Oxygène

 Ne doit pas être confondu avec Oxygen.
Page d'aide sur l'homonymie Cet article concerne l'élément chimique. Pour le corps simple O2, voir Dioxygène. Pour les autres significations, voir Oxygène (homonymie).
Oxygène
AzoteOxygèneFluor
  Lattic simple cubic.svg
 
8
O
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                   
                                       
O
S
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Oxygène, O, 8
Série chimique Non-métaux
Groupe, période, bloc 16, 2, p
Masse volumique 1,42763 kg·Nm-3 T.P.N. (molécule O2)
Couleur incolore
No CAS 17778-80-2
Propriétés atomiques
Masse atomique 15,9994 ± 0,0003 u [1] (atome O)
Rayon atomique (calc) 60 pm (48 pm)
Rayon de covalence 66 ± 2 pm [2]
Rayon de van der Waals 140 pm [3]
Configuration électronique [ He] 2 s2 2 p4
Électrons par niveau d’énergie 2, 6
État(s) d’oxydation -2, -1
Oxyde neutre
Structure cristalline cubique
Propriétés physiques
État ordinaire gaz paramagnétique (molécule O2)
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]
Pression critique 5,043 MPa [4]
Point triple −218,79 °C [1]
Volume molaire 22,414×10-3 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 [5]
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 14 N
15O {syn.} 2,0357 min β+ 1,72 15 N
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 19 F
20O {syn.} 13,51 s β- 3,814 20 F
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L'oxygène est l' élément chimique de numéro atomique 8, de symbole O. C'est la tête de file du groupe des chalcogènes, souvent appelé groupe de l'oxygène. Découvert indépendamment en 1772 par le Suédois Carl Wilhelm Scheele à Uppsala et en 1774 par le britannique Joseph Priestley en Wiltshire, l'oxygène 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 [6] :

« Nous avons donné à la base de la portion respirable de l'air le nom d'oxygène, en le dérivant de deux mots grecs ὀξύς, acide et γείνομαι, 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 énergies de formation élevées mais, cinétiquement, le dioxygène est souvent peu réactif à température ambiante. Ainsi un mélange de dioxygène et de dihydrogène, 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 sur Terre [7] :

  • 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.

La Terre 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 [8]. 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.

Caractéristiques

Structure

Modèle moléculaire compact du dioxygène.

Dans les conditions normales de température et de pression, l'oxygène est sous forme de gaz inodore et incolore, le dioxygène, de formule chimique O2. Au sein de cette molécule, les deux atomes d'oxygène sont liés chimiquement l'un à l'autre dans un état triplet. Cette liaison, ayant un ordre de 2, est souvent représentée de manière simplifiée par une liaison double [9] ou par l'association d'une liaison à deux électrons et de deux liaisons à trois électrons. L'état triplet de l'oxygène est l' état fondamental de la molécule de dioxygène [10]. La configuration électronique de la molécule présente deux électrons non appariés occupant deux orbitales moléculaires dégénérées [A 1]. Ces orbitales sont dites antiliantes et font baisser l'ordre de liaison de trois à deux si bien que la liaison du dioxygène est plus faible que la triple liaison du diazote pour lequel toutes les orbitales atomiques liantes sont remplies mais plusieurs orbitales antiliantes ne le sont pas [11].

Dans son état triplet normal, la molécule de dioxygène est paramagnétique, c'est-à-dire qu'elle acquiert une aimantation sous l'effet d'un champ magnétique. Cela est dû au moment magnétique de spin des électrons non appariés de la molécule ainsi qu'à l' interaction d'échange négative entre les molécules voisines de O2 [12]. L'oxygène liquide peut être attiré par un aimant si bien que dans des expériences en laboratoire, de l'oxygène liquide peut être maintenu en équilibre contre son propre poids entre les deux pôles d'un aimant puissant [13], [A 2].

L' oxygène singulet est le nom donné à plusieurs espèces excitées de la molécule de dioxygène dans laquelle tous les spins sont appariés. Dans la nature, il se forme communément à partir de l'eau, durant la photosynthèse, en utilisant l'énergie des rayons solaires [14]. Il est également produit dans la troposphère grâce à la photolyse de l'ozone par des rayons lumineux de courte longueur d'onde [15] et par le système immunitaire comme une source d'oxygène actif [16]. Les caroténoïdes des organismes photosynthétiques (mais aussi parfois des animaux) jouent un rôle majeur dans l'absorption d'énergie à partir de l'oxygène singulet et dans la conversion de celui-ci vers son état fondamental désexcité avant qu'il ne nuise aux tissus [17].

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 () [18] :

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 Nh Fl Mc Lv Ts Og
*
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

Allotropes

L' allotrope ordinaire de l'oxygène sur Terre est nommé dioxygène de formule chimique O2. Il présente une longueur de liaison de 121 pm et une énergie de liaison de 498 kJ⋅mol-1 [19]. Il s'agit de la forme utilisée par les formes de vie les plus complexes, comme les animaux, lors de la respiration cellulaire et la forme qui constitue la majeure partie de l'atmosphère terrestre.

Le trioxygène O3, habituellement nommé ozone, est un allotrope très réactif de l'oxygène qui est néfaste pour le tissu pulmonaire [20]. L'ozone est un gaz métastable produit dans les hautes couches de l' atmosphère quand le dioxygène se combine à l'oxygène atomique provenant lui-même de la fragmentation du dioxygène par les rayons ultraviolets [21]. Comme l'ozone absorbe fortement dans le domaine des ultraviolets du spectre électromagnétique, la couche d'ozone contribue à la filtration des ultraviolets qui frappent la Terre [21]. Toutefois, près de la surface de la Terre, c'est un polluant produit par la décomposition lors de journées chaudes des oxydes d'azote issus de la combustion des carburants fossiles sous l'effet des rayons solaires ultraviolets [20], [22]. Depuis les années 1970, la concentration d' ozone dans l'air au niveau du sol augmente du fait des activités humaines [23].

La molécule métastable nommée tétraoxygène (O4) a été découverte en 2001 [24], [25] et était jusqu'alors supposée exister dans l'une des six phases de l' oxygène solide. Il est prouvé en 2006 que cette phase, obtenue en pressurisant du dioxygène à 20 GPa est en fait constituée d'un cluster rhomboédrique O8 [26]. Ce cluster est potentiellement un comburant plus puissant que le dioxygène ou l'ozone et pourrait par conséquent être utilisé dans les propergols pour fusées [24], [25]. Une phase métallique, découverte en 1990, apparaît lorsque l'oxygène solide est soumis à une pression supérieure à 96 GPa et il a été montré en 1998 qu'à des températures très basses, cette phase devenait supraconductrice [27].

Propriétés physiques

Articles connexes : Oxygène liquide et Oxygène solide.
La déviation d'un filet d'oxygène liquide par un champ magnétique illustre sa propriété paramagnétique.

L'oxygène est plus soluble dans l'eau que ne l'est l'azote. L'eau en équilibre avec l'air contient approximativement une molécule de dioxygène dissous pour deux molécules de diazote. Concernant l'atmosphère, le rapport est approximativement d'une molécule de dioxygène pour quatre de diazote. La solubilité de l'oxygène dans l'eau dépend de la température : environ deux fois plus (14,6 mg⋅L-1) en est dissous à 0 °C qu'à 20 °C (7,6 mg⋅L-1) [12], [28]. À 25 °C et à une pression d'air valant atmosphère, l'eau douce contient environ 6,04 mL d'oxygène par litre alors que l' eau de mer en contient environ 4,95 mL par litre [29]. À 5 °C la solubilité augmente à 9,0 mL par litre d'eau douce soit 50 % de plus qu'à 25 °C et à 7,2 mL par litre d'eau de mer soit 45 % de plus.

L'oxygène se condense à 90,20  K (-182,95 °C) et se solidifie à 54,36 K (-218,79 °C) [30]. Les phases liquide et solide du dioxygène sont toutes deux transparentes avec une légère coloration rappelant la couleur bleue du ciel causée par l'absorption dans le rouge [A 3]. L'oxygène liquide de haute pureté est habituellement obtenu par distillation fractionnée d'air liquide [31]. L'oxygène liquide peut aussi être produit par condensation d'air en utilisant l'azote liquide comme liquide de refroidissement. C'est une substance extrêmement réactive qui doit rester éloignée de matériaux combustibles [32].

Bien que l'oxygène 17 soit stable, l'oxygène, composé essentiellement d'oxygène 16, présente une section efficace de capture des neutrons thermiques particulièrement basse = 0,267 mb (en moyenne pondérée sur les 3 isotopes stables), ce qui permet son usage dans les réacteurs nucléaires en tant qu'oxyde dans le combustible et dans l'eau en tant que réfrigérant et modérateur.
Néanmoins, l'activation de l'oxygène par les neutrons du cœur provoque la formation d' azote 16 émetteur d'une radiation gamma spécialement énergétique (= 10,419 MeV), mais dont la période n'est que de 7,13 s, ce qui fait que ce rayonnement s'éteint rapidement après arrêt du réacteur.

Isotopes et origine stellaire

Article détaillé : Isotopes de l'oxygène.
Vue en coupe d'une étoile évoluée caractérisée par des coquilles concentriques de différents éléments. Tardivement dans la vie d'une étoile, l'oxygène 16 se concentre dans la coquille "O", l'oxygène 17 dans la coquille "H" et l'oxygène 18 dans la coquille "He".

L'oxygène possède dix-sept isotopes dont le nombre de masse varie de 12 à 28. L'oxygène d'origine naturelle est composé de trois isotopes stables : l'oxygène 16 16O, l' oxygène 17 17O et l' oxygène 18 18O. On attribue en outre à l'oxygène une masse atomique standard de 15,9994 u [33]. L'oxygène 16 est le plus abondant, son abondance naturelle étant de 99,762 % [34].

La majorité de l'oxygène 16 est synthétisée à la fin du processus de fusion de l'hélium au sein d' étoiles massives mais une partie est aussi produite lors des réactions de fusion du néon [35]. L'oxygène 17 est principalement issu de la fusion de l'hydrogène en hélium au cours du cycle CNO. Il s'agit donc d'un isotope courant des zones de combustion de l'hydrogène des étoiles [35]. La majorité de l'oxygène 18 est produite quand l'azote 14 14N rendu abondant par le cycle CNO capture un noyau d'hélium 4 4He. L'oxygène 18 est donc couramment présent dans les zones riches en hélium des étoiles massives évoluées [35].

Quatorze radioisotopes ont été mis en évidence. Les plus stables sont l'oxygène 15 15O ayant la plus longue demi-vie (122,24 secondes) et l'oxygène 14 14O ayant une demi-vie de 70,606 secondes [34]. Tous les autres isotopes radioactifs ont des demi-vies inférieures à 27 s et la majorité d'entre eux a des demi-vies de moins de 83 millisecondes [34]. L'oxygène 12 12O à la durée de vie la plus courte (580×10-24 s) [36]. Le type de décroissance radioactive le plus répandu chez les isotopes plus légers que l'oxygène 16 est l' émission de positron [37], [38], [39] produisant de l'azote. Le type de décroissance le plus courant pour les isotopes plus lourds que l'oxygène 18 est la radioactivité β donnant naissance à du fluor [34].

Importance de sa présence

Liste des dix éléments les plus courants de la Voie lactée (estimation spectroscopique) [40]
Z Élément Fraction de masse
en parties par million
1 Hydrogène 739 000
2 Hélium 240 000
8 Oxygène 10 400
6 Carbone 4 600
10 Néon 1 340
26 Fer 1 090
7 Azote 960
14 Silicium 650
12 Magnésium 580
16 Soufre 440

L'oxygène est l'élément chimique le plus abondant du point de vue de la masse dans la biosphère, l'air, l'eau et les roches terrestres. Il est aussi le troisième élément le plus abondant de l'univers après l'hydrogène et l'hélium [12] et représente environ 0,9 % de la masse du Soleil [41]. Il constitue 49,2 % de la masse de la croûte terrestre [42] et est le principal constituant de nos océans (88,8 % de leur masse) [41]. Le dioxygène est le second composant le plus important de l' atmosphère terrestre, représentant 20,8 % de son volume et 23,1 % de sa masse (soit quelque 1015 tonnes) [41], [12], [A 4]. La Terre, en présentant un taux si important d'oxygène gazeux dans son atmosphère, constitue une exception au sein des planètes du système solaire : l'oxygène des planètes voisines Mars (qui ne représente que 0,1 % du volume de son atmosphère) et Vénus y a des concentrations bien plus faibles. Toutefois, le dioxygène entourant ces autres planètes est seulement produit par les rayons ultraviolets agissant sur les molécules contenant de l'oxygène comme le dioxyde de carbone.

La concentration importante et inhabituelle de dioxygène sur Terre est le résultat des cycles de l'oxygène. Ce cycle biogéochimique décrit les mouvements du dioxygène à l'intérieur et entre ses trois principaux réservoirs sur Terre : l'atmosphère, la biosphère et la lithosphère. Le facteur principal de la réalisation de ces cycles est la photosynthèse qui est le principal responsable de la teneur actuelle en dioxygène sur Terre [43]. Le dioxygène est indispensable à tout écosystème : les êtres vivants photosynthétiques dégagent du dioxygène dans l'atmosphère alors que la respiration et la décomposition des animaux et des plantes en consomme. Dans l'équilibre actuel, la production et la consommation se réalisent dans les mêmes proportions : chacun de ces transferts correspond à environ 1/2000 de la totalité de l'oxygène atmosphérique chaque année [44]. Enfin, l'oxygène est un composant essentiel des molécules qui se retrouvent dans tout être vivant : acides aminés, sucres, etc [45].

L'oxygène joue également un rôle important dans le milieu aquatique. L'augmentation de la solubilité de l'oxygène à basses températures a un impact notable sur la vie dans les océans. Par exemple, la densité d'espèces vivantes est plus importante dans les eaux polaires en raison de la plus forte concentration d'oxygène [46]. Les eaux polluées contenant des nutriments pour les plantes comme des nitrates ou des phosphates peuvent stimuler la pousse d'algues par un processus appelé eutrophisation et la décomposition de ces organismes et d'autres biomatériaux peut réduire la quantité de de dioxygène dans les eaux eutrophes. Les scientifiques évaluent cet aspect de la qualité de l'eau en mesurant la demande biologique en oxygène de l'eau ou la quantité d'oxygène nécessaire pour revenir à une concentration normale d'O2 [12].

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