Méthodes pour produire des réactions avec l'oxygène. Production industrielle d'oxygène. Être dans la nature

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, économie nationale et d'autres industries.

Propriétés

Oxygène - le huitième élément tableau périodique Mendeleïev. 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 produire de l'oxygène à partir de divers composés dans l'industrie et conditions 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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L'air est une source inépuisable d'oxygène. Pour en obtenir de l'oxygène, ce gaz doit être séparé de l'azote et des autres gaz. La méthode industrielle de production d’oxygène repose sur cette idée. Elle est mise en œuvre à l'aide d'un matériel spécial, plutôt encombrant. Tout d’abord, l’air est considérablement refroidi jusqu’à ce qu’il se transforme en liquide. Ensuite, la température de l’air liquéfié augmente progressivement. L'azote gazeux commence à en être libéré en premier (le point d'ébullition de l'azote liquide est de -196°C) et le liquide s'enrichit en oxygène.

Obtention d'oxygène en laboratoire. Les méthodes de laboratoire pour produire de l'oxygène sont basées sur des réactions chimiques.

J. Priestley a obtenu ce gaz à partir d'un composé appelé oxyde de mercure (II). Le scientifique a utilisé une lentille en verre avec laquelle il a focalisé la lumière du soleil sur la substance.

Dans une version moderne, cette expérience est représentée à la figure 54. Lorsqu'il est chauffé, l'oxyde de mercure (||) (poudre couleur jaune) se transforme en mercure et en oxygène. Le mercure est libéré dans état gazeux et se condense sur les parois du tube à essai sous forme de gouttes argentées. L'oxygène est collecté au-dessus de l'eau dans le deuxième tube à essai.

La méthode de Priestley n'est plus utilisée car les vapeurs de mercure sont toxiques. L'oxygène est produit à l'aide d'autres réactions similaires à celle discutée. Ils se produisent généralement lorsqu'ils sont chauffés.

Les réactions dans lesquelles plusieurs autres sont formées à partir d’une substance sont appelées réactions de décomposition.

Pour obtenir de l'oxygène en laboratoire, les composés contenant de l'oxygène suivants sont utilisés :

Permanganate de potassium KMnO4 (nom commun permanganate de potassium ; la substance est un désinfectant courant)

Chlorate de potassium KClO3 (nom trivial - sel de Bertholet, en l'honneur du chimiste français fin XVIII - début XIX V. K.-L. Berthollet)

Une petite quantité d'un catalyseur - l'oxyde de manganèse (IV) MnO2 - est ajoutée au chlorate de potassium afin que la décomposition du composé se produise avec libération d'oxygène1.

Structure des molécules d'hydrures de chalcogène H2E peut être analysé à l’aide de la méthode des orbitales moléculaires (MO). A titre d'exemple, considérons le diagramme des orbitales moléculaires d'une molécule d'eau (Fig. 3)

Pour la construction (Pour plus de détails, voir G. Gray "Electrons and Chemical Bonding", M., maison d'édition "Mir", 1967, pp. 155-62 et G. L. Miessier, D. A. Tarr, "Inorganic Chemistry", Prantice Hall Int. Inc., 1991, p.153-57) diagrammes du MO de la molécule H2O, nous combinerons l'origine des coordonnées avec l'atome d'oxygène, et placerons les atomes d'hydrogène dans le plan xz (Fig. 3). Le chevauchement des 2s- et 2p-AO de l'oxygène avec les 1s-AO de l'hydrogène est illustré à la figure 4. Les AO d'hydrogène et d'oxygène, qui ont la même symétrie et des énergies similaires, participent à la formation des MO. Cependant, la contribution de l'AO à la formation de micro-organismes est différente, ce qui se reflète dans différentes valeurs des coefficients dans les valeurs correspondantes. combinaisons linéaires JSC. L'interaction (chevauchement) du 1s-AO de l'hydrogène et du 2s- et 2pz-AO de l'oxygène conduit à la formation de MO de liaison 2a1 et d'anti-liaison 4a1.

Quatre éléments « chalcogènes » (c'est-à-dire « donnant naissance au cuivre ») sont en tête du sous-groupe principal du groupe VI (selon la nouvelle classification - le 16ème groupe) 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 eau - son pourcentage est d'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 de couleur bleue et sous forme solide, il se forme 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 nombreux substances simples, à la fois des métaux et des non-métaux, 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 lors de la séparation 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 Chez l'homme, l'oxygène est consommé en grande quantité - par exemple lors de la combustion de divers types de 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 a lieu dans les plantes vertes sous l'influence de la lumière du soleil. À la suite de ce processus, du glucose se forme, que la plante utilise ensuite pour construire ses tissus.

Histoire de la découverte de l'oxygène La découverte de l'oxygène marquée nouvelle période dans le développement de la chimie. On sait depuis l’Antiquité que la combustion nécessite de l’air. Le processus de combustion des substances est resté longtemps flou. À l'ère de l'alchimie, la théorie du phlogistique s'est répandue, selon laquelle les substances brûlent en raison de leur interaction avec la matière ardente, c'est-à-dire avec le phlogistique contenu dans la flamme. L'oxygène a été obtenu par le chimiste anglais Joseph Priestley dans les années 70 du XVIIIe siècle. Un chimiste a chauffé de la poudre d'oxyde de mercure (II) rouge, provoquant la décomposition de la substance pour former du mercure métallique et un gaz incolore :

2HgO t° → 2Hg + O2

Oxydes– composés binaires contenant de l’oxygène Lorsqu’un éclat fumant était introduit dans un récipient contenant du gaz, il s’enflammait vivement. Le scientifique pensait que l'éclat fumant avait introduit du phlogiston dans le gaz et que celui-ci s'était enflammé. D. Priestley J'ai essayé de respirer le gaz résultant et j'ai été ravi de voir à quel point il était facile et libre de respirer. Alors le scientifique n'imaginait même pas que le plaisir de respirer ce gaz était donné à tout le monde. D. Priestley a partagé les résultats de ses expériences avec le chimiste français Antoine Laurent Lavoisier. Disposant alors d'un laboratoire bien équipé, A. Lavoisier répète et améliore les expériences de D. Priestley. A. Lavoisier a mesuré la quantité de gaz libérée lors de la décomposition d'une certaine masse d'oxyde de mercure. Le chimiste a ensuite chauffé le mercure métallique dans un récipient scellé jusqu'à ce qu'il devienne de l'oxyde de mercure (II). Il a découvert que la quantité de gaz libérée lors de la première expérience était égale à la quantité de gaz absorbée lors de la deuxième expérience. Par conséquent, le mercure réagit avec certaines substances présentes dans l’air. Et cette même substance est libérée lors de la décomposition de l’oxyde. Lavoisier fut le premier à conclure que le phlogiston n'avait absolument rien à voir avec cela et que la combustion d'un éclat fumant était provoquée par un gaz inconnu, qui fut plus tard appelé oxygène. La découverte de l’oxygène a marqué l’effondrement de la théorie du phlogistique !

Méthodes de production et de collecte d'oxygène en laboratoire

Les méthodes de laboratoire pour produire de l'oxygène sont très diverses. Il existe de nombreuses substances à partir desquelles l’oxygène peut être obtenu. Examinons les méthodes les plus courantes.

1) Décomposition de l'oxyde de mercure (II)

L'un des moyens d'obtenir de l'oxygène en laboratoire est de l'obtenir en utilisant la réaction de décomposition des oxydes décrite ci-dessus. mercure(II). En raison de la forte toxicité des composés du mercure et des vapeurs de mercure elles-mêmes, cette méthode est extrêmement rarement utilisée.

2) Décomposition du permanganate de potassium

Le permanganate de potassium(dans la vie de tous les jours on l’appelle permanganate de potassium) – substance cristalline couleur violet foncé. Lorsque le permanganate de potassium est chauffé, de l'oxygène est libéré. Versez un peu de poudre de permanganate de potassium dans le tube à essai et fixez-le horizontalement dans le pied du trépied. Placez un morceau de coton près du trou du tube à essai. Nous fermons le tube à essai avec un bouchon dans lequel est inséré un tube de sortie de gaz dont l'extrémité est abaissée dans le récipient de réception. Le tube de sortie du gaz doit atteindre le fond du récipient de réception. Un coton situé près de l'ouverture du tube à essai est nécessaire pour empêcher les particules de permanganate de potassium de pénétrer dans le récipient récepteur (lors de la décomposition, l'oxygène libéré entraîne les particules de permanganate). Une fois l'appareil assemblé, nous commençons à chauffer le tube à essai. La libération d'oxygène commence. Équation de réaction pour la décomposition du permanganate de potassium :

2KMnO4 t° → K2MnO4 + MnO2 + O2

Comment détecter la présence d’oxygène ? Utilisons la méthode de Priestley. Allumons un éclat de bois, laissons-le brûler un peu, puis éteignons-le pour qu'il couver à peine. Abaissons l'éclat fumant dans un récipient contenant de l'oxygène. La torche brille fort ! Tuyau de sortie de gaz n'a pas été abaissé accidentellement au fond du navire récepteur. L'oxygène est plus lourd que l'air, il s'accumulera donc au bas du récepteur, en chassant l'air. L'oxygène peut également être collecté en déplaçant l'eau. Pour ce faire, le tube de sortie de gaz doit être descendu dans un tube à essai rempli d'eau et descendu dans un cristalliseur avec de l'eau avec le trou vers le bas. Lorsque l’oxygène entre, le gaz chasse l’eau du tube à essai.

Décomposition du peroxyde d'hydrogène

Peroxyde d'hydrogène- une substance connue de tous. Il est vendu en pharmacie sous le nom de « peroxyde d’hydrogène ». Ce nom est obsolète, il est plus correct d'utiliser le terme « peroxyde ». Formule chimique peroxyde d'hydrogène H2O2 Le peroxyde d'hydrogène pendant le stockage se décompose lentement en eau et en oxygène. Pour accélérer le processus de décomposition, vous pouvez chauffer ou appliquer catalyseur.

Catalyseur– une substance qui accélère la vitesse d’une réaction chimique

Versez du peroxyde d'hydrogène dans le ballon et ajoutez un catalyseur au liquide. Le catalyseur peut être de la poudre noire - oxyde de manganèse MnO2. Immédiatement, le mélange commencera à mousser en raison de la libération grande quantité oxygène. Apportons un éclat fumant dans le flacon - il s'enflamme vivement. L’équation de réaction pour la décomposition du peroxyde d’hydrogène est :

2H2O2MnO2 → 2H2O + O2

Attention : le catalyseur qui accélère la réaction est inscrit au dessus de la flèche ou du signe «=», car il n'est pas consommé lors de la réaction, mais ne fait que l'accélérer.

Décomposition du chlorate de potassium

Chlorure de potassium– substance cristalline blanc. Utilisé dans la production de feux d'artifice et autres produits pyrotechniques divers. Il existe un nom trivial pour cette substance - « sel de Berthollet ». La substance a reçu ce nom en l'honneur du chimiste français qui l'a synthétisée pour la première fois, Claude Louis Berthollet. La formule chimique du chlorate de potassium est KСlO3. Lorsque le chlorate de potassium est chauffé en présence d'un catalyseur - l'oxyde de manganèse MnO2, le sel de Berthollet se décompose selon le schéma suivant :

2KClO3 t°, MnO2 → 2KCl + 3O2.

Décomposition des nitrates

Nitrates- substances contenant des ions NO3⎺. Connexions de cette classe utilisés comme engrais minéraux et inclus dans les produits pyrotechniques. Nitrates– les composés sont thermiquement instables et lorsqu'ils sont chauffés, ils se décomposent en libérant de l'oxygène : Veuillez noter que toutes les méthodes envisagées pour produire de l'oxygène sont similaires. Dans tous les cas, de l'oxygène est libéré lors de la décomposition de substances plus complexes. Réaction de décomposition- une réaction qui entraîne substances complexes décomposer en B plus simple vue générale La réaction de décomposition peut être décrite par un diagramme de lettres :

AB → A + B.

Des réactions de décomposition peuvent se produire sous l’influence de divers facteurs. Cela peut être du chauffage, action courant électrique, l'utilisation d'un catalyseur. Il existe des réactions dans lesquelles les substances se décomposent spontanément.

Production d'oxygène dans l'industrie

Dans l’industrie, l’oxygène est obtenu en le séparant de l’air. Air– un mélange de gaz dont les principaux composants sont présentés dans le tableau. L'essence de cette méthode est un refroidissement profond de l'air, le transformant en liquide qui, dans des conditions normales, pression atmosphérique peut être atteint à une température d'environ -192°С. La séparation du liquide en oxygène et azote s'effectue en utilisant la différence de leurs températures d'ébullition, à savoir : Tb. O2 = -183 °C ; Bp.N2 = -196°С(à pression atmosphérique normale). Avec l'évaporation progressive d'un liquide en phase gazeuse, l'azote, qui a plus basse température bouillant, et au fur et à mesure qu'il est libéré, le liquide s'enrichira en oxygène. Répéter ce processus plusieurs fois permet d'obtenir de l'oxygène et de l'azote de la pureté requise. Cette méthode de séparation des liquides en leurs composants est appelée rectification de l'air liquide.

En laboratoire, l'oxygène est produit par des réactions de décomposition
Réaction de décomposition- une réaction à la suite de laquelle des substances complexes sont décomposées en substances plus simples
L'oxygène peut être collecté par la méthode de déplacement d'air ou la méthode de déplacement d'eau
Pour détecter l'oxygène, un éclat fumant est utilisé ; il clignote brillamment à l'intérieur.
Catalyseur- une substance qui accélère réaction chimique, mais non consommé

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Bonjour.. 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, . 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 se trouve dans plus de 1 400 minéraux différents et matière organique, 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 bichromate
potassium potassium

Dans l'industrie, l'oxygène est obtenu :

1) Décomposition électrolytique de l'eau :

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2) Interactions gaz carbonique avec des 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, engins spatiaux.

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. Pendant la 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 :