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Cet article concerne le corps simple O₂. Pour l'élément chimique, voirOxygène. Pour les autres significations du mot Oxygène, voirOxygène (homonymie).

Dioxygène
Représentations du dioxygène.
Identification
Nom UICPA	dioxygène
Synonymes	oxygène moléculaire
No CAS	7782-44-7
NoECHA	100.029.051
No CE	231-956-9
Code ATC	V03AN01
PubChem	977
No E	E948
SMILES	O=O PubChem,vue 3D
InChI	InChI :vue 3D InChI=1S/O2/c1-2 InChIKey : MYMOFIZGZYHOMD-UHFFFAOYSA-N
Apparence	gaz incolore à température et pression ambiante ; gazliquéfié :liquide incolore à bleu[1]
Propriétés chimiques
Formule	O2  [Isomères]
Masse molaire[2]	31,998 8 ± 0,000 6 g/mol O 100 %,
Diamètre moléculaire	0,292 nm
Propriétés physiques
T° fusion	−219 °C[3]
T° ébullition	−183 °C[3]
Solubilité	dans l'eau à20 °C : 3,1 ml/100 ml[1], 14,6 mg l−1 (eau à0 °C), 12,75 mg l−1 (eau à5 °C), 10,07 mg l−1 (eau à15 °C), 8,28 mg l−1 (eau à25 °C), 4,59 mg l−1 (eau à60 °C)
Masse volumique	équation[4] :${\displaystyle \rho =3.9143/{0.28772}^{(1+(1-T/154.58{)}^{0.2924})}}$ Masse volumique du liquide en kmol·m-3 et température en kelvins, de 54,35 à 154,58 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 54,35 −218,8 40,77 1,3046 61,03 −212,12 39,88596 1,27631 64,37 −208,78 39,43474 1,26187 67,71 −205,44 38,97683 1,24722 71,06 −202,1 38,51183 1,23234 74,4 −198,75 38,03926 1,21722 77,74 −195,41 37,5586 1,20184 81,08 −192,07 37,06929 1,18618 84,42 −188,73 36,57066 1,17022 87,76 −185,39 36,06198 1,15395 91,1 −182,05 35,54244 1,13732 94,44 −178,71 35,01109 1,12032 97,78 −175,37 34,46685 1,1029 101,12 −172,03 33,90846 1,08504 104,47 −168,69 33,33447 1,06667 T (K) T (°C) ρ (kmol·m-3) ρ (g·cm-3) 107,81 −165,34 32,74315 1,04775 111,15 −162 32,13246 1,02821 114,49 −158,66 31,49992 1,00797 117,83 −155,32 30,84251 0,98693 121,17 −151,98 30,15644 0,96498 124,51 −148,64 29,43692 0,94195 127,85 −145,3 28,67771 0,91766 131,19 −141,96 27,8704 0,89182 134,53 −138,62 27,00326 0,86408 137,88 −135,28 26,05911 0,83387 141,22 −131,93 25,01093 0,80032 144,56 −128,59 23,81196 0,76196 147,9 −125,25 22,36739 0,71573 151,24 −121,91 20,41743 0,65334 154,58 −118,57 13,605 0,43535
Pression de vapeur saturante	à−118 °C :5 080 kPa[1] équation[4] :${\displaystyle P_{vs}=exp(51.245+\frac{-1200.2}{T}+(-6.4361)\times ln(T)+(2.8405E-2)\times T^1)}$ Pression en pascals et température en kelvins, de 54,36 à 154,58 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) P (Pa) 54,36 −218,79 147,54 61,04 −212,11 948,08 64,38 −208,77 2 052,11 67,72 −205,43 4 086,78 71,06 −202,09 7 582,68 74,4 −198,75 13 242,11 77,74 −195,41 21 949,77 81,09 −192,06 34 774,77 84,43 −188,72 52 964,81 87,77 −185,38 77 933,97 91,11 −182,04 111 246,2 94,45 −178,7 154 596,38 97,79 −175,36 209 790,81 101,13 −172,02 278 728,7 104,47 −168,68 363 385,6 T (K) T (°C) P (Pa) 107,81 −165,34 465 799,69 111,15 −162 588 061,24 114,49 −158,66 732 305,35 117,83 −155,32 900 708,08 121,17 −151,98 1 095 485,61 124,51 −148,64 1 318 896,19 127,85 −145,3 1 573 244,69 131,2 −141,95 1 860 889,25 134,54 −138,61 2 184 249,84 137,88 −135,27 2 545 818,43 141,22 −131,93 2 948 170,45 144,56 −128,59 3 393 977,45 147,9 −125,25 3 886 020,69 151,24 −121,91 4 427 205,65 154,58 −118,57 5 020 600
Point critique	−118,67 °C 50,422 bar 0,636 1 kg l−1[3]
Point triple	−218,791 6 °C[5] 0,001 49 bar[3]
Vitesse du son	330 m s−1 (27 °C, 1 atm)[6]
Thermochimie
ΔfusH°	213 kJ/kg
ΔvapH°	6,82 kJ/mol (1 atm,−182,95 °C)[7]
Cp	équation[4] :${\displaystyle C_P=(175430)+(-6152.3)\times T+(113.92)\times T^2+(-0.92382)\times T^3+(2.7963E-3)\times T^4}$ Capacité thermique du liquide en J·kmol-1·K-1 et température en kelvins, de 54,36 à 142 K. Valeurs calculées : T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle (\frac{J}{kmol\times K})}$ Cp ${\displaystyle (\frac{J}{kg\times K})}$ 54,36 −218,79 53 650 1 677 60 −213,15 53 099 1 659 63 −210,15 53 035 1 657 66 −207,15 53 078 1 659 68 −205,15 53 150 1 661 71 −202,15 53 301 1 666 74 −199,15 53 483 1 671 77 −196,15 53 679 1 678 80 −193,15 53 875 1 684 83 −190,15 54 063 1 690 86 −187,15 54 243 1 695 89 −184,15 54 417 1 701 92 −181,15 54 595 1 706 95 −178,15 54 790 1 712 98 −175,15 55 022 1 719 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle (\frac{J}{kmol\times K})}$ Cp ${\displaystyle (\frac{J}{kg\times K})}$ 101 −172,15 55 317 1 729 104 −169,15 55 705 1 741 106 −167,15 56 033 1 751 109 −164,15 56 660 1 771 112 −161,15 57 488 1 797 115 −158,15 58 567 1 830 118 −155,15 59 955 1 874 121 −152,15 61 713 1 929 124 −149,15 63 906 1 997 127 −146,15 66 609 2 082 130 −143,15 69 898 2 184 133 −140,15 73 856 2 308 136 −137,15 78 573 2 455 139 −134,15 84 142 2 630 142 −131,15 90 660 2 833
Précautions
SGH[8]
Danger H270 H270 : Peut provoquer ou aggraver un incendie ; comburant
SIMDUT[9]
A,C, A : Gaz comprimé température critique =−118,57 °C C : Matière comburante cause ou favorise la combustion d'une autre matière Divulgation à 1,0 % selon les critères de classification
NFPA 704
0 3 0 OX
Transport
25 1072 Code Kemler : 25 : gaz comburant (favorise l'incendie) Numéro ONU : 1072 : OXYGÈNE COMPRIMÉ Classe : 2 Étiquettes : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); 5.1 : Matières comburantes 225 1073 Code Kemler : 225 : gaz liquéfié réfrigéré, comburant (favorise l'incendie) Numéro ONU : 1073 : OXYGÈNE LIQUIDE RÉFRIGÉRÉ Classe : 2 Étiquettes : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); 5.1 : Matières comburantes
Unités duSI etCNTP, sauf indication contraire.
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Ledioxygène, communément nomméoxygène, est uncorps simple moléculaire constitué de molécules O₂ (constituées chacune de deuxatomes d'oxygène).Gazeux dans lesconditions normales de température et de pression, incolore, inodore et insipide, il participe à desréactions d'oxydoréduction, essentiellement lacombustion, lacorrosion et larespiration. Le dioxygène est l'une desformes allotropiques de l'oxygène.

L'appellation « oxygène » sans autre précision est ambiguë parce que ce terme peut désigner l'élément oxygène (O) ou le gaz oxygène (O₂)^[a].

Découvert indépendamment en 1772 par leSuédoisCarl Wilhelm Scheele àUppsala, et en 1774 par leBritanniqueJoseph Priestley dans leWiltshire, l'oxygène a été nommé ainsi en 1777 par leFrançaisAntoine Lavoisier àParis à partir dugrec ancienὀξύς /oxús (« aigu », c'est-à-dire ici « acide »), etγενής /genếs (« générateur »), car Lavoisier pensait à tort — oxydation et acidification étant reliées — que^[10] :

« Nous avons donné à la base de la portion respirable de l'air le nom d'oxygène, en le dérivant de deux mots grecsὀξύς,acide etγείνομαι,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 lecalorique. »

Constituant 20,95 % en volume de l'atmosphère terrestre (23,2 % en masse), le dioxygène est un gaz indispensable à la plupart des formes de vie actuelles, auxquelles il fournit lecomburant nécessaire au fonctionnement des cellules (respiration cellulaire). Dans l'environnement aquatique, le dioxygène dissous est également nécessaire à la vie de très nombreuses espèces (comme les poissons)^[11]. Seules lesarchées et une fraction minoritaire desbactéries (ditesanaérobies), peuvent se passer du dioxygène. Ce sont les bactériesanaérobies productrices de dioxygène qui ontoxydé l'atmosphère primitive initialementréductrice, puis l'ont enrichie en dioxygène : ce dernier est présent en abondance dans l'air depuis laGrande Oxydation, il y a environ2,4 milliards d'années.

De nombreuses hypothèses ont été avancées pour expliquer la présence de dioxygène dans l'atmosphère :

• la plus communément retenue est qu'il s'agit d'un gaz produit lors du fonctionnement descyanobactéries, et plus généralement des végétauxchlorophylliens, extrayant lecarbone dudioxyde de carbone (sous forme de composés organiques) et rejetant l'oxygène (sous forme de dioxygène) par le mécanisme de laphotosynthèse ;
• une seconde invoque la décomposition, dans la hauteatmosphère, demolécules d'eau en dioxygène etdihydrogène, sous l'effet des rayonnements solaire et cosmique. Le dihydrogène s'échappant définitivement dans l'espace (au rythme, actuellement, d'environ 3 kg/s), le dioxygène s'accumule dans l'atmosphère.

Les deux phénomènes existants, la réalité peut être une combinaison des deux processus.

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Il y a quatre milliards d'années, laTerre est presque totalement recouverte d'eau et son atmosphère est composée deméthane, d'ammoniac et de dioxyde de carbone^[12]. Les premièresbactéries présentes dans l'océan utilisent exclusivement lafermentation comme source d'énergie. Peu à peu en évoluant, elles deviennent capables d'utiliser la lumière solaire comme source d'énergie, leCO₂ comme source de carbone et l'H₂O ou l'H₂S comme source d'hydrogène. C'est l'apparition de la photosynthèse. Ces organismesautotrophes, c'est-à-dire capables de créer leurs propres nutriments, vont se développer, se propager et muter encyanobactéries il y a3,2 milliards d'années.

Cescyanobactéries utilisent l'eau comme source d'hydrogène et rejettent du dioxygène dans leur milieu, un poison mortel pour toutes les autres bactériesanaérobies. Cette compétition autour du dioxygène entre les bactéries est un tournant décisif dans l'évolution de la vie. La prolifération des cyanobactéries modifie totalement la composition de l'atmosphère et des océans en les enrichissant en dioxygène. En parallèle, des bactéries évoluent pour pouvoir utiliser ce dioxygène dans leur métabolisme à la place de la fermentation, ce sont les premiers organismes à réaliser larespiration cellulaire. En effet, les rendements énergétiques de la respiration sont bien supérieurs à la fermentation, donnant à ces êtres vivants un avantage évolutif des plus importants.

Il y a environ deux milliards d'années, une celluleeucaryote primitive (anaérobie) avale une bactérie capable de réaliser la respiration. Cette bactérie internalisée parphagocytose deviendra lamitochondrie, actuellement présente dans toutes les cellules aérobies. À noter que les mitochondries ont leur propreADN, possédant toutes les caractéristiques d'un ADN dit bactérien (ADN circulaire).

Le dioxygène était quasiment inexistant dans l'atmosphère terrestre avant que lesarchées et lesbactéries ne se développent, probablement il y a environ3,5 milliards d'années. Le dioxygène à l'état libre apparaît pour la première fois en quantité significative durant lepaléoprotérozoïque (il y a entre 2,5 et1,6 milliard d'années environ). Pendant le premier milliard d'années, tout le dioxygène produit par ces organismes se combine à dufer dissous dans les océans pour former desformations ferrifères rubanées. Quand ces puits d'oxygène sont saturés, le dioxygène libre commence à être relargué des océans, il y a2,7 milliards d'années. Sa concentration atteint 10 % de son niveau actuel il y a environ1,7 milliard d'années^[14].

La présence d'une grande quantité de dioxygène dissous dans les océans et dans l'atmosphère peut avoir conduit à l'extinction les organismesanaérobies qui vivent alors, au cours de la crise écologique nommée laGrande Oxydation il y a environ2,4 milliards d'années. Toutefois, la respiration cellulaire utilisant le dioxygène permet aux organismesaérobies de produire beaucoup plus d'adénosine triphosphate (ATP) que les organismes anaérobies, les aidant ainsi à dominer labiosphère terrestre^[15].

Depuis le début duCambrien il y a 540 millions d'années, la concentration d'oxygène dans l'atmosphère a évolué, représentant au fil du temps entre 15 % et 30 % de son volume^[16]. Vers la fin duCarbonifère il y a environ300 millions d'années, le taux de dioxygène atmosphérique atteint un maximum : il représente alors 35 % du volume de l'atmosphère^[16] ce qui pourrait avoir contribué à la grande taille desinsectes et desamphibiens de l'époque^[17]. Cette culmination de sa proportion dans l'atmosphère terrestre à cette époque est due à l'expansion massive desforêts defougères géantes sur laPangée, et à l'enfouissement progressif des produits organiques qui sont devenus les gisements decharbon^[16]. Les activités humaines, y compris la combustion de sept milliards de tonnes decombustibles fossiles chaque année ont un très faible impact sur la quantité d'oxygène libre dans l'atmosphère^[18]. Au rythme actuel de la photosynthèse, il faudrait environ deux mille ans pour produire la totalité du dioxygène présent aujourd'hui dans l'atmosphère^[19].

Dans la nature, le dioxygène à l'état libre est produit parphotolyse de l'eau grâce à laphotosynthèse. D'après certaines estimations, lesalgues vertes et lescyanobactéries présentes enmilieu marin fournissent environ 70 % du dioxygène à l'état libre produit sur Terre, le reste étant produit par lesplantes terrestres^[20]. D'autres estimations affirment que la contribution des océans à l'apport d'oxygène atmosphérique est plus importante, mais d'autres encore affirment le contraire, suggérant que les océans produisent environ 45 % du dioxygène atmosphérique chaque année^[21].

Une formule globale et simplifiée traduisant la photosynthèse s'écrit^[22] :6 CO₂ + 6 H₂O +photons → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

ou simplement :dioxyde de carbone + eau +lumière solaire →glucose + dioxygène.

L'évolution photolytique du dioxygène se produit dans lathylakoïde des organismes photosynthétiques et requiert l'énergie de quatrephotons. Beaucoup d'étapes sont complexes mais le résultat aboutit la formation d'ungradient électrochimique au travers de la thilakoïde qui est utilisé pour synthétiser l'adénosine triphosphate (ATP) via le processus dephotophosphorylation^[23]. Le dioxygène restant après l'oxydation de lamolécule d'eau est rejeté dans l'atmosphère.

Le dioxygène est essentiel dans larespiration cellulaire chez tous les organismesaérobies. Lesmitochondries l'utilisent pour aider à la production d'ATP pendant le processus dephosphorylation oxydative. La réaction modélisant larespiration aérobie est globalement l'inverse de celle modélisant laphotosynthèse et s'écrit de façon simplifiée et dans le cas de l'oxydation duglucose avec un rendement de 100 %^[24] :C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O +2 880 kJ/mol. En réalité, de l'énergie est utilisée pendant la formation de l'ATP (la molécule qui permet le stockage de l'énergie dans la cellule) à partir d'ADP ainsi que pour permettre le transport des molécules nécessaires à cette réaction au sein de la cellule. Ainsi l'énergie effectivement stockée sous forme d'ATP et donc utilisable par le corps est plutôt de 1 162,8 kJ pour une mole de glucose consommée, c'est-à-dire[24]:C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O +1 162,8 kJ/mol. Chez lesvertébrés, le dioxygènediffuse à travers les membranes des cellules dans les poumons et lesglobules rouges. L'hémoglobine se lie au dioxygène et provoque un changement de couleur de la protéine qui passe du rouge bleuté au rouge vif^[25],[b]. D'autres animaux n'utilisent pas l'hémoglobine pour le transport du dioxygène : lesmollusques et certainsarthropodes utilisent l'hémocyanine tandis que lesaraignées et leshomards utilisent l'hémérythrine^[18]. Un litre de sang peut dissoudre 200 cm³ de dioxygène[18].

Lesdérivés réactifs de l'oxygène, comme l'ionsuperoxyde O₂⁻ et leperoxyde d'hydrogène H₂O₂, sont des sous-produits toxiques du dioxygène utilisés par les organismes^[18]. Toutefois, certaines parties du système immunitaire des organismes évolués produisent du peroxyde, du superoxyde et de l'oxygène singulet pour éliminer lesmicro-organismes envahisseurs^[26]. Les dérivés réactifs du dioxygène jouent également un rôle important dans laréponse hypersensitive des plantes contre les attaques pathogènes^[23].

Un adulte au repos inhale entre 1,8 et 2,4 grammes d'oxygène par minute^[27]. Cela équivaut à plus de six milliards de tonnes d'oxygène inhalées par l'humanité chaque année^[c].

Larespiration aérobie consiste à absorber le dioxygène nécessaire aucatabolisme oxydatif et à l'apport d'énergie aux cellules. Les organismes ont une capacité limite d'absorption, appeléeconsommation maximale d'oxygène.

La consommation de dioxygène est un indice d'activité cellulaire. Cette remarque est à l'origine d'une caractérisation de la pollution biodégradable d'un échantillon d'eau, lademande biologique en oxygène.

C'est dans lesystème respiratoire que lapression partielle du dioxygène dans le corps d'un vertébré vivant est la plus élevée. Elle est plus faible dans lesartères, puis dans les tissus périphériques, et davantage encore dans lesveines. La pression partielle du dioxygène est la pression qu'aurait le dioxygène s'il occupait seul le volume considéré^[28].

Pression partielle du dioxygène (${\displaystyle p_{{\mathrm{O}}_2}}$) dans le corps humain

Unité	Pression du gaz dans les alvéoles pulmonaires	Gaz du sang artériel	Gaz du sang dans les veines
kPa	14,2	11–13[29]	4,0–5,3[29]
mmHg	107	75–100[30]	30–40[31]

La molécule estdiatomique et la distance moyenne entre les deux atomes est 120,74 pm dans son état fondamental.

Dans ses deux premiers états excités (voir la partie spectroscopie ci-dessous), cette distance augmente à 121,55 pm dans le premier état et à 122,77 pm dans le deuxième.

La représentation courante de Lewis du dioxygène, afin que ses deux atomes respectent larègle de l'octet, est uneliaison double, chaque atome portant en outre deux doublets d'électrons non partagés. Cependant, cette structure ne rend pas compte duparamagnétisme de cette molécule. Il est possible de proposer un schéma de Lewis qui respecte cette observation expérimentale avec une liaison simple (et non une liaison double) et un électron célibataire par atome d'oxygène.

La représentation peu classique, avec une simple liaison, présente l'inconvénient de ne pas rendre compte de la courte distance de liaison (d = 120,74 pm), bien plus courte qu'une liaison simple O-O comme dans leperoxyde d'hydrogène H-O-O-H pour lequel la longueur de liaison est 145,7 pm. Cela explique en particulier pourquoi, dans la pratique, cette structure n'est utilisée qu'à titre pédagogique, pour mettre l'accent sur le caractèrediradicalaire de la molécule. Une description plus performante est obtenue avec lesorbitales moléculaires.

Dans le cadre théorique des orbitales moléculaires (méthode CLOA), l'interaction entre deux atomes d'oxygène pour former une molécule se traduit par le diagramme ci-contre.

Les deux orbitales 2s des deux atomes d'oxygène, initialement de même énergie, subissent une dégénérescence, formant une orbitale σ_2s liante et une orbitale σ^*
_2s antiliante, toutes deux complètement occupées, ne résultant en aucune liaison entre les deux atomes. Les sixorbitales 2p des deux atomes subissent elles aussi une dégénérescence, formant troisorbitales σ_2px, σ_2py et σ_2pz liantes et troisorbitales σ^*
_2px, σ^*
_2py et σ^*
_2pz antiliantes. Les huit (2×4)électrons 2p se répartissent ainsi :

• six électrons occupent les trois orbitales liantes de basse énergie ;
• les deux électrons restant occupent chacun une orbitale antiliante.

Cette combinaison d'orbitales 2p résulte donc en trois orbitales moléculaires liantes et une antiliante, soit un indice de liaison de 2. La répartition des deux électrons sur les deux orbitales antiliantes explique aussi le caractère diradicalaire du dioxygène. Cette propriété d'être radicalaire alors que le nombre d'électrons de la molécules est pair est unique parmi les molécules diatomiques. Cette répartition explique aussi le caractère paramagnétique du dioxygène, ce que ne permet pas de présager sa représentation de Lewis « classique ».

Ce statut d'état triplet confère à la molécule des propriétés magnétiques (voir ci-dessous) et peut être rendu responsable de son inertie chimique à température ambiante. En effet, la réaction de O₂ avec une autre molécule (H₂, molécules organiques) qui est presque toujours dans un état singulet pour former une molécule en état singulet se déroule sans la conservation du spin total ; c'est la cause d'une grande lenteur des réactions chimiques impliquant le dioxygène à température et pression ordinaire.

Les deux premiers niveaux excités du dioxygène sont deux états singulets à 15 800 cm⁻¹ (94,72 kJ/mol) et 21 100 cm⁻¹ (157,85 kJ/mol) (voir diagramme). Ces transitions sont interdites de spin, ce qui conduit à ce que le dioxygène soit incolore. C'est le cas en phase gazeuse, la couleur bleue de l'atmosphère étant due à ladiffusion Rayleigh^[32].

La couleur bleue à l'état liquide (voir ci-dessous) résulte de l'absorption de deux photons à 7 918 cm⁻¹ sur une association de deux molécules de dioxygène (dimère O₄).

Le dioxygène estparamagnétique. Cette propriété a été observée parFaraday dès 1848^[32]. Le diagramme d'orbitale moléculaire du dioxygène tracé par laméthode CLOA en rend compte. La configuration électronique contient en effet deux électrons célibataires sur les deuxorbitales Π* (état triplet).

Enrésonance magnétique nucléaire (RMN), pour des mesures fines, il est important de dégazer l'échantillon pour éliminer le dioxygène qui est paramagnétique et va gêner la détection en provoquant un élargissement des pics. Ce dégazage est, en général, accompli en faisant buller ungaz inerte (diazote ou argon) dans la solution pour remplacer les gaz dissous par ce gaz inerte et non paramagnétique.

Le dioxygène est obtenu de manière industrielle principalement (à 95 %) par séparationcryogénique des composés de l'air, c'est-à-dire par uneliquéfaction de l'air suivie d'unedistillation fractionnée.

Lestempératures critiques dudiazoteN₂ (T_c =−146,9 °C) et du dioxygène O₂ (T_c =−118,4 °C) ne permettent pas la liquéfaction de l'air par simplecompression. L'air doit donc être comprimé entre 5 et7 bar, puis filtré, séché, décarbonaté paradsorption surtamis moléculaire et enfin refroidi par échange thermique entre le gaz entrant et les gaz liquéfiés. Les pertes frigorifiques sont compensées par unedétente de 5 à 10 % du débit gazeux traité, dans uneturbine dont letravail extérieur est récupérable.

La distillation, dans le procédé le plus utilisé, est effectuée dans une double colonne qui permet d'obtenir, en continu, des gaz purs. La première colonne (moyenne pression,5 bar) réalise une première séparation de l'air en diazote gazeux pur (à 99,999 %) au sommet et un liquide riche en dioxygène (environ 40 %), à la base. Ce liquide est alors envoyé à mi-hauteur de la deuxième colonne de distillation (basse pression,1,3 bar). Le dioxygène entre 99,5 % et 99,7 % est récupéré à la base de cette deuxième colonne. Il contient moins de 1 ppm de diazote, la principale impureté est l'argon.

Les colonnes de distillation ont entre 1 et 6 m de diamètre, et mesurent de 15 à 25 m de hauteur. Elles sont en acier inoxydable ou en aluminium et comportent une centaine de plateaux. L'isolation thermique est réalisée avec de laperlite (sable de silice expansé). Le maintien en température des colonnes ne consomme que 6 à 7 % de l'énergie totale dépensée.

La consommation en énergie est de 0,4 kWh/m³ de dioxygène gazeux, soit de 50 à 60 % du prix de revient.

Environ 5 % du dioxygène industriel est produit par un autre procédé, non cryogénique, appelé VPSA (Vacuum-pressure swing adsorption) ou adsorption par alternance de pression et de vide.

L'air ambiant est séché et épuré par filtration, puis passe dans une colonne dezéolithes qui adsorbent plus rapidement le diazoteN₂ que le dioxygène. Les zéolites peuvent fixer dix litres de diazote par kilogramme. Lorsqu'elles sont saturées, l'air est envoyé sur une seconde colonne, pendant que le diazote de la première colonnedésorbe sous vide. La pureté du dioxygène obtenu ainsi par élimination du diazote de l'air peut atteindre 90 à 95 %. Ce dioxygène contient encore 4,5 % d'argon qui, comme le dioxygène, n'est pas adsorbé. La consommation d'énergie est de 0,4 à 0,5 kWh/m³ de dioxygène. Cette méthode est de plus en plus employée dans les procédés industriels dont les besoins sont inférieurs à cent tonnes par jour, ainsi que dans les respirateurs utilisés à domicile. Voir aussiConcentrateur d'oxygène.

Le dioxygène produit est transporté :

• sous forme liquide ou gazeuse par des canalisations appeléesoxyducs ouoxygénoducs ;
• sous forme gazeuse comprimée dans desbouteilles ou réservoirs en acier à200 bar ;
• sous forme liquide, encamions-citernes.

En 1995, huit compagnies dans le monde fabriquaient la quasi-totalité du dioxygène industriel :

• Air liquide (France) : 17 % ;
• BOC (Royaume-Uni) : 14 % (racheté par Linde en 2006) ;
• Praxair (États-Unis) : 14 % ;
• Air Products (États-Unis) : 8 % ;
• Nippon Sanso (Japon) : 7 % ;
• AGA (Suède) : 7 % (racheté par Linde en 2000) ;
• Messer (Allemagne) : 6 % ;
• Linde (Allemagne) : 6 %.

Les principaux pays producteurs en 1996, étaient :

• États-Unis : 27 millions de tonnes ;
• Japon : 12,7 millions de tonnes ;
• France : 3,23 millions de tonnes.

Dans le monde, la production totale était de l'ordre de cent millions de tonnes en 1996, soit¹⁄₁₀ millionième du dioxygène de l'atmosphère.

Le dioxygène a longtemps été préparé en petite quantité, au laboratoire, par réaction dechlorate de potassium avec l'acide sulfurique, ou par réaction de l'oxylithe Na₂O₂ avec l'eau.

Il peut être produit par la décompositioncatalytique de l'eau oxygénée en présence d'oxyde de manganèse(IV) MnO₂.

Ces deux derniers modes de production utilisent généralement unmontage par déplacement d'eau pour recueillir le dioxygène produit.

Il peut aussi être préparé parélectrolyse de l'eau pour des démonstrations pédagogiques, mais cette technique est lente et coûteuse en énergie.

Le dioxygène est thermodynamiquement très réactif, et la plupart de ses réactions sont fortement exothermiques. Cette grande réactivité n'a généralement pas lieu à température ambiante. Les raisons cinétiques ont été détaillées ci-dessus.

Peu de corps simples ne se combinent pas directement avec le dioxygène : letungstène W, leplatine Pt, l'or Au et lesgaz nobles. Il faut noter que des composés oxygénés de gaz nobles existent cependant (XeO₃), mais ils n'ont jamais pu être obtenus par action directe avec O₂.

Le fait que lesoxydes existent pour quasiment tous leséléments chimiques a largement aidéMendeleïev à classer les éléments (1869). Par ailleurs, le fait que certains éléments possèdent plusieurs oxydes distincts (par exemple l'azote) a été à l'origine de l'émergence de lanotion d'atome parDalton (1800).

De nombreuxions de O₂ sont connus :

• l'iondioxygényle, O₂⁺, dans de rares composés ;
• l'ionsuperoxyde, O₂⁻, anion fréquent dans les systèmes biologiques pour lesquels l'oxydoréduction est souvent monoélectronique ; c'est une entité peu stable ;
• l'ionperoxyde O₂²⁻, anion fréquent dans les peroxydes métalliques comme leperoxyde de baryum BaO₂ ; le dioxygène a le mêmedegré d'oxydation que dans leperoxyde d'hydrogène H₂O₂.

Le dioxygène singulet est produit par irradiation lumineuse de dioxygène triplet (sonétat fondamental)³O₂ avec un photosensibilisateur. Il faut pour cela que l'état excité de ce dernier soit supérieur à94,7 kJ/mol (voir ci-dessus la partiespectroscopie).³O₂ +¹Sensibilisateur — hν →¹O₂ +³Sensibilisateur.

Le dioxygène singulet peut aussi être produit chimiquement, par exemple en solution alcoolique, avec un mélange d'eau oxygénée et d'eau de Javel^[33] :H₂O₂ +ClO⁻ →Cl⁻ +H₂O +¹O₂.

Le dioxygène singulet est très réactif, tant chimiquement que biologiquement.

Le dioxygène, dans l'air, est utilisé pour les combustions (chauffage, transport)^[34].

Séparé du diazote, son principal usage est lasidérurgie. Le fer, en sortie deshauts fourneaux, est sous forme decarbure Fe₃C, inutilisable car contenant plus de 4 % en masse de carbone. Ce dernier est brulé par injection de dioxygène directement dans le fer fondu. C'est le principe desconvertisseurs. Il faut 60 m³CNTP de O₂ par tonne de fer. La consommation d'un site sidérurgique se chiffre en milliers de tonnes de O₂ par jour.

Lapétrochimie est également une importante consommatrice quand il est question de produire de l'oxyde d'éthylène, de l'oxyde de propylène, duchlorure de vinyle paroxychloration, dans le raffinage desproduits pétroliers, pour régénérer descatalyseurs, etc.

D'autres procédés nécessitent également d'importants tonnages de dioxygène :

• la synthèse dudioxyde de titane par le procédé audichlore Cl₂ ;
• leblanchiment de lapâte à papier, ce qui limite la consommation en dichlore qui reste l'agent de blanchiment principal ;
• le retraitement de certains déchets chimiques par exemple, les déchetssoufrés issus de la production deméthacrylate de méthyle, ce qui conduit à la récupération deH₂SO₄.

Les autres usages ponctuels sont par exemple :

• la production de flammes à haute température, comme celle duchalumeau oxhydrique ;
• comme gazmédical :
  • oxygénothérapie normobare (à pression atmosphérique) : dans l'assistance respiratoire de personnes ayant des difficultés respiratoires (maladies telles que l'asthme ou l'insuffisance respiratoire chronique, ou lors d'uneanesthésie), pour laventilation artificielle (arrêt de la respiration),
  • oxygénothérapie hyperbare (à haute pression) : pour le traitement de certaines intoxications au gaz (notamment aumonoxyde de carbone), des accidents de décompression enplongée ou de certaines brûlures, de certaines pathologies artéritiques.

• 
  Schéma d'un convertisseur avec l'apport de dioxygène directement dans le métal fondu.
• 
  Convertisseur en fonctionnement ; la réaction du fer fondu avec le dioxygène produit des gerbes de lumière.
• 
  Dioxygène médical en bouteille.

Le dioxygène fait partie de laliste modèle des médicaments essentiels de l'Organisation mondiale de la santé (liste mise à jour enavril 2013)^[35].

• Oxymètre
• Isotopes de l'oxygène
• Antioxydant
• Oxygène noir

• (en) Davis J.C. (1975),Waterborne dissolved oxygen requirements and criteria with particular emphasis on the Canadian environment, dans Associate Committee on Scientific Criteria for Quality, National.

• Ressources relatives à la santé :
  • DrugBank
  • National Drug File
  • NCI Thesaurus
• Notices dans des dictionnaires ou encyclopédies généralistes :

  • Britannica
  • Store norske leksikon

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Stables	H2 C2 N2 O2 F2 Cl2 Br2 I2 Li2 Na2 K2 Rb2 Cs2
Instables	At2 P2 He2 S2 Ne2 Ar2 Og2 Mo2 W2
Exotiques	Ps2 Mu2

v ·m Oxygène
Formes allotropiques	Oxygènes moléculaires dioxygène (O2) Ozone (O3) Métastables Oxygène singulet (O2*) Ozone cyclique (O3) Tétraoxygène (O4) Octaoxygène (O8)
État	Oxygène solide Oxygène liquide Oxygène gazeux
Isotopes	Oxygène 13 Oxygène 15 Oxygène 16 Oxygène 17 Oxygène 18 δ18O

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