.
-

L'oxygène
O L'oxygène [symbole : O] est l'Ă©lĂ©ment chimique de numĂ©ro atomique Z = 8, ce qui le place dans le tableau pĂ©riodique dans le groupe 16 (ou VI), au-dessus du soufre. A tempĂ©rature et pression ordinaires, l'oxygène est un gaz diatomique incolore, inodore et insipide. C'est un bon conducteur thermique, mais  un isolant Ă©lectrique Ă  tempĂ©rature et pression normales.  Surtout, il est très rĂ©actif et forme facilement des composĂ©s avec la plupart des autres Ă©lĂ©ments, ce qui en fait un oxydant puissant. En rĂ©agissant avec les combustibles, il produit de la chaleur et de la lumière. 

C'est l'un des éléments les plus abondants dans l'Univers. Il est non seulement le corps le plus répandu à la surface de la Terre, mais encore celui qui existe en plus grande quantité. Il constitue environ 21% de l'atmosphère terrestre. Il s'y présente ordinairement sous sa forme diatomique (O2) et, dans une moindre mesure, sous le nom d'ozone, dans des molécules triatomiques (O3).

•  Le gaz diatomique d'oxygène (O2) est incolore et inodore. C'est l'Ă©lĂ©ment le plus abondant de la croĂ»te terrestre. Il favorise la combustion, se dissout dans l'eau pour former une solution neutre et est un oxydant très rĂ©actif.  Il est indispensable Ă  la vie de certains organismes dits aĂ©robies, qui l'utilisent pour produire de l'Ă©nergie lors du processus de respiration cellulaire. Les plantes, quant Ă  elles, produisent grâce Ă  l'Ă©nergie solaire, de l'oxygène lors de la photosynthèse, Ă  partir du dioxyde de carbone (CO2) atmosphĂ©rique.  Industriellement, l'oxygène est obtenu industriellement par distillation fractionnĂ©e de l'air liquide. Il est utilisĂ© dans de nombreuses applications, telles que la production d'acier, le soudage, la purification de l'eau et la production de combustibles.
Les recherches de Priestley en chimie pneumatique l'ont conduit à découvrir, en 1774, que lorsque l'oxyde mercurique rouge est chauffé par les rayons du Soleil, il se décompose en un gaz incolore, qu'il a appelé "air déphlogistiqué", et en mercure métallique. Indépendamment, un an plus tard Scheele fit la même découverte, et donna à ce gaz le nom d'"air empyréal". Peu après, Condorcet proposa le nom d'"air vital". Lavoisier démontra ensuite que l'air, considéré jusque-là comme un élément simple, était un mélange de deux corps dont l'un seulement entretenait la combustion et la respiration. Comme les produits de la combustion dans l'oxygène donnent souvent des acides au contact de l'eau, Lavoisier donna au nouvel élément le nom d'oxygène (oxus = acide, gennaô = je produis).
•  L'ozone (O3) est un gaz toxique bleuâtre, prĂ©sent dans la haute atmosphère oĂą il absorbe la plupart des rayons ultraviolets nocifs en provenance du Soleil. Il se produit lorsque des Ă©tincelles Ă©lectriques traversent l'air, par exemple lorsque la foudre se produit. L'ozone est un puissant agent oxydant et est parfois utilisĂ© pour stĂ©riliser l'eau.
En 1785, Van Marüm a observé que le gaz oxygène traversé par un courant électrique, ainsi que l'air ou l'oxygène au voisinage d'une machine électrique, possédaient une odeur particulière ressemblant quelque peu au chlore. Il l'appelait "l'odeur de l'électricité". En 1801, Cruikshank a observé une odeur similaire lorsque l'eau était décomposée par électrolyse. Schünbein, en 1840, a étudié la question et a établi le fait que l'odeur était due à la formation d'un nouveau gaz, qu'il nomma ozone. Il a montré que l'ozone était généré par l'action des phosphorus sur l'air humide, et qu'il était capable de libérer l'iode de l'iodure de potassium. Sa constitution était sujette à caution jusqu'à ce que Soret détermine le fait qu'il s'agissait d'une forme allotropique d'oxygène produite par la condensation de trois volumes d'oxygène en deux d'ozone.
L'oxygène est lĂ©gèrement soluble dans l'eau, avec une solubilitĂ© plus Ă©levĂ©e Ă  basse tempĂ©rature et Ă  haute pression.  Et sa prĂ©sence sous forme dissoute permet la respiration d'un organismes marins. Mais surtout, l'eau (H2O) elle-mĂŞme est une rĂ©serve Ă©norme d'oxygène. Il y reprĂ©sente les 8/9 de son poids. 

Un pourcentage considérable en masse de la silice, de l'alumine et de la craie, qui sont les trois constituants les plus abondants et les plus largement distribués de la croûte terrestre, est preséenté par la masse de l'oxygène. C'est en outre une composante normale de presque tous minéraux, et de tous les tissus animaux et végétaux.
-

Numéro atomique
Masse atomique
Point d'ébullition (°C)*
Point de fusion (°C)
Masse volumique (g/cm3)
Structure Ă©lectronique
Degrés d'oxydation
8
15,9994
-183
-218,8
1,14-
1s²2s²2p4
-2
 

Les oxydes. 
On applique le nom d'oxydes Ă  une variĂ©tĂ© de composĂ©s de l'oxygène, mais plus particulièrement Ă  ceux dans lesquels l'oxygène n'est combinĂ© qu'avec un mĂ©tal ou un mĂ©talloĂŻde. 

Les oxydes sont frĂ©quemment prĂ©parĂ©s par l'union directe de l'oxygène avec d'autres Ă©lĂ©ments. Ainsi les oxydes de tous les Ă©lĂ©ments, sauf le brome, le chlore, le fluor, l'iode, l'or et le platine (sans compter les Ă©lĂ©ments inertes argon, hĂ©lium, etc.), peuvent ĂŞtre prĂ©parĂ©s. Beaucoup d'oxydes mĂ©talliques se forment par l'action de la chaleur sur les carbonates, nitrates et autres sels d'acides volatilisables. Ainsi la craie (carbonate de calcium) est transformĂ©e par la chaleur en chaux. 

Les oxydes sont divisĂ©s en classes, d'après leur action sur les acides et les bases : 

1° les oxydes basiques, tels l'oxyde de calcium (CaO), peuvent s'unir aux acides pour donner des sels; c'est le cas d'un très grand nombre de protoxydes et de sesquioxydes; 

2°  les oxydes acides ou anhydrides d'acides, dont le trioxyde de soufre, ou anhydride sulfurique (SO3) est un exemple. Les oxydes non mĂ©talliques sont covalents et souvent acides (ex. dioxyde de carbone (CO2)). 

3° les oxydes amphotères, qui sont Ă  la fois acides et basiques,  donnent des sels aussi bien avec les bases qu'avec les acides. Tels sont les oxydes de zinc, de plomb, l'alumine. Ils donnent d'ailleurs plus facilement des sels avec les acides qu'avec les bases; 

4° les oxydes salins ne sont pas des oxydes à proprement parler, mais bien
des combinaisons d'un protoxyde et d'un sesquioxyde. 

5° un certain nombre d'oxydes, tels que PbO2,ne peuvent se rattacher aux groupes prĂ©cĂ©dents. Ils agissent surtout comme oxydants. 

Oxydes non-métalliques.
Voici des exemples d'oxydes non-mĂ©talliques : 
• L'eau (H2O) est un oxyde liquide Ă  la tempĂ©rature ambiante. C'est l'oxyde le plus abondant et le plus important sur Terre. L'eau est essentielle Ă  toutes les formes de vie connues et joue un rĂ´le vital dans de nombreux processus chimiques et physiques. 

•  Le peroxyde d'hydrogène (H2O2) est produit naturellement dans le corps humain en tant que sous-produit de nombreux processus mĂ©taboliques. C'est aussi un composĂ© chimique couramment utilisĂ© comme dĂ©sinfectant et comme agent de blanchiment.

•  Le monoxyde de carbone (CO) est un gaz toxique (mortel Ă  des concentrations Ă©levĂ©es) produit par la combustion incomplète de combustibles fossiles. .

•  Le dioxyde de carbone (CO2) est un gaz produit par la combustion de combustibles fossiles, ainsi que par la respiration d'organismes vivants. C'est un important gaz Ă  effet de serre qui contribue au changement climatique. 

•  Le protoxyde d'azote (N2O) est unn gaz couramment utilisĂ© comme anesthĂ©sique. C'est aussi un gaz Ă  effet de serre.

•  Le dioxyde de soufre (SO2) est un un gaz produit par la combustion de combustibles fossiles et par l'activitĂ© volcanique. C'est un contributeur majeur aux pluies acides et peut causer des problèmes respiratoires chez les humains et les animaux.

•  Le dioxyde de silicium (SiO2) est un oxyde minĂ©ral. C'est le composant principal du sable. Il est Ă©galement utilisĂ© dans la production de verre et de semi-conducteurs.

Les oxydes métalliques.
Les oxydes métalliques présents dans la nature sont parmi les minerais les plus abondants et les plus précieux. Ainsi, l'hématite (sesquioxyde de fer), la pyrolusite (dioxyde de manganèse) et la cassitérite (dioxyde d'étain) sont des minerais importants, respectivement, de fer, de manganèse et d'étain.

Trois exemples d'oxydes métalliques :

• L'oxyde de fer (FeO) est un oxyde minéral que l'on trouve couramment dans les roches et les sols, et qui est également utilisé comme pigment dans les peintures et les cosmétiques.

• L'oxyde de magnésium (MgO) est une poudre blanche, utilisée comme complément dans l'alimentation animale et également comme ingrédient dans le ciment et les matériaux réfractaires.

• L'oxyde d'aluminium (Al2O3) est aussi une poudre blanche. Elle est utilisée dans la production de céramiques, d'abrasifs et de matériaux réfractaires.

Parmi les mĂ©taux, le potassium et le rubidium sont les seuls qui, Ă  froid, soient oxydĂ©s par l'air sec, le sodium vient ensuite, et ces corps volatils brillent avec flamme dans l'oxygène sec; mais, si l'oxygène est humide, l'oxydation est plus facile; c'est ainsi que le fer est oxydĂ© dans l'air humide. 

On les prĂ©pare, en outre, par l'action d'un oxydant tel que l'acide nitrique, le chlorate de potasse ou le nitrate de potasse, ou encore par calcination d'un carbonate ou d'un nitrate, ou mĂŞme quelquefois d'un sulfate. D'ailleurs, les oxydes hydratĂ©s s'obtiennent en faisant agir une base sur un sel soluble du mĂ©tal considĂ©rĂ©. 

Beaucoup d'oxydes se trouvent cristallisĂ©s dans la nature et on a pu les reproduire artificiellement. Sainte-Claire-Deville les obtenait ainsi, en faisant passer un courant lent d'un gaz inerte mĂŞlĂ© de petites quantitĂ©s d'acide chlorhydrique sur l'oxyde introduit dans un tube de porcelaine chauffĂ© au rouge vif. A cette tempĂ©rature, il y a formation d'un chlorure mĂ©tallique et de vapeur d'eau qui, entraĂ®nĂ©s par le courant gazeux, donnent lieu Ă  une rĂ©action inverse dans les rĂ©gions plus froides du tube oĂą l'oxyde se dĂ©pose cristallisĂ©. La rĂ©action se poursuit ainsi tant qu'il reste de l'oxyde, et celui-ci semble s'ĂŞtre transportĂ© par volatilisation des rĂ©gions les plus chaudes dans les rĂ©gions les plus froides du tube. 

Deville a ainsi obtenu cristallisĂ©s les oxydes de titane, d'Ă©tain, de strontium et reproduit le fer oligiste, la cassitĂ©rite, le rutile, le niobite. L'acide fluorhydrique agissant d'une manière plus intense a Ă©tĂ© utilisĂ© par Hautefeuille pour reproduire l'acide titanique sous toutes ses formes naturelles. Dans le mĂŞme ordre d'idĂ©es, Deville et Caron ont pu reproduire des lamelles hexagonales de corindon ou de rubis, en faisant agir les vapeurs de sesquifluorure d'aluminium, mĂŞlĂ©es avec un peu de fluorure de chrome dans le second cas, et contenu Ă  la partie infĂ©rieure d'un creuset en charbon chauffĂ© au rouge blanc, sur de l'aride borique placĂ© dans une coupelle en charbon suspendue Ă  son intĂ©rieur. 

De même, Frémy et Verneuil ont obtenu le rubis on cristaux en plaçant du fluorure de calcium recouvert d'une lamelle de platine percée de trous, sur laquelle est étendue une couche d'alumine, additionnée d'un peu d'acide chromique, au fond d'un creuset porté au rouge blanc. On peut encore dissoudre les oxydes dans une matière ne fondant qu'à température élevée (acide borique, borax, phosphates alcalins), amenés à la fusion et évaporer lentement dans un fourneau à porcelaine. Debray les a aussi obtenues en calcinant fortement un mélange de sulfate de potasse avec un sulfate métallique; celui-ci se décomposant donne un oxyde cristallisant au sein du sulfate alcalin en fusion (glucine, périclase, oxyde rouge de manganèse, oxyde de nickel).

La plupart des oxydes sont colorĂ©s, et cette couleur n'est pas la mĂŞme pour les oxydes d'un mĂŞme mĂ©tal; le protoxyde de plomb est jaune et le bioxyde est rouge. La chaleur pent du reste changer cette couleur, en donnant une transformation isomĂ©rique; l'oxyde de zinc, jaune Ă  chaud, est blanc Ă  froid. L'oxyde de mercure, jaune Ă  froid, devient rouge Ă  400°C et conserve cette couleur quand on le refroidit. La chaleur fond et mĂŞme volatilise les oxydes. Si ceux de plomb et de bismuth fondent Ă  des tempĂ©ratures relativement basses, la magnĂ©sie et la chaux ne peuvent ĂŞtre fondues qu'au four Ă©lectrique. En gĂ©nĂ©ral, ils sont fixes et Ă  peine volatils. La chaleur pourra aussi produire sur eux une dĂ©composition partielle, limitĂ©e par la rĂ©action inverse; ainsi l'oxyde de cuivre noir (Debray et Joannis), chauffĂ© au-dessous de 1000°C, se dĂ©compose en oxyde cuivreux et oxygène, avec une pression de dissociation fixe, Ă  une tempĂ©rature dĂ©terminĂ©e, et au-dessus de cette tempĂ©rature, tout en subissant la mĂŞme dĂ©composition, ne possède pas de pression de dissociation, car l'oxyde cuivrique fondu dissout l'oxyde cuivreux. 

L'électricité décompose un très grand nombre d'oxydes. L'hydrogène réduit facilement un oxyde de faible chaleur de formation, avec formation d'oxyde cristallisé, si on fait passer un courant lent (réaction d'équilibre), mais ne peut dans aucun cas réduire la chaux, les terres et les alcalis dont la chaleur de formation est très grande. C'est aussi pourquoi les métaux alcalins réduisent un grand nombre d'oxydes, l'oxyde de fer, l'oxyde de plomb.

L'oxygène suroxyde beaucoup d'oxydes chauffés à l'air, susceptibles d'être peroxydés. Tels sont l'oxyde de sodium, la baryte, le protoxyde de fer; le protoxyde d'étain brûle à l'air comme de l'amadou en donnant du bioxyde. Le soufre donnant de l'acide sulfurique aux dépens de l'oxyde, on aura un sulfure et un sulfate, celui-ci pouvant se décomposer parce qu'il n'est pas stable ou parce qu'il réagit sur le sulfure.

Le carbone agit plus énergiquement que l'hydrogène parce que la chaleur de formation de l'acide carbonique est plus faible que celle de l'eau. D'ailleurs, si cette chaleur de formation est voisine de celle de l'oxyde, des phénomènes d'équilibre se produisent.

Certains oxydes terreux absorbent facilement le chlore à froid avec formation d'hypochlorites et de chlorures, les premiers étant détruits lorsqu'on élève la température. Mais, quand l'oxyde est notablement plus exothermique que le chlorure correspondant, il ne sera pas décomposé, et, au contraire, l'oxygène déplacera le chlore du chlorure. C'est le cas du chlorure d'aluminium chauffé au rouge sombre, dans un courant d'oxygène sec, avec formation d'alumine et dégagement de chlore; il y a un phénomène d'équilibre, avec formation d'un oxychlorure.

Le brome se comporte de même. L'iode déplace l'oxygène dans la potasse et la soude an rouge sombre; mais à température moins élevée l'oxygène peut attaquer les iodures correspondants, avec formation des iodates, parce qu'il y a dégageaient de chaleur. Là encore on a des phénomènes d'équilibre lorsque les dégagements de chaleur sont voisins de part et d'autre.

L'eau dissout les oxydes solubles (alcalins beaucoup, alcalino-terreux et de plomb beaucoup moins). Mais ils peuvent en outre s'unir, à l'eau, avec formation d'hydrates assez stables sous l'action de la chaleur, quand le dégagement de chaleur relatif à cette union est grand (potasse, soude) et décomposables lorsque ce dégagement est faible (hydrates de zinc et de plomb). D'ailleurs, ces hydrates peuvent se suroxyder à l'air à la température ordinaire quand il existe des hydrates supérieurs (fer, manganèse). (F. Bourion / NIE).

.


[Dictionnaire de Cosmographie][Table de Mendeleev][Minéraux]
[Aide][Recherche sur Internet]

© Serge Jodra, 2023. - Reproduction interdite.