OXYGÈNE

L'oxygène est un élément chimique ; son symbole est O et son numéro atomique est 8.
L'oxygène appartient au groupe des chalcogènes dans le tableau périodique.
L'oxygène est très réactif, c'est un non-métal et un puissant oxydant qui forme facilement des oxydes avec la plupart des éléments ainsi qu'avec d'autres composés.

CAS : 7782-44-7
MF : O₂
MW : 32
EINECS : 231-956-9

Synonymes : hyperoxie ; oxygène liquide ; norme automobile R99-5 ; norme automobile R99-6 ; hydrogène et oxygène ; oxygène sous pression en bidon de 1 L ; oxygène à 99,6 % et plus ; oxygène 16O₂ (gaz) (appauvri en ¹⁸O) à 99,98 %

L’oxygène est l’élément le plus abondant de la croûte terrestre, constituant près de la moitié de sa composition sous forme de divers oxydes tels que l’eau, le dioxyde de carbone, les oxydes de fer et les silicates.
L’oxygène est également le troisième élément le plus abondant de l’univers après l’hydrogène et l’hélium. 
À température et pression normales, deux atomes d'oxygène se lient par covalence pour former du dioxygène, un gaz diatomique incolore et inodore de formule chimique O₂.
Le dioxygène représente actuellement environ 20,95 % de la fraction molaire de l'atmosphère terrestre, bien que cette proportion ait considérablement varié au cours de l'histoire de la Terre. 
L'allotrope beaucoup plus rare de l'oxygène, l'ozone (O₃), absorbe fortement les rayonnements UVB et UVC et forme une couche d'ozone protectrice dans la basse stratosphère, protégeant ainsi la biosphère des rayonnements ultraviolets ionisants.
Cependant, l'ozone présent en surface est un sous-produit corrosif du smog et constitue donc un polluant atmosphérique.

Tous les organismes eucaryotes, y compris les plantes, les animaux, les champignons, les algues et la plupart des protistes, ont besoin d'oxygène pour la respiration cellulaire, un processus qui extrait de l'énergie chimique par la réaction de l'oxygène avec des molécules organiques issues de l'alimentation et rejette du dioxyde de carbone comme déchet. De nombreuses classes importantes de molécules organiques présentes dans les organismes vivants contiennent des atomes d'oxygène, comme les protéines, les acides nucléiques, les glucides et les lipides, tout comme les principaux composés inorganiques constituant les coquilles, les dents et les os des animaux.
La majeure partie de la masse des organismes vivants est constituée d'oxygène, composant de l'eau, principal constituant des formes de vie.

L'oxygène de l'atmosphère terrestre est produit par la photosynthèse, un processus biotique au cours duquel l'énergie photonique de la lumière solaire est captée par la chlorophylle pour scinder les molécules d'eau, puis réagir avec le dioxyde de carbone pour produire des glucides, l'oxygène étant libéré comme sous-produit.
L'oxygène est trop réactif pour rester à l'état libre dans l'air sans être constamment renouvelé par l'activité photosynthétique d'autotrophes tels que les cyanobactéries, les algues chloroplastiques et les plantes terrestres.
L'oxygène a été isolé par Michael Sendivogius avant 1604, mais on considère généralement que cet élément a été découvert indépendamment par Carl Wilhelm Scheele, à Uppsala, en 1773 ou avant, et par Joseph Priestley dans le Wiltshire, en 1774.
La priorité est souvent donnée à Priestley car ses travaux ont été publiés en premier.
Priestley, cependant, appelait l'oxygène « air déphlogistiqué » et ne le reconnaissait pas comme un élément chimique.
En 1777, Antoine Lavoisier a été le premier à identifier l'oxygène comme un élément chimique et a correctement caractérisé son rôle dans la combustion.

L'oxygène est couramment utilisé dans l'industrie, notamment pour la production d'acier, de plastiques et de textiles, le brasage, le soudage et le découpage des aciers et autres métaux, la propulsion des fusées, l'oxygénothérapie et les systèmes de survie dans les avions, les sous-marins, les vols spatiaux et la plongée.
Joseph Priestley a découvert l'oxygène en 1774 par la décomposition thermique de l'oxyde de mercure et a publié ses résultats la même année, trois ans avant Scheele. Entre 1775 et 1780, le chimiste français Antoine-Laurent Lavoisier, avec une remarquable perspicacité, a interprété le rôle de l'oxygène dans la respiration et la combustion, réfutant la théorie du phlogistique alors en vigueur. Il a observé sa tendance à former des acides en se combinant avec de nombreuses substances et a donc nommé l'élément oxygène, d'après le grec « formateur d'acide ».

L'oxygène est un élément très répandu et essentiel, indispensable au maintien de la vie sur Terre.
Cet élément est le troisième plus abondant dans l'univers, après l'hélium et l'hydrogène.
La forme diatomique (O₂) est la forme pure la plus courante.
Avec un point d'ébullition de -183 °C, l'O₂ se présente sous forme de gaz incolore et inodore à température et pression normales.
Lors de la respiration cellulaire, l'O₂, très réactif, est utilisé comme oxydant pour décomposer les molécules alimentaires et produire de l'énergie.
Les organismes photosynthétiques produisent du dioxygène (O₂) en utilisant l'énergie solaire et l'eau.

Il existe d'autres formes allotropiques de l'oxygène pur, notamment le trioxygène (O₃), aussi appelé ozone, ainsi que d'autres formes allotropiques moins courantes comme l'ozone (O₄) et l'ozone (O₈).
Ces formes allotropiques de l'oxygène se forment sous haute pression et basse température et sont solides.
Symbole O.
Élément gazeux incolore et inodore appartenant au groupe 16 (anciennement VIB) du tableau périodique ; numéro atomique : 8 ; masse atomique relative : 15,9994 ; densité : 1,429 g/dm³ ; point de fusion : -218,4 °C ; point d'ébullition : -183 °C.
L'oxygène est l'élément le plus abondant de la croûte terrestre (49,2 % en masse) et est présent dans l'atmosphère (28 % en volume).
L'oxygène atmosphérique est essentiel à tous les organismes qui effectuent une respiration aérobie. 
Pour les applications industrielles, l'oxygène est obtenu par distillation fractionnée de l'air liquide.
L'oxygène est utilisé dans les procédés métallurgiques, dans les flammes à haute température (par exemple pour le soudage) et dans les appareils respiratoires.
Sa forme la plus courante est la forme diatomique (dioxygène, O₂). Il existe également un allotrope réactif, l'ozone (O₃).
Chimiquement, l'oxygène réagit avec la plupart des autres éléments pour former des oxydes.
Cet élément a été découvert par Joseph Priestley en 1774.

Propriétés chimiques de l'oxygène
Point de fusion : −218 °C (littérature)
Point d'ébullition : −183 °C (littérature)
Densité : 1,429 (0 °C)
Densité de vapeur : 1,11 (par rapport à l'air)
Pression de vapeur : > 760 mmHg à 20 °C
Température de stockage : −20 °C
Solubilité : À 20 °C et sous une pression de 101 kPa, 1 volume d'oxygène se dissout dans environ 32 volumes d'eau.
Aspect : Gaz incolore
Couleur : Gaz incolore, liquide ou cristaux hexagonaux
Odeur : Gaz inodore
Source biologique : Lapin
Solubilité dans l'eau : 1 volume de gaz se dissout dans 32 volumes d'eau (20 °C) ou dans 7 volumes d'alcool (20 °C). Soluble dans d'autres liquides organiques, généralement avec une solubilité supérieure à celle dans l'eau [MER06]
Conductivité thermique : 0,02658 W/(m·K)
Merck : 13 7033
Constante de la loi de Henry : 1,3 × 10⁻⁵ mol/(m³Pa) à 25 °C, Burkholder et al. (2019)
Constante diélectrique : 1,5 (-193 °C)
Stabilité : Stable. Favorise la combustion. Incompatible avec le phosphore, les matières organiques et de nombreux métaux en poudre. Fonctions des ingrédients cosmétiques : SOIN DE LA PEAU
InChI : 1S/O2/c1-2/i1+0,2+0
Clé InChI : MYMOFIZGZYHOMD-ZCWHFVSRSA-N
Tension superficielle : 15,85 mN/m à 80,0 K
Référence CAS : 7782-44-7
Référence chimique NIST : Oxygène (7782-44-7)
Système d'enregistrement des substances de l'EPA : Oxygène (7782-44-7)

L'oxygène (O₂) est un élément gazeux incolore et insipide, essentiel à presque toutes les formes de vie.
L'oxygène favorise la respiration et la combustion.
L'oxygène représente 20 % de l'atmosphère terrestre et est l'élément le plus abondant dans l'eau de mer et la croûte terrestre.
L'oxygène est légèrement soluble dans l'eau et l'alcool, mais se combine facilement avec la plupart des autres éléments pour former des oxydes. L'électrolyse de l'eau produit à la fois de l'oxygène et de l'hydrogène.

Caractéristiques
À température et pression normales, l'oxygène est un gaz incolore, inodore et insipide, de formule moléculaire O₂, appelé dioxygène.
Dans le dioxygène, deux atomes d'oxygène sont liés chimiquement.
Cette liaison peut être décrite de diverses manières selon le niveau de théorie, mais on peut la décrire simplement comme une double liaison covalente résultant du remplissage des orbitales moléculaires formées à partir des orbitales atomiques des atomes d'oxygène. Ce remplissage conduit à un ordre de liaison de deux.
Plus précisément, la double liaison résulte du remplissage séquentiel, des orbitales de basse énergie vers les orbitales de haute énergie (ou remplissage d'Aufbau), et de la compensation des contributions des électrons 2s après le remplissage séquentiel des orbitales σ et σ* de basse énergie. Le recouvrement σ des deux orbitales atomiques 2p alignées sur l'axe moléculaire O–O et le recouvrement π de deux paires d'orbitales atomiques 2p perpendiculaires à cet axe, suivis de la compensation des contributions des deux électrons 2p restants après leur remplissage partiel des orbitales π*, sont à l'origine de l'oxydation de l'oxygène.

L'oxygène est, sans aucun doute, l'élément le plus essentiel sur Terre.
Il est indispensable à toute vie végétale et animale et forme plus de composés avec d'autres éléments que tout autre élément.
L'oxygène est soluble dans l'eau et dans l'alcool.
Contrairement à une idée répandue, l'oxygène n'est pas combustible (il ne brûle pas), mais il favorise activement la combustion de nombreuses autres substances.
En effet, si l'oxygène brûlait, à chaque allumage d'un feu, tout le O₂ de l'atmosphère serait consommé !
La combustion est une forme d'oxydation au cours de laquelle l'oxygène se combine chimiquement avec une substance suffisamment rapidement pour produire la chaleur nécessaire à l'inflammation et à l'éclairage, ou pour entretenir un feu une fois amorcé.
L'oxydation du fer est appelée rouille. La rouille est un exemple d'« oxydation lente », qui correspond à la réaction de l'oxygène (O₂) avec le fer (Fe) pour former Fe₂O₃ ou Fe₃O₄.
Cette réaction chimique est si lente que la chaleur qu'elle produit se dissipe ; il n'y a donc pas d'incendie.
Récemment, un nouvel allotrope de l'oxygène a été découvert.
Sous forte pression, l'oxygène (O₂) se transforme en dioxygène (O₄), un solide rouge foncé beaucoup plus oxydant que les autres formes d'oxygène.

Propriétés physiques
L'oxygène se dissout plus facilement dans l'eau que l'azote.
L'eau en équilibre avec l'air contient environ 1 molécule d'O₂ dissoute pour 2 molécules de N₂ (rapport 1:2), contre un rapport atmosphérique d'environ 1:4.
La solubilité de l'oxygène dans l'eau dépend de la température : environ deux fois plus d'oxygène se dissout à 0 °C (32 °F) (14,6 mg/L) qu'à 20 °C (68 °F) (7,6 mg/L).

À 25 °C (77 °F) et sous une pression atmosphérique standard (101,325 kPa), l'eau douce peut dissoudre environ 6,04 millilitres (mL) d'oxygène par litre, tandis que l'eau de mer en contient environ 4,95 mL par litre. À 5 °C (41 °F), la solubilité de l'oxygène augmente à 9,0 mL par litre (50 % de plus qu'à 25 °C (77 °F)) pour l'eau douce et à 7,2 mL par litre (45 % de plus) pour l'eau de mer.
L'oxygène se condense à 90,20 K (−182,95 °C, −297,31 °F) et se solidifie à 54,36 K (−218,79 °C, −361,82 °F).
L'oxygène liquide et solide est une substance transparente d'une couleur bleu ciel clair due à l'absorption du rouge (contrairement au bleu du ciel, dû à la diffusion Rayleigh de la lumière bleue).
L'oxygène liquide de haute pureté est généralement obtenu par distillation fractionnée de l'air liquéfié.
L'oxygène liquide peut également être condensé à partir de l'air en utilisant de l'azote liquide comme fluide caloporteur. L'oxygène liquide est une substance très réactive et doit être séparé des matières combustibles.
La spectroscopie de l'oxygène moléculaire est liée aux phénomènes atmosphériques tels que les aurores boréales et la luminescence atmosphérique.
L'absorption dans le continuum de Herzberg et les bandes de Schumann-Runge dans l'ultraviolet produit de l'oxygène atomique, essentiel à la chimie de la moyenne atmosphère.

L'oxygène moléculaire singulet à l'état excité est responsable de la chimiluminescence rouge en solution.
Il existe trois allotropes (différentes formes) de l'oxygène : (1) l'oxygène atomique (O), parfois appelé oxygène naissant ou « nouveau-né » ; (2) l'oxygène diatomique (O₂), ou oxygène moléculaire (gaz) ; et (3) l'ozone (O₃), également un gaz.
L'oxygène atmosphérique que nous respirons est un non-métal très réactif, incolore, inodore et insipide, mais essentiel à tous les organismes vivants.
L'oxygène forme facilement des composés avec la plupart des autres éléments. Avec six électrons sur sa couche de valence externe, il peut facilement en gagner deux supplémentaires pour former un ion négatif (–2) ; ou, sous forme covalente, partager des électrons avec d’autres éléments pour compléter sa couche externe.

La quasi-totalité de l’oxygène atmosphérique (21 %) est sous forme allotropique d’oxygène moléculaire (O₂).
Ce gaz essentiel que nous respirons est le résultat de la photosynthèse, processus par lequel les plantes vertes (grâce à la chlorophylle) utilisent l’énergie solaire pour transformer le dioxyde de carbone (CO₂) et l’eau en amidon et en sucres, l’oxygène moléculaire étant un sous-produit.
L’oxygène liquide a une légère teinte bleutée.
Lorsqu’il bout, il libère du dioxygène pur.
Le point de fusion de l’oxygène est de –218,79 °C, son point d’ébullition de –182,95 °C et sa densité de 0,001429 g/cm³.
Utilisations : dans les flammes oxyhydrogène ou oxyacétyléniques pour le soudage des métaux et pour l’éclairage (lampe à calcium, etc.). Travaux sous-marins effectués par les plongeurs, propergol pour fusées.
Dans la production de gaz de synthèse utilisable dans le procédé Fischer-Tropsch pour les carburants liquides.
L'oxygène a de nombreuses applications grâce à sa forte électronégativité et à sa capacité à oxyder de nombreuses substances.
Seul le fluor possède une électronégativité supérieure et est donc un oxydant plus puissant.
Outre son rôle essentiel à la vie, l'oxygène a de nombreuses autres applications
L'oxygène est utilisé dans le processus de fusion pour extraire les métaux de leurs minerais.

L'oxygène est particulièrement important dans le procédé de conversion à l'oxygène pour la production d'acier à partir de minerai de fer.
L'oxygène est utilisé dans la fabrication de plusieurs gaz de synthèse importants et dans la production d'ammoniac, de méthanol, etc.
L'oxygène est l'oxydant des carburants liquides pour fusées et, sous forme gazeuse, il est utilisé en mélange avec de l'hélium pour assister la respiration des astronautes et des plongeurs et pour aider les patients souffrant de difficultés respiratoires.
L'oxygène est utilisé pour traiter (oxyder) les eaux usées et les déchets organiques industriels. 
L'oxygène a de nombreuses utilisations grâce à sa capacité à accepter des électrons d'autres éléments pour former des liaisons ioniques ou à partager des électrons avec d'autres éléments pour former des liaisons covalentes.
L'utilisation la plus évidente de l'oxygène est le maintien de la vie.
La respiration aérobie utilise l'oxygène dans une réaction d'oxydation qui produit de l'eau (H₂O) et l'énergie nécessaire aux réactions métaboliques.
L'oxygène gazeux produit industriellement est principalement utilisé dans les secteurs industriel et médical. L'oxygène est un élément très réactif qui réagit facilement avec la plupart des autres substances chimiques.

La combustion utilise l'oxygène comme comburant ; par exemple, la combustion des hydrocarbures dans les moteurs électriques nécessite de l'oxygène dans une réaction chimique qui produit de l'eau (H₂O), du dioxyde de carbone (CO₂) et de l'énergie comme sous-produits.
De même, le carburant pour fusées contenant de l'hydrogène gazeux utilise de l'oxygène liquide dans une réaction de combustion pour produire de la vapeur d'eau et de la chaleur.
L'oxygène est utilisé dans de nombreux secteurs industriels.
La majeure partie de l'oxygène produit industriellement est utilisée dans la production d'acier à partir de minerai de fer.
L'oxygène est également utilisé dans la production d'autres métaux, tels que le zinc, le cuivre et le plomb.
L'oxygène est utilisé dans la gazéification du charbon pour favoriser une combustion plus complète dans les incinérateurs ; dans la production de divers produits chimiques tels que l'oxyde d'éthylène, l'oxyde de propylène et l'acide nitrique. L'oxygène est utilisé comme combustible dans les chalumeaux pour le soudage et le découpage des métaux (chalumeau oxyacétylénique) et dans l'industrie papetière pour le blanchiment de la pâte à papier.

Il est également utilisé dans les stations d'épuration et pour réduire la teneur en sulfure d'hydrogène dans les égouts.
L'oxygène a de nombreuses applications thérapeutiques en médecine.
L'oxygène gazeux de haute pureté est utilisé pour le maintien des fonctions vitales en chirurgie, en soins intensifs pour assister la respiration, chez les prématurés et dans le cadre de thérapies par inhalation pour les affections chroniques. Les caissons hyperbares fournissent de l'oxygène à des pressions partielles élevées pour de nombreuses pathologies, notamment en cas d'intoxication au monoxyde de carbone ou pour le traitement des accidents de décompression (ou « mal des caissons ») chez les plongeurs.
En médecine, l'absorption d'oxygène de l'air est essentielle à la respiration ; c'est pourquoi l'oxygénothérapie est utilisée.

Ce traitement augmente non seulement le taux d'oxygène dans le sang du patient, mais a également pour effet secondaire de diminuer la résistance à l'écoulement sanguin dans de nombreuses pathologies pulmonaires, soulageant ainsi le cœur. L'oxygénothérapie est utilisée pour traiter l'emphysème, la pneumonie, certaines affections cardiaques (insuffisance cardiaque congestive), certaines pathologies provoquant une augmentation de la pression artérielle pulmonaire et toute maladie altérant la capacité de l'organisme à absorber et à utiliser l'oxygène gazeux.
Les traitements sont suffisamment flexibles pour être administrés à l'hôpital, au domicile du patient ou, de plus en plus souvent, à l'aide d'appareils portables.
Les tentes à oxygène étaient autrefois couramment utilisées pour l'oxygénothérapie, mais elles ont depuis été majoritairement remplacées par l'utilisation de masques à oxygène ou de canules nasales.
La médecine hyperbare (à haute pression) utilise des caissons hyperbares pour augmenter la pression partielle d'oxygène autour du patient et, si nécessaire, autour du personnel médical.

L'intoxication au monoxyde de carbone, la gangrène gazeuse et la maladie de décompression (accident de décompression) sont parfois traitées par cette thérapie.
L'augmentation de la concentration d'O₂ dans les poumons contribue à déplacer le monoxyde de carbone du groupe hème de l'hémoglobine. L'oxygène est toxique pour les bactéries anaérobies responsables de la gangrène gazeuse. Augmenter sa pression partielle permet donc d'éliminer ces bactéries et d'atténuer la gangrène gazeuse.
L'accident de décompression survient chez les plongeurs qui décompressent trop rapidement après une plongée, ce qui entraîne la formation de bulles de gaz inerte, principalement d'azote et d'hélium, dans le sang.
Augmenter la pression d'oxygène dès que possible permet de dissoudre ces bulles dans le sang afin que ces gaz en excès puissent être éliminés naturellement par les poumons.
L'administration d'oxygène normobare à la concentration la plus élevée disponible est fréquemment utilisée comme premier secours pour toute blessure de plongée susceptible d'impliquer la formation de bulles de gaz inerte dans les tissus.
Son utilisation est étayée par une étude statistique de cas enregistrés dans une base de données à long terme.

Systèmes de survie et usage récréatif
Dans les combinaisons spatiales modernes, qui enveloppent le corps de leur occupant, l'oxygène est utilisé comme gaz respiratoire à basse pression.
Ces dispositifs utilisent de l'oxygène presque pur à environ un tiers de la pression normale, ce qui permet de maintenir une pression partielle d'oxygène dans le sang normale. Ce compromis entre une concentration en oxygène plus élevée et une pression plus faible est nécessaire pour maintenir la souplesse de la combinaison.
Les plongeurs en scaphandre autonome et les sous-marins utilisent également de l'oxygène artificiel.
Les sous-marins, les submersibles et les scaphandres fonctionnent généralement à pression atmosphérique normale.
L'air respiré est débarrassé du dioxyde de carbone par extraction chimique et l'oxygène est remplacé afin de maintenir une pression partielle constante.
Les plongeurs à pression ambiante respirent de l'air ou des mélanges gazeux dont la fraction d'oxygène est adaptée à la profondeur de plongée.

L'utilisation d'oxygène pur ou quasi pur en plongée à des pressions supérieures à la pression atmosphérique est généralement limitée aux recycleurs, à la décompression à des profondeurs relativement faibles (environ 6 mètres, voire moins), ou aux traitements médicaux en caisson de recompression à des pressions allant jusqu'à 2,8 bars, où une intoxication aiguë à l'oxygène peut être gérée sans risque de noyade.
Les plongées plus profondes nécessitent une dilution importante de l'oxygène avec d'autres gaz, tels que l'azote ou l'hélium, afin de prévenir la toxicité de l'oxygène.
Les alpinistes et les pilotes d'avions non pressurisés disposent parfois d'une réserve d'oxygène supplémentaire. Les avions commerciaux pressurisés sont équipés d'une réserve d'oxygène d'urgence automatiquement distribuée aux passagers en cas de dépressurisation de la cabine.
Une perte soudaine de pression en cabine active les générateurs d'oxygène chimiques situés au-dessus de chaque siège, ce qui provoque la chute des masques à oxygène.

En tirant sur les masques « pour déclencher le flux d'oxygène », comme le préconisent les consignes de sécurité en cabine, on force la limaille de fer à pénétrer dans le chlorate de sodium contenu dans la cartouche.
Un flux constant d'oxygène gazeux est alors produit par la réaction exothermique.
L'oxygène, aux effets légèrement euphorisants, est utilisé depuis longtemps à des fins récréatives dans les bars à oxygène et dans le sport.
Les bars à oxygène sont des établissements apparus aux États-Unis à la fin des années 1990, proposant une exposition à l'oxygène supérieure à la normale pour un prix modique.
Les athlètes professionnels, notamment en football américain, sortent parfois du terrain entre les actions pour enfiler des masques à oxygène afin d'améliorer leurs performances.
L'effet pharmacologique est mis en doute ; un effet placebo est une explication plus probable.
Les études disponibles confirment une amélioration des performances grâce aux mélanges enrichis en oxygène uniquement s'ils sont inhalés pendant un exercice aérobique. Parmi les autres usages récréatifs n'impliquant pas l'inhalation, on peut citer les applications pyrotechniques, comme l'allumage en cinq secondes des barbecues par George Goble.

Industrie
La fusion du minerai de fer en acier consomme 55 % de l'oxygène produit commercialement.
Dans ce procédé, l'oxygène est injecté à haute pression dans le fer en fusion, ce qui élimine les impuretés de soufre et l'excès de carbone sous forme d'oxydes, respectivement SO₂ et CO₂.
Les réactions étant exothermiques, la température atteint 1 700 °C.
25 % de l'oxygène produit commercialement est utilisé par l'industrie chimique.
L'éthylène réagit avec l'O₂ pour former de l'oxyde d'éthylène, qui est ensuite transformé en éthylène glycol ; principal réactif utilisé dans la fabrication de nombreux produits, dont l'antigel et les polymères de polyester (précurseurs de nombreux plastiques et textiles).
La majeure partie des 20 % restants de l'oxygène produit commercialement est utilisée dans le domaine médical, la découpe et le soudage des métaux, comme comburant dans les carburants pour fusées et dans le traitement de l'eau. 
L'oxygène est utilisé en soudage oxyacétylénique, où l'acétylène est brûlé avec de l'oxygène pour produire une flamme très chaude.
Dans ce procédé, le métal, jusqu'à 60 cm d'épaisseur, est d'abord chauffé par une petite flamme oxyacétylénique, puis rapidement découpé par un important jet d'O₂.

Préparation
Actuellement, la majeure partie de l'oxygène commercial est obtenue à partir de l'air par des procédés de séparation cryogénique.
Bien que la conception des usines de production d'oxygène et les conditions de traitement puissent varier en fonction de la capacité de production, de la pureté souhaitée et du coût, les étapes de base restent similaires.
L'air est d'abord filtré pour éliminer les particules de poussière.
L'eau, le dioxyde de carbone et la plupart des impuretés à l'état de traces sont éliminés par du gel de silice (ou un autre adsorbant efficace) à une température légèrement supérieure à 0 °C.
L'acétylène et d'autres hydrocarbures peuvent également être éliminés par adsorption. Une autre solution consiste à comprimer et à refroidir l'air pur pour congeler l'eau et le dioxyde de carbone, qui peuvent ensuite être piégés et éliminés dans des échangeurs réversibles.
La compression et le refroidissement de l'air constituent une étape cruciale de sa liquéfaction. Lorsqu'on laisse l'air comprimé refroidi se détendre, il se refroidit encore davantage (effet Joule-Thomson), transformant l'air gazeux en air liquide à environ -196°C.
L'air liquéfié est soumis à une distillation fractionnée.
L'argon et l'azote, plus volatils, se distillent par chauffage, laissant derrière eux de l'oxygène ainsi que des traces d'hydrogène, d'hélium et d'autres gaz inertes.

L'oxygène peut être produit par électrolyse de l'eau.
Lors de ce procédé électrolytique, de petites quantités d'H₂SO₄ ou de NaOH peuvent être ajoutées à l'eau.
Cependant, les méthodes d'électrolyse sont moins utilisées industriellement que les procédés de liquéfaction de l'air, moins coûteux.
Néanmoins, la production d'hydrogène à partir de l'eau par électrolyse produit de l'oxygène comme sous-produit.
Au laboratoire, l'oxygène peut être préparé par plusieurs méthodes chimiques impliquant la décomposition thermique d'oxydes solides ou de sels oxo.
La méthode la plus courante de préparation de l'oxygène consiste à chauffer du chlorate de potassium en présence de dioxyde de manganèse comme catalyseur.
Les premières méthodes de préparation de l'oxygène impliquaient la dissociation thermique d'oxydes métalliques, notamment l'oxyde de mercure(II), utilisée indépendamment par Priestley et Scheele. 
De plus, des oxydes de plomb, d'argent et de baryum ou du nitrate et du permanganate de potassium ont été utilisés par ces chercheurs et par ceux qui leur ont succédé pour produire de l'oxygène. Voici quelques réactions produisant de l'oxygène par décomposition thermique d'oxydes métalliques et d'oxo-sels métalliques :

2HgO (s) → 2Hg (l) + O₂ (g)
2BaO₂ (s) → 2BaO (s) + O₂ (g)
2PbO₂ (s) → 2PbO (s) + O₂ (g)
2KNO₃ (s) → 2KNO₂ (s) + O₂ (g)
2Ag₂O (s) → 4Ag (s) + O₂ (g)
2KMnO₄ (s) → K₂MnO₄ (s) + MnO₂ (s) + O₂ (g)
2K₂S₂O₈ (s) → 2K₂SO₄ (s) + 2SO₂ (g) + O₂ (g)

Le peroxyde de baryum a été utilisé par le passé dans la production industrielle d'oxygène. Le chauffage de l'oxyde de baryum à l'air à 500 °C forme du peroxyde de baryum, qui se décompose à 800 °C pour libérer de l'oxygène.
L'oxygène peut être produit chimiquement à température ambiante.
Plusieurs réactions en solution sont connues pour produire de petites quantités d'oxygène à température ambiante.
Une méthode simple pour produire de l'oxygène consiste à ajouter lentement de l'eau au peroxyde de sodium.
La réaction étant exothermique, l'ajout d'eau doit être effectué avec précaution.
2Na₂O₂ (s) + 2H₂O (l) → 4NaOH (aq) + O₂ (g)
L'oxygène est également libéré lorsqu'une solution acidifiée de permangnate de potassium, elle-même acidifiée par l'acide sulfurique, est traitée avec une solution de peroxyde d'hydrogène :
2MnO₄⁻ (aq) + 5H₂O₂ (aq) + 6H⁺ (aq) → 2Mn²⁺ (aq) + 8H₂O (l) + 5O₂ (g).