Oxygène– un élément chimique dont les propriétés seront abordées dans les prochains paragraphes. Tournons-nous vers le Tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev. L'élément oxygène se situe dans la période 2, groupe VI, le sous-groupe principal.
Il indique également que la masse atomique relative de l’oxygène est de 16.
Grâce au numéro de série de l'oxygène dans le tableau périodique, vous pouvez facilement déterminer le nombre d'électrons contenus dans son atome, la charge du noyau de l'atome d'oxygène et le nombre de protons.
La valence de l'oxygène dans la plupart des composés est II. Un atome d'oxygène peut gagner deux électrons et devenir un ion : O0 + 2ē = O−2.
Il convient de noter que l’oxygène est l’élément le plus répandu sur notre planète. L'oxygène fait partie de l'eau. Les eaux de mer et les eaux 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 poids.
Propriétés physiques de l'oxygène
Lorsque deux atomes d’oxygène interagissent, une molécule stable de la substance simple oxygène 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 !
Selon les propriétés physiques de l'oxygène– 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 poids) 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 réservoirs. L'oxygène gazeux est légèrement plus lourd que l'air : 1 litre d'air à une température de 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. Donc à une température –183°С l'oxygène se condense en un liquide bleu pâle, transparent et mobile.
Si l'oxygène liquide est encore plus refroidi, alors à une température –218°С l'oxygène « gèle » en cristaux bleus. Si la température augmente progressivement, alors –218°С, l'oxygène solide commencera à fondre, et quand –183°С- va bouillir. Par conséquent, les points d'ébullition et de condensation, ainsi que les points de congélation et de fusion des substances sont les mêmes.
Les flacons dits Dewar sont utilisés pour stocker et transporter l’oxygène liquide.. Les flacons Dewar sont utilisés pour stocker et transporter des liquides dont la température doit rester constante pendant une longue période. La fiole Dewar doit son nom à son inventeur, le physicien et chimiste écossais James Dewar.
Le récipient Dewar le plus simple est un thermos domestique. La structure du récipient est assez simple : il s'agit d'un flacon placé dans un grand flacon. L'air est pompé de l'espace scellé entre les flacons. En raison de l'absence d'air entre les parois des flacons, le liquide versé dans le flacon intérieur ne refroidit ni ne chauffe longtemps.
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. La formule chimique de l'ozone est O3. L'ozone, comme l'oxygène, est un gaz dans des conditions normales. L'ozone se forme dans l'atmosphère lors des éclairs. L'odeur caractéristique de fraîcheur après un orage est l'odeur de l'ozone.
Si l'ozone est obtenu en laboratoire et qu'une quantité importante est collectée, alors à des concentrations élevées, l'ozone aura une odeur piquante et désagréable. L'ozone est obtenu en laboratoire à l'aide d'appareils spéciaux - ozoniseurs. Ozonateur- un tube de verre dans lequel un courant d'oxygène est introduit et une décharge électrique est créée. Une décharge électrique convertit 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 nettement supérieur à celle de l'oxygène. Compte tenu de cette propriété, l'ozone est utilisé pour désinfecter l'eau potable, car il a un effet néfaste sur les micro-organismes pathogènes.
À basse température, l’ozone se comporte de la même manière que l’oxygène.À 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 d'existence d'un élément chimique sous la forme de plusieurs substances simples est 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 forme de molécules O4 et O8.
Cycle de l'oxygène dans la nature
La quantité d'oxygène dans l'atmosphère est constante. Par conséquent, l’oxygène consommé est constamment reconstitué avec du nouvel oxygène.
Les sources naturelles d’oxygène les plus importantes sont le dioxyde de carbone et l’eau. L'oxygène pénètre dans l'atmosphère principalement à la suite du processus de photosynthèse se produisant 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 pour former de l'oxygène.
L'oxygène est consommé lors de la respiration, de la combustion de carburant, de l'oxydation de diverses substances dans les organismes vivants, de l'oxydation de substances inorganiques présentes dans la nature. De grandes quantités d’oxygène sont consommées dans les processus technologiques, tels que la fusion de l’acier.
Le cycle de l'oxygène dans la nature peut être représenté sous forme de diagramme :
- Oxygène– élément du groupe VI, sous-groupe principal, 2ème période du Système Périodique D.I. Mendeleïev
- L'élément oxygène forme deux modifications allotropiques dans la nature : oxygène O2 et ozone O3
- Le phénomène d'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 physiques différentes
- 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 une température de –218°C, il cristallise sous forme de cristaux bleus.
- Ozone– un gaz bleu avec une odeur âcre et désagréable. Dissolvons bien dans l'eau. À une température de –112°С, il se condense en un liquide violet, cristallise sous forme de cristaux violet foncé, presque noirs, à une température de –197°С.
- L'oxygène liquide, l'ozone et d'autres gaz sont stockés dans des flacons de Dewar
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 système périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleev, 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 (également appelé « solution acide » au début du XIXe siècle) doit dans une certaine mesure son apparition dans la langue russe 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 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 % 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 O2 dissous est plus élevée dans les eaux froides et moindre dans les eaux chaudes.
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-Sous pression supérieure à 96 GPa, un état métallique avec un éclat métallique caractéristique, à basse température il se transforme en 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 à haute pression (pour gaz comprimés ou liquéfiés) de couleur bleue de différentes capacités de 1,2 à 10,0 litres sous une pression jusqu'à 15 MPa (150 atm) et est utilisé pour enrichir les mélanges de gaz respiratoires dans les équipements d'anesthésie. , en cas de troubles respiratoires, pour soulager une crise d'asthme bronchique, pour éliminer l'hypoxie de toute origine, pour les accidents de décompression, pour traiter les 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. 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 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.
L'oxygène est l'un des éléments les plus importants de notre planète. Les propriétés chimiques de cette substance lui permettent de participer aux processus biologiques et son activité accrue fait de l'oxygène un participant important à toutes les réactions chimiques connues. A l'état libre, cette substance est disponible dans l'atmosphère. À l’état lié, l’oxygène fait partie des minéraux, des roches et des substances complexes qui composent divers organismes vivants. La quantité totale d'oxygène sur Terre est estimée à 47 % de la masse totale de notre planète.
Désignation de l'oxygène
Dans le tableau périodique, l'oxygène occupe la huitième cellule de ce tableau. Son nom international est oxigenium. Dans les notations chimiques, il est désigné par la lettre latine « O ». L'oxygène atomique n'est pas présent dans l'environnement naturel ; ses particules se combinent pour former des molécules de gaz appariées dont le poids moléculaire est de 32 g/mol.
Air et oxygène
L'air est un mélange de plusieurs gaz courants sur Terre. La majorité de l'azote dans la masse d'air est de 78,2 % en volume et 75,5 % en masse. L'oxygène n'occupe que la deuxième place en volume - 20,9 % et en masse - 23,2 %. La troisième place est attribuée aux gaz rares. Les impuretés restantes - dioxyde de carbone, vapeur d'eau, poussière, etc. - n'occupent que des fractions de pour cent dans la masse totale d'air.
La masse totale d'oxygène naturel est un mélange de trois isotopes - 16 O, 17 O, 18 O. Le pourcentage de ces isotopes dans la masse totale d'oxygène est respectivement de 99,76 %, 0,04 % et 0,2 %.
Propriétés physiques et chimiques de l'oxygène
Un litre d'air dans des conditions normales pèse 1,293 g. Lorsque la température descend jusqu'à -140⁰C, l'air devient un liquide transparent incolore. Malgré son faible point d’ébullition, l’air peut être maintenu à l’état liquide même à température ambiante. Pour ce faire, le liquide doit être placé dans un flacon dit de Dewar. L'immersion dans l'oxygène liquide modifie radicalement les propriétés normales des objets.
L'oxygène se dissout dans l'eau, bien qu'en petites quantités : l'eau de mer contient 3 à 5 % d'oxygène. Mais même une si petite quantité de ce gaz a donné naissance à des poissons, des crustacés et divers organismes marins qui tirent de l'oxygène de l'eau pour maintenir leurs propres processus de survie.
Structure de l'atome d'oxygène
Les propriétés décrites de l'oxygène s'expliquent principalement par la structure interne de cet élément.
L'oxygène appartient au sous-groupe principal du sixième groupe d'éléments du tableau périodique. Le nuage électronique externe d’un élément contient six électrons, dont quatre occupent des orbitales p et les deux autres sont situés sur des orbitales s. Cette structure interne entraîne d'importantes dépenses d'énergie visant à rompre les liaisons électroniques : il est plus facile pour l'atome d'oxygène d'emprunter deux électrons manquants vers l'orbitale externe que d'en abandonner six. Par conséquent, la covalence de l’oxygène est dans la plupart des cas de deux. Grâce à deux électrons libres, l'oxygène forme facilement des molécules diatomiques caractérisées par une force de liaison élevée. Ce n’est qu’avec une énergie appliquée supérieure à 498 J/mol que les molécules se désintègrent et que de l’oxygène atomique se forme. Les propriétés chimiques de cet élément lui permettent de réagir avec toutes les substances connues, à l'exclusion de l'hélium, du néon et de l'argon. Le taux d'interaction dépend de la température de réaction et de la nature de la substance.
Propriétés chimiques de l'oxygène
L'oxygène réagit avec diverses substances pour former des oxydes, et ces réactions sont caractéristiques des métaux et des non-métaux. Les composés de l'oxygène et des métaux sont appelés oxydes basiques - des exemples classiques sont l'oxyde de magnésium et l'oxyde de calcium. L'interaction des oxydes métalliques avec l'eau conduit à la formation d'hydroxydes, confirmant les propriétés chimiques actives de l'oxygène. Avec les non-métaux, cette substance forme des oxydes acides - par exemple, du trioxyde de soufre SO 3. Lorsque cet élément réagit avec l'eau, on obtient de l'acide sulfurique.
Activité chimique
L'oxygène interagit directement avec la grande majorité des éléments. Les exceptions sont l'or, les halogènes et le platine. L'interaction de l'oxygène avec certaines substances est considérablement accélérée en présence de catalyseurs. Par exemple, un mélange d’hydrogène et d’oxygène en présence de platine réagit même à température ambiante. Avec une explosion assourdissante, le mélange se transforme en eau ordinaire, dont un composant important est l'oxygène. Les propriétés chimiques et la forte activité de l'élément expliquent la libération de grandes quantités de lumière et de chaleur, c'est pourquoi les réactions chimiques avec l'oxygène sont souvent appelées combustion.
La combustion dans l'oxygène pur se produit beaucoup plus intensément que dans l'air, bien que la quantité de chaleur dégagée pendant la réaction soit à peu près la même, mais le processus se déroule beaucoup plus rapidement en raison de l'absence d'azote et la température de combustion devient plus élevée.
Obtenir de l'oxygène
En 1774, le scientifique anglais D. Priestley a isolé un gaz inconnu issu de la réaction de décomposition de l'oxyde de mercure. Mais le scientifique n'a pas relié le gaz libéré à une substance déjà connue qui fait partie de l'air. Quelques années plus tard seulement, le grand Lavoisier étudia les propriétés physico-chimiques de l'oxygène obtenu lors de cette réaction et prouva son identité avec le gaz qui fait partie de l'air. Dans le monde moderne, l’oxygène provient de l’air. Dans les laboratoires, j'utilise de l'oxygène industriel, fourni en bouteilles à une pression d'environ 15 MPa. L'oxygène pur peut également être obtenu dans des conditions de laboratoire ; la méthode standard pour l'obtenir est la décomposition thermique du permanganate de potassium, qui se déroule selon la formule :
Production d'ozone
Si l'électricité passe à travers l'oxygène ou l'air, une odeur caractéristique apparaîtra dans l'atmosphère, annonçant l'apparition d'une nouvelle substance : l'ozone. L'ozone peut également être obtenu à partir d'oxygène chimiquement pur. La formation de cette substance peut être exprimée par la formule :
Cette réaction ne peut pas se dérouler de manière indépendante ; une énergie externe est nécessaire pour sa réussite. Mais la conversion inverse de l’ozone en oxygène se produit spontanément. Les propriétés chimiques de l’oxygène et de l’ozone diffèrent à bien des égards. L'ozone diffère de l'oxygène par sa densité, ses points de fusion et d'ébullition. Dans des conditions normales, ce gaz est de couleur bleue et dégage une odeur caractéristique. L'ozone a une plus grande conductivité électrique et est plus soluble dans l'eau que l'oxygène. Les propriétés chimiques de l'ozone s'expliquent par le processus de sa décomposition - lors de la décomposition d'une molécule de cette substance, une molécule diatomique d'oxygène se forme plus un atome libre de cet élément, qui réagit de manière agressive avec d'autres substances. Par exemple, la réaction entre l'ozone et l'oxygène est connue : 6Ag+O 3 =3Ag 2 O
Mais l'oxygène ordinaire ne se combine pas avec l'argent, même à haute température.
Dans la nature, la dégradation active de l'ozone entraîne la formation de ce qu'on appelle des trous d'ozone, qui menacent les processus vitaux sur notre planète.
L'oxygène se trouve dans la deuxième période du VIème groupe principal de la version courte obsolète du tableau périodique. Selon les nouvelles normes de numérotation, il s'agit du 16ème groupe. La décision correspondante a été prise par l'UICPA en 1988. La formule de l'oxygène en tant que substance simple est O 2. Considérons ses principales propriétés, son rôle dans la nature et l'économie. Commençons par les caractéristiques de l'ensemble du groupe du tableau périodique, dirigé par l'oxygène. L'élément est différent de ses chalcogènes apparentés, et l'eau est différente de l'hydrogène, du sélénium et du tellure. Une explication de toutes les caractéristiques distinctives ne peut être trouvée qu’en apprenant la structure et les propriétés de l’atome.
Chalcogènes - éléments liés à l'oxygène
Les atomes ayant des propriétés similaires forment un groupe dans le tableau périodique. L'oxygène est en 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 a. e.m. Les chalcogènes, lorsqu'ils forment des composés avec l'hydrogène et les métaux, présentent leur état d'oxydation habituel : -2. Par exemple, dans la composition de l'eau (H 2 O), l'indice d'oxydation de l'oxygène est de -2.
La composition des composés hydrogènes typiques des chalcogènes correspond à la formule générale : H 2 R. Lorsque ces substances se dissolvent, des acides se forment. Seul le composé hydrogène de l’oxygène, l’eau, possède des propriétés particulières. Les scientifiques ont conclu que cette substance inhabituelle est à la fois un acide et une base très faibles.
Le soufre, le sélénium et le tellure ont des états d'oxydation positifs typiques (+4, +6) lorsqu'ils sont combinés avec l'oxygène et d'autres non-métaux hautement électronégatifs (EO). La composition des oxydes de chalcogène est reflétée par les formules générales : RO 2, RO 3. Les acides correspondants ont la 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 courant
Nous savons déjà qu'il existe une autre version de l'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 altitude d'environ 30 km de la surface terrestre, souvent appelée écran d'ozone. L'oxygène lié est inclus dans les molécules d'eau, dans la composition de nombreuses roches et minéraux, ainsi que dans les composés organiques.
Structure de l'atome d'oxygène
Le tableau périodique de Mendeleïev contient des informations complètes sur l'oxygène :
- Le numéro de série de l'élément est 8.
- Charge 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, une composition identique de protons et d'électrons, mais un nombre de neutrons différent. Les isotopes sont désignés par le même symbole - O. A titre de comparaison, voici un schéma montrant la composition de trois isotopes de l'oxygène :
Propriétés de l'oxygène - un élément chimique
Au sous-niveau 2p de l'atome se trouvent deux électrons non appariés, ce qui explique l'apparition des états d'oxydation -2 et +2. Deux électrons appariés ne peuvent pas être séparés pour que l'état d'oxydation augmente à +4, comme dans le soufre et d'autres chalcogènes. La raison est le manque de sous-niveau gratuit. Par conséquent, dans les composés, l’élément chimique oxygène ne présente pas une valence et un état d’oxydation égaux au numéro de groupe dans la version courte du tableau périodique (6). Son indice d'oxydation habituel est -2.
Ce n'est que dans les composés contenant du fluor que l'oxygène présente un état d'oxydation positif inhabituel de +2. 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 plus fortement ses électrons et attire les particules de valence vers les atomes d'oxygène. Par conséquent, lors de la réaction avec le fluor, l’oxygène est un agent réducteur et donne des électrons.
L'oxygène est une substance simple
Lors d'expériences en 1774, le chercheur anglais D. Priestley isole du gaz lors de la décomposition de l'oxyde de mercure. Deux ans plus tôt, la même substance avait été obtenue sous sa forme pure par K. Scheele. Quelques années plus tard seulement, le chimiste français A. Lavoisier a établi quel type de gaz fait partie de l'air et a étudié ses propriétés. La formule chimique de l'oxygène est O2. Reflétons dans 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 pour l’oxygène montre clairement que les atomes de la molécule sont liés entre deux paires d’électrons partagées.
Effectuons des calculs simples et déterminons quelle est la masse moléculaire relative de l'oxygène : Mr(O 2) = Ar(O) x 2 = 16 x 2 = 32. À titre de comparaison : Mr(air) = 29. La formule chimique de l'oxygène diffère à partir d'un atome d'oxygène. Cela signifie Mr(O 3) = Ar(O) x 3 = 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 ordinaires égales à la pression atmosphérique). La substance est légèrement plus lourde que l’air ; se dissout dans l'eau, mais en petites quantités. Le point de fusion de l’oxygène est une valeur négative 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.
Obtention d'oxygène en laboratoire
Lorsque des substances contenant de l'oxygène, telles que le permanganate de potassium, sont chauffées, un gaz incolore est libéré, qui peut être collecté dans un flacon ou un tube à essai. Si vous introduisez un éclat allumé dans l’oxygène pur, il brûle plus intensément que dans l’air. Deux autres méthodes de laboratoire pour produire de l'oxygène sont la décomposition du peroxyde d'hydrogène et du chlorate de potassium (sel de Berthollet). Considérons le schéma d'un appareil utilisé pour la décomposition thermique.
Versez un peu de sel de Berthollet dans un tube à essai ou un ballon et fermez-le avec un bouchon muni d'un tube de sortie de gaz. Son extrémité opposée doit être dirigée (sous l’eau) dans le flacon retourné. Le col doit être abaissé dans un grand verre ou un cristalliseur rempli d'eau. Lorsqu'un tube à essai contenant du sel de Berthollet est chauffé, de l'oxygène est libéré. Il pénètre dans le ballon par le tube de sortie de gaz, en chassant l'eau. Lorsque le ballon est rempli de gaz, il est fermé sous l'eau avec un bouchon et retourné. L'oxygène obtenu dans cette expérience en laboratoire peut être utilisé pour étudier les propriétés chimiques d'une substance simple.
La combustion
Si le laboratoire brûle des substances contenant de l'oxygène, vous devez connaître et respecter les règles de sécurité incendie. L'hydrogène brûle instantanément dans l'air et, mélangé à l'oxygène dans un rapport de 2 : 1, il est explosif. La combustion de substances dans l'oxygène pur se produit beaucoup plus intensément 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, entraînant la formation de divers produits, principalement des oxydes de métaux et de non-métaux. Les mélanges d'O2 avec des substances inflammables présentent des risques d'incendie ; de plus, les composés qui en résultent 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 réalisée 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 ou la combustion. Le dioxyde de carbone, produit de l'oxydation, ne réagit plus avec l'oxygène. Transparent permet de détecter la présence après la combustion de la bougie. Si les produits de combustion traversent l'hydroxyde de calcium, la solution devient trouble. Une réaction chimique se produit entre l’eau de chaux et le dioxyde de carbone pour produire du carbonate de calcium insoluble.
Production d'oxygène à l'échelle industrielle
Le procédé le moins cher, qui produit des molécules d'O 2 sans air, ne fait pas appel à des réactions chimiques. Dans l’industrie, par exemple dans les usines métallurgiques, l’air est liquéfié à basse température et haute pression. Les composants les plus importants de l’atmosphère, comme l’azote et l’oxygène, bout à différentes températures. Le mélange d'air est séparé en chauffant progressivement jusqu'à température normale. Les molécules d'azote sont libérées en premier, puis les molécules d'oxygène. La méthode de séparation repose sur les différentes propriétés physiques des substances simples. La formule de la substance simple 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, qui 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 et l’industrie chimique en a particulièrement besoin. Le gaz obtenu est stocké à des fins industrielles et médicales dans des bouteilles en acier marquées. Les conteneurs d'oxygène sont peints en bleu ou en bleu pour les distinguer des autres gaz liquéfiés - azote, méthane, ammoniac.
Calculs chimiques utilisant la formule et les équations de réactions impliquant des molécules O 2
La valeur numérique de la masse molaire de l'oxygène coïncide avec une autre valeur - la masse moléculaire relative. Ce n'est que dans le premier cas que des unités de mesure sont présentes. En bref, la formule de la substance oxygénée et sa masse molaire doit s'écrire comme suit : M(O 2) = 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 mole d'O 2 équivaut à 22,4 litres de substance, 2 moles d'O 2 équivaut à 44,8 litres. D'après l'équation de réaction entre l'oxygène et l'hydrogène, vous pouvez voir que 2 moles d'hydrogène et 1 mole d'oxygène interagissent :
Si 1 mole d'hydrogène est impliquée dans la réaction, alors le volume d'oxygène sera de 0,5 mole. 22,4 l/mol = 11,2 l.
Le rôle des molécules O 2 dans la nature et la vie humaine
L'oxygène est consommé par les organismes vivants sur Terre et participe au cycle des substances 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 nutritives se produit et 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'agriculture est important :
- absorbé lors de la respiration par les organismes vivants;
- participe aux réactions de photosynthèse chez les plantes;
- partie de molécules organiques;
- les processus de pourriture, de fermentation et de rouille se produisent avec la participation de l'oxygène, qui agit comme agent oxydant ;
- utilisé pour obtenir des produits précieux de synthèse organique.
L'oxygène liquéfié en bouteilles est utilisé pour couper et souder les métaux à haute température. Ces processus sont réalisés dans des usines de construction de machines, des entreprises de transport et de construction. Pour effectuer des travaux sous l'eau, sous terre, à haute altitude dans un espace sans air, l'homme a également besoin de molécules d'O 2. utilisé en médecine pour enrichir la composition de l'air inhalé par les malades. Le gaz à usage médical diffère du gaz technique par l'absence presque totale d'impuretés étrangères et d'odeur.
L'oxygène est un 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 rares. De nombreuses substances réagissent directement avec les atomes d'oxygène, à l'exclusion 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 grillage. Le minerai pré-broyé est mélangé à de l'air enrichi en oxygène. À haute température, les métaux sont réduits des 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 des processus technologiques dans diverses branches de la chimie, de la technologie et de la métallurgie.
L'émergence d'une méthode peu coûteuse pour produire de l'oxygène à partir de l'air en le séparant en composants à basse température a stimulé le développement de nombreux domaines de production industrielle. Les chimistes considèrent les molécules d’O2 et les atomes d’O comme des agents oxydants idéaux. Ce sont des matériaux naturels, ils se renouvellent constamment dans la nature, et ne polluent pas l'environnement. De plus, les réactions chimiques impliquant l’oxygène aboutissent le plus souvent à la synthèse d’un autre produit naturel et sûr : l’eau. Le rôle de l'O 2 dans la neutralisation des déchets industriels toxiques et la purification de l'eau des contaminants est important. 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 ozonée, les polluants sont décomposés. L'ozone a également un effet néfaste sur la microflore pathogène.
Depuis l’avènement de la chimie, il est devenu clair pour l’humanité que tout ce qui nous entoure est constitué d’une substance contenant des éléments chimiques. La diversité des substances est assurée par divers composés d'éléments simples. Aujourd’hui, 118 éléments chimiques ont été découverts et inclus dans le tableau périodique de D. Mendeleïev. Parmi eux, il convient de souligner un certain nombre d'entre eux, dont la présence a déterminé l'émergence de la vie organique sur Terre. Cette liste comprend : l'azote, le carbone, l'oxygène, l'hydrogène, le soufre et le phosphore.
Oxygène : l'histoire de la découverte
Tous ces éléments, ainsi que plusieurs autres, ont contribué au développement de l'évolution de la vie sur notre planète sous la forme que nous observons aujourd'hui. Parmi tous les composants, c’est l’oxygène que l’on retrouve dans la nature plus que les autres éléments.
L'oxygène en tant qu'élément distinct a été découvert le 1er août 1774. Au cours d'une expérience visant à obtenir de l'air à partir de tartre de mercure en chauffant à l'aide d'une lentille ordinaire, il a découvert qu'une bougie brûlait avec une flamme inhabituellement brillante.
Pendant longtemps, Priestley a essayé de trouver une explication raisonnable à cela. À cette époque, ce phénomène reçut le nom de « second air ». Un peu plus tôt, l'inventeur du sous-marin, K. Drebbel, au début du XVIIe siècle, avait isolé l'oxygène et l'avait utilisé pour respirer dans son invention. Mais ses expériences n’ont pas eu d’impact sur la compréhension du rôle que joue l’oxygène dans la nature des échanges énergétiques dans les organismes vivants. Cependant, le scientifique qui a officiellement découvert l'oxygène est le chimiste français Antoine Laurent Lavoisier. Il répéta l'expérience de Priestley et réalisa que le gaz résultant était un élément distinct.
L'oxygène interagit avec presque tous les gaz simples et sauf inertes et les métaux nobles.
Trouver de l'oxygène dans la nature
Parmi tous les éléments de notre planète, l'oxygène occupe la plus grande part. La distribution de l'oxygène dans la nature est très diversifiée. Il est présent à la fois sous forme reliée et libre. En règle générale, étant un agent oxydant puissant, il reste à l'état lié. La présence d'oxygène dans la nature en tant qu'élément distinct non lié n'est enregistrée que dans l'atmosphère de la planète.
Contenu sous forme de gaz et est une combinaison de deux atomes d’oxygène. Il représente environ 21 % du volume total de l'atmosphère.
L'oxygène de l'air, en plus de sa forme habituelle, a une forme isotrope sous forme d'ozone. se compose de trois atomes d’oxygène. La couleur bleue du ciel est directement liée à la présence de ce composé dans la haute atmosphère. Grâce à l'ozone, le rayonnement dur à ondes courtes de notre Soleil est absorbé et n'atteint pas la surface.
En l’absence de couche d’ozone, la vie organique serait détruite, comme les aliments frits dans un four à micro-ondes.
Dans l'hydrosphère de notre planète, cet élément se combine à deux et forme l'eau. La proportion d'oxygène dans les océans, les mers, les rivières et les eaux souterraines est estimée à environ 86-89 %, en tenant compte des sels dissous.
Dans la croûte terrestre, l'oxygène se trouve sous forme liée et constitue l'élément le plus courant. Sa part est d'environ 47 %. La présence d'oxygène dans la nature ne se limite pas aux coquilles de la planète ; cet élément fait partie de tous les êtres organiques. Sa part atteint en moyenne 67% de la masse totale de tous les éléments.
L'oxygène est la base de la vie
En raison de sa forte activité oxydante, l’oxygène se combine assez facilement avec la plupart des éléments et substances, formant des oxydes. La capacité oxydante élevée de l'élément assure le processus de combustion bien connu. L'oxygène est également impliqué dans les processus d'oxydation lents.
Le rôle de l'oxygène dans la nature en tant qu'agent oxydant puissant est indispensable dans les processus vitaux des organismes vivants. Grâce à ce processus chimique, les substances sont oxydées et de l'énergie est libérée. Les organismes vivants l'utilisent pour leur subsistance.
Les plantes sont une source d'oxygène dans l'atmosphère
Au stade initial de la formation de l'atmosphère sur notre planète, l'oxygène existant était dans un état lié, sous forme de dioxyde de carbone (dioxyde de carbone). Au fil du temps, des plantes capables d’absorber le dioxyde de carbone ont émergé.
Ce processus est devenu possible grâce à l'émergence de la photosynthèse. Au fil du temps, au cours de la vie des plantes, sur des millions d’années, une grande quantité d’oxygène libre s’est accumulée dans l’atmosphère terrestre.
Selon les scientifiques, dans le passé, sa fraction massique atteignait environ 30 %, soit une fois et demie plus qu'aujourd'hui. Les plantes, dans le passé comme aujourd’hui, ont influencé de manière significative le cycle de l’oxygène dans la nature, fournissant ainsi une flore et une faune diversifiées sur notre planète.
L’importance de l’oxygène dans la nature est non seulement énorme, mais primordiale. Le système métabolique du monde animal repose clairement sur la présence d’oxygène dans l’atmosphère. En son absence, la vie telle que nous la connaissons devient impossible. Parmi les habitants de la planète, il ne restera que des organismes anaérobies (capables de vivre sans oxygène).
La nature intense est assurée par le fait qu'il se trouve dans trois états d'agrégation en combinaison avec d'autres éléments. Étant un agent oxydant puissant, il passe très facilement de la forme libre à la forme liée. Et ce n'est que grâce aux plantes, qui décomposent le dioxyde de carbone par la photosynthèse, qu'il est disponible sous forme libre.
Le processus respiratoire des animaux et des insectes repose sur la production d’oxygène non lié pour les réactions redox, suivie de la production d’énergie pour assurer les fonctions vitales de l’organisme. La présence d’oxygène dans la nature, lié et libre, assure le plein fonctionnement de toute vie sur la planète.
Evolution et « chimie » de la planète
L'évolution de la vie sur la planète reposait sur la composition de l'atmosphère terrestre, la composition des minéraux et la présence d'eau liquide.
La composition chimique de la croûte, de l'atmosphère et de la présence d'eau est devenue la base de l'origine de la vie sur la planète et a déterminé la direction de l'évolution des organismes vivants.
Sur la base de la « chimie » existante de la planète, l’évolution est arrivée à une vie organique basée sur le carbone, basée sur l’eau comme solvant pour les produits chimiques, ainsi que sur l’utilisation de l’oxygène comme agent oxydant pour produire de l’énergie.
Une évolution différente
A ce stade, la science moderne ne réfute pas la possibilité de la vie dans des environnements autres que les conditions terrestres, où le silicium ou l'arsenic peuvent servir de base à la construction d'une molécule organique. Et le milieu liquide, comme un solvant, peut être un mélange d'ammoniac liquide et d'hélium. Quant à l’atmosphère, elle peut se présenter sous forme d’hydrogène gazeux mélangé à de l’hélium et d’autres gaz.
La science moderne n’est pas encore en mesure de simuler les processus métaboliques qui peuvent se produire dans de telles conditions. Cependant, cette direction de l'évolution de la vie est tout à fait acceptable. Comme le temps le prouve, l’humanité est constamment confrontée à l’élargissement des limites de notre compréhension du monde qui nous entoure et de la vie qui y vit.
