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Propriétés des molécules prébiotiques

Molécule d'éthane.

Entre aromates et poisons

Les planètes gazeuses, les milieux interplanétaire et interstellaire, les comètes et les nébuleuses en particulier contiennent des molécules organiques plus ou moins complexes parmi lesquelles nous trouvons l'acide cyanhydrique (HCN), le formaldéhyde (H2CO), le cyanure de méthyle (CH3CN), les PAH, le méthane (CH4), l'ammoniac (NH3), le cyanogène (C2N2), le monoxyde de carbone (CO) ainsi que de l'oxygène (O).

A priori ces substances ont mauvaise réputation du fait de leur toxicité ou du risque d'incendie ou d'explosion plus ou moins élevé qu'elles représentent. Mais tout dépend de leur concentration.

En effet, une allumette peut-être inoffensive comme elle peut incendier un building. Même le sel de cuisine est toxique pour l'homme puisqu'à forte dose il provoque une déshydratation pouvant entraîner la mort. Voyez par exemple ce qui se produit en versant du sel sur des sangsues ou plus gentiment sur des rondelles de concombre. De la même manière, si vous en êtes capable, le fait de boire de l'eau de mer ne va pas étancher votre soif, que du contraire. Il faut donc relativiser les effets de ces substances en fonction de leur concentration et de leur utilisation.

Arrêtons-nous un instant sur ces molécules dont on parle souvent en bioastronomie et en radioastronmie mais que le public connaît finalement assez mal. Reconnaissons pour le profane en la matière que ces molécules nous disent peu de choses. Toutefois les astronomes, les chimistes et les droguistes les connaissent bien.

L'acide cyanhydrique (HCN)

L'HCN ou cyanure d'hydrogène est un composé chimique du groupe des nitriles (CN) - ce n'est donc pas un hydrocarbure - qui se forme dans toute "soupe prébiotique". On le trouve aisément en solution aqueuse où il prend alors le nom d'acide cyanhydrique ou acide hydrocyanique. Anciennement on l'appelait l'acide prussique.

L'HCN pur, également appelé méthanenitrile, est incolore. C'est un liquide très volatil qui se sublime (fusion) à -13.2°C et bout à 25.7°C en libérant des gaz d'HCN (comme l'eau bout en libérant de la vapeur d'eau). L'acide cyanhydrique présente un léger goût d'amande amer et faiblement acide.

L'HCN se transforme partiellement en ion cyanide CN en solution aqueuse, devenant un liquide volatil incolore attaché d'une odeur caractéristique. Les sels d'acide cyanhydrique sont appelés des cyanides. Utilisé dans l'industrie chimique, l'HCN permet de traiter l'acier trempé, de teindre, il sert d'adjuvant aux explosifs, dans la gravure, la production de résine plastiques acryliques et d'autres produits chimiques.

L'HCN fut également utilisé pour fabriquer des gaz hémotoxiques (zyklon B) qui détruisent les globules rouges. Il fut notamment utilisé par les Nazis dans les chambre à gaz. Ce gaz est également présent dans la fumée de cigarette.

Pour en revenir à la biochimie, notons qu'en absence de stabilisants, l’HCN polymérise en donnant des composés cycliques complexes de couleur orange-brun. Cette couleur est due à la délocalisation des doubles liaisons.

Selon certains exobiologistes, c'est la présence d'HCN qui expliquerait notamment la couleur de la Grande Tache Rouge de Jupiter ou de certaines bandes colorées de son atmosphère. L'HCN est également présent dans les nurseries d'étoiles enveloppées de gaz et de poussières ainsi que dans les disques protostellaires.

Des détecteurs d'HCN sont disponibles dans le commerce, par exemple le dispositif Altair Pro ou GasBadge Pro.

Le formaldéhyde (H2CO)

On l'appelle également méthanal ou aldéhyde méthanoïque car il s'agit d'une forme oxydée de méthane. Il existe en grande quantité sous forme de nuages moléculaires, par exemple dans la Grande nébuleuse d'Orion, M42. A pression ambiante, ce gaz présente une température de fusion de -92°C, un point d'ébullition de -20°C et s'enflamme spontanément à 430°C.

Comme tous les hydrocarbures (molécules hydrocarbonées), c'est une substance extrêmement inflammable qui ne supporte pas la présence de flamme nue ou d'étincelles. Cette substance est soluble dans l'eau. La seule façon d'éteindre son embrasement consiste à utiliser un extincteur à poudre ou du dioxyde de carbone.

Le formaldéhyde est également explosif lorsqu'il est mélangé à l'air, raison pour laquelle il est maintenu dans des bonbonnes et de préférence à basse température et arrosée d'eau pour piéger les gaz éventuels.

Le formaldéhyde est présent sous forme volatile dans nos habitations suite à la dégradation de certaines substances (colles, peintures, etc). Il est également présent dans les mousses des fauteuils, certains vêtements et dans la fumée de cigarette. 

C'est le gaz toxique "domestique" le plus abondant et aussi le plus dangereux. A faible dose, il peut provoquer des éruptions cutanées. Son inhalation provoque une sensation de brûlure dans la gorge et les poumons, une toux, des maux de tête, des nausées, de l'essoufflement et peut provoquer un oedème pulmonaire. Une thérapie inhalatoire appropriée supprime toutefois ces symptômes. Absorbé en grande quantité, le formaldéhyde est cancérogène. Il est donc nécessaire d'aérer les habitations pour éliminer ce gaz.

De nouvelles technologies permettent de mesurer la concentration de ce gaz au cours d'un test qui prend moins d'une heure (par ex. le kit proposé par Air Sur). Le CNRS a également développé des granulats fixant ce gaz. Il existe également des purificateurs d'air (Biozone) transformant le formaldéhyde en dioxyde de carbonique, oxygène et eau.

Note : Le formaldéhyde (H2CO) et l'acide formique (H2CO2) semblent assez proches sur le plan de la formule chimique mais un atome suffit à changer drastiquement leurs propriétés chimiques et physiques.

En fait il ne faut pas confondre aldéhyde et acide. Si on oxyde du méthane par exemple, on passe graduellement de l'alcool à l'acide. Les réactions sont les suivantes :

CH4 + 1/2 O2

CH3OH + 1/2 O2

H2CO + 1/2 O2

  CH3OH alcool méthylique (méthanoïque) ou méthanol

  H2CO + H2O, formaldéhyde ou aldéhyde méthanoïque (méthanal)

→  H2CO2 acide formique ou méthanoïque (formol)

On est passé de l'hydrocarbure à l'aldéhyde puis à l'acide en passant par des états de plus en plus oxydés.

Le cyanure de méthyle (CH3CN)

Egalement appelé acétonitrile, il s'agit d'un nitrile aliphatique ou non aromatique, c'est-à-dire qu'il est exempt des doubles liaisons conjuguées ou cycle de carbone (benzène). Il entre en fusion à -45.7°C et bout à 81.6 °C. Il est présent dans l'alcool méthylique (alcool de bois ou méthanol) de formule chimique CH3OH mais il est absent du méthanol industriel.

C'est un liquide incolore qui peut servir de solvant. Il est peu toxique mais peut entraîner la mort si on le respire une fois hydrolysé (coupure d'une liaison covalente par action de l'eau) ou si on le consomme. En effet, contenant des sels de cyanures, une fois hydrolysé il peut y avoir plus d'ions CN sur la pointe d'une aiguille que d'hémoglobine dans notre corps !

Le cyanogène (C2N2)

Il s'agit d'un gaz inflammable que l'on avait déjà découvert sur la comète de Halley en 1910, ce qui créa un certain émoi dans la population, sachant que la Terre allait traverser la queue de la comète. Ce gaz synthétisé pour la première fois en 1782 est utilisé pour produire du chlorure de cyanogène (CNCl), un gaz urticant que connaissent bien nos forces de police.

Le cyanogène est incolore et dégage une odeur proche de l'amande. Il entre spontanément en combustion à 650°C. Il est soluble dans l'eau et réagit avec plusieurs acides et oxydants forts tels que l'ozone, le monoxyde de chlore, les chlorates, les nitrates, les nitrites ou le fluor et peut entraîner une explosion, d'où son utilisation possible comme propergol pour les fusées.

Le cyanogène est très toxique car le corps le métabolise sous forme de cyanure qui bloque l'action de l'hémoglobine. Il ne faut surtout pas respirer ses effluves qui peuvent entraîner une suffocation et la mort.

L'acétone (C3H6O)

L'acétone ou propanone représente la plus simple des cétones, c'est-à-dire des molécules organiques comprenant un groupe carbonyle (C=O). On a découvert cette substance en 2015 sur la comète 67P/Tchourioumov-Guérassimenko sur laquelle s'est posée la sonde spatiale Philae larguée par l'orbiter Rosetta de l'ESA.

L'acétone est une substance naturelle transparente qu'on peut à l'occasion retrouver en très petites concentrations dans l'urine et le sang car elle est produite à partir de la décomposition de corps gras. Elle est également présente dans les végétaux et apparaît comme produit de la décomposition du gras animal. On la trouve également dans les feux de forêts, les gaz d'échappement, le tabac et les décharges de matière organique. Enfin, elle se forme par distillation destructive du bois, de la cellulose, du sucre, etc.

Connue du public pour son odeur typique éthérée fruitée dans les boutiques de nettoyage à sec, c'est un solvant liquide à température et pression ordinaires. Très légère (densité de 0.783), elle est inflammable et passe en phase gazeuse à 56°C. Elle est soluble dans l'eau, l'éthanol et l'éther.

Très réactive, l'acétone réagit avec de nombreuses substances. Mélangée avec de la glace carbonique (CO2) on l'utilise comme liquide réfrigérant, notamment dans les frigos et surgélateurs car elle permet de descendre la température jusqu'à -78°C. Mélangée à l'acide chromique (H2CrO4), elle produit du monoxyde de carbone et de l'acide acétique (CH3COOH, celui qu'on retrouve dans le vinaigre blanc). Combinée à l'acide cyanhydrique (HCN), elle forme un nitrile, la cyanhydrine qui est ensuite transformée en ester sulfaté par l'acide sulfurique (H2SO4) et donne finalement par hydrolyse du bisulfate d'ammonium ((NH4)HSO4) et de l'acide méthacrylique (C4H6O2). Avec l'ammoniaque, elle forme du triacétone amine (TAA) utilisé comme stabilisant photochimique (cf. Ciba). Enfin, en présence de chaux, de potasse caustique ou d'acide chlorhydrique, l'acétone produit de l'oxyde de mésityle (C6H10O) utilisée en parfumerie et dans l'industrie d'extraction des minerais  parfums, du phorone (C9H14O) qui peut servir de combustible, etc.

On utilise l'acétone avant tout comme solvant (pour dissoudre le vernis à ongles, les colles et les fibres cellulosiques) car elle dissout rapidement beaucoup de matières organiques. Elle sert aussi à la fabrication des plastiques, du bisphénol (PHA) servant à fabriquer des polycarbonates et des résines époxyde ainsi que de médicaments.

Sur le plan sanitaire, l'acétone n'est pas toxique mais peut provoquer des irritations voire abîmer la peau. Son inhalation peut provoquer une irritation chronique et des troubles respiratoires. Son ingestion peut provoquer de l'ébriété et altérer la conscience (obnubilation) tandis qu'une forte exposition peut aussi entraîner une perte de conscience (comme l'éther). Elle provoque aussi des nausées, des vomissements, des douleurs abdominales et donne une haleine ayant l'odeur d'acétone, des symptômes typiques d'une crise d'acétonémie. Il existe des traitements médicaux y compris homéopathiques.

Testée sur des animaux de laboratoire, l'acétone provoque des dommages aux reins, aux foie et aux nerfs ainsi qu'au foetus. Elle peut aussi en théorie entraîner un effet anticonvulsif sur des animaux épileptiques. On ignore si les mêmes effets peuvent être observés chez l'être humain. Face à ces risques potentiels, par sécurité la Commission européenne a fixé la dose maximale d'exposition à l'acétone à 500 ppm pour les professionnels.

L'acétonitrile (C2H3N)

L'acétonitrile ou cyanure de méthyle (cyanométhane) est un solvant qu'on a découvert en 2015 dans le disque protoplanétaire de la jeune étoile Herbig Ae MWC 480. Cette substance existe également à raison de 0.01 % par rapport à l'eau dans les comètes. Elle est intéressante sur le plan prébiotique en raison de ses liaisons C-N car en phase gazeuse elle peut notamment former de l'HCN et survivre à la formation du disque protoplanétaire.

L'acétonitrile est produit par l'industrie chimique à partir de l'acrylonitrile pour servir de solvant pour les industries pharmaceutique et chimique. Il permet de dissoudre un grand nombre de matières plus efficacement que l'acétone car il est plus acide et plus réactif envers les bases et les nucléophiles (donneurs d'électrons comme l'oxygène ou l'ion hydroxyde). On l'utilise également en chimie analytique pour séparer les molécules en chromatographie en phase liquide. Il sert aussi de ligand pour lier chimiquement (liaisons covalentes) des substances inorganiques dont métalliques de type MeCN tel le dichlorure de palladium utilisé pour la fabrication des papiers et des encres.

A pression ordinaire, l'acétonitrile est liquide dès -46°C et passe en phase gazeuse à environ 82°C. Il est incolore et présente une odeur sucrée. C'est un produit inflammable, irritant et toxique par contact cutané, inhalation et ingestion avec effet immédiat. A manipuler avec précaution et à réserver aux spécialistes.

Les PAH

Les PAH ou hydrocarbures aromatiques polycycliques sont mieux connus à travers les "Bucky balls" de carbone (C60) et les nanotubes de graphite (carbone pur). La molécule PAH la plus simple est le pentalène. Les PAH lourds sont très intéressants car ils offrent une grande résistance mécanique et peuvent être polymérisés sous forme de très longues chaînes.

Les PAH ayant au moins trois cycles ou anneaux de benzène (C6H6) sont peu solubles dans l'eau et présentent une faible pression de vapeur. A mesure que leur poids moléculaire augmente, leur solubilité et leur pression de vapeur diminuent. Les PAH constitués de deux cycles sont plus solubles dans l'eau et plus volatils. En raison de ces propriétés, on retrouve essentiellement des PAH dans la terre et les sédiments et très peu dans l'eau ou dans l'air. Toutefois, les PAH peuvent être présents sous forme de particules en suspension dans l'eau ou dans l'air. Les PAH de poids moléculaire élevé sont très cancérigènes mais leur toxicité diminue. L'un de ces PAH, le benzo[a]pyrène fut la première molécule cancérigène découverte.

Le méthane (CH4)

Le méthane est le plus simple des hydrocarbures, le premier terme de la famille des alcanes. Synonyme d'hydrure de méthyle, ce gaz est inodore, incolore et toxique. Il entre en fusion à -182.47°C et bout à -161.52°C.

Le méthane sert de combustible; la combustion de 1000 litres (1 m3) de méthane à 15°C libère 35.6 MJ soit 9.89 kWh d'énergie.

Le méthane est un gaz inflammable dont la température d'auto-inflammation est de 537°C. Mais étant plus léger que l'air, lorsqu'il n'est pas confiné il s'échappe dans l'atmosphère sans former de nuages potentiellement explosifs (comme le ferait le propane par exemple).

Le méthane est un gaz à effet de serre 25 à 30 fois plus puissant que le CO2. Extrait par l'industrie pétrolière notamment, il est présent en grande quantité dans les sédiments marins.

Le méthane est dangereux car il peut se dégager spontanément et occasionnellement en quantités explosives. Il est à l'origine des fameux "coups de grisou" dans les mines de charbon.

Sa libération en grandes quantité suite par exemple à un séisme ou à la fonte des glaces conduirait à une augmentation très importante de l'effet de serre et à l'empoisonnement local du biotope.

Ce gaz est présent sur Mars et dans l'atmosphère de Titan ainsi que sur les principales planètes gazeuses (Jupiter, Saturne, Uranus, etc).

L'ammoniac (NH3)

L'ammoniac existe simultanément sous les deux formes, non ionisée (NH3) et ionisée (NH4) dont l'équilibre dépend du pH du milieu et de la température. C'est un paramètre très important à surveiller dans les aquariums et de façon générale pour la survie des organismes aquatiques.

Tout le monde connaît ce gaz qui existe également en solution aqueuse. Il est irritant, corrosif et présente une odeur piquante peu supportable. Ce gaz entre en fusion à -77.7°C et bout à -33.4°C.

L'ammoniac est utilisé pour la fabrication d'engrais azotés (urée et ammoniac anhydre), d'explosifs et de polymères (polyuréthane, etc). On le retrouve également dans la fumée de cigarette (10 à 500 μg).

Considéré comme un polluant, libéré sous forme de gaz il se lie rapidement au soufre pour former du sulfate d'ammonium. Les industries chimiques sont responsables de la libération de ces nuages polluants (32000 tonnes rien qu'au Canada par exemple) qui peuvent se propager sur des centaines de kilomètres.

Les conifères, les tourbières à sphaignes sont sensibles à la présence d'ammoniac qui les rend plus sensibles durant la période hivernale. L'ammoniac ne contribue pas à l'effet de serre contrairement au méthane par exemple ni à la destruction de la couche d'ozone stratosphérique.

L'ammoniac est également un composé naturel utilisé pour la synthèse des protéines mais aussi un déchet du métabolisme des organismes aérobies. Sa présence sur d'autres astres représente donc un indice en faveur de l'existence d'une forme de vie sans pour autant être la seule explication de sa présence comme nous venons de l'expliquer.

A consulter : Tableau des propriétés des principaux éléments chimiques

Poids moléculaire, température de fusion, d'ébullition, chaleur latente, etc

A propos de la toxine botulique

Bien que des micro-organismes n'aient pas encore été découverts dans l'espace, rappelons que toutes les substances décrites dans cet article présentent une toxicité ridicule comparée à une enzyme que l'on trouve sur Terre, la toxine botulique, le fameux Botox utilisé en médecine pour paralyser les muscles. A ce jour c'est le poison le plus puissant que l'on connaisse et il fait malheureusement partie des armes biologiques. Il ne faut donc pas aller dans l'espace pour trouver des substances toxiques !

La neuro-toxine botulique est émise par une bactérie dont la plus connue est la Clostridium botulinum. Il existe trois formes de botulisme qui sont toutes des maladies infectieuses mortelles si elles ne sont pas traitées de toute urgence. C'est une maladie qu'il faut obligatoirement déclarer aux autorités notamment en France et en Belgique, au même titre que la peste ou le choléra pour vous donner une idée de son degré de toxicité.

La neuro-toxine botulique présente une dose létale de 300 pg/kg alors que la dose mortelle est dix fois inférieure. Cela signifie concrètement qu'un peu plus de 100 grammes de toxine botulique suffiraient pour tuer tous les habitants de la Terre ! On estime que 1 mg de toxine botulique peut tuer 33 milliards de souris ! A titre de comparaison, il faut 10 fois plus de toxine tétanique et 40 millions de fois plus de cyanure pour atteindre une telle toxicité ! 

Le seul traitement contre le botulisme est la sérothérapie spécifique accompagnée de l'injection d'une antitoxine à condition de les pratiquer avant que la toxine ait eu le temps de se fixer de manière irréversible. Selon l'OMS, il existe un vaccin mais il n'a pas été totalement testé et produit des effets secondaires.

Le monoxyde de carbone (CO)

Citons enfin le monoxyde de carbone. C'est le fameux gaz à effet de serre qui provient de la combustion des énergies fossiles, principalement de la combustion incomplète du carbone et des composés carbonés dans les moteurs à explosion, mais également des systèmes de chauffage à combustion, de certains outillages avec combustion (décolleuse à papier-peint, ...), de la combustion du tabac, etc.

Sur Terre, sa présence est liée à l'industrialisation et la croissance démographique. Il n'est donc pas surprenant de constater que sa concentration a augmenté depuis la seconde moitié du XXeme siècle. Son effet est toutefois secondaire car il en faut 20 fois plus que de méthane par exemple pour produire le même effet sur la température de l'air.

Le CO entre en fusion à -205°C et bout à -192°C. C'est un gaz très volatile et métastable en atmosphère normale, c'est-à-dire qu'il se trouve dans un état hors équilibre qui persiste très longtemps durant les changements de phases.

Le CO est très toxique pour l'organisme car il est transparent et ne dégage aucune odeur qui pourrait alerter la victime potentielle. Par ailleurs, chimiquement il présente une affinité 230 fois supérieure à celle de la molécule d'oxygène envers l'ion de fer de l'hémoglobine du sang. La carence en oxygène se fait donc rapidement sentir, d'autant plus rapidement que le CO bloque des enzymes de la chaîne respiratoire des mitochondries. C'est la raison pour laquelle les intoxications au CO (suite à l'utilisation d'un boiler défectueux par exemple) sont toujours fatales.

Le CO est également présent dans l'espace. Dans la comète de Hale-Bopp par exemple qui nous rendit visite en 1997, il présentait une abondance relative de 25 % par rapport à l'eau, ce qui excessivement élevé. A titre de comparaison le dioxyde de carbone n'était présent qu'à raison de 6 %.

La concentration de CO dépend de la taille du noyau de la comète. En effet, cette molécule se trouve souvent à l'état de trace dans les petites comètes (le noyau de Linear C/1999 S4 par exemple mesurait moins de 600 m et contenait très peu de CO). Cette faible concentration est également liée à la disparition progressive du CO à l'approche du Soleil car il se dissocie sous l'effet du rayonnement UV (entre 90 et 110 nm).

Le CO est également présent dans les nébuleuses. On estime que pour 10000 molécules d'hydrogène présentes dans une nébuleuse il y a 1 molécule de CO. Toutefois, ici également il subit une photodissociation plus ou moins importante sous l'effet du rayonnement ultraviolet stellaire, produisant des atomes d'oxygène libres qui peuvent participer à la formation des silicates.

Précisons que la dissociation du CO est proportionnelle à l'intensité du rayonnement. C'est ainsi qu'on trouve dans l'espace des isotopomères du CO (isotope de l'oxygène qui se désintègre en libérant un positon). Il s'agit des molécules C16O, C17O et C18O dont la concentration varie en fonction de la distance à l'étoile. Quand on en trouve dans un minéral extraterrestre, la concentration de ces isotopomères permet donc de déterminer à quelle distance de l'étoile hôte ces silicates ont été formés. En corollaire, cela permet d'affiner les modèles astrophysiques.

Enfin, le CO est un traceur qui intéresse beaucoup les radioastronomes. Dans la raie du CO (112 GHz par exemple) les nuages moléculaires présentent une densité mille fois supérieure au milieu interstellaire. La présence du monoxyde de carbone, même si elle est relativement faible permet non seulement d'évaluer les caractéristiques physiques des nébuleuses (densité, température, vitesse, distance) mais également de détecter la présence de l'hydrogène moléculaire qui ne présente pas de raie spectrale dans la partie visible ou proche infrarouge du spectre mais uniquement dans la partie radio. C'est ainsi que les radioastronomes utilisent le CO pour tracer l'hydrogène et que de nombreuses cartes radioastronomiques nous présentent non pas des cartes de l'hydrogène mais du CO qui lui sert de marqueur.

L'oxygène (O2)

Si l'oxygène est indispensable au bon fonctionnement de la plupart des organismes, cet élément est aussi capable d'engendrer des effets toxiques voire mortels.

L'oxygène est un gaz à température et pression ambiante, incolore et inodore. Il existe sous différentes formes dans l'univers : l'oxygène atomique (O), le radical hydroxyle (OH), l'eau (H2O), la molécule d'oxygène ou dioxygène (O2), l'ozone (O3) et de multiples autres formes liées à des atomes lourds. En masse, l'oxygène est le 3eme élément le plus abondant dans l'univers après l'hydrogène et l'hélium.

Les radioastronomes ont détecté dans l'univers O, OH et H2O notamment. La molécule d'oxygène (O2) est trop réactive ou s'ionise et n'a donc pas encore été détectée ailleurs que sur Terre.

L'oxygène est apparu sur Terre il y a environ 3.5 à 3.8 milliards d'années grâce à l'activité des stromatolites. Sa concentration a progressivement augmenté au détriment de celle du gaz carbonique. Aujourd'hui l'atmosphère contient environ 21 % d'oxygène (en volume), 79 % d'azote et 0.03 % de gaz carbonique plus quelques gaz rares (néon, etc).

Par sa nature l'oxygène moléculaire O2 offre un potentiel d'énergie élevé. Chimiquement parlant il représente donc un danger pour les structures plus fragiles et notamment les organismes vivants.

En effet, l'oxygène moléculaire possède un électron libre sur son orbitale externe, électron qu'il partage entre les deux atomes. Il s'agit d'un radical libre.

De ce fait il présente une forte réactivité chimique, le radical libre cherchant à réappareiller son électron célibataire en capturant un électron.

Cette instabilité subsiste pendant un bref instant (demi-vie de l'ordre de la nanoseconde) durant lequel la molécule d'oxygène participe aux réactions d'oxydo-réduction: l'échange d'un électron produit deux effets, soit la réaction radicalaire est interrompue soit elle est amplifiée, la molécule devenant encore plus instable.

Isolé, le radical libre de l'oxygène est peu réactif, mais il devint très réactif lorsqu'il est lié au superoxyde (ion O2-), au peroxyde d'hydrogène (H2O2) à l'eau de Javel (NaClO) ou au radical hydroxyl (-OH).

L'oxygène pur ne brûle pas. En revanche, lorsqu'il se lie à un autre élément, ce qu'on appelle une oxydation, le produit peut entrer en combustion voire même exploser si la réaction est très rapide ainsi que le rappelle cet article (PDF) de la société Serto.

D'un point de vue biochimique, des espèces de radicaux de l'oxygène (ERO) se forment en permanence dans les cellules, au niveau de la membrane cytoplasmique, dans le cytoplasme et dans les mitochondries. Leur formation est régulée par des mécanismes anti-oxydants (de détoxification) enzymatiques ou non enzymatiques. Les réactions enzymatiques finissent par former de l'eau. Quant aux moyens de défense non enzymatiques il s'agit principalement de l'action des vitamines A, C, E et le gluthation qui rendent l'électron libre inactif par oxydo-réduction.

La toxicité des radicaux de l'oxygène dépend donc soit de la diminution des défenses antioxydantes soit d'une exposition excessive à des concentrations ou à des pressions élevées d'oxygène.

D'un point de vue cellulaire, la toxicité de l'oxygène se manifeste par une dégradation des membranes lipidiques des cellules, la formation de dérivés carbonyles et par une fragmentation de l'ADN. Les ERO peuvent conduire à la mort des cellules et donc une nécrose des tissus.

Au niveau cellulaire, l'oxygène exprime sa toxicité directement par la mort cellulaire et par une activation directe de l'inflammation. Il inhibie également la croissance cellulaire, entraînant des mutations génétiques sur les gènes codant pour les protéines de croissance cellulaire et agit sur la modulation des facteurs de croissance.

La toxicité de l'oxygène augmente dans des situations pathologiques, la formation excessive de radicaux libres de l'oxygène devenant délétère. Ainsi, des animaux souffrant de légionnellose accusent une mortalité plus importante quand ils sont placés dans des chambres d'hyperoxie (>95 % d'oxygène) plutôt que dans une atmosphère normale.

D'un point de vue clinique, les bébés prématurés ne possèdent pas la même sensibilité à l'oxygène qu'un adulte car les conditions d'oxygénation sont différentes. Le risque pour un bébé est de naître dans des conditions d'hypoxie (manque d'oxygène) pouvant entraîner des lésions neurologiques. C'est pour cela que la saturation artérielle en oxygène (SaO2) doit être supérieure à 95 %. Toutefois, des études cliniques ont démontré que 1 enfant sur 20 serait sauvé s'il était réanimé en air ambiant plutôt que par une réanimation à l'oxygène pur (fraction inspirée d'oxygène FiO2=1).

En anesthésie et réanimation, c'est dans certaines conditions de stress (état de choc, choc hémorragique, états infectieux aigus, détresse respiratoire, etc) que l'oxygène peut devenir toxique, aggraver les lésions tissulaires préexistantes et conduire au décès.

Enfin, en médecine hyperbare, l'augmentation de la pression partielle en oxygène est responsable de l'apparition de troubles neurologiques (effet Paul Bert) et d'altération de la fonction pulmonaire avec une inflammation des bronches (effet Lorrain Smith).

En résumé, malgré les apparences, toute thérapie à base d'oxygène requiert un traitement particulier et une surveillance des réactions de l'organisme.

Ne nous alarmons pas !

Bien sûr nous pourrions également citer quantité d'autres hydrocarbures toxiques présents sur les comètes ou dans le milieu interstellaire. Mais rien ne sert de s'alarmer. Aux pressions partielles dans lesquelles ces molécules existent sur les comètes, ces gaz ne présentent aucun danger pour l'homme. Même si la Terre traversait la queue de la comète Tempel 1 ou de Halley qui contient toutes deux quelques unes de ces substances, l'ionisation des molécules et le bouclier que constitue le champ géomagnétique rendraient leur toxicité ou les risques d'incendie tout à fait inoffensifs, d'autant plus que ces éléments sont peu abondants dans l'absolu. Pour vous donner une idée, même 100 kg de cyanure déversés dans l'atmosphère terrestre ne pourraient pas tuer un moustique ! Continuez donc à contempler les comètes et les nébuleuses chatoyantes de couleurs sans vous inquiéter, elle sont inoffensives... Surveillez plutôt l'environnement terrestre et les produits toxiques stockés dans votre habitation, où le risque est de loin plus élevé !

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