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Chimie
Cours : Chimie > Chapitre 1
Leçon 3: Noms et formules des composés ioniques- Nomenclature des ions monoatomiques et des composés ioniques
- Les ions polyatomiques courants
- Ions polyatomiques
- Application : Déterminer la formule d'un composé ionique
- Déterminer la charge d'un ion monoatomique
- Nommer les composés ioniques
- Déterminer la formule d'un composé ionique
- Nomenclature des ions et des composés ioniques
Nomenclature des ions monoatomiques et des composés ioniques
Pour apprendre à nommer les ions monoatomiques et les composés ioniques contenant des ions monoatomiques, prévoir la charge d'un ion monoatomique et comprendre les formules.
Les atomes sont électriquement neutres puisqu'ils possèdent dans le noyau un nombre de protons, qui portent chacun une charge +1, égal au nombre d'électrons, porteurs chacun d'une charge -1. La charge positive totale des protons annule donc la charge négative totale apportée par les électrons pour conférer à l'atome une charge totale égale à zéro. Cependant, la plupart des atomes peuvent gagner ou perdre des électrons ; dans ce cas, le nombre d'électrons diffère du nombre de protons dans le noyaux. Il en résulte la formation d'espèces chargées appelées ions.
Cations et anions
Lorsqu'un atome neutre perd un ou plusieurs électrons, le nombre total d'électrons diminue alors que le nombre de protons dans le noyau reste le même. L'atome devient alors un cation—un ion avec une charge totale positive.
Le procédé inverse peut aussi se produire. Lorsqu'un atome neutre gagne un ou plusieurs électrons, le nombre d'électrons augmente alors que le nombre de protons dans le noyau reste le même. L'atome devient alors un anion—un ion avec une charge totale négative. On va illustrer cela en étudiant un cation et un anion très simples, ceux formés lorsque un atome d'hydrogène perd ou gagne un électron.
Note : L'hydrogène est un cas particulier puisqu'il peut former facilement à la fois des cations et des anions. La plupart des éléments ont tendance à former l'un ou l'autre. Au niveau de sa configuration électronique, comment peut-on expliquer que l'hydrogène puisse former à la fois des cations et des anions ? N'hésitez pas à répondre dans les commentaires situés en bas de l'article !
Au centre de la figure se trouve un atome neutre d'hydrogène. Il comprend un proton et un électron ; donc sa charge totale est nulle. Si l'hydrogène perd son électron, il forme le cation start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript (colonne de gauche). Le cation start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript a une charge totale égale à +1 puisqu'il n'y pas d'électron pour neutraliser la charge positive apportée par le seul proton du noyau. Dans le cas contraire d'un gain d'électron, l'hydrogène forme l'anion start text, H, end text, start superscript, minus, end superscript (colonne de droite). L'anion start text, H, end text, start superscript, minus, end superscript porte une charge totale égale à -1 puisqu'il comporte un électron de plus par rapport au nombre total de protons.
Application : Un ion possède 20 protons et 18 électrons. A quel élément appartient cet ion et quelle est sa charge totale ?
Prédire la charge des cations et des anions monoatomiques
Saviez-vous qu'il est possible d'utiliser le tableau périodique pour prévoir la charge de certains éléments lorsqu'ils sont ionisés ? C'est un outil pratique et efficace qui mérite d'être expliqué en détail. La figure suivante donne les charges usuelles des éléments des 8 groupes principaux, ou familles, du tableau périodique. Pour rappel, les groupes correspondent aux colonnes du tableau périodique, alors que les lignes sont appelées périodes. On gardera à l'esprit que les éléments portent ces charges seulement lorsqu'ils se trouvent dans un composé ionique puisque les composés covalents ne contiennent pas d'ions.
De manière générale, les éléments des groupes principaux vont avoir tendance à gagner ou perdre des électrons pour obtenir un octet complet d'électrons de valence. Pour prédire la charge d'un ion, il suffit de déterminer le nombre d'électrons qu'un élément est susceptible de perdre ou de gagner pour atteindre un octet complet. Pour cela, il faut d'abord connaître le nombre d'électrons de valence que contient l'atome neutre.
Astuce : Le nombre d'électrons de valence d'un atome neutre est égal au chiffre des start color #11accd, u, n, i, t, e, with, acute, on top, s, end color #11accd des nouveaux numéros de groupe définis par l'IUPAC.
Les éléments qui donnent des cations
Les atomes neutres d'éléments des groupes 1, 2, 13 et 14, possèdent un à quatre électrons de valence. Ils perdent généralement ces électrons pour former des ions. Le carbone est une exception car il peut aussi gagner quatre électrons pour donner l'anion start text, C, end text, start superscript, 4, minus, end superscript. L'ion formé possède moins d'électrons que de protons et donc sa charge totale est positive. La valeur de la charge est égale au nombre d'électrons perdus, c'est à dire au nombre d'électrons de valence que possède l'atome neutre.
Par exemple, quelle serait la charge d'un ion aluminium ? L'aluminium fait partie du groupe 13, ou IIIA. Le chiffre des unités du nombre 1, start color #11accd, 3, end color #11accd étant start color #11accd, 3, end color #11accd, la charge de l'ion devrait être start color #11accd, 3, end color #11accdstart color #11accd, plus, end color #11accd ce qui donne l'ion start text, A, l, end text, start superscript, 3, plus, end superscript. Cela correspond à un atome neutre d'aluminium perdant ses trois électrons de valence pour devenir l'ion start text, A, l, end text, start superscript, 3, plus, end superscript, qui possède un octet complet.
Les éléments qui forment des anions
Pour les groupes 15 à 17, la charge est généralement négative puisque ces éléments ont plus tendance à gagner des électrons qu'à en perdre. La valeur de la charge de l'ion est égale au nombre d'électrons que l'élément doit gagner pour obtenir un octet complet d'électrons de valence. Sur le plan mathématique, on calcule la valeur de la charge en soustrayant le nombre d'électrons de valence de l'atome neutre au chiffre huit. On peut aussi utiliser le tableau périodique et compter le nombre de colonnes vers la droite qui séparent l'élément de la colonne des gaz nobles, le groupe 18. Chaque colonne adjacente représente un électron à gagner pour atteindre un octet complet.
Si on suit ces consignes pour prédire la charge d'un ion provenant du soufre, élément appartenant au groupe 16, on trouve une valeur de charge égale à 8, minus, 6, equals, 2 puisque le soufre possède six électrons de valence. On peut aussi trouver le nombre d'électrons de valence grâce au numéro de groupe du soufre, dont le chiffre des unités est 6. Cela signifie qu'un atome neutre de soufre doit gagner deux électrons pour obtenir un octet complet d'électrons de valence. On peut donc prédire que la charge la plus courante d'un ion provenant du soufre sera égale à -2.
Application : Quel composé ionique est formé par réaction entre le potassium métallique et le brome liquide ?
La nomenclature des cations
On a vu qu'il était possible de prédire la charge des ions provenant de nombreux éléments usuels. On va voir maintenant la nomenclature de ces ions.
On commence par les métaux alcalins—les éléments du groupe 1 du tableau périodique. La figure ci-dessus montre que les métaux alcalins ont tendance à former des cations portant une charge +1. Parmi ces cations, on trouve start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, start text, L, i, end text, start superscript, plus, end superscript, start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript, start text, K, end text, start superscript, plus, end superscript, etc. Il n'existe pas de règle spécifique pour nommer ces cations. Par exemple, pour désigner le cation hydrogène, start text, H, end text, start superscript, plus, end superscript, on peut dire "start text, H, end text-plus" ou "ion hydrogène". De la même façon, le cation sodium, start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript, est appelé "start text, N, a, end text-plus", "sodium plus" ou plus couramment "ion sodium". Remarque : il n'est pas nécessaire de dire "un ion sodium un plus" puisqu'on sait que l'ion sodium possède normalement une charge +1.
La même logique s'applique aux autres éléments qui forment typiquement des cations d'une charge spécifique. Par exemple, les métaux alcalino-terreux du groupe 2, forment des cations portant des charges +2 : start text, B, e, end text, start superscript, 2, plus, end superscript, start text, M, g, end text, start superscript, 2, plus, end superscript, start text, C, a, end text, start superscript, 2, plus, end superscript, etc. Alors qu'on désigne souvent l'ion start text, M, g, end text, start superscript, 2, plus, end superscript par "magnésium deux plus", on peut aussi dire "ion magnésium" puisqu'on connait la valeur de la charge d'un ion magnésium.
Note : Cette section concerne principalement la nomenclature des cations seuls. Les règles de nomenclature sont légèrement différentes lorsque le cation fait partie d'un composé ionique. On abordera la nomenclature des composés ioniques dans la suite de l'article !
Les éléments qui forment plusieurs types de cations
Jusqu'à présent, on a étudié des éléments qui forment typiquement des cations d'une charge spécifique. Par exemple, les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux donnent généralement des ions de charges respectives +1 et +2. En revanche, la plupart des métaux de transition peuvent former des cations de charges différentes. C'est pourquoi il est marqué "charge variable" au dessus du bloc d du tableau périodique ci-dessus. Le fer, par exemple, donne le plus souvent des cations start text, F, e, end text, start superscript, 2, plus, end superscript et start text, F, e, end text, start superscript, 3, plus, end superscript, mais il peut aussi donner des cations de charges différentes. Dans ce cas, on dit que le fer est polyvalent, ce qui signifie littéralement "plusieurs valeurs".
Pour les métaux qui sont polyvalents, il est nécessaire de préciser la valeur de la charge portée par l'ion. Par exemple, il faut appeler start text, F, e, end text, start superscript, 2, plus, end superscript "fer deux-plus" ou "fer deux" puisque parler simplement de "ion fer" ne permet pas de savoir de quel type de cation il s'agit. La plupart des métaux de transition—les métaux du bloc d du tableau périodique—sont polyvalents. Comme ils peuvent former des cations de charges différentes, celles-ci doivent être précisées lorsqu'on nomme ces ions ainsi que les composés qui contiennent ces ions.
Pour les composés ioniques, la valeur de la charge d'un cation de métal de transition est généralement indiquée entre parenthèses et en chiffres romains après le nom du métal. C'est le cas, par exemple, du chlorure de chrome (II) qui contient start text, C, r, end text, start superscript, 2, plus, end superscript (à droite sur la photo). La nomenclature des composés ioniques contenant des cations de métaux de transition sera vue plus en détail dans un autre paragraphe.
La nomenclature des anions monoatomiques
Pour nommer des anions monoatomiques, le plus souvent, il suffit d'ajouter le suffixe -ure à la fin du nom de l'élément. Comme on peut prédire la charge des cations et des anions simples à partir du numéro de groupe de l'élément, il n'est généralement pas nécessaire de préciser la valeur de la charge d'un anion. Le tableau suivant montre comment nommer les anions de différents éléments à l'aide de ce suffixe. Il existe toutefois des exceptions et c'est notamment le cas pour l'oxygène :
| Nom de l'élement | right arrow | Nom de l'ion | Formule de l'ion |
|---|---|---|---|
| Hydrogène | Hydrure | start text, H, end text, start superscript, minus, end superscript | |
| Chlore | Chlorure | start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript | |
| Brome | Bromure | start text, B, r, end text, start superscript, minus, end superscript | |
| Iode | Iodure | start text, I, end text, start superscript, minus, end superscript | |
| Oxygène | Oxyde | start text, O, end text, start superscript, 2, minus, end superscript | |
| Soufre | Sulfure | start text, S, end text, start superscript, 2, minus, end superscript | |
| Azote | Nitrure | start text, N, end text, start superscript, 3, minus, end superscript | |
| Phosphore | Phosphure | start text, P, end text, start superscript, 3, minus, end superscript | |
| Carbone | Carbure | start text, C, end text, start superscript, 4, minus, end superscript |
Formule et nomenclature générale des composés ioniques
On a vu les règles de nomenclature des cations et des anions. On va maintenant voir comment les appliquer pour nommer des composés ioniques constitués d'ions monoatomiques. Les règles à suivre pour nommer des composés ioniques sont les suivantes :
- En français, on place toujours le nom de l'anion avant celui du cation. Toutefois, dans la formule brute, le cation apparaît toujours en premier.
- Pour nommer un cation appartenant à un composé ionique, on n'utilise jamais le mot ion ou la charge sauf si c'est un cation polyvalent. Cela signifie qu'il faut seulement nommer l'élément dont est issu l'ion (voir l'Exemple 2 ci-dessous) et ajouter la particule "de" entre le nom de l'anion et celui du cation.
- Tout composé ionique possède une charge totale nulle. Autrement dit, les cations et les anions s'assemblent toujours de façon à ce que leurs charges s'annulent.
- Le nombre de cations et d'anions dans la formule brute doit être indiqué par le plus petit dénominateur possible. Par exemple, la formule brute du chlorure de sodium est start text, N, a, C, l, end text mais pas start text, N, a, end text, start subscript, 2, end subscript, start text, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript ni un autre multiple de start text, N, a, C, l, end text, même si les charges s'annulent toujours.
On va voir d'autres exemples ci-dessous:
Exemple 1 : Trouver la formule brute à partir du nom
Quelle est la formule brute du chlorure de potassium ?
On sait que le potassium est un élément du groupe 1 et qu'il forme des ions de charge +1. Le chlorure, par définition, est un anion formé à partir d'un atome de chlore. Le chlore faisant partie du groupe 17, il forme un anion de charge -1. Comme les charges sont égales et opposées, il n'y a qu'un seul ion start text, space, K, end text, start superscript, plus, end superscript pour chaque anion start text, space, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript. La formule brute est donc start text, K, C, l, end text. On se rappelera qu'on n'utilise pas d'indice lorsque le composé comprend un seul atome ou ion du même type.
Exemple 2 : Trouver le nom à partir de la formule brute
Quel est le nom du composé ionique start text, M, g, end text, start subscript, 3, end subscript, start text, P, end text, start subscript, 2, end subscript ?
Le magnésium, start text, M, g, end text, est un élément du groupe 2 qui donne des cations de charge +2. Comme il donne généralement un seul type d'ion, il n'est pas nécéssaire de préciser sa charge. Dans le cas de ce cation, on peut simplement l'appeler magnésium. Le phosphore, start text, P, end text, est un élément du groupe 15 qui forme des anions -3. Comme c'est un anion, on ajoute le suffixe -ure à son nom pour obtenir celui de l'ion correspondant. Par conséquent, le nom du composé est phosphure de magnésium.
A vous de jouer : Noms et formules de composés ioniques
Nomenclature des composés ioniques comprenant des cations polyvalents
On a vu plus haut dans cet article que si un élément pouvait former plus d'un type de cation, il était alors nécessaire de préciser la charge du cation. La valeur de la charge d'un cation de métal de transition est généralement indiquée entre parenthèses et en chiffres romains après le nom du métal—on appelle aussi cette notation le nom systématique de l'ion. Le tableau suivant répertorie quelques ions issus de métaux polyvalents et couramment rencontrés. Le nom systématique est précisé pour tous les ions. Pour certains ions, il existe aussi un nom courant. Certains de ces noms courants sont légèrement obsolètes mais restent parfois utilisés, il est donc utile de les connaître. Pour les ions de charge moindre, on ajoute le suffixe -eux au nom de l'élément ; pour les ions de charge plus élevée, on utilise le suffixe -ique. Par exemple, le chlorure ferreux (start text, F, e, C, l, end text, start subscript, 2, end subscript) contient du start text, F, e, end text, start superscript, 2, plus, end superscript, alors que le chlorure ferrique (start text, F, e, C, l, end text, start subscript, 3, end subscript) contient l'ion start text, F, e, end text, start superscript, 3, plus, end superscript.
| Élément | Ions couramment formés | Nom systématique | Nom courant |
|---|---|---|---|
| Chrome | start text, C, r, end text, start superscript, 2, plus, end superscript | chrome (II) | chromeux |
| start text, C, r, end text, start superscript, 3, plus, end superscript | chrome (III) | chromique | |
| Cobalt | start text, C, o, end text, start superscript, 2, plus, end superscript | cobalt (II) | |
| start text, C, o, end text, start superscript, 3, plus, end superscript | cobalt (III) | ||
| Cuivre | start text, C, u, end text, start superscript, plus, end superscript | cuivre (I) | cuivreux |
| start text, C, u, end text, start superscript, 2, plus, end superscript | cuivre (II) | cuivrique | |
| Fer | start text, F, e, end text, start superscript, 2, plus, end superscript | fer (II) | ferreux |
| start text, F, e, end text, start superscript, 3, plus, end superscript | fer (III) | ferrique | |
| Plomb | start text, P, b, end text, start superscript, 2, plus, end superscript | plomb (II) | |
| start text, P, b, end text, start superscript, 4, plus, end superscript | plomb (IV) | ||
| Etain | start text, S, n, end text, start superscript, 2, plus, end superscript | étain (II) | stanneux |
| start text, S, n, end text, start superscript, 4, plus, end superscript | étain (IV) | stannique |
On va utiliser ce tableau pour nommer des composés ioniques qui contiennent des métaux polyvalents.
Exemple 3 : Nomenclature des composés contenant des cations polyvalents
Quel est le nom du composé start text, P, b, C, l, end text, start subscript, 4, end subscript ?
Quand on nomme des composés ioniques contenant des métaux de transition, on détermine d'abord la charge électrique du cation métallique. On peut déduire cette charge en calculant d'abord la charge électrique fournie par l'anion, charge que l'on connaît déjà en général.
Le chlore start text, C, l, end text, fait partie du groupe 17 des halogènes. Il forme donc un anion chlorure start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript. A partir de la formule brute start text, P, b, C, l, end text, start subscript, 4, end subscript, on sait que le composé comprend quatre ions chlorures. La charge négative totale apportée par les quatre ions chlorure est calculée de la façon suivante :
start text, C, h, a, r, g, e, space, t, o, t, a, l, e, space, d, e, s, space, a, n, i, o, n, s, end text, equals, 4, times, left parenthesisminus1, right parenthesis, equalsminus4
Pour que le composé soit électriquement neutre, le cation plomb doit être start text, P, b, end text, start superscript, 4, plus, end superscript. En effet, la charge +4 de cet ion va annuler exactement la charge totale de -4 apportée par les quatre ions chlorures.
Le nom de l'ion start text, P, b, C, l, end text, start subscript, 4, end subscript est donc chlorure de plomb (IV).
A vous de jouer : Les composés ioniques contenant des cations polyvalents
Conclusion
Un cation est un ion chargé positivement, formé lorsque un atome neutre perd un ou des électron(s) ; un anion est un ion chargé négativement, formé lorsqu'un atome neutre gagne un ou des électron(s). Il est possible de prédire la charge des ions monoatomiques usuels à l'aide des numéros de groupe du tableau périodique. Cependant, beaucoup de métaux de transition sont polyvalents, ce qui signifie qu'ils peuvent former des cations de charges différentes. Pour nommer les cations ou les composés contenant ces cations, il est nécessaire de préciser leurs charges.
Les cations et les anions s'assemblent pour former des composés ioniques. Pour nommer les composés ioniques, on écrit d'abord le nom de l'anion puis celui du cation. Toutefois, dans une formule brute, c'est le nom du cation qui est écrit en premier. Les composés ioniques doivent être électriquement neutres. Les cations et les anions doivent donc s'assembler de façon à ce que la charge totale apportée par l'ensemble des cations annule exactement celle apportée par l'ensemble des anions.
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