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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.

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.

Considérons un élément chimique X de valence n. Si n est pair, son oxyde parfait sera XO_n/2. Si n est impair, son oxyde parfait sera X₂O_n.

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 C_wN_xH_yX_zO_n, c'est un oxyde parfait s'il vérifie :

${\displaystyle 2n=4w+x+y+z}$

Autrement dit, si on a : C_wN_xH_yX_zO_n → wCO₂ + 0.5xN₂O + 0.5yH₂O + 0.5zX₂O

• L'acide carbonique : H₂CO₃ → H₂O + CO₂
• Le méthanetétrol : CH₄O₄ → 2H₂O + CO₂
• Le diazènediol : N₂H₂O₂ → H₂O + N₂O

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.

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

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

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.

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.

Les oxydes parfaits minéraux complexes se décomposent en autres oxydes parfaits plus simples sous l'action de la chaleur.

• Le bicarbonate de sodium : 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂
• Le carbonate de calcium : CaCO₃ → CaO + CO₂
• L'hydroxyde de cuivre(II) : Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

La plupart des oxydes parfaits organiques se décomposent avec ou sans chaleur : ils sont instables naturellement, notamment les polyols.

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.

• Le méthanetétrol CH₄O₄ → CO₂ + H₂O
• L'oxydiméthanetriol ou éther diméthanetriolique C₂H₆O₇ → 2CO₂ + 3H₂O
• L'éther dicarbamidique C₂N₂O₅ → 2CO₂ + N₂O

Les oxydes parfaits minéraux ne sont pas naturellement instables, ils doivent être chauffés pour se décomposer.

Les oxydes parfaits minéraux forment l'essentiel (plus de 99 %) de la croûte terrestre notamment sous forme de silice SiO₂, silicates, sulfates, carbonates, phosphates, nitrates, oxydes et hydroxydes. En revanche, les oxydes parfaits organiques sont rares.

• Oxyde
• Oxygène
• Réaction d'oxydoréduction

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