Ne doit pas être confondu avec
Oxygen.
| Oxygène |
Oxygène liquide dans un bécher. |
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| Position dans le tableau périodique |
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| Symbole | O |
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| Nom | Oxygène |
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| Numéro atomique | 8 |
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| Groupe | 16 |
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| Période | 2e période |
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| Bloc | Bloc p |
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| Famille d'éléments | Non-métal |
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| Configuration électronique | [He] 2s2 2p4 |
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| Électrons par niveau d’énergie | 2, 6 |
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| Propriétés atomiques de l'élément |
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| Masse atomique | 15,9994 ± 0,0003 u[1] (atome O) |
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| Rayon atomique (calc) | 60 pm (48 pm) |
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| Rayon de covalence | 66 ± 2 pm[2] |
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| Rayon de van der Waals | 140 pm[3] |
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| État d’oxydation | -2, -1 |
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| Électronégativité (Pauling) | 3,44 |
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| Énergies d’ionisation[4] |
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| 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 |
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| Iso | AN | Période | MD | Ed | PD |
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| MeV |
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| 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 |
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| Propriétés physiques du corps simple |
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| État ordinaire | gaz paramagnétique |
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| Allotrope à l'état standard | Dioxygène O2 |
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| Autres allotropes | Ozone O3, oxygène singulet O2*, ozone cyclique O3, tétraoxygène O4, octaoxygène O8 |
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| Masse volumique | 1,42763 kg·Nm-3 T.P.N. (molécule O2) |
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| Système cristallin | Cubique |
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| Couleur | incolore |
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| Point de fusion | −218,79 °C |
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| Point d’ébullition | −182,95 °C |
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| Énergie de fusion | 0,22259 kJ·mol-1 |
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| Énergie de vaporisation | 3,4099 kJ·mol-1 |
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| Température critique | −118,56 °C[1] |
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| Pression critique | 5,043 MPa[5] |
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| Point triple | −218,79 °C[1] |
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| Volume molaire | 22,414×10-3 m3·mol-1 |
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| Vitesse du son | 317 m·s-1 à 20 °C,5 |
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| Chaleur massique | 920 J·kg-1·K-1 |
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| Conductivité thermique | 0,02674 W·m-1·K-1 |
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| Divers |
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| No CAS | 17778-80-2 |
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| Précautions |
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| SGH[6] |
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Dioxygène O2 :  Danger H270 : Peut provoquer ou aggraver un incendie ; comburant
H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de la chaleur
P220 : Tenir/stocker à l’écart des vêtements/…/matières combustibles
P244 : S’assurer de l’absence de graisse ou d’huile sur les soupapes de réduction.
P370+P376 : En cas d’incendie : obturer la fuite si cela peut se faire sans danger.
P403 : Stocker dans un endroit bien ventilé.
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| SIMDUT |
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| Transport[6] |
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Dioxygène O2 :Code Kemler :25 : gaz comburant (favorise l'incendie) Numéro ONU :1072 : OXYGÈNE COMPRIMÉ Classe :2.2 Étiquettes : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule);  5.1 : Matières comburantes Emballage :-
Code Kemler :225 : gaz liquéfié réfrigéré, comburant (favorise l'incendie) Numéro ONU :1073 : OXYGÈNE LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe :2.2 Étiquettes :2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); 5.1 : Matières comburantes Emballage :- |
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| Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire. |
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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 dans le Wiltshire, l'oxygène a été nommé ainsi en 1777 par le Français Antoine Lavoisier et son épouse 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 — oxydation et acidification étant reliées — que[7] :
« 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 » mais « dioxygène » par les chimistes, 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[8] :
- 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[9]. 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.
La teneur en oxygène des océans chute significativement depuis plusieurs années. Cette désoxygénation de l’océan — due au réchauffement climatique et aux rejets d’engrais agricoles — affecte la biodiversité marine. Les océans ont perdu 77 milliards de tonnes d’oxygène au cours des 50 dernières années[10].
Ne doit pas être confondu avec 
