L'oxygène en tant qu'élément chimique est inclus dans la composition. L'oxygène, ses caractéristiques générales
Oxygène – élément chimique, dont les propriétés seront discutées dans les prochains paragraphes. Tournons-nous vers le système périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev. L'élément oxygène est situé dans la période 2, groupe VI, le sous-groupe principal.
Il indique également que la masse atomique relative de l'oxygène est de 16.
Par le numéro de série de l'oxygène dans le système périodique, on peut facilement déterminer le nombre d'électrons contenus dans son atome, la charge nucléaire de l'atome d'oxygène, le nombre de protons.
La valence de l'oxygène dans la plupart des composés est II. Un atome d'oxygène peut fixer deux électrons et se transformer en ion : O0 + 2ē = O−2.
Il convient de noter que l'oxygène est l'élément le plus commun sur notre planète. L'oxygène fait partie de l'eau. Les eaux marines et douces contiennent 89% d'oxygène en masse. L'oxygène se trouve dans de nombreux minéraux et roches. La fraction massique d'oxygène dans la croûte terrestre est d'environ 47%. L'air contient environ 23% d'oxygène en masse.
Propriétés physiques de l'oxygène
Lorsque deux atomes d'oxygène interagissent, une molécule stable d'une simple substance oxygénée O2 se forme. Cette substance simple, comme l'élément, s'appelle l'oxygène. Ne confondez pas l'oxygène en tant qu'élément et l'oxygène en tant que substance simple !
Les propriétés physiques de l'oxygène C'est un gaz incolore, inodore et insipide. Pratiquement insoluble dans l'eau (à température ambiante et pression atmosphérique normale, la solubilité de l'oxygène est d'environ 8 mg par litre d'eau).
L'oxygène est soluble dans l'eau - 31 ml d'oxygène (0,004% en masse) se dissolvent dans 1 litre d'eau à une température de 20 ° C. Cependant, cette quantité est suffisante pour la respiration des poissons vivant dans les plans d'eau. L'oxygène gazeux est légèrement plus lourd que l'air : 1 litre d'air à 0°C et à pression normale pèse 1,29 g, et 1 litre d'oxygène pèse 1,43 g.
L'oxygène présente des propriétés intéressantes lorsqu'il est fortement refroidi. Ainsi, à une température -183°С l'oxygène se condense en un liquide mobile clair de couleur bleu pâle.
Si l'oxygène liquide est encore plus refroidi, alors à une température -218°С l'oxygène "gèle" sous forme de cristaux bleus. Si la température augmente progressivement, alors -218°С, l'oxygène solide commencera à fondre, et quand -183°С- ébullition. Par conséquent, les points d'ébullition et de condensation, ainsi que les points de congélation et de fusion des substances, sont les mêmes.
Les vases Dewar sont utilisés pour stocker et transporter l'oxygène liquide.. Les vases Dewar sont utilisés pour le stockage et le transport de liquides dont la température doit rester constante pendant une longue période. Le vase Dewar porte le nom de son inventeur, le physicien et chimiste écossais James Dewar.
Le vase Dewar le plus simple est un thermos domestique. Le dispositif du vase est assez simple : c'est un flacon placé dans un grand flacon. L'air est évacué de l'espace étanche entre les flacons. En raison de l'absence d'air entre les parois des flacons, le liquide versé dans le flacon intérieur pendant longtemps ne refroidit ni ne chauffe.
L'oxygène est une substance paramagnétique, c'est-à-dire qu'à l'état liquide et solide, il est attiré par un aimant.
Dans la nature, il existe une autre substance simple, constituée d'atomes d'oxygène. C'est l'ozone. Formule chimique ozone O3. L'ozone, comme l'oxygène, est un gaz dans des conditions normales. L'ozone se forme dans l'atmosphère lors des décharges de foudre. L'odeur caractéristique de fraîcheur après un orage est l'odeur d'ozone.
Si l'ozone est obtenu en laboratoire et qu'une quantité importante de celui-ci est collectée, alors à des concentrations élevées, l'ozone aura une forte odeur désagréable. L'ozone est obtenu en laboratoire dans des dispositifs spéciaux - ozonateurs. Ozonateur- un tube de verre dans lequel un courant d'oxygène est fourni et une décharge électrique est créée. Une décharge électrique transforme l'oxygène en ozone :
Contrairement à l'oxygène incolore, l'ozone est un gaz bleu. La solubilité de l'ozone dans l'eau est d'environ 0,5 litre de gaz pour 1 litre d'eau, ce qui est bien supérieur à celui de l'oxygène. Compte tenu de cette propriété, l'ozone est utilisé pour la désinfection boire de l'eau, car il a un effet néfaste sur les agents pathogènes.
À basses températures, l'ozone se comporte de la même manière que l'oxygène. A une température de -112°C, il se condense en un liquide violet, et à une température de -197°C, il cristallise sous forme de cristaux violet foncé, presque noirs.
Ainsi, nous pouvons conclure que les atomes d'un même élément chimique peuvent former différentes substances simples.
Le phénomène de l'existence d'un élément chimique sous la forme de plusieurs substances simples appelé allotropie.
Les substances simples formées par le même élément sont appelées modifications allotropiques
Moyens, l'oxygène et l'ozone sont des modifications allotropiques de l'élément chimique oxygène. Il est prouvé qu'à des températures ultra-basses, à l'état liquide ou solide, l'oxygène peut exister sous la forme de molécules d'O4 et d'O8.
Le cycle de l'oxygène dans la nature
La quantité d'oxygène dans l'atmosphère est constante. Par conséquent, l'oxygène dépensé est constamment renouvelé.
Les principales sources d'oxygène dans la nature sont le dioxyde de carbone et l'eau. L'oxygène pénètre dans l'atmosphère principalement à la suite du processus de photosynthèse qui se produit dans les plantes, selon le schéma réactionnel :
CO2 + H2O → C6H12O6 + O2.
L'oxygène peut également se former dans les couches supérieures de l'atmosphère terrestre : en raison de l'exposition au rayonnement solaire, la vapeur d'eau se décompose partiellement avec formation d'oxygène.
L'oxygène est consommé pendant la respiration, la combustion du carburant, l'oxydation de diverses substances dans les organismes vivants, l'oxydation substances inorganiques contenue dans la nature. Une grande quantité d'oxygène est consommée dans les processus technologiques, tels que, par exemple, la fusion de l'acier.
Le cycle de l'oxygène dans la nature peut être représenté sous forme de diagramme :
- Oxygène- un élément du groupe VI, le sous-groupe principal, 2 périodes du système périodique de D.I. Mendeleïev
- L'élément oxygène forme dans la nature deux modifications allotropiques : oxygène O2 et ozone O3
- Le phénomène de l'existence d'un élément chimique sous la forme de plusieurs substances simples est appelé allotropie
- Les substances simples sont appelées modifications allotropiques
- L'oxygène et l'ozone ont des propriétés différentes propriétés physiques
- Oxygène- un gaz incolore, inodore, insipide, pratiquement insoluble dans l'eau, à une température de -183°C il se condense en un liquide bleu pâle. A -218°C cristallise sous forme de cristaux bleus
- Ozone- gaz bleu avec un pointu mauvaise odeur. Dissolvons bien dans l'eau. A -112°С, il se condense en un liquide violet, cristallise en cristaux violet foncé, presque noirs, à -197°С
- L'oxygène liquide, l'ozone et d'autres gaz sont stockés dans des flacons Dewar
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Historique de la découverte
Origine du nom
Être dans la nature
Reçu
Propriétés physiques
Propriétés chimiques
Application
10. Isotopes
Oxygène
Oxygène- un élément du 16ème groupe (selon la classification obsolète - le sous-groupe principal du groupe VI), la deuxième période du système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleev, avec le numéro atomique 8. Il est désigné par le symbole O (lat . Oxygénium). L'oxygène est un non-métal réactif et est l'élément le plus léger du groupe chalcogène. substance simple oxygène(Numéro CAS: 7782-44-7) dans des conditions normales - un gaz incolore, insipide et inodore, dont la molécule est constituée de deux atomes d'oxygène (formule O 2), en relation avec laquelle il est également appelé dioxygène.L'oxygène liquide a un bleu clair, et le solide est des cristaux bleu clair.
Il existe d'autres formes allotropiques d'oxygène, par exemple l'ozone (numéro CAS: 10028-15-6) - dans des conditions normales, un gaz bleu avec une odeur spécifique, dont la molécule est constituée de trois atomes d'oxygène (formule O 3).
Historique de la découverte
On pense officiellement que l'oxygène a été découvert par le chimiste anglais Joseph Priestley le 1er août 1774 en décomposant l'oxyde de mercure dans un récipient hermétiquement fermé (Priestley a dirigé les rayons du soleil sur ce composé à l'aide d'une lentille puissante).
Cependant, Priestley ne se rendit pas compte initialement qu'il avait découvert une nouvelle substance simple, il crut isoler l'une des parties constitutives de l'air (et appela ce gaz « air déphlogistiqué »). Priestley a rapporté sa découverte au remarquable chimiste français Antoine Lavoisier. En 1775, A. Lavoisier établit que l'oxygène fait partie intégrante de l'air, des acides et se retrouve dans de nombreuses substances.
Quelques années plus tôt (en 1771), le chimiste suédois Carl Scheele avait obtenu de l'oxygène. Il a calciné le salpêtre avec de l'acide sulfurique, puis a décomposé l'oxyde nitrique résultant. Scheele appela ce gaz "l'air ardent" et décrivit sa découverte dans un livre publié en 1777 (précisément parce que le livre fut publié plus tard que Priestley n'annonça sa découverte, ce dernier est considéré comme le découvreur de l'oxygène). Scheele a également rapporté son expérience à Lavoisier.
Une étape importante qui a contribué à la découverte de l'oxygène a été le travail du chimiste français Pierre Bayen, qui a publié des travaux sur l'oxydation du mercure et la décomposition ultérieure de son oxyde.
Enfin, A. Lavoisier a finalement compris la nature du gaz résultant, en utilisant les informations de Priestley et Scheele. Son travail fut d'une grande importance, car grâce à lui, la théorie du phlogistique qui dominait à cette époque et entravait le développement de la chimie fut renversée. Lavoisier a mené une expérience sur la combustion de diverses substances et a réfuté la théorie du phlogistique en publiant les résultats sur le poids des éléments brûlés. Le poids de la cendre dépassait le poids initial de l'élément, ce qui a donné à Lavoisier le droit d'affirmer que lors de la combustion, une réaction chimique (oxydation) de la substance se produit, en relation avec cela, la masse de la substance d'origine augmente, ce qui réfute le théorie du phlogistique.
Ainsi, le mérite de la découverte de l'oxygène est en fait partagé par Priestley, Scheele et Lavoisier.
Origine du nom
Le mot oxygène (nommé en début XIX des siècles encore "acidité"), son apparition dans la langue russe est en partie due à M.V. Lomonosov, qui a introduit, avec d'autres néologismes, le mot "acide"; ainsi le mot "oxygène", à son tour, était un calque du terme "oxygène" (français oxygène), proposé par A. Lavoisier (de l'autre grec ὀξύς - "aigre" et γεννάω - "j'accouche"), qui se traduit par «génération d'acide», qui est associé à sa signification originale - «acide», qui signifiait auparavant des substances appelées oxydes selon la nomenclature internationale moderne.
Être dans la nature
L'oxygène est l'élément le plus courant sur Terre, sa part (dans le cadre de divers composés, principalement des silicates) représente environ 47,4% de la masse de la croûte terrestre solide. La mer et les eaux douces contiennent une énorme quantité d'oxygène lié - 88,8% (en masse), dans l'atmosphère, la teneur en oxygène libre est de 20,95% en volume et de 23,12% en masse. Plus de 1500 composés de la croûte terrestre contiennent de l'oxygène dans leur composition.
L'oxygène est un constituant de nombreuses substances organiques et est présent dans toutes les cellules vivantes. En termes de nombre d'atomes dans les cellules vivantes, il est d'environ 25%, en termes de fraction massique - d'environ 65%.
Reçu
Actuellement, dans l'industrie, l'oxygène est obtenu à partir de l'air. La principale méthode industrielle d'obtention d'oxygène est la distillation cryogénique. Les usines d'oxygène basées sur la technologie des membranes sont également bien connues et utilisées avec succès dans l'industrie.
Dans les laboratoires, on utilise de l'oxygène industriel, fourni dans des bouteilles en acier sous une pression d'environ 15 MPa.
De petites quantités d'oxygène peuvent être obtenues en chauffant du permanganate de potassium KMnO 4 :
La réaction de décomposition catalytique du peroxyde d'hydrogène H 2 O 2 en présence d'oxyde de manganèse (IV) est également utilisée :
L'oxygène peut être obtenu par décomposition catalytique du chlorate de potassium (sel de bertolet) KClO 3 :
Les méthodes de laboratoire pour obtenir de l'oxygène comprennent la méthode d'électrolyse de solutions aqueuses d'alcalis, ainsi que la décomposition de l'oxyde de mercure (II) (à t = 100 ° C):
Sur les sous-marins, il est généralement obtenu par la réaction du peroxyde de sodium et du dioxyde de carbone expiré par une personne :
Propriétés physiques
Dans les océans, la teneur en O 2 dissous est plus importante dans eau froide, et moins - au chaud.
Dans des conditions normales, l'oxygène est un gaz incolore, insipide et inodore.
1 litre a une masse de 1,429 g et est légèrement plus lourd que l'air. Légèrement soluble dans l'eau (4,9 ml/100 g à 0°C, 2,09 ml/100 g à 50°C) et l'alcool (2,78 ml/100 g à 25°C). Il se dissout bien dans l'argent fondu (22 volumes d'O 2 dans 1 volume d'Ag à 961°C). Distance interatomique - 0,12074 nm. C'est paramagnétique.
Lorsque l'oxygène gazeux est chauffé, sa dissociation réversible en atomes se produit : à 2000 °C - 0,03 %, à 2600 °C - 1 %, 4000 °C - 59 %, 6000 °C - 99,5 %.
L'oxygène liquide (point d'ébullition -182,98 ° C) est un liquide bleu pâle.
Diagramme de phase O 2
Oxygène solide (point de fusion -218,35°C) - cristaux bleus. Six phases cristallines sont connues, dont trois existent à une pression de 1 atm. :
α-O 2 - existe à des températures inférieures à 23,65 K ; les cristaux bleu vif appartiennent au système monoclinique, paramètres cellulaires a=5,403 Å, b=3,429 Å, c=5,086 Å ; β=132,53°.
β-O 2 - existe dans la plage de température de 23,65 à 43,65 K; les cristaux bleu pâle (avec une pression croissante, la couleur vire au rose) ont un réseau rhomboédrique, paramètres cellulaires a=4,21 Å, α=46,25°.
γ-O 2 - existe à des températures de 43,65 à 54,21 K; les cristaux bleu pâle ont une symétrie cubique, période de réseau a = 6,83 Å.
Trois phases supplémentaires se forment à haute pression :
plage de température δ-O 2 20-240 K et pression 6-8 GPa, cristaux oranges;
pression ε-O 4 de 10 à 96 GPa, couleur cristalline du rouge foncé au noir, système monoclinique ;
ζ-O n pression supérieure à 96 GPa, état métallique avec un éclat métallique caractéristique, à basse température passe dans un état supraconducteur.
Propriétés chimiques
Un agent oxydant puissant, interagit avec presque tous les éléments, formant des oxydes. L'état d'oxydation est -2. En règle générale, la réaction d'oxydation se déroule avec dégagement de chaleur et s'accélère avec l'augmentation de la température (voir Combustion). Un exemple de réactions se produisant à température ambiante :
Oxyde les composés qui contiennent des éléments avec un état d'oxydation non maximal :
Oxyde la plupart des composés organiques :
Sous certaines conditions, il est possible de réaliser une oxydation douce d'un composé organique :
L'oxygène réagit directement (dans des conditions normales, lorsqu'il est chauffé et/ou en présence de catalyseurs) avec toutes les substances simples à l'exception de Au et des gaz inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ; les réactions avec les halogènes se produisent sous l'influence d'une décharge électrique ou d'un rayonnement ultraviolet. Des oxydes d'or et des gaz inertes lourds (Xe, Rn) ont été obtenus indirectement. Dans tous les composés à deux éléments de l'oxygène avec d'autres éléments, l'oxygène joue le rôle d'agent oxydant, à l'exception des composés avec du fluor
L'oxygène forme des peroxydes avec l'état d'oxydation de l'atome d'oxygène formellement égal à -1.
Par exemple, les peroxydes sont obtenus en brûlant des métaux alcalins dans l'oxygène :
Certains oxydes absorbent l'oxygène :
Selon la théorie de la combustion développée par A. N. Bach et K. O. Engler, l'oxydation se produit en deux étapes avec la formation d'un composé peroxyde intermédiaire. Ce composé intermédiaire peut être isolé, par exemple, lorsqu'une flamme d'hydrogène brûlant est refroidie avec de la glace, avec de l'eau, du peroxyde d'hydrogène se forme :
Dans les superoxydes, l'oxygène a formellement un état d'oxydation de -½, c'est-à-dire un électron pour deux atomes d'oxygène (l'ion O - 2 ). Obtenu par l'interaction des peroxydes avec l'oxygène à pression et température élevées :
Le potassium K, le rubidium Rb et le césium Cs réagissent avec l'oxygène pour former des superoxydes :
Dans l'ion dioxygényle O 2 +, l'oxygène a formellement un état d'oxydation de +½. Obtenez par réaction :
Fluorures d'oxygène
Le difluorure d'oxygène, OF 2 degré d'oxydation de l'oxygène +2, est obtenu en faisant passer du fluor dans une solution alcaline :
Le monofluorure d'oxygène (dioxydifluorure), O 2 F 2 , est instable, l'état d'oxydation de l'oxygène est +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.
Les calculs de mécanique quantique prédisent l'existence stable de l'ion OF 3 + trifluorohydroxonium. Si cet ion existe vraiment, alors l'état d'oxydation de l'oxygène qu'il contient sera de +4.
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). Comme établi en 1899 par Pierre Curie et Maria Sklodowska-Curie, sous l'influence des rayonnements ionisants, O 2 se transforme en O 3.
Application
L'utilisation industrielle généralisée 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.
Àmétallurgie
La méthode de conversion de la production d'acier ou du traitement de la matte est associée à l'utilisation d'oxygène. Dans de nombreuses unités métallurgiques, pour une combustion plus efficace du combustible, un mélange oxygène-air est utilisé dans les brûleurs à la place de l'air.
Soudage et coupage des métaux
L'oxygène dans les cylindres bleus 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).
ÀMédicament
L'oxygène médical est stocké dans des bouteilles de gaz métalliques bleues à haute pression (pour gaz comprimés ou liquéfiés) de différentes capacités de 1,2 à 10,0 litres sous pression jusqu'à 15 MPa (150 atm) et est utilisé pour enrichir les mélanges de gaz respiratoires dans les équipements d'anesthésie, avec insuffisance respiratoire, pour le soulagement d'une crise d'asthme bronchique, l'élimination de l'hypoxie de toute origine, avec maladie de décompression, pour le traitement de la pathologie du tractus gastro-intestinal sous forme de cocktails d'oxygène. Pour un usage individuel, l'oxygène médical des bouteilles est rempli de récipients caoutchoutés spéciaux - des oreillers à oxygène. Pour fournir de l'oxygène ou un mélange oxygène-air simultanément à une ou deux victimes sur le terrain ou dans un hôpital, des inhalateurs d'oxygène de divers modèles et modifications sont utilisés. L'avantage d'un inhalateur d'oxygène est la présence d'un condenseur-humidificateur du mélange gazeux, qui utilise l'humidité de l'air expiré. Pour calculer la quantité d'oxygène restant dans la bouteille en litres, la pression dans la bouteille en atmosphères (selon le manomètre du détendeur) est généralement multipliée par la capacité de la bouteille en litres. Par exemple, dans une bouteille d'une capacité de 2 litres, le manomètre indique une pression d'oxygène de 100 atm. Le volume d'oxygène dans ce cas est de 100 × 2 = 200 litres.
ÀIndustrie alimentaire
Dans l'industrie alimentaire, l'oxygène est enregistré en tant qu'additif alimentaire E948, en tant que gaz propulseur et d'emballage.
Àindustrie chimique
À industrie chimique l'oxygène est utilisé comme agent oxydant dans de nombreuses synthèses, par exemple l'oxydation des hydrocarbures en composés oxygénés (alcools, aldéhydes, acides), l'ammoniac en oxydes d'azote dans la production d'acide nitrique. En raison des températures élevées développées lors de l'oxydation, celle-ci est souvent réalisée en mode combustion.
Àagriculture
En serre, pour la fabrication de cocktails oxygénés, pour la prise de poids des animaux, pour l'enrichissement du milieu aquatique en oxygène en pisciculture.
Le rôle biologique de l'oxygène
Approvisionnement d'urgence en oxygène dans un abri antiaérien
La plupart des êtres vivants (aérobies) 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. L'enrichissement artificiel à l'ozone est utilisé pour désinfecter et désodoriser l'air et purifier l'eau potable. 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
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 forte prédominance du plus léger d'entre eux, 16 O, dans le mélange d'isotopes est due au fait que le noyau de l'atome 16 O est constitué de 8 protons et de 8 neutrons (double noyau magique avec des couches remplies de neutrons et de protons). Et de tels noyaux, comme il ressort de la théorie de la structure du noyau atomique, ont une stabilité particulière.
On connaît également les isotopes radioactifs de l'oxygène avec des nombres de masse de 12 O à 24 O. Tous les isotopes radioactifs de l'oxygène ont une courte demi-vie, la plus longue d'entre eux est 15 O avec une demi-vie d'environ 120 s. L'isotope 12 O à vie la plus courte a une demi-vie de 5,8·10 −22 s.
L'oxygène est dans la deuxième période du VI-ème groupe principal de la version courte obsolète tableau périodique. Selon les nouvelles normes de numérotation, il s'agit du 16e groupe. La décision correspondante a été prise par l'IUPAC en 1988. La formule de l'oxygène en tant que substance simple est O 2 . Considérez ses principales propriétés, son rôle dans la nature et l'économie. Commençons par les caractéristiques de l'ensemble du groupe système périodique conduit par l'oxygène. L'élément est différent de ses chalcogènes apparentés, et l'eau est différente de l'hydrogène, du sélénium et du tellure. Explication pour tout le monde caractéristiques distinctives ne peut être trouvé qu'en apprenant la structure et les propriétés de l'atome.
Les chalcogènes sont des éléments liés à l'oxygène.
Les atomes ayant des propriétés similaires forment un groupe dans le système périodique. L'oxygène est à la tête de la famille des chalcogènes, mais en diffère par un certain nombre de propriétés.
La masse atomique de l'oxygène, l'ancêtre du groupe, est de 16 amu. M. Les chalcogènes dans la formation de composés avec l'hydrogène et les métaux montrent leur état d'oxydation habituel : -2. Par exemple, dans la composition de l'eau (H 2 O), le nombre d'oxydation de l'oxygène est -2.
La composition des composés hydrogènes typiques des chalcogènes correspond à la formule générale : H 2 R. Lorsque ces substances sont dissoutes, des acides se forment. Seul le composé hydrogène de l'oxygène - l'eau - possède des propriétés particulières. Selon les scientifiques, cette substance inhabituelle est à la fois un acide très faible et une base très faible.
Le soufre, le sélénium et le tellure ont des états d'oxydation positifs typiques (+4, +6) dans les composés avec de l'oxygène et d'autres non-métaux à haute électronégativité (EO). La composition des oxydes de chalcogène reflète les formules générales : RO 2 , RO 3 . Les acides correspondants ont pour composition : H 2 RO 3 , H 2 RO 4 .
Les éléments correspondent à des substances simples : oxygène, soufre, sélénium, tellure et polonium. Les trois premiers représentants présentent des propriétés non métalliques. La formule de l'oxygène est O 2. Une modification allotropique du même élément est l'ozone (O 3). Les deux modifications sont des gaz. Le soufre et le sélénium sont des non-métaux solides. Le tellure est une substance métalloïde, conductrice du courant électrique, le polonium est un métal.
L'oxygène est l'élément le plus commun
Nous savons déjà qu'il existe une autre forme d'existence du même élément chimique sous la forme d'une substance simple. Il s'agit de l'ozone, un gaz qui forme une couche à une hauteur d'environ 30 km de la surface de la terre, souvent appelée écran d'ozone. L'oxygène lié est inclus dans les molécules d'eau, dans la composition de nombreuses roches et minéraux, composés organiques.
La structure de l'atome d'oxygène
Le tableau périodique de Mendeleïev contient des informations complètes sur l'oxygène :
- Le nombre ordinal de l'élément est 8.
- Frais de base - +8.
- Le nombre total d'électrons est de 8.
- La formule électronique de l'oxygène est 1s 2 2s 2 2p 4 .
Dans la nature, il existe trois isotopes stables qui ont le même numéro de série dans le tableau périodique, la composition identique des protons et des électrons, mais numéro différent neutrons. Les isotopes sont désignés par le même symbole - O. A titre de comparaison, nous présentons un schéma reflétant la composition de trois isotopes de l'oxygène :
Propriétés de l'oxygène - un élément chimique
Il y a deux électrons non appariés sur le sous-niveau 2p de l'atome, ce qui explique l'apparition des états d'oxydation -2 et +2. Les deux électrons appariés ne peuvent pas être séparés pour augmenter l'état d'oxydation à +4, comme avec le soufre et d'autres chalcogènes. La raison en est l'absence d'un sous-niveau libre. Par conséquent, dans les composés, l'élément chimique oxygène ne présente pas de valence et d'état d'oxydation égaux au numéro de groupe dans la version courte du système périodique (6). Son nombre d'oxydation habituel est -2.
Ce n'est que dans les composés contenant du fluor que l'oxygène présente un état d'oxydation positif de +2, ce qui n'est pas caractéristique pour lui. La valeur EO de deux non-métaux forts est différente : EO(O) = 3,5 ; EO (F) = 4. En tant qu'élément chimique plus électronégatif, le fluor retient ses électrons plus fortement et attire les particules de valence vers les atomes d'oxygène. Par conséquent, dans la réaction avec le fluor, l'oxygène est un agent réducteur, il donne des électrons.
L'oxygène est une substance simple
Le chercheur anglais D. Priestley en 1774, lors des expériences, a libéré du gaz lors de la décomposition de l'oxyde de mercure. Deux ans plus tôt, K. Scheele avait obtenu la même substance sous sa forme pure. Quelques années plus tard seulement, le chimiste français A. Lavoisier a établi quel type de gaz fait partie de l'air, a étudié les propriétés. La formule chimique de l'oxygène est O 2 . Réfléchissons dans l'enregistrement de la composition de la substance les électrons impliqués dans la formation d'une liaison covalente non polaire - O::O. Remplaçons chaque paire d'électrons de liaison par une ligne : O=O. Cette formule de l'oxygène montre clairement que les atomes de la molécule sont connectés entre deux paires d'électrons communes.
Effectuons des calculs simples et déterminons quel est le poids moléculaire relatif de l'oxygène: Mr (O 2) \u003d Ar (O) x 2 \u003d 16 x 2 \u003d 32. A titre de comparaison: Mr (air) \u003d 29. Le produit chimique formule de l'oxygène diffère d'un atome d'oxygène. Cela signifie que Mr (O 3) \u003d Ar (O) x 3 \u003d 48. L'ozone est 1,5 fois plus lourd que l'oxygène.
Propriétés physiques
L'oxygène est un gaz incolore, insipide et inodore (à température et pression atmosphérique normales). La substance est légèrement plus lourde que l'air; soluble dans l'eau, mais en petites quantités. Le point de fusion de l'oxygène est négatif et est de -218,3 °C. Le point auquel l'oxygène liquide redevient de l'oxygène gazeux est son point d'ébullition. Pour les molécules d'O 2 , la valeur de cette grandeur physique atteint -182,96°C. À l'état liquide et solide, l'oxygène acquiert une couleur bleu clair.
Obtenir de l'oxygène en laboratoire
Lorsqu'elles sont chauffées, des substances contenant de l'oxygène, telles que le permanganate de potassium, libèrent un gaz incolore qui peut être recueilli dans un flacon ou un tube à essai. Si vous apportez une torche allumée dans de l'oxygène pur, elle brûle plus vivement que dans l'air. Deux autres méthodes de laboratoire pour obtenir de l'oxygène sont la décomposition du peroxyde d'hydrogène et du chlorate de potassium (sel de Berthollet). Considérez le schéma de l'appareil, qui est utilisé pour la décomposition thermique.
Dans une éprouvette ou un ballon à fond rond, verser un peu de sel de berthollet, fermer avec un bouchon muni d'un tube de sortie de gaz. Son extrémité opposée doit être dirigée (sous l'eau) vers le flacon retourné. Le goulot doit être abaissé dans un verre large ou un cristalliseur rempli d'eau. Lorsqu'un tube à essai contenant du sel de Berthollet est chauffé, de l'oxygène est libéré. À travers le tube de sortie de gaz, il pénètre dans le ballon, en déplaçant l'eau de celui-ci. Lorsque le ballon est rempli de gaz, il est fermé sous l'eau avec un bouchon de liège et retourné. L'oxygène obtenu dans cette expérience de laboratoire peut être utilisé pour étudier les propriétés chimiques d'une substance simple.
La combustion
Si le laboratoire brûle des substances dans l'oxygène, vous devez connaître et suivre les règles d'incendie. L'hydrogène brûle instantanément dans l'air et, mélangé à l'oxygène dans un rapport de 2:1, il est explosif. La combustion des substances dans l'oxygène pur est beaucoup plus intense que dans l'air. Ce phénomène s'explique par la composition de l'air. L'oxygène dans l'atmosphère représente un peu plus de 1/5 de la part (21%). La combustion est la réaction de substances avec l'oxygène, à la suite de laquelle divers produits se forment, principalement des oxydes de métaux et de non-métaux. Les mélanges d'O 2 avec des substances combustibles sont inflammables, de plus, les composés résultants peuvent être toxiques.
La combustion d'une bougie ordinaire (ou d'une allumette) s'accompagne de la formation de dioxyde de carbone. L'expérience suivante peut être faite à la maison. Si vous brûlez une substance sous un bocal en verre ou un grand verre, la combustion s'arrêtera dès que tout l'oxygène sera épuisé. L'azote ne favorise pas la respiration et la combustion. Le dioxyde de carbone, produit d'oxydation, ne réagit plus avec l'oxygène. Transparent vous permet de détecter la présence après la combustion de la bougie. Si les produits de combustion sont passés à travers de l'hydroxyde de calcium, la solution devient trouble. Une réaction chimique se produit entre l'eau de chaux et le dioxyde de carbone, donnant du carbonate de calcium insoluble.
Production d'oxygène à l'échelle industrielle
Le processus le moins cher, qui produit des molécules d'O 2 sans air, n'implique pas de réactions chimiques. Dans l'industrie, par exemple dans les usines métallurgiques, l'air à basse température et haute pression liquéfier. Les composants les plus importants de l'atmosphère, tels que l'azote et l'oxygène, bouillent à des températures différentes. Séparez le mélange d'air tout en le chauffant progressivement jusqu'à la température normale. D'abord, les molécules d'azote sont libérées, puis l'oxygène. La méthode de séparation est basée sur différentes propriétés physiques de substances simples. La formule d'une substance simple d'oxygène est la même qu'avant le refroidissement et la liquéfaction de l'air - O 2.
À la suite de certaines réactions d'électrolyse, de l'oxygène est également libéré, il est collecté sur l'électrode correspondante. Les entreprises industrielles et de construction ont besoin de gaz en grandes quantités. La demande en oxygène ne cesse de croître, notamment dans l'industrie chimique. Le gaz ainsi obtenu est stocké à des fins industrielles et médicales dans des bouteilles en acier munies de marquages. Les réservoirs contenant de l'oxygène sont peints en bleu ou en bleu pour les distinguer des autres gaz liquéfiés - azote, méthane, ammoniac.
Calculs chimiques selon la formule et les équations des réactions impliquant des molécules d'O 2
La valeur numérique de la masse molaire de l'oxygène coïncide avec une autre valeur - le poids moléculaire relatif. Ce n'est que dans le premier cas qu'il existe des unités de mesure. En bref, la formule de la substance de l'oxygène et de sa masse molaire doit être écrite comme suit: M (O 2) \u003d 32 g / mol. Dans des conditions normales, une mole de n'importe quel gaz correspond à un volume de 22,4 litres. Cela signifie que 1 mol O 2 correspond à 22,4 litres d'une substance, 2 mol O 2 à 44,8 litres. Selon l'équation de réaction entre l'oxygène et l'hydrogène, on peut voir que 2 moles d'hydrogène et 1 mole d'oxygène interagissent :
Si 1 mol d'hydrogène est impliqué dans la réaction, le volume d'oxygène sera de 0,5 mol. 22,4 l / mol \u003d 11,2 l.
Le rôle des molécules d'O 2 dans la nature et la vie humaine
L'oxygène est consommé par les organismes vivants sur Terre et est impliqué dans le cycle de la matière depuis plus de 3 milliards d'années. C'est la substance principale pour la respiration et le métabolisme, avec son aide la décomposition des molécules se produit. nutriments, l'énergie nécessaire aux organismes est synthétisée. L'oxygène est constamment consommé sur Terre, mais ses réserves sont reconstituées grâce à la photosynthèse. Le scientifique russe K. Timiryazev pensait que grâce à ce processus, la vie existe toujours sur notre planète.
Le rôle de l'oxygène dans la nature et l'économie est grand :
- absorbé dans le processus de respiration par les organismes vivants ;
- participe aux réactions de photosynthèse chez les plantes;
- fait partie de molécules organiques;
- les processus de décomposition, de fermentation, de rouille se déroulent avec la participation de l'oxygène, qui agit comme agent oxydant;
- utilisé pour obtenir de précieux produits de synthèse organique.
L'oxygène liquéfié en bouteilles est utilisé pour couper et souder les métaux dans hautes températures. Ces processus sont effectués dans des usines de construction de machines, dans des entreprises de transport et de construction. Pour effectuer des travaux sous l'eau, sous terre, à haute altitude dans le vide, l'homme a aussi besoin de molécules d'O 2 . sont utilisés en médecine pour enrichir la composition de l'air inhalé par les malades. Le gaz à usage médical se distingue du gaz technique par l'absence presque totale d'impuretés et d'odeur.
L'oxygène est l'agent oxydant idéal
Les composés oxygénés sont connus avec tous les éléments chimiques du tableau périodique, à l'exception des premiers représentants de la famille des gaz nobles. De nombreuses substances réagissent directement avec les atomes O, à l'exception des halogènes, de l'or et du platine. Les phénomènes impliquant l'oxygène, qui s'accompagnent d'un dégagement de lumière et de chaleur, sont d'une grande importance. De tels procédés sont largement utilisés dans la vie quotidienne et dans l'industrie. En métallurgie, l'interaction des minerais avec l'oxygène est appelée torréfaction. Le minerai pré-concassé est mélangé avec de l'air enrichi en oxygène. À des températures élevées, les métaux sont réduits de sulfures à des substances simples. C'est ainsi que l'on obtient le fer et certains métaux non ferreux. La présence d'oxygène pur augmente la vitesse procédés technologiques dans diverses branches de la chimie, de la technologie et de la métallurgie.
L'émergence d'une méthode bon marché d'obtention de l'oxygène de l'air par séparation en composants à basse température a stimulé le développement de nombreux domaines de la production industrielle. Les chimistes considèrent les molécules d'O 2 et les atomes d'O comme des agents oxydants idéaux. Ce sont des matériaux naturels, ils se renouvellent sans cesse dans la nature, ne polluent pas environnement. Outre, réactions chimiques avec la participation de l'oxygène se terminent le plus souvent par la synthèse d'un autre produit naturel et sûr - l'eau. Le rôle de l'O 2 dans la neutralisation des déchets industriels toxiques, la purification de l'eau de la pollution est grand. En plus de l'oxygène, sa modification allotropique, l'ozone, est utilisée pour la désinfection. Cette substance simple a une activité oxydante élevée. Lorsque l'eau est ozonisée, les polluants sont décomposés. L'ozone a également un effet néfaste sur la microflore pathogène.
Introduction
Chaque jour, nous respirons l'air dont nous avons besoin. Avez-vous déjà pensé à quoi, plus précisément, à quelles substances se compose l'air? 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.
En 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.
Chimiquement, l'oxygène peut être obtenu par 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
DE propriétés chimiques avaient fini. 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 de complément 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 l'équipement 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. Les propriétés chimiques et physiques de l'oxygène contribuent à son utilisation généralisée.
OXYGÈNE (Latin Oxygenium), O, forme abrégée élément chimique du groupe VI (groupe 16 forme longue) du système périodique, fait référence aux chalcogènes ; numéro atomique 8, masse atomique 15,9994. L'oxygène naturel est composé de trois isotopes : 16 O (99,757 %), 17 O (0,038 %) et 18 O (0,205 %). La prédominance des isotopes 16 O les plus légers dans le mélange est due au fait que le noyau de l'atome 16 O est constitué de 8 protons et de 8 neutrons. nombre égal les protons et les neutrons déterminent la haute énergie de leur liaison dans le noyau et la plus grande stabilité des noyaux 16 O par rapport aux autres. Les radio-isotopes avec des nombres de masse 12-26 sont obtenus artificiellement.
Référence historique. L'oxygène a été obtenu indépendamment en 1774 par K. Scheele (en calcinant les nitrates de potassium KNO 3 et de sodium NaNO 3 , le dioxyde de manganèse MnO 2 et d'autres substances) et J. Priestley (en chauffant le tétroxyde de plomb Pb 3 O 4 et l'oxyde de mercure HgO). Plus tard, lorsqu'on a découvert que l'oxygène faisait partie des acides, A. Lavoisier a proposé le nom d'oxygène (du grec όχύς - aigre et γεννάω - j'accouche, d'où nom russe"oxygène").
distribution dans la nature. L'oxygène est l'élément chimique le plus courant sur Terre: la teneur en oxygène lié chimiquement dans l'hydrosphère est de 85,82% (principalement sous forme d'eau), dans la croûte terrestre - 49% en poids. Plus de 1400 minéraux sont connus qui contiennent de l'oxygène. Les minéraux prédominent parmi eux. formé de sels acides contenant de l'oxygène (les classes les plus importantes sont les carbonates naturels, les silicates naturels, les sulfates naturels, les phosphates naturels) et les roches à base d'eux (par exemple, le calcaire, le marbre), ainsi que divers oxydes naturels, hydroxydes naturels et rochers(par exemple, basalte). L'oxygène moléculaire représente 20,95 % en volume (23,10 % en masse) de l'atmosphère terrestre. L'oxygène atmosphérique est d'origine biologique et se forme dans les plantes vertes contenant de la chlorophylle issue de l'eau et du dioxyde de carbone lors de la photosynthèse. La quantité d'oxygène libérée par les plantes compense la quantité d'oxygène consommée dans les processus de décomposition, de combustion et de respiration.
L'oxygène - un élément biogénique - fait partie des classes les plus importantes de composés organiques naturels (protéines, lipides, acides nucléiques, glucides, etc.) et fait partie des composés inorganiques du squelette.
Propriétés. La structure de la couche électronique externe de l'atome d'oxygène 2s 2 2p 4; dans les composés, il présente des états d'oxydation -2, -1, rarement +1, +2 ; Électronégativité de Pauling 3,44 (l'élément le plus électronégatif après le fluor); rayon atomique 60 pm; le rayon de l'ion O 2 est -121 pm (numéro de coordination 2). A l'état gazeux, liquide et solide, l'oxygène existe sous forme de molécules diatomiques d'O 2 . Les molécules d'O 2 sont paramagnétiques. Il existe également une modification allotropique de l'oxygène - ozone, constituée de molécules triatomiques d'O 3 .
Dans l'état fondamental, l'atome d'oxygène a un nombre pair d'électrons de valence, dont deux non appariés. Par conséquent, l'oxygène, qui n'a pas d'opbitale d vacante à basse énergie, est bivalent dans la plupart des composés chimiques. Selon la nature de la liaison chimique et le type de structure cristalline du composé, le nombre de coordination de l'oxygène peut être différent : O (oxygène atomique), 1 (par exemple, O 2, CO 2), 2 (par exemple, H 2 O, H 2 O 2), 3 (ex. H 3 O +), 4 (ex. oxoacétates de Be et Zn), 6 (ex. MgO, CdO), 8 (ex. Na 2 O, Cs 2 O). En raison du petit rayon de l'atome, l'oxygène est capable de former de fortes liaisons π avec d'autres atomes, par exemple avec des atomes d'oxygène (O 2, O 3), du carbone, de l'azote, du soufre et du phosphore. Ainsi, pour l'oxygène, une double liaison (494 kJ/mol) est énergétiquement plus favorable que deux liaisons simples (146 kJ/mol).
Le paramagnétisme des molécules d'O 2 s'explique par la présence de deux électrons non appariés avec des spins parallèles dans des orbitales π* antiliantes doublement dégénérées. Puisqu'il y a quatre électrons de plus dans les orbitales de liaison de la molécule que dans les orbitales de relâchement, l'ordre des liaisons dans O 2 est 2, c'est-à-dire que la liaison entre les atomes d'oxygène est double. Si, sous une action photochimique ou chimique, deux électrons de spins opposés apparaissent sur la même orbitale π*, le premier état excité apparaît, situé 92 kJ/mol plus haut en énergie que l'état fondamental. Si, lors de l'excitation d'un atome d'oxygène, deux électrons occupent deux orbitales π* différentes et ont des spins opposés, un deuxième état excité apparaît, dont l'énergie est supérieure de 155 kJ/mol à celle de l'état fondamental. L'excitation s'accompagne d'une augmentation de Distances OO: de 120.74 pm dans l'état fondamental à 121.55 pm pour le premier et jusqu'à 22.77 pm pour le deuxième état excité, ce qui conduit à son tour à l'affaiblissement Connexions OO et à une augmentation de la réactivité de l'oxygène. Les deux états excités de la molécule O 2 jouent un rôle important dans les réactions d'oxydation en phase gazeuse.
L'oxygène est un gaz incolore, inodore et insipide ; t pl -218,3 ° С, t kip -182,9 ° С, densité d'oxygène gazeux 1428,97 kg / dm 3 (à 0 ° С et pression normale). L'oxygène liquide est un liquide bleu pâle, l'oxygène solide est une substance cristalline bleue. A 0 °C, la conductivité thermique est de 24,65-10 -3 W/(mK), la capacité calorifique molaire à pression constante est de 29,27 J/(mol K), la permittivité de l'oxygène gazeux est de 1,000547 et celle de l'oxygène liquide est de 1.491. L'oxygène est peu soluble dans l'eau (3,1% d'oxygène en volume à 20°C), facilement soluble dans certains solvants organofluorés, comme la perfluorodécaline (4500% d'oxygène en volume à 0°C). Une quantité importante d'oxygène est dissoute par les métaux nobles : argent, or et platine. La solubilité du gaz dans l'argent fondu (2200% en volume à 962 ° C) diminue fortement avec la température décroissante, par conséquent, lorsqu'elle est refroidie à l'air, la fonte d'argent "bouillonne" et éclabousse en raison de la libération intense d'oxygène dissous.
L'oxygène est hautement réactif, un agent oxydant puissant : il interagit avec la plupart des substances simples dans des conditions normales, principalement avec la formation des oxydes correspondants (de nombreuses réactions qui se déroulent lentement à des températures ambiantes et basses s'accompagnent d'une explosion et d'une libération d'une grande quantité de chaleur lorsqu'il est chauffé). L'oxygène interagit dans des conditions normales avec l'hydrogène (l'eau H 2 O se forme; les mélanges d'oxygène avec l'hydrogène sont explosifs - voir Gaz détonant), lorsqu'il est chauffé - avec le soufre (dioxyde de soufre SO 2 et trioxyde de soufre SO 3), le carbone (oxyde de carbone CO , dioxyde de carbone CO 2), phosphore (oxydes de phosphore), de nombreux métaux (oxydes métalliques), particulièrement facilement avec les métaux alcalins et alcalino-terreux (principalement les peroxydes et superoxydes métalliques, tels que le peroxyde de baryum BaO 2, le superoxyde de potassium KO 2). L'oxygène interagit avec l'azote à des températures supérieures à 1200 °C ou lorsqu'il est exposé à une décharge électrique (formation de monoxyde d'azote NO). Les composés oxygénés avec le xénon, le krypton, les halogènes, l'or et le platine sont obtenus indirectement. L'oxygène ne forme pas de composés chimiques avec l'hélium, le néon et l'argon. L'oxygène liquide est également un agent oxydant puissant : le coton qui en est imprégné brûle instantanément lorsqu'il est enflammé, certains volatils matière organique sont susceptibles de s'enflammer lorsqu'ils se trouvent à plusieurs mètres d'un récipient ouvert contenant de l'oxygène liquide.
L'oxygène forme trois formes ioniques, chacune déterminant les propriétés d'une classe distincte de composés chimiques: O 2 - superoxydes (l'état d'oxydation formel de l'atome d'oxygène est de -0,5), O 2 - - composés peroxydes (l'état d'oxydation du l'atome d'oxygène est -1, par exemple, le peroxyde d'hydrogène H 2 O 2), O 2- - oxydes (état d'oxydation de l'atome d'oxygène -2). Les états d'oxydation positifs +1 et +2 de l'oxygène sont présents dans les fluorures О 2 F 2 et OF 2, respectivement. Les fluorures d'oxygène sont instables, ce sont de puissants agents oxydants et réactifs de fluoration.
L'oxygène moléculaire est un ligand faible et s'ajoute à certains complexes Fe, Co, Mn, Cu. Parmi ces complexes, le plus important est la porphyrine de fer, qui fait partie de l'hémoglobine, une protéine qui effectue le transfert d'oxygène dans le corps des animaux à sang chaud.
Rôle biologique. L'oxygène, à la fois sous forme libre et dans le cadre de diverses substances (par exemple, les enzymes oxydase et oxydoréductase), participe à tous les processus oxydatifs se produisant dans les organismes vivants. En conséquence, il se démarque un grand nombre de l'énergie dépensée dans le processus de la vie.
Reçu. À l'échelle industrielle, l'oxygène est produit par liquéfaction et distillation fractionnée de l'air (voir Séparation de l'air dans l'article), ainsi que par électrolyse de l'eau. Dans des conditions de laboratoire, l'oxygène est obtenu par décomposition en chauffant du peroxyde d'hydrogène (2P 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2), des oxydes métalliques (par exemple, l'oxyde de mercure: 2HgO \u003d 2Hg + O 2), des sels d'oxygène- contenant des acides oxydants (par exemple, chlorate de potassium : 2KlO 3 \u003d 2KCl + 3O 2, permanganate de potassium : 2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2), par électrolyse d'une solution aqueuse de NaOH. L'oxygène gazeux est stocké et transporté dans des bouteilles en acier, peintes en bleu, à une pression de 15 et 42 MPa, de l'oxygène liquide - dans des vases Dewar en métal ou dans des réservoirs spéciaux.
Application. L'oxygène technique est utilisé comme agent oxydant dans la métallurgie (voir, par exemple, le procédé Oxygen-converter), dans le traitement des métaux à la flamme (voir, par exemple, Oxycoupage), dans l'industrie chimique dans la production de liquide artificiel carburants, huiles lubrifiantes, acides nitrique et sulfurique, méthanol, ammoniac et engrais à base d'ammoniac, peroxydes métalliques, etc. L'oxygène pur est utilisé dans les appareils respiratoires à oxygène des vaisseaux spatiaux, des sous-marins, lors de l'ascension à haute altitude, des travaux sous-marins et à des fins médicales en médecine (voir l'article Oxygénothérapie). L'oxygène liquide est utilisé comme agent oxydant pour les carburants de fusée, lors du dynamitage. Il est proposé d'utiliser des émulsions aqueuses de solutions d'oxygène gazeux dans certains solvants organofluorés comme substituts artificiels du sang (par exemple, le perftoran).
Lit. : Saunders N. Oxygen et les éléments du groupe 16. Oxf., 2003 ; Drozdov A. A., Zlomanov V. P., Mazo G. N., Spiridonov F. M. Chimie inorganique. M., 2004. T. 2 ; Shriver D., Atkins P. Chimie inorganique. M., 2004. T. 1-2.
