L’oxygène est l’élément chimique de symbole O et de numéro atomique 8. À température ambiante, il existe surtout dans l’air sous forme de dioxygène, une molécule composée de deux atomes, notée O₂. L’élément est également lié à d’autres atomes dans une grande variété de substances, de l’eau aux minéraux. Sa place dans la famille des éléments non métalliques aide à situer ses propriétés, mais c’est sa forte tendance à réagir qui marque surtout sa chimie.
Où trouve-t-on l’oxygène dans la nature ?
Dans l’atmosphère, l’oxygène est présent sous forme de dioxygène. Il ne faut pas confondre la proportion de cet élément dans l’air avec sa présence dans les roches ou l’eau : dans la croûte terrestre, il est surtout combiné à d’autres éléments, notamment dans les silicates et les oxydes. Dans l’eau, chaque molécule H₂O contient un atome d’oxygène lié à deux atomes d’hydrogène. La structure de cette molécule et la répartition de ses charges sont décrites dans l’article sur la composition de l’eau.
Les plantes, les algues et certaines bactéries libèrent du dioxygène lors de la photosynthèse. Ce processus utilise l’énergie lumineuse et transforme notamment l’eau et le dioxyde de carbone en matière organique et en oxygène, comme l’explique le CEA à propos de la photosynthèse. La respiration de nombreux organismes consomme ensuite du dioxygène. Le cycle ne se résume toutefois pas à un échange direct entre plantes et animaux : l’oxygène intervient dans de nombreuses réactions chimiques et biologiques.
Pourquoi l’oxygène réagit-il facilement ?
L’atome d’oxygène possède six électrons sur sa couche externe. Il tend à former des liaisons pour atteindre une configuration électronique plus stable. Il se combine avec de nombreux éléments : les composés ainsi formés comprennent, entre autres, les oxydes métalliques et les molécules organiques contenant de l’oxygène. L’eau (H₂O), le dioxyde de carbone (CO₂) et l’ozone (O₃) sont des exemples courants de composés ou de formes moléculaires qui en contiennent.
Le dioxygène soutient la combustion, mais ne brûle pas lui-même comme un combustible. En présence d’un combustible, il peut participer à une réaction d’oxydation qui libère de l’énergie. Une concentration accrue de dioxygène peut donc intensifier certains feux et accroître le risque d’incendie. L’ozone, lui, est une forme constituée de trois atomes d’oxygène : dans la stratosphère, il absorbe une partie du rayonnement ultraviolet, tandis qu’au niveau du sol il est un polluant nocif.
Comment l’obtient-on et à quoi sert-il ?
À l’échelle industrielle, le dioxygène est principalement séparé des autres constituants de l’air. L’air est refroidi jusqu’à devenir liquide, puis ses composants sont séparés par distillation, une méthode fondée sur leurs températures d’ébullition différentes. L’Élémentarium de la Société chimique de France décrit ce procédé et les formes de distribution du dioxygène industriel, gazeux ou liquide.
Dans la sidérurgie, de l’oxygène est insufflé pour oxyder et éliminer certaines impuretés du fer en fusion lors de la fabrication de l’acier. Associé à l’acétylène, il produit une flamme très chaude utilisée pour le soudage ou la découpe des métaux. Le dioxygène liquide peut aussi servir de comburant dans des moteurs-fusées : un comburant permet au combustible de brûler, même sans apport d’air ambiant.
En médecine, l’oxygène est administré dans certaines situations de soins, sous contrôle professionnel. Ce n’est pas un traitement à utiliser de sa propre initiative : sa concentration et son mode d’administration dépendent du contexte clinique. Sa réactivité est donc une propriété à double face : utile dans des procédés industriels et biologiques, elle exige aussi des précautions face aux combustibles et aux matières qui s’oxydent facilement.