Réaction des oxydes

 

1. Réaction des oxydes avec l’eau

1. Oxydes métalliques + eau → base (hydroxyde)

 Réaction souvent basique

Exemples :

• CaO + H₂O → Ca(OH)₂
  
  

• Na₂O + H₂O → 2 NaOH

 Solution basique (pH > 7)

Certains oxydes métalliques ne réagissent pas avec l’eau (ex. CuO, Fe₂O₃).

2. Oxydes non métalliques + eau → acide

 Réaction acide

Exemples :

• CO₂ + H₂O → H₂CO₃ (acide carbonique)
  
  

• SO₂ + H₂O → H₂SO₃
  
  

• SO₃ + H₂O → H₂SO₄
  
  

Solution acide (pH < 7)

2. Réaction des oxydes avec les acides ou les bases

1. Oxyde métallique + acide → sel + eau

Exemple :

• CuO + 2 HCl → CuCl₂ + H₂O
  
  

• MgO + 2 HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂O
  
  

Réaction de neutralisation

2. Oxyde non métallique + base → sel + eau

Exemple :

• CO₂ + 2 NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
  
  

• SO₂ + 2 NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

3. Oxydes amphotères

Peuvent réagir avec un acide ou une base

Exemples :

• Al₂O₃
  
  

• ZnO
  
  

Avec un acide :

• Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O
  
  

Avec une base :

• Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O → 2 Na[Al(OH)₄]

 Tableau récapitulatif

Type d’oxyde	Avec l’eau	Avec acide	Avec base
Oxyde métallique	base	sel + l’eau	X
Oxyde non métallique	acide	X	sel + l’eau
Oxyde amphotère	X	sel + l’eau	sel + l’eau

Production des oxydes

           1. Production des oxydes métalliques

             Les métaux réagissent avec le dioxygène lors d’une combustion ou d’une oxydation.

              Métal + O₂ → Oxyde métallique

              Exemples :

        2Mg+O2→2MgO(oxyde de magnésium)  

        4Fe+3O2→Fe2O3 (oxyde de fer(III), rouille)    

        2Cu+O2→2CuO  ________________________

         Ces oxydes sont souvent solides et basiques.

           2. Production des oxydes non métalliques

             Les non-métaux brûlent dans le dioxygène pour former des oxydes acides.

            Non-métal + O₂ → Oxyde non métallique

            Exemples :

               C+O2→CO2 (dioxyde de carbone)

               S+O2→SO2  __________________​

               4P+5O2→2P2O5_________________​

              Ces oxydes sont souvent gazeux et réagissent avec l’eau pour former des acides.

           3. Production d’oxydes toxiques (combustion incomplète)

         Quand il manque de dioxygène, la combustion est incomplète.

          Exemple :

• 2C+O2→2CO (monoxyde de carbone, très toxique)

4. Décomposition thermique des sels et des hydroxydes
Certains sels se décomposent quand on les chauffe fortement.
a) Carbonates
Carbonate → Oxyde métallique + CO₂
Exemples : 

• CaCO3→CaO+CO2 ​

• ZnCO3→ZnO+CO2​

• b) Nitrates

• Nitrates des métaux alcalins (Na, K) → ne se décomposent pas facilement

• Autres nitrates → oxyde métallique + NO₂ + O₂

• Exemple :

• 2Cu(NO3)2→2CuO+4NO2+O2

• c) Hydroxydes
  Hydroxyde → Oxyde métallique + H₂O
  Exemple : 

• Ca(OH)2→CaO+H2O