Métaux :
Lorsque la plupart des métaux réagissent avec l’oxygène, ils subissent une oxydation pour former des oxydes métalliques. Ces oxydes métalliques sont généralement des composés ioniques constitués d’ions métalliques chargés positivement et d’ions oxydes chargés négativement. La réaction s’accompagne généralement d’une libération d’énergie sous forme de chaleur et/ou de lumière, indiquant un processus exothermique. Les oxydes métalliques formés peuvent avoir diverses propriétés, comme être basiques, acides, amphotères ou neutres. Exemples :
- Le sodium (Na) réagit avec l'oxygène pour former de l'oxyde de sodium (Na2O), libérant de la chaleur et de la lumière.
- Le magnésium (Mg) brûle dans l'oxygène pour former de l'oxyde de magnésium (MgO), produisant une lumière blanche et brillante.
Non-métaux :
Les non-métaux, quant à eux, réagissent avec l’oxygène pour former des oxydes non métalliques. Ces oxydes non métalliques sont généralement des composés covalents, constitués de molécules formées par le partage d'électrons entre des atomes non métalliques et des atomes d'oxygène. La réaction peut être exothermique ou endothermique. Les oxydes non métalliques présentent diverses propriétés, notamment être acides, basiques, amphotères ou neutres. Exemples :
- Le carbone (C) réagit avec l'oxygène pour former du dioxyde de carbone (CO2), un composé moléculaire covalent. Le processus de combustion libère de la chaleur et de la lumière.
- Le soufre (S) brûle dans l'oxygène pour produire du dioxyde de soufre (SO2), un gaz âcre à l'odeur suffocante.
En analysant la nature du produit formé (ionique ou covalent) et le changement d'énergie au cours de la réaction (exothermique ou endothermique), nous pouvons distinguer les métaux des non-métaux en fonction de leurs réactions avec l'oxygène.
