (distillation fractionnée), l'air liquide évapore d'abord les gaz nobles (les plus difficiles à liquéfier), puis l'azote, et l'oxygène liquide reste. En conséquence, l'oxygène liquide contient des traces de gaz nobles et un pourcentage relativement élevé d'azote. Pour de nombreuses applications, ces impuretés n'interfèrent pas. Cependant, pour obtenir de l'oxygène de haute pureté, le processus de distillation doit être répété. L'oxygène est stocké dans des réservoirs et des bouteilles. Il est utilisé en grande quantité comme oxydant pour le kérosène et d'autres carburants dans les fusées et les engins spatiaux. L'industrie sidérurgique utilise de l'oxygène gazeux pour souffler le fer à travers le procédé Bessemer afin d'éliminer rapidement et efficacement les impuretés C, S et P. Le jet d'oxygène produit de l'acier plus rapidement et mieux que le jet d'air. L'oxygène est également utilisé pour le soudage et le coupage des métaux (flamme oxyacétylénique). L'oxygène est également utilisé en médecine, par exemple, pour enrichir l'environnement respiratoire des patients ayant des difficultés respiratoires. L'oxygène peut être obtenu dans divers méthodes chimiques, et certains d'entre eux sont utilisés pour obtenir de petites quantités d'oxygène pur dans la pratique de laboratoire.

Électrolyse.

L'une des méthodes d'obtention d'oxygène est l'électrolyse de l'eau contenant de petites additions de NaOH ou H 2 SO 4 comme catalyseur : 2H 2 O ® 2H 2 + O 2. Dans ce cas, de petites impuretés d'hydrogène se forment. A l'aide d'un dispositif de décharge, les traces d'hydrogène dans le mélange gazeux sont à nouveau transformées en eau, dont les vapeurs sont éliminées par congélation ou adsorption.

Dissociation thermique.

Une importante méthode de laboratoire pour obtenir de l'oxygène, proposée par J. Priestley, est la décomposition thermique des oxydes de métaux lourds : 2HgO ® 2Hg + O 2 . Priestley s'est concentré pour cela rayons de soleil sur la poudre d'oxyde de mercure. Une méthode de laboratoire bien connue est également la dissociation thermique des oxosels, par exemple le chlorate de potassium en présence d'un catalyseur - le dioxyde de manganèse :

Le dioxyde de manganèse, ajouté en petite quantité avant la calcination, permet de maintenir la température et la vitesse de dissociation requises, et le MnO 2 lui-même n'évolue pas au cours du procédé.

Des méthodes de décomposition thermique des nitrates sont également utilisées :

ainsi que les peroxydes de certains métaux actifs, par exemple :

2BaO 2 ® 2BaO + O 2

Cette dernière méthode était autrefois largement utilisée pour extraire l'oxygène de l'atmosphère et consistait à chauffer BaO dans l'air jusqu'à formation de BaO 2 , suivi d'une décomposition thermique du peroxyde. La méthode de décomposition thermique conserve son importance pour la production de peroxyde d'hydrogène.

QUELQUES PROPRIÉTÉS PHYSIQUES DE L'OXYGÈNE
numéro atomique	8
Masse atomique	15,9994
Point de fusion, °С	–218,4
Point d'ébullition, °C	–183,0
Densité
solide, g / cm 3 (à t PL)	1,27
liquide g / cm 3 (à t kip)	1,14
gazeux, g / dm 3 (à 0 ° C)	1,429
par rapport à l'air	1,105
critique a, g / cm 3	0,430
Température critique a, °C	–118,8
Pression critique a, atm	49,7
Solubilité, cm 3 /100 ml de solvant
dans l'eau (0°C)	4,89
dans l'eau (100°C)	1,7
dans l'alcool (25°C)	2,78
Rayon, Å	0,74
covalent	0,66
ionique (O 2–)	1,40
Potentiel d'ionisation, V
la première	13,614
deuxième	35,146
Électronégativité (F=4)	3,5
a La température et la pression auxquelles la densité d'un gaz et d'un liquide est la même.

propriétés physiques.

L'oxygène dans des conditions normales est un gaz incolore, inodore et insipide. L'oxygène liquide a une couleur bleu pâle. L'oxygène solide existe dans au moins trois modifications cristallines. L'oxygène gazeux est soluble dans l'eau et forme probablement des composés instables tels que O 2 H H 2 O et éventuellement O 2 H 2 H 2 O.

Propriétés chimiques.

Comme déjà mentionné, l'activité chimique de l'oxygène est déterminée par sa capacité à se dissocier en atomes O, qui sont hautement réactifs. Seuls les métaux et minéraux les plus actifs réagissent avec l'O 2 à un taux élevé à basses températures. Les métaux alcalins les plus actifs (sous-groupes IA) et certains métaux alcalino-terreux (sous-groupes IIA) forment des peroxydes tels que NaO 2 et BaO 2 avec O 2 . D'autres éléments et composés ne réagissent qu'avec le produit de dissociation O 2 . Dans des conditions appropriées, tous les éléments, à l'exception des gaz nobles et des métaux Pt, Ag, Au, réagissent avec l'oxygène. Ces métaux forment également des oxydes, mais dans des conditions particulières.

La structure électronique de l'oxygène (1s 2 2s 2 2p 4) est telle que l'atome O accepte deux électrons au niveau externe pour former une enveloppe électronique externe stable, formant un ion O 2–. Dans les oxydes de métaux alcalins, des liaisons principalement ioniques sont formées. On peut supposer que les électrons de ces métaux sont presque entièrement attirés par l'oxygène. Dans les oxydes de métaux et de non-métaux moins actifs, la transition des électrons est incomplète et la densité de charge négative sur l'oxygène est moins prononcée, de sorte que la liaison est moins ionique ou plus covalente.

Lors de l'oxydation des métaux avec de l'oxygène, de la chaleur est libérée, dont l'ampleur est en corrélation avec la force de la liaison M – O. Lors de l'oxydation de certains non-métaux, de la chaleur est absorbée, ce qui indique leurs liaisons plus faibles avec l'oxygène. Ces oxydes sont thermiquement instables (ou moins stables que les oxydes à liaison ionique) et sont souvent très réactifs. Le tableau montre à titre de comparaison les valeurs des enthalpies de formation d'oxydes des métaux les plus typiques, des métaux de transition et des non-métaux, des éléments des sous-groupes A et B (le signe moins signifie un dégagement de chaleur).

Plusieurs conclusions générales peuvent être tirées sur les propriétés des oxydes :

1. Les points de fusion des oxydes de métaux alcalins diminuent avec une augmentation du rayon atomique du métal; Alors, t pl (Cs 2 O) t pl (Na 2 O). Les oxydes dans lesquels la liaison ionique prédomine ont plus hautes températures points de fusion que les points de fusion des oxydes covalents : t pl (Na 2 O) > t pl (SO 2).

2. Les oxydes de métaux réactifs (sous-groupes IA–IIIA) sont plus stables thermiquement que les oxydes de métaux de transition et de non-métaux. Les oxydes de métaux lourds dans l'état d'oxydation le plus élevé pendant la dissociation thermique forment des oxydes avec des états d'oxydation inférieurs (par exemple, 2Hg 2+ O ® (Hg +) 2 O + 0,5O 2 ® 2Hg 0 + O 2). De tels oxydes dans des états d'oxydation élevés peuvent être de bons oxydants.

3. Les métaux les plus actifs interagissent avec l'oxygène moléculaire à des températures élevées pour former des peroxydes :

Sr + O 2 ® SrO 2 .

4. Les oxydes de métaux actifs forment des solutions incolores, tandis que les oxydes de la plupart des métaux de transition sont colorés et pratiquement insolubles. Les solutions aqueuses d'oxydes métalliques présentent des propriétés basiques et sont des hydroxydes contenant des groupes OH, tandis que les oxydes non métalliques dans les solutions aqueuses forment des acides contenant un ion H +.

5. Les métaux et les non-métaux des sous-groupes A forment des oxydes avec un état d'oxydation correspondant au numéro de groupe, par exemple, Na, Be et B forment Na 1 2 O, Be II O et B 2 III O 3, et non- les métaux IVA–VIIA des sous-groupes C, N , S, Cl forment C IV O 2 , N V 2 O 5 , S VI O 3 , Cl VII 2 O 7 . Le numéro de groupe d'éléments n'est corrélé qu'avec degré maximal oxydation, car des oxydes avec des degrés d'oxydation inférieurs des éléments sont également possibles. Dans les processus de combustion des composés, les oxydes sont des produits typiques, par exemple :

2H 2 S + 3O 2 ® 2SO 2 + 2H 2 O

Lorsqu'elles sont légèrement chauffées, les substances contenant du carbone et les hydrocarbures sont oxydés (brûlés) en CO 2 et H 2 O. Des exemples de ces substances sont les combustibles - bois, pétrole, alcools (ainsi que le carbone - charbon, coke et charbon de bois). La chaleur du processus de combustion est utilisée pour la production de vapeur (et ensuite d'électricité ou va aux centrales électriques), ainsi que pour le chauffage des maisons. Les équations typiques pour les processus de combustion sont :

a) bois (cellulose):

(C6H10O5) n + 6n O 2 ® 6 n CO2+5 n H 2 O + énergie thermique

b) fioul ou gaz (essence C 8 H 18 ou gaz naturel CH 4) :

2C 8 H 18 + 25O 2 ® 16CO 2 + 18H 2 O + énergie thermique

CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O + énergie thermique

C 2 H 5 OH + 3O 2 ® 2CO 2 + 3H 2 O + énergie thermique

d) carbone (pierre ou charbon de bois, coke) :

2C + O 2 ® 2CO + énergie thermique

2CO + O 2 ® 2CO 2 + énergie thermique

Un certain nombre de composés contenant C-, H-, N-, O avec une réserve d'énergie élevée sont également sujets à la combustion. L'oxygène pour l'oxydation peut être utilisé non seulement de l'atmosphère (comme dans les réactions précédentes), mais également de la substance elle-même. Pour initier une réaction, une légère activation de la réaction, comme un coup ou une secousse, est suffisante. Dans ces réactions, les oxydes sont également des produits de combustion, mais ils sont tous gazeux et se dilatent rapidement à une température finale élevée du procédé. Par conséquent, ces substances sont explosives. Des exemples d'explosifs sont la trinitroglycérine (ou nitroglycérine) C 3 H 5 (NO 3) 3 et le trinitrotoluène (ou TNT) C 7 H 5 (NO 2) 3 .

Les oxydes de métaux ou de non-métaux avec les états d'oxydation les plus bas d'un élément réagissent avec l'oxygène pour former des oxydes hauts degrés oxydation de cet élément :

Les oxydes naturels, obtenus à partir de minerais ou synthétisés, servent de matières premières pour la production de nombreux métaux importants, par exemple le fer à partir de Fe 2 O 3 (hématite) et Fe 3 O 4 (magnétite), l'aluminium à partir de Al 2 O 3 (alumine ), du magnésium à partir de MgO (magnésie). Les oxydes de métaux légers sont utilisés dans industrie chimique pour obtenir des alcalis ou des bases. Le peroxyde de potassium KO 2 trouve une utilisation inhabituelle, car en présence d'humidité et à la suite d'une réaction avec celle-ci, il libère de l'oxygène. Par conséquent, KO 2 est utilisé dans les respirateurs pour produire de l'oxygène. L'humidité de l'air expiré libère de l'oxygène dans le respirateur et le KOH absorbe le CO 2 . La production d'oxyde de CaO et d'hydroxyde de calcium Ca(OH) 2 est une production à grande échelle dans la technologie de la céramique et du ciment.

Eau (oxyde d'hydrogène).

Importance de l'eau H 2 O comme dans la pratique de laboratoire pour réactions chimiques, et dans les processus vitaux nécessite une attention particulière à cette substance EAU, GLACE ET VAPEUR). Comme déjà mentionné, dans l'interaction directe de l'oxygène et de l'hydrogène dans des conditions, par exemple, une décharge d'étincelle, une explosion et la formation d'eau se produisent, avec la libération de 143 kJ/(mol H 2 O).

La molécule d'eau a une structure presque tétraédrique, l'angle H–O–H est de 104° 30°. Les liaisons dans la molécule sont partiellement ioniques (30%) et partiellement covalentes avec une forte densité de charge négative pour l'oxygène et, par conséquent, des charges positives pour l'hydrogène :

En raison de la haute résistance des liaisons H – O, l'hydrogène est à peine séparé de l'oxygène et l'eau présente une très faible propriétés acides. De nombreuses propriétés de l'eau sont déterminées par la répartition des charges. Par exemple, une molécule d'eau forme un hydrate avec un ion métallique :

L'eau donne une paire d'électrons à un accepteur, qui peut être H + :

Oxoanions et oxocations

- les particules contenant de l'oxygène ayant une charge résiduelle négative (oxoanions) ou résiduelle positive (oxocations). L'ion O 2– a une forte affinité (réactivité élevée) pour les particules chargées positivement de type H + . Le représentant le plus simple des oxoanions stables est l'ion hydroxyde OH - . Ceci explique l'instabilité des atomes à haute densité de charge et leur stabilisation partielle suite à la fixation d'une particule de charge positive. Ainsi, lorsque le métal actif (ou son oxyde) agit sur l'eau, il se forme OH et non O 2– :

2Na + 2H 2 O ® 2Na + + 2OH - + H 2

Na 2 O + H 2 O ® 2Na + + 2OH -

Des oxoanions plus complexes sont formés à partir d'oxygène avec un ion métallique ou une particule non métallique qui a une grande charge positive, ce qui donne une particule à faible charge plus stable, par exemple :

°C, un solide violet foncé se forme. L'ozone liquide est légèrement soluble dans l'oxygène liquide et 49 cm 3 O 3 se dissolvent dans 100 g d'eau à 0 ° C. En termes de propriétés chimiques, l'ozone est beaucoup plus actif que l'oxygène, et en termes de propriétés oxydantes, il est juste derrière O, F 2 et OF 2 (difluorure d'oxygène). L'oxydation normale produit un oxyde et de l'oxygène moléculaire O 2 . Sous l'action de l'ozone sur les métaux actifs dans des conditions particulières, des ozonides de la composition K + O 3 - se forment. L'ozone est obtenu dans l'industrie à des fins spéciales, c'est un bon désinfectant et est utilisé pour purifier l'eau et comme agent de blanchiment, améliore l'état de l'atmosphère dans les systèmes fermés, désinfecte les objets et les aliments, accélère la maturation des céréales et des fruits. Dans un laboratoire de chimie, un ozonateur est souvent utilisé pour produire de l'ozone, qui est nécessaire pour certaines méthodes d'analyse chimique et de synthèse. Le caoutchouc est facilement détruit même sous l'influence de faibles concentrations d'ozone. Dans certaines villes industrielles, une concentration importante d'ozone dans l'air entraîne une détérioration rapide des produits en caoutchouc s'ils ne sont pas protégés par des antioxydants. L'ozone est hautement toxique. La respiration continue de l'air même avec de très faibles concentrations d'ozone provoque mal de tête, des nausées et d'autres conditions désagréables.

Introduction

Chaque jour, nous respirons l'air dont nous avons besoin. Avez-vous déjà pensé à quoi, plus précisément, de quelles substances l'air est composé? Il contient surtout de l'azote (78%), suivi de l'oxygène (21%) et des gaz inertes (1%). Bien que l'oxygène ne constitue pas la partie la plus élémentaire de l'air, sans lui, l'atmosphère serait inhabitable. Grâce à lui, la vie existe sur Terre, car l'azote, à la fois ensemble et individuellement, est préjudiciable à l'homme. Regardons les propriétés de l'oxygène.

Propriétés physiques de l'oxygène

Dans l'air, l'oxygène ne se distingue tout simplement pas, car dans des conditions normales, il s'agit d'un gaz sans goût, sans couleur ni odeur. Mais l'oxygène peut être artificiellement transféré à d'autres états d'agrégation. Ainsi, à -183 o C, il devient liquide et à -219 o C, il durcit. Mais l'oxygène solide et liquide ne peut être obtenu que par une personne et, dans la nature, il n'existe qu'à l'état gazeux. ressemble à ceci (photo). Et dur comme de la glace.

Les propriétés physiques de l'oxygène sont aussi la structure de la molécule d'une substance simple. Les atomes d'oxygène forment deux de ces substances : l'oxygène (O 2) et l'ozone (O 3). Le modèle d'une molécule d'oxygène est présenté ci-dessous.

Oxygène. Propriétés chimiques

La première chose avec laquelle commence la caractéristique chimique d'un élément est sa position dans le système périodique de D. I. Mendeleev. Ainsi, l'oxygène est dans la 2ème période du 6ème groupe du sous-groupe principal au numéro 8. Sa masse atomique est de 16 amu, c'est un non-métal.

À chimie inorganique ses composés binaires avec d'autres éléments ont été combinés en un seul - les oxydes. L'oxygène peut former des composés chimiques avec des métaux et des non-métaux.

Parlons de l'obtenir dans les laboratoires.

L'oxygène peut être produit chimiquement par la décomposition du permanganate de potassium, du peroxyde d'hydrogène, du sel de Berthollet, des nitrates de métaux actifs et des oxydes de métaux lourds. Considérez les équations de réaction pour chacune de ces méthodes.

1. Électrolyse de l'eau :

H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2

5. Décomposition des oxydes de métaux lourds (par exemple oxyde de mercure) :

2HgO \u003d 2Hg + O 2

6. Décomposition des nitrates de métaux actifs (par exemple, nitrate de sodium):

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

Application d'oxygène

Nous en avons fini avec les propriétés chimiques. Il est maintenant temps de parler de l'utilisation de l'oxygène dans la vie humaine. Il est nécessaire pour la combustion du combustible dans les centrales électriques et thermiques. Il est utilisé pour produire de l'acier à partir de fonte et de ferraille, pour souder et couper le métal. L'oxygène est nécessaire pour les masques des pompiers, les bouteilles des plongeurs, est utilisé dans la métallurgie ferreuse et non ferreuse, et même dans la fabrication d'explosifs. Toujours dans l'industrie alimentaire, l'oxygène est connu sous le nom d'additif alimentaire E948. Il semble qu'il n'y ait pas d'industrie où il ne soit pas utilisé, mais il joue le rôle le plus important en médecine. Là, il est appelé "oxygène médical". Pour que l'oxygène soit utilisable, il est pré-comprimé. Les propriétés physiques de l'oxygène contribuent au fait qu'il peut être comprimé. Sous cette forme, il est stocké à l'intérieur de cylindres similaires à ceux-ci.

Il est utilisé dans la réanimation et les opérations dans les équipements pour maintenir les processus vitaux dans le corps d'un patient malade, ainsi que dans le traitement de certaines maladies : décompression, pathologies du tractus gastro-intestinal. Avec son aide, les médecins sauvent chaque jour de nombreuses vies. Chimique et propriétés physiques l'oxygène contribuent au fait qu'il est si largement utilisé.

DÉFINITION

Oxygène- le huitième élément Tableau périodique. Fait référence aux non-métaux. Il se situe dans la deuxième période du VI groupe A du sous-groupe.

Le numéro de séquence est 8. La charge du noyau est +8. Poids atomique - 15,999 uma Trois isotopes de l'oxygène sont présents dans la nature : 16 O, 17 O et 18 O, dont 16 O est le plus courant (99,762 %).

La structure électronique de l'atome d'oxygène

L'atome d'oxygène a deux coquilles, comme tous les éléments situés dans la deuxième période. Le numéro de groupe -VI (chalcogènes) - indique qu'il y a 6 électrons de valence dans le niveau électronique externe de l'atome d'azote. Il a un pouvoir oxydant élevé (seul le fluor est plus élevé).

Riz. 1. Représentation schématique de la structure de l'atome d'oxygène.

La configuration électronique de l'état fondamental s'écrit comme suit :

1s 2 2s 2 2p 4 .

L'oxygène est un élément de la famille p. Le diagramme d'énergie des électrons de valence à l'état non excité est le suivant :

L'oxygène a 2 paires d'électrons appariés et deux électrons non appariés. Dans tous ses composés, l'oxygène présente la valence II.

Riz. 2. Image spatiale de la structure de l'atome d'oxygène.

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

Formes d'oxygèneperoxydes avec un état d'oxydation de -1.
- Par exemple, les peroxydes sont obtenus en brûlant des métaux alcalins dans l'oxygène :
2Na + O2 → Na2O2

- Certains oxydes absorbent l'oxygène :
2BaO + O2 → 2BaO2

- Selon les principes de combustion développés par A. N. Bach et K. O. Engler, l'oxydation se produit en deux étapes avec formation d'un composé peroxyde intermédiaire. Ce composé intermédiaire peut être isolé, par exemple, lorsque la flamme d'hydrogène brûlant est refroidie avec de la glace, avec de l'eau, du peroxyde d'hydrogène se forme :
H2 + O2 → H2O2

Superoxydes ont un degré d'oxydation de -1/2, c'est-à-dire un électron pour deux atomes d'oxygène (ion O 2 -). Obtenu par l'interaction des peroxydes avec l'oxygène à pressions élevées et température :
Na2O2 + O2 → 2NaO2

Ozonides contiennent un ion O 3 - avec un état d'oxydation de -1/3. Obtenu par action de l'ozone sur les hydroxydes de métaux alcalins :
KOH (tv.) + O 3 → KO 3 + KOH + O 2

Et il dioxygényle O 2 + a un état d'oxydation de +1/2. Obtenez par réaction :
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Fluorures d'oxygène
difluorure d'oxygène, OF 2 degré d'oxydation +2, est obtenu par passage du fluor dans une solution alcaline :
2F 2 + 2NaOH → OF 2 + 2NaF + H 2 O

Monofluorure d'oxygène (Dioxydifluorure), O 2 F 2 , instable, état d'oxydation +1. Obtenu à partir d'un mélange de fluor et d'oxygène dans une décharge luminescente à une température de -196°C.

En passant une décharge luminescente à travers un mélange de fluor avec de l'oxygène à une certaine pression et température, des mélanges de fluorures d'oxygène supérieurs O 3 F 2, O 4 F 2, O 5 F 2 et O 6 F 2 sont obtenus.
L'oxygène soutient les processus de respiration, de combustion et de décomposition. Sous sa forme libre, l'élément existe sous deux modifications allotropiques : O 2 et O 3 (ozone).

Application d'oxygène

La large utilisation industrielle de l'oxygène a commencé au milieu du XXe siècle, après l'invention des turbodétendeurs - des dispositifs de liquéfaction et de séparation de l'air liquide.

En métallurgie

La méthode de conversion de la production d'acier est associée à l'utilisation d'oxygène.

Soudage et coupage des métaux

L'oxygène en bouteille est largement utilisé pour l'oxycoupage et le soudage des métaux.

Carburant de fusée

L'oxygène liquide, le peroxyde d'hydrogène, l'acide nitrique et d'autres composés riches en oxygène sont utilisés comme agent oxydant pour le carburant de fusée. Un mélange d'oxygène liquide et d'ozone liquide est l'un des agents oxydants les plus puissants du carburant de fusée (l'impulsion spécifique d'un mélange hydrogène-ozone dépasse l'impulsion spécifique d'un couple hydrogène-fluor et hydrogène-fluorure d'oxygène).

En médecine

L'oxygène est utilisé pour enrichir les mélanges de gaz respiratoires en cas d'insuffisance respiratoire, pour traiter l'asthme, sous forme de cocktails d'oxygène, de coussins d'oxygène, etc.

Dans l'industrie alimentaire

Dans l'industrie alimentaire, l'oxygène est enregistré comme additif alimentaire E948, comme gaz propulseur et gaz d'emballage.

Le rôle biologique de l'oxygène

Les êtres vivants respirent l'oxygène de l'air. L'oxygène est largement utilisé en médecine. Dans les maladies cardiovasculaires, pour améliorer les processus métaboliques, de la mousse d'oxygène ("cocktail d'oxygène") est introduite dans l'estomac. L'administration sous-cutanée d'oxygène est utilisée pour les ulcères trophiques, l'éléphantiasis, la gangrène et d'autres maladies graves. Pour la désinfection, la désodorisation et le nettoyage de l'air boire de l'eau utiliser un enrichissement artificiel avec de l'ozone. L'isotope radioactif de l'oxygène 15 O est utilisé pour étudier le débit sanguin, la ventilation pulmonaire.

Dérivés toxiques de l'oxygène

Certains dérivés de l'oxygène (appelés espèces réactives de l'oxygène), tels que l'oxygène singulet, le peroxyde d'hydrogène, le superoxyde, l'ozone et le radical hydroxyle, sont des produits hautement toxiques. Ils se forment lors du processus d'activation ou de réduction partielle de l'oxygène. Le superoxyde (radical superoxyde), le peroxyde d'hydrogène et le radical hydroxyle peuvent se former dans les cellules et les tissus du corps humain et animal et provoquer un stress oxydatif.

Isotopes de l'oxygène

L'oxygène possède trois isotopes stables : 16 O, 17 O et 18 O, dont la teneur moyenne est respectivement de 99,759 %, 0,037 % et 0,204 % du nombre total d'atomes d'oxygène sur Terre. La nette prédominance du plus léger d'entre eux, le 16 O, dans le mélange d'isotopes est due au fait que le noyau de l'atome de 16 O est constitué de 8 protons et de 8 neutrons. Et de tels noyaux, comme il ressort de la théorie de la structure du noyau atomique, ont une stabilité particulière.

Il existe des isotopes radioactifs 11 O, 13 O, 14 O (demi-vie 74 s), 15 O (T 1/2 = 2,1 min), 19 O (T 1/2 = 29,4 s), 20 O (demi-vie controversée). données de vie de 10 minutes à 150 ans).

Informations Complémentaires

Composés oxygénés
Oxygène liquide
Ozone

Oxygène, Oxygénium, O(8)
La découverte de l'oxygène (Oxygène, français Oxygène, allemand Sauerstoff) marque le début de la période moderne dans le développement de la chimie. Depuis l'Antiquité, on sait que l'air est nécessaire à la combustion, mais pendant de nombreux siècles, le processus de combustion est resté incompréhensible. Seulement au XVIIe siècle. Mayow et Boyle, indépendamment l'un de l'autre, ont exprimé l'idée que l'air contient une substance qui entretient la combustion, mais cette hypothèse tout à fait rationnelle n'a pas été développée à l'époque, car le concept de combustion en tant que processus de connexion d'un corps en combustion avec un certain élément constitutif de l'air semblait tout en contredisant un acte aussi évident que le fait que lors de la combustion s'opère la décomposition d'un corps en combustion en composants élémentaires. C'est sur cette base au tournant du XVIIe siècle. la théorie du phlogistique, créée par Becher et Stahl, est née. Avec l'avènement de la période chimico-analytique dans le développement de la chimie (la seconde moitié du XVIIIe siècle) et l'émergence de la "chimie pneumatique" - l'une des principales branches du domaine chimico-analytique - la combustion, ainsi que la respiration , a de nouveau attiré l'attention des chercheurs. La découverte de divers gaz et l'établissement de leur rôle important dans les processus chimiques ont été l'un des principaux stimuli pour les études systématiques des processus de combustion entreprises par Lavoisier. L'oxygène a été découvert au début des années 70 du 18ème siècle.

Le premier rapport de cette découverte a été fait par Priestley lors d'une réunion de la Royal Society anglaise en 1775. Priestley, chauffant l'oxyde de mercure rouge avec un grand verre brûlant, a obtenu un gaz dans lequel la bougie brûlait plus vivement que dans l'air ordinaire, et le torche fumante a clignoté. Priestley a déterminé certaines des propriétés du nouveau gaz et l'a appelé air daphlogistiqué. Cependant, deux ans plus tôt, Priestley (1772) Scheele a également reçu de l'oxygène par décomposition de l'oxyde de mercure et d'autres méthodes. Scheele a appelé ce gaz air ardent (Feuerluft). Scheele n'a pu faire un rapport sur sa découverte qu'en 1777.

En 1775, Lavoisier rapporta à l'Académie des sciences de Paris qu'il avait réussi à obtenir « la partie la plus pure de l'air qui nous entoure » et décrivait les propriétés de cette partie de l'air. Au début, Lavoisier appelait cet « air » une base empirique, vitale (Air empireal, Air vital) de l'air vital (Base de l'air vital). La découverte presque simultanée de l'oxygène par plusieurs scientifiques en différents pays causé des différends sur la priorité. Priestley était particulièrement persistant à se reconnaître comme un découvreur. Pour l'essentiel, ces différends ne sont pas terminés jusqu'à présent. Une étude détaillée des propriétés de l'oxygène et de son rôle dans les processus de combustion et de formation des oxydes conduit Lavoisier à la conclusion erronée que ce gaz est un principe acidifiant. En 1779, Lavoisier, conformément à cette conclusion, a introduit un nouveau nom pour l'oxygène - le principe acidifiant (principe acidifiant ou principe oxygine). Le mot oxygine apparaissant dans ce nom complexe a été dérivé par Lavoisier du grec acide et « je produis ».