Oxyde - Oxide

La cellule unitaire du rutile . Les centres Ti(IV) sont gris; les centres d'oxygène sont rouges. Notez que l'oxygène forme trois liaisons avec le titane et que le titane forme six liaisons avec l'oxygène.

Un oxyde ( / ɒ k s d / ) est un composé chimique qui contient au moins un oxygène atome et d' un autre élément dans sa formule chimique . "Oxyde" lui-même est le dianion de l'oxygène, un ion O 2– (moléculaire). Les oxydes métalliques contiennent ainsi typiquement un anion d'oxygène à l' état d'oxydation -2. La plus grande partie de la croûte terrestre est constituée d'oxydes solides, le résultat d'éléments oxydés par l'oxygène de l'air ou de l' eau . Même les matériaux considérés comme des éléments purs développent souvent un revêtement d'oxyde. Par exemple, une feuille d'aluminium développe une fine pellicule d' Al 2 O 3 (appelée couche de passivation ) qui protège la feuille d'une corrosion supplémentaire . Certains éléments peuvent former plusieurs oxydes, différant par les quantités de l'élément se combinant avec l'oxygène. Des exemples sont le carbone , le fer , l' azote (voir oxyde d'azote ), le silicium , le titane , le lithium et l' aluminium . Dans de tels cas, les oxydes sont distingués en spécifiant le nombre d'atomes impliqués, comme dans le monoxyde de carbone et le dioxyde de carbone , ou en spécifiant le nombre d'oxydation de l'élément , comme dans l'oxyde de fer (II) et l' oxyde de fer (III) .

Formation

En raison de son électronégativité , l'oxygène forme des liaisons chimiques stables avec presque tous les éléments pour donner les oxydes correspondants. Les métaux nobles (tels que l' or ou le platine ) sont prisés car ils résistent à la combinaison chimique directe avec l'oxygène, et des substances comme l' oxyde d'or (III) doivent être générées par des voies indirectes.

Deux voies indépendantes pour la corrosion des éléments sont l' hydrolyse et l'oxydation par l'oxygène. La combinaison d'eau et d'oxygène est encore plus corrosive. Pratiquement tous les éléments brûlent dans une atmosphère d'oxygène ou dans un environnement riche en oxygène. En présence d'eau et d'oxygène (ou simplement d'air), certains éléments, le sodium, réagissent rapidement pour donner les hydroxydes. En partie, pour cette raison, les métaux alcalins et alcalino-terreux ne se trouvent pas dans la nature sous leur forme métallique, c'est-à-dire native. Le césium est tellement réactif avec l'oxygène qu'il est utilisé comme getter dans des tubes à vide , et des solutions de potassium et de sodium, appelées NaK, sont utilisées pour désoxygéner et déshydrater certains solvants organiques. La surface de la plupart des métaux est constituée d'oxydes et d'hydroxydes en présence d'air. Un exemple bien connu est la feuille d'aluminium , qui est recouverte d'un mince film d' oxyde d'aluminium qui passive le métal, ralentissant ainsi la corrosion . La couche d'oxyde d'aluminium peut être construite à une plus grande épaisseur par le processus d' anodisation électrolytique . Bien que le magnésium et l'aluminium solides réagissent lentement avec l'oxygène au STP, ils brûlent, comme la plupart des métaux, dans l'air, générant des températures très élevées. Les poudres à grains fins de la plupart des métaux peuvent être dangereusement explosives dans l'air. Par conséquent, ils sont souvent utilisés dans les fusées à combustible solide .

Oxydes, tels que l'oxyde de fer(III) ou la rouille , qui sont constitués d' oxydes de fer(III) hydratés Fe 2 O 3 · n H 2 O et d' oxyde-hydroxyde de fer (III) (FeO(OH), Fe(OH) 3 ) , se forment lorsque l'oxygène se combine avec d'autres éléments

Dans l'oxygène sec, le fer forme facilement de l' oxyde de fer (II) , mais la formation des oxydes ferriques hydratés, Fe 2 O 3− x (OH) 2 x , qui comprennent principalement de la rouille, nécessite généralement de l'oxygène et de l' eau. La production d'oxygène libre par les bactéries photosynthétiques il y a environ 3,5 milliards d'années a précipité le fer hors de la solution dans les océans sous forme de Fe 2 O 3 dans l' hématite du minerai de fer d' importance économique .

Structure

Les oxydes ont une gamme de structures différentes, des molécules individuelles aux structures polymériques et cristallines . Dans des conditions standard, les oxydes peuvent aller des solides aux gaz.

Oxydes de métaux

Les oxydes de la plupart des métaux adoptent des structures polymères . L'oxyde lie généralement trois atomes métalliques (par exemple, structure rutile) ou six atomes métalliques ( structures de carborundum ou de sel gemme ). Étant donné que les liaisons MO sont généralement fortes et que ces composés sont des polymères réticulés , les solides ont tendance à être insolubles dans les solvants, bien qu'ils soient attaqués par les acides et les bases. Les formules sont souvent d'une simplicité trompeuse où beaucoup sont des composés non stoechiométriques .

Oxydes moléculaires

Bien que la plupart des oxydes métalliques soient polymères , certains oxydes sont des molécules. Des exemples d'oxydes moléculaires sont le dioxyde de carbone et le monoxyde de carbone . Tous les oxydes d'azote simples sont moléculaires, par exemple NO, N 2 O, NO 2 et N 2 O 4 . Le pentoxyde de phosphore est un oxyde moléculaire plus complexe avec un nom trompeur, la vraie formule étant P 4 O 10 . Certains oxydes polymères se dépolymérisent lorsqu'ils sont chauffés pour donner des molécules, par exemple le dioxyde de sélénium et le trioxyde de soufre . Les tétroxydes sont rares. Les exemples les plus courants: tétroxyde de ruthénium , le tétroxyde d'osmium , et tétroxyde xénon .

De nombreux oxyanions sont connus, tels que les polyphosphates et les polyoxométalates . Les oxycations sont plus rares, quelques exemples étant le nitrosonium (NO + ), le vanadyle (VO 2+ ) et l' uranyle ( UO2+
2
). Bien sûr, de nombreux composés sont connus avec à la fois des oxydes et d'autres groupes. En chimie organique , il s'agit notamment des cétones et de nombreux composés carbonylés apparentés . Pour les métaux de transition, de nombreux complexes oxo sont connus ainsi que des oxyhalogénures .

Réduction

La conversion d'un oxyde métallique en métal est appelée réduction. La réduction peut être induite par de nombreux réactifs. De nombreux oxydes métalliques se transforment en métaux simplement par chauffage.

Réduction par le carbone

Les métaux sont « gagnés » sur leurs oxydes par réduction chimique, c'est-à-dire par addition d'un réactif chimique. Un agent réducteur courant et bon marché est le carbone sous forme de coke . L'exemple le plus frappant est celui de la fonte du minerai de fer . De nombreuses réactions sont impliquées, mais l'équation simplifiée est généralement représentée par :

2 Fe 2 O 3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO 2

Les oxydes métalliques peuvent être réduits par des composés organiques. Ce processus redox est à la base de nombreuses transformations importantes en chimie, telles que la détoxification des médicaments par les enzymes P450 et la production d' oxyde d'éthylène , qui est converti en antigel. Dans de tels systèmes, le centre métallique transfère un ligand oxyde au composé organique suivi de la régénération de l'oxyde métallique, souvent par l'oxygène de l'air.

Réduction par chauffage

Les métaux qui sont inférieurs dans la série de réactivité peuvent être réduits par chauffage seul. Par exemple, l' oxyde d'argent se décompose à 200 °C :

2 Ag 2 O → 4 Ag + O 2

Réduction par déplacement

Les métaux les plus réactifs déplacent l'oxyde des métaux les moins réactifs. Par exemple, le zinc est plus réactif que le cuivre , il déplace donc l'oxyde de cuivre (II) pour former de l'oxyde de zinc :

Zn + CuO → ZnO + Cu

Réduction par l'hydrogène

Outre les métaux, l' hydrogène peut également déplacer les oxydes métalliques pour former de l'oxyde d'hydrogène , également connu sous le nom d'eau :

H 2 + CuO → Cu + H 2 O

Réduction par électrolyse

Étant donné que les métaux réactifs forment des oxydes stables, certains oxydes métalliques doivent être électrolysés pour être réduits. Cela comprend l' oxyde de sodium , oxyde de potassium , oxyde de calcium , l' oxyde de magnésium et l' oxyde d'aluminium . Les oxydes doivent être fondus avant d'y plonger des électrodes de graphite :

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

Hydrolyse et dissolution

Les oxydes réagissent généralement avec les acides ou les bases , parfois les deux. Ceux qui ne réagissent qu'avec les acides sont appelés oxydes basiques. Ceux qui ne réagissent que par les bases sont appelés « oxydes acides ». Les oxydes qui réagissent avec les deux sont amphotères . Les métaux ont tendance à former des oxydes basiques, les non-métaux ont tendance à former des oxydes acides et les oxydes amphotères sont formés par des éléments proches de la frontière entre les métaux et les non-métaux ( métalloïdes ). Cette réactivité est à la base de nombreux procédés pratiques, tels que l'extraction de certains métaux de leurs minerais dans le processus appelé hydrométallurgie .

Les oxydes d' éléments plus électropositifs ont tendance à être basiques. Ils sont appelés anhydrides basiques . Exposés à l'eau, ils peuvent former des hydroxydes basiques . Par exemple, l'oxyde de sodium est basique - lorsqu'il est hydraté, il forme de l'hydroxyde de sodium . Les oxydes d' éléments plus électronégatifs ont tendance à être acides. Ils sont appelés « anhydrides d'acide » ; en ajoutant de l'eau, ils forment des oxoacides . Par exemple, l' heptoxyde de dichlore est un anhydride d'acide ; l'acide perchlorique est sa forme entièrement hydratée. Certains oxydes peuvent agir à la fois comme acide et base. Ils sont amphotères . Un exemple est l'oxyde d'aluminium . Certains oxydes ne présentent pas de comportement en tant qu'acide ou base.

L' ion oxyde a pour formule O 2− . C'est la base conjuguée de l' ion hydroxyde , OH et se rencontre dans les solides ioniques tels que l'oxyde de calcium . O 2− est instable en solution aqueuse − son affinité pour H + est si grande (p K b ~ −38) qu'elle soustrait un proton d'une molécule de H 2 O solvant :

O 2− + H 2 O → 2 OH

La constante d'équilibre des réactions susmentionnées est p K eq ~ −22

Au 18ème siècle, les oxydes ont été nommés calx ou calces après le processus de calcination utilisé pour produire des oxydes. Calx a ensuite été remplacé par oxyd .

Dissolution réductrice

La dissolution réductrice d'un oxyde de métal de transition se produit lorsque la dissolution est couplée à un événement redox . Par exemple, les oxydes ferriques se dissolvent en présence de réducteurs, qui peuvent inclure des composés organiques. ou des bactéries La dissolution réductrice fait partie intégrante des phénomènes géochimiques tels que le cycle du fer .

La dissolution réductrice ne se produit pas nécessairement au site où le réducteur s'adsorbe. Au lieu de cela, l'électron ajouté voyage à travers la particule, provoquant une dissolution réductrice ailleurs sur la particule.

Nomenclature et formules

Parfois, les rapports métal-oxygène sont utilisés pour nommer les oxydes. Ainsi, NbO serait appelé monoxyde de niobium et TiO 2 serait dioxyde de titane . Cette dénomination suit les préfixes numériques grecs . Dans la littérature plus ancienne et continue dans l'industrie, les oxydes sont nommés en ajoutant le suffixe -a au nom de l'élément. Ainsi l'alumine, la magnésie et le chrome sont respectivement Al 2 O 3 , MgO et Cr 2 O 3 .

Les types spéciaux d'oxydes sont le peroxyde , O2−
2
, et superoxyde , O
2
. Dans de telles espèces, l'oxygène se voit attribuer des états d'oxydation plus élevés (moins négatifs) que l'oxyde.

Les formules chimiques des oxydes des éléments chimiques dans leur état d'oxydation le plus élevé sont prévisibles et sont dérivées du nombre d' électrons de valence pour cet élément. Même la formule chimique de O 4 , tétraoxygène , est prévisible en tant qu'élément du groupe 16 . Une exception est le cuivre , pour lequel l'oxyde à l'état d'oxydation le plus élevé est l'oxyde de cuivre (II) et non l' oxyde de cuivre (I) . Autre exception , le fluorure , qui n'existe pas comme on pourrait s'y attendre — sous forme de F 2 O 7 — mais sous forme de OF 2 .

Puisque le fluor est plus électronégatif que l'oxygène, le difluorure d'oxygène (OF 2 ) ne représente pas un oxyde de fluor, mais représente plutôt un fluorure d'oxygène.

Exemples d'oxydes

Le tableau suivant donne des exemples d'oxydes couramment rencontrés. Seuls quelques représentants sont donnés, car le nombre d'ions polyatomiques rencontrés en pratique est très important.

Nom Formule Trouvé/Utilisé
Eau (oxyde d'hydrogène) H
2
O
Commun solvant , requis par la vie à base de carbone
Protoxyde d'azote N
2
O
Gaz hilarant , anesthésique (utilisé en combinaison avec de l' oxygène diatomique (O 2 ) pour fabriquer du protoxyde d'azote et de l'oxygène pour l' anesthésie ), produit par des bactéries fixatrices d' azote , nitreux , agent oxydant dans les fusées , propulseur d'aérosol , drogue récréative , gaz à effet de serre . Autres oxydes d'azote tels que NO
2
( dioxyde d'azote ), NO ( oxyde d'azote ), N
2
O
3
( trioxyde de diazote ) et N
2
O
4
( tétroxyde de diazote ) existent, notamment dans les zones à pollution atmosphérique notable . Ils sont également de puissants oxydants, peuvent ajouter de l'acide nitrique aux pluies acides et sont nocifs pour la santé.
Dioxyde de silicone SiO
2
Sable , quartz
Oxyde de fer(II,III) Fe
3
O
4
Minerai de fer , rouille , avec oxyde de fer (III) ( Fe
2
O
3
)
Oxyde d'aluminium Al
2
O
3
Minerai d' aluminium , alumine , corindon , rubis (corindon avec impuretés de chrome ).
Oxyde de zinc ZnO Requis pour la vulcanisation du caoutchouc , additif au béton , crème solaire , lotions de soin de la peau , propriétés antibactériennes et antifongiques , additif alimentaire , pigment blanc .
Gaz carbonique CO
2
Constituant de l' atmosphère terrestre , le gaz à effet de serre le plus abondant et le plus important , utilisé par les plantes lors de la photosynthèse pour fabriquer des sucres , produit de processus biologiques tels que la respiration et de réactions chimiques telles que la combustion et la décomposition chimique des carbonates . Le CO ou monoxyde de carbone existe en tant que produit d' une combustion incomplète et est un gaz hautement toxique .
Oxyde de calcium CaO Chaux vive (utilisée dans la construction pour fabriquer du mortier et du béton ), utilisée dans les bidons auto-chauffants en raison de la réaction exothermique avec l' eau pour produire de l'hydroxyde de calcium , ingrédient possible dans le feu grégeois et produit la vedette lorsqu'il est chauffé à plus de 2 400 ° Celsius .

Voir également

Les références