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L'oxygène

Cet article est au sujet de l'élément chimique et de sa forme plus stable, O2 ou dioxygen. Pour d'autres formes de cet élément, voyez Formes allotropiques de l'oxygène. Pour d'autres usages, voyez L'oxygène (désambiguisation).
8 azote ← l'oxygène → fluor
-
↑
O
↓
S
Généralités
Nom, symbole, nombre l'oxygène, O, 8
Série chimique non-métaux, chalcogens
Groupe, période, bloc 16, 2, p
Aspect

Oxygène liquide
Poids atomique standard 15.9994(3) g·mole−1
Configuration d'électron 1s2 2s2 2p4
Électrons par coquille 2, 6
Propriétés physiques
Phase gaz
Point de fusion 54.36 K
(- ° 218.79C, ° -361.82F)
Point d'ébullition 90.20 K
(- ° 182.95C, ° -297.31F)
Point critique 154.59 K, 5.043 MPa
La chaleur de la fusion (O2) 0.444 kJ·mole−1
La chaleur de la vaporisation (O2) 6.82 kJ·mole−1
Capacité de chaleur spécifique (°C 25) (O2)
29.378 J·mole−1·K−1
Pression de vapeur
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
à T/K       61 73 90
Propriétés atomiques
Structure en cristal cubique
États d'oxydation 2, 1, −1, −2
(oxyde neutre)
Electronegativity 3.44 (balance de Pauling)
Énergies d'ionisation
(plus)		 1er : 1313.9 kJ·mole−1
22eme : 3388.3 kJ·mole−1
3ème : 5300.5 kJ·mole−1
Rayon atomique 60 P.M.
Rayon atomique (CALC.) 48 P.M.
Rayon covalent 73 P.M.
Rayon de Van der Waals 152 P.M.
Divers
Commande magnétique paramagnétique
Conductivité thermique (300 K) 26.58x10-3  W·m−1·K−1
Vitesse de bruit (gaz, °C 27) 330 m/s
Nombre d'enregistrement de CAS 7782-44-7
Isotopes choisis
Article principal : Isotopes de l'oxygène
OIN Na demi vie DM De (Mev) DP
16O 99.76% 16O est stable avec 8 neutrons
17O 0.039% 17O est stable avec 9 neutrons
18O 0.201% 18O est stable avec 10 neutrons
Références
Cette boîte : vue • entretien • éditez

L'oxygène est élément avec nombre atomique 8 et représenté par le symbole O. C'est un membre de chalcogen groupe sur table périodique, et est fortement un réactif non métallique élément de la période 2 cela forme aisément composés (notamment oxydes) avec presque tous autres éléments. À la température et pression standard deux atomes de l'élément grippage pour former le dioxygen, un sans couleur, inodore, insipide diatomique gaz avec la formule O2. L'oxygène est troisième plus abondant élément dans l'univers par la masse ensuite hydrogène et hélium[1] et le plus abondant élément par la masse dans La croûte de terre.[2] L'oxygène constitue 88.8% de la masse de l'eau et 20.9% du volume de air.[3]

Toutes les classes principales des molécules structurales dans la matière organique, comme protéines, hydrates de carbone, et graisses, contenez l'oxygène, de même que le commandant composés inorganiques cela comportent les coquilles, les dents, et l'os animaux. L'oxygène sous forme de O2 est produit à partir de l'eau près cyanobacteria, algues et usines pendant photosynthèse et est employé dedans respiration cellulaire pendant toute la vie complexe. L'oxygène est toxique à organizations anaérobies, dont étaient la forme dominante la vie tôt sur terre jusqu'à O2 a commencé à s'accumuler dans l'atmosphère il y a 2.5 milliards d'ans.[4] Une autre forme (forme allotropique) de l'oxygène, l'ozone (O3), les aides protègent la biosphère contre rayonnement ultraviolet avec la haut-altitude couche d'ozone, mais est un polluant près de la surface d'où c'est un sous-produit brouillard enfumé.

L'oxygène a été indépendamment découvert près Joseph Priestley dans Le WILTSHIRE, en 1774, et Karl Wilhelm Scheele, dedans Upsal, une année plus tôt, mais Priestley est habituellement accordé la priorité parce qu'il a édité ses résultats d'abord. Le nom l'oxygène a été inventé en 1777 près Antoine Lavoisier,[5] à qui expériences avec l'oxygène ont aidé à critiquer l'alors-populaire théorie de phlogiston de combustion et corrosion. L'oxygène est produit industriellement près distillation fractionnaire d'air liquéfié, utilisation de zéolites pour enlever anhydride carbonique et azote de l'air, électrolyse de l'eau et d'autres moyens. Les utilisations de l'oxygène incluent la production de l'acier, des plastiques et des textiles ; propulseur de fusée; thérapie de l'oxygène; et appui de la vie dans l'avion, sous-marins, vol spatial et plongée.

Table des matières

Caractéristiques

Structure

À la température et pression standard, l'oxygène est un gaz sans couleur et inodore avec moléculaire formule O2, dans lequel les deux atomes d'oxygène sont chimiquement collé entre eux avec a triplet de rotation configuration d'électron. Ce lien a a ordre en esclavage de deux, et est souvent simplifié dans la description comme a lien double[6] ou comme combinaison d'un lien et de deux de deux-électron liens de trois-électron.[7]

L'oxygène de triplet est état fondamental du O2 molécule.[8] La configuration d'électron de la molécule a deux électrons dépareillés occuper deux dégénéré orbitales moléculaires.[9] Ces orbitales sont classifiées As antibonding (affaiblissant l'ordre en esclavage de trois à deux), ainsi le lien diatomique de l'oxygène est plus faible que diatomique azote le lien triple lequel tout les orbitales moléculaires de liaison est complété, mais quelques orbitales antibonding ne sont pas.[8]

Sous la forme normale de triplet, O2 les molécules sont paramagnétique- ils forment un aimant en présence d'un magnétique champ-parce que du rotation moments magnétiques des électrons dépareillés dans la molécule, et du négatif énergie d'échange entre voisin O2 molécules.[10] L'oxygène liquide est attirée à a aimant jusqu'à un degré suffisant que, dans des démonstrations de laboratoire, un pont d'oxygène liquide peut être soutenu contre son propre poids entre les pôles d'un aimant puissant.[11][12]

L'oxygène de singulet, un nom donné à plusieurs espèces de haut-énergie de moléculaire O2 dans ce que tout électron tourne sont appareillés, sont beaucoup plus réactifs vers le terrain communal molécules organiques. En nature, l'oxygène de singulet est généralement formé de l'eau pendant la photosynthèse, en utilisant l'énergie de la lumière du soleil.[13] Il est également produit dans troposphere par la photodécomposition de l'ozone par la lumière d'à ondes courtes,[14] et par le système immunitaire comme source de l'oxygène actif.[15] Carotenoïdes dans les organizations photosynthétiques (et probablement aussi chez les animaux) jouez un rôle important dans l'énergie absorbante de l'oxygène et de le convertir de singulet en état fondamental de calme avant qu'il puisse causer le mal aux tissus.[16]

Formes allotropiques

Article principal : Formes allotropiques de l'oxygène

Le terrain communal forme allotropique de l'oxygène élémentaire sur terre s'appelle le dioxygen, O2. Il a une longueur en esclavage de 121 P.M. et une énergie en esclavage de 498 kJ·mole-1.[17] C'est la forme qui est employée par les formes complexes de la vie, telles que des animaux, dedans respiration cellulaire (voyez Rôle biologique) et est la forme qui est une partie de l'atmosphère de la terre (voyez Occurrence). D'autres aspects de O2 sont couverts dans le reste de cet article.

Trioxygen (O3) est habituellement connu As l'ozone et est une forme allotropique très réactive de l'oxygène qui est préjudiciable au tissu de poumon.[18] L'ozone est produit dans l'atmosphère supérieure quand O2 cartels avec l'oxygène atomique fait par se dédoubler de O2 par ultra-violet Rayonnement (UV).[5] Puisque l'ozone absorbe fortement dans la région UV du spectre, il fonctionne comme bouclier protecteur de rayonnement pour la planète (voyez couche d'ozone).[5] Près de la surface de la terre, cependant, c'est a polluant formé comme sous-produit d'échappement d'automobile.[19]

métastable molécule tetraoxygen (O4) a été découvert en 2001,[20][21] et a été supposé pour exister dans une des six phases de l'oxygène plein. On l'a prouvé en 2006 que cette phase, créée par la pressurisation O2 à 20 GPa, est en fait a rhombohedral O8 faisceau.[22] Ce faisceau a le potentiel d'être beaucoup un plus puissant oxydant que l'un ou l'autre O2 ou O3 et peut donc être employé dedans carburant de fusée.[20][21] Une phase métallique a été découverte en 1990 où l'oxygène plein est soumis à une pression de 96 ci-dessus GPa[23] et on lui a montré en 1998 qui aux températures très basses, cette phase devient supraconducteur.[24]

Propriétés physiques

Voyez également : Oxygène liquide et l'oxygène plein

L'oxygène est plus soluble dans l'eau que l'azote ; l'eau contient approximativement 1 molécule de O2 pour chaque 2 molécules de N2, comparé à un rapport atmosphérique approximativement de 1:4. La solubilité de l'oxygène dans l'eau est température-dépendante, et environ deux fois autant (magnésium 14.6·L−1) se dissout à 0 °C qu'au °C 20 (magnésium 7.6·L−1).[25][26] 25 au °C et 1 atmosphère d'air, d'eau douce contient environ 6.04 millilitres (ml) de l'oxygène par litre, tandis que eau de mer contient environ 4.95 ml par litre.[27] Au °C 5 la solubilité grimpe jusqu'à 9.0 ml (50% davantage qu'à °C 25) par litre pour l'eau et à 7.2 ml (45% plus) par litre pour l'eau de mer.

L'oxygène condense à 90.20 K (°C −182.95, °F −297.31), et gels °F K (°C −218.79, −361.82) à 54.36.[28] Tous les deux liquide et plein O2 sont les substances claires avec une lumière ciel-bleu couleur provoquée par absorption dans le rouge (contrairement à la couleur bleue du ciel, au lequel est dû Dispersion de Rayleigh de la lumière bleue). Liquide de grande pureté O2 est habituellement obtenu par distillation fractionnaire d'air liquéfié ;[29] L'oxygène liquide peut également être produite par condensation hors de l'air, en utilisant l'azote liquide comme liquide réfrigérant. C'est une substance haut-réactive et doit être isolé des matériaux combustibles.[30]

Isotopes et origine stellaire

Article principal : Isotopes de l'oxygène

L'oxygène naturel se compose d'écurie trois isotopes, 16O, 17O, et 18O, avec 16O étant le plus abondant (99.762% abondance normale).[31] Gamme d'isotopes de l'oxygène dedans nombre de masse de 12 à 28.[31]

Les la plupart 16O est synthétisé à la fin du fusion d'hélium processus dedans tient le premier rôle mais une partie est faite dans processus brûlant au néon.[32] 17O est principalement fait par la brûlure de l'hydrogène dans hélium pendant Cycle de CNO, la fabrication lui d'un isotope commun dans les zones de combustion hydrogène de tient le premier rôle.[32] Les la plupart 18O est produit quand 14N (rendu abondant à partir de CNO brûlant) capture a 4Il noyau, faisant 18O commun dans les zones hélium-riches de tient le premier rôle.[32]

Quatorze radio-isotopes ont été caractérisés, être le plus stable 15O avec a demi vie de 122.24 secondes (s) et 14O avec une demi vie de 70.606 S.[31] Tout les restant radioactif les isotopes ont des demi vies qui sont moins de 27 s et la majorité de ces derniers ont des demi vies qui sont moins de 83 millisecondes.[31] Le plus commun mode d'affaiblissement de l'allumeur d'isotopes que 16O est capture électronique pour rapporter l'azote, et le mode le plus commun pour les isotopes plus lourds que 18O est décadence bêta pour rapporter fluor.[31]

Occurrence

Voyez également : Minerais de silicate et Catégorie : Minerais d'oxyde

L'oxygène est l'élément chimique le plus abondant, par la masse, dans notre biosphère, air, mer et terre. L'oxygène est le tiers la plupart d'élément chimique abondant dans l'univers, après hydrogène et hélium.[1] Environ 0.9% de Le soleilla 'masse de s est l'oxygène.[3] L'oxygène constitue 49.2% de La croûte de terre par la masse[2] et est le composant principal des océans du monde (88.8% par la masse).[3] C'est le deuxième composant commun du L'atmosphère de la terre, prenant 21.0% de son volume et 23.1% de sa masse (quelques 1015 tonnes).[33][3][34] La terre est peu commune parmi les planètes du Système solaire en ayant une concentration si élevée d'oxygène-gaz en son atmosphère : Mars (avec 0.1% O2 par le volume) et Venus ayez les concentrations bien inférieures. Cependant, O2 l'entourage de ces autres planètes est produit seulement par les molécules oxygène-contenantes effectuantes de rayonnement ultraviolet comme anhydride carbonique.

La concentration exceptionnellement élevée de l'oxygène sur terre est le résultat du cycle de l'oxygène. Ceci cycle biogéochimique décrit le mouvement de l'oxygène à l'intérieur et entre ses trois réservoirs principaux sur terre : l'atmosphère, biosphère, et lithosphère. Le facteur de conduite principal du cycle de l'oxygène est photosynthèse, qui est responsable de l'atmosphère de la terre moderne. En raison des vastes quantités de disponible oxygène-gaz dans l'atmosphère, même si toute la photosynthèse étaient de cesser complètement, cela prendrait à tous processus oxygène-consumants au taux actuel au moins encore 5.000 années pour dépouiller le tout O2 de l'atmosphère.[35][36]

L'oxygène libre se produit également en solution dans les corps de l'eau du monde. La plus grande solubilité de O2 à de plus basses températures (voyez Propriétés physiques) a des implications importantes pendant la vie d'océan, car les océans polaires soutiennent une densité beaucoup plus élevée de la vie due à leur contenu plus élevé de l'oxygène.[37] L'eau polluée peut avoir réduit des quantités de O2 dans lui, épuisé en délabrant des algues et d'autres matières biologiques (voyez eutrophication). Les scientifiques évaluent cet aspect de qualité de l'eau en mesurant l'eau une demande biochimique de l'oxygène, ou la quantité de O2 nécessaire pour le reconstituer à une concentration normale.[38]

Rôle biologique

Article principal : Dioxygen dans des réactions biologiques

Photosynthèse et respiration

En nature, l'oxygène libre est produit par se dédoubler lumière-conduit de l'eau pendant l'oxygenic photosynthèse. Algues vertes et cyanobacteria dans les environnements marins fournissez environ 70% de l'oxygène libre produit sur terre et le repos est produit par les usines terrestres.[39]

Une formule globale simplifiée pour la photosynthèse est :[40]

6Co2 + 6H2O + photons → C6H12O6 + 6O2 (ou simplement glucose + dioxygen de → d'anhydride carbonique + d'eau + de lumière du soleil)

Photolytic évolution de l'oxygène se produit dans membranes de thylakoid des organizations photosynthétiques et exige l'énergie de quatre photons.[41] Beaucoup d'étapes sont impliquées, mais le résultat est la formation d'a proton le gradient à travers la membrane de thylakoid, qui est utilisée synthétisent Triphosphate d'adénosine par l'intermédiaire de photophosphorylation.[42] O2 restant après l'oxydation de la molécule d'eau est déchargé dans l'atmosphère.[43]

Dioxygen moléculaire, O2, est essentiel pour respiration cellulaire en tout organizations aérobies. L'oxygène est employé dedans mitochondries pour aider à se produire triphosphate d'adénosine (Triphosphate d'adénosine) pendant phosphorylation oxydante. La réaction pour la respiration aérobie est essentiellement l'inverse de la photosynthèse et est simplifiée comme :

C6H12O6 + 6O2 → 6Co2 + 6H2O + 2880 kJ·mole-1

Dans vertébrés, O2 est diffus par des membranes dans les poumons et dans globules rouges. Hémoglobine grippages O2, changeant sa couleur du rouge bleuâtre en rouge lumineux.[44][18] L'autre utilisation d'animaux hemocyanin (mollusques et certains arthropodes) ou hemerythrin (araignées et langoustines).[33] Un litre de sang peut dissoudre 200 cc de O2.[33]

Espèces réactives de l'oxygène, comme superoxyde ion (O2−) et peroxyde d'hydrogène (H2O2), sont les sous-produits dangereux de l'utilisation de l'oxygène dans les organizations.[33] Parties de système immunitaire des organizations plus élevées, cependant, créez le peroxyde, le superoxyde, et l'oxygène de singulet pour détruire les microbes envahissants. Les espèces réactives de l'oxygène jouent également un rôle important dans réponse hypersensible des usines contre l'attaque de microbe pathogène.[42]

Un humain d'adulte dans le repos inhale 1.8 à 2.4 grammes de l'oxygène par minute.[45] Ceci s'élève à plus de 6 milliards de tonnes de l'oxygène inhalées par l'humanité par an. [46]

Habillage dans l'atmosphère

Oxygène-gaz libre était presque inexistant dedans L'atmosphère de la terre avant photosynthétique archaea et bactéries évolué. L'oxygène libre est apparu la première fois en quantité significative pendant Paleoproterozoic ère (entre il y a 2.5 et 1.6 milliard d'ans). Au début, l'oxygène combiné avec dissous fer dans les océans à former formations réunies de fer. L'oxygène libre a commencé à intoxiquer hors des océans il y a 2.7 milliards d'ans, atteignant 10% de son niveau actuel il y a autour 1.7 milliard d'ans.[47]

La présence de grandes quantités de l'oxygène dissous et libre dans les océans et de l'atmosphère a pu avoir conduit les la plupart de organizations anaérobies alors vivant à extinction pendant catastrophe de l'oxygène il y a environ 2.4 milliards d'ans. Cependant, respiration cellulaire employer O2 permet organizations aérobies pour produire beaucoup plus de triphosphate d'adénosine que les organizations anaérobies, aidant l'ancien pour dominer la terre biosphère.[48] Photosynthèse et respiration cellulaire de O2 tenu compte de l'évolution de cellules eukaryotic et organizations multicellulaires finalement complexes telles que des usines et des animaux.

Depuis le commencement du Cambrien ère il y a 540 millions d'ans, O2 les niveaux ont flotté entre 15% et 30% par volume.[49] Vers la fin du Carbonifère ère (il y a environ 300 millions d'ans) atmosphérique O2 les niveaux ont atteint un maximum de 35% par le volume,[49] permettant à des insectes et à des amphibies de se développer beaucoup plus grands que des espèces d'aujourd'hui. Activités humaines, y compris la brûlure de 7 milliards tonnes de combustibles fossiles ont eu tous les ans peu d'effet très sur la quantité de l'oxygène libre dans l'atmosphère.[10] Au taux courant de photosynthèse cela prendrait environ 2.000 ans pour régénérer l'entier O2 dans l'atmosphère actuelle.[50]

Histoire

Expériences tôt

Une des premières expériences connues sur le rapport entre combustion et de l'air a été conduit par le deuxième siècle BCE Grec auteur sur la mécanique, Philo de Byzance. Dans son travail Pneumatica, Philo a observé cela inverser un excédent de navire par bougie brûlante et l'entourage du cou du navire avec de l'eau a eu comme conséquence une certaine eau se levant dans le cou.[51] Philo a inexactement conjecturé que des parties de l'air dans le navire ont été converties en élément classique le feu et pouvaient ainsi s'échapper par des pores dans le verre. Beaucoup de siècles plus tard Da Vinci de Leonardo construit sur le travail de Philo en observant qu'une partie d'air est consommée pendant la combustion et respiration.[52]

Vers la fin du 17ème siècle, Robert Boyle montré que l'air est nécessaire pour la combustion. Chimiste anglais John Mayow a raffiné ce travail en prouvant que le feu exige seulement une partie d'air qu'il a appelée nitroaereus de spiritus ou juste nitroaereus.[53] Dans une expérience il a trouvé cela placer ou une souris ou a allumé la bougie dans une eau finie à bac fermé a fait lever et remplacer l'eau l'un-quatorzième du volume de l'air avant de s'éteindre les sujets.[54] De ceci il a conjecturé que le nitroaereus est consommé dans tous les deux respiration et combustion.

Mayow a observé cela antimoine accru dans le poids une fois de chauffage, et impliqué que le nitroaereus doit avoir combiné avec lui.[53] Il a également pensé que les poumons séparent le nitroaereus de l'air et le passent dans le sang et que le mouvement animal de la chaleur et de muscle résultent de la réaction du nitroaereus avec certaines substances dans le corps.[53] Des comptes de ces derniers et d'autres expériences et idées ont été édités en 1668 dans son travail Duo de Tractatus dans la région « De respiratione ».[54]

Théorie de Phlogiston

Article principal : Théorie de Phlogiston

Robert Hooke, Borch Ole, Mikhail Lomonosov, et Pierre Bayen tout a produit l'oxygène dans les expériences au 17ème siècle mais aucune de elles ne l'a identifié comme élément.[25] Ceci a pu s'être produit en partie dû à la prédominance de la philosophie de combustion et corrosion a appelé la théorie de phlogiston, qui était alors l'explication favorisée de ces processus.

Établi en 1667 par l'alchimiste allemand J. J. Becher, et modifié par le chimiste Georg Ernst Stahl d'ici 1731,[55] la théorie de phlogiston a déclaré que tous les matériaux combustibles ont été faits de deux parts. Une part, appelée le phlogiston, a été dégagée quand la substance le contenant a été brûlée, tandis que dephlogisticated la partie a été pensée pour être sa forme vraie, ou calx.[52]

On a pensé des matériaux fortement combustibles qui partent de peu de résidu, tel que le bois ou le charbon, pour être fait la plupart du temps en phlogiston ; considérant que non-combustible les substances qui corrodent, comme le fer, ont contenu très peu. L'air n'a pas joué un rôle dans la théorie de phlogiston, ni étaient toutes les expériences quantitatives initiales entreprises pour examiner l'idée ; au lieu de cela, on s'est basé le sur des observations de ce qui se produit quand quelque chose brûle, que la plupart des objets communs semblent devenir allumeur et sembler perdre quelque chose dans le processus.[52] Le fait ce une substance aiment le bois réellement gains le poids global dans la brûlure a été caché par la flottabilité des produits gazeux de combustion. En effet un des premiers indices que la théorie de phlogiston était incorrecte était que les métaux, aussi, gagnent le poids dans le rouillement (quand ils perdaient censément le phlogiston).

Découverte

L'oxygène a été la première fois découvert près Suédois pharmacien Karl Wilhelm Scheele. Il avait produit oxygène-gaz en chauffant l'oxyde mercurique et divers nitrates d'ici environ 1772.[52][3] Scheele a appelé le gaz « air du feu » parce que c'était le seul défenseur connu de la combustion. Il a écrit un compte de cette découverte dans un manuscrit qu'il a intitulé Traité sur l'air et le feu, qu'il a envoyé à son éditeur en 1775. Cependant, ce document n'a pas été édité jusqu'en 1777.[56]

En attendant, une expérience a été entreprise par Britannique ecclésiastique Joseph Priestley sur 1er août, 1774 lumière du soleil focalisée dessus oxyde mercurique (HgO) à l'intérieur d'un tube de verre, qui a libéré un gaz il a appelé « dephlogisticated l'air ».[3] Il a noté que les bougies ont brûlé plus lumineux dans le gaz et qu'une souris était plus longue plus actif et plus vécu tout en le respirant. Après la respiration du gaz lui-même, il a écrit : « Le sentiment de lui à mes poumons n'était pas raisonnablement différent de celui d'air commun, mais j'ai aimé que mon sein s'est senti singulièrement léger et facile pendant un certain temps après. »[25] Priestley a édité ses résultats en 1775 dans un papier intitulé « un compte d'autres de découvertes en air » qui a été inclus dans le deuxième volume de son livre intitulé Expériences et observations sur différents genres d'air.[57][52] Puisqu'il avait édité ses résultats d'abord, Priestley est habituellement accordé la priorité dans la découverte.

Le chimiste français remarquable Antoine Laurent Lavoisier plus tard a prétendu avoir découvert la nouvelle substance indépendamment. Cependant, Priestley a visité Lavoisier en octobre 1774 et lui a indiqué au sujet de son expérience et comment il a libéré le nouveau gaz. Scheele également a signalé une lettre à Lavoisier dessus 30 septembre, 1774 que décrit sa propre découverte de la substance précédent-inconnue, mais Lavoisier n'a jamais reconnu le recevoir (une copie de la lettre a été trouvé dans les affaires de Scheele après sa mort).[56]

La contribution de Lavoisier

Quel Lavoisier a de manière indisputable fait (bien que ceci a été contesté alors) était entreprendre premières aux expériences quantitatives proportionnées dessus oxydation et donnez la première explication correcte de la façon dont la combustion fonctionne.[3] Il a employé des ces et les expériences semblables, tout commencés en 1774, pour critiquer la théorie de phlogiston et pour montrer que la substance découverte par Priestley et Scheele était a élément chimique.

Dans une expérience, Lavoisier a observé qu'il n'y avait aucune augmentation globale de poids quand étain et de l'air ont été chauffés dans un à bac fermé.[3] Il a noté que l'air s'est précipité dans quand il a ouvert le récipient, qui a indiqué qu'une partie de l'air emprisonné avait été consommée. Il a également noté que l'étain avait augmenté dans le poids et que l'augmentation était identique que le poids d'air qui a précipité en arrière le po. Ceci et d'autres expériences sur la combustion ont été documentés en son livre En de combustion de La de Sur général, qui a été édité en 1777.[3] Dans ce travail, il a montré que l'air est un mélange de deux gaz ; « air essentiel », qui est essentiel à la combustion et à la respiration, et azote (Gk. ἄζωτον « sans vie »), qui n'a pas soutenu non plus.

« Air essentiel » retitré par Lavoisier à oxygène en 1777 du Grec racines ὀξύς (oxys) (acide, littéralement « dièse, » du goût des acides) et - γενής (- genēs) (producteur, littéralement begetter), parce qu'il a confondu l'oxygène pour être un constituant de tous les acides.[5] Azote plus tard est devenu azote en anglais, bien qu'il ait maintenu le nom dans langues françaises et plusieurs autres européennes.[3]

L'oxygène a écrit l'anglais en dépit de l'opposition par les scientifiques anglais et le fait que Priestley a eu la priorité. C'est partiellement dû à une poésie félicitant le gaz intitulé le « oxygène » dans le livre populaire Le jardin botanique (1791) près Erasmus Darwin, père de Charles Darwin.[56]

Histoire postérieure

John Dalton'original de s hypothèse atomique supposé que tous les éléments étaient monoatomic et que les atomes dans les composés auraient normalement les rapports atomiques les plus simples en ce qui concerne un des autres. Par exemple, Dalton a supposé que la formule de l'eau était HO, donner la masse atomique de l'oxygène en tant que 8 fois cela de l'hydrogène, au lieu de la valeur moderne environ de 16.[58] En 1805, Joseph Louis Gay-Lussac et Alexandre von Humboldt prouvé que l'eau est constituée de deux volumes d'hydrogène et d'un volume de l'oxygène ; et d'ici 1811 Amedeo Avogadro était arrivé à l'interprétation correcte de composition de l'eau, basée sur ce qui s'appelle maintenant La loi d'Avogadro et l'acceptation des molécules élémentaires diatomiques.[59][60]

Par fin du 19me siècle les scientifiques se sont rendus compte que de l'air pourrait être liquéfié, et ses composants d'isolement, en le comprimant et en refroidissant. Employer a cascade méthode, chimiste suisse et physicien Raoul Pierre Pictet évaporé liquide anhydride sulfureux afin de liquéfier anhydride carbonique, qui alternativement a été évaporé pour se refroidir assez oxygène-gaz pour le liquéfier. Il a envoyé un télégramme dessus 22 décembre, 1877 au Académie française des sciences à Paris annonçant sa découverte de oxygène liquide.[61] Juste deux jours plus tard, physicien français Louis Paul Cailletet a annoncé sa propre méthode de liquéfier l'oxygène moléculaire.[61] Seulement quelques gouttes de liquide ont été produites dans l'un ou l'autre cas ainsi aucune analyse signicative ne pourrait être conduite.

Dans le chimiste de 1891 écossais Vase Dewar de James pouvait produire assez d'oxygène liquide pour étudier.[10] Le premier procédé commercial-viable pour produire l'oxygène liquide a été indépendamment développé en 1895 par l'ingénieur allemand Karl von Linde et ingénieur britannique William Hampson. Les deux hommes ont abaissé la température d'air jusqu'à ce qu'elle ait liquéfié et puis distillé les gaz de composant en les bouillant outre d'un par un et en les capturant.[62] Plus tard, en 1901, oxyacétylénique soudure a été démontré pour la première fois en brûlant un mélange de acétylène et comprimé O2. Cette méthode de métal de soudure et de découpage plus tard est devenue commune.[62]

Dans 1923 le scientifique américain Robert H. Goddard est devenue la première personne pour développer a moteur de fusée; le moteur utilisé essence pour le carburant et l'oxygène liquide en tant que oxydant. Goddard avec succès a volé une petite fusée liquide-remplie de combustible 56 m à 97 km/h dessus 16 mars, 1926 dans Auburn, le Massachusetts, Les ETATS-UNIS.[62][63]

Production industrielle

Voyez également : Évolution de l'oxygène et distillation fractionnaire

Deux méthodes principales sont utilisées pour produire 100 millions de tonnes de O2 extrait à partir de l'air pour des usages industriels annuellement.[56] La méthode la plus commune est à partiel-distillez air liquéfié dans ses divers composants, avec de l'azote N2 distillation comme vapeur tandis que l'oxygène O2 est parti comme liquide.[56]

L'autre méthode principale de production O2 le gaz implique de passer un jet d'air propre et sec par un lit d'une paire d'identique zéolite passoirs moléculaires, qui absorbe l'azote et livre un jet de gaz qui est de 90% à 93% O2.[56] Simultanément, le gaz d'azote est libéré de l'autre lit azote-saturé de zéolite, en réduisant la pression de fonctionnement de chambre et en détournant une partie de l'oxygène-gaz du lit de producteur par lui, dans la direction d'inversion de l'écoulement. Après qu'une durée de cycle d'ensemble l'opération des deux lits soit échangée, tenant compte de ce fait d'un approvisionnement continu en oxygène gazeux pour être pompé par une canalisation. Ceci est connu As adsorption d'oscillation de pression. Oxygène-gaz est de plus en plus obtenu par ces derniers noncryogénique technologies (voyez également le connexe adsorption d'oscillation de vide).[64]

Le bidon oxygène-gaz également soit produit à travers électrolyse de l'eau dans l'oxygène et l'hydrogène moléculaires. Une méthode semblable est l'electrocatalytic O2 évolution de oxydes et oxoacids. Des catalyseurs chimiques peuvent être aussi bien employés, comme dedans générateurs d'oxygène produit par réaction chimique ou les bougies de l'oxygène qui sont employées en tant qu'élément du vie-soutiennent l'équipement sur des sous-marins, et sont pièce immobile d'équipement standard sur les avions de ligne commerciales en cas d'urgences de dépressurisation. Une autre technologie de séparation d'air implique de forcer l'air pour se dissoudre à travers en céramique membranes basées dessus bioxyde de zirconium par pression ou un courant électrique, pour produire presque pur O2 gaz.[38]

En grande quantité, le prix de l'oxygène liquide en 2001 était approximativement $0.21/kg.[65] Puisque le coût de production primaire est le coût énergetique de liquéfier l'air, le coût de production changera comme le coût énergetique change.

Pour des raisons d'économie l'oxygène est souvent transporté en vrac comme liquide dans les camions-citernes spécial-isolés, depuis un litre de l'oxygène liquéfié est équivalent à 840 litres de l'oxygène gazeux à la pression atmosphérique et au ° 20C.[56] De tels camions-citernes sont employés pour remplir les récipients d'entreposage en bloc d'oxygène liquide, qui tiennent les hôpitaux extérieurs et d'autres établissements avec un besoin de grands volumes d'oxygène-gaz pur. L'oxygène liquide est passée à travers échangeurs de chaleur, qui convertissent le liquide cryogénique en gaz avant qu'ils entrent dans le bâtiment. L'oxygène est également stocké et embarqué dans plus petit cylindres contenir le gaz comprimé ; une forme qui est utile dans certaines applications médicales portatives et soudure et découpage d'oxy-carburant.[56]

Applications

Voyez également : Gaz de respiration, Redox, et Combustion

Médical

Prise de O2 de l'air est le but essentiel de respiration, ainsi la supplémentation de l'oxygène est employée dedans médecine. Thérapie de l'oxygène est employé pour traiter emphysème, pneumonie, quelques désordres de coeur, et quels la maladie cela altère la capacité du corps de prendre et employer l'oxygène gazeux.[66] Des traitements sont assez flexibles pour être employés dans les hôpitaux, le patient à la maison, ou de plus en plus par les dispositifs portatifs. Tentes de l'oxygène étaient une fois qu'utilisé généralement dans la supplémentation de l'oxygène, mais ont été depuis remplacés la plupart du temps par l'utilisation de masques d'oxygène ou canules nasales.

De barothérapie la médecine (à haute pression) emploie spécial chambres de l'oxygène pour augmenter pression partielle de O2 autour du patient et, une fois nécessaire, du personnel médical. Empoisonnement d'oxyde de carbone, gangrène de gaz, et maladie des caissons (« se plie ») sont parfois traités à l'aide de ces dispositifs. Accru O2 concentration dans les aides de poumons à déplacer oxyde de carbone du groupe de heme de hémoglobine. Oxygène-gaz est toxique au bactéries anaérobies que le gangrène de gaz de cause, ainsi l'augmentation de ses aides partielles de pression les tuent. La maladie des caissons se produit dans les plongeurs qui décompriment trop rapidement après qu'un piqué, ayant pour résultat des bulles du gaz inerte, la plupart du temps de l'azote et de l'argon, formant dans leur sang. Augmentation de la pression de O2 fait partie aussitôt que possible du traitement.[66]

L'oxygène est également employé médicalement pour les patients qui exigent ventilation mécanique, souvent aux concentrations au-dessus du 21% a trouvé en air ambiant.

Appui de la vie et utilisation récréationnelle

Une application notable de O2 en tant qu'à basse pression gaz de respiration est dans moderne costumes de l'espace, qui entourent le corps de leur occupant avec de l'air pressurisé. Ces dispositifs emploient l'oxygène presque pur à environ un tiers pression normale, ayant pour résultat un sang normal pression partielle de O2.[la vérification a eu besoin] Cette différence d'une concentration en oxygène plus élevée pour une plus basse pression est nécessaire pour maintenir les spacesuits flexibles.

Plongeurs de scaphandre et submariners comptez également sur artificiel-livré O2, mais employez le plus souvent la pression normale, et/ou les mélanges de l'oxygène et de l'air. Pur ou presque pur O2 l'utilisation dans la plongée aux pressions de haut-que-mer-niveau est habituellement limitée au rebreather, à la décompression, ou à l'utilisation de traitement de secours aux profondeurs relativement faibles (le ~ 6 mètre la profondeur, ou moins). Une plongée plus profonde exige la dilution significative de O2 avec d'autres gaz, tels que l'azote ou l'hélium, pour aider à empêcher toxicité de l'oxygène.

Peuplez qui montagnes ou mouche d'élever dans non-pressurisé avion de fixe-aile ayez parfois supplémentaire O2 approvisionnements.[67] Les passagers voyageant dans (pressurisé) des avions commerciaux ont un approvisionnement de secours en O2 automatiquement fourni à eux en cas de dépressurisation de carlingue. La perte soudaine de pression de carlingue active générateurs d'oxygène produit par réaction chimique au-dessus de chaque siège, causant masques d'oxygène pour se laisser tomber et forçant des classements de fer dans chlorate de sodium à l'intérieur de la boîte métallique.[38] Un jet régulier d'oxygène-gaz est produit par exothermique réaction. Cependant, même ceci peut poser un danger si peu convenablement déclenché : a Avion de ValuJet brisé après employer-date-expiré O2 boîtes métalliques, qui étaient embarquées dans le feu de prise de cargaison, activé et causé. Les boîtes métalliques mis-ont été marquées As vide, et porté contre marchandises dangereuses règlements.[68]

L'oxygène, en tant que doux supposé euphorique, a une histoire d'une utilité récréationnelle dedans barres de l'oxygène et dedans sports. Les barres de l'oxygène sont des établissements, ont trouvé dedans Le Japon, La Californie, et Las Vegas, Nevada depuis les années 90 en retard qui offrent plus haut que la normale O2 exposition pour des honoraires.[69] Athlètes professionnels, spécialement dedans Le football américain, allez également parfois outre du champ entre les jeux porter des masques d'oxygène afin d'obtenir une « poussée » supposée dans l'exécution. Cependant, la réalité d'un effet pharmacologique est douteuse ; a placebo ou poussée psychologique étant l'explication la plus plausible.[69] Les études disponibles soutiennent une poussée d'exécution d'enrichi O2 mélanges seulement s'ils sont respirés pendant exercice aérobie réel.[70] D'autres utilisations récréationnelles incluent pyrotechnique applications, comme George Goble'allumage de s cinq-deuxième de barbecue grils.[71]

Industriel

Fonte de minerai de fer dans acier consomme 55% de l'oxygène produit dans le commerce.[38] Dans ce processus, O2 est injecté par une lance à haute pression dans le fer fondu, qui enlève soufre impuretés et excès carbone comme oxydes respectifs, AINSI2 et Co2. Les réactions sont exothermique, ainsi la température grimpe jusqu'au ° 1700C.[38]

Encore 25% de l'oxygène produit dans le commerce est employé par l'industrie chimique.[38] Éthylène est mis à réagir avec O2 pour créer oxyde d'éthylène, en lequel, alternativement, est converti éthylène-glycol; le matériel primaire de conducteur fabriquait une foule de produits, incluant antigel et polyester polymères (les précurseurs de beaucoup plastiques et tissus).[38]

Les la plupart du 20% restant de l'oxygène produit dans le commerce sont employées dans des applications médicales, découpage et soudure en métal, comme oxydant dedans carburant de fusée, et dedans traitement à l'eau.[38] L'oxygène est employé dedans soudure oxyacétylénique brûlure acétylène avec O2 pour produire une flamme très chaude. Dans ce processus, métal jusqu'à 60 centimètre profondément est d'abord chauffé avec une petite flamme oxyacétylénique et rapidement ensuite coupé par un grand jet de O2.[72] Propulsion de fusée exige un carburant et un oxydant. Plus grand fusées employez l'oxygène liquide en tant que leur oxydant, qui est mélangé et mis à feu avec du carburant pour la propulsion.

Scientifique

Paleoclimatologists mesurez le rapport de oxygen-18 et oxygen-16 dans coquilles et squelettes des organizations marines pour déterminer ce qu'était le climat comme des millions il y a d'années (voyez cycle de rapport d'isotope de l'oxygène). Eau de mer molécules qui contiennent l'allumeur isotope, oxygen-16, s'évaporent à une vitesse légèrement plus rapide que des molécules d'eau contenant l'oxygen-18 12% plus lourd ; cette disparité augmente à de plus basses températures.[73] Pendant des périodes des températures globales inférieures, de neige et de pluie de cela l'eau évaporée tend à être plus haute dans oxygen-16, et l'eau de mer à gauche derrière tend à être plus haute dans oxygen-18. Les organizations marines incorporent alors plus d'oxygen-18 à leurs squelettes et coquilles qu'elles dans un climat plus chaud.[73] Paleoclimatologists mesurent également directement ce rapport dans les molécules d'eau de noyau de glace échantillons qui sont jusqu'à plusieurs centaines de milliers d'années.

Géologues planétaires ont mesuré différents abundances des isotopes de l'oxygène dans les échantillons provenant du La terre, Lune, Mars, et météorites, mais ne pouvaient pas longtemps obtenir des valeurs de référence pour les rapports d'isotope dans Le soleil, considéré d'être les mêmes que ceux du nébuleuse solaire primordiale. Cependant, analyse d'a silicium gaufrette exposée au vent solaire dans l'espace et retourné par brisé Vaisseau spatial de genèse a prouvé que le soleil a une proportion plus élevée d'oxygen-16 que la terre. La mesure implique qu'un processus inconnu a épuisé oxygen-16 du soleil disque de matériel protoplanetary avant la coalescence des grains de la poussière qui ont formé la terre.[74]

L'oxygène présente deux spectrophotométriques bandes d'absorption faire une pointe aux longueurs d'onde 687 et 760 nanomètre. Certains télédétection les scientifiques ont proposé d'employer la mesure du rayonnement venant des verrières de végétation dans ces bandes pour caractériser l'état de santé d'usine d'a satellite plateforme.[75] Cette approche exploite le fait que dans ces bandes il est possible de distinguer la végétation réflectivité du son fluorescence, qui est beaucoup plus faible. La mesure est techniquement difficile dû au bas rapport signal/bruit et la structure physique de la végétation ; mais on lui a proposé comme méthode possible de surveillance cycle de carbone des satellites sur une échelle globale.

Composés

Article principal : Composés de l'oxygène

état d'oxydation de l'oxygène est −2 dans presque tous les composés connus de l'oxygène. L'état −1 d'oxydation est trouvé dans quelques composés comme peroxydes.[76] Les composés contenant l'oxygène dans d'autres états d'oxydation sont très rares : −1/2 (superoxydes), −1/3 (ozonides), 0 (élémentaire, acide hypofluorous), +1/2 (dioxygenyl), +1 (difluoride de dioxygen), et +2 (difluoride de l'oxygène).

Oxydes et d'autres composés inorganiques

L'eau (H2O) est oxyde de hydrogène et le composé de l'oxygène le plus familier. Les atomes d'hydrogène sont en covalence collé à l'oxygène dans une molécule d'eau mais ayez également une attraction additionnelle (environ 23.3 kJ·mole−1 par atome d'hydrogène) à un atome d'oxygène adjacent dans une molécule séparée.[77] Ceux-ci liens d'hydrogène entre les molécules d'eau jugez-les approximativement 15% plus étroites que ce qui serait prévu dans un liquide simple avec juste Forces de Van der Waals.[78][79]

En raison du son electronegativity, formes de l'oxygène liaisons chimiques avec presque tous autres éléments aux températures élevées pour donner la correspondance oxydes. Cependant, quelques éléments forment aisément des oxydes à conditions standard pour la température et la pression; rouillement de fer est un exemple. La surface des métaux aiment aluminium et titane sont oxydés en présence de l'air et deviennent enduits avec une couche mince d'oxyde cela passive le métal et ralentit plus loin corrosion. Certains des oxydes de métal de transition sont trouvés en nature As composés non-stoechiométriques, avec légèrement moins de métal que formule chimique montrerait. Par exemple, l'occurrence normale FeO (wüstite) est écrit réellement As Fe1−xO, où X est habituellement autour 0.05.[80]

L'oxygène comme composé est présent dans l'atmosphère dans des traces sous forme de anhydride carbonique (Co2). la terre dans la croûte roche se compose dans la grande partie d'oxydes de silicium (silice SiO2, a trouvé dedans granit et sable), aluminium (oxyde d'aluminium Al2O3, dedans bauxite et corindon), fer (oxyde de fer (III) Fe2O3, dedans hématite et rouille) et autre métaux.

Le reste de la croûte de terre est également fait de composés de l'oxygène, en particulier carbonate de calcium (dans pierre à chaux) et silicates (dans feldspath). L'eausoluble silicates sous forme de Na4SiO4, Na2SiO3, et Na2Silicium2O5 sont employés As détergents et adhésifs.[81]

L'oxygène agit également en tant que ligand pour des métaux de transition, formant le métal-o2 liens avec iridium atome dedans Le complexe de Vaska,[82] avec platine dans PTF6,[83] et avec le centre de fer du heme groupe de hémoglobine.

Composés et biomolécules organiques

Parmi les classes les plus importantes des composés organiques qui contiennent l'oxygène soyez (où « R » est un groupe organique) : alcools (R-OH) ; éthers (R-O-R) ; cétones (R-CO-R) ; aldéhydes (R-CO-H) ; acides carboxyliques (R-COOH) ; esters (R-COO-R) ; anhydrides acides (R-CO-O-CO-R) ; et amides (R-C (O) - NR2). Il y a beaucoup d'organique important dissolvants cela contiennent l'oxygène, incluant : acétone, méthanol, éthanol, isopropanol, furfuranne, THF, éther diéthylique, dioxane, acétate éthylique, DMF, DMSO, acide acétique, et acide formique. Acétone ((Ch3)2Co) et phénol (C6H5L'OH) sont employés comme matériaux de conducteur dans la synthèse de beaucoup de différentes substances. D'autres composés organiques importants qui contiennent l'oxygène sont : glycérol, formaldéhyde, glutaraldéhyde, acide citrique, anhydride acétique, et acétamide. Époxydes soyez éthers dans ce que l'atome d'oxygène fait partie d'un anneau de trois atomes.

L'oxygène réagit spontanément avec beaucoup organique les composés ou au-dessous derrière la température ambiante dans un processus ont appelé autoxydation.[84] Les la plupart de composés organiques cela contiennent l'oxygène ne sont pas faits par action directe de O2. Les composés organiques importants dans l'industrie et le commerce qui sont faits par oxydation directe d'un précurseur incluent oxyde d'éthylène et acide peracétique.[81]

L'élément est trouvé dans presque tous biomolécules cela (ou sont produits près) la vie importante. Seulement quelques biomolécules complexes communs, comme squalène et carotènes, ne contenez aucun oxygène. Des composés organiques avec la pertinence biologique, hydrates de carbone contenez la plus grande proportion par la masse de l'oxygène. Tous graisses, acides gras, acides aminés, et protéines contenez l'oxygène (dû à la présence de carbonylique groupes en ces acides et leur ester résidus). L'oxygène se produit également dedans phosphate (PO43−) groupes dans les molécules énergie-portantes biologiquement importantes Triphosphate d'adénosine et ADP, dans l'épine dorsale et purines (excepté adénine) et pyrimidines de ARN et ADN, et dans des os As phosphate de calcium et hydroxylapatite.

Précautions

Toxicité

Article principal : Toxicité de l'oxygène

Oxygène-gaz (O2) peut être toxique à élevé pressions partielles, menant à convulsions et d'autres problèmes de santé.[85][86] La toxicité de l'oxygène commence habituellement à se produire aux pressions partielles plus de 50 kilosPascal (kPa), ou 2.5 fois le niveau de la mer normal O2 pression partielle du kPa environ 21. Par conséquent, air fourni à travers masques d'oxygène dans des applications médicales se compose typiquement de 30% O2 par le volume (kPa environ 30 à la pression standard).[25] En même temps, bébés prématurés ont été placés dans contenir d'incubateurs O2- de l'air riche, mais cette pratique a été discontinué après que quelques bébés aient été aveuglés par elle.[25]

Respiration pure O2 dans des applications de l'espace, comme dans certains modernes costumes de l'espace, ou dans le vaisseau spatial tôt comme Apollo, causes aucuns dommages dus à basses toutes les pressions utilisées.[87] Dans le cas des spacesuits, O2 la pression partielle dans le gaz de respiration est, généralement le kPa environ 30 (normale de 1.4 fois), et résulter O2 la pression partielle dans le sang artériel de l'astronaute est seulement marginalement plus de niveau de la mer que normal O2 pression partielle (voyez gaz de sang artériel).

Toxicité de l'oxygène aux poumons et système nerveux central le bidon se produisent également dedans profondément plongée de scaphandre et plongée assurée par surface.[25] Respiration prolongée d'un mélange d'air avec O2 le kPa de 60 partiel de pression plus peut par la suite mener à la constante fibrose pulmonaire.[88] Exposition à a O2 le kPa 160 plus grand que de pressions partielles peut mener aux convulsions (normalement mortelles pour des plongeurs). La toxicité aiguë de l'oxygène peut se produire en respirant un mélange d'air avec 21% O2 à 66 m ou à plus de profondeur tandis que la même chose peut se produire en respirant 100% O2 seulement à 6 M.[88][89]

Combustion et d'autres risques

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BOEUF

les sources Haut-concentrées de l'oxygène favorisent rapide combustion. Le feu et explosion les risques existent quand les oxydants concentrés et carburants sont introduits dans la proximité étroite ; cependant, un événement d'allumage, tel que la chaleur ou une étincelle, est nécessaire pour déclencher la combustion.[90] L'oxygène lui-même n'est pas le le carburant, mais l'oxydant. Les risques de combustion s'appliquent également aux composés de l'oxygène avec un potentiel oxydant élevé, comme peroxydes, chlorates, nitrates, perchlorates, et dichromates parce qu'ils peuvent donner l'oxygène à un feu.

Concentré O2 permettra à la combustion de procéder rapidement et énergétiquement.[90] Acier les pipes et les navires de stockage pour stocker et transmettre gazeux et oxygène liquide agira en tant que carburant ; et donc la conception et la fabrication de O2 les systèmes exige de la formation spéciale de s'assurer que des sources d'allumage sont réduites au minimum.[90] Le feu qui a tué Apollo 1 servez d'équipier sur une garniture de lancement d'essai répandue tellement rapidement parce que la capsule a été pressurisée avec pur O2 mais à la pression légèrement plus qu'atmosphérique, au lieu de la pression normale de ⅓ qui serait employée dans une mission.[91][92]

L'oxygène liquide se renverse, si laissé imbiber dans la matière organique, comme bois, produits pétrochimiques, et asphalte peut causer ces matériaux à détonez de manière imprévisible sur l'impact mécanique suivant.[90] Sur le contact avec le corps humain, il peut également causer cryogénique brûlures à la peau et aux yeux.

Voyez également

Notes et citations

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Références

Liens externes

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v • d • e
Diatomique éléments chimiques

Hydrogène H2 | Azote N2 | L'oxygène O2 | Fluor F2 | Chlore Cl2 | Brome Br2 | Iode I2 | Astatine À2
v • d • e
Nombres d'E

Couleurs (E100-199) • Préservatifs (E200-299) • Antioxydants & Régulateurs d'acidité (E300-399) • Épaississants, stabilisateurs & émulsifiants (E400-499) • pH régulateurs & antiagglomérants (E500-599) • Renforceurs de saveur (E600-699) • Divers (E900-999) • Produits chimiques additionnels (E1100-1599)

Cires (E900-909) • Lustres synthétiques (E910-919) • Agents d'amélioration (E920-929) • Gaz de empaquetage (E930-949) • Édulcorants (E950-969) • Moussants (E990-999)

Peroxyde de calcium (E930) • L'argon (E938) • Hélium (E939) • Dichlorodifluorométhane (E940) • Azote (E941) • Protoxyde d'azote (E942) • Butane (E943a) • Isobutane (E943b) • Propane (E944) • L'oxygène (E948) • Hydrogène (E949)
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