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Les Oxydes
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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
1/1
2/1
3/1
4/1
5/1
3/2
Hémi
Mono
Di
Tri
Tétra
Pent
Hémitri ou sesqui
Formule
Nom
Cl2O
CO2
CO
NO2
P2O3
P 2 O5
Hémioxyde de soufre
dioxyde de carbone
monoxyde de carbone
dioxyde d'azote
Sesquioxyde de Phosphore
Pentoxyde de Phosphore
Exemples:
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
Eprouvett
e
Figure 2 : Oxyde basique +H2O=Base
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b) 2eme expérience
1- On refait l'expérience précédente avec le magnésium.
Observation:
Pendant l'expérience le magnésium ne change de couleur mais la réaction est la suivante:
Mg + 1/2 O2  MgO
Figure 3 : Préparation d'un oxyde à partir de Mg
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:
MgO +H2O  Mg(OH)2
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Figure 4 : Oxyde basique +H2O=Base
c) 3eme expérience
1- On met un morceau de soufre sur un filet à asbeste, on le chauffe à l'aide d'un
réchaud à alcool.
Observation: Lors la combustion se dégage une flamme de couleur bleu, et l’odeur
piquante. La réaction:
S + O2  SO2
2- On tien au dessus du soufre brûlant le papier de tournesol mouillé par l'eau distillée.
Observation : La couleur du papier change vers le rouge qui signifie le milieu et acide.
La réaction est :
SO2 + H2O H2SO3
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Figure 5 : Oxyde acide + H2O=acide
B- Préparation d'un oxyde par décomposition d'un acide instable, d'une base instable et
d'un sel
a) 1ere expérience:
On met dans une éprouvette un morceau de marbre (CaCO3), on verse 3ml de solution
d'acide HCl.
Observation:


De nombreuses bulles d’air apparaissent c'est l'effervescent.
Quand on introduit dans l'éprouvette une allumette inf lamée elle s'éteint à cause
du gaz dioxyde de carbone.
Les réactions :
CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2CO3
H2CO3  H2O + CO2
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Figure 6 : Préparation d'un oxyde par décomposition
d'un acide instable Hcl
c) 2eme expérience:
1- On prépare le précipité Cu(OH)2 en mélangeant les solutions de CuSO4 et NaOH
dans une éprouvette.
Observation: Le CuSO4 est un liquide bleu claire en additionnant le NaOH on a un gèle
de couleur bleu plus foncé c'est l'hydroxyde instable Cu(OH)2 .
La réaction:
CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4
1- On place un peu de précipité sur un morceau de porcelaine et on chauffe à l'aide du
réchaud à alcool.
Observation: La couleur change du noir.
La réaction:
Cu(OH)2 + O2  CuO + H2O
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Figure 7 : Préparation d'un oxyde par décomposition d'une base
instable NaOH
d) 3eme expérience
1- On prépare dans une éprouvette le précipité d'hydroxyde ferrique Fe(OH)3 en
mélangeant la solution du la solution de FeCl3 et NaOH.
Observation: Le FeCl3 est un liquide orange en additionnant le NaOH on a un gèle de
couleur rouge brique c'est l'hydroxyde ferrique Fe(OH)3
La réaction:
FeCl3 + NaOH  Fe(OH)3 + 3NaCl
B- on place un peu du dépôt sur un morceau de porcelaine et on chauffe à l'aide du
réchaud à alcool.
Observation: La couleur change du rouge brique au marron.
Réaction est:
Fe(OH)3 + O2  2FeO + 3H2O
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Figure 8 : Préparation de précipité
d’hydroxyde ferrique
C- Action des acides sur les oxydes
On verse dans une éprouvette un peu d'oxyde magnésium MgO de couleur blanche, et on
y ajoute par portion la solution HCl 0.1N, en agitant à chaque fois le mélange jusqu'à la
disparition de l'oxyde. C’est un oxyde basique.
L'équation de la réaction:
MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O
Figure 9 : Action de HCl sue MgO
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D- les oxydes amphotères
On met dans deux éprouvettes de l'oxyde de PbO de couleur jaune, on ajoute dans la
première du HCl et dans la deuxième une solution concentrée de soude jusqu'à la disparition
de l'oxyde.
Observation : Dans les deux éprouvettes on de l'eau et du sel qui veut dire que l'oxyde
de PbO est un acide dans un milieu basique et le contraire donc c'est un oxyde amphotère. Les
réactions:
1ere expérience :
PbO + 2HCl  PbCl2 + H2O
2eme expérience:
PbO +2 NaOH  Na2PbO2 + H2O
Figure 10 : Oxyde amphotère +HCl
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Figure 11 : oxyde amphotère NaOH
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5. Conclusion general
A partir de l'état naturel, il est souvent inutile de faire réagir chimiquement un oxyde et
un simple traitement physique sert à isoler l'oxyde. Les traitements chimiques servent plus
souvent à séparer les métaux dans les oxydes multiples qu'a obtenir l'oxyde à partir d'un
composé. Même si cette opération est souvent réalisée avec les sulfures métalliques de fer et
de cuivre en particulier.
En laboratoire on pourra précipiter l'oxyde du métal directement (rarement) ou en deux
étapes l'hydroxyde ou le carbonate du métal et récupérer l'oxyde par grillage et élimination
d'eau ou de CO2, et pour préparé un oxyde il y a plusieurs méthodes :
- A partir d’un corps simple.
- A partir de certain corps composés.
- A partie des acides instables.
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