4. Les fonctions chimiques

4.1 Fonction oxyde

4.1.1 Mise en équation des réactions chimiques

On prend les symboles des éléments et on les associe, en tenant compte de leur indice.

Exemples :

Soufre + dioxygène dioxyde de soufre
↔ S + O2 SO2

Magnésium + dioxygène oxyde de magnésium
↔ Mg + O2 MgO
Mais, cela ne respecte pas la loi de Lavoisier !

↔ 2 . Mg + O2 2 . MgO

4.1.2 Formation des molécules des oxydes

Rappel : si M = métal et si M’ = non-métal, alors • Oxyde métallique = MO • Oxyde non-métallique = M’O

Exemples :

Si ● est un atome d’hydrogène, alors est une molécule de dihydrogène H2

Si ● est un atome d’oxygène, alors est une molécule d’eau H2O

Si ● est un atome d’azote, alors est une molécule d’ammoniac NH3

Si ● est un atome de carbone, alors est une molécule de méthane CH4

Constatation :
Toujours de l’hydrogène, lié aux autres éléments à l’aide de valences.

Définition d’une valence :

La valence d’un atome est le nombre d’atomes d’hydrogène que cet atome peut capter.

L’atome d’hydrogène est l’atome de référence. Sa valence faut I.

Remarque : On ne connaît pas d’atomes qui puissent capter plus de 4 atomes d’hydrogène. En chimie, les molécules sont formées d’atomes attachés les uns aux autres, à l’aide de traits ou crochets, appelés valence.
Dans le Tableau Périodique, on peut trouver les valences : Famille Ia = valence I “ IIa = “ II “ IIIa = “ III “ IVa = “ IV “ Va = “ III “ VIa = “ II “ VIIa = “ I

Méthodes de formation des molécules d’oxyde :

1. Méthode de la structure

On représente une valence par un trait. Note : les valences sont ici mises en indice.

Na(I) et O(II)
↔ Na ─ O ─ Na ( Na2O

H(I) et O(II)
↔ H ─ O ─ H ( H2O

Mg(II) et O(II)
↔ Mg ═ O (