L’Oxygène (symbole O, numéro atomique 8) est un élément chimique non métallique de la famille des chalcogènes. Sous forme de dioxygène (O₂), il constitue environ 21 % de l’atmosphère terrestre et joue un rôle fondamental dans la respiration cellulaire et les réactions de combustion.
Contribution de l'oxygène aux processus vitaux
L’oxygène moléculaire (O₂) est essentiel pour la respiration cellulaire aérobie chez la majorité des organismes eucaryotes. Il agit comme accepteur final d’électrons dans la chaîne de transport d’électrons mitochondriale, permettant la production efficace d’ATP. En son absence, les cellules doivent recourir à la fermentation, bien moins efficace énergétiquement. Conséquence d’un déficit : Hypoxie, détresse métabolique, puis mort cellulaire rapide. L’oxygène est donc indispensable à la survie à court terme.
Histoire de la découverte
1771 : Expériences de Carl Wilhelm Scheele Le chimiste suédois Scheele produit de l’oxygène en chauffant divers oxydes métalliques mais publie ses résultats tardivement.
1774 : Joseph Priestley isole le gaz Le chimiste anglais obtient de l’oxygène pur à partir de l’oxyde de mercure (HgO) chauffé. Il parle d’un « air déphlogistiqué ».
1785 : Antoine Lavoisier en définit la nature Lavoisier rejette la théorie du phlogistique et démontre que l’oxygène est un élément, participant à la respiration et à la combustion. Il introduit le nom « oxygène », du grec oxys (acide) et genes (engendrer), pensant à tort qu’il était nécessaire à la formation des acides.
Structure atomique
Configuration électronique : 1s² 2s² 2p⁴ Électrons de valence : 6 (configuration p⁴), tendance à compléter son octet par deux liaisons covalentes.
Isotopes :
16O : 99.76 %, stable, principal isotope naturel.
17O : 0.04 %, stable, utilisé en RMN et en géochimie.
18O : 0.20 %, stable, traceur isotopique en climatologie.
Propriétés physiques
Gaz diatomique (O₂), incolore, inodore.
Masse molaire : ≈ 31.998 g/mol
Point de fusion : 54.36 K (−218.79 °C)
Point d’ébullition : 90.20 K (−182.96 °C)
Densité (gaz à 0 °C, 1 atm) : ~1.429 g/L
Paramagnétique : deux électrons non appariés dans l’O₂
Réactivité chimique
Fort pouvoir oxydant : réagit avec la plupart des éléments (formation d’oxydes).
Comburant dans les réactions de combustion exothermiques.
Forme l’ozone (O₃) par action des UV : rôle important dans la stratosphère.
Réagit avec des composés organiques (oxydation biologique, respiration cellulaire).
Applications industrielles et technologiques
Utilisé dans les systèmes respiratoires (hôpitaux, plongée).
Coupure et soudage des métaux (oxycoupage).
Production d’acier et autres métaux (haut-fourneau, convertisseurs).
Traitement des eaux usées (oxygénation active).
Comburant dans les moteurs cryogéniques (avec H₂).
Rôle cosmologique et astrophysique
Produit lors de la nucléosynthèse stellaire (fusion de l’hélium dans les étoiles massives).
Constituant majeur des planètes telluriques (roches silicatées, oxydes).
Présent dans les nébuleuses planétaires, les supernovae, les étoiles évoluées.
Raies spectrales O I, O II, O III : outils diagnostics en spectroscopie astrophysique.
Enjeux physiques fondamentaux
Molécule O₂ : exemple paradigmatique de liaison covalente avec orbitales moléculaires.
Propriétés magnétiques (paramagnétisme) décrites par la théorie des OM.
Utilisé dans l’étude des isotopes stables pour comprendre les climats passés (paléoclimatologie).
Rôle dans les équilibres redox fondamentaux (potentiel standard de réduction élevé).
