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Les Oxydes UMBB
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1. Définition
On définit un oxyde comme un composé chimique composé d'oxygène avec un autre
élément chimique. Par exemple, la rouille est de l'oxyde de fer et le corindon est de l'oxyde
d'aluminium. La plupart des minéraux connus sur Terre sont des oxydes en fait et ils sont très
répandus dans l'univers. Les oxydes peuvent aussi être synthétisés par oxydation. De manière
générale, un élément est dit oxydé s'il a un degré d'oxydation positif, c'est-à-dire globalement
s'il est sous forme de cation ; cependant, tous les composés ioniques ne sont pas des oxydes.
La principale différence entre les oxydes et les autres composés ioniques (comme les sels)
réside dans la liaison entre les éléments.
2. Nomenclature
 Oxydes métalliques
Oxyde de M (M est à remplacer par le nom de l'élément métallique)
Nous devons distinguer entre 2 cas :
1cas : Le métal n’a qu’un seul nombre d’oxydation (et ne forme donc qu’un seul oxyde) :
Les alcalins (groupe I a : Na, K), les alcalino-terreux (groupe II a : Mg, Ca, Ba) et certains
métaux des autres groupes du tableau périodique (Al, Zn, Ag).
Les composés correspondants portent simplement le nom d’oxydes.
2 cas : Le métal a plusieurs nombres d’oxydation (et peut donc former plusieurs oxydes) :
Cr, Mn, Fe, Ni,Au, Hg etc.
On utilise un chiffre romain qui se trouve directement après le nom du métal et qui le
nombre d’oxydation du métal dans l’oxyde correspondant.
MO: oxyde métallique
Règle: oxyde de M (valence)
Exemples:
MgO: oxyde de magnésium
Na2O : oxyde de sodium
Fe2O3: oxyde de fer (III).la valence est indiquée entre parenthèses pour
Fe(II ou III), Hg (I ou II)
 Oxydes non-métallique
Pour trouver le nom il faut trouve le rapport entre le nombre d'atome d'oxygène et le
nombre d'atome de l'élément non-metallique s'impose, mettre par la suite le préfixe
correspondant au rapport obtenu :
XO: oxyde non-métallique règle: préfixe oxyde de X

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Rapport(O/NM)
Préfixe
1/2
Hémi
1/1
Mono
2/1
Di
3/1
Tri
4/1
Tétra
5/1
Pent
3/2
Hémitri ou sesqui
Exemples:
Formule
Nom
Cl2O
Hémioxyde de soufre
CO2
dioxyde de carbone
CO
monoxyde de carbone
NO2
dioxyde d'azote
P2O3
Sesquioxyde de Phosphore
P2O5
Pentoxyde de Phosphore
3. Propriétés
 Structure des oxydes
 Les oxydes ont une structure en général cristalline, bien que certains soient
amorphes (comme le verre, forme amorphe de la silice). Dans les oxydes
cristallisés, les liaisons entre les atomes sont partiellement ioniques,
partiellement covalentes. Par simplification, on considère souvent des liaisons
purement ioniques.
 Le caractère basique de l'oxyde va de pair avec son caractère ionique, le
caractère acide avec son caractère covalent.Un oxyde ionique est basique, car
il contient l'ion qui est hydrolysé en :
 Les oxydes covalents, et plus particulièrement les oxydes moléculaires, sont
généralement de type acide : c'est-à-dire que le pH de la solution devient acide
lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, ou alors qu'ils sont solubles en milieu
basique :

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 Tous les oxydes des métaux (oxydes basiques) sont solides. Ils sont
pratiquement insolubles dans l’eau à l’exception de : Na2O,Li2O,K2O,CaO et
BaO.Ces derniers réagissent facilement sur l’eau en formant des hydroxydes ou
bases solubles.
Na2O+H2O = 2NaOH hydroxyde de sodium
D’une manière générale : oxyde basique +H 2O = base
 Les oxydes de non-métaux (oxydes acides) peuvent ètre des solides (P2O5,
N2O5),des liquides (N2O3 )ou des gaz (SO2,CO2 ect…).Ils sont généralement
solubles dans l’eau et forment des acides.
N2O5 + H2O = 2HNO3 acide nitrique
D’une manière générale : Oxyde acide + H2O =acide
 Tous les oxydes basiques réagissent sur les acides avec formation des sels
correspondant et de l'eau et au contraire,
Oxyde basique +acide = sel + eau
Oxyde acide + base = sel + eau
Examples:
MgO+H2SO4 = MgSO4 + H2O
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
Remarque :
o Les oxydes basiques n’ont pas d’action sur les bases.
o Les oxydes acides n’ont pas d’action sur acides.
 Les oxydes amphotères manifestent les propriétés d'un oxyde basique en
présence d'un acide et les propriétés d'un oxyde acide en présence d'une base.
Oxyde amphotère +acide  sel +eau
Oxyde amphotère +Base  sel +eau
Exemples : ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

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 Un oxyde acide peut se combiner à un oxyde basique pour donner un sel et
au contraire.
Oxyde basique + oxyde acide = sel
Exemple :
CaO + CO2 = CaCO3 carbonate de calcium
4. Manipulation
Préparation des oxydes :
-Le matériel :
 Sodium.
 Entonnoir.
 Réchaud à alcool.
 Filet à asbeste.
 Calcium.
 Soufre.
 Les tubes essais.
 Eprouvette.
A- Préparation d'un oxyde à partir d’un corps simple
Les corps simples se combinent à l’oxygène dans des conditions différentes pour
donner des oxydes : S + O2 = SO2
a)1ere expérience
1- On met un morceau de sodium sur un filet à asbeste, on le couvre par un entonnoir
(car il y a des petites explosion), on le chauffe à l'aide d'un réchaud à alcool.
Observation: le morceau de sodium commence à fondre et change de couleur du blanc
vers le gris jusqu'au noir, il devient solide (poudre). Suivant la réaction:
2Na + ½ O2 Na2O

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Figure 1 : Préparation d'un oxyde à partir de Na
2- En suite, on met la poudre obtenue dans une éprouvette et on ajoute de l'eau distillée.
En agitant soigneusement, on ajoute 2 à 3 gouttes de phénolphtaléine.
Observation: la couleur de l'indicateur tend vers le violet qui veut dire que le milieu est
basique, sous la réaction suivante:
L’équation de la réaction :
Na2O + H2O  2NaOH
Figure 2 : Oxyde basique +H2O=Base
Eprouvett
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