Oxyde

Un oxyde est un composé de l'oxygène avec un élément moins électronégatif, c'est-à-dire tous sauf le fluor. Oxyde sert à désigner aussi l'ion oxyde O 2-.



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  • L'oxygène est particulièrement réactif et les oxydes de la majorité des éléments sont connus. Une réaction chimique dans laquelle un oxyde est constitué est connue comme une... (source : ace.mmu.ac)

Un oxyde est un composé de l'oxygène avec un élément moins électronégatif, c'est-à-dire tous sauf le fluor. Oxyde sert à désigner aussi l'ion oxyde O2-.


Description

Un bel exemple d'oxyde (alumine)  : le Star of Bombay, saphir de 182 carats (36, 4 g) conservé au Smithsonian Institute

Généralement, on définit un oxyde comme un composé chimique composé d'oxygène avec un autre élément chimique moins électronégatif.

A titre d'exemple, la rouille est de l'oxyde de fer et le corindon est de l'oxyde d'aluminium. La majorité des minéraux connus sur Terre sont des oxydes en fait et ils sont particulièrement répandus dans l'univers. Énormément d'oxydes ont une grande importance : principal d'entre eux est l'oxyde d'hydrogène qui n'est rien d'autre que l'eau.

Selon le composé associé à l'oxygène et son degré d'oxydation, l'oxyde est moléculaire (eau, dioxyde de carbone) ou cristallin avec une structure qui va d'une forte ionicité (Na2O, CaO) à des solides semiconducteurs (FeO).

Les oxydes ont une structure généralement cristalline, quoique certains soit amorphes (comme le verre, forme amorphe de la silice). Dans les oxydes cristallisés, les liaison entre les atomes sont partiellement ioniques, partiellement covalentes et partiellement métallique (en particulier pour les degrés d'oxydation faibles des métaux de transition). Par simplification, on considère fréquemment des liaisons purement ioniques.

Une propriété importante des oxydes est leur comportement vis-à-vis de l'eau. Énormément réagissent avec l'eau pour donner des acides (d'autant plus forts que l'élément associé à l'oxygène est électronégatif ou fortement oxydé le cas extrême étant représenté par HClO4 mais on trouve aussi H2SO4) de l'autre côté on trouve des oxydes basiques avec en tête les oxydes alcalins, surtout Na2O qui réagit avec l'eau pour donner NaOH : la soude caustique fortement basique (ne pas confondre avec la soude Na2CO3) et entre les deux on trouve les oxydes amphotères comme CuO ou Al2O3 qui selon le contexte se comportent comme les oxydes acides ou comme les oxydes basiques.

En métallurgie les oxydes (d'une façon plus générale des composés d'acide à base d'oxygène comme les carbonates, sulfates et autres) sont le point de départ de la production de métal par réduction pour la majorité des métaux à l'exception notable du sodium préparé à partir de son chlorure. Voir électrochimie et pour plus de détails.

Tous les éléments forment des oxydes avec l'oxygène à cause de l'agressivité du dioxygène qui recouvre l'ensemble des métaux d'une fine couche d'oxyde (même l'or). Le problème est de savoir si la couche constituée va protéger le métal en dessous (phénomène nommé passivation) ou pas (comme par exemple le fer). Sans cette couche d'oxyde, une barre de métal coupée en deux se recollerait par simple contact.

Enfin les oxydes font partie d'une façon plus générale de la famille des composés de l'oxygène tout comme les peroxydes, les superoxydes et les ozonides.

Lien avec la notion d'oxydation

L'origine de la notion d'oxydation est due à la grande électronégativité de l'oxygène (dépassée seulement par le fluor) et de sa situation d'élément le plus commun sur terre. On considère formellement que dans les composés de l'oxygène avec l'élément il y a un transfert total d'électrons entre cet élément et l'oxygène de telle sorte que ce dernier ait la charge -2e. Le nombre d'oxydation de l'élément est alors la charge du cation obtenu pour réaliser cette condition. Cette notion a été étendue ensuite. Voir l'article Réaction d'oxydo-réduction pour plus de détails.

Oxydes métalliques

Oxyde de M (M est à remplacer par le nom de l'élément métallique)

Exemples :

Na2O : oxyde de sodium

MgO : oxyde de magnésium.

Oxydes non-métalliques

Pour trouver le nom, il faut calculer le rapport entre le nombre d'atomes d'oxygène (O) et le nombre d'atomes de l'élément non-métallique (NM), mettre ensuite le préfixe correspondant au rapport (O/NM) obtenu :

Rapport (O/NM) Préfixe
1/2 Hémi
1 Mono
3/2 hémitri ou sesqui
2 di
5/2 hémipent
3 tri
7/2 hémihept
4 tétra
5 pent

Exemples :

Cl2O : hémioxyde de chlore { Rapport de 1/2}.

P2O3 : sesquioxyde de phosphore { Rapport de 3/2}.

P2O5 : hémipentoxyde de phosphore { Rapport de 5/2}.

Préparation

A partir de l'état naturel, il est fréquemment inutile de faire réagir chimiquement un oxyde et un simple traitement physique permet de isoler l'oxyde. Les traitements chimique servent plus fréquemment à séparer les métaux dans les oxydes multiples qu'à obtenir l'oxyde à partir d'un composé. Même si cette opération est fréquemment réalisée avec les sulfures métalliques de fer et de cuivre surtout.

En laboratoire on pourra précipiter l'oxyde du métal directement (rarement) ou en deux étapes l'hydroxyde ou le carbonate du métal et récupérer l'oxyde par grillage et élimination d'eau ou de CO2.

Comme matériaux
Deux exemples d'utilisation d'oxydes : Un verre (surtout SiO2) teinté en bleu par un ajout d'oxyde de cobalt

Énormément d'oxydes ont des propriétés intéressantes comme :

  • semiconducteurs : FeO
  • supraconducteurs : Oxydes de cuivre III YBa2Cu3O7
  • réfractaires : CeO2 (point de fusion supérieur à 3 000 °C), alumine, MgO
  • colorants : TiO2, blanc pour la peinture, divers oxydes de chrome entre autres pour le verre
  • catalyseurs : alumine (Al203), zéolithes à base de SiO2, oxydes de platine.
  • Matériaux composites, céramique, ciments et verres : En particulier la silice SiO2 dans les verres, le calcaire/La calcite CaCO3 dans les ciments.
  • Centrales nucléaires : On utilise les combustibles sous forme d'oxydes parce qu'ils sont plus maniables sous cette forme (l'uranium réagit spontanément avec l'air au-delà d'une certaine température)

Dans des réaction chimiques

  1. Préparation de métaux :
  2. Réactions en chimie organique :
    • réactions d'addition d'organo-métalliques sur CO2 ou des cétones
    • réaction avec SO3 pour produire des sulfones
    • réaction d'oxydation par MnO4-, CrO3
    • déshydratation par P2O5
    • catalyse, surtout l'alumine et les zéolithes
  3. En chimie minérale :
  4. En biologie :
    • L'acide phosphorique à base d'oxyde de phosphore joue un rôle d'extrême importance comme élément de la structure de la molécule d'ADN et des transporteurs d'énergie comme l'ADP
    • On a constaté que les cellules tueuses de notre dispositif immunitaire sécrétaient du monoxyde d'azote pour tuer leur victime.

Aspect environnemental

Du fait de leur pouvoir oxydant, de leur réaction avec l'eau ou de leur structure certains oxydes peuvent poser des problème environnementaux listés ci-dessous :

  • effet de serre : dioxyde de carbone et eau.
  • pollution atmosphérique nocive : oxydes d'azote, oxydes de soufre.

Voir aussi

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