Les oxydes et leur classification
Les oxydes : classification et réduction
Un oxyde est un corps formé d'oxygène et d'un autre élément ; on le classe en oxyde métallique ou non métallique, et on peut lui « voler » son oxygène avec un réducteur pour récupérer le métal : c'est la réduction.
Objectifs
- Définir un oxyde et écrire l'équation de sa formation.
- Classer les oxydes : métalliques (basiques), non métalliques (acides), amphotères.
- Définir l'oxydation, la réduction, l'oxydant, le réducteur et l'oxydoréduction.
- Écrire et équilibrer l'équation de réduction d'un oxyde (oxyde de cuivre, oxyde de fer) et utiliser la conservation de la masse.
1. Qu'est-ce qu'un oxyde ?
Un oxyde est un corps composé formé de l'élément oxygène et d'un autre élément. On l'obtient souvent quand un corps brûle ou réagit avec le dioxygène : on parle d'oxydation.
Exemples d'équations de formation (toutes équilibrées) :
\[\ce{2Cu + O2 -> 2CuO}\quad\text{(oxyde de cuivre II, noir)}\] \[\ce{3Fe + 2O2 -> Fe3O4}\quad\text{(oxyde magnétique de fer)}\] \[\ce{C + O2 -> CO2}\quad\text{(dioxyde de carbone)}\] \[\ce{S + O2 -> SO2}\quad\text{(dioxyde de soufre)}\]Lequel de ces corps est un oxyde ?
2. La classification des oxydes
On classe les oxydes selon l'autre élément qu'ils contiennent et selon leur comportement avec l'eau :
- Oxydes métalliques (l'autre élément est un métal) : \(\ce{CaO}\), \(\ce{Na2O}\), \(\ce{MgO}\), \(\ce{CuO}\), \(\ce{Fe2O3}\)… Ce sont en général des oxydes basiques : ceux qui se dissolvent dans l'eau donnent une solution basique (le BBT devient bleu). \[\ce{CaO + H2O -> Ca(OH)2}\qquad \ce{Na2O + H2O -> 2NaOH}\]
- Oxydes non métalliques (l'autre élément est un non-métal) : \(\ce{CO2}\), \(\ce{SO2}\), \(\ce{P4O10}\)… Ce sont en général des oxydes acides : dissous dans l'eau, ils donnent une solution acide (le BBT devient jaune). \[\ce{CO2 + H2O -> H2CO3}\qquad \ce{SO2 + H2O -> H2SO3}\]
- Oxydes amphotères : quelques oxydes de métaux, comme l'alumine \(\ce{Al2O3}\) ou l'oxyde de zinc \(\ce{ZnO}\), réagissent aussi bien avec les acides qu'avec les bases.
flowchart TD A[Les oxydes] --> B[Oxydes métalliques] A --> C[Oxydes non métalliques] B --> D[Basiques ex CaO Na2O] B --> E[Amphotères ex Al2O3 ZnO] C --> F[Acides ex CO2 SO2]
On verse quelques gouttes de BBT dans de l'eau où l'on a dissous de l'oxyde de sodium \(\ce{Na2O}\). Quelle couleur observe-t-on ?
3. La réduction d'un oxyde
Imagine l'oxygène comme un ballon que deux joueurs se disputent. Le joueur le plus « fort » (le réducteur) arrache le ballon à l'autre (l'oxyde).
- Une oxydation est un gain d'oxygène.
- Une réduction est une perte d'oxygène.
- Le réducteur est le corps qui prend l'oxygène (il est oxydé).
- L'oxydant est le corps qui cède son oxygène (il est réduit).
- Les deux se produisent toujours ensemble : on parle d'oxydoréduction.
Expérience : réduction de l'oxyde de cuivre par le carbone
On place dans un tube à essai un mélange de poudre noire d'oxyde de cuivre \(\ce{CuO}\) et de poudre de carbone \(\ce{C}\).
On chauffe fortement le tube : la réaction démarre.
Le gaz qui se dégage trouble l'eau de chaux : c'est du dioxyde de carbone \(\ce{CO2}\).
Après refroidissement, on trouve un dépôt rouge brillant de cuivre \(\ce{Cu}\) dans le tube.
Bilan :
\[\ce{2CuO + C -> 2Cu + CO2}\]L'oxyde de cuivre a perdu son oxygène : il est réduit (c'est l'oxydant). Le carbone a gagné de l'oxygène : il est oxydé (c'est le réducteur).
Exemple résolu 1 : l'aluminothermie
On fait réagir de l'oxyde de fer III \(\ce{Fe2O3}\) avec de la poudre d'aluminium \(\ce{Al}\). Il se forme du fer \(\ce{Fe}\) et de l'alumine \(\ce{Al2O3}\). Écris l'équation équilibrée et nomme l'oxydant et le réducteur.
Cherche d'abord, puis déroule les étapes.
Exemple résolu 2 : conservation de la masse
Fatou réduit \(15{,}9\ \text{g}\) d'oxyde de cuivre par \(1{,}2\ \text{g}\) de carbone ; les deux réactifs disparaissent entièrement. Elle obtient \(12{,}7\ \text{g}\) de cuivre. Quelle masse de dioxyde de carbone s'est dégagée ?
Voir la solution
Au cours d'une réaction chimique, la masse totale se conserve (loi de Lavoisier) : la masse des réactifs disparus est égale à la masse des produits formés.
\[ \begin{aligned} m(\ce{CuO}) + m(\ce{C}) &= m(\ce{Cu}) + m(\ce{CO2})\\ 15{,}9 + 1{,}2 &= 12{,}7 + m(\ce{CO2})\\ m(\ce{CO2}) &= 17{,}1 - 12{,}7 = 4{,}4\ \text{g} \end{aligned} \]Il s'est dégagé \(4{,}4\ \text{g}\) de dioxyde de carbone.
Exemple résolu 3 : le haut fourneau
Dans un haut fourneau, l'oxyde de fer III \(\ce{Fe2O3}\) est réduit par le monoxyde de carbone \(\ce{CO}\) ; il se forme du fer et du dioxyde de carbone. Équilibre l'équation.
Voir la solution
Chaque molécule de \(\ce{CO}\) prend un seul atome d'oxygène. Or \(\ce{Fe2O3}\) en contient 3 : il faut donc 3 \(\ce{CO}\), qui deviennent 3 \(\ce{CO2}\), et il se forme 2 Fe.
\[\ce{Fe2O3 + 3CO -> 2Fe + 3CO2}\]Vérification : à gauche 2 Fe, 3 C, 6 O ; à droite 2 Fe, 3 C, 6 O.
Dans la réaction \(\ce{CuO + H2 -> Cu + H2O}\), quel est le réducteur ?
Une réduction, c'est…
Erreurs fréquentes
- Appeler « oxyde » un corps qui contient plus de deux éléments, comme \(\ce{CaCO3}\).
- Confondre réducteur et oxydant : le réducteur prend l'oxygène, il est oxydé.
- Oublier d'équilibrer l'équation : il faut le même nombre d'atomes de chaque élément de part et d'autre.
- Penser qu'une oxydation peut avoir lieu seule : en oxydoréduction, une réduction l'accompagne toujours.
Récapitulatif
- Un oxyde est un corps composé d'oxygène et d'un seul autre élément.
- Oxydes métalliques : en général basiques ; oxydes non métalliques : en général acides ; \(\ce{Al2O3}\) et \(\ce{ZnO}\) sont amphotères.
- Oxydation = gain d'oxygène ; réduction = perte d'oxygène ; elles vont toujours ensemble.
- Le réducteur (carbone, aluminium, monoxyde de carbone, dihydrogène) arrache l'oxygène de l'oxyde, qui est l'oxydant.
- Exemple type : \(\ce{2CuO + C -> 2Cu + CO2}\), avec conservation de la masse.
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