Oxyde 25836 31313301 2008-07-05T05:15:01Z Kwjbot 404990 robot Ajoute: [[tr:Oksit]] Un '''oxyde''' est un composé de l'oxygène avec un élément moins [[électronégatif]], c'est-à-dire tous sauf le fluor. Oxyde désigne également '''l'ion oxyde O<sup>2-</sub>'''. __TOC__ ==Description== [[Image:Star-Saphire.jpg|thumb|left|200px|Un bel exemple d'oxyde(alumine): le Star of Bombay, saphir de 182 carats (36.4 g) conservé au [[Smithsonian Institute]]]] De manière générale, on définit un '''oxyde''' comme un [[composé chimique]] composé d'[[oxygène]] avec un autre [[élément chimique]] moins [[électronégatif]]. Par exemple, la [[rouille (oxyde)|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. Beaucoup d'oxydes ont une grande importance&nbsp;: le plus important d'entre eux est l'oxyde d'hydrogène qui n'est rien d'autre que l'eau. Selon le composé associé à l'oxygène et son degré d'oxydation, l'oxyde est moléculaire (eau, dioxyde de carbone) ou cristallin avec une structure qui va d'une forte ionicité (Na<sub>2</sub>O,CaO) à des solides semiconducteurs (FeO). Les oxydes ont une structure en général cristalline, bien que certains soit [[Matière amorphe|amorphes]] (comme le [[verre]], forme amorphe de la [[silice]]). Dans les oxydes cristallisés, les liaison entre les atomes sont partiellement [[liaison ionique|ioniques]], partiellement [[liaison covalente|covalentes]] et partiellement métallique (surtout pour les degrés d'oxydation faibles des [[métal de transition|métaux de transition]]). Par simplification, on considère souvent des liaisons purement ioniques. Une propriété importante des oxydes est leur comportement vis-à-vis de l'eau. Beaucoup réagissent avec l'eau pour donner des [[acide]]s (d'autant plus forts que l'élément associé à l'oxygène est électronégatif ou fortement oxydé le cas extrême étant représenté par [[acide perchlorique|HClO<sub>4</sub>]] mais on trouve aussi [[acide sulfurique|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]]) de l'autre côté on trouve des oxydes [[base|basiques]] avec en tête les oxydes [[alcalin]]s, en particulier Na<sub>2</sub>O qui réagit avec l'eau pour donner NaOH : la [[soude caustique]] fortement basique (ne pas confondre avec la soude Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) et entre les deux on trouve les oxydes [[amphotère]]s comme CuO ou Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub> qui selon le contexte se comportent comme les oxydes acides ou comme les oxydes basiques. En [[métallurgie]] les oxydes (plus généralement des composés d'acide à base d'oxygène comme les carbonates, sulfates et autres) sont le point de départ de la production métal par [[réduction]] pour la plupart des métaux à l'exception notable du [[sodium]] préparé à partir de son [[chlorure]]. Voir [[électrochimie]] et pour plus de détails. Tous les éléments forment des oxydes avec l'oxygène à cause de l'agressivité du dioxygène qui recouvre tous les métaux d'une fine couche d'oxyde (même l'or). Le problème est de savoir si la couche formée va protéger le métal en dessous (phénomène appelé [[passivation]]) ou pas (comme par exemple le [[fer]]). Sans cette couche d'oxyde, une barre de métal coupée en deux se recollerait par simple contact. Enfin les oxydes font partie plus généralement de la famille des composés de l'oxygène au même titre que les [[peroxyde]]s, les [[superoxyde]]s et les [[ozonide]]s. ===Lien avec la notion d'[[oxydation]]=== L'origine de la notion d'oxydation est due à la grande [[électronégativité]] de l'oxygène (dépassée uniquement par le fluor) et de sa situation d'élément le plus répandu sur terre. On considère formellement que dans les composés de l'oxygène avec l'élément il y a un transfert total d'électrons entre cet élément et l'oxygène de telle sorte que celui-ci ait la charge -2e. Le nombre d'oxydation de l'élément est alors la charge du [[cation]] obtenu pour réaliser cette condition. Cette notion a été étendue par la suite. Voir l'article [[Réaction d'oxydo-réduction]] pour plus de détails. === Nomenclature des oxydes === ==== Oxydes métalliques ==== Oxyde de M (M est à remplacer par le nom de l'élément métallique) '''Exemples''' : Na<sub>2</sub>O : oxyde de sodium MgO : oxyde de magnésium. ==== Oxydes non-métalliques ==== Pour trouver le nom, il faut calculer le rapport entre le nombre d'atomes d'oxygène et le nombre d'atomes de l'élément non-métallique, mettre par la suite le préfixe correspondant au rapport obtenu : {| class=wikitable ! Rapport(O/NM) ! Préfixe |----- |----- | 1/2 | Hémi |----- | 1 | Mono |----- | 3/2 | hémitri ou sesqui |----- | 2 | di |----- | 3 | tri |----- | 7/2 | hémihept |----- | 4 | tétra |----- | 5 | pent |----- |} '''Exemples''' : Cl<sub>2</sub>O : hémioxyde de chlore. P<sub>2</sub>O<sub>3</sub> : sesquioxyde de phosphore. P<sub>2</sub>O<sub>5</sub> : hémipentoxyde de phosphore. ==Préparation== 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 chimique 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 CO<sub>2</sub>. ==Utilisations== ===En tant que matériaux=== [[Image:bristol.blue.glass.arp.750pix.jpg|thumb|right|250px|Deux exemples d'utilisation d'oxydes : Un verre (majoritairement SiO<sub>2</sub>) teinté en bleu par un ajout d'oxyde de cobalt]] Beaucoup d'oxydes ont des propriétés intéressantes comme: * semiconducteurs : FeO * supraconducteurs : Oxydes de cuivre III YBa<sub>2</sub>Cu<sub>3</sub>O<sub>7</sub> * réfractaires : CeO<sub>2</sub> (point de fusion supérieur à 3000 °C), alumine, [[oxyde de magnésium|MgO]] * colorants : TiO<sub>2</sub>, blanc pour la peinture, divers oxydes de chrome entre autres pour le verre * catalyseurs : [[alumine]] (Al<sub>2</sub>0<sub>3</sub>), zéolithes à base de SiO<sub>2</sub>, oxydes de platine. * Matériaux composites, céramique, ciments et verres : Surtout la [[silice]] SiO<sub>2</sub> dans les verres, le calcaire/La [[calcite]] CaCO<sub>3</sub> dans les ciments. * Centrales nucléaires : On utilise les combustibles sous forme d'oxydes parce qu'ils sont plus maniables sous cette forme (l'[[uranium]] réagit spontanément avec l'air au-delà d'une certaine température) ===Dans des réaction chimiques=== # Préparation de métaux : #* [[Fer]] à partir de Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> et Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub> (voir [[sidérurgie]])[[Image:Iron(III)-oxide-sample.jpg|thumb|200px|right| ''oxyde ferrique'']] #* [[Aluminium]] à partir d’[[alumine]] (Voir [[réduction électrolytique de l'aluminium]]) #* [[Hydrogène]] à partir de l’eau #* Et beaucoup d’autres métaux parmi lesquels l’[[uranium]], le [[tungstène]], le [[molybdène]], l’[[étain]], le [[titane]] (en passant par TiCl<sub>4</sub>), le [[silicium]] pour ne citer qu’eux. # Réactions en chimie organique : #* réactions d’addition d’organo-métalliques sur [[dioxyde de carbone|CO<sub>2</sub>]] ou des [[cétone]]s #* réaction avec SO<sub>3</sub> pour produire des sulfones #* réaction d’oxydation par MnO<sub>4</sub><sup>-</sup>,CrO<sub>3</sub> #* déshydratation par P<sub>2</sub>O<sub>5</sub> #* catalyse, en particulier l’alumine et les [[zéolithe]]s # En chimie minérale : #* Avec l’eau pour produire des [[oxoacide]]s comme SO<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O -> H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> #* Production de bases fortes Na<sub>2</sub>O #* Agent oxydants/transporteurs d’oxygène : oxydes d’azote, [[acide nitrique]], [[permanganate]], [[perchlorate]]s (voir [[explosif]]s) #* Agent colorant des feux d’artifices (oxydes métalliques) # En biologie : #* L’acide phosphorique à base d’oxyde de phosphore joue un rôle d’extrême importance en tant qu’élément de la structure de la molécule d’[[Acide désoxyribonucléique|ADN]] et des transporteurs d’énergie comme l’[[adénosine diphosphate|ADP]] #* On a constaté que les cellules tueuses de notre système immunitaire sécrétaient du monoxyde d’azote pour tuer leur victime. ==Aspect environnemental== Du fait de leur pouvoir oxydant, de leur réaction avec l'eau ou de leur structure certains oxydes peuvent poser des problème environnementaux listés ci-dessous : *effet de serre : dioxyde de carbone et eau. *pollution atmosphérique nocive : oxydes d'azote, oxydes de soufre. == Voir aussi == === Liens internes === * [[Conduction électrique dans les oxydes cristallins]] {{Wiktionnaire}} * [[Structures cristallines des hydroxydes oxy-hydroxydes et oxydes de fer]] * [[oxygène]] * {{portail chimie}} [[Catégorie:Électrochimie]] [[Catégorie:Oxyde]] [[Catégorie:acide]] [[Catégorie:base]] [[Catégorie:chimie analytique]] [[Catégorie:chimie inorganique]] [[Catégorie:composé de l'oxygène]] [[ar:أكسيد]] [[ast:Óxidu]] [[bg:Оксид]] [[bs:Oksidi]] [[ca:Òxid]] [[cs:Oxid]] [[da:Oxid]] [[de:Oxide]] [[el:Οξείδιο]] [[en:Oxide]] [[eo:Oksido]] [[es:Óxido]] [[et:Oksiidid]] [[fi:Oksidi]] [[gl:Óxido]] [[he:תחמוצת]] [[hr:Oksidi]] [[id:Oksida]] [[it:Ossido]] [[ja:酸化物]] [[la:Oxidum]] [[lt:Oksidas]] [[lv:Oksīds]] [[mk:Оксид]] [[nds:Oxid]] [[nl:Oxide]] [[nn:Oksid]] [[no:Oksid]] [[pl:Tlenki]] [[pt:Óxido]] [[qu:Muksi]] [[ro:Oxid]] [[ru:Оксиды]] [[sh:Oksid]] [[simple:Oxide]] [[sk:Oxid]] [[sl:Oksid]] [[sr:Оксид]] [[sv:Oxider]] [[th:ออกไซด์]] [[tr:Oksit]] [[uk:Оксид]] [[uz:Oksid]] [[vi:Ôxít]] [[zh:氧化物]]