Oxydes- ce sont des composés inorganiques complexes constitués de deux éléments dont l'un est l'oxygène (à l'état d'oxydation -2).

Par exemple, Na 2 O, B 2 O 3, Cl 2 O 7 sont classés comme oxydes. Toutes ces substances contiennent de l'oxygène et un autre élément. Les substances Na 2 O 2 , H 2 SO 4 et HCl ne sont pas des oxydes : dans le premier, l'état d'oxydation de l'oxygène est -1, dans le second il n'y a pas deux, mais trois éléments, et le troisième ne contient pas d'oxygène du tout.

Si vous ne comprenez pas la signification du terme indice d’oxydation, ce n’est pas grave. Dans un premier temps, vous pouvez vous référer à l’article correspondant sur ce site. Deuxièmement, même sans comprendre ce terme, vous pouvez continuer à lire. Vous pouvez temporairement oublier de mentionner l’état d’oxydation.

Des oxydes de presque tous les éléments actuellement connus ont été obtenus, à l'exception de certains gaz rares et des éléments transuraniens « exotiques ». De plus, de nombreux éléments forment plusieurs oxydes (pour l'azote par exemple, on en connaît six).

Nomenclature des oxydes

Exemple 1. Nommez les composés suivants : Li 2 O, Al 2 O 3, N 2 O 5, N 2 O 3.

Li 2 O - oxyde de lithium,
Al 2 O 3 - oxyde d'aluminium,
N 2 O 5 - oxyde nitrique (V),
N 2 O 3 - oxyde nitrique (III).

Attention, point important : si la valence d'un élément est constante, on ne la mentionne PAS dans le nom de l'oxyde. Si la valence change, veillez à l'indiquer entre parenthèses ! Le lithium et l'aluminium ont une valence constante, tandis que l'azote a une valence variable ; C'est pour cette raison que les noms des oxydes d'azote sont complétés par des chiffres romains symbolisant la valence.

Exercice 1. Nommez les oxydes : Na 2 O, P 2 O 3, BaO, V 2 O 5, Fe 2 O 3, GeO 2, Rb 2 O. N'oubliez pas qu'il existe des éléments à valence à la fois constante et variable.

Autre point important : il est plus correct d'appeler la substance F 2 O non pas « oxyde de fluor », mais « fluorure d'oxygène » !

Propriétés physiques des oxydes

Les propriétés physiques sont très diverses. Cela est dû notamment au fait que différents types de liaisons chimiques peuvent apparaître dans les oxydes. Les points de fusion et d’ébullition varient considérablement. Dans des conditions normales, les oxydes peuvent être à l'état solide (CaO, Fe 2 O 3, SiO 2, B 2 O 3), à l'état liquide (N 2 O 3, H 2 O), sous forme de gaz (N 2 O , SO 2, NON, CO).

Différentes couleurs : MgO et Na 2 O sont blancs, CuO est noir, N 2 O 3 est bleu, CrO 3 est rouge, etc.

Les fusions d'oxydes avec une liaison de type ionique conduisent bien l'électricité ; les oxydes covalents ont généralement une faible conductivité électrique.

Classement des oxydes

Tous les oxydes existant dans la nature peuvent être divisés en 4 classes : basiques, acides, amphotères et non salifiants. Parfois, les trois premières classes sont combinées dans le groupe des oxydes salifères, mais pour nous, cela n'a plus d'importance pour le moment. Les propriétés chimiques des oxydes de différentes classes diffèrent considérablement, la question de la classification est donc très importante pour une étude plus approfondie de ce sujet !

Commençons avec oxydes non salifiants. Il faut les retenir : NO, SiO, CO, N 2 O. Apprenez simplement ces quatre formules !

Pour aller plus loin, il faut se rappeler que dans la nature, il existe deux types de substances simples : les métaux et les non-métaux (on distingue parfois également un groupe de semi-métaux ou de métalloïdes). Si vous comprenez clairement quels éléments sont des métaux, continuez à lire cet article. Si vous avez le moindre doute, référez-vous au matériel "Métaux et non-métaux" sur ce site Web.

Alors laissez-moi vous dire que tous les oxydes amphotères sont des oxydes métalliques, mais que tous les oxydes métalliques ne sont pas amphotères. Je vais lister les plus importants d'entre eux : BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, SnO. La liste n'est pas complète, mais vous devez absolument vous rappeler les formules répertoriées ! Dans la plupart des oxydes amphotères, le métal présente un état d'oxydation de +2 ou +3 (mais il existe des exceptions).

Dans la prochaine partie de l'article, nous continuerons à parler de classification ; Parlons des oxydes acides et basiques.

Propriétés chimiques des oxydes d'acide

1. Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques et les bases pour former des sels.

Dans ce cas, la règle s'applique - au moins un des oxydes doit correspondre à un hydroxyde fort (acide ou alcalin).

Les oxydes acides d'acides forts et solubles interagissent avec tous les oxydes et bases basiques :

SO 3 + CuO = CuSO 4

SO 3 + Cu(OH) 2 = CuSO 4 + H 2 O

SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

Les oxydes acides d'acides insolubles dans l'eau et instables ou volatils réagissent uniquement avec des bases fortes (alcalis) et leurs oxydes. Dans ce cas, la formation de sels acides et basiques est possible, en fonction du rapport et de la composition des réactifs.

Par exemple , l'oxyde de sodium interagit avec le monoxyde de carbone (IV), et l'oxyde de cuivre (II), qui correspond à la base insoluble Cu(OH) 2, n'interagit pratiquement pas avec le monoxyde de carbone (IV) :

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

CuO + CO2 ≠

2. Les oxydes acides réagissent avec l’eau pour former des acides.

Exception — l'oxyde de silicium, qui correspond à l'acide silicique insoluble. Les oxydes, qui correspondent à des acides instables, réagissent généralement de manière réversible et dans une très faible mesure avec l'eau.

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

3. Les oxydes acides réagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères pour former du sel ou du sel et de l'eau.

Veuillez noter qu'en règle générale, seuls les oxydes d'acides forts ou modérés interagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères !

Par exemple , l'anhydride d'acide sulfurique (oxyde de soufre (VI)) réagit avec l'oxyde d'aluminium et l'hydroxyde d'aluminium pour former un sel - sulfate d'aluminium :

3SO 3 + Al 2 O 3 = Al 2 (SO 4) 3

3SO 3 + 2Al(OH) 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Mais le monoxyde de carbone (IV), qui correspond à l'acide carbonique faible, n'interagit plus avec l'oxyde d'aluminium et l'hydroxyde d'aluminium :

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

CO 2 + Al(OH) 3 ≠

4. Les oxydes acides interagissent avec les sels d'acides volatils.

La règle suivante s'applique : dans la masse fondue, les acides moins volatils et leurs oxydes déplacent les acides plus volatils et leurs oxydes de leurs sels.

Par exemple , l'oxyde de silicium solide SiO 2 déplacera le dioxyde de carbone le plus volatil du carbonate de calcium lorsqu'il sera fusionné :

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

5. Les oxydes acides sont capables de présenter des propriétés oxydantes.

Généralement, oxydes d'éléments au degré d'oxydation le plus élevé - typiques (SO 3, N 2 O 5, CrO 3, etc.). Certains éléments ayant un état d'oxydation intermédiaire (NO 2, etc.) présentent également de fortes propriétés oxydantes.

6. Propriétés réparatrices.

En règle générale, les propriétés réductrices sont présentées par les oxydes d'éléments dans des états d'oxydation intermédiaires(CO, NON, SO 2, etc.). Dans ce cas, ils sont oxydés jusqu’à l’état d’oxydation stable le plus élevé ou le plus proche.

Par exemple , L'oxyde de soufre (IV) est oxydé par l'oxygène en oxyde de soufre (VI) :

2SO2 + O2 = 2SO3

Les oxydes sont des composés inorganiques constitués de deux éléments chimiques, dont l'oxygène à l'état d'oxydation -2. Le seul un élément qui ne forme pas d'oxyde est le fluor, qui se combine avec l’oxygène pour former du fluorure d’oxygène. Cela est dû au fait que le fluor est un élément plus électronégatif que l’oxygène.

Cette classe de composés est très courante. Chaque jour, une personne est confrontée à une variété d'oxydes dans sa vie quotidienne. L'eau, le sable, le dioxyde de carbone que nous expirons, les gaz d'échappement des voitures, la rouille sont autant d'exemples d'oxydes.

Classement des oxydes

Tous les oxydes, selon leur capacité à former des sels, peuvent être divisés en deux groupes :

1. Formation de sel oxydes (CO 2, N 2 O 5, Na 2 O, SO 3, etc.)
2. Ne forme pas de sel oxydes (CO, N 2 O, SiO, NO, etc.)

À leur tour, les oxydes salifiants sont divisés en 3 groupes :

• Oxydes basiques- (Oxydes métalliques - Na 2 O, CaO, CuO, etc.)
• Oxydes acides- (Oxydes de non-métaux, ainsi que oxydes métalliques à l'état d'oxydation V-VII - Mn 2 O 7, CO 2, N 2 O 5, SO 2, SO 3, etc.)
• (Oxydes métalliques au degré d'oxydation III-IV ainsi que ZnO, BeO, SnO, PbO)

Cette classification est basée sur la manifestation de certaines propriétés chimiques par les oxydes. Donc, les oxydes basiques correspondent aux bases et les oxydes acides correspondent aux acides. Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques pour former le sel correspondant, comme si la base et l'acide correspondant à ces oxydes réagissaient : De même, Les bases amphotères correspondent aux oxydes amphotères, qui peut présenter des propriétés à la fois acides et basiques : Les éléments chimiques présentant différents degrés d’oxydation peuvent former divers oxydes. Afin de distinguer d'une manière ou d'une autre les oxydes de ces éléments, après le nom de l'oxyde, la valence est indiquée entre parenthèses.

CO 2 – monoxyde de carbone (IV)

N 2 O 3 – oxyde nitrique (III)

Propriétés physiques des oxydes

Les oxydes sont très divers dans leurs propriétés physiques. Ils peuvent être soit des liquides (H 2 O), des gaz (CO 2, SO 3) ou des solides (Al 2 O 3, Fe 2 O 3). De plus, les oxydes basiques sont généralement des solides. Les oxydes ont également une grande variété de couleurs - de l'incolore (H 2 O, CO) et du blanc (ZnO, TiO 2) au vert (Cr 2 O 3) et même au noir (CuO).

• Oxydes basiques

Certains oxydes réagissent avec l'eau pour former les hydroxydes (bases) correspondants : Les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides pour former des sels : Ils réagissent de la même manière avec les acides, mais avec dégagement d'eau : Les oxydes de métaux moins actifs que l'aluminium peuvent être réduits en métaux :

• Oxydes acides

Les oxydes acides réagissent avec l'eau pour former des acides : Certains oxydes (par exemple, l'oxyde de silicium SiO2) ne réagissent pas avec l'eau, les acides sont donc obtenus par d'autres moyens.

Les oxydes acides interagissent avec les oxydes basiques en formant des sels : De la même manière, avec la formation de sels, les oxydes acides réagissent avec les bases : Si un acide polybasique correspond à un oxyde donné, alors un sel acide peut également se former : Oxydes acides non volatils peut remplacer les oxydes volatils dans les sels :

Comme mentionné précédemment, les oxydes amphotères, selon les conditions, peuvent présenter des propriétés à la fois acides et basiques. Ils agissent donc comme des oxydes basiques dans les réactions avec des acides ou des oxydes acides, formant des sels : Et dans des réactions avec des bases ou des oxydes basiques, ils présentent des propriétés acides :

Obtention d'oxydes

Les oxydes peuvent être obtenus de différentes manières ; nous présenterons les principales.

La plupart des oxydes peuvent être obtenus par interaction directe de l'oxygène avec un élément chimique : Lors de la torréfaction ou de la combustion de divers composés binaires : Décomposition thermique des sels, acides et bases : Interaction de certains métaux avec l'eau :

Application d'oxydes

Les oxydes sont extrêmement répandus dans le monde entier et sont utilisés aussi bien dans la vie quotidienne que dans l'industrie. L’oxyde le plus important, l’oxyde d’hydrogène, l’eau, a rendu la vie possible sur Terre. L'oxyde de soufre SO 3 est utilisé pour produire de l'acide sulfurique, ainsi que pour la transformation de produits alimentaires, ce qui augmente la durée de conservation des fruits, par exemple.

Les oxydes de fer sont utilisés pour obtenir des peintures et produire des électrodes, bien que la plupart des oxydes de fer soient réduits en fer métallique en métallurgie.

L'oxyde de calcium, également connu sous le nom de chaux vive, est utilisé dans la construction. Les oxydes de zinc et de titane sont blancs et insolubles dans l'eau, c'est pourquoi ils sont devenus de bons matériaux pour la production de peintures - blanches.

L'oxyde de silicium SiO 2 est le composant principal du verre. L'oxyde de chrome Cr 2 O 3 est utilisé pour la production de verres et de céramiques colorés verts, et en raison de ses propriétés de haute résistance, pour les produits de polissage (sous forme de pâte GOI).

Le monoxyde de carbone CO 2, qui est libéré par tous les organismes vivants lors de la respiration, est utilisé pour éteindre les incendies et également, sous forme de neige carbonique, pour refroidir quelque chose.

Les oxydes sont des substances complexes constituées de deux éléments chimiques, dont l'un est l'oxygène avec un état d'oxydation ($-2$).

La formule générale des oxydes est : $E_(m)O_n$, où $m$ est le nombre d'atomes de l'élément $E$ et $n$ est le nombre d'atomes d'oxygène. Les oxydes peuvent être dur(sable $SiO_2$, variétés de quartz), liquide(oxyde d'hydrogène $H_2O$), gazeux(oxydes de carbone : dioxyde de carbone $CO_2$ et dioxyde de carbone $CO$ gaz). En fonction de leurs propriétés chimiques, les oxydes sont divisés en salifiants et non salifiants.

Ne forme pas de sel Ce sont des oxydes qui ne réagissent pas avec les alcalis ou les acides et ne forment pas de sels. Ils sont peu nombreux, ils contiennent des non-métaux.

Formation de sel Ce sont des oxydes qui réagissent avec des acides ou des bases pour former du sel et de l'eau.

Parmi les oxydes salifiants, il y a les oxydes basique, acide, amphotère.

Oxydes basiques- ce sont des oxydes qui correspondent aux bases. Par exemple : $CaO$ correspond à $Ca(OH)_2, Na_2O à NaOH$.

Réactions typiques des oxydes basiques :

1. Oxyde basique + acide → sel + eau (réaction d'échange) :

$CaO+2HNO_3=Ca(NO_3)_2+H_2O$.

2. Oxyde basique + oxyde acide → sel (réaction composée) :

$MgO+SiO_2(→)↖(t)MgSiO_3$.

3. Oxyde basique + eau → alcali (réaction composée) :

$K_2O+H_2O=2KOH$.

Oxydes acides- ce sont des oxydes qui correspondent aux acides. Ce sont des oxydes non métalliques :

N2O5 correspond à $HNO_3, SO_3 - H_2SO_4, CO_2 - H_2CO_3, P_2O_5 - H_3PO_4$, ainsi que les oxydes métalliques aux degrés d'oxydation élevés : $(Cr)↖(+6)O_3$ correspond à $H_2CrO_4, (Mn_2)↖( +7 )O_7 — HMnO_4$.

Réactions typiques des oxydes d'acide :

1. Oxyde d'acide + base → sel + eau (réaction d'échange) :

$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.

2. Oxyde acide + oxyde basique → sel (réaction composée) :

$CaO+CO_2=CaCO_3$.

3. Oxyde d'acide + eau → acide (réaction composée) :

$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.

Cette réaction n'est possible que si l'oxyde d'acide est soluble dans l'eau.

Amphotère sont appelés oxydes qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides. Ce sont $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Les oxydes amphotères ne se combinent pas directement avec l'eau.

Réactions typiques des oxydes amphotères :

1. Oxyde amphotère + acide → sel + eau (réaction d'échange) :

$ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.

2. Oxyde amphotère + base → sel + eau ou composé complexe :

$Al_2O_3+2NaOH+3H_2O(=2Na,)↙(\text"tétrahydroxoaluminate de sodium")$

$Al_2O_3+2NaOH=(2NaAlO_2)↙(\text"aluminate de sodium")+H_2O$.

Les oxydes sont un type de composés très courant que l'on trouve dans la croûte terrestre et dans l'Univers en général.

Classement des oxydes

Oxydes formant du sel - Ce sont des oxydes qui forment des sels à la suite d'une réaction chimique. Ce sont des oxydes de métaux et de non-métaux qui, lorsqu'ils interagissent avec l'eau, forment les acides correspondants, et lorsqu'ils interagissent avec des bases, les sels acides et normaux correspondants.

• • oxydes basiques (par exemple oxyde de sodium Na2O, oxyde de cuivre(II) CuO) : oxydes métalliques dont le degré d'oxydation est I-II ;
  • oxydes acides (par exemple, oxyde de soufre (VI) SO3, oxyde d'azote (IV) NO2) : oxydes métalliques avec degré d'oxydation V-VII et oxydes non métalliques ;
  • oxydes amphotères (par exemple, oxyde de zinc ZnO, oxyde d'aluminium Al2O3) : oxydes métalliques aux états d'oxydation III-IV et d'exclusion (ZnO, BeO, SnO, PbO).

Oxydes non salifiants :

monoxyde de carbone (II) CO, oxyde nitrique (I) N2O, oxyde nitrique (II) NO, oxyde de silicium (II) SiO.

Propriétés de base des oxydes chimiques

1.Les oxydes basiques hydrosolubles réagissent avec l'eau pour former des bases :

Na2O + H2O → 2NaOH.

2.Réagir avec les oxydes d'acide, formant les sels correspondants

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3.Réagir avec les acides pour former du sel et de l'eau :

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4.Réagir avec les oxydes amphotères :

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

Propriétés chimiques des oxydes d'acide

Si le deuxième élément de la composition d'oxyde est un non-métal ou un métal présentant une valence plus élevée (généralement de IV à VII), alors ces oxydes seront acides. Les oxydes acides (anhydrides d'acide) sont les oxydes qui correspondent aux hydroxydes appartenant à la classe des acides. Il s'agit par exemple de CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7, etc. Ils se dissolvent dans l'eau et les alcalis, formant du sel et de l'eau.

1.Réagir avec l'eau pour former de l'acide :

SO3 + H2O → H2SO4.

Mais tous les oxydes acides ne réagissent pas directement avec l’eau (SiO2…).

2.Réagir avec des oxydes basés pour former un sel :

CO2 + CaO → CaCO3

3.Réagir avec les alcalis pour former du sel et de l'eau :

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Propriétés chimiques des oxydes amphotères

Dans cette composition d'oxyde amphotère, il existe un élément qui possède des propriétés amphotères. L'amphotéricité fait référence à la capacité des composés à présenter des propriétés acides et basiques en fonction des conditions.

1.Réagir avec les acides pour former du sel et de l'eau :

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2.Ils réagissent avec des alcalis solides (lorsqu'ils sont fondus), formant à la suite de la réaction un sel - zincate de sodium et eau :

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Propriétés physiques

Liquide (SO3, Mn2O7) ; Solide (K2O, Al2O3, P2O5) ; Gazeux (CO2, NO2, SO2).

Les oxydes peuvent être obtenus par...

Interaction de substances simples (à l'exception des gaz inertes, de l'or et du platine) avec l'oxygène :

2H2 + O2 → 2H2O

2Cu + O2 → 2CuO

Lorsque les métaux alcalins (à l'exception du lithium), ainsi que le strontium et le baryum brûlent dans l'oxygène, des peroxydes et des superoxydes se forment :

2Na + O2 → Na2O2

Grillage ou combustion de composés binaires dans l'oxygène :

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

Décomposition thermique des sels :

CaCO3 → CaO + CO2

2FeSO4 → Fe2O3 + SO2 + SO3

Décomposition thermique de bases ou d'acides :

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O

Oxydation des oxydes inférieurs en oxydes supérieurs et réduction des oxydes supérieurs en oxydes inférieurs :

4FeO + O2 → 2Fe2O3

Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2

Interaction de certains métaux avec l'eau à haute température :

Zn + H2O → ZnO + H2

Interaction des sels avec les oxydes d'acide lors de la combustion du coke avec dégagement d'oxyde volatil :

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C(coke) → 3CaSiO3 + 2P+5CO

Interaction des métaux avec les acides oxydants :

Zn + 4HNO3(conc.) → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Lorsque les substances déshydratantes agissent sur les acides et les sels :

2KClO4 + H2SO4(conc) → K2SO4 + Cl2O7 + H2O

Interaction des sels d'acides faibles instables avec des acides plus forts :

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

Nomenclature des oxydes

Le mot « oxyde » suivi du nom de l’élément chimique au génitif. Lorsque plusieurs oxydes se forment, leurs noms indiquent leur état d'oxydation avec un chiffre romain entre parenthèses immédiatement après le nom. D'autres noms pour les oxydes sont souvent utilisés en fonction du nombre d'atomes d'oxygène : si l'oxyde ne contient qu'un seul atome d'oxygène, alors il est appelé monoxyde, monoxyde ou protoxyde d'azote, si deux - dioxyde ou dioxyde, si trois alors trioxyde ou trioxyde etc.