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Oxygène (symbole chimique O, numéro atomique 8) est le deuxième élément le plus commun sur Terre et le troisième élément le plus commun dans l'univers. Aux températures et pressions ordinaires, l'oxygène libre (non lié à tout autre élément) est un gaz incolore, inodore et insipide qui représente environ 21% (en volume) d'air. En combinaison avec d'autres éléments, l'oxygène forme une variété de composés, dont le plus important est l'eau. L'oxygène de la Terre circule continuellement dans l'atmosphère, la biosphère et la lithosphère, sous l'effet de processus tels que la photosynthèse et l'altération de la surface.

L'oxygène est essentiel pour la fonction respiratoire des humains, des animaux, des plantes et de certains types de bactéries. Si le corps humain est privé d'oxygène pendant plus de quelques minutes, le cerveau, le cœur et d'autres organes de la personne subiront des dommages, entraînant une perte de conscience et la mort. D'un autre côté, des concentrations d'oxygène relativement élevées, si elles sont respirées à des pressions relativement élevées ou pendant des périodes prolongées, peuvent avoir des effets toxiques.

Occurrence

L'oxygène est la composante la plus courante de la croûte terrestre (46,6% en masse), la deuxième composante la plus commune de la Terre dans son ensemble (28,2% en masse) et la deuxième composante la plus courante de l'atmosphère terrestre (20,947% en volume). ). La plupart de l'oxygène est lié à d'autres éléments.

Oxygène non lié (appelé oxygène moléculaire ou dioxygène moléculaire, O2) est apparu pour la première fois en quantités importantes sur notre planète pendant l'ère paléoprotérozoïque (il y a 2500-1600 millions d'années), produite par l'action métabolique des premiers organismes unicellulaires classés comme archées et les bactéries. Selon l'opinion d'experts, cette nouvelle présence de grandes quantités d'oxygène libre a conduit la plupart des organismes alors en voie d'extinction. L'abondance atmosphérique d'oxygène libre dans les époques géologiques ultérieures jusqu'à nos jours a été principalement due aux organismes photosynthétiques - environ les trois quarts par le phytoplancton et les algues dans les océans et un quart par les plantes terrestres.

Découverte

L'oxygène a été découvert pour la première fois par Michał Sędziwój, un alchimiste et philosophe polonais, à la fin du XVIe siècle. Sędziwój s'est rendu compte que l'air est un mélange de substances, dont l'une (appelée plus tard oxygène) est une substance vivifiante. Il a correctement assimilé cet "élixir de vie" au gaz dégagé par le chauffage du nitrate (ou salpêtre, la forme minérale du nitrate de potassium).

L'oxygène a été redécouvert par le pharmacien suédois Carl Wilhelm Scheele quelque temps avant 1773, mais sa découverte n'a été publiée qu'après la découverte indépendante par Joseph Priestley le 1er août 1774. Priestley a publié sa découverte en 1775 et Scheele, en 1777; par conséquent, Priestley reçoit généralement le crédit.

L'interprétation de ses observations par Priestley a été entachée par la «théorie du phlogiston» alors en vigueur. Selon cette théorie, un matériau en feu libère une substance invisible et en apesanteur appelée phlogiston, et l'air (ou le gaz) environnant doit avoir la capacité d'absorber ce phlogiston. Priestley a découvert que le gaz qu'il avait découvert pouvait entretenir la combustion plus longtemps que l'air ordinaire. Il a supposé que ce gaz ne contenait aucun phlogiston et pouvait en absorber plus que l'air ordinaire. Il a donc appelé le gaz air déphlogistiqué.

Antoine Laurent Lavoisier, qui a aidé à réfuter la théorie du phlogiston, a appelé le gaz «oxygène». Il a inventé le terme à partir de deux mots grecs-οξυς (oxys), ce qui signifie acide ou tranchant, et γεινομαι (geinomai), ce qui signifie engendrer basé sur la croyance que tous les acides contiennent de l'oxygène et sont formés à partir d'oxygène. Depuis lors, la définition d'un acide a été révisée afin que l'oxygène ne fasse pas nécessairement partie de la structure moléculaire de chaque acide.

Caractéristiques notables

La forme d'oxygène la plus courante dans l'air est symbolisée par O2, indiquant que chaque molécule est constituée de deux atomes d'oxygène liés l'un à l'autre.

L'oxygène est classé comme non métallique. Dans le tableau périodique, il se situe en haut du groupe 16 (anciennement groupe 6A), qui est une famille d'éléments appelée chalcogènes ou la famille d'oxygène. De plus, il se situe entre l'azote et le fluor en période 2.

Aux températures et pressions ordinaires, l'oxygène libre (non lié à tout autre élément) est un gaz incolore, inodore et insipide qui représente environ 21% (en volume) d'air. Normalement, chaque molécule d'oxygène gazeux se compose de deux atomes d'oxygène liés l'un à l'autre, de sorte que la formule moléculaire est écrite comme O2.

Cet oxygène moléculaire (O2) est essentielle aux processus métaboliques du corps humain, qui soutiennent notre vie. Le corps humain ne peut pas stocker l'oxygène pour une utilisation ultérieure comme il le fait avec les aliments. Si le corps est privé d'oxygène pendant plus de quelques minutes, il en résulte une perte de conscience. Les tissus et organes du corps (notamment le cœur et le cerveau) sont endommagés s'ils sont privés d'oxygène pendant plus de quatre minutes.

L'oxygène gazeux devient liquide à des températures inférieures à -187 ° C (-297 ° F) et se solidifie à environ -219 ° C (-362 ° F). Les formes liquides et solides d'O2 sont de couleur bleu clair et hautement paramagnétiques (attirés par un champ magnétique externe).

L'oxygène peut se dissoudre dans l'eau à de faibles concentrations, mais même cette petite quantité d'oxygène est suffisante pour soutenir la respiration des poissons et d'autres organismes aquatiques.

Combinant facilement avec d'autres éléments, l'oxygène peut former une variété de composés, comme indiqué ci-dessous. Il est classé comme électronégatif élément - en d'autres termes, lorsqu'il est impliqué dans une liaison chimique, il attire fortement les électrons de liaison vers lui-même.

La réaction la plus familière de l'oxygène avec d'autres matériaux est peut-être la combustion. Pour que cette réaction se déroule, la double liaison relativement forte entre chaque paire d'atomes d'oxygène (en O2) doit être rompu. La combustion de combustibles courants tels que le bois, le charbon et le pétrole produit du dioxyde de carbone, de la vapeur d'eau et de la chaleur.

Allotropes

L'ozone, symbolisé par O3, est un allotrope d'oxygène dans lequel chaque molécule est constituée de 3 atomes d'oxygène.

L'ozone, un constituant mineur de l'atmosphère terrestre, est classé comme allotrope d'oxygène. Chaque molécule d'ozone est composée de trois atomes d'oxygène, donc sa formule moléculaire est O3. Aux températures et pressions ordinaires, l'ozone est un gaz bleu pâle. À l'état liquide et solide, l'ozone a une couleur bleu foncé.

L'ozone est formé par les effets d'une décharge électrostatique sur l'oxygène diatomique. Il est également produit lorsque les oxydes d'azote (émis par les véhicules automobiles) réagissent avec les composés organiques volatils (tels que les vapeurs d'essence et les solvants chimiques) en présence de lumière solaire.

Si la concentration d'ozone près du niveau du sol augmente, cela peut nuire à la santé. Il peut irriter les poumons et provoquer une inflammation, une respiration sifflante, une toux et des difficultés respiratoires, et une exposition répétée peut endommager définitivement les poumons. L'ozone est une composante majeure du smog urbain.

En revanche, l'ozone dans la stratosphère joue un rôle important dans le maintien de la vie. Il forme la «couche d'ozone», qui absorbe le rayonnement ultraviolet (UV) qui endommagerait autrement les tissus vivants et le matériel génétique.

L'énergie solaire absorbée augmente également la température de l'atmosphère au sein de la couche d'ozone, créant une barrière thermique qui aide à piéger l'atmosphère en dessous (par opposition à saigner dans l'espace).

Récemment, un autre allotrope d'oxygène, le tétraoxygène (O4), a été découvert. C'est un solide rouge foncé créé en pressurisant O2 de l'ordre de 20 gigapascals (GPa). Ses propriétés sont à l'étude pour une utilisation dans les carburants de fusée et des applications similaires, car il s'agit d'un oxydant beaucoup plus puissant que l'O2 ou O3.

Isotopes

L'oxygène possède 17 isotopes connus, avec des masses atomiques allant de 12,03 u à 28,06 u (où u = unité de masse atomique unifiée). Trois de ces isotopes-16O, 17O et 18O-sont stables, et 16O est le plus abondant (plus de 99,7%). Les isotopes restants sont radioactifs, avec des demi-vies inférieures à trois minutes.

Cycle de l'oxygène

Le cycle de l'oxygène.

L'oxygène de la Terre passe par trois grands réservoirs: a) l'atmosphère; b) la biosphère, qui est la partie de la coquille de la Terre dans laquelle se déroule la vie; et (c) la lithosphère, qui est la croûte terrestre et la couche supérieure du manteau. Ce mouvement cyclique, appelé cycle de l'oxygène, est classé comme cycle biogéochimiquec'est-à-dire qu'elle implique des processus biologiques, géologiques et chimiques.

La grande majorité (99,5%) de l'oxygène moléculaire est contenue dans les roches et les minéraux de la Terre. Il n'en existe que de petites fractions dans la biosphère (0,01%) et l'atmosphère (0,49%).

La principale source d'oxygène dans la biosphère et l'atmosphère est la photosynthèse, qui est responsable de l'atmosphère et de la vie de la Terre moderne telles que nous les connaissons. Si tous les processus de photosynthèse devaient cesser, l'atmosphère serait dépourvue de tout sauf des traces d'oxygène dans les 5 000 ans. La photosynthèse convertit le dioxyde de carbone et l'eau, en présence d'énergie lumineuse, en sucres et en oxygène. Sous forme simplifiée, cette conversion peut s'écrire:

CO2 + H2O + énergie → CH2O + O2

Une source supplémentaire d'oxygène atmosphérique implique des réactions appelées photolyse, où le rayonnement ultraviolet à haute énergie décompose certaines molécules dans l'atmosphère:

2H2O + énergie → 4H + O2
2N2O + énergie → 4N + O2

Les atomes H et N libres générés par ces processus s'échappent dans l'espace, laissant O2 dans l'atmosphère.

L'atmosphère perd de l'oxygène de diverses manières. La voie principale consiste en des mécanismes de respiration et de désintégration dans lesquels la vie animale consomme de l'oxygène et libère du dioxyde de carbone. De plus, l'altération superficielle des roches exposées consomme de l'oxygène. Un exemple de chimie d'altération de surface est la formation d'oxydes de fer (rouille), comme on le trouve dans les sables rouges d'Australie:

4FeO + O2 → 2Fe2O3

L'oxygène circule également entre la biosphère et la lithosphère. Les organismes marins de la biosphère créent un matériau de coque carbonaté (CaCO3) riche en oxygène moléculaire. Lorsque l'organisme meurt, sa coquille est déposée sur le fond marin peu profond et enfouie au fil du temps pour créer de la roche calcaire dans la lithosphère.

Les processus d'altération initiés par les organismes peuvent libérer de l'oxygène de la lithosphère. Les plantes et les animaux extraient les minéraux nutritifs des roches et libèrent de l'oxygène dans le processus.

Les tableaux suivants offrent des estimations des capacités et des flux des réservoirs du cycle de l'oxygène. (Ces chiffres sont basés principalement sur des estimations de J. C. G. Walker, 1980, référencées ci-dessous.)

Tableau 1: Grands réservoirs impliqués dans le cycle de l'oxygène

RéservoirCapacité
(kg O2)
Flux entrant / sortant
(kg O2 par an)
Temps de résidence
(ans)
Atmosphère1.4 * 101830,000 * 10104,500
Biosphère1.6 * 101630,000 * 101050
Lithosphère2.9 * 102060 * 1010500,000,000

Tableau 2: Gain et perte annuels d'oxygène atmosphérique (unités de 1010 kg O2 par an)

Gains
Photosynthèse (terre)
Photosynthèse (océan)
Photolyse du N2O
Photolyse de H2O
16,500
13,500
1.3
0.03
Gains totaux~ 30,000
Pertes - Respiration et décomposition
Respiration aérobie
Oxydation microbienne
Combustion de combustibles fossiles (anthropologique)
Oxydation photochimique
Fixation de N2 par Lightning
Fixation du N2 par l'industrie (anthropologique)
Oxydation des gaz volcaniques
23,000
5,100
1,200
600
12
10
5
Pertes - Altération
Altération chimique
Réaction de surface d'O3
50
12
Total des pertes~ 30,000

Applications

Un mélange de gaz enrichi en oxygène est utile pour plusieurs formes de traitement médical. Par exemple, "l'oxygénothérapie hyperbare" implique l'utilisation de niveaux élevés d'oxygène pour le traitement de conditions spécifiques dans lesquelles les tissus corporels nécessitent un apport accru d'oxygène. De plus, un mélange de 30 pour cent d'oxygène et de 70 pour cent de protoxyde d'azote est le mélange anesthésique de base commun, et un mélange de 50 pour cent des mêmes gaz (Entonox) est souvent utilisé comme analgésique.

D'un autre côté, des niveaux élevés d'oxygène administrés aux nouveau-nés peuvent provoquer la cécité en favorisant la prolifération de nouveaux vaisseaux sanguins dans les yeux, obstruant la vue. De plus, des niveaux élevés d'oxygène administrés aux patients souffrant d'emphysème sévère et de dioxyde de carbone sanguin élevé réduisent la motivation respiratoire, précipitant la rétention de plus de dioxyde de carbone. (Voir la toxicité de l'oxygène ci-dessous.)

L'oxygène doit être présent dans chaque type de «gaz respiratoire», y compris les mélanges de gaz utilisés dans les sous-marins, les équipements de plongée et les combinaisons spatiales. De plus, les personnes qui grimpent des montagnes ou volent dans des avions ont parfois des réserves supplémentaires d'oxygène.

Dans l'industrie, l'air enrichi en oxygène est utilisé dans la fabrication de produits tels que l'acier et le méthanol. De plus, la torche oxyacétylène haute température utilisée en soudage implique la combustion d'acétylène dans l'oxygène. De plus, l'oxygène liquide est utilisé dans la propulsion des fusées.

Composés

L'oxygène forme des liaisons chimiques avec presque tous les autres éléments. Il se lie aux non-métaux par des liaisons covalentes et aux métaux par des liaisons ioniques. Par exemple, les oxydes de carbone, d'azote et de soufre impliquent une liaison covalente, tandis que les oxydes métalliques impliquent une liaison ionique. L'oxyde le plus célèbre est l'eau (H2O). Un autre exemple bien connu est le dioxyde de carbone (CO2). Le fer forme deux types d'oxydes: l'oxyde de fer (II) (FeO) et l'oxyde de fer (III) (Fe2O3). L'oxygène ne se combine cependant pas avec certains des gaz nobles.

Les atomes d'oxygène font partie de la structure de nombreux acides inorganiques tels que l'acide sulfurique, l'acide nitrique et l'acide carbonique et les substances alcalines telles que l'hydroxyde de sodium et l'hydroxyde de potassium. De plus, les atomes d'oxygène sont contenus dans les anions de nombreux sels, y compris les carbonates, les nitrates et les sulfates.

De plus, l'oxygène fait partie de nombreuses classes de composés organiques, y compris les acides aminés (les éléments constitutifs des protéines), les nucléotides (les éléments constitutifs des acides nucléiques), les glucides, les alcools, les aldéhydes, les cétones, les éthers, les époxydes et les acides carboxyliques.

Un composé d'oxygène inattendu est l'hexafluoroplatinate de dioxygène (O2+PtF6). Neil Bartlett l'a découvert en étudiant les propriétés de l'hexafluorure de platine (PtF6), qui change de couleur lorsqu'il est exposé à l'air.

Réactions d'oxydoréduction

Dans le passé, les chimistes utilisaient le terme "oxydation" pour décrire la réaction dans laquelle l'oxygène se combinait avec un autre élément. L'oxygène était appelé «oxydant» et l'autre élément aurait été «oxydé». Plus tard, le terme "oxydation" a été redéfini pour signifier la perte d'électrons par un élément (au cours d'une réaction). Les chimistes ont reconnu qu'il y avait un gain simultané d'électrons par l'oxygène ou un autre élément, et ce gain était appelé «réduction». Plus récemment, la définition de l'oxydation a été élargie pour se référer à une augmentation du "nombre d'oxydation" d'un élément, tandis que le terme réduction se réfère à une diminution du nombre d'oxydation d'un élément. Chaque élément d'une molécule peut se voir attribuer un numéro d'oxydation, qui représente la charge théorique sur l'élément si tous les atomes attachés et les paires d'électrons partagés en étaient (théoriquement) retirés.

Précautions

Risques d'incendie

Les sources d'oxygène hautement concentrées favorisent une combustion rapide et présentent donc des risques d'incendie et d'explosion en présence de carburants. L'incendie qui a tué l'équipage d'Apollo 1 sur une rampe de lancement d'essai s'est propagé extrêmement rapidement car la capsule était pressurisée avec de l'oxygène pur à une pression légèrement supérieure à la pression atmosphérique, au lieu de la pression 1/3 qui serait utilisée en vol. Des dangers similaires s'appliquent également aux composés d'oxygène à haut «potentiel oxydant», tels que les chlorates, les perchlorates et les dichromates; ils peuvent également provoquer des brûlures chimiques.

Toxicité de l'oxygène

Si une personne respire de l'oxygène pur ou un mélange de gaz riche en oxygène à des pressions supérieures à la normale ou à la pression atmosphérique normale pendant une période prolongée, les tissus du corps sont endommagés. La personne souffrirait de toxicité de l'oxygène, syndrome de toxicité de l'oxygèneou grave hyperoxie. Ce syndrome peut se produire, par exemple, lorsqu'un plongeur respire un gaz respiratoire à une profondeur qui dépasse la profondeur de fonctionnement maximale pour ce gaz.

Il existe plusieurs types de toxicité de l'oxygène:

  • Toxicité de l'oxygène du système nerveux central (SNC) se manifeste par des étourdissements, des nausées et des contractions (en particulier du visage), entraînant des convulsions. Un plongeur qui rencontre de tels problèmes peut se noyer ou subir des dommages de pression mortels lors d'une remontée rapide à la surface.
  • Toxicité pulmonaire à l'oxygène est causée par une exposition à des concentrations élevées d'oxygène (à des pressions partielles de 0,5 bar ou plus) pendant plus de 16 heures. Cela peut entraîner des difficultés respiratoires, des douleurs et des lésions pulmonaires irréversibles. Il s'agit d'une complication rare pour les plongeurs, mais elle peut inquiéter les patients en soins intensifs.
  • Toxicité rétinopathique de l'oxygène provoque des dommages à la rétine.

Il existe un risque accru de toxicité de l'oxygène pour le SNC sur les plongées profondes, les plongées longues ou les plongées où des gaz respiratoires riches en oxygène sont utilisés. Pour ces types de plongée, certains cours de formation de plongeurs apprennent aux plongeurs à planifier et à surveiller "l'horloge à oxygène" de leurs plongées.

Toxicité des dérivés de l'oxygène

Certains dérivés de l'oxygène - tels que l'ozone, l'oxygène singulet, le peroxyde d'hydrogène, les radicaux hydroxyles et le superoxyde - sont également très toxiques. Le corps a cependant développé des mécanismes pour se protéger contre ces composés toxiques. Par exemple, le glutathion peut agir comme antioxydant, tout comme la bilirubine, un produit de dégradation de l'hémoglobine. Pour se protéger contre la nature destructrice des peroxydes, presque tous les organismes ont développé une forme d'enzyme catalase, qui convertit rapidement le peroxyde en eau et en oxygène diatomique.

Les dérivés de l'oxygène sont susceptibles de former des radicaux libres, en particulier dans les processus métaboliques. Parce qu'ils peuvent endommager gravement les cellules et leur ADN, ils font partie des théories de la cancérogenèse et du vieillissement.

Voir également

Les références

  • Laboratoire national de Los Alamos - Oxygène
  • Base de données des spectres atomiques Nist
  • Nuclides et isotopes Quatorzième édition: Carte des Nuclides, General Electric Company, 1989
  • Cloud, P. et Gibor, A. 1970, Le cycle de l'oxygène, Scientific American, septembre, S. 110-123
  • Morris, R.M., OXYSPHERE - A Beginners 'Guide to the Biogeochemical Cycling of Atmospheric Oxygen, //seis.natsci.csulb.edu/rmorris/oxy/Oxy.htm
  • Walker, J. C. G., 1980, Le cycle de l'oxygène dans l'environnement naturel et les cycles biogéochimiques, Springer-Verlag, Berlin, République fédérale d'Allemagne (DEU)
  • Lippmann, John et Bugg, Stan. Manuel de plongée d'urgence (ISBN0946020183)
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