- Caractéristiques et propriétés d'un oxacide
- Groupes hydroxyle
- Atome central
- Soufre pour l'acide sulfurique
- Acidité
- Comment se forment les oxydes?
- Exemples de formation
- Oxacides métalliques
- Nomenclature
- Calcul de la valence
- Nommez l'acide
- Exemples
- Oxacides du groupe des halogènes
- Oxacides du groupe VIA
- Oxacides de bore
- Oxacides de carbone
- Oxacides de chrome
- Oxacides de silicium
- Références
Un oxacide ou oxoacide est un acide ternaire composé d'hydrogène, d'oxygène et d'un élément non métallique qui constitue ce qu'on appelle l'atome central. En fonction du nombre d'atomes d'oxygène, et donc des états d'oxydation de l'élément non métallique, divers oxydes peuvent se former.
Ces substances sont purement inorganiques; cependant, le carbone peut former l'un des oxacides les plus connus: l'acide carbonique, H 2 CO 3. Comme le démontre sa formule chimique à elle seule, il a trois atomes O, un C et deux H.
Source: Pxhere
Les deux atomes H de H 2 CO 3 sont libérés dans l'environnement sous forme de H +, ce qui explique ses caractéristiques acides. Le chauffage d'une solution aqueuse d'acide carbonique dégagera un gaz.
Ce gaz est du dioxyde de carbone, CO 2, une molécule inorganique qui provient de la combustion d'hydrocarbures et de la respiration cellulaire. Si le CO 2 était renvoyé dans le réservoir d'eau, le H 2 CO 3 se reformerait; par conséquent, l'acide oxo se forme lorsqu'une certaine substance réagit avec l'eau.
Cette réaction n'est pas seulement observée pour le CO 2, mais pour d'autres molécules covalentes inorganiques appelées oxydes d'acide.
Les oxydes ont un grand nombre d'utilisations, qui sont difficiles à décrire en général. Son application dépendra fortement de l'atome central et du nombre d'oxygène.
Ils peuvent être utilisés à partir de composés pour la synthèse de matériaux, d'engrais et d'explosifs, à des fins d'analyse ou de production de boissons gazeuses; Comme pour l'acide carbonique et l'acide phosphorique, H 3 PO 4, faisant partie de la composition de ces boissons.
Caractéristiques et propriétés d'un oxacide
Source: Gabriel Bolívar
Groupes hydroxyle
Une formule générique HEO pour les oxacides est présentée dans l'image ci-dessus. Comme on peut le voir, il a de l'hydrogène (H), de l'oxygène (O) et un atome central (E); qui, dans le cas de l'acide carbonique, est le carbone, C.
L'hydrogène dans les oxydes est généralement attaché à un atome d'oxygène et non à l'atome central. L'acide phosphoreux, H 3 PO 3, représente un cas particulier où l'un des hydrogènes est lié à l'atome de phosphore; par conséquent, sa formule développée est mieux représentée par (OH) 2 OPH.
Alors que pour l'acide nitreux, HNO 2, il a un squelette HON = O, il a donc un groupe hydroxyle (OH) qui se dissocie pour libérer de l'hydrogène.
Ainsi, l'une des principales caractéristiques d'un oxacide n'est pas seulement qu'il contient de l'oxygène, mais qu'il est également présent en tant que groupe OH.
D'autre part, certains oxacides ont ce qu'on appelle un groupe oxo, E = O. Dans le cas de l'acide phosphoreux, il a un groupe oxo, P = O. Ils manquent d'atomes H, ils ne sont donc "pas responsables" de l'acidité.
Atome central
L'atome central (E) peut ou non être un élément électronégatif, en fonction de son emplacement dans le bloc p du tableau périodique. En revanche, l'oxygène, élément légèrement plus électronégatif que l'azote, attire les électrons de la liaison OH; permettant ainsi la libération de l'ion H +.
E est donc lié aux groupes OH. Lorsqu'un ion H + est libéré, l'ionisation de l'acide se produit; c'est-à-dire qu'il acquiert une charge électrique, qui dans son cas est négative. Un oxacide peut libérer autant d'ions H + qu'il y a de groupes OH dans sa structure; et plus il y en a, plus la charge négative est importante.
Soufre pour l'acide sulfurique
L'acide sulfurique, polyprotique, répond à la formule moléculaire H 2 SO 4. Cette formule peut également s'écrire comme suit: (OH) 2 SO 2, pour souligner que l'acide sulfurique possède deux groupes hydroxyle liés au soufre, son atome central.
Les réactions de son ionisation sont:
H 2 SO 4 => H + + HSO 4 -
Ensuite, le deuxième H + est libéré du groupe OH restant, plus lentement jusqu'à ce qu'un équilibre puisse être établi:
HSO 4 - <=> H + + SO 4 2–
La seconde dissociation est plus difficile que la première, car une charge positive (H +) doit être séparée d'une charge doublement négative (SO 4 2-).
Acidité
La force de presque tous les oxydes qui ont le même atome central (non métallique) augmente avec l'augmentation de l'état d'oxydation de l'élément central; ce qui à son tour est directement lié à l'augmentation du nombre d'atomes d'oxygène.
Par exemple, trois séries d'oxacides sont présentées dont les forces d'acidité sont ordonnées du plus petit au plus grand:
H 2 SO 3 <H 2 SO 4
HNO 2 <HNO 3
HClO <HClO 2 <HClO 3 <HClO 4
Dans la plupart des oxydes qui ont des éléments différents avec le même état d'oxydation, mais appartenant au même groupe dans le tableau périodique, la force de l'acide augmente directement avec l'électronégativité de l'atome central:
H 2 SeO 3 <H 2 SO 3
H 3 PO 4 <HNO 3
HBrO 4 <HClO 4
Comment se forment les oxydes?
Comme mentionné au début, les oxydes sont générés lorsque certaines substances, appelées oxydes d'acide, réagissent avec l'eau. Ceci sera expliqué en utilisant le même exemple pour l'acide carbonique.
CO 2 + H 2 O <=> H 2 CO 3
Oxyde acide + eau => oxacide
Ce qui se passe, c'est que la molécule H 2 O se lie de manière covalente à la molécule de CO 2. Si l'eau est éliminée par la chaleur, l'équilibre passe à la régénération du CO 2; c'est-à-dire qu'un soda chaud perdra sa sensation effervescente plus tôt qu'un soda froid.
D'autre part, des oxydes acides se forment lorsqu'un élément non métallique réagit avec l'eau; bien que, plus précisément, lorsque l'élément réactif forme un oxyde à caractère covalent dont la dissolution dans l'eau génère des ions H +.
On a déjà dit que les ions H + sont le produit de l'ionisation de l'oxacide résultant.
Exemples de formation
L'oxyde chlorique, Cl 2 O 5, réagit avec l'eau pour donner de l'acide chlorique:
Cl 2 O 5 + H 2 O => HClO 3
L'oxyde sulfurique, SO 3, réagit avec l'eau pour former de l'acide sulfurique:
SO 3 + H 2 O => H 2 SO 4
Et l'oxyde périodique, I 2 O 7, réagit avec l'eau pour former de l'acide périodique:
I 2 O 7 + H 2 O => HIO 4
En plus de ces mécanismes classiques de formation d'oxacides, il existe d'autres réactions ayant le même objectif.
Par exemple, le trichlorure de phosphore, PCl 3, réagit avec l'eau pour produire de l'acide phosphoreux, un oxacide et de l'acide chlorhydrique, un acide halohydrique.
PCl 3 + 3H 2 O => H 3 PO 3 + HCl
Et le pentachlorure de phosphore, PCl 5, réagit avec l'eau pour donner de l'acide phosphorique et de l'acide chlorhydrique.
PCl 5 + 4 H 2 O => H 3 PO 4 + HCl
Oxacides métalliques
Certains métaux de transition forment des oxydes acides, c'est-à-dire qu'ils se dissolvent dans l'eau pour donner des oxydes.
L'oxyde de manganèse (VII) (anhydre permanganique) Mn 2 O 7 et l'oxyde de chrome (VI) sont les exemples les plus courants.
Mn 2 O 7 + H 2 O => HMnO 4 (acide permanganique)
CrO 3 + H 2 O => H 2 CrO 4 (acide chromique)
Nomenclature
Calcul de la valence
Pour nommer correctement un oxacide, il faut commencer par déterminer le nombre de valence ou d'oxydation de l'atome central E. En partant de la formule générique HEO, on considère:
-O a la valence -2
-La valence du H est +1
Dans cet esprit, l'oxacide HEO est neutre, donc la somme des charges des valences doit être égale à zéro. Ainsi, nous avons la somme algébrique suivante:
-2 + 1 + E = 0
E = 1
Par conséquent, la valence de E est +1.
Il faut alors recourir aux valences possibles que peut avoir E. Si les valeurs +1, +3 et +4 sont parmi ses valences, E alors "travaille" avec sa valence la plus basse.
Nommez l'acide
Pour nommer HEO, vous commencez par l'appeler acide, suivi du nom de E avec les suffixes –ico, si vous travaillez avec la valence la plus élevée, ou –oso, si vous travaillez avec la valence la plus basse. Lorsqu'il y en a trois ou plus, les préfixes hypo- et per- sont utilisés pour désigner les valences les plus petites et les plus grandes.
Ainsi, HEO s'appellerait:
Hypo acide (nom E) ours
Puisque +1 est la plus petite de ses trois valences. Et si c'était HEO 2, alors E aurait une valence +3 et serait appelé:
Ours acide (nom E)
Et de la même manière pour HEO 3, avec E travaillant avec la valence +5:
Acide (nom E) ico
Exemples
Une série d'oxacides avec leurs nomenclatures respectives sont mentionnées ci-dessous.
Oxacides du groupe des halogènes
Les halogènes interviennent en formant des oxacides avec les valences +1, +3, +5 et +7. Le chlore, le brome et l'iode peuvent former 4 types d'oxacides correspondant à ces valences. Mais le seul oxacide qui a été fabriqué à partir de fluor est l'acide hypofluoro (HOF), qui est instable.
Lorsqu'un oxacide du groupe utilise la valence +1, il est nommé comme suit: acide hypochloreux (HClO); acide hypobromeux (HBrO); acide hypoiodique (HIO); acide hypofluoro (HOF).
Avec la valence +3, aucun préfixe n'est utilisé et seul le suffixe ours est utilisé. Il y a les acides chloreux (HClO 2), brome (HBrO 2) et iode (HIO 2).
Avec la valence +5, aucun préfixe n'est utilisé et seul le suffixe ico est utilisé. Il existe des acides chlorique (HClO 3), bromique (HBrO 3) et iodique (HIO 3).
Lorsque vous travaillez avec la valence +7, le préfixe per et le suffixe ico sont utilisés. Il existe des acides perchlorique (HClO 4), perbromique (HBrO 4) et périodique (HIO 4).
Oxacides du groupe VIA
Les éléments non métalliques de ce groupe ont les valences les plus courantes -2, +2, +4 et +6, formant trois oxacides dans les réactions les plus connues.
Avec la valence +2, le préfixe hoquet et le suffixe ours sont utilisés. Il existe les acides hyposulfureux (H 2 SO 2), hyposélénieux (H 2 SeO 2) et hypotélureux (H 2 TeO 2).
Avec la valence +4, aucun préfixe n'est utilisé et le suffixe ours est utilisé. Il existe des acides sulfureux (H 2 SO 3), sélénieux (H 2 SeO 3) et tellureux (H 2 TeO 3).
Et quand ils travaillent avec la valence + 6, aucun préfixe n'est utilisé et le suffixe ico est utilisé. Il existe des acides sulfuriques (H 2 SO 4), séléniques (H 2 SeO 4) et telluriques (H 2 TeO 4).
Oxacides de bore
Le bore a une valence de +3. Il existe des acides métaboliques (HBO 2), pyroboriques (H 4 B 2 O 5) et orthoboriques (H 3 BO 3). La différence réside dans le nombre d'eau qui réagit avec l'oxyde borique.
Oxacides de carbone
Le carbone a des valences +2 et +4. Exemples: avec valence +2, acide carboné (H 2 CO 2), et avec valence +4, acide carbonique (H 2 CO 3).
Oxacides de chrome
Le chrome a des valences +2, +4 et +6. Exemples: avec valence 2, acide hypochromique (H 2 CrO 2); avec valence 4, acide chromeux (H 2 CrO 3); et avec valence 6, acide chromique (H 2 CrO 4).
Oxacides de silicium
Le silicium a des valences -4, +2 et +4. Vous avez l'acide métasilicique (H 2 SiO 3) et l'acide pyrosilicique (H 4 SiO 4). Notez que dans les deux cas, Si a une valence de +4, mais la différence réside dans le nombre de molécules d'eau qui ont réagi avec son oxyde d'acide.
Références
- Whitten, Davis, Peck et Stanley. (2008). Chimie. (8e éd.). Apprentissage CENGAGE.
- Éditeur. (6 mars 2012). Formulation et nomenclature des oxacides. Récupéré de: si-educa.net
- Wikipédia. (2018). Oxacide. Récupéré de: en.wikipedia.org
- Steven S. Zumdahl. (2019). Oxacide. Encyclopædia Britannica. Récupéré de: britannica.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (31 janvier 2018). Composés oxoacides courants. Récupéré de: thinkco.com