Leçon n° 12. Les oxydes.

 

Plan de la leçon.

 

I.                   Formation des oxydes.

 

I.1. Structure électronique  de l’ atome de l’ élément oxygène.

I.2. Structure électronique de l’ anion oxyde.

 

II.                Formation des oxydes métalliques.

 

II.1. Formation des oxydes des métaux alcalins.

II.2. Formation des oxydes des métaux alcalino-terreux.

 

II.3. Formation d’ autres oxydes métalliques.

II.3.1. Cas de l’ aluminium.

II.3.2. Cas du zinc.

 

III.             Formation des oxydes non-métalliques.

 

III.1. Cas du carbone.

III.2. Cas du soufre.

 

IV.              Les oxydes  en solution aqueuse.

 

IV.1. Oxydes des métaux.

IV.1.1. Cas des oxydes des métaux alcalins.

IV.1.2. Cas des oxydes des métaux alcalino-terreux.

 

IV.2. Oxydes des non-métaux.

IV.1.1. Cas du carbone.

IV.1.2. Cas du soufre.

 

Pré-requis :

 

Structure de l’ atome. Classification périodique des éléments chimiques. Réaction chimique. Oxydoréduction. Nombres d’ oxydation. Acides et bases. Le pH des solutions aqueuses.

 

I. Formation des oxydes.

 

I.1. Structure électronique de l’ atome de l’ élément oxygène.

 

L’ élément oxygène, de symbole O, a pour numéro atomique Z égal à 8.

 

La structure électronique, dans l’ état fondamental, de l’ atome est la suivante :

 

(K)2(L)6.

 

Au niveau de la représentation de LEWIS de l’ atome de l’ élément oxygène, on aura, pour les six électrons de la couche externe L, deux doublets électroniques, et deux électrons non appariés.

                                 -

. O .

-

L’ atome  pourra engager  deux liaisons de covalence : on dit que sa valence est égale à deux.

 

La réunion de deux atomes de l’ élément oxygène conduit à la formation d’ une molécule de dioxygène, O2.

 

I.2. Structure électronique de l’ anion oxyde, O2-.

 

En vertu de la règle dite de l’ octet, l’ atome d’ oxygène aura tendance à compléter sa couche électronique externe afin de devenir isoélectronique du gaz rare le plus proche, le néon, de symbole Ne, de numéro atomique Z = 10.

 

Le néon possède huit électrons sur sa couche externe, la couche L.

 

L’ atome d’ oxygène captera alors, au cours d’ une réaction chimique, deux électrons afin de compléter sa couche externe, la couche L, à huit électrons.

 

On aura alors :

 

O + 2 e ® O2-.

 

L’ anion obtenu, de structure électronique (K)2(L)8, est appelé anion „oxyde“.

Il porte une charge deux fois négative car, pour un total de 10 électrons, il ne compte que 8 protons, les protons du noyau de l’ atome d’ oxygène.

 

II. Formation des oxydes métalliques.

 

L’ action du dioxygène sur les métaux conduit à la formation d’ oxydes. Nous allons étudier , à partir d’ exemples, ce type de réaction.

 

II.1. Formation des oxydes des métaux alcalins.

 

Les métaux alcalins sont les métaux de la première colonne du tableau périodique des éléments chimiques, le tableau de MENDELEIEV.

 

Ces éléments chimiques sont, entre autres : le lithium, Li, le sodium, Na, le potassium, K.

 

Ces éléments chimiques possèdent des atomes qui ont la particularité de n’ avoir qu’ un seul électron sur leur couche externe.

 

Lithium, Li : (K)2(L)1.

Sodium, Na: (K)2(L)8(M)1.

 

Potassium, K: (K)2(L)8(M)8(N)1.

 

On a vu que les métaux alcalins avaient tendance à perdre très facilement leur unique électron présent sur leur couche externe pour donner des cations de charge électrique égale à + 1.

 

Lithium ®  1 e + Cation Lithium (I), Li+.

 

Li ®  1 e + Li+ .

 

(K)2(L)1 ® 1 e + (K)2.

 

 

Sodium ® 1 e + Cation Sodium (I).

 

Na ® 1 e + Na+.

 

(K)2(L)8(M)1 ® 1 e + (K)2(L)8.

 

 

Potassium ® 1 e + Cation Potassium (I).

 

K ® 1 e + K+.

 

(K)2(L)8(M)8(N)1 ® 1 e + (K)2(L)8.

 

Lorsqu’ on fait réagir, à chaud, du dioxygène, O2, en présence d’ un métal alcalin, M,  on obtient la formation d’ un cation alcalin, M+, et d’ un anion, l’ anion oxyde, O2-.

 

Le schéma général est le suivant:

 

4 M + O2 ® 2 M2O.

 

C’ est une réaction d’ oxydoréduction.

 

La demi-équation d’ oxydation est la suivante :

 

M ® M+ + 1 e.

 

La demi-équation de réduction est la suivante:

 

O2 + 4 e ® 2 O2-.

 

Comme quatre électrons sont échangés, il faut multiplier la demi-équation d’ oxydation par quatre afin de rétablir le bon nombre d’ électrons échangés.

 

Le bilan redox s’ écrit alors :

4 M + O2 ® 4 M+ + 2 O2-.

 

Entre un cation M+ et un anion oxyde, O2-, il peut se former le compose de formule ionique 2 M+ + O2-, soit, sous la forme brute, M2O.

 

On retrouve bien la réaction :

 

4 M + O2 ® 2 M2O.

 

Exemples:

 

Cas du lithium, Li.

 

4 Li + O2 ® 2 Li2O.

 

Lithium + Dioxygène ® Oxyde de lithium.

 

Cas du sodium, Na.

 

4 Na + O2 ® 2 Na2O.

 

Sodium + Dioxygène ® Oxyde de sodium.

 

Cas du potassium, K.

 

4 K + O2 ® 2 K2O.

 

Potassium + Dioxygène ® Oxyde de potassium.

 

II.2. Formation des oxydes des métaux alcalino-terreux.

 

Les métaux alcalino-terreux sont les métaux de la deuxième colonne du tableau périodique des éléments chimiques, le tableau de MENDELEIEV.

 

Ce sont, par exemple, le béryllium, Be, le magnésium, Mg, le calcium, Ca.

 

Ces éléments possèdent des atomes qui ont la particularité d’ avoir seulement deux électrons sur leur couche externe.

 

Cas du magnésium, Mg, de numéro atomique Z égal à 12.

 

(K)2(L)8(M)2.

 

Cas du calcium, Ca, de numéro atomique Z égal à 20.

 

(K)2(L)8(M)8(N)2.

 

Ces atomes des métaux alcalins ont la particularité de pouvoir perdre deux électrons pour donner des cations de charge électrique égale à deux.

 

Cas du magnésium, Mg:

 

Mg ® Mg2+ + 2 e.

 

(K)2(L)8(M)2 ® (K)2(L)8 + 2 e.

 

Cas du calcium, Ca:

 

Ca ® Ca2+ + 2 e.

 

(K)2(L)8(M)8(N)2 ® (K)2(L)8(M)8 + 2 e.

 

Lorsqu’ on fait réagir, à chaud, du dioxygène, O2, avec un métal alcalino-terreux, M, on obtient le schéma général de réaction suivant, avec formation d’ un oxyde :

 

2 M + O2 ® 2 MO.

 

C’ est une réaction d’ oxydoréduction.

 

La demi-équation d’ oxydation est la suivante :

 

M ® M2+ + 2 e.

 

La demi-équation de réduction est la suivante:

 

O2 + 4 e ® 2 O2-.

Pour que le nombre d’ électrons échangés soit identique, il faut multiplier la demi-équation d’ oxydation par deux :

 

2 M ® 2 M2+ + 4 e.

 

Le bilan redox est le suivant:

 

2 M + O2 ® 2 M2+ + 2 O2-.

 

Comme la formule de l’ oxyde obtenu est donnée par la combinaison entre un ion M2+ et un anion oxyde, O2-, on aura :

 

2 M + O2 ® 2 ( M2+ + O2-).

 

Dans le cas du magnésium on aura:

 

2 Mg + O2 ® 2 ( Mg2+ + O2-).

 

L’ oxyde obtenu est appelé « oxyde de magnésium » ou, communément “magnésie”.

 

Dans le cas du calcium on aura:

 

2 Ca + O2 ® 2 ( Ca2+ + O2-).

 

L’ oxyde obtenu est l’ oxyde de calcium, appelé aussi communément  “chaux”, ou “chaux vive”.

 

II.3. Formation d’ autres oxydes métalliques.

 

II.3.1. Cas de l’ aluminium, Al.

 

L’ aluminium, Al, a pour numéro atomique Z égal à 13.

Les atomes de l’ élément aluminium ont pour structure électronique, à l’ état fondamental :

(K)2(L)8(M)3.

L’ atome d’ aluminium peut alors perdre facilement trois électrons et donner le cation aluminium, Al3+ , isoélectronique du néon, Ne.

 

Al ® Al3+ + 3 e.

 

Lorsqu’ on fait réagir, à chaud, l’ aluminium avec le dioxygène, on obtient la réaction suivante:

 

4 Al + 3 O2 ® 2 Al2O3.

 

C’ est une réaction d’ oxydoréduction.

 

La demi-équation électronique d’ oxydation est :

 

Al ® Al3+ + 3 e.

 

La demi-équation électronique de réduction est:

 

O2 + 4 e ® 2 O2-.

De façon à équilibrer le nombre d’ électrons échangés, il faut multiplier la demi-équation d’ oxydation par quatre et la demi-équation de réduction par trois:

 

4 Al ® 4 Al3+ + 12 e.

 

3 O2 + 12 e ® 6 O2-.

 

L’ oxyde obtenu est constitué de deux cations aluminium et de trois anions oxyde :

 

2 Al3+ + 3 O2-.

Le bilan redox s’ écrit alors :

 

4 Al + 3 O2 ® 2 (2 Al3+ + 3 O2-).

 

Soit:

 

4 Al + 3 O2 ® 2 Al2O3.

 

L’ oxyde obtenu est appelé “oxyde d’ aluminium” ou, plus communément, “alumine”.

II.3.2. Cas du zinc, Zn.

 

Le zinc est un élément chimique de numéro atomique Z égal à 30.

 

Le zinc donne facilement des cations qui ont une charge électrique égale à deux.

 

Zn ® Zn2+ + 2 e.

 

Lorsqu’ on fait réagir le dioxygène avec le zinc, à chaud, on obtient un oxyde appelé « oxyde de zinc », de formule brute ZnO.

 

C’ est une réaction redox.

 

La demi-équation d’ oxydation est :

 

Zn ® Zn2+ + 2 e.

 

La demi-équation de réduction est:

 

O2 + 4 e ® 2 O2-.

Comme il faut équilibrer le nombre d’ électrons échangés, on multipliera la demi-équation d’ oxydation par deux.

 

2 Zn ® 2 Zn2+ + 4 e.

 

Bilan redox:

 

2 Zn + O2 ® 2 Zn2+ + 2 O2-.

 

Comme la formule de l’ oxyde de zinc comporte un cation zinc pour un anion oxyde, on aura:

 

2 Zn + O2 ® 2 (Zn2+ +  O2-).

 

Soit:

 

2 Zn + O2 ® 2 ZnO.

 

III. Formation des oxydes non-métalliques.

 

Le dioxygène peut réagir également avec des non-métaux comme le carbone et le soufre.

 

III.1. Cas du carbone, C.

 

Lorsqu’ on fait brûler un morceau de carbone dans  du dioxygène il se forme un gaz qui a la particularité de troubler l’ eau de chaux. Ce gaz est du dioxyde de carbone ou « gaz carbonique », de formule CO2.

 

La réaction est la suivante :

 

C + O2 ® CO2.

 

 

C’ est une réaction redox.

 

On peut voir cela avec l’ utilisation des nombres d’ oxydation.

 

Le nombre d’ oxydation de l’ élément carbone dans le composé de formule chimique C est égal à 0.

 

Le nombre d’ oxydation de l’ élément oxygène dans la molécule O2 est égal à 0.

 

Le nombre d’ oxydation global de la molécule de dioxyde de carbone est égal à 0.

 

Le nombre d’ oxydation de l’ élément oxygène dans la molécule de CO2 est égal à –II.

 

Comme il y a deux atomes de l’ élément oxygène dans la molécule, le nombre d’ oxydation global de l’ élément oxygène dans cette molécule est égal à deux fois moins deux, soit moins quatre, -IV.

 

Comme moins quatre doivent être compensés pour un bilan nul dans la molécule de CO2, on en déduit que le nombre d’ oxydation de l’ élément carbone dans la molécule CO2 est égal à plus quatre, + IV.

 

Comme il y a augmentation du nombre d’ oxydation de l’ élément carbone au cours de  la réaction chimique, il y a « oxydation ».

 

Comme il y a diminution du nombre d’ oxydation de l’ élément oxygène au cours de la réaction chimique, il y a « réduction ».

 

C’ est donc une réaction redox.

 

III.2. Cas du soufre, S.

 

Lorsqu’ on fait brûler du soufre pulvérulent, de couleur jaune, dans du dioxygène, on obtient une flamme de couleur violette et des fumées blanches, particulièrement âcres.

 

Il s’ est formé du dioxyde de soufre, de formule SO2.

 

La réaction a été la suivante :

 

S + O2 ® SO2.

 

C’ est également une réaction redox.

 

On peut voir cela avec l’ utilisation des nombres d’ oxydation.

 

Le nombre d’ oxydation de l’ élément soufre dans le composé de formule chimique S est égal à 0.

 

Le nombre d’ oxydation de l’ élément oxygène dans la molécule O2 est égal à 0.

 

Le nombre d’ oxydation global de la molécule de dioxyde de soufre est égal à 0.

 

Le nombre d’ oxydation de l’ élément oxygène dans la molécule de SO2 est égal à –II.

 

Comme il y a deux atomes de l’ élément oxygène dans la molécule, le nombre d’ oxydation global de l’ élément oxygène dans cette molécule est égal à deux fois moins deux, soit moins quatre, -IV.

 

Comme moins quatre doivent être compensés pour un bilan nul dans la molécule de SO2, on en déduit que le nombre d’ oxydation de l’ élément carbone dans la molécule SO2 est égal à plus quatre, + IV.

 

Comme il y a augmentation du nombre d’ oxydation de l’ élément soufre au cours de  la réaction chimique, il y a « oxydation ».

 

Comme il y a diminution du nombre d’ oxydation de l’ élément oxygène au cours de la réaction chimique, il y a « réduction ».

 

C’ est donc une réaction redox.

 

IV.              Les oxydes en solution aqueuse.

 

IV.1. Cas des oxydes des métaux.

 

IV.1.2. Cas des métaux alcalins.

 

Lorsqu’ on met en solution un oxyde de métal alcalin on étudie la réaction éventuelle des constituants de cet oxyde avec l’ eau solvant.

 

Action de l’ eau sur le cation alcalin, M+.

 

La réaction entre M+ et H2O existe-t-elle?

 

On ne constate pas de réaction apparente entre le cation et l’ eau.

Il faut aller voir au niveau microscopique pour se rendre compte que le cation s’ hydrate : il s’ entoure d’ un nombre de molécules d’ eau qui dépend de la structure du cation, mais aussi de la température, donc de l’ agitation thermique du milieu.

 

De façon simplifiée on dira qu’ il ne se passe rien au niveau « macroscopique », au niveau visible.

 

Action de l’ eau sur l’ anion oxyde,O2-.

 

Il se produit la réaction suivante :

 

O2- + H2O ® 2 OH-.

 

Si on plonge un papier pH dans la solution on voit que celui-ci prend une teinte correspondant à un pH basique.

 

L’ action de l’ eau sur les anions oxyde conduit à la formation d’ anions « hydroxyde » (ou oxydes hydratés), caractéristiques justement des solutions basiques (voir leçons 14 et 15).

 

Dans le cas de l’ oxyde de sodium, Na2O, on aura :

 

2 Na+ + O2- + H2O ® 2 Na+ + 2 OH-.

 

Soit:

2 Na+ + O2- + H2O ® 2 (Na+ + OH-).

 

Le composé obtenu est l’ hydroxyde de sodium, appelé aussi communément “soude”.

 

Dans le cas de l’ oxyde de potassium, K2O, on aura, de façon analogue :

 

2 K+ + O2- + H2O ® 2 K+ + 2 OH-.

 

Soit:

2 K+ + O2- + H2O ® 2 (K+ + OH-).

 

Le composé obtenu est l’ hydroxyde de potassium, appelé communément “potasse ».

 

IV.1.3. Cas des métaux alcalino-terreux.

 

Lorsqu’ on met en solution un oxyde de métal alcalino-terreux on étudie la réaction éventuelle des constituants de cet oxyde avec l’ eau solvant.

 

Action de l’ eau sur le cation alcalin, M2+.

 

La réaction entre M2+ et H2O existe-t-elle?

 

On ne constate pas de réaction apparente entre le cation et l’ eau.

Il faut aller voir au niveau microscopique pour se rendre compte que le cation s’ hydrate : il s’ entoure d’ un nombre de molécules d’ eau qui dépend de la structure du cation, mais aussi de la température, donc de l’ agitation thermique du milieu.

 

De façon simplifiée on dira qu’ il ne se passe rien au niveau « macroscopique », au niveau visible.

 

Action de l’ eau sur l’ anion oxyde,O2-.

 

Il se produit la réaction suivante :

 

O2- + H2O ® 2 OH-.

 

 

 

Dans le cas de l’ oxyde de magnésium, MgO, on aura:

 

Mg2+ + O2- + H2O ® Mg2+ + 2OH-.

 

On obtient l’ hydroxyde de magnésium.

 

La solution a des propriétés basiques.

 

Dans le cas de l’ oxyde de calcium, CaO, on obtient :

 

Ca2+ + O2- + H2O ® Ca2+ + 2OH-.

 

On obtient de l’ hydroxyde de calcium.

C’ est ce qu’ on connaît sous le nom plus commun d’ eau de chaux.

C’ est l’ eau de chaux qui se trouble au contact du dioxyde de carbone.

 

IV.2. Oxydes des non-métaux.

 

IV.2.1. Cas du carbone.

 

Lorsqu’ on met du dioxyde de carbone en solution aqueuse, on constate que la solution présente les caractéristiques d’ une solution acide.

 

Le pH est inférieur à 7.

 

Le dioxyde de carbone est un acide faible.

Il réagit avec l’ eau suivant la réaction suivante :

 

CO2 + 2 H2O = H3O+ + HCO3-.

C’ est une réaction équilibrée (voir leçons 14 et 15). Elle est très peu avancée de la gauche vers la droite : on se trouve, une fois que l’ équilibre est réalisé,  avec pratiquement tout le dioxyde de carbone initial.

Il se forme un peu d’ ions hydronium, H3O+, et d’ anions hydrogénocarbonate, plus communément appelés « bicarbonate », de formule HCO3-.

 

IV.2.1. Cas du soufre.

 

Lorsqu’ on met du dioxyde de soufre en solution aqueuse, on constate que la solution présente les caractéristiques d’ une solution acide.

 

Le pH est inférieur à 7.

 

Le dioxyde de soufre est un acide faible.

Il réagit avec l’ eau suivant la réaction suivante :

 

SO2 + 2 H2O = H3O+ + HSO3-.

 

C’ est une réaction équilibrée (voir leçons 14 et 15). Elle est très peu avancée de la gauche vers la droite : on se trouve, une fois que l’ équilibre est réalisé,  avec pratiquement tout le dioxyde de soufre initial.

Il se forme un peu d’ ions hydronium, H3O+, et d’ anions hydrogénosulfite, de formule HSO3-.

 

C’ est le dioxyde de soufre, en solution aqueuse, qui est appelé « acide sulfureux », qui est responsable des tristement célèbres « pluies acides ».

Le soufre est présent dans certaines variétés de charbon et, lorsque ce dernier brûle, il y a création simultanée de dioxyde de soufre. Ce dioxyde de soufre s’ échappant dans l’atmosphère, rencontrant au passage l’ humidité de l’ air, a produit l’ acide sulfureux qui s’est attaqué aux arbres des forêts d’ Europe centrale, dans les dernières années du siècle dernier.

 

 IV.3. Conclusion.

 

Les oxydes des divers éléments du tableau périodique peuvent donner des solutions basiques (cas des oxydes des métaux alcalins et alcalino-terreux), ou acides (cas des oxydes des non-métaux).

 

L’ étude ultérieure, plus approfondie, des propriétés des éléments chimiques permettra  de compléter ce tableau sommaire.