Dioxygène

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Dioxygène
Représentation du dioxygène
Représentation du dioxygène
Général
Nom IUPAC dioxygène
Synonymes oxygène
No CAS 7782-44-7
No EINECS 231-956-9
PubChem 977
No E E948
SMILES
InChI
Apparence gaz incolore à température ambiante, gaz liquéfie ou liquide extrêmement froid incolore a bleu[1]
Propriétés chimiques
Formule brute O2  [Isomères]
Masse molaire 31,9988 g∙mol-1
O 100 %,
Propriétés physiques
T° fusion -219 °C[2]
T° ébullition -183 °C[2]
Solubilité dans l'eau à 20 °C : 3.1 ml/100 ml[1],
14,6 mg par litre d'eau à 0 °C
Pression de vapeur saturante à -118 °C : 5080 kPa[1]
Point critique -118,67 °C
50,422 bar
0,6361 kg/l [2]
Point triple -218,79 °C
0,00149 bar [2]
Thermochimie
ΔfusH° 213 kJ/kg
ΔvapH° 13,86 kJ/kg (à -218,4 °C (?))[réf. nécessaire]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation 12,0697 ± 0,0002 eV (gaz)[3]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Comburant
O
Phrases R : 8,
Phrases S : 2, 17,
Transport
25
   1072   

-
   1073   
NFPA 704

Symbole NFPA 704
SIMDUT[4]
A : Gaz compriméC : Matière comburante
A, C,
SGH[5]
SGH03 :SGH04 : Gaz
Danger
H270,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le dioxygène est une molécule composée de deux atomes d'oxygène, notée O2, qui est à l'état de gaz aux conditions normales de pression et de température.

Il a été découvert le 1er août 1774 par le chimiste anglais Joseph Priestley, et baptisé du nom d'« oxygène » par le chimiste français Antoine Lavoisier en 1778.

Il est également appelé « molécule d'oxygène », ou simplement « oxygène » dans le langage courant (à ne pas confondre avec l'élément chimique de même nom).

Il est incolore, inodore et insipide.

Il compose 20,95 % en volume et 23,2 % en masse de l'atmosphère terrestre. C'est un gaz indispensable à beaucoup de formes de vie, auxquelles il fournit l'oxygène nécessaire à la respiration des cellules. Il n'est en revanche pas indispensable à certaines bactéries dites anaérobies facultatives, et il est même mortel pour les bactéries anaérobies strictes.

Il participe au même titre que le dichlore à des réactions d'oxydo-réduction, essentiellement dans son cas la combustion et la corrosion.

Sommaire

[modifier] Applications

  • Réactions de combustion (comburant)
  • Oxydant fort

[modifier] Préparation - Conditionnement

Le dioxygène peut être préparé par électrolyse de l'eau, mais cette technique est lente et couteuse en énergie. Un moyen de libérer rapidement une grande quantité de dioxygène est de dissoudre des pastilles d'oxylithe Na2O2. On utilise aujourd'hui le dioxygène à l'état liquide pour les applications médicales et industrielles.

[modifier] Utilisation

On le livre, en tant que gaz industriel conditionné pur dans des bouteilles sous pression, à deux usages :

[modifier] Magnétisme

La représentation de Lewis de la molécule de dioxygène la plus proche de la réalité ne contient qu'une seule liaison et fait apparaître un électron célibataire par atome d'oxygène. La molécule de dioxygène est souvent prise à tort en exemple comme ayant une double liaison. Le dioxygène présent dans les conditions naturelles de pression et de température est paramagnétique (et non pas diamagnétique). Ce caractère paramagnétique est expliqué par la présence de deux électrons célibataires sur les deux orbitales Π* du diagramme d'orbitale moléculaire du dioxygène tracé par la méthode CLOA.

Il existe cependant dans des conditions particulières une espèce du dioxygène diamagnétique. Il est appelée oxygène singulet (le dioxygène paramagnétique est triplet). Cette forme minoritaire et particulière de dioxygène comporte une double liaison entre les atomes d'oxygène. Il s'agit d'une exception.

[modifier] Origine

Plusieurs hypothèses ont été avancées pour expliquer la teneur de l'air en dioxygène :

  • la plus communément retenue est qu'il s'agit du déchet produit par les cyanobactéries, et plus généralement des végétaux chlorophylliens, extrayant le carbone du dioxyde de carbone et rejetant l'oxygène (sous forme de dioxygène) ;
  • une seconde concerne la décomposition dans la haute atmosphère depuis des milliards d'années, de molécules d'eau en dioxygène et dihydrogène, sous l'effet des rayonnements solaire et cosmique.

Les deux phénomènes étant présents, la réalité doit être une combinaison des deux processus.

[modifier] Biologie

La respiration aérobie consiste à absorber le dioxygène nécessaire au catabolisme oxydatif et à l'apport d'énergie aux cellules. Les organismes ont une capacité limite d'absorption, appelée consommation maximale d'oxygène.

La consommation de dioxygène est un indice d'activité cellulaire. Cette remarque est à l'origine d'une caractérisation de la pollution biodégradable d'un échantillon d'eau, la demande biologique en oxygène.

[modifier] Production industrielle

Le dioxygène est obtenu de manière industrielle principalement (à 95 %) par séparation cryogénique des composés de l'air, c'est-à-dire par une liquéfaction de l'air suivie d'une distillation fractionnée.

Les températures critiques du diazote N2 (tc = -146,9°C) et du dioxygène O2 (tc = -118,4°C) ne permettent pas la liquéfaction de l'air par simple compression. L'air doit donc être comprimé entre 5 et 7 bar, puis filtré, séché, décarbonaté par adsorption sur tamis moléculaire et enfin refroidi par échange thermique entre le gaz entrant et les gaz liquéfiés. Les pertes frigorifiques sont compensées par une détente de 5 à 10 % du débit gazeux traité, dans une turbine dont le travail extérieur est récupérable.

La distillation, dans le procédé le plus utilisé, est effectuée dans une double colonne qui permet d'obtenir, en continu, des gaz purs. La première colonne (moyenne pression, 5 bar) réalise une première séparation de l'air en diazote gazeux pur (à 99,999 %) au sommet et un liquide riche en dioxygène (environ 40 %), à la base. Ce liquide est alors envoyé à mi-hauteur de la deuxième colonne de distillation (basse pression, 1,3 bar). Le dioxygène O2 entre 99,5 % et 99,7 % est récupéré à la base de cette deuxième colonne. Il contient moins de 1 ppm de diazote, la principale impureté est l'argon.

Les colonnes de distillation ont entre 1 et 6 m de diamètre, et mesurent de 15 à 25 m de hauteur. Elles sont en acier inoxydable ou en aluminium et comportent une centaine de plateaux. L'isolation thermique est réalisée avec de la perlite (sable de silice expansé). Le maintien en température des colonnes ne consomme que 6 à 7 % de l'énergie totale dépensée.

La consommation en énergie est de 0,4 kWh⋅m-3 de dioxygène O2 gazeux, soit de 50 à 60 % du prix de revient.

Environ 5 % du dioxygène industriel est produit par un autre procédé, non cryogénique, appelé VPSA (Vacuum Pressure Swing Adsorption) ou adsorption par alternance de pression et de vide :

L'air ambiant est séché et épuré par filtration, puis passe dans une colonne de zéolites qui adsorbent plus rapidement le diazote N2 que le dioxygène O2. Les zéolites peuvent fixer 10 litres de diazote par kilogramme. Lorsqu'elles sont saturées, l'air est envoyé sur une seconde colonne, pendant que le diazote de la première colonne désorbe sous vide. La pureté de dioxygène obtenu ainsi par élimination du diazote de l'air peut atteindre 90 à 95 %. Ce dioxygène contient encore 4,5 % d'argon qui comme le dioxygène n'est pas adsorbé. La consommation d'énergie est de 0,4 à 0,5 kWh⋅m-3 de dioxygène. Cette méthode est de plus en plus employée dans les procédés industriels dont les besoins sont inférieurs à 100 tonnes/jour, ainsi que dans les respirateurs utilisés à domicile.

L'oxygène produit est transporté :

  • sous forme liquide ou gazeuse par des canalisations appelées oxyducs ou oxygénoducs ;
  • sous forme gazeuse comprimée dans des bouteilles ou réservoirs en acier à 200 bar ;
  • sous forme liquide, en camions citernes.

En 1995, huit compagnies dans le monde fabriquaient la quasi totalité de l'oxygène industriel :

Les principaux pays producteurs en 1996, était :

  • États-Unis : 27 millions de tonnes
  • Japon : 12,7 millions de tonnes
  • France : 3,23 millions de tonnes

Dans le monde, la production totale était de l'ordre de 100 millions de tonnes en 1996, soit 1⁄10 millionième du dioxygène de l'atmosphère.

[modifier] Références

  1. ↑ a, b et c OXYGENE et OXYGENE (LIQUEFIED), fiches de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultées le 9 mai 2009
  2. ↑ a, b, c et d Entrée du numéro CAS « 7782-44-7 » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la BGIA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 28 janvier 2009 (JavaScript nécessaire)
  3. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791), p. 10-205 
  4. ↑ « Oxygène » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme canadien responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  5. ↑ Numéro index 008-001-00-8 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)

[modifier] Articles liés

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