Propriétés et réactions des éléments et composés du bloc P - Session 3

Les peroxydes sont une classe de composés chimiques qui contiennent une liaison simple oxygène-oxygène. Les peroxydes ont un groupe fonctionnel R-O-O-R. R représente n'importe quel élément. L'état d'oxydation de l'oxygène dans les peroxydes est négatif. Quelques exemples de peroxydes incluent le peroxyde d’hydrogène H2O2et les peroxydes métalliques tels que le peroxyde de sodium Na2O2et du peroxyde de magnesium Mg2O2.

Le peroxyde d'hydrogène agit comme agent réducteur. Lorsque le peroxyde d’hydrogène réagit avec l’oxyde d’argent, il réduit l’oxyde d’argent en argent. L'état d'oxydation de l'argent passe de positif 1 dans l'oxyde d'argent à zéro dans l'argent. L'oxyde d'argent subit une réduction. Le peroxyde d’hydrogène agit également comme agent oxydant. Lorsque le peroxyde d’hydrogène réagit avec le sulfure de plomb, il oxyde le sulfure de plomb en sulfate de plomb. L'état d'oxydation du soufre passe de moins deux dans le sulfure de plomb à plus six dans le sulfate de plomb. Le peroxyde d'hydrogène lui-même subit une réduction en eau.

Certains éléments du bloc P présentent des états d’oxydation variables. Par exemple, l'atome de carbone a un état d'oxydation de moins quatre dans certains composés tels que le méthane CH4. C'est parce que le carbone est plus électronégatif que l'atome d'hydrogène. Le carbone présente également un état d'oxydation positif à quatre dans le dioxyde de carbone CO2. C’est parce que l’oxygène est plus électronégatif que le carbone. Le carbone dans l'acide formique a un état d'oxydation positif deux. Le carbone dans le formaldéhyde a un état d’oxydation de zéro. Le carbone dans le méthanol a un état d’oxydation de moins deux.

L'azote peut présenter une gamme d'états d'oxydation allant de moins trois dans des composés comme l'ammoniac NH3à plus cinq dans des composés comme l'acide nitrique HNO3. L’oxygène a généralement un état d’oxydation de moins deux. Par exemple dans l'eau H2Ol'oxygène a un état d'oxydation négatif deux. L'oxygène peut également présenter des états d'oxydation positifs dans certains composés. Par exemple dans le peroxyde d’hydrogène H2O2l'état d'oxydation de l'oxygène est négatif un.

Les halogènes tels que le chlore ont généralement un état d’oxydation négatif. Par exemple dans le chlorure d’hydrogène HCll'état d'oxydation du chlore est négatif. Le chlore peut également présenter un état d’oxydation positif. Par exemple, dans les oxoacides chlorés tels que l’acide perchlorique HClO4, l'état d'oxydation du chlore est positif sept. C’est parce que l’oxygène est plus électronégatif que le chlore.

Le phosphore peut présenter des états d’oxydation allant de moins trois dans des composés comme la phosphine PH3à plus cinq dans des composés comme l'acide phosphorique H3PO4. Soufre (S) - Le soufre peut présenter des états d'oxydation allant de moins deux dans des composés comme le sulfure d'hydrogène H2Sà plus six dans des composés comme l'acide sulfurique H2SO4.

Les halogénures d'hydrogène sont un groupe d'acides binaires constitués d'hydrogène et d'un atome d'halogène. Le fluor, le chlore, le brome et l’iode sont appelés halogènes. Ces halogénures d’hydrogène comprennent l’acide fluorhydrique HF, acide chlorhydrique HCl, acide bromhydrique HBret l'acide iodhydrique HI. Acide fluorhydrique HFest l'acide le plus faible parmi les halogénures d'hydrogène. Acide iodhydrique HIest l'acide le plus fort parmi les halogénures d'hydrogène.

La force acide de ces halogénures d'hydrogène augmente à mesure que nous descendons dans le tableau périodique à partir du fluorure d'hydrogène HFà l'iodure d'hydrogène HI. Au fur et à mesure que nous descendons dans le groupe, la taille de l’atome d’halogène augmente. Cela entraîne une diminution de la force de liaison entre l’hydrogène et l’atome d’halogène. Il devient donc plus facile de dissocier la liaison entre l’atome d’hydrogène et l’atome d’halogène. En conséquence, l'ion hydrogène H+ ionse libère facilement, ce qui entraîne une augmentation de la force acide.

Un autre facteur responsable de l’augmentation de la force acide du fluorure d’hydrogène à l’iodure d’hydrogène est l’électronégativité. L'électronégativité des atomes d'halogène diminue à mesure que l'on descend dans le groupe. Cela signifie que les atomes d’halogène deviennent moins efficaces pour attirer les électrons vers eux. Par conséquent, la paire d’électrons partagée dans la liaison hydrogène-halogène est moins polarisée vers l’atome d’halogène. Cela facilite la rupture de la liaison et la libération des ions hydrogène.

La stabilité de l’ion halogénure détermine également la force acide de l’halogénure d’hydrogène. Lorsqu'un halogénure d'hydrogène est dissous dans l'eau, il est dissocié en ions hydrogène et en ions halogénure. Si l’ion halogénure d’un halogénure d’hydrogène est stable, alors cet halogénure d’hydrogène est très acide. Par exemple, l’ion iodure I- ionest plus stable que l'ion chlorure Cl- ionen raison du grand côté de l'ion iodure. Cela rend l’iodure d’hydrogène plus acide que le chlorure d’hydrogène.

L'hydrolyse est une réaction chimique dans laquelle l'eau est utilisée pour décomposer un composé en composants plus petits. Les composés d'éléments du bloc p tels que le bore, le carbone, l'azote, l'oxygène, le fluor et le silicium peuvent subir des réactions d'hydrolyse. L'hydrolyse des composés p-bloc peut entraîner la formation d'acides ou de bases, selon la nature du composé. Hydrolyse du trichlorure de bore BCl3entraîne la formation d'acide borique et d'acide chlorhydrique. De la même manière, l’hydrolyse du silicium entraîne la formation d’acide silicique et d’acide chlorhydrique.

Les chlorures des éléments du groupe quinze subissent également une hydrolyse. Par exemple, l’hydrolyse du chlorure d’ammonium NH4Clentraîne la formation d'ammoniac et d'acide chlorhydrique. Le trichlorure de phosphore, lors de l'hydrolyse, forme de l'acide phosphoreux et de l'acide chlorhydrique. Les réactions d’hydrolyse peuvent être utilisées pour synthétiser de nouveaux composés et étudier les propriétés chimiques de différents éléments.

Les éléments du groupe dix-huit sont appelés gaz nobles. Ces éléments comprennent l’hélium, le néon, l’argon, le krypton, le xénon et le radon. Les gaz nobles ne sont généralement pas réactifs et ne forment pas facilement de liaisons chimiques avec d’autres éléments. Leur couche de valence est entièrement remplie d’électrons. Cependant, dans des conditions extrêmes, ils peuvent former des composés avec d’autres éléments. Parmi les gaz nobles, le xénon forme des composés stables.

Le xénon réagit avec le fluor en présence d'un catalyseur pour former du tétrafluorure de xénon. Cette réaction est hautement exothermique et le produit est un solide cristallin jaune hautement réactif. Lorsque le xénon réagit avec le gaz fluor en présence d’un agent oxydant puissant, tel que le fluorure de cobalt, il se forme de l’hexafluorure de xénon. Cette réaction est également hautement exothermique et le produit est un solide cristallin incolore. L'hexafluorure de xénon peut réagir avec l'eau pour former de l'oxyde de xénon et du fluorure d'hydrogène.

La nature amphotère fait référence à la capacité d'une espèce chimique à agir à la fois comme acide et comme base, en fonction des conditions de réaction. De nombreux éléments du bloc p présentent un comportement amphotère. Ils peuvent réagir avec les acides et les bases pour former une variété de produits. Par exemple, l’aluminium peut réagir avec un acide tel que l’acide chlorhydrique pour former du chlorure d’aluminium et de l’hydrogène gazeux. L'aluminium peut également réagir avec une base telle que l'hydroxyde de sodium pour former de l'aluminate de sodium et de l'hydrogène gazeux.

De la même manière, le soufre peut également réagir avec les acides et les bases. Le soufre réagit avec l’acide sulfurique pour former du gaz de dioxyde de soufre et de l’eau. Lorsque le soufre réagit avec une base telle que l’hydroxyde de sodium, du sulfure de sodium, du thiosulfure de sodium et de l’eau se forment.