Oxygène

Oxygène
Azote ← Oxygène → Fluor —   8 O                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                               ↑ O ↓ S Table complète • Table étendue
Informations générales
Nom, symbole, numéro	Oxygène, O, 8
Série chimique	Non-métaux
Groupe, période, bloc	16, 2, p
Masse volumique	1,429 kg·m-3
Couleur	incolore
No CAS	17778-80-2
Propriétés atomiques
Masse atomique	15,9994 ± 0,0003 u[1]
Rayon atomique (calc)	60 pm (48 pm)
Rayon de covalence	0,66 ± 0,02 Å [2]
Rayon de van der Waals	140 pm[3]
Configuration électronique	[He] 2s2 2p4
Électrons par niveau d’énergie	2, 6
État(s) d’oxydation	-2, -1
Oxyde	neutre
Structure cristalline	cubique
Propriétés physiques
État ordinaire	gaz paramagnétique
Point de fusion	-218,79 °C ; 54,36
Point d’ébullition	-182,95 °C ; 90,20
Énergie de fusion	0,22259 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation	3,4099 kJ·mol-1
Température critique	-118,56 °C [1]
Point triple	-218,79 °C [1]
Volume molaire	17,36×10-3 m3·mol-1
Vitesse du son	317 m·s-1 à 20 °C,5
Divers
Électronégativité (Pauling)	3,44
Chaleur massique	920 J·kg-1·K-1
Conductivité thermique	0,02674 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[4]
1re : 13,61805 eV	2e : 35,1211 eV
3e : 54,9355 eV	4e : 77,41353 eV
5e : 113,8990 eV	6e : 138,1197 eV
7e : 739,29 eV	8e : 871,4101 eV
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD MeV 14O {syn.} 1,17677 min β+ 1,72 14N 15O {syn.} 2,0357 min β+ 1,72 15N 16O 99,762 % stable avec 8 neutrons 17O 0,038 % stable avec 9 neutrons 18O 0,2 % stable avec 10 neutrons 19O {syn.} 26,91 s β- 4,821 19F 20O {syn.} 13,51 s β- 3,814 20F
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Cet article concerne l'élément chimique. Pour le gaz de formule chimique O₂, se reporter à l'article dioxygène.. Pour les autres significations du mot « oxygène », voir Oxygène (homonymie).

L’oxygène est un élément chimique du groupe des chalcogènes (terme peu utilisé, lui préférer groupe de l'oxygène), de symbole O et de numéro atomique 8. Découvert indépendamment en 1773 par le Suédois Carl Wilhelm Scheele à Uppsala et en 1774 par le Britannique Joseph Priestley en Wiltshire, il a été nommé ainsi en 1777 par Antoine Lavoisier à Paris à partir du grec ancien ὀξύς / oxys « aigu », c'est-à-dire ici « acide », et γενής / genês « générateur », car Lavoisier pensait à tort que^[5] :

« Nous avons donné à la base de la portion respirable de l'air le nom d'oxygène, en le dérivant de deux mots grecs acide et j'engendre, parce qu'en effet une des propriétés les plus générales de cette base [Lavoisier parle de l'oxygène] est de former des acides en se combinant avec la plupart des substances. Nous appellerons donc gaz oxygène la réunion de cette base avec le calorique. »

Une molécule de formule chimique O₂, appelée communément « oxygène » et, par les chimistes, dioxygène est constituée de deux atomes d'oxygène reliés par liaison covalente : aux conditions normales de température et de pression, le dioxygène est un gaz, qui constitue 20,8 % du volume de l'atmosphère terrestre au niveau de la mer.

L'oxygène est un non-métal qui forme très facilement des composés, notamment des oxydes, avec pratiquement tous les autres éléments chimiques ; Cette facilité se traduit par des constantes de formation élevée, mais cinétiquement, le dioxygène est souvent peu réactif à température ambiante. Ainsi un mélange de dioxygène et de d'hydrogène, ou de fer, ou de soufre, etc... n'évolue qu'extrêmement lentement.

C'est, en masse, le troisième élément le plus abondant de l'Univers après l'hydrogène et l'hélium, et le plus abondant des éléments de l'écorce terrestre ; l'oxygène constitue ainsi^[6] :

• 86 % de la masse des océans, sous la forme d'eau,
• 46,4 % de la masse de l'écorce terrestre, en particulier sous forme d'oxydes et de silicates,
• 23,1 % de la masse de l'air, sous forme de dioxygène ou d'ozone, soit 1,2×10¹⁵ tonnes, soit près de 21 % du volume total de l'atmosphère,
• 62,5 % de la masse du corps humain,
• jusqu'à 88 % de la masse de certains animaux marins.

Notre planète était à l'origine dépourvue de dioxygène. Celui-ci s'est formé grâce à la photosynthèse réalisée par les végétaux, les algues et les cyanobactéries, ces dernières étant apparues il y a peut-être 2,8 milliards d'années^[7]. Le dioxygène O₂ est toxique pour les organismes anaérobies, dont faisaient partie les premières formes de vie apparues sur Terre, mais est indispensable à la respiration des organismes aérobies, qui constituent la grande majorité des espèces vivantes actuelles. La respiration cellulaire est l'ensemble des voies métaboliques, telles que le cycle de Krebs et la chaîne respiratoire, alimentées par exemple par la glycolyse et la β-oxydation, par lesquelles une cellule produit de l'énergie sous forme d'ATP et du pouvoir réducteur sous forme de NADH + H⁺ et de FADH₂.

En s'accumulant dans l'atmosphère terrestre, le dioxygène O₂ issu de la photosynthèse a formé une couche d'ozone à la base de la stratosphère sous l'effet du rayonnement solaire. L'ozone est un allotrope de l'oxygène de formule chimique O₃ encore plus oxydant que le dioxygène — ce qui en fait un polluant indésirable lorsqu'il est présent dans la troposphère au niveau du sol — mais qui a la particularité d'absorber les rayons ultraviolets du Soleil et donc de protéger la biosphère de ce rayonnement nocif : la couche d'ozone a constitué le bouclier qui a permis aux premières plantes terrestres de quitter les océans il y a près de 475 millions d'années.

Dans l'atmosphère terrestre

Dans des conditions normales de température et de pression, l'oxygène se présente sous la forme d'un gaz diatomique : le dioxygène, de formule chimique O₂. C'est le cas de « l'oxygène » dans l'atmosphère terrestre.

La molécule d'ozone (trioxygène) est un gaz métastable qui se trouve principalement dans les hautes couches de l'atmosphère où il contribue à la filtration des ultraviolets qui frappent la Terre. Depuis les années 1970, la concentration d'ozone dans l'air au niveau du sol augmente du fait des activités humaines. L'ozone est essentiellement produit par décomposition lors de journées chaudes des oxydes d'azote issus de la combustion des carburants fossiles sous l'effet des rayons solaires ultraviolets. L'ozone est très oxydant et toxique.

Si le dioxygène représente aujourd'hui quasiment 21 % de l'air (en volume), au Carbonifère, il aurait atteint 30 %. Cette culmination de sa proportion dans l'atmosphère terrestre à cette époque est due à l'expansion massive des forêts de fougères géantes sur la Pangée, et à l'enfouissement progressif des produits organiques qui sont devenus les gisements de charbon.

L'apparition de la photosynthèse par les cyanobactéries remonte aux éons les plus anciens, et introduisit le dioxygène dans l'atmosphère de l'ordre de 1 % (à quelques %) durant le précambrien.

Il est indispensable au cycle de la vie : les végétaux photosynthétiques dégagent du dioxygène par photosynthèse alors que la respiration des animaux et des plantes en consomme. De plus, l'oxygène est un composant essentiel des molécules qui se retrouvent dans tout être vivant : acides aminés, sucres, etc.

Propriétés

L'oxygène est très électronégatif. Il forme facilement de nombreux composés ioniques avec les métaux (oxydes, hydroxydes). Il forme aussi des composés ionocovalents avec les non-métaux (exemples : le dioxyde de carbone, le trioxyde de soufre) et entre dans la composition de nombreuses classes de molécules organiques, par exemple, les alcools (R-OH), les carbonylés R-CHO ou R₂CO et les acides carboxyliques (R-COOH).

Énergie de dissociation des molécules diatomiques O-X à 25 °C en kJ/mol ($D^{o}_{298}$)^[8] :

H 429,91

He

Li 340,5

Be 437

B 809

C 1 076,38

N 631,62

O 498,36

F 220

Ne

Na 270

Mg 358,2

Al 501,9

Si 799,6

P 589

S 517,9

Cl 267,47

Ar

K 271,5

Ca 383,3

Sc 671,4

Ti 666,5

V 637

Cr 461

Mn 362

Fe 407

Co 397,4

Ni 366

Cu 287,4

Zn 250

Ga 374

Ge 657,5

As 484

Se 429,7

Br 237,6

Kr 8

Rb 276

Sr 426,3

Y 714,1

Zr 766,1

Nb 726,5

Mo 502

Tc 548

Ru 528

Rh 405

Pd 238,1

Ag 221

Cd 236

In 346

Sn 528

Sb 434

Te 377

I 233,4

Xe 36,4

Cs 293

Ba 562

*

Hf 801

Ta 839

W 720

Re 627

Os 575

Ir 414

Pt 418,6

Au 223

Hg 269

Tl 213

Pb 382,4

Bi 337,2

Po

At

Rn

Fr

Ra

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

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Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

*

La 798

Ce 790

Pr 740

Nd 703

Pm

Sm 573

Eu 473

Gd 715

Tb 694

Dy 615

Ho 606

Er 606

Tm 514

Yb 387,7

Lu 669

**

Ac 794

Th 877

Pa 792

U 755

Np 731

Pu 656,1

Am 553

Cm 732

Bk 598

Cf 498

Es 460

Fm 443

Md 418

No 268

Lr 665

Utilisation de l'oxygène 18

L'oxygène 18 est un indicateur paléoclimatique utilisé pour connaître la température dans une région à une époque donnée : plus le rapport isotopique ¹⁸O / ¹⁶O est élevé et plus la température correspondante est basse. Ce rapport peut être déterminé à partir de carottes de glace, ainsi que de l'aragonite ou de la calcite de certains fossiles.

Ce procédé est très utile pour confirmer ou infirmer une théorie sur les changements climatiques naturels terrestres comme les paramètres de Milanković.

Références

1. ↑ ^{a, b et c} (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0) 
2. ↑ (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [lien DOI] 
3. ↑ Paul Arnaud, Brigitte Jamart, Jacques Bodiguel, Nicolas Brosse, Chimie Organique 1^er cycle/Licence, PCEM, Pharmacie , Cours, QCM et applications, Dunod, 8 juillet 2004, Broché, 710 p. (ISBN 2100070355) 
4. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, TF-CRC, 2006, 87^e éd. (ISBN 0849304873), p. 10-202 
5. ↑ Lavoisier A. (1789). Traité élémentaire de chimie, 1864, p.48.
6. ↑ Oxygène
7. ↑ (en) Jin Xiong, William M. Fischer, Kazuhito Inoue, Masaaki Nakahara, Carl E. Bauer, « Molecular Evidence for the Early Evolution of Photosynthesis », dans Science, vol. 289, n^o 5485, 8 septembre 2000, p. 1724-1730 (ISSN 1095-9203) [texte intégral (page consultée le 9 février 2011)]  DOI:10.1126/science.289.5485.1724
8. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-4200-9084-0) 

Voir aussi

Articles connexes

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• Dioxygène
• Ozone
• Combustion
• Oxygène liquide
• Oxygène solide
• Macro-élément
• Médecine hyperbare
• Oxyduc
• Oxygénothérapie normobare
• Réaction d'oxydo-réduction
• Stades isotopiques de l'oxygène

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Métalloïdes	Non-métaux	Halogènes	Gaz rares
Métaux alcalins	Métaux alcalino-terreux	Métaux de transition	Métaux pauvres
Lanthanides	Actinides	Superactinides	Éléments non classés