OXYGÈNE: PROPRIÉTÉS, STRUCTURE, RISQUES, USAGES - CHIMIE - 2025

L' oxygène est un élément chimique représenté par le symbole O. est un gaz hautement réactif, qui mène au groupe 16: les chalcogènes. Ce nom est dû au fait que le soufre et l'oxygène sont présents dans presque tous les minéraux.

Sa forte électronégativité explique sa grande avidité pour les électrons, qui l'amène à se combiner avec un grand nombre d'éléments; C'est ainsi qu'est née une large gamme d'oxydes minéraux qui enrichissent la croûte terrestre. Ainsi, l'oxygène restant compose et rend l'atmosphère respirable.

L'oxygène est souvent synonyme d'air et d'eau, mais on le trouve également dans les roches et les minéraux. Source: Pxhere.

L'oxygène est le troisième élément le plus abondant de l'Univers, derrière l'hydrogène et l'hélium, et c'est aussi le principal constituant en masse de la croûte terrestre. Il a un pourcentage en volume de 20,8% de l'atmosphère terrestre et représente 89% de la masse d'eau.

Il a généralement deux formes allotropes: l'oxygène diatomique (O ₂), qui est la forme la plus courante dans la nature, et l'ozone (O ₃), que l'on trouve dans la stratosphère. Cependant, il en existe deux autres (O ₄ et O ₈) qui existent dans leurs phases liquide ou solide, et sous une pression énorme.

L'oxygène est produit en permanence par le processus de photosynthèse, réalisé par le phytoplancton et les plantes terrestres. Une fois produit, il est libéré afin que les êtres vivants puissent l'utiliser, tandis qu'une petite partie se dissout dans les mers, soutenant la vie aquatique.

C'est donc un élément essentiel pour les êtres vivants; non seulement parce qu'il est présent dans la plupart des composés et molécules qui les forment, mais aussi parce qu'il intervient dans tous leurs processus métaboliques.

Bien que son isolement soit attribué de manière controversée à Carl Scheele et Joseph Priestley en 1774, il y a des indications que l'oxygène a été isolé pour la première fois en 1608, par Michael Sendivogius.

Ce gaz est utilisé dans la pratique médicale pour améliorer les conditions de vie des patients ayant des difficultés respiratoires. De même, l'oxygène est utilisé pour permettre aux personnes de remplir leurs fonctions dans des environnements où l'accès à l'oxygène atmosphérique est réduit ou inexistant.

L'oxygène produit commercialement est principalement utilisé dans l'industrie métallurgique pour la conversion du fer en acier.

L'histoire

Esprit nitroarien

En 1500, Léonard de Vinci, basé sur les expériences de Philon de Byzance menées au IIe siècle avant JC. C., a conclu qu'une partie de l'air était consommée pendant la combustion et la respiration.

En 1608, Cornelius Drebble montra que le chauffage du salpêtre (nitrate d'argent, KNO ₃) produisait un gaz. Ce gaz, comme on l'appellera plus tard, était de l'oxygène; mais Drebble n'a pas pu l'identifier comme un nouvel élément.

Puis, en 1668, John Majow fit remarquer qu'une partie de l'air qu'il appelait "Spiritus nitroaerus" était responsable du feu, et qu'elle était également consommée lors de la respiration et de la combustion de substances. Majow a observé que les substances ne brûlaient pas en l'absence d'alcool nitroarien.

Majow a procédé à la combustion de l'antimoine et a observé une augmentation du poids de l'antimoine lors de sa combustion. Majow a donc conclu que l'antimoine se combinait avec l'esprit nitroarien.

Découverte

Bien qu'il n'ait pas reçu la reconnaissance de la communauté scientifique, dans la vie ou après sa mort, il est probable que Michael Sandivogius (1604) soit le véritable découvreur de l'oxygène.

Sandivogius était un alchimiste, philosophe et médecin suédois qui a produit la décomposition thermique du nitrate de potassium. Ses expériences l'ont conduit à la libération d'oxygène, qu'il a appelé "cibus vitae": nourriture de la vie.

Entre 1771 et 1772, le chimiste suédois Carl W. Scheele a chauffé divers composés: nitrate de potassium, oxyde de manganèse et oxyde de mercure. Scheele a observé qu'un gaz a été libéré d'eux qui a augmenté la combustion, et qu'il a appelé «air de feu».

Les expériences de Joseph Priestly

En 1774, le chimiste anglais Joseph Priestly a chauffé l'oxyde de mercure à l'aide d'une loupe de douze pouces qui concentrait la lumière du soleil. L'oxyde de mercure a libéré un gaz qui a fait brûler la bougie beaucoup plus rapidement que la normale.

De plus, Priestly a testé l'effet biologique du gaz. Pour ce faire, il a placé une souris dans un récipient fermé dont il s'attendait à survivre pendant quinze minutes; cependant, en présence du gaz, il a survécu une heure, plus longtemps qu'il ne l'avait estimé.

Priestly publia ses résultats en 1774; tandis que Scheele l'a fait en 1775. Pour cette raison, la découverte de l'oxygène est souvent attribuée à Priestly.

Oxygène dans l'air

Antoine Lavoisier, chimiste français (1777), a découvert que l'air contient 20% d'oxygène et que lorsqu'une substance brûle, elle se combine en fait avec l'oxygène.

Lavoisier a conclu que le gain de poids apparent subi par les substances au cours de leur combustion était dû à la perte de poids qui se produit dans l'air; car l'oxygène combiné à ces substances et donc les masses des réactifs ont été conservés.

Cela a permis à Lavoisier d'établir la loi de conservation de la matière. Lavoisier a suggéré le nom d'oxygène qui provenait de la formation des «oxys» et des «gènes» de l'acide racinaire. Donc, oxygène signifie «formation d'acide».

Ce nom est faux, car tous les acides ne contiennent pas d'oxygène; par exemple, les halogénures d'hydrogène (HF, HCl, HBr et HI).

Dalton (1810) attribua la formule chimique HO à l'eau et donc le poids atomique de l'oxygène était de 8. Un groupe de chimistes, dont: Davy (1812) et Berzelius (1814) corrigea l'approche de Dalton et conclut que la formule correcte pour l'eau est H ₂ O et le poids atomique de l'oxygène est 16.

Proprietes physiques et chimiques

Apparence

Gaz incolore, inodore et insipide; tandis que l'ozone a une odeur piquante. L'oxygène favorise la combustion, mais ce n'est pas en soi un carburant.

Oxygène liquide. Source: Le sergent d'état-major Nika Glover, US Air Force

Sous sa forme liquide (image du haut), il est de couleur bleu pâle et ses cristaux sont également bleuâtres; mais ils peuvent acquérir des tons roses, oranges et même rougeâtres (comme cela sera expliqué dans la section sur leur structure).

Poids atomique

15 999 unités

Numéro atomique (Z)

8.

Point de fusion

-218,79 ° C

Point d'ébullition

-182,962 ° C

Densité

Dans des conditions normales: 1429 g / L. L'oxygène est un gaz plus dense que l'air. De plus, c'est un mauvais conducteur de chaleur et d'électricité. Et à son point d'ébullition (liquide), la densité est de 1,141 g / mL.

Point triple

54,361 K et 0,1463 kPa (14,44 atm).

Point critique

154,581 K et 5,043 MPa (49770,54 atm).

Température de fusion

0,444 kJ / mol.

Chaleur de vaporisation

6,82 kJ / mol.

Capacité calorique molaire

29,378 J / (mol · K).

La pression de vapeur

À une température de 90 K, il a une pression de vapeur de 986,92 atm.

États d'oxydation

-2, -1, +1, +2. L'état d'oxydation le plus important est -2 (O ^2-).

Electronégativité

3,44 sur l'échelle de Pauling

Énergie d'ionisation

Premièrement: 1313,9 kJ / mol.

Deuxièmement: 3388,3 kJ / mol.

Troisièmement: 5300,5 kJ / mol.

Ordre magnétique

Paramagnétique.

Solubilité dans l'eau

La solubilité de l'oxygène dans l'eau diminue à mesure que la température augmente. Par exemple: 14,6 mL d'oxygène / L d'eau sont dissous à 0 ºC et 7,6 mL d'oxygène / L d'eau à 20 ºC. La solubilité de l'oxygène dans l'eau potable est plus élevée que dans l'eau de mer.

À une température de 25 ºC et à une pression de 101,3 kPa, l'eau potable peut contenir 6,04 mL d'oxygène / L d'eau; tandis que l'eau de mer seulement 4,95 mL d'oxygène / L d'eau.

Réactivité

L'oxygène est un gaz hautement réactif qui réagit directement avec presque tous les éléments à température ambiante et à hautes températures; sauf pour les métaux avec des potentiels de réduction plus élevés que le cuivre.

Il peut également réagir avec des composés, oxydant les éléments qu'ils contiennent. C'est ce qui arrive quand il réagit avec le glucose, par exemple, pour produire de l'eau et du dioxyde de carbone; ou lorsque le bois ou un hydrocarbure brûle.

L'oxygène peut accepter des électrons par transfert complet ou partiel, c'est pourquoi il est considéré comme un agent oxydant.

L'indice ou l'état d'oxydation le plus courant pour l'oxygène est -2. Avec cet indice d'oxydation, on le trouve dans l'eau (H ₂ O), le dioxyde de soufre (SO ₂) et le dioxyde de carbone (CO ₂).

Egalement, dans les composés organiques tels que les aldéhydes, les alcools, les acides carboxyliques; des acides communs comme H ₂ SO ₄, H ₂ CO ₃, HNO ₃; et ses sels dérivés: Na ₂ SO ₄, Na ₂ CO ₃ ou KNO ₃. Dans tous, on peut supposer l'existence d'O ^2- (ce qui n'est pas vrai pour les composés organiques).

Oxydes

L'oxygène est présent sous forme d'O ^2- dans les structures cristallines des oxydes métalliques.

D'autre part, dans les superoxydes métalliques, tels que le superoxyde de potassium (KO ₂), l'oxygène est présent sous forme d'ion O ₂ ^-. Alors que dans les peroxydes métalliques, pour dire le peroxyde de baryum (BaO ₂), l'oxygène apparaît sous forme d'ion O ₂ ^2- (Ba ²⁺ O ₂ ^2-).

Les isotopes

L'oxygène a trois isotopes stables: ¹⁶ O, avec une abondance de 99,76%; le ¹⁷ O, avec 0,04%; et ¹⁸ O, avec 0,20%. Notez que ¹⁶ O est de loin l'isotope le plus stable et le plus abondant.

Structure et configuration électronique

Molécule d'oxygène et ses interactions

Molécule d'oxygène diatomique. Source: Claudio Pistilli

L'oxygène dans son état fondamental est un atome dont la configuration électronique est:

2s ² 2p ⁴

Selon la théorie des liaisons de valence (TEV), deux atomes d'oxygène sont liés de manière covalente de sorte que les deux complètent séparément leur octet de valence; en plus de pouvoir coupler ses deux électrons solitaires des orbitales 2p.

De cette manière apparaît alors la molécule d'oxygène diatomique, O ₂ (image du haut), qui a une double liaison (O = O). Sa stabilité énergétique est telle que l'oxygène ne se trouve jamais sous forme d'atomes individuels dans la phase gazeuse mais sous forme de molécules.

Parce que O ₂ est homonucléaire, linéaire et symétrique, il manque un moment dipolaire permanent; par conséquent, leurs interactions intermoléculaires dépendent de leur masse moléculaire et des forces de diffusion de Londres. Ces forces sont relativement faibles pour l'oxygène, ce qui explique pourquoi il s'agit d'un gaz dans les conditions terrestres.

Cependant, lorsque la température baisse ou que la pression augmente, les molécules d'O ₂ sont obligées de coalescer; au point que leurs interactions deviennent significatives et permettent la formation d'oxygène liquide ou solide. Pour essayer de les comprendre moléculairement, il est nécessaire de ne pas perdre de vue l'O _{2 en} tant qu'unité structurelle.

Ozone

L'oxygène peut adopter d'autres structures moléculaires considérablement stables; c'est-à-dire qu'il se trouve dans la nature (ou dans le laboratoire) sous diverses formes allotropiques. L'ozone (image du bas), l'O ₃, par exemple, est le deuxième allotrope d'oxygène le plus connu.

Structure de l'hybride de résonance représenté par un modèle de sphère et de tige pour la molécule d'ozone. Source: Ben Mills via Wikipedia.

Encore une fois, TEV soutient, explique et montre que dans O _{3 il} doit _y avoir des structures de résonance qui stabilisent la charge formelle positive de l'oxygène au centre (lignes pointillées rouges); tandis que les oxygènes aux extrémités du boomerang distribuent une charge négative, rendant la charge totale pour l'ozone neutre.

De cette façon, les liens ne sont pas simples, mais ne sont pas non plus doubles. Les exemples d'hybrides de résonance sont très courants dans autant de molécules ou d'ions inorganiques.

L'O ₂ et l'O ₃, parce que leurs structures moléculaires sont différentes, il en va de même avec leurs propriétés physiques et chimiques, phases liquides ou cristaux (même lorsqu'ils sont tous deux constitués d'atomes d'oxygène). Ils théorisent que la synthèse à grande échelle de l'ozone cyclique, dont la structure ressemble à celle d'un triangle rougeâtre et oxygéné, est probable.

C'est là que se terminent les «allotropes normaux» de l'oxygène. Cependant, il y en a deux autres à considérer: l'O ₄ et l'O ₈, trouvés ou proposés dans l'oxygène liquide et solide, respectivement.

Oxygène liquide

L'oxygène gazeux est incolore, mais lorsque la température descend à -183 ºC, il se condense en un liquide bleu pâle (semblable au bleu clair). Les interactions entre les molécules d'O ₂ sont maintenant telles que même leurs électrons peuvent absorber des photons dans la région rouge du spectre visible pour refléter leur couleur bleue caractéristique.

Cependant, il a été théorisé que dans ce liquide, il y a plus que de simples molécules d'O ₂, mais aussi une molécule d'O ₄ (image du bas). Il semble que l'ozone ait été "coincé" par un autre atome d'oxygène qui intercède d'une manière ou d'une autre pour la charge formelle positive que nous venons de décrire.

Proposition de structure de modèle avec des sphères et des bâtonnets pour la molécule de tétraoxygène. Source: Benjah-bmm27

Le problème est que selon les simulations informatiques et moléculaires, ladite structure pour O ₄ n'est pas exactement stable; cependant, ils prédisent qu'ils existent sous forme d'unités (O ₂) ₂, c'est-à-dire que deux molécules d'O ₂ sont si proches qu'elles forment une sorte d'ossature irrégulière (les atomes d'O ne sont pas alignés l'un en face de l'autre).

Oxygène solide

Une fois que la température descend à -218,79 ºC, l'oxygène cristallise dans une structure cubique simple (phase γ). Au fur et à mesure que la température baisse encore, le cristal cubique subit des transitions vers les phases β (rhomboédrique et -229,35 ° C) et α (monoclinique et -249,35 ° C).

Toutes ces phases cristallines d'oxygène solide se produisent à pression ambiante (1 atm). Lorsque la pression monte à 9 GPa (~ 9000 atm), la phase δ apparaît, dont les cristaux sont orange. Si la pression continue d'augmenter jusqu'à 10 GPa, l'oxygène rouge solide ou phase ε (à nouveau monoclinique) apparaît.

La phase ε est particulière car la pression est si énorme que les molécules d'O ₂ ne se arrangent pas seulement comme des unités O ₄, mais aussi O ₈:

Structure du modèle avec des sphères et des bâtonnets pour la molécule d'octa-oxygène. Source: Benjah-bmm27

Notez que ce O ₈ est constitué de deux unités O ₄ où le cadre irrégulier déjà expliqué peut être vu. De même, il est valable de le considérer comme quatre O ₂ alignés étroitement et en position verticale. Cependant, leur stabilité sous cette pression est telle que O ₄ et O ₈ sont deux allotropes supplémentaires pour l'oxygène.

Et enfin on a la phase ζ, métallique (à des pressions supérieures à 96 GPa), dans laquelle la pression fait disperser les électrons dans le cristal; tout comme cela se produit avec les métaux.

Où trouver et produire

Les minéraux

L'oxygène est le troisième élément de l'Univers en masse, derrière l'hydrogène et l'hélium. C'est l'élément le plus abondant de la croûte terrestre, représentant environ 50% de sa masse. On le trouve principalement en association avec du silicium, sous forme d'oxyde de silicium (SiO ₂).

L'oxygène fait partie d'innombrables minéraux, tels que: quartz, talc, feldspaths, hématite, cuprite, brucite, malachite, limonite, etc. De même, il fait partie de nombreux composés tels que les carbonates, les phosphates, les sulfates, les nitrates, etc.

Air

L'oxygène constitue 20,8% de l'air atmosphérique en volume. Dans la troposphère, il se trouve principalement sous forme de molécule d'oxygène diatomique. Alors que dans la stratosphère, une couche gazeuse entre 15 et 50 km de la surface de la terre, on la trouve sous forme d'ozone.

L'ozone est produit par une décharge électrique sur la molécule d'O ₂. Cet allotrope d'oxygène absorbe la lumière ultraviolette du rayonnement solaire, bloquant son action néfaste sur les êtres humains, qui dans les cas extrêmes est associée à l'apparition de mélanomes.

Eau douce et salée

L'oxygène est un composant majeur de l'eau de mer et de l'eau douce des lacs, des rivières et des eaux souterraines. L'oxygène fait partie de la formule chimique de l'eau, en constituant 89% en masse.

D'autre part, bien que la solubilité de l'oxygène dans l'eau soit relativement faible, la quantité d'oxygène dissous est essentielle pour la vie aquatique, qui comprend de nombreuses espèces d'animaux et d'algues.

Êtres vivants

L'être humain est composé d'environ 60% d'eau et, en même temps, riche en oxygène. Mais en plus, l'oxygène fait partie de nombreux composés, tels que les phosphates, les carbonates, les acides carboxyliques, les cétones, etc., qui sont essentiels à la vie.

L'oxygène est également présent dans les polysaccharides, les lipides, les protéines et les acides nucléiques; c'est-à-dire les macromolécules dites biologiques.

Il fait également partie des déchets nocifs de l'activité humaine, par exemple: monoxyde et dioxyde de carbone, ainsi que le dioxyde de soufre.

Production biologique

Les plantes sont chargées d'enrichir l'air en oxygène en échange du dioxyde de carbone que nous expirons. Source: Pexels.

L'oxygène est produit pendant la photosynthèse, un processus par lequel le phytoplancton marin et les plantes terrestres utilisent l'énergie lumineuse pour faire réagir le dioxyde de carbone avec l'eau, créant du glucose et libérant de l'oxygène.

On estime que plus de 55% de l'oxygène produit par la photosynthèse est dû à l'action du phytoplancton marin. Par conséquent, il constitue la principale source de génération d'oxygène sur Terre et est responsable du maintien de la vie sur celle-ci.

Production industrielle

Liquéfaction de l'air

La principale méthode de production d'oxygène sous forme industrielle est celle créée en 1895, indépendamment par Karl Paul Gottfried Von Linde et William Hamson. Cette méthode continue d'être utilisée aujourd'hui avec quelques modifications.

Le processus commence par une compression de l'air pour condenser la vapeur d'eau et ainsi l'éliminer. Ensuite, l'air est tamisé en étant conduit par un mélange de zéolithe et de gel de silice, pour l'élimination du dioxyde de carbone, des hydrocarbures lourds et du reste de l'eau.

Par la suite, les composants de l'air liquide sont séparés par une distillation fractionnée, réalisant la séparation des gaz présents dans celui-ci par leurs différents points d'ébullition. Par cette méthode, il est possible d'obtenir de l'oxygène avec une pureté de 99%.

Electrolyse de l'eau

L'oxygène est produit par électrolyse d'eau hautement purifiée, et avec une conductivité électrique qui ne dépasse pas 1 µS / cm. L'eau est séparée par électrolyse en ses composants. L'hydrogène en tant que cation se déplace vers la cathode (-); tandis que l'oxygène se déplace vers l'anode (+).

Les électrodes ont une structure spéciale pour collecter les gaz et ensuite produire leur liquéfaction.

Décomposition thermique

La décomposition thermique de composés tels que l'oxyde de mercure et le salpêtre (nitrate de potassium) libère de l'oxygène, qui peut être collecté pour être utilisé. Des peroxydes sont également utilisés à cette fin.

Rôle biologique

L'oxygène est produit par le phytoplancton et les plantes terrestres par photosynthèse. Il traverse la paroi pulmonaire et dans le sang, il est capturé par l'hémoglobine, qui le transporte vers différents organes pour être ensuite utilisé dans le métabolisme cellulaire.

Dans ce processus, l'oxygène est utilisé pendant le métabolisme des glucides, des acides gras et des acides aminés, pour finalement produire du dioxyde de carbone et de l'énergie.

La respiration peut être décrite comme suit:

C ₆ H ₁₂ O ₆ + O ₂ => CO ₂ + H ₂ O + Énergie

Le glucose est métabolisé dans un ensemble de processus chimiques séquentiels, y compris la glycolyse, le cycle de Krebs, la chaîne de transport d'électrons et la phosphorylation oxydative. Cette série d'événements produit de l'énergie qui s'accumule sous forme d'ATP (adénosine triphosphate).

L'ATP est utilisé dans divers processus dans les cellules, y compris le transport d'ions et d'autres substances à travers la membrane plasmique; l'absorption intestinale de substances; la contraction de différentes cellules musculaires; le métabolisme de différentes molécules, etc.

Les leucocytes et macrophages polymorphonucléaires sont des cellules phagocytaires capables d'utiliser l'oxygène pour produire des ions superoxyde, du peroxyde d'hydrogène et de l'oxygène singulet, qui sont utilisés pour détruire les micro-organismes.

Des risques

Respirer de l'oxygène à haute pression peut provoquer des nausées, des étourdissements, des spasmes musculaires, une perte de vision, des convulsions et une perte de conscience. De plus, respirer de l'oxygène pur pendant une longue période provoque une irritation des poumons, qui se manifeste par une toux et un essoufflement.

Elle peut également être à l'origine de la formation d'un œdème pulmonaire: une affection très grave qui limite la fonction respiratoire.

Une atmosphère à forte concentration d'oxygène peut être dangereuse, car elle facilite le développement d'incendies et d'explosions.

Applications

Médecins

L'oxygène est administré aux patients souffrant d'insuffisance respiratoire; c'est le cas des patients atteints de pneumonie, d'œdème pulmonaire ou d'emphysème. Ils ne pouvaient pas respirer l'oxygène ambiant car ils seraient gravement affectés.

Les patients souffrant d'insuffisance cardiaque avec accumulation de liquide dans les alvéoles doivent également recevoir de l'oxygène; ainsi que les patients ayant subi un accident vasculaire cérébral (AVC) grave.

Besoin professionnel

Les pompiers qui combattent un incendie dans un environnement avec une ventilation insuffisante, nécessitent l'utilisation de masques et de bouteilles d'oxygène qui leur permettent de remplir leurs fonctions, sans mettre leur vie en danger.

Les sous-marins sont équipés d'équipements de production d'oxygène qui permettent aux marins de rester dans un environnement fermé et sans accès à l'air atmosphérique.

Les plongeurs font leur travail immergés dans l'eau et donc isolés de l'air atmosphérique. Ils respirent à travers de l'oxygène pompé à travers des tubes connectés à leur combinaison de plongée ou à l'aide de bouteilles fixées sur le corps du plongeur.

Les astronautes exercent leurs activités dans des environnements équipés de générateurs d'oxygène qui permettent de survivre lors de voyages dans l'espace et dans une station spatiale.

Industriel

Plus de 50% de l'oxygène produit industriellement est consommé lors de la transformation du fer en acier. Le fer fondu est injecté avec un jet d'oxygène afin d'éliminer le soufre et le carbone présents; ils réagissent pour produire respectivement les gaz SO ₂ et CO ₂.

L'acétylène est utilisé en combinaison avec de l'oxygène pour couper des plaques métalliques et également pour produire leur soudure. L'oxygène est également utilisé dans la production du verre, augmentant la combustion lors de la cuisson du verre pour améliorer sa transparence.

Spectrophotométrie d'absorption atomique

La combinaison d'acétylène et d'oxygène est utilisée pour brûler des échantillons d'origines différentes dans un spectrophotomètre d'absorption atomique.

Au cours de la procédure, un faisceau de lumière provenant d'une lampe heurte la flamme, ce qui est spécifique de l'élément à quantifier. La flamme absorbe la lumière de la lampe, ce qui permet de quantifier l'élément.

Références

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