Cet article fait partie du DOSSIER consacré à l'air.

Cycle de l'oxygène

Découverte de l'oxygène

Joseph Priestley

• Carl Wilhelm Scheele

L'oxygène fut découvert par Carl Wilhelm Scheele et Joseph Priestley entre 1771 et 1774. À partir de 1775, Antoine Laurent de Lavoisier établit ses propriétés principales, montra qu'il existait dans l'air et dans l'eau, et fit ressortir son rôle dans les combustions et la respiration. Il lui donna le nom « oxygène » (du grec oxys et genes, signifiant « qui produit de l'acide », parce qu'il croyait sa présence indispensable à la constitution des acides.

État naturel de l'oxygène

Élément le plus abondant du globe terrestre, l'oxygène existe à l'état libre dans l'atmosphère – sous forme de molécules diatomiques (dioxygène O₂) ou triatomique (ozone O₃) –, où il représente près de 21 % du volume de l'air sec, constituant ainsi l'élément le plus abondant après l'azote. Par ailleurs, il forme les 8/9 de la masse de l'eau (H₂O). Représentant la moitié (en masse) de la croûte terrestre, il entre dans la composition des silicates et des carbonates, qui constituent une partie importante de cette croûte, ainsi que dans la plupart des substances organiques.

Propriétés chimiques

L'oxygène est, après le fluor, l'élément qui possède la plus forte électronégativité. Il a ainsi tendance à former l'anion O²⁻ (dans les oxydes métalliques), à donner, en combinaison avec les non-métaux, deux liaisons de covalence (H₂O par exemple) ou à jouer le rôle d'accepteur en fixant un doublet d'électrons. Beaucoup de réactions auxquelles il participe sont exothermiques (réactions qui dégagent de la chaleur). Sa fixation est dite « combustion », en raison de la chaleur qu'elle dégage en général ; suivant les cas, cette combustion peut être vive ou lente. À l'exception des halogènes et de l'azote, tous les non-métaux peuvent brûler dans l'oxygène en donnant les oxydes les plus stables (H₂O, SO₂, etc.). Hormis l'or et le platine, les métaux peuvent également brûler dans l'oxygène, notamment les métaux alcalins et alcalino-terreux, le magnésium, l'aluminium, le zinc, le fer, etc. Beaucoup de métaux s'oxydent aussi à froid dans l'air, mais leur corrosion fait souvent intervenir la vapeur d'eau et le gaz carbonique de l'air.

Réactions de combustion

Les composés formés d'éléments combustibles sont en général eux-mêmes combustibles, notamment les combinaisons d'hydrogène et de carbone, c'est-à-dire les corps organiques. Leur combustion fournit de la vapeur d'eau et du gaz carbonique, mais, si l'oxygène est en quantité insuffisante, l'hydrogène brûle avant le carbone, qui se retrouve sous forme de noir de fumée. Il en est de même des composés du soufre, du phosphore, des métaux. De nombreux composés peuvent aussi subir une oxydation lente ; grâce à certains ferments, l'ammoniaque se transforme en oxydes d'azote ; l'alcool éthylique, en acide acétique, etc.

Enfin, la respiration produit elle-même une oxydation de substances organiques dans les tissus vivants, ensemble de réactions qui libèrent l'énergie dont ceux-ci ont besoin.

Préparation et utilisations

Production de l'oxygène liquide

Dans l'industrie, on prépare l'oxygène, en même temps que l'azote, par distillation fractionnée de l'air liquide. Il est stocké et livré gazeux dans des tubes d'acier, sous une pression de 200 bars, ou sous forme liquide dans des récipients isolants.

Le dioxygène est un produit d'une grande importance industrielle et pratique : sa production, à l'échelle mondiale, est d'environ 100 millions de tonnes par an, et la France y joue un rôle de premier plan en tant que producteur.

Depuis les années 1950, l'oxygène est utilisé à la place de l'air pour l'affinage de la fonte par oxydation contrôlée : cette opération permet d'éliminer partiellement le carbone de la fonte sortant du haut fourneau, et presque totalement le phosphore et le soufre, pour produire l'acier. Pour cette utilisation, un réseau d'oxyducs de 3 000 km a été construit en Europe occidentale.

Le dioxygène est également utilisé comme comburant dans les fusées spatiales (où il est stocké sous forme liquide) et dans les chalumeaux (soudage, oxycoupage, perforation du béton…). Il intervient aussi dans la lutte contre la pollution et dans différentes applications médicales.