Obtenir de l'oxygène dans la nature. Propriétés physiques et chimiques de l'oxygène

§8 Éléments VI Et les groupes.

Oxygène, soufre, sélénium, tellure, polonium.

informations généraleséléments Groupe VIA :

Les éléments du groupe VI A (sauf le polonium) sont appelés chalcogénures. Le niveau électronique externe de ces éléments contient six électrons de valence (ns 2 np 4), donc à l'état normal ils présentent une valence de 2, et à l'état excité -4 ou 6 (sauf pour l'oxygène). L'atome d'oxygène diffère des atomes des autres éléments du sous-groupe par l'absence de sous-niveau d dans la couche électronique externe, ce qui entraîne des coûts énergétiques importants pour « l'appariement » de ses électrons, qui ne sont pas compensés par l'énergie du formation de nouvelles liaisons covalentes. La covalence de l’oxygène est donc de deux. Cependant, dans certains cas, un atome d’oxygène ayant des paires d’électrons isolées peut agir comme donneur d’électrons et former des liaisons covalentes supplémentaires via un mécanisme donneur-accepteur.

L'électronégativité de ces éléments diminue progressivement dans l'ordre O-S-Se-Te-Po. État d'oxydation de -2,+2,+4,+6. Le rayon de l'atome augmente, ce qui affaiblit les propriétés non métalliques des éléments.

Les éléments de ce sous-groupe forment des composés de la forme H 2 R (H 2 O, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, H 2 Po) avec l'hydrogène. Ces composés se dissolvent dans l'eau et forment des acides. Propriétés acides augmentation dans la direction H 2 O → H 2 S → H 2 Se → H 2 Te → H 2 Po. S, Se et Te forment avec l'oxygène des composés comme RO 2 et RO 3. À partir de ces oxydes, des acides comme H 2 RO 3 et H 2 RO 4 sont formés. À mesure que le numéro atomique augmente, la force des acides diminue. Tous ont des propriétés oxydantes. Les acides comme H 2 RO 3 présentent également des propriétés réductrices.

Oxygène

Composés et préparations naturels : L'oxygène est l'élément le plus répandu dans la croûte terrestre. A l'état libre, on le retrouve dans l'air atmosphérique (21 %) ; sous forme liée, il fait partie de l'eau (88,9%), des minéraux, rochers et toutes les substances à partir desquelles les organismes végétaux et animaux sont construits. Air atmosphérique est un mélange de nombreux gaz, dont la majeure partie est de l'azote et de l'oxygène, et une petite quantité de gaz rares, de dioxyde de carbone et de vapeur d'eau. Le dioxyde de carbone se forme dans la nature lors de la combustion du bois, du charbon et d'autres types de combustibles, de la respiration animale et de la décomposition. À certains endroits globe Le CO 2 est rejeté dans l'air en raison de l'activité volcanique ainsi que de sources souterraines.

L'oxygène naturel est constitué de trois isotopes stables : 8 16 O (99,75 %), 8 17 O (0,04), 8 18 O (0,20). Les isotopes 8 14 O, 8 15 O et 8 19 O ont également été obtenus artificiellement.

L'oxygène a été obtenu pour la première fois sous forme pure par K.V. Scheele en 1772, puis en 1774 par D.Yu. Priestley, qui l'a isolé du HgO. Cependant, Priestley ne savait pas que le gaz qu'il avait obtenu faisait partie de l'air. Quelques années plus tard seulement, Lavoisier, qui étudia en détail les propriétés de ce gaz, établit qu'il constitue la majeure partie de l'air.

En laboratoire, l'oxygène est obtenu par les méthodes suivantes :

E électrolyse de l'eau. Pour augmenter la conductivité électrique de l'eau, on y ajoute une solution alcaline (généralement à 30 % de KOH) ou des sulfates de métaux alcalins :

DANS vue générale: 2H 2 O →2H 2 + O 2

A la cathode : 4H 2 O+4e¯→ 2H 2 +4OH¯

A l'anode : 4OH−4е→2H 2 O+O 2

- Décomposition des composés contenant de l'oxygène :

Décomposition thermique du sel de Berthollet sous l'action d'un catalyseur MnO 2.

KClO 3 →2KCl+3O 2

Décomposition thermique du permanganate de potassium

KMnO 4 →K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2.

Décomposition thermique des nitrates de métaux alcalins :

2KNO 3 →2KNO 2 +O 2.

Décomposition des peroxydes :

2H 2 O 2 →2H 2 O+O 2.

2BaO2 →2BaO+O2.

Décomposition thermique de l'oxyde de mercure (II) :

2HgO → 2HgO + O 2.

Interaction des peroxydes de métaux alcalins avec le monoxyde de carbone (IV) :

2Na 2 O 2 +2CO 2 →2Na 2 CO 3 +O 2.

Décomposition thermique de l'eau de Javel en présence d'un catalyseur - sels de cobalt :

2Ca(OCl)Cl →2CaCl 2 +O 2.

Oxydation du peroxyde d'hydrogène par le permanganate de potassium en milieu acide :

2KMnO 4 +H 2 SO 4 +5H 2 O 2 →K 2 SO 4 +2Mn SO 4 +8H 2 O+5O 2.

Dans l'industrie: Actuellement, dans l'industrie, l'oxygène est obtenu par distillation fractionnée de l'air liquide. Lorsque l'air liquide est légèrement chauffé, l'azote en est d'abord séparé (t pb (N 2) = -196ºC), puis l'oxygène est libéré (t pb (O 2) = -183ºC).

L'oxygène obtenu par cette méthode contient des impuretés azotées. Par conséquent, pour obtenir de l’oxygène pur, le mélange résultant est à nouveau distillé et produit finalement 99,5 % d’oxygène. De plus, une certaine quantité d’oxygène est obtenue par électrolyse de l’eau. L'électrolyte est une solution de KOH à 30 %.

L'oxygène est généralement stocké dans des bouteilles bleues à une pression de 15 MPa.

Caractéristiques physicochimiques : L'oxygène est un gaz incolore, inodore et insipide, légèrement plus lourd que l'air, légèrement soluble dans l'eau. L'oxygène à une pression de 0,1 MPa et à une température de -183 °C se transforme en état liquide et gèle à -219 °C. À l’état liquide et solide, il est attiré par un aimant.

Selon la méthode des liaisons de valence, la structure de la molécule d'oxygène, représentée par le diagramme -:Ö::Ö : , n'explique pas la plus grande force d'une molécule qui possède des propriétés paramagnétiques, c'est-à-dire des électrons non appariés à l'état normal.

À la suite de la liaison entre les électrons de deux atomes, une paire d’électrons commune est formée, après quoi l’électron non apparié de chaque atome forme une liaison mutuelle avec la paire non partagée d’un autre atome et trois électrons se forment entre eux. communication électronique. Dans un état excité, la molécule d'oxygène présente des propriétés diamagnétiques, qui correspondent à la structure selon le schéma : Ö = Ö : ,

Il manque à un atome d’oxygène deux électrons pour remplir un niveau électronique. Par conséquent, l’oxygène dans réactions chimiques peut facilement gagner deux électrons et présenter un état d'oxydation -2. L'oxygène uniquement dans les composés contenant l'élément le plus électronégatif, le fluor, présente l'état d'oxydation +1 et +2 : O 2 F 2, OF 2.

L'oxygène est un puissant agent oxydant. Il n'interagit pas uniquement avec les gaz inertes lourds (Kr, Xe, He, Rn), avec l'or et le platine. Les oxydes de ces éléments se forment d'autres manières. L'oxygène entre dans des réactions de combustion et d'oxydation avec des substances simples et complexes. Lorsque les non-métaux interagissent avec l'oxygène, des oxydes acides ou salifiants se forment, et lorsque les métaux interagissent, des oxydes amphotères ou mixtes se forment. Ainsi, l'oxygène réagit avec le phosphore à une température de ~ 60°C,

4P+5O2 → 2P2O5

Avec des métaux - oxydes des métaux correspondants

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

Lorsque les métaux alcalins sont chauffés dans l'air sec, seul le lithium forme de l'oxyde de Li 2 O, le reste étant des peroxydes et des superoxydes :

2Na+O 2 →Na 2 O 2 K+O 2 →KO 2

L'oxygène réagit avec l'hydrogène à 300 °C :

2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Lorsqu'il interagit avec le fluor, il présente des propriétés réparatrices :

O 2 + F 2 = F 2 O 2 (en décharge électrique),

avec du soufre - à une température d'environ 250 °C :

S + O 2 = SO 2.

L'oxygène réagit avec le graphite à 700 °C

C + O 2 = CO 2.

L'interaction de l'oxygène avec l'azote ne commence qu'à 1 200°C ou lors d'une décharge électrique.

Quatre éléments « chalcogènes » (c'est-à-dire « donnant naissance au cuivre ») sont en tête du sous-groupe principal du groupe VI (selon la nouvelle classification - le 16e groupe) du système périodique. Outre le soufre, le tellure et le sélénium, ils contiennent également de l'oxygène. Examinons de plus près les propriétés de cet élément, le plus répandu sur Terre, ainsi que l'utilisation et la production d'oxygène.

Prévalence des éléments

Sous forme liée, l'oxygène entre composition chimique eau - son pourcentage est d'environ 89%, ainsi que dans la composition des cellules de tous les êtres vivants - plantes et animaux.

Dans l'air, l'oxygène est à l'état libre sous forme d'O2, occupant un cinquième de sa composition, et sous forme d'ozone - O3.

Propriétés physiques

L'oxygène O2 est un gaz incolore, insipide et inodore. Légèrement soluble dans l'eau. Le point d'ébullition est de 183 degrés en dessous de zéro Celsius. Sous forme liquide, l'oxygène est bleu et sous forme solide, il forme des cristaux bleus. Le point de fusion des cristaux d’oxygène est de 218,7 degrés en dessous de zéro Celsius.

Propriétés chimiques

Lorsqu'il est chauffé, cet élément réagit avec de nombreuses substances simples, à la fois métalliques et non métalliques, formant ce qu'on appelle des oxydes - des composés d'éléments avec l'oxygène. dans lequel les éléments entrent avec l'oxygène est appelé oxydation.

Par exemple,

4Na + O2 = 2Na2O

2. Par la décomposition du peroxyde d’hydrogène lorsqu’il est chauffé en présence d’oxyde de manganèse, qui agit comme catalyseur.

3. Par la décomposition du permanganate de potassium.

L'oxygène est produit dans l'industrie des manières suivantes :

1. À des fins techniques, l'oxygène est obtenu à partir de l'air, dans lequel sa teneur habituelle est d'environ 20 %, c'est-à-dire cinquième partie. Pour ce faire, l'air est d'abord brûlé, produisant un mélange contenant environ 54 % d'oxygène liquide, 44 % d'azote liquide et 2 % d'argon liquide. Ces gaz sont ensuite séparés à l’aide d’un processus de distillation, en utilisant la plage relativement étroite entre les points d’ébullition de l’oxygène liquide et de l’azote liquide – moins 183 et moins 198,5 degrés, respectivement. Il s'avère que l'azote s'évapore plus tôt que l'oxygène.

Des équipements modernes assurent la production d'oxygène de tout degré de pureté. L'azote, obtenu par séparation de l'air liquide, est utilisé comme matière première dans la synthèse de ses dérivés.

2. Produit également de l’oxygène très pur. Cette méthode s'est répandue dans les pays dotés de ressources riches et d'une électricité bon marché.

Application d'oxygène

L'oxygène est l'élément le plus important dans la vie de toute notre planète. Ce gaz, contenu dans l’atmosphère, est consommé au cours du processus par les animaux et les humains.

L'obtention d'oxygène est très importante dans des domaines de l'activité humaine tels que la médecine, le soudage et le découpage des métaux, le dynamitage, l'aviation (pour la respiration humaine et le fonctionnement des moteurs) et la métallurgie.

Au cours de l'activité économique humaine, l'oxygène est consommé en grande quantité - par exemple lors de la combustion divers types combustibles : gaz naturel, méthane, charbon, bois. Dans tous ces processus, il se forme. En même temps, la nature a prévu le processus de liaison naturelle de ce composé par photosynthèse, qui a lieu dans les plantes vertes sous l'influence de la lumière du soleil. À la suite de ce processus, du glucose se forme, que la plante utilise ensuite pour construire ses tissus.

Plan:

Histoire de la découverte

Origine du nom

Être dans la nature

Reçu

Propriétés physiques

Propriétés chimiques

Application

10. Isotopes

Oxygène

Oxygène- élément du 16ème groupe (selon la classification obsolète - le sous-groupe principal du groupe VI), la deuxième période du tableau périodique éléments chimiques D.I. Mendeleïev, de numéro atomique 8. Désigné par le symbole O (lat. Oxygenium). L'oxygène est un non-métal chimiquement actif et est l'élément le plus léger du groupe des chalcogènes. Substance simple oxygène(Numéro CAS : 7782-44-7) dans des conditions normales est un gaz incolore, insipide et inodore, dont la molécule est constituée de deux atomes d'oxygène (formule O 2), et c'est pourquoi il est également appelé dioxygène. L'oxygène liquide a une lumière couleur bleue et les cristaux solides sont de couleur 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).

Histoire 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 mercurique dans un récipient hermétiquement fermé (Priestley dirigeait la lumière du soleil sur ce composé à l'aide d'une lentille puissante).

Cependant, Priestley n'a pas réalisé au départ qu'il avait découvert une nouvelle substance simple ; il croyait avoir isolé l'un des composants constitutifs de l'air (et a appelé ce gaz « air déphlogistiqué »). Priestley a rapporté sa découverte au remarquable chimiste français Antoine Lavoisier. En 1775, A. Lavoisier établit que l'oxygène est un composant de l'air, des acides et se retrouve dans de nombreuses substances.

Quelques années plus tôt (en 1771), l'oxygène avait été obtenu par le chimiste suédois Karl Scheele. Il a calciné le salpêtre avec de l'acide sulfurique, puis a décomposé l'oxyde nitrique obtenu. Scheele a appelé ce gaz « feu air » et a décrit sa découverte dans un livre publié en 1777 (précisément parce que le livre a été publié plus tard que Priestley n'a annoncé 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 les travaux 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, grâce aux informations de Priestley et Scheele. Son travail fut d'une importance capitale car grâce à lui, la théorie du phlogistique, alors dominante et entravant le développement de la chimie, fut renversée. Lavoisier a mené des expériences sur la combustion de diverses substances et a réfuté la théorie du phlogistique, publiant des résultats sur le poids des éléments brûlés. Le poids des cendres dépassait le poids d'origine de l'élément, ce qui donnait à Lavoisier le droit d'affirmer que lors de la combustion, une réaction chimique (oxydation) de la substance se produit, et donc la masse de la substance d'origine augmente, ce qui réfute la théorie du phlogistique. .

Ainsi, le mérite de la découverte de l’oxygène est en réalité partagé entre Priestley, Scheele et Lavoisier.

Origine du nom

Le mot oxygène (appelé en début XIX siècle, même « solution acide »), son apparition dans la langue russe est dans une certaine mesure due à M.V. Lomonossov, qui a introduit le mot « acide », ainsi que d'autres néologismes ; Ainsi, le mot « oxygène », à son tour, était un calque du terme « oxygène » (français oxygène), proposé par A. Lavoisier (du grec ancien ὀξύς - « aigre » et γεννάω - « accoucher »), qui est traduit par « générer de l'acide », ce qui est associé à sa signification originale - « acide », qui désignait auparavant des substances appelées oxydes selon la nomenclature internationale moderne.

Être dans la nature

L'oxygène est l'élément le plus répandu sur Terre ; sa part (dans divers composés, principalement des silicates) représente environ 47,4 % de la masse de la croûte terrestre solide. Les eaux de mer et 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 23,12 % en masse. Plus de 1 500 composés présents dans la croûte terrestre contiennent de l'oxygène.

L'oxygène fait partie de nombreux matière organique et est présent dans toutes les cellules vivantes. En termes de nombre d'atomes dans les cellules vivantes, il est d'environ 25 % et 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 de production d’oxygène est la rectification cryogénique. Les installations d'oxygène fonctionnant sur la base de la technologie à membrane sont également bien connues et utilisées avec succès dans l'industrie.

Les laboratoires utilisent de l'oxygène produit industriellement, 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 H2O2 en présence d'oxyde de manganèse(IV) est également utilisée :

L'oxygène peut être obtenu par décomposition catalytique du chlorate de potassium (sel de Berthollet) KClO 3 :

Les méthodes de laboratoire pour produire 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) :

Dans les sous-marins, il est généralement obtenu par la réaction du peroxyde de sodium et du dioxyde de carbone expiré par l'homme :

Propriétés physiques

Dans les océans du monde, la teneur en O 2 dissous est plus élevée dans eau froide, et moins - au chaud.

Dans des conditions normales, l’oxygène est un gaz incolore, sans goût ni odeur.

1 litre en a une masse de 1,429 g, 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. Est paramagnétique.

Lorsque l'oxygène gazeux est chauffé, sa dissociation réversible en atomes se produit : à 2 000 °C - 0,03 %, à 2 600 °C - 1 %, 4 000 °C - 59 %, 6 000 °C - 99,5 %.

L'oxygène liquide (point d'ébullition −182,98 °C) est un liquide bleu pâle.

Diagramme de phase O2

Oxygène solide (point de fusion −218,35°C) - cristaux bleus. Il existe 6 phases cristallines 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 devient rose) ont un réseau rhomboédrique, paramètres de cellule 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, paramètre de réseau a = 6,83 Å.

Trois phases supplémentaires se forment à haute pression :

δ-O 2 plage de température 20-240 K et pression 6-8 GPa, cristaux orange ;

pression ε-O 4 de 10 à 96 GPa, couleur des cristaux du rouge foncé au noir, système monoclinique ;

ζ-О n pression supérieure à 96 GPa, état métallique avec éclat métallique caractéristique, avec basses températures passe dans un état supraconducteur.

Propriétés chimiques

Agent oxydant puissant, il interagit avec presque tous les éléments, formant des oxydes. État d'oxydation −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). Exemple de réactions se produisant à température ambiante :

Oxyde les composés qui contiennent des éléments dont l'état d'oxydation est inférieur au maximum :

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, sous chauffage et/ou en présence de catalyseurs) avec toutes les substances simples à l'exception de l'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 produits par la combustion de 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 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, du peroxyde d'hydrogène se forme avec de l'eau :

Dans les superoxydes, l'oxygène a formellement un état d'oxydation de −½, soit un électron pour deux atomes d'oxygène (ion O − 2). Obtenu en faisant réagir des peroxydes avec de 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. Obtenu par la réaction :

Fluorures d'oxygène

Le difluorure d'oxygène, OF 2, état d'oxydation de l'oxygène +2, est préparé 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 faisant passer une décharge luminescente à travers un mélange de fluor et d'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 trifluorohydroxonium OF 3 +. Si cet ion existe réellement, alors l'état d'oxydation de l'oxygène qu'il contient sera égal à +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 l'ont établi Pierre Curie et Marie Skłodowska-Curie en 1899, sous l'influence des rayonnements ionisants, l'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 permettant de liquéfier et de séparer l'air liquide.

DANSmétallurgie

La méthode de conversion pour la production d'acier ou le traitement de la matte implique l'utilisation d'oxygène. Dans de nombreuses unités métallurgiques, pour une combustion plus efficace du combustible, un mélange oxygène-air est utilisé à la place de l'air dans les brûleurs.

Soudage et découpe de métaux

L'oxygène dans les bouteilles bleues 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 oxydants pour le carburant des fusées. Un mélange d'oxygène liquide et d'ozone liquide est l'un des oxydants les plus puissants du carburant de fusée (l'impulsion spécifique du mélange hydrogène-ozone dépasse l'impulsion spécifique des paires hydrogène-fluor et hydrogène-fluorure d'oxygène).

DANSmédecine

L'oxygène médical est stocké dans des bouteilles de gaz métalliques haute pression(pour gaz comprimés ou liquéfiés) de couleur bleue 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 gazeux respiratoires dans les équipements d'anesthésie, en cas de problèmes respiratoires, pour soulager une crise de l'asthme bronchique, élimination de l'hypoxie de toute origine, lors d'accidents de décompression, pour le traitement de pathologies du tractus gastro-intestinal sous forme de cocktails d'oxygène. Pour un usage individuel, des récipients caoutchoutés spéciaux - des coussins d'oxygène - sont remplis de bouteilles d'oxygène médical. Des inhalateurs d'oxygène de différents modèles et modifications sont utilisés pour fournir simultanément de l'oxygène ou un mélange oxygène-air à une ou deux victimes sur le terrain ou en milieu hospitalier. 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 cylindrée 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.

DANSIndustrie alimentaire

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

DANSindustrie chimique

Dans l'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 qui se développent lors de l'oxydation, ces dernières sont souvent réalisées en mode combustion.

DANSagriculture

En serre, pour réaliser des cocktails oxygénés, pour la prise de poids des animaux, pour enrichir le milieu aquatique en oxygène en pisciculture.

Rôle biologique de l'oxygène

Approvisionnement d'urgence en oxygène dans un abri anti-bombes

La plupart des êtres vivants (aérobies) respirent l'oxygène de l'air. L'oxygène est largement utilisé en médecine. En cas de maladies cardiovasculaires, pour améliorer les processus métaboliques, de la mousse d'oxygène (« cocktail d'oxygène ») est injectée 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 un enrichissement artificiel de l'ozone est utilisé. L'isotope radioactif de l'oxygène 15 O est utilisé pour étudier la vitesse du flux sanguin et 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 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 des humains et des animaux 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 8 neutrons (un double noyau magique avec des coquilles de neutrons et de protons remplies). Et ces noyaux, comme le montre la théorie de la structure du noyau atomique, sont particulièrement stables.

On connaît également des isotopes radioactifs de l'oxygène avec des nombres de masse compris entre 12 O et 24 O. Tous les isotopes radioactifs de l'oxygène ont une demi-vie courte, le plus long d'entre eux est 15 O avec une demi-vie d'environ 120 s. L'isotope 12 O à la durée de vie la plus courte a une demi-vie de 5,8·10−22 s.

DÉFINITION

Oxygène– élément de la deuxième période du groupe VIA Tableau périodiqueéléments chimiques D.I. Mendeleev, avec le numéro atomique 8. Symbole - O.

Masse atomique – 16 uma. La molécule d'oxygène est diatomique et a la formule – O 2

L'oxygène appartient à la famille des éléments p. Configuration électronique atome d'oxygène 1s 2 2s 2 2p 4 . Dans ses composés, l'oxygène peut présenter plusieurs états d'oxydation : « -2 », « -1 » (dans les peroxydes), « +2 » (F 2 O). L'oxygène est caractérisé par la manifestation du phénomène d'allotropie - existence sous la forme de plusieurs substances simples– des modifications allotropiques. Les modifications allotropiques de l'oxygène sont l'oxygène O 2 et l'ozone O 3 .

Propriétés chimiques de l'oxygène

L'oxygène est un agent oxydant puissant car Pour compléter le niveau électronique externe, il n’a besoin que de 2 électrons et il les ajoute facilement. En termes d'activité chimique, l'oxygène est juste derrière le fluor. L'oxygène forme des composés avec tous les éléments sauf l'hélium, le néon et l'argon. L'oxygène réagit directement avec les halogènes, l'argent, l'or et le platine (leurs composés sont obtenus indirectement). Presque toutes les réactions impliquant l'oxygène sont exothermiques. Fonctionnalité de nombreuses réactions de combinaison avec l'oxygène - libération grande quantité chaleur et lumière. De tels processus sont appelés combustion.

Interaction de l'oxygène avec les métaux. Avec les métaux alcalins (sauf le lithium), l'oxygène forme des peroxydes ou des superoxydes, avec le reste des oxydes. Par exemple:

4Li + O2 = 2Li2O;

2Na + O 2 = Na 2 O 2;

K + O 2 = KO 2 ;

2Ca + O2 = 2CaO ;

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3;

2Cu + O2 = 2CuO ;

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4.

Interaction de l'oxygène avec les non-métaux. L'interaction de l'oxygène avec les non-métaux se produit lorsqu'il est chauffé ; toutes les réactions sont exothermiques, à l'exception de l'interaction avec l'azote (la réaction est endothermique, se produit à 3000C dans un arc électrique, dans la nature - lors d'une décharge de foudre). Par exemple:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

C + O 2 = CO 2 ;

2H 2 + O 2 = 2H 2 O;

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q.

Interagir avec les difficultés substances inorganiques. Lorsque des substances complexes brûlent avec un excès d'oxygène, des oxydes des éléments correspondants se forment :

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O (t);

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O (t);

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (t, kat);

2PH 3 + 4O 2 = 2H 3 PO 4 (t);

SiH 4 + 2O 2 = SiO 2 + 2H 2 O;

4FeS 2 +11O 2 = 2Fe 2 O 3 +8 SO 2 (t).

L'oxygène est capable d'oxyder les oxydes et les hydroxydes en composés avec plus de haut degré oxydation:

2CO + O 2 = 2CO 2 (t);

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (t, V 2 O 5);

2NO + O2 = 2NO2;

4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3 (t).

Interaction avec des substances organiques complexes. Presque toutes les substances organiques brûlent, oxydées par l'oxygène atmosphérique en dioxyde de carbone et en eau :

CH 4 + 2O 2 = CO 2 +H 2 O.

En plus des réactions de combustion (oxydation complète), des réactions d'oxydation incomplètes ou catalytiques sont également possibles ; dans ce cas, les produits de réaction peuvent être des alcools, des aldéhydes, des cétones, des acides carboxyliques et d'autres substances :

L'oxydation des glucides, des protéines et des graisses constitue une source d'énergie dans un organisme vivant.

Propriétés physiques de l'oxygène

L'oxygène est l'élément le plus abondant sur terre (47 % en masse). La teneur en oxygène de l'air est de 21 % en volume. L'oxygène est un composant de l'eau, des minéraux et des substances organiques. Les tissus végétaux et animaux contiennent 50 à 85 % d'oxygène sous forme de divers composés.

A l'état libre, l'oxygène est un gaz incolore, insipide et inodore, peu soluble dans l'eau (3 litres d'oxygène se dissolvent dans 100 litres d'eau à 20°C. L'oxygène liquide est de couleur bleue et possède des propriétés paramagnétiques (il est aspiré dans un champ magnétique).

Obtenir de l'oxygène

Il existe des méthodes industrielles et de laboratoire pour produire de l'oxygène. Ainsi, dans l'industrie, l'oxygène est obtenu par distillation de l'air liquide, et les principales méthodes de laboratoire pour produire de l'oxygène comprennent des réactions de décomposition thermique de substances complexes :

2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 +3 O 2

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 = 2KCl +3 O 2

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

Exercice

La décomposition de 95 g d'oxyde de mercure (II) a produit 4,48 litres d'oxygène (n.o.). Calculez la proportion d’oxyde de mercure (II) décomposé (en %).

Solution

Écrivons l'équation de réaction pour la décomposition de l'oxyde de mercure (II) : 2HgO = 2Hg + O 2 . Connaissant le volume d'oxygène libéré, on retrouve sa quantité de substance : taupe. D'après l'équation de réaction n(HgO):n(O 2) = 2:1, donc, n(HgO) = 2×n(O 2) = 0,4 mol. Calculons la masse de l'oxyde décomposé. La quantité d'une substance est liée à la masse de la substance par le rapport : Masse molaire (poids moléculaire d'une mole) de l'oxyde de mercure (II), calculée à l'aide du tableau des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev – 217 g/mol. Alors la masse d'oxyde de mercure (II) est égale à : m(HgO) = n(HgO) × M(HgO) = 0,4×217 = 86,8 g. Déterminons la fraction massique d'oxyde décomposé :

Formes d'oxygèneperoxydes avec état d'oxydation -1.
— Par exemple, les peroxydes sont produits par la combustion de métaux alcalins dans l'oxygène :
2Na + O 2 → Na 2 O 2

— 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 déroule en deux étapes avec 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, du peroxyde d'hydrogène se forme avec de l'eau :
H 2 + O 2 → H 2 O 2

Superoxydes avoir un état d'oxydation de -1/2, c'est-à-dire un électron pour deux atomes d'oxygène (O 2 - ion). Obtenu en faisant réagir des peroxydes avec de l'oxygène à augmentation de la pression et température :
Na 2 O 2 + O 2 → 2NaO 2

Ozonides contiennent l'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. Obtenu par la réaction :
PtF 6 + O 2 → O 2 PtF 6

Fluorures d'oxygène
Difluorure d'oxygène, OF 2 état d'oxydation +2, est obtenu en faisant passer 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. Il est obtenu à partir d'un mélange de fluor et d'oxygène dans une décharge luminescente à une température de −196 °C.

En faisant passer une décharge luminescente à travers un mélange de fluor et d'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

L'utilisation industrielle généralisée de l'oxygène a commencé au milieu du XXe siècle, après l'invention des turbodétendeurs, des dispositifs permettant de liquéfier et de séparer l'air liquide.

En métallurgie

La méthode de conversion pour la production d’acier implique l’utilisation d’oxygène.

Soudage et découpe de métaux

L’oxygène en bouteilles 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 oxydants pour le carburant des fusées. Un mélange d'oxygène liquide et d'ozone liquide est l'un des oxydants les plus puissants du carburant de fusée (l'impulsion spécifique du mélange hydrogène-ozone dépasse l'impulsion spécifique des paires hydrogène-fluor et hydrogène-fluorure d'oxygène).

En médecine

L'oxygène est utilisé pour enrichir les mélanges gazeux respiratoires pour les problèmes respiratoires, pour le traitement de l'asthme, sous forme de cocktails d'oxygène, d'oreillers d'oxygène, etc.

Dans l'industrie alimentaire

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

Rôle biologique de l'oxygène

Les êtres vivants respirent l’oxygène de l’air. L'oxygène est largement utilisé en médecine. En cas de maladies cardiovasculaires, pour améliorer les processus métaboliques, de la mousse d'oxygène (« cocktail d'oxygène ») est injectée 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 de 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 la vitesse du flux sanguin et 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 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 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 8 neutrons. Et ces noyaux, comme le montre la théorie de la structure du noyau atomique, sont particulièrement stables.

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 contradictoire données de durée de vie de 10 minutes à 150 ans).

Informations Complémentaires

Composés d'oxygène
Oxygène liquide
Ozone

Oxygène, Oxygénium, O (8)
La découverte de l'oxygène (Oxygen, French Oxygene, German Sauerstoff) a marqué le début de la période moderne dans le développement de la chimie. On sait depuis l’Antiquité que la combustion nécessite de l’air, mais pendant de nombreux siècles, le processus de combustion est resté flou. Seulement au 17ème siècle. Mayow et Boyle ont exprimé indépendamment 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 cette époque, puisque l'idée de la combustion en tant que processus de combinaison d'un corps en combustion avec un certain composant du l'air semblait à l'époque contredire un acte aussi évident que le fait que lors de la combustion se produise la décomposition du corps en combustion en composants élémentaires. C'est sur cette base qu'au tournant du XVIIe siècle. La théorie du phlogistique est née, créée par Becher et Stahl. Avec l'avènement de la période chimico-analytique dans le développement de la chimie (seconde moitié du XVIIIe siècle) et l'émergence de la « chimie pneumatique » - l'une des principales branches de la direction 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'une des principales motivations des études systématiques des processus de combustion entreprises par Lavoisier. L'oxygène a été découvert au début des années 70 du XVIIIe siècle.

Le premier rapport de cette découverte fut fait par Priestley lors d'une réunion de la Royal Society of England en 1775. Priestley, en chauffant de l'oxyde de mercure rouge avec un grand verre allumé, obtint un gaz dans lequel la bougie brûlait plus intensément que dans l'air ordinaire. et l'éclat fumant s'est enflammé. Priestley détermina certaines propriétés du nouveau gaz et l'appela air daphlogistiqué. Cependant, deux ans plus tôt que Priestley (1772), Scheele obtenait également de l'oxygène par la décomposition de l'oxyde mercurique et d'autres méthodes. Scheele appelait ce feu à gaz air (Feuerluft). Scheele n'a pu rapporter sa découverte qu'en 1777.

En 1775, Lavoisier s'exprimait devant l'Académie des sciences de Paris avec le message 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. Dans un premier temps, Lavoisier appelait cet « air » empyrée, vital (Air empireal, Air vital) la base de l'air vital. La découverte quasi simultanée de l'oxygène par plusieurs scientifiques en différents pays a suscité une controverse sur la priorité. Priestley s'est montré particulièrement persistant dans ses efforts pour être reconnu comme un découvreur. En substance, ces différends ne sont pas encore terminés. Une étude détaillée des propriétés de l'oxygène et de son rôle dans les processus de combustion et de formation d'oxydes a conduit Lavoisier à la conclusion erronée que ce gaz est un principe acidogène. En 1779, Lavoisier, conformément à cette conclusion, introduisit un nouveau nom pour l'oxygène - le principe acidifiant (principe acidifiant ou principe oxygine). Lavoisier a dérivé le mot oxygine, qui apparaît dans ce nom complexe, du grec acide et « je produis ».