Masse moyenne d’un atome en unités de masse atomique (1 u vaut 1/12 de la masse d’un atome de carbone 12). Tient compte du mélange naturel des isotopes de l’élément.
Numéro de la colonne verticale, de 1 à 18 selon la numérotation de l’IUPAC. Les éléments d’un même groupe ont la même couche externe, donc des propriétés proches.
Numéro de la ligne horizontale. Il est en général égal au nombre de couches électroniques de l’atome ; le palladium fait exception, avec quatre couches en période 5.
Sous-couche (s, p, d ou f) qui reçoit les derniers électrons dans l’ordre habituel de remplissage ; elle partage le tableau en quatre blocs. Certains atomes font exception : le lanthane ouvre le bloc f mais n’a aucun électron f.
[He] 2s² 2p⁴
Répartition des électrons dans les sous-couches. Les crochets désignent le gaz noble précédent, l’exposant le nombre d’électrons dans une sous-couche.
2, 6
Nombre d’électrons sur chaque couche, du noyau vers l’extérieur.
-218,8 °C (54,36 K)
Température à laquelle le solide devient liquide à pression normale. L’hélium, le carbone et l’arsenic ne fondent pas à pression normale : l’hélium demande environ 25 atm, le carbone et l’arsenic passent directement à l’état de vapeur.
-182,9 °C (90,2 K)
Température à laquelle le liquide bout à pression normale. Pour le carbone et l’arsenic, température à laquelle le solide se sublime.
0,001429 g/cm³
Masse d’un centimètre cube de la substance. Pour les gaz, à 0 °C et à pression normale.
3,44 Pauling
Capacité d’un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique. Sur l’échelle de Pauling, elle va de 0,79 pour le césium à 3,98 pour le fluor.
13,618 eV
Énergie nécessaire pour arracher à un atome son électron le moins lié. Plus elle est faible, plus l’élément cède facilement un électron, ce qui est typique des métaux.
1,461 eV
Énergie libérée quand un atome neutre capte un électron. Elle est la plus élevée pour les halogènes. Les gaz nobles, l’azote et certains métaux ne forment pas d’ion négatif stable.
66 pm
Moitié de la longueur d’une liaison covalente simple entre deux atomes de l’élément. Il donne la taille de l’atome dans une molécule ou un cristal : 76 pm pour le carbone, 132 pm pour le fer.
-2
Charges que l’atome aurait dans ses composés si toutes ses liaisons étaient ioniques. Les principales sont indiquées.
L’oxygène (O) est un élément chimique de numéro atomique 8. Il se trouve dans le groupe 16 et la période 2 du tableau périodique, dans le bloc p. C’est un non-métal. État à température ambiante : gaz. Sa masse atomique standard est de 15,999.
Origine du nom
En 1777, Antoine Lavoisier a nommé ce gaz oxygène, du grec oxýs, « piquant, acide », et -genēs, « qui produit » : il pensait que tous les acides contenaient de l’oxygène. C’était faux — le chlorure d’hydrogène, par exemple, n’en contient pas —, mais le nom était déjà adopté.
Où trouve-t-on l’oxygène ?
L’oxygène est le troisième élément le plus abondant de l’Univers, après l’hydrogène et l’hélium, et le plus courant de la croûte terrestre, où il est lié dans les silicates et d’autres minéraux. Il forme 21 % de l’air et près des neuf dixièmes de la masse de l’eau. Presque tout l’oxygène de l’air a été libéré par la photosynthèse des plantes et des micro-organismes. L’industrie le tire de l’air liquéfié.
À quoi sert l’oxygène ?
La première utilisation de l’oxygène est la fabrication de l’acier : un jet d’oxygène brûle les impuretés de la fonte en fusion. La flamme de l’acétylène dans l’oxygène soude et découpe le métal. Les hôpitaux donnent de l’oxygène aux patients qui respirent difficilement, et l’oxygène liquide, brûlé avec de l’hydrogène liquide, propulse des fusées.
Le saviez-vous ?
L’ozone, O₃, une forme de l’oxygène présente en haute atmosphère, arrête la plus grande partie des rayons ultraviolets du Soleil.
Carl Wilhelm Scheele a obtenu l’oxygène en 1771, mais son livre n’est paru qu’en 1777 ; Joseph Priestley, qui a publié en 1774, a donc longtemps passé pour le découvreur.
L’oxygène liquide est attiré par un aimant et peut même rester suspendu entre ses pôles.
L’oxygène pur n’est pas bon à respirer longtemps : au bout de nombreuses heures, il peut abîmer les poumons.