Bonjour. Vous avez déjà lu mes articles sur le blog Tutoronline.ru. Aujourd'hui, je vais vous parler de l'oxygène et comment l'obtenir. Je vous rappelle que si vous avez des questions à me poser, vous pouvez les écrire dans les commentaires de l'article. Si vous avez besoin d'aide en chimie, inscrivez-vous à mes cours sur le planning. Je serai heureux de vous aider.

L'oxygène est distribué dans la nature sous forme d'isotopes 16 O, 17 O, 18 O, qui ont les pourcentages suivants sur Terre - 99,76 %, 0,048 %, 0,192 %, respectivement.

A l'état libre, l'oxygène se trouve dans la forme de trois modifications allotropiques : oxygène atomique - O o, dioxygène - O 2 et ozone - O 3. De plus, l’oxygène atomique peut être obtenu comme suit :

KClO 3 = KCl + 3O 0

KNO 3 = KNO 2 + O 0

L'oxygène fait partie de plus de 1 400 minéraux et substances organiques différents ; dans l'atmosphère, sa teneur est de 21 % en volume. Et le corps humain contient jusqu'à 65 % d'oxygène. L'oxygène est un gaz incolore et inodore, légèrement soluble dans l'eau (3 volumes d'oxygène se dissolvent dans 100 volumes d'eau à 20°C).

En laboratoire, l'oxygène est obtenu en chauffant modérément certaines substances :

1) Lors de la décomposition des composés de manganèse (+7) et (+4) :

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
permanganate de manganate
potassium potassium

2MnO 2 → 2MnO + O 2

2) Lors de la décomposition des perchlorates :

2KClO 4 → KClO 2 + KCl + 3O 2
perchlorate
potassium

3) Lors de la décomposition du sel de Berthollet (chlorate de potassium).
Dans ce cas, de l'oxygène atomique se forme :

2KClO 3 → 2 KCl + 6O 0
chlorate
potassium

4) Lors de la décomposition des sels d'acide hypochloreux à la lumière- les hypochlorites :

2NaClO → 2NaCl + O2

Ca(ClO) 2 → CaCl 2 + O 2

5) Lors du chauffage des nitrates.
Dans ce cas, de l’oxygène atomique se forme. Selon la position du nitrate métallique dans la série d'activités, divers produits de réaction se forment :

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2

Ca(NO 3) 2 → CaO + 2NO 2 + O 2

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

6) Lors de la décomposition des peroxydes :

2H 2 O 2 ↔ 2H 2 O + O 2

7) Lors du chauffage d'oxydes de métaux inactifs :

2Аg 2 O ↔ 4Аg + O 2

Ce processus est pertinent dans la vie de tous les jours. Le fait est que les plats en cuivre ou en argent, dotés d'une couche naturelle de film d'oxyde, forment de l'oxygène actif lorsqu'ils sont chauffés, ce qui a un effet antibactérien. La dissolution des sels de métaux inactifs, notamment des nitrates, conduit également à la formation d'oxygène. Par exemple, le processus global de dissolution du nitrate d'argent peut être représenté en étapes :

AgNO 3 + H 2 O → AgOH + HNO 3

2AgOH → Ag2O + O2

2Ag2O → 4Ag + O2

ou sous forme de résumé :

4AgNO 3 + 2H 2 O → 4Ag + 4HNO 3 + 7O 2

8) Lors du chauffage de sels de chrome plus haut degré oxydation:

4K 2 Cr 2 O 7 → 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3 O 2
chromate dichromate
potassium potassium

Dans l'industrie, l'oxygène est obtenu :

1) Décomposition électrolytique de l'eau :

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2) Interaction du dioxyde de carbone avec les peroxydes :

CO 2 + K 2 O 2 →K 2 CO 3 + O 2

Cette méthode est une solution technique indispensable au problème de la respiration dans les systèmes isolés : sous-marins, mines, vaisseau spatial.

3) Lorsque l’ozone interagit avec des agents réducteurs :

O 3 + 2KJ + H 2 O → J 2 + 2KOH + O 2

La production d’oxygène pendant le processus de photosynthèse est particulièrement importante. se produisant dans les plantes. Toute vie sur Terre dépend fondamentalement de ce processus. La photosynthèse est un processus complexe en plusieurs étapes. La lumière lui donne son début. La photosynthèse elle-même se compose de deux phases : claire et sombre. DANS phase lumineuse le pigment chlorophyllien contenu dans les feuilles des plantes forme un complexe dit « absorbant la lumière » qui prélève les électrons de l'eau et la divise ainsi en ions hydrogène et oxygène :

2H 2 O = 4e + 4H + O 2

Les protons accumulés contribuent à la synthèse de l'ATP :

ADP + P = ATP

Pendant la phase sombre, le dioxyde de carbone et l'eau sont convertis en glucose. Et l’oxygène est libéré comme sous-produit :

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

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Aujourd’hui, la question de l’écologie revient sur le devant de la scène. Mais une écologie saine est impossible sans oxygène. C’est cela qui constitue le principal élément constitutif du maintien de la vie sur la planète. De plus, l’oxygène est souvent impliqué dans de nombreux réactions chimiques. Considérons, comment obtenir de l'oxygène dans un laboratoire de chimie.

Pour obtenir de l'oxygène, nous renforçons un tube à essai en verre réfractaire sur un support et y ajoutons 5 g de poudre (nitrate de potassium KNO 3 ou nitrate de sodium NaNO 3). Plaçons sous le tube à essai une tasse en matériau réfractaire remplie de sable, car au cours de cette expérience, la masse chaude fond souvent et s'écoule. Nous garderons donc le brûleur sur le côté lors du chauffage. Lorsque nous chauffons beaucoup le salpêtre, il fondra et de l'oxygène s'en dégagera (nous le détecterons à l'aide d'un éclat fumant - il s'enflammera dans un tube à essai). Dans ce cas, le nitrate de potassium se transformera en nitrite KNO 2. Utilisez ensuite des pinces à creuset ou des pincettes pour jeter un morceau de bouture dans la masse fondue (ne tenez jamais votre visage au-dessus du tube à essai). Le soufre s'enflammera et brûlera, libérant grande quantité chaleur. L'expérience doit être réalisée avec ouvre les fenêtres(en raison des oxydes de soufre qui en résultent).

Le processus se déroule comme suit (chauffage) :

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

L'oxygène peut également être obtenu par d'autres méthodes. Le permanganate de potassium KMnO 4 cède de l'oxygène lorsqu'il est chauffé et se transforme en oxyde de manganèse (4) :

2KMnO 4 → MnO 2 + K 2 MnO 4 + O 2.

À partir de 10 g de permanganate de potassium, vous pouvez obtenir environ un litre d’oxygène, ce qui signifie que deux grammes suffisent pour remplir d’oxygène cinq tubes à essai de taille normale.

Nous chauffons une certaine quantité de permanganate de potassium dans un tube à essai réfractaire et récupérons l'oxygène libéré dans les tubes à essai à l'aide d'un bain pneumatique. Lorsque les cristaux se fissurent, ils sont détruits et souvent une certaine quantité de permanganate poussiéreux est entraînée avec le gaz. Dans ce cas, l’eau du bain pneumatique et du tuyau de sortie deviendra rouge.

L'oxygène peut également être obtenu en grande quantité à partir du peroxyde d'hydrogène (peroxyde) H 2 O 2 . Le peroxyde d'hydrogène n'est pas très stable. Déjà lorsqu'il est dans l'air, il se décompose en oxygène et :

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

Vous pouvez obtenir de l'oxygène beaucoup plus rapidement si vous ajoutez un peu de dioxyde de manganèse MnO 2, du charbon actif, de la poudre métallique, du sang (coagulé ou frais) et de la salive au peroxyde. Ces substances agissent comme catalyseurs.

Nous pouvons le vérifier en plaçant environ 1 ml de peroxyde d'hydrogène avec l'une des substances mentionnées dans un petit tube à essai et en déterminant la présence d'oxygène libéré à l'aide d'un test d'éclats. Si une quantité égale de sang animal est ajoutée à 5 ml d'une solution de peroxyde d'hydrogène à trois pour cent dans un bécher, le mélange moussera fortement, la mousse durcira et gonflera en raison de la libération de bulles d'oxygène.

Les catalyseurs augmentent la vitesse de réaction processus chimique et en même temps, eux-mêmes ne sont pas consommés. Ils réduisent finalement l’énergie d’activation nécessaire pour initier une réaction. Mais il existe aussi des substances qui agissent de manière inverse. On les appelle des catalyseurs négatifs ou inhibiteurs. Par exemple, l'acide phosphorique empêche la décomposition du peroxyde d'hydrogène. Par conséquent, la solution commerciale de peroxyde d’hydrogène est généralement stabilisée avec de l’acide phosphorique ou urique. Dans la nature vivante, les biocatalyseurs (enzymes, hormones) participent à de nombreux processus.

Oxygène O a le numéro atomique 8, situé dans le sous-groupe principal (sous-groupe a) VI groupe, en deuxième période. Dans les atomes d'oxygène, les électrons de valence sont situés au 2ème niveau d'énergie, n'ayant que s- Et p-orbitales. Cela exclut la possibilité de transition des atomes O vers un état excité, donc l'oxygène dans tous les composés présente une valence constante égale à II. Ayant une électronégativité élevée, les atomes d'oxygène dans les composés sont toujours chargés négativement (c.d. = -2 ou -1). Les fluorures OF 2 et O 2 F 2 constituent une exception.

Pour l'oxygène, les états d'oxydation sont connus -2, -1, +1, +2

Caractéristiques générales de l'élément

L'oxygène est l'élément le plus répandu sur Terre, représentant un peu moins de la moitié, soit 49 % de la masse totale. la croûte terrestre. L'oxygène naturel est constitué de 3 isotopes stables 16 O, 17 O et 18 O (16 O prédomine). L'oxygène fait partie de l'atmosphère (20,9 % en volume, 23,2 en masse), dans la composition de l'eau et de plus de 1 400 minéraux : silice, silicates et aluminosilicates, marbres, basaltes, hématite et autres minéraux et roches. L'oxygène représente 50 à 85 % de la masse des tissus végétaux et animaux, car il est contenu dans les protéines, les graisses et les glucides qui composent les organismes vivants. Le rôle de l’oxygène dans les processus de respiration et d’oxydation est bien connu.

L'oxygène est relativement légèrement soluble dans l'eau - 5 volumes pour 100 volumes d'eau. Cependant, si tout l'oxygène dissous dans l'eau passait dans l'atmosphère, il occuperait un volume énorme - 10 millions de km 3 (n.s.). Cela équivaut à environ 1 % de tout l’oxygène présent dans l’atmosphère. La formation d’une atmosphère d’oxygène sur Terre est due aux processus de photosynthèse.

Il a été découvert par le Suédois K. Scheele (1771 - 1772) et l'Anglais J. Priestley (1774). Le premier utilisait le chauffage du nitrate, le second – l'oxyde de mercure (+2). Le nom a été donné par A. Lavoisier (« oxygène » - « donnant naissance aux acides »).

Sous sa forme libre, il existe sous deux modifications allotropiques : l'oxygène « ordinaire » O 2 et l'ozone O 3 .

La structure de la molécule d'ozone

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
L'ozone dans la stratosphère forme une fine couche qui absorbe la plupart des substances biologiquement nocives. rayonnement ultraviolet.
Lors du stockage, l'ozone se transforme spontanément en oxygène. Chimiquement, l'oxygène O2 est moins actif que l'ozone. L'électronégativité de l'oxygène est de 3,5.

Propriétés physiques de l'oxygène

O 2 – gaz incolore, inodore et insipide, p.f. –218,7 °C, point d'ébullition. –182,96 °C, paramagnétique.

Liquide O 2 bleu, solide – de couleur bleue. L'O 2 est soluble dans l'eau (mieux que l'azote et l'hydrogène).

Obtenir de l'oxygène

1. Méthode industrielle - distillation de l'air liquide et électrolyse de l'eau :

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. En laboratoire, l'oxygène est obtenu :
1. Électrolyse de solutions aqueuses alcalines ou de solutions aqueuses de sels contenant de l'oxygène (Na 2 SO 4, etc.)

2. Décomposition thermique du permanganate de potassium KMnO 4 :
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Sel de Berthollet KClO 3 :
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (catalyseur MnO 2)

Oxyde de manganèse (+4) MnO 2 :
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700°C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000°C),

Peroxyde de baryum BaO 2 :
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Décomposition du peroxyde d'hydrogène :
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (catalyseur MnO 2)

4. Décomposition des nitrates :
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Sur vaisseaux spatiaux et sous-marins, l'oxygène est obtenu à partir d'un mélange de K 2 O 2 et K 2 O 4 :
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Total:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2

Lorsque K 2 O 2 est utilisé, la réaction globale ressemble à ceci :
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Si vous mélangez K 2 O 2 et K 2 O 4 en quantités égales (c'est-à-dire équimolaires), alors une mole d'O 2 sera libérée pour 1 mole de CO 2 absorbée.

Propriétés chimiques de l'oxygène

L'oxygène favorise la combustion. Combustion - b un processus rapide d'oxydation d'une substance, accompagné du dégagement d'une grande quantité de chaleur et de lumière. Pour prouver que le ballon contient de l'oxygène et non un autre gaz, vous devez abaisser un éclat fumant dans le ballon. Dans l’oxygène, un éclat fumant brille vivement. La combustion de diverses substances dans l’air est un processus redox dans lequel l’oxygène est l’agent oxydant. Les agents oxydants sont des substances qui « prennent » des électrons aux substances réductrices. Bien propriétés oxydantes l’oxygène peut être facilement expliqué par la structure de sa couche électronique externe.

La coquille de valence de l'oxygène est située au 2ème niveau - relativement proche du noyau. Par conséquent, le noyau attire fortement les électrons vers lui. Sur la coquille de valence de l'oxygène 2s 2 2p 4 il y a 6 électrons. Par conséquent, il manque à l'octet deux électrons, que l'oxygène a tendance à accepter des couches électroniques d'autres éléments, réagissant avec eux comme un agent oxydant.

L'oxygène a la deuxième électronégativité (après le fluor) sur l'échelle de Pauling. Par conséquent, dans la grande majorité de ses composés avec d’autres éléments, l’oxygène a négatif degré d'oxydation. Le seul agent oxydant plus puissant que l’oxygène est son voisin d’époque, le fluor. Par conséquent, les composés de l’oxygène et du fluor sont les seuls où l’oxygène a un état d’oxydation positif.

Ainsi, l'oxygène est le deuxième agent oxydant le plus puissant parmi tous les éléments du tableau périodique. La plupart de ses propriétés chimiques les plus importantes y sont associées.
Tous les éléments réagissent avec l'oxygène sauf Au, Pt, He, Ne et Ar ; dans toutes les réactions (sauf l'interaction avec le fluor), l'oxygène est un agent oxydant.

L'oxygène réagit facilement avec les métaux alcalins et alcalino-terreux :

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Une fine poudre de fer (appelée fer pyrophorique) s'enflamme spontanément dans l'air, formant Fe 2 O 3, et le fil d'acier brûle dans l'oxygène s'il est chauffé au préalable :

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O2 → 2MgO

2Cu + O2 → 2CuO

L'oxygène réagit avec les non-métaux (soufre, graphite, hydrogène, phosphore, etc.) lorsqu'il est chauffé :

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2, etc.

Presque toutes les réactions impliquant l’oxygène O2 sont exothermiques, à de rares exceptions près, par exemple :

N2+O2 → 2NO-Q

Cette réaction se produit à des températures supérieures à 1 200 °C ou lors d’une décharge électrique.

L'oxygène est capable d'oxyder des substances complexes, par exemple :

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (excès d'oxygène),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (manque d'oxygène),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (sans catalyseur),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (en présence d'un catalyseur Pt),

CH 4 (méthane) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (pyrite) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Les composés contenant le cation dioxygényle O 2 + sont connus, par exemple O 2 + - (la synthèse réussie de ce composé a incité N. Bartlett à essayer d'obtenir des composés de gaz inertes).

Ozone

L'ozone est chimiquement plus actif que l'oxygène O2. Ainsi, l'ozone oxyde l'iodure - les ions I - dans une solution Kl :

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

L'ozone est très toxique, ses propriétés toxiques sont plus fortes que, par exemple, le sulfure d'hydrogène. Cependant, dans la nature, l'ozone contenu dans couches hautes l'atmosphère, agit comme un protecteur de toute vie sur Terre contre le rayonnement ultraviolet destructeur du soleil. La fine couche d'ozone absorbe ce rayonnement et n'atteint pas la surface de la Terre. Il existe des fluctuations significatives de l'épaisseur et de l'étendue de cette couche au fil du temps (ce que l'on appelle le trou dans la couche d'ozone) ; les raisons de ces fluctuations n'ont pas encore été clarifiées.

Application d’Oxygène O 2 : intensifier les procédés de production de fonte et d'acier, dans la fusion de métaux non ferreux, comme comburant dans diverses industries chimiques, pour le maintien de la vie sur les sous-marins, comme comburant pour le carburant des fusées (oxygène liquide), en médecine, dans le soudage et le coupage des métaux.

Application de l'ozone O 3 : pour la désinfection de l'eau potable, Eaux usées, air, pour blanchir les tissus.

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

Prévalence des éléments

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

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

Propriétés physiques

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

Propriétés chimiques

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

Par exemple,

4Na + O2 = 2Na2O

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

3. Par la décomposition du permanganate de potassium.

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

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

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

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

Application d'oxygène

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

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

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

L'oxygène est apparu dans l'atmosphère terrestre avec l'émergence de plantes vertes et de bactéries photosynthétiques. Grâce à l'oxygène, les organismes aérobies effectuent la respiration ou l'oxydation. Il est important d'obtenir de l'oxygène dans l'industrie - il est utilisé dans la métallurgie, la médecine, l'aviation, l'économie nationale et d'autres industries.

Propriétés

L'oxygène est le huitième élément du tableau périodique. C'est un gaz qui entretient la combustion et oxyde les substances.

Riz. 1. Oxygène dans le tableau périodique.

L'oxygène a été officiellement découvert en 1774. Le chimiste anglais Joseph Priestley a isolé l'élément de l'oxyde mercurique :

2HgO → 2Hg + O2 .

Cependant, Priestley ne savait pas que l'oxygène faisait partie de l'air. Les propriétés et la présence d’oxygène dans l’atmosphère ont ensuite été déterminées par le collègue de Priestley, le chimiste français Antoine Lavoisier.

Caractéristiques générales de l'oxygène :

• gaz incolore;
• n'a ni odeur ni goût ;
• plus lourd que l'air;
• la molécule est constituée de deux atomes d'oxygène (O 2) ;
• à l'état liquide, il a une couleur bleu pâle ;
• peu soluble dans l'eau;
• est un agent oxydant puissant.

Riz. 2. Oxygène liquide.

La présence d'oxygène peut être facilement vérifiée en abaissant un éclat fumant dans un récipient contenant du gaz. En présence d’oxygène, la torche s’enflamme.

Comment tu l'as obtenu?

Il existe plusieurs méthodes connues pour obtenir de l'oxygène à partir de diverses connexions dans des conditions industrielles et de laboratoire. Dans l'industrie, l'oxygène est obtenu à partir de l'air en le liquéfiant sous pression et à une température de -183°C. L'air liquide est soumis à l'évaporation, c'est-à-dire chauffer progressivement. À -196°C, l’azote commence à s’évaporer et l’oxygène reste liquide.

En laboratoire, l'oxygène se forme à partir de sels, de peroxyde d'hydrogène et par électrolyse. La décomposition des sels se produit lorsqu'ils sont chauffés. Par exemple, le chlorate de potassium ou le sel de bertholite est chauffé à 500°C, et le permanganate de potassium ou le permanganate de potassium est chauffé à 240°C :

• 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 ;
• 2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Riz. 3. Chauffer le sel de Berthollet.

Vous pouvez également obtenir de l'oxygène en chauffant du nitrate ou du nitrate de potassium :

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 .

Lors de la décomposition du peroxyde d'hydrogène, de l'oxyde de manganèse (IV) - MnO 2, du carbone ou de la poudre de fer sont utilisés comme catalyseur. Équation générale comme suit:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2.

Une solution d'hydroxyde de sodium subit une électrolyse. En conséquence, de l'eau et de l'oxygène se forment :

4NaOH → (électrolyse) 4Na + 2H 2 O + O 2 .

L'oxygène est également isolé de l'eau par électrolyse, en le décomposant en hydrogène et oxygène :

2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Sur les sous-marins nucléaires, l'oxygène était obtenu à partir du peroxyde de sodium - 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2. La méthode est intéressante dans la mesure où, parallèlement à la libération d'oxygène, le dioxyde de carbone est absorbé.

Comment utiliser

La collecte et la reconnaissance sont nécessaires pour libérer de l'oxygène pur, qui est utilisé dans l'industrie pour oxyder les substances, ainsi que pour maintenir la respiration dans l'espace, sous l'eau et dans les pièces enfumées (l'oxygène est nécessaire aux pompiers). En médecine, les bouteilles d’oxygène aident les patients ayant des difficultés respiratoires à respirer. L'oxygène est également utilisé pour traiter les maladies respiratoires.

L'oxygène est utilisé pour brûler des combustibles - charbon, pétrole, gaz naturel. L'oxygène est largement utilisé dans la métallurgie et la construction mécanique, par exemple pour fondre, couper et souder le métal.

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