oxygène (suite)

Oxydes

Tous les éléments connus (à l’exception des gaz inertes) forment des oxydes. On appelle peroxyde le produit binaire où l’oxygène se trouve sous la forme de l’ensemble diatomique O₂ comme dans H₂O₂ ou Na₂O₂.

Les oxydes normaux peuvent être divisés en plusieurs catégories :
a) les oxydes basiques tels que Na₂O, CaO, FeO, qui sont tous des oxydes de métaux, réagissent avec les acides pour former des sels dont le cation correspond à l’élément de l’oxyde autre que l’oxygène ; en général, lorsqu’un métal forme plusieurs oxydes, l’oxyde correspondant à son plus bas nombre d’oxydation est le plus basique (c’est par exemple le cas avec FeO par rapport à Fe₂O₃ ou encore avec MnO par rapport à Mn₂O₇) ;
b) les oxydes acides tels que SO₂, P₂O₅, CO₂, Mn₂O₇ réagissent avec les bases pour former des sels contenant l’élément de l’oxyde acide initial dans l’anion du sel ; c’est le cas de nombreux oxydes d’éléments non métalliques (SO₂, P₂O₅) ou d’oxydes de métaux ayant un nombre élevé d’oxydation tels que Mn₂O₇ ;
c) les oxydes amphotères (ou indifférents), tels que ZnO ou Al₂O₃, peuvent se comporter soit comme oxydes basiques en présence d’acides forts, soit comme oxydes acides en présence de bases fortes ;
d) les oxydes neutres tels que CO, NO, H₂O ne se comportent ni comme acides ni comme basiques et ne sont pas des peroxydes ;
e) les oxydes mixtes ou salins sont ceux dans lesquels l’élément antagoniste de l’oxygène est considéré comme ayant deux nombres différents d’oxydation : ainsi Pb₃O₄ ou Pb₂^II Pb^IVO₄ l’oxyde de plomb (II, IV), que l’on a appelé plombate plombeux, ou encore Fe₃O₄ ou Fe^IIFe₂^IIIO₄ l’oxyde de fer (II, III), que l’on a appelé oxyde salin ou ferrite ferreux ;
f) enfin, les oxydes multiples sont ceux où l’oxygène est combiné à plusieurs autres éléments et qui ne sont pas de véritables sels, même si un usage antérieur les a dotés d’un nom analogue à celui d’un sel : ainsi Cu (CrO₂)₂ est l’oxyde double de cuivre II et de chrome III et non le chromite de cuivre ; par contre, lorsqu’il y a des raisons de croire que ces composés constituent de véritables sels avec un anion discret, on leur donne effectivement un nom de sel ; c’est ainsi qu’on obtient un antimonite par dissolution de Sb₂O₃ dans l’hydroxyde de sodium.

Selon le caractère plus ou moins électropositif de l’élément combiné à l’oxygène et aussi selon la volatibilité des espèces mises en jeu, l’action sur l’oxyde d’un réducteur tel qu’un métal est plus ou moins facile. Ainsi l’hydrogène réduit les oxydes du fer, et les réactions sont d’ailleurs réversibles, mais l’hydrogène ne réduit pas l’alumine, tandis que l’aluminium réduit presque tous les oxydes (aluminothermie) après amorçage de la réaction à haute température ; c’est le cas de la réduction de l’oxyde chromique par l’aluminium :
2 Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2 Cr.

Le fluor et dans une certaine mesure le chlore, qui sont très électronégatifs, peuvent attaquer les oxydes en s’unissant à l’élément combiné à l’oxygène et en oxydant l’oxygène combiné, le faisant ainsi passer à l’état d’oxygène libre.

Le fluor, qui attaque l’eau dès la température ordinaire avec formation d’une certaine quantité de difluorure d’oxygène F₂O, libère l’oxygène vers 300 à 400 °C selon la réaction :
F₂ + H₂O → 2 HF + 1/2 O₂.

De même, le chlore agit à haute température sur l’eau suivant la réaction inverse de celle du procédé Deacon :
Cl₂ + H₂O ⇄ 2 HCl + 1/2 O₂.

La structure des oxydes des métaux les plus électropositifs est avec une bonne approximation représentée par un modèle ionique dont les caractéristiques dépendent de la formule et dans une certaine mesure des rayons ioniques. Par contre, divers oxydes de métalloïdes ont une structure moléculaire même à l’état solide (tels sont SO₂, CO, CO₂, ou encore l’anhydride phosphoreux avec le dimère P₄O₆).

Entre les deux groupes se placent des oxydes dont la structure solide correspond à des ensembles macromoléculaires et où les liaisons ont un caractère covalent important : on a ainsi des chaînes d’atomes avec SeO₂ ou Sb₂O₃ et des feuillets avec MoO₃.

On doit aussi noter que certains oxydes sont des berthollides, c’est-à-dire n’ont pas une composition invariable liée à un rapport simple du nombre des atomes des deux éléments ; par exemple, la formule de l’oxyde ferreux s’écrira mieux Fe_1–xO que FeO, de même les oxydes du plomb, de l’uranium et de certains autres métaux présentent au moins pour certaines phases de fortes variations de composition pour un même type de structure solide.

Les oxydes sont des substances d’une grande importance pratique, ils constituent de nombreux minerais, ils interviennent dans de nombreuses réactions, et un certain nombre d’entre eux sont produits par l’industrie pour pouvoir utiliser certaines de leurs propriétés (oxydes réfractaires, pigments, propriétés catalytiques, acides, basiques, etc.).

H. B.

➙ Air / Cycles biosphériques / Oxydoréduction.

 E. K. Rideal, Ozone (Londres, 1920). / M. P. Otto, l’Ozone et ses applications (Chiron, 1931). / C. Duval, l’Oxygène (P. U. F., coll. « Que sais-je ? », 1967).

Emploi médical de l’oxygène

Pharmacologie

L’oxygène pour usages thérapeutiques est le plus souvent obtenu par distillation fractionnée de l’air liquide et doit renfermer au minimum 98 p. 100 d’oxygène (O₂). C’est un gaz inodore et incolore légèrement soluble dans l’eau, si bien que le sang en renferme une faible quantité à l’état libre (non combiné au pigment respiratoire). L’oxygène est conservé sous pression dans des cylindres métalliques (obus à oxygène), peints en blanc, dont la résistance doit être contrôlée périodiquement par le service des Mines (codex). L’obus est muni d’un détendeur et d’un débitmètre susceptible de distribuer le gaz à un débit de 2 à 10 litres par seconde, soit directement au niveau du dispositif d’inhalation, soit par l’intermédiaire d’un réseau de distribution dans l’immeuble (hôpital ou clinique), constitué par des tubes métalliques inoxydables non graissés.