OXYDES: NOMENCLATURE, TYPES, PROPRIÉTÉS ET EXEMPLES - CHIMIE - 2026

Les oxydes sont une famille de composés binaires où les interactions entre l'élément et l'oxygène. Ainsi, un oxyde a une formule très générale du type EO, où E est n'importe quel élément.

En fonction de nombreux facteurs, tels que la nature électronique de E, son rayon ionique et ses valences, divers types d'oxydes peuvent se former. Certains sont très simples, et d'autres, comme Pb ₃ O ₄, (appelés minium, arcazón ou plomb rouge) sont mélangés; c'est-à-dire qu'ils résultent de la combinaison de plus d'un oxyde simple.

Le plomb rouge, un composé cristallin contenant de l'oxyde de plomb. Source: BXXXD, via Wikimedia Commons

Mais la complexité des oxydes peut aller plus loin. Il existe des mélanges ou des structures dans lesquels plus d'un métal peuvent intervenir, et où également les proportions ne sont pas stoechiométriques. Dans le cas de Pb ₃ O ₄, le rapport Pb / O est égal à 3/4, dont le numérateur et le dénominateur sont des nombres entiers.

Dans les oxydes non stoechiométriques, les proportions sont des nombres décimaux. E _0,75 O _1,78 est un exemple d'oxyde non stoechiométrique hypothétique. Ce phénomène se produit avec les oxydes dits métalliques, notamment avec les métaux de transition (Fe, Au, Ti, Mn, Zn, etc.).

Cependant, il existe des oxydes dont les caractéristiques sont beaucoup plus simples et différenciables, comme le caractère ionique ou covalent. Dans les oxydes où le caractère ionique prédomine, ils seront composés de cations E ⁺ et d'anions O ^2–; et celles purement covalentes, les liaisons simples (E - O) ou doubles (E = O).

C'est la différence d'électronégativité entre E et O qui dicte le caractère ionique d'un oxyde. Lorsque E est un métal hautement électropositif, alors l'OE aura un caractère ionique élevé. Alors que si E est électronégatif, c'est-à-dire un non-métal, son oxyde EO sera covalent.

Cette propriété en définit de nombreuses autres que présentent les oxydes, comme leur capacité à former des bases ou des acides en solution aqueuse. De là viennent les oxydes dits basiques et acides. Ceux qui ne se comportent comme aucun des deux, ou qui au contraire présentent les deux caractéristiques, sont des oxydes neutres ou amphotères.

Nomenclature

Il existe trois façons de nommer les oxydes (qui s'appliquent également à de nombreux autres composés). Ceux-ci sont corrects quel que soit le caractère ionique de l'oxyde d'OE, de sorte que leurs noms ne disent rien sur ses propriétés ou ses structures.

Nomenclature systématique

Étant donné les oxydes OE, E ₂ O, E ₂ O ₃ et EO ₂, on ne peut pas savoir à première vue ce qui se cache derrière leurs formules chimiques. Cependant, les nombres indiquent les rapports stoechiométriques ou le rapport E / O. A partir de ces nombres, on peut leur donner des noms même si on ne précise pas avec quelle valence ça "marche" E.

Les nombres d'atomes pour E et O sont indiqués par les préfixes de numérotation grecs. De cette façon, mono- signifie qu'il n'y a qu'un seul atome; di-, deux atomes; tri-, trois atomes, et ainsi de suite.

Ainsi, les noms des oxydes précédents selon la nomenclature systématique sont:

- Monoxyde d'E (EO).

- Monoxyde de di E (E ₂ O).

- Tri oxyde de di E (E ₂ O ₃).

- Dioxyde d'E (EO ₂).

En appliquant alors cette nomenclature pour Pb ₃ O ₄, l'oxyde rouge dans la première image, on a:

Pb ₃ O ₄: tri- plomb tétra oxyde.

Pour de nombreux oxydes mixtes, ou avec des rapports stoechiométriques élevés, il est très utile d'utiliser la nomenclature systématique pour les nommer.

Nomenclature des stocks

Valence

Bien que l'on ne sache pas quel élément est E, le rapport E / O est suffisant pour savoir quelle valence vous utilisez dans votre oxyde. Comment? Par le principe de l'électroneutralité. Cela nécessite que la somme des charges des ions dans un composé soit égale à zéro.

Ceci est fait en supposant un caractère ionique élevé pour tout oxyde. Ainsi, O a une charge -2 parce que c'est O ^2-, et E doit contribuer n + pour qu'il neutralise les charges négatives de l'anion oxyde.

Par exemple, dans EO, l'atome E fonctionne avec une valence +2. Parce que? Car sinon il ne serait pas capable de neutraliser la charge -2 du seul O. Pour E ₂ O, E a une valence +1, puisque la charge +2 doit être divisée entre les deux atomes de E.

Et dans E ₂ O ₃, il faut d'abord calculer les charges négatives apportées par O. Puisqu'il y en a trois, alors: 3 (-2) = -6. Pour neutraliser la charge -6, les E doivent contribuer +6, mais comme il y en a deux, +6 est divisé par deux, laissant E avec une valence de +3.

Règle mnémotechnique

O a toujours une valence -2 dans les oxydes (sauf s'il s'agit d'un peroxyde ou d'un superoxyde). Donc une règle mnémotechnique pour déterminer la valence de E est simplement de prendre en compte le nombre qui accompagne le O. E, par contre, aura le chiffre 2 qui l'accompagnera, et sinon, cela signifie qu'il y a eu une simplification.

Par exemple, dans EO la valence de E est +1, car même s'il n'est pas écrit, il n'y a qu'un seul O. Et pour EO ₂, puisqu'il n'y a pas de 2 accompagnant E, il y a eu une simplification, et pour qu'il apparaisse il faut le multiplier par 2. Ainsi, la formule devient E ₂ O ₄ et la valence de E est alors +4.

Cependant, cette règle échoue pour certains oxydes, comme le Pb ₃ O ₄. Par conséquent, il est toujours nécessaire d'effectuer des calculs de neutralité.

En quoi consiste

Une fois la valence de E à portée de main, la nomenclature de stock consiste à la spécifier entre parenthèses et avec des chiffres romains. De toutes les nomenclatures, c'est la plus simple et la plus précise en ce qui concerne les propriétés électroniques des oxydes.

Si E, par contre, n'a qu'une seule valence (qui peut être trouvée dans le tableau périodique), alors il n'est pas spécifié.

Ainsi, pour l'oxyde EO si E a une valence +2 et +3, il est appelé: (nom de E) (II) oxyde. Mais si E n'a qu'une valence +2, alors son oxyde s'appelle: oxyde de (nom de E).

Nomenclature traditionnelle

Pour mentionner le nom des oxydes, les suffixes –ico ou –oso doivent être ajoutés à leurs noms latins, pour les valences plus ou moins grandes. Dans le cas où il y en a plus de deux, les préfixes –hipo, pour le plus petit, et –per, pour le plus grand de tous sont utilisés.

Par exemple, le plomb fonctionne avec les valences +2 et +4. Dans le PbO, il a une valence de +2, on l'appelle donc: oxyde plombeux. Alors que PbO ₂ est appelé: oxyde de plomb.

Et comment s'appelle Pb ₃ O ₄ selon les deux nomenclatures précédentes? Il n'a pas de nom. Parce que? Parce que Pb ₃ O ₄ est en fait constitué d'un mélange 2; c'est-à-dire que le solide rouge a une double concentration de PbO.

Pour cette raison, il serait erroné d'essayer de donner au Pb ₃ O ₄ un nom qui ne consiste pas en une nomenclature systématique ou en argot populaire.

Types d'oxydes

En fonction de la partie du tableau périodique E et, par conséquent, de sa nature électronique, un type d'oxyde ou un autre peut être formé. De ces multiples critères surgissent pour leur attribuer un type, mais les plus importants sont ceux liés à leur acidité ou basicité.

Oxydes basiques

Les oxydes basiques sont caractérisés en ce qu'ils sont ioniques, métalliques et, plus important encore, en générant une solution basique en se dissolvant dans l'eau. Pour déterminer expérimentalement si un oxyde est basique, il doit être ajouté à un récipient contenant de l'eau et un indicateur universel dissous. Sa coloration avant l'ajout de l'oxyde doit être verte, pH neutre.

Une fois l'oxyde ajouté à l'eau, si sa couleur passe du vert au bleu, cela signifie que le pH est devenu basique. En effet, il établit un équilibre de solubilité entre l'hydroxyde formé et l'eau:

OE (s) + H ₂ O (l) => E (OH) ₂ (s) <=> E ²⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Bien que l'oxyde soit insoluble dans l'eau, seule une petite partie se dissout pour modifier le pH. Certains oxydes basiques sont si solubles qu'ils génèrent des hydroxydes caustiques comme NaOH et KOH. Autrement dit, les oxydes de sodium et de potassium, Na ₂ O et K ₂ O, sont très basiques. Notez la valence de +1 pour les deux métaux.

Oxydes d'acide

Les oxydes acides sont caractérisés en ce qu'ils ont un élément non métallique, sont covalents et génèrent également des solutions acides avec de l'eau. Encore une fois, son acidité peut être vérifiée avec l'indicateur universel. Si cette fois, lors de l'ajout de l'oxyde à l'eau, sa couleur verte devient rougeâtre, alors il s'agit d'un oxyde d'acide.

Quelle réaction a lieu? La suivante:

EO ₂ (s) + H ₂ O (l) => H ₂ EO ₃ (aq)

Un exemple d'oxyde d'acide, qui n'est pas un solide, mais un gaz, est le CO ₂. Lorsqu'il se dissout dans l'eau, il forme de l'acide carbonique:

CO ₂ (g) + H ₂ O (l) <=> H ₂ CO ₃ (aq)

De même, CO ₂ n'est pas constitué d'anions O ^2- et de cations C ⁴⁺, mais d'une molécule formée par des liaisons covalentes: O = C = O. C'est peut-être l'une des plus grandes différences entre les oxydes basiques et les acides.

Oxydes neutres

Ces oxydes ne changent pas la couleur verte de l'eau à pH neutre; c'est-à-dire qu'ils ne forment pas d'hydroxydes ou d'acides en solution aqueuse. Certains d'entre eux sont: N ₂ O, NO et CO. Comme CO, ils ont des liaisons covalentes qui peuvent être illustrées par des structures de Lewis ou toute théorie de la liaison.

Oxydes amphotères

Une autre façon de classer les oxydes dépend de leur réaction ou non avec un acide. L'eau est un acide très faible (et une base aussi), donc les oxydes amphotères ne présentent pas «leurs deux faces». Ces oxydes se caractérisent par leur réaction avec les acides et les bases.

L'oxyde d'aluminium, par exemple, est un oxyde amphotère. Les deux équations chimiques suivantes représentent sa réaction avec des acides ou des bases:

Al ₂ O ₃ (s) + 3H ₂ SO ₄ (aq) => Al ₂ (SO ₄) ₃ (aq) + 3H ₂ O (l)

Al ₂ O ₃ (s) + 2NaOH (aq) + 3H ₂ O (l) => 2NaAl (OH) ₄ (aq)

Al ₂ (SO ₄) ₃ est le sel de sulfate d'aluminium et NaAl (OH) _{4 est} un sel complexe appelé tétrahydroxo aluminate de sodium.

L'oxyde d'hydrogène, H ₂ O (eau), est également amphotère, et ceci est démontré par son équilibre d'ionisation:

H ₂ O (l) <=> H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Oxydes mixtes

Les oxydes mixtes sont ceux qui sont constitués du mélange d'un ou plusieurs oxydes dans le même solide. Pb ₃ O _{4 en} est un exemple. La magnétite, Fe ₃ O ₄, est également un autre exemple d'oxyde mixte. Fe ₃ O ₄ est un mélange de FeO et Fe ₂ O ₃ dans des proportions 1: 1 (contrairement au Pb ₃ O ₄).

Les mélanges peuvent être plus complexes, créant ainsi une riche variété de minéraux oxydés.

Propriétés

Les propriétés des oxydes dépendent de leur type. Les oxydes peuvent être ioniques (E ^{n +} O ^2-), comme CaO (Ca ²⁺ O ^2–), ou covalents, comme SO ₂, O = S = O.

De ce fait et de la tendance des éléments à réagir avec des acides ou des bases, un certain nombre de propriétés sont recueillies pour chaque oxyde.

De plus, ce qui précède se reflète dans les propriétés physiques telles que les points de fusion et d'ébullition. Les oxydes ioniques ont tendance à former des structures cristallines très résistantes à la chaleur, de sorte que leurs points de fusion sont élevés (au-dessus de 1000 ° C), tandis que les covalents fondent à basse température, ou sont même des gaz ou des liquides.

Comment se forment-ils?

Source: Pete via Flickr

Les oxydes se forment lorsque les éléments réagissent avec l'oxygène. Cette réaction peut se produire par simple contact avec des atmosphères riches en oxygène ou nécessite de la chaleur (comme une flamme plus légère). Autrement dit, lors de la combustion d'un objet, il réagit avec l'oxygène (tant qu'il est présent dans l'air).

Si vous prenez un morceau de phosphore, par exemple, et le placez dans la flamme, il brûlera et formera l'oxyde correspondant:

4P (s) + 5O ₂ (g) => P ₄ O ₁₀ (s)

Au cours de ce processus, certains solides, comme le calcium, peuvent brûler avec une flamme brillante et colorée.

Un autre exemple est obtenu en brûlant du bois ou toute substance organique contenant du carbone:

C (s) + O ₂ (g) => CO ₂ (g)

Mais s'il n'y a pas suffisamment d'oxygène, du CO se forme à la place du CO ₂:

C (s) + 1 / 2O ₂ (g) => CO (g)

Notez comment le rapport C / O sert à décrire différents oxydes.

Exemples d'oxydes

Source: Par Yikrazuul, de Wikimedia Commons

L'image du haut correspond à la structure de l'oxyde covalent I ₂ O ₅, le plus stable qui forme l'iode. Notez leurs liaisons simples et doubles, ainsi que les charges formelles de I et d'oxygène sur leurs côtés.

Les oxydes halogènes se caractérisent par leur covalence et leur haute réactivité, comme le sont les cas de O ₂ F ₂ (FOOF) et OF ₂ (FOF). Le dioxyde de chlore, ClO ₂, par exemple, est le seul oxyde de chlore synthétisé à l'échelle industrielle.

Parce que les halogènes forment des oxydes covalents, leurs valences «hypothétiques» sont calculées de la même manière par le principe de l'électroneutralité.

Oxydes métalliques de transition

En plus des oxydes d'halogène, il y a les oxydes de métaux de transition:

-CoO: oxyde de cobalt (II); oxyde de cobalt; u monoxyde de cobalt.

-HgO: oxyde de mercure (II); oxyde mercurique; u monoxyde de mercure.

-Ag ₂ O: oxyde d'argent; oxyde d'argent; ou monoxyde diplate.

-Au ₂ O ₃: oxyde d'or (III); oxyde aurique; ou trioxyde de dior.

Exemples supplémentaires

-B ₂ O ₃: oxyde de bore; oxyde borique; ou le trioxyde de dibore.

-Cl ₂ O ₇: oxyde de chlore (VII); oxyde perchlorique; dichloro heptoxyde.

-NO: oxyde d'azote (II); L'oxyde nitrique; monoxyde d'azote.

Références

1. Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. (quatrième édition). Mc Graw Hill.
2. Oxydes métalliques et non métalliques. Tiré de: chem.uiuc.edu
3. Chimie gratuite en ligne. (2018). Oxydes et ozone. Tiré de: freechemistryonline.com
4. Toppr. (2018). Oxydes simples. Tiré de: toppr.com
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6. Chimie LibreTexts. (24 avril 2018). Oxydes. Tiré de: chem.libretexts.org
7. Quimicas.net (2018). Exemples d'oxydes. Récupéré de: quimicas.net