- Oxyde parfait
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Un oxyde parfait est un composé chimique contenant l'élément oxygène ne réagissant pas avec le dioxygène dans des réactions de combustion. L'oxyde parfait d'un élément chimique est l'oxyde dérivé de cet élément possédant la plus faible réactivité.
Sommaire
Généralités
Oxydes parfaits simples
Oxydes parfaits de référence
Sont appelés oxydes parfaits de référence les oxydes parfaits des éléments les plus couramment trouvés en chimie, tels que l'azote, le carbone, l'hydrogène et le chlore. Ces oxydes parfaits servent à identifier les oxydes parfaits complexes.
Élément Corps simple Oxyde parfait azote N2 N2O carbone C CO2 hydrogène H2 H2O chlore Cl2 Cl2O Cas général
Considérons un élément chimique X de valence n. Si n est pair, son oxyde parfait sera XOn/2. Si n est impair, sont oxyde parfait sera X2On.
Exemples d'oxydes parfaits simples
Élément Corps simple Cation Oxyde parfait azote N2 / N2O carbone C C4+ CO2 hydrogène H2 H+ H2O chlore Cl2 / Cl2O sodium Na Na+ Na2O calcium Ca Ca2+ CaO cuivre Cu Cu2+ CuO aluminium Al Al3+ Al2O3 Oxydes parfaits complexes
Cas général
Un composé chimique est un oxyde parfait complexe si on peut le décomposer en oxydes parfaits simples. Si on considère un composé organique de formule CwNxHyXzOn, c'est un oxyde parfait s'il vérifie :
2n = 4w + x + y + z
Autrement dit, si on a : CwNxHyXzOn —> wCO2 + 0.5xN2O + 0.5yH2O + 0.5zX2O
Exemples
- L'acide carbonique H2CO3 —> H2O + CO2
- Le méthanetétrol CH4O4 —> 2H2O + CO2
- Le diazénediol N2H2O2 —> H2O + N2O
Hydroxydes parfaits
Un hydroxyde parfait nait de la réaction d'un oxyde parfait métallique (ou non) avec l'eau. Pour un élément X de valence n, l'hydroxyde parfait sera X(OH)n.
Exemples d'hydroxydes parfaits non métalliques
On peut citer comme hydroxydes parfaits non métalliques :
- L'acide carbonique H2CO3 —> CO2 + H2O
- L'acide sulfureux H2SO3 —> SO2 + H2O
- L'acide hypochloreux 2HClO —> Cl2O + H2O
Exemples d'hydroxydes parfaits métalliques
On peut dire que n'importe quel cation dérivé d'un métal de valence n (Mn+) donnera un hydroxyde parfait de formule M(OH)n, l'ion hydroxyde étant monovalent. Par exemple :
- L'hydroxyde de fer II Fe(OH)2[1]
- L'hydroxyde de cuivre II Cu(OH)2
- L'hydroxyde d'aluminium Al(OH)3
Cas particuliers
Acides carboxyliques
Même s'ils ne respectent pas la règle des oxydes parfaits organiques complexes, les acides carboxyliques les plus courts (acide formique, acide acétique) peuvent être considérés comme des oxydes parfaits car le groupe carboxyle n'est pas oxydable par le dioxygène contrairement aux alcools et aux aldéhydes.
Métaux polyvalents
Certains métaux comme le fer sont polyvalents. Ils peuvent alors avoir plusieurs oxydes parfaits : pour le fer, on en a deux : l'oxyde ferreux et l'oxyde ferrique. Ils ont alors plusieurs hydroxydes parfaits.
Propriétés
Décomposition par la chaleur
Cas général
Les oxydes parfaits minéraux complexes se décomposent en autres oxydes parfaits plus simples sous l'action de la chaleur.
Exemples
- Le bicarbonate de soude 2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2
- Le carbonate de calcium CaCO3 → CaO + CO2
- L'hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH)2 → H2O + CuO
Exceptions
La plupart des oxydes parfaits organiques ne se décomposent pas à la chaleur : ils sont instables naturellement, notamment les polyols.
Instabilité
Cas général
La plupart des oxydes parfaits organiques sont instables comme le méthanetétrol (et les autres polyols et polyperols) qui se décompose en dioxyde de carbone et en eau.
Exemples
- Le méthanetétrol CH4O4 → CO2 + H2O
- L'oxydiméthanetriol ou éther diméthanetriolique C2H6O7 → 2CO2 + 3H2O
- L'éther dicarbamidique C2N2O5 → 2CO2 + N2O
Exceptions
Les oxydes parfaits minéraux ne sont pas naturellement instable, ils doivent être chauffés pour se décomposer.
Diffusion
Les oxydes parfaits minéraux forment l'essentiel de la croute terrestre notamment sous forme de silice SiO2. En revanche, les oxydes parfaits organiques sont rares.
Articles connexes
Notes et références
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