Six oxydes de terres rares (dans le sens des aiguilles d'une montre à partir d'en haut à gauche) : gadolinium, praséodyme, cérium, lanthane, néodyme et samarium.

Un oxyde^[1],[2] est un composé de l'oxygène avec un élément moins électronégatif que lui, c'est-à-dire tous sauf le fluor^{[alpha 1]} et lui-même. Le terme « oxyde » désigne également l'ion oxyde O²⁻.

Un oxyde contenant une proportion d'oxygène moins élevée ou plus élevée qu'un oxyde normal est appelé respectivement sous-oxyde^[3] ou peroxyde^[4],[5],[6].

Description

Exemple d'oxyde, l'alumine : le Star of Bombay, un saphir de 182 carats (36,4 g) conservé au Smithsonian Institute.

De manière générale, on définit un oxyde comme un composé chimique constitué d'oxygène avec un autre élément chimique moins électronégatif que lui.

Par exemple, la rouille est de l'oxyde de fer et le corindon est de l'oxyde d'aluminium. La plupart des minéraux connus sur Terre sont en fait des oxydes et ils sont très répandus dans l'univers. Beaucoup d'oxydes ont une grande importance : le plus important d'entre eux est le monoxyde de dihydrogène, H₂O, qui n'est 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 varie d'une forte ionicité (Na₂O, CaO) à des solides semi-conducteurs (FeO).

Les oxydes ont une structure, en général, cristalline, bien que certains soient amorphes (comme le verre, forme amorphe du dioxyde de silicium). Dans les oxydes cristallisés, les liaisons entre les atomes sont partiellement ioniques, partiellement covalentes et partiellement métalliques (surtout pour les degrés d'oxydation faibles des 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 acides (d'autant plus forts que l'élément associé à l'oxygène est électronégatif ou fortement oxydé, le cas extrême étant représenté par l'acide perchlorique HClO₄ mais on trouve aussi l'acide sulfurique H₂SO₄), de l'autre côté on trouve des oxydes basiques avec en tête les oxydes alcalins, en particulier Na₂O qui réagit avec l'eau pour donner NaOH : la soude caustique fortement basique (ne pas confondre avec la soude Na₂CO₃) et, entre les deux, on trouve les oxydes amphotères comme CuO ou Al₂O₃ 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 de métal par réduction pour la plupart des métaux à l'exception notable du sodium préparé à partir de son chlorure. Voir électrochimie pour plus de détails.

Presque tous les métaux forment des oxydes au contact du dioxygène^{[alpha 2]}. Du fait de son agressivité, le dioxygène les recouvre d'une fine couche d'oxyde. Cette couverture peut avoir pour effet de protéger le métal sous-jacent et on parle alors de passivation, ou au contraire représenter une vulnérabilité comme dans le cas du fer.

Enfin les oxydes font partie plus généralement de la famille des composés de l'oxygène au même titre que les peroxydes, les superoxydes et les ozonures.

Préparation

À 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 chimiques servent plus souvent à séparer les métaux dans les oxydes multiples qu'à 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 peut 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 CO₂.

Utilisations

En tant que matériaux

Deux exemples d'utilisation d'oxydes : un verre (majoritairement SiO₂) teinté en bleu par ajout d'oxyde de cobalt.

Beaucoup d'oxydes ont des propriétés intéressantes comme :

• semi-conducteurs : oxyde de fer(II) (FeO) ;
• supraconducteurs : oxydes mixte de baryum, de cuivre et d'yttrium (YBa₂Cu₃O_7-δ) ;
• réfractaires : oxyde de cérium(IV) (CeO₂ ; point de fusion de 2 400 °C), alumine (Al₂O₃), oxyde de magnésium (MgO) ;
• colorants : dioxyde de titane (TiO₂), blanc pour la peinture, divers oxydes de chrome entre autres pour le verre ;
• catalyseurs : alumine, zéolithes à base de silice SiO₂, oxydes de platine (catalyseur d'Adams, etc.) ;
• matériaux composites, céramique, ciments et verres : surtout la silice dans les verres, le calcaire ou la calcite (CaCO₃) dans les ciments ;
• combustibles dans les centrales nucléaires (sous forme d'oxydes parce qu'ils sont plus maniables sous cette forme, l'uranium réagissant spontanément avec l'air au-delà d'une certaine température).

Aspect environnemental

Du fait de leur pouvoir oxydant, de leur réaction avec l'eau ou de leur structure, certains oxydes peuvent poser des problèmes environnementaux, dont :

• l'effet de serre : dioxyde de carbone et eau ;
• la pollution atmosphérique nocive : oxydes d'azote, oxydes de soufre ;
• la pollution des eaux (rejets miniers acides, contamination par des nitrates).

Notes et références

Voir aussi