Fiche explicative de la leçon: Réactions des oxydes Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre comment décrire et écrire des équations pour les réactions des oxydes.

Un oxyde est un type courant de composé chimique constitué d’au moins un atome d’oxygène combiné à un autre élément.

Il y a un grand nombre d’oxydes de différents éléments, y compris des métaux et des non-métaux. Les oxydes ont de nombreuses utilisations dans notre société. L’oxyde de calcium () est utilisé dans la production du béton et l’oxyde nitreux () est utilisé comme anesthésique dans les interventions dentaires.

Les oxydes de métaux courants comprennent l’oxyde de magnésium, l’oxyde de sodium et l’oxyde de cuivre(II). La facilité avec laquelle les oxydes métalliques se forment dépend de la réactivité du métal.

Les métaux alcalins du groupe 1 sont bien connus pour être très réactifs et ils sont par conséquent stockés sous huile pour empêcher les réactions avec l’oxygène et l’humidité de l’air. Si une pièce d’un métal du groupe 1 tel que le lithium est fraîchement coupée, la surface brillante devient rapidement terne lorsque le lithium réagit avec l’oxygène de l’air, formant une couche d’oxyde de lithium () : 

Les métaux moins réactifs, tels que le cuivre, ne réagissent pas aussi facilement avec l’oxygène. Le cuivre métallique orange-brun doit être chauffé fortement dans une flamme de bec Bunsen pour que la réaction avec l’oxygène ait lieu. Cela se traduit par la formation d’oxyde de cuivre noir (II) à la surface du cuivre métallique : 

L’un des oxydes non métalliques les plus courants est le dioxyde de carbone. Étant un des produits par la respiration dans le corps humain, le dioxyde de carbone quitte notre corps chaque fois que nous expirons. Il est également produit par la combustion du carbone : 

La combustion du soufre dans de l’oxygène pur dans une bouteille de gaz provoque une combustion du souffre avec une flamme brillante bleue, produisant le gaz dioxyde de soufre : 

Remarquez que la photo montre un morceau de papier tournesol à l’arrière de la bouteille de gaz, qui est devenue rouge et a commencé à blanchir. Ce blanchiment est dû au gaz acide contenant du dioxyde de soufre.

Le dernier exemple de formation d’oxyde non métallique est la réaction du phosphore avec l’oxygène. À l’état pur, le phosphore est un élément très réactif qui s’enflamme spontanément en présence de l’oxygène : 

Les oxydes peuvent être classés en fonction de leur nature acide ou basique. Il existe quatre classifications : acide, basique, amphotère et neutre.

Lorsqu’on se déplace le long de chaque période du tableau périodique, le numéro atomique augmente, de même que la nature acide des oxydes de ces éléments. Ainsi, les oxydes métalliques sont généralement considérés comme basiques et les oxydes non métalliques comme acides.

L’acidité ou la basicité d’un oxyde affecte beaucoup ses réactions avec les acides et les alcalis. Les oxydes de métaux basiques vont réagir avec les acides minéraux pour former le sel et l’eau correspondants. Par exemple, l’oxyde de cuivre va réagir avec l’acide chlorhydrique dilué : 

Ce type de réaction est connu sous le nom de réaction de neutralisation, qui a l’équation générale suivante.

Il est possible d’utiliser cette équation générale pour nous aider à déterminer des substances inconnues. Par exemple, si le sel produit par une réaction de neutralisation contenait des ions , l’acide utilisé a dû être l’acide chlorhydrique. Cela se voit dans la réaction entre l’oxyde de sodium et l’acide chlorhydrique : 

Si une réaction de neutralisation produit un sel contenant des ions , c’est l’acide sulfurique a dû être utilisé : 

Enfin, si une réaction de neutralisation produit un sel qui contient des ions nitrate, c’est l’acide nitrique qui a dû être utilisé pour neutraliser la base : 

Alors que la nature basique des oxydes métalliques peut être observée par leur réaction avec les acides dilués, certains oxydes métalliques sont partiellement solubles dans l’eau et formeront des solutions alcalines : 

Lorsque nous parcourons le tableau périodique en examinant les oxydes non métalliques, le changement dans la nature acide de ces composés devient évident.

Par exemple, le dioxyde de carbone est légèrement soluble dans l’eau et forme une solution acide d’acide carbonique : 

Nous pouvons confirmer que la solution d’acide carbonique est acide à l’aide d’un indicateur universel. L’ajout de quelques gouttes d’indicateur universel à la solution produira une couleur rouge, indiquant que la solution est acide. Des solutions acides se forment lorsque les oxydes non métalliques se dissolvent dans l’eau.

Un autre oxyde non métallique acide est le pentoxyde de phosphore, qui réagit avec une solution d’hydroxyde de sodium pour produire du phosphate de sodium et de l’eau : 

Tous les oxydes ne peuvent pas être considérés comme des oxydes purement acides ou basiques. Des métaux tels que le zinc et l’aluminium contiennent des oxydes de nature à la fois acide et basique, on les appelle amphotères.

Un oxyde amphotère peut réagir à la fois avec les acides et avec les bases. L’oxyde d’aluminium réagit avec l’acide chlorhydrique dilué pour former du chlorure d’aluminium et de l’eau : 

Mais l’oxyde d’aluminium va également réagir avec une solution d’hydroxyde de sodium, formant un sel connu sous le nom d’aluminate de sodium et de l’eau : 

Dans la première réaction, l’oxyde d’aluminium se comporte comme une base, et dans la deuxième réaction, il se comporte comme un acide.

Un autre oxyde qui a des caractères acides et basiques et peut être considéré comme amphotère est l’oxyde de zinc, qui réagit avec les acides minéraux et les alcalis dilués de la manière suivante : 

Il y a un dernier type d’oxyde à considérer. Les oxydes neutres ne sont ni de nature acide ni basique et ne réagissent donc pas avec les acides ou les bases. Des exemples d’oxydes neutres comprennent le monoxyde de carbone () et l’oxyde nitreux ().

Exemple 4: Prédiction de la couleur à laquelle un indicateur universel changera dans différentes solutions aqueuses d’oxydes

Une expérience a été mise en place pour déterminer le pH de divers oxydes. Trois béchers ont été remplis de 0,5 L d’eau déionisée, et quelques gouttes d’indicateur universel ont été ajoutés. On a ensuite ajouté à chaque bécher une spatule des oxydes montrés ci-dessous.

Quelle est la couleur de chaque solution après l’ajout de l’oxyde ? 

1. A : vert, B : rouge, C : bleu
2. A : rouge, B : vert, C : bleu
3. A : bleu, B : vert, C : rouge
4. A : rouge, B : bleu, C : vert
5. A : bleu, B : rouge, C : vert

Réponse

Dans cet exercice, nous avons trois oxydes différents de phosphore, de magnésium et d’aluminium. Le magnésium est un métal du groupe 2 du tableau périodique et forme des oxydes basiques qui se dissolvent dans l’eau pour former des solutions alcalines. Le phosphore appartient au groupe 15 du tableau périodique et, en tant que non-métal, se dissout dans l’eau pour former une solution acide. L’oxyde d’aluminium forme un oxyde amphotère de nature à la fois acide et basique.

L’indicateur universel est un indicateur courant utilisé pour déterminer si une solution est acide ou alcaline. En présence d’un acide, l’indicateur universel transformera la couleur d’une solution du jaune au rouge. En présence d’une solution alcaline, l’indicateur universel transformera une solution du bleu au violet. L’indicateur universel sera vert en présence d’une solution neutre.

En combinant ces connaissances, nous devons nous attendre à ce que le bécher A contenant l’oxyde de phosphore acide soit de couleur rouge. Le bécher B contient l’oxyde de magnésium basique, nous devons donc nous attendre à ce que cette solution soit de couleur bleue, et à ce que le bécher C contenant l’oxyde d’aluminium amphotère soit de couleur verte. Cela correspond à la réponse D qui est la bonne réponse.

Des tendances générales existent dans les oxydes des éléments de certains groupes du tableau périodique. Dans les groupes du côté gauche du tableau périodique, tels que le groupe 1 et le groupe 2, les propriétés basiques des oxydes augmentent à mesure que nous descendons dans le groupe.

Si nous considérons les réactions que nous avons étudiées dans leur ensemble, nous pouvons voir que lorsque nous parcourons le tableau périodique, le numéro atomique augmente et les oxydes des éléments deviennent de plus en plus acides.

Afin d’expliquer certains de ces concepts, nous pouvons considérer les acides et les bases comme des composés hydroxy avec une formule générale , où est l’atome de l’élément que nous étudions.

Le composé hydroxy peut s’ioniser de deux manières différentes : 

La manière dont les composés hydroxylés s’ionisent est déterminée par l’attraction et la répulsion qui existent entre les trois ions constitutifs de la substance. L’illustration suivante montre un triangle avec des forces d’attraction existant entre des ions chargés de charges opposées et une répulsion entre des ions ayant des charges du même signe.

Nous pouvons utiliser ce modèle pour expliquer les tendances au sein des groupes dont nous avons discuté précédemment. Si la force d’attraction entre et est plus grande que celle entre et , la substance s’ionise pour former une base. Par exemple, lorsque nous descendons dans le groupe 1, des oxydes basiques se forment. L’augmentation du numéro atomique et l’augmentation conséquente de la taille de l’ion réduisent la densité de charge, minimisant ainsi l’attraction entre et , permettant de former plus facilement des ions hydroxyde.

Si la force d’attraction entre et est plus grande que celle entre et , la substance s’ionise pour former un acide. C’est ce que nous voyons se produire lorsque nous parcourons les périodes du tableau périodique du groupe 1 au groupe 17.

Lorsque des oxydes non métalliques sont ionisés sous forme d’acides, la force de l’acide oxygéné formé dépend du nombre d’atomes d’oxygène dans l’anion, qui ne sont pas liés aux atomes d’hydrogène.

Nous pouvons analyser quelques exemples de cette altération de la force en utilisant la formule générale , qui s'appuie sur celle que nous avons utilisée précédemment.

Plus le nombre d’atomes d’oxygène non liés à l’hydrogène est élevé (), plus l’acide est fort, comme on peut le voir dans les exemples du tableau suivant.

Il existe d’autres formes d’oxydes moins courantes, telles que les peroxydes et les superoxydes. Un peroxyde est un type spécifique de composé dans lequel deux atomes d’oxygène sont liés par une simple liaison covalente, comme dans le cas du peroxyde d’hydrogène, illustré ci-dessous.

Les superoxydes contiennent un ion superoxyde négatif, , tel que . Les superoxydes sont particulièrement importants pour notre biologie, car notre système immunitaire produit des superoxydes pour tuer les micro-organismes envahisseurs.

Résumons les points abordés dans cette fiche explicative.