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Chimie

Cours : Chimie > Chapitre 4

Leçon 1: Nomenclature des composés minéraux

Ions polyatomiques

Comment nommer les composés ioniques contenant des ions polyatomiques usuels

Cet article traite des ions polyatomiques. Comme le préfixe poly- signifie "plusieurs", un ion polyatomique est un ion qui est composé de plusieurs atomes. C'est ce qui les différencie des ions monoatomiques qui ne contiennent qu'un seul atome. Parmi les ions monoatomiques, on peut citer, par exemple, start text, N, a, end text, start superscript, plus, end superscript, start text, F, e, end text, start superscript, 3, plus, end superscript, start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript ou bien d'autres. Pour bien comprendre cet article, les connaissances de base sur les ions monoatomiques, la nomenclature et l'écriture des formules des composés ioniques sont des prérequis indispensables.

L'article sur les ions monoatomiques et la nomenclature des composés ioniques permet d'en savoir plus sur ce sujet.

On trouve des ions polyatomiques partout ! La craie est constituée de carbonate de calcium, start text, C, a, C, O, end text, start subscript, 3, end subscript, qui contient à la fois des cations calcium start text, C, a, end text, start superscript, 2, plus, end superscript et des anions carbonates start text, C, O, end text, start subscript, 3, end subscript, start superscript, 2, minus, end superscript qui sont eux-mêmes des ions polyatomiques. Crédit image : Alice on Flickr, CC BY-NC-ND 2.0

Structure des ions polyatomiques

Pour aborder les ions polyatomiques, on regarde d'abord ce qui les différencie des ions monoatomiques. Un ion monoatomique est un atome qui a été ionisé, c'est-à-dire qui a gagné ou perdu des électrons. Tout ion possède une charge non nulle puisque le nombre total d'électrons n'est plus égal au nombre total de protons du noyau. Par rapport à un atome neutre, il y a soit un excédent d'électrons — dans le cas d'un anion qui est chargé négativement — soit un défaut d'électrons — dans le cas d'un cation qui est chargé positivement. Prenons l'exemple d'un atome neutre de chlore : son numéro atomique étant 17, il possède 17 protons et 17 électrons. Cet atome neutre, lorsqu'il gagne un électron supplémentaire, forme l'anion chlorure (start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript) :

space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, start color #11accd, start text, C, l, end text, end color #11accd, space, space, space, plus, space, space, space, e, start superscript, minus, end superscript, space, space, space, right arrow, space, space, space, start color #aa87ff, start text, C, l, end text, start superscript, minus, end superscript, end color #aa87ff

space, space, space, space, start color #11accd, 17, start text, e, with, \', on top, l, e, c, t, r, o, n, s, end text, end color #11accd, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, start color #aa87ff, 18, start text, e, with, \', on top, l, e, c, t, r, o, n, s, end text, end color #aa87ff
space, space, space, space, space, 17, start text, p, r, o, t, o, n, s, end text, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, space, 17, start text, p, r, o, t, o, n, s, end text

Après avoir gagné un électron, l'anion chlorure possède 17 protons et 18 électrons. Comme il y a un électron supplémentaire par rapport au nombre de protons, la charge totale de l'ion est égale à -1.

De la même façon, on peut définir un ion polyatomique comme une molécule qui se retrouve ionisée après avoir gagné ou perdu des électrons. Dans un ion polyatomique, le groupe d'atomes liés de façon covalente porte une charge non nulle puisque le nombre total d'électrons de la molécule n'est plus équivalent au nombre total de protons. Dans une structure de Lewis, la charge totale d'un ion polyatomique est égale à la somme des charges formelles de chaque atome qui le compose.

[Qu'est-ce que la charge formelle ?]

Structure de Lewis de l'ion hydroxyde. Les tirets autour de l'oxygène, start text, O, end text, représentent trois doublets non-liants et le trait entre start text, H, end text et start text, O, end text indique la présence d'une liaison covalente contenant deux électrons partagés. La charge totale de l'ion polyatomique est de -1. Elle est indiquée à l'extérieur des crochets, en haut à droite. Crédit image : Wikimedia Commons, CC BY-SA 3.0

Prenons l'exemple de l'ion polyatomique start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript, c'est à dire l'ion hydroxyde. Sa structure de Lewis est représentée ci-dessus. Elle contient un atome d'oxygène et un atome d'hydrogène. Le trait entre les deux atomes représente une liaison covalente, qui est constituée de deux électrons partagés entre start text, H, end text et start text, O, end text. Les tirets autour de start text, O, end text représentent des doublets non liants. Dans un ion hydroxyde, l'oxygène possède trois doublets non liants, soit un total de six électrons non appariés.

Pour indiquer la charge totale de l'ion hydroxyde, on écrit entre crochets sa structure de Lewis et on place sa charge à l'extérieur des crochets, en haut à droite. Ici, on voit que l'hydroxyde porte une charge -1. L'ion possède donc un électron supplémentaire par rapport au nombre total de protons qu'il y a dans l'ensemble des deux noyaux des atomes d'hydrogène et d'oxygène.

Application : Combien y a-t-il de protons et d'électrons dans l'ion hydroxyde ?

[Voir la réponse.]

Quelques ions polyatomiques courants

Les ions polyatomiques sont partout ! Les ions bicarbonates, start text, H, C, O, end text, start subscript, 3, end subscript, start superscript, minus, end superscript, participent à la régulation du pH du sang, tandis que les ions phosphates, start text, P, O, end text, start subscript, 4, end subscript, start superscript, 3, minus, end superscript, sont essentiels à de nombreux processus métaboliques. Se familiariser avec les noms, les charges et les formules des ions polyatomiques les plus courants est utile pour identifier les composés ioniques et prédire leur réactivité. Le tableau suivant liste quelques ions polyatomiques courants.

\begin{array}{c c | c c} \textbf{Formule} & \textbf{Nom} & \textbf{Formule} & \textbf{Nom}\\ \hline \text{Hg}_2^{2+} & \text{Mercure(I)} & \text{SCN}^- & \text{Thiocyanate} \\ \text{NH}_4^+ & \text{Ammonium} & \text{CO}_3^{2-} & \text{Carbonate} \\ \text{NO}_2^- & \text{Nitrite} & \text{HCO}_3^- & \text{Hydrogénocarbonate (bicarbonate*)} \\ \text{NO}_3^- & \text{Nitrate} & \text{ClO}^- & \text{Hypochlorite} \\ \text{SO}_3^{2-} & \text{Sulfite} & \text{ClO}_2^- & \text{Chlorite} \\ \text{SO}_4^{2-} & \text{Sulfate} & \text{ClO}_3^- & \text{Chlorate} \\ \text{HSO}_4^- & \text{Hydrogénosulfate (bisulfate*)} & \text{ClO}_4^- & \text{Perchlorate} \\ \text{OH}^- & \text{Hydroxyde} & \text{C}_2\text{H}_3\text{O}_2^-(\text{or CH}_3\text{COO}^{-})& \text{Acetate} \\ \text{CN}^- & \text{Cyanure} & \text{MnO}_4^- & \text{Permanganate} \\ \text{PO}_4^{3-} & \text{Phosphate} & \text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} & \text{Dichromate} \\ \text{HPO}_4^{2-} & \text{Hydrogénophosphate} & \text{CrO}_4^{2-} & \text{Chromate} \\ \text{H}_2\text{PO}_4^- & \text{Dihydrogénophosphate} & \text{O}_2^{2-} & \text{Peroxyde} \\ & & \text{C}_2\text{O}_4^{2-} & \text{Oxalate} \end{array}

* Un nom informel, mais couramment utilisé.

On utilisera les ions polyatomiques de ce tableau dans le reste de l'article !

[Comment peut-on se rappeler d'AUTANT d'ions ?!]

Noms et formules brutes de composés contenant des ions polyatomiques

Maintenant qu'on a la liste de référence des ions polyatomiques les plus courants, on va voir comment nommer et écrire la formule brute des composés qui en contiennent. Il y a deux choses à garder à l'esprit :

Lorsqu'un composé contient plus d'un ion polyatomique du même type, on écrit entre parenthèses la formule de l'ion puis on ajoute en indice le nombre d'ions de ce type présents dans le composé.
La charge totale d'un composé ionique doit être nulle, ce qui signifie que la somme des charges des cations et des anions doit être nulle. On utilise cette règle pour déterminer la formule d'un composé ionique lorsqu'on connaît le charge de l'anion et celle du cation. Cette règle est aussi utile pour déduire la charge d'un ion lorsque la formule brute du composé ionique est connue.

On applique ces règles sur quelques exemples.

Exemple 1 : Trouver la formule brute à partir du nom du composé

Quelle est la formule brute de l'hydroxyde de calcium ?

Le calcium est un métal alcalino-terreux — groupe 2 du tableau périodique — qui forme donc des ions de charge +2. Selon le tableau précédent, l'ion hydroxyde porte une charge -1 et sa formule brute est start text, O, H, end text, start superscript, minus, end superscript. On a donc besoin de deux ions hydroxyde pour annuler parfaitement la charge +2 apportée par start text, C, a, end text, start superscript, 2, plus, end superscript. Pour indiquer clairement qu'il y a deux ions hydroxyde pour chaque cation start text, C, a, end text, start superscript, 2, plus, end superscript, on écrit start text, O, H, end text entre parenthèses et on ajoute le chiffre 2 en indice. La formule brute du composé est donc start text, C, a, left parenthesis, O, H, right parenthesis, end text, start subscript, 2, end subscript.

Application : Pourquoi la formule brute start text, C, a, O, H, end text, start subscript, 2, end subscript est fausse pour l'hydroxyde de calcium ?

[Voir la réponse.]

Exemple 2 : Nomenclature des composés ioniques qui contiennent des ions polyatomiques

Quel est le nom du composé de formule brute start text, N, i, end text, start subscript, 3, end subscript, left parenthesis, start text, P, O, end text, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, start subscript, 2, end subscript ?

Pour nommer un composé ionique, il est plus facile de décomposer la formule brute en cation(s) et en anion(s). Dans ce composé, on a un cation provenant du nickel. Le nickel est un métal de transition qui peut donner divers types de cations de charges différentes. Pour donner le nom de ce composé ionique, il faut donc déterminer la charge portée par l'ion nickel dans ce composé spécifique ! Par chance, on connaît la charge de l'anion : l'ion phosphate est un ion polyatomique qui possède toujours une charge égale à -3. Comme on sait que la charge totale d'un composé ionique est toujours nulle, on peut utiliser la formule brute et la charge du phosphate pour calculer la charge de l'ion nickel :

start text, C, h, a, r, g, e, space, t, o, t, a, l, e, end text, equals, 0, equals, left parenthesis, start text, n, o, m, b, r, e, space, d, e, space, c, a, t, i, o, n, s, end text, times, start color #1fab54, start text, c, h, a, r, g, e, space, d, u, space, c, a, t, i, o, n, end text, end color #1fab54, right parenthesis, plus, left parenthesis, start text, n, o, m, b, r, e, space, d, apostrophe, a, n, i, o, n, s, end text, times, start text, c, h, a, r, g, e, space, d, e, space, l, apostrophe, a, n, i, o, n, end text, right parenthesis

On en déduit que la somme des charges des cations doit être égale à l'opposé de la somme des charges des anions.

start text, N, o, m, b, r, e, space, d, e, space, c, a, t, i, o, n, s, end text, times, start color #1fab54, start text, c, h, a, r, g, e, space, d, u, space, c, a, t, i, o, n, end text, end color #1fab54, equals, minus, 1, times, left parenthesis, start text, n, o, m, b, r, e, space, d, apostrophe, a, n, i, o, n, s, end text, times, start text, c, h, a, r, g, e, space, d, e, space, l, apostrophe, a, n, i, o, n, end text, right parenthesis

On remplace les inconnues par les valeurs données par la formule brute — c'est-à-dire le nombre de cations et d'anions — et par la valeur de la charge de l'anion. On peut alors déterminer la charge du nickel :

$\begin{aligned}\text{3}\times\greenD{\text{charge du cation}}&=-1\times (\text{2}\times{-3})=+6 \\ \\ \greenD{\text{charge du cation}}&=\dfrac{+6}{3}=+2\end{aligned}$

On identifie le cation de notre composé, c'est le nickel(II). Pour désigner le composé, on commence par le nom du cation, avec la charge entre parenthèses et en chiffres romains, et on ajoute le nom de l'anion.

Et donc, le nom du composé est le nickel(II) phosphate.

Exemple 3 : Décomposer un composé ionique en ions

De quels ions est constitué le composé ionique start text, C, a, left parenthesis, M, n, O, end text, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, start subscript, 2, end subscript ?

Préciser la formule, la charge et le nombre de chaque ion.

L'analyse de la formule brute d'un composé ionique commence par la recherche de formules d'ions familiers. Ici, on remarque la présence du permanganate start text, M, n, O, end text, start subscript, 4, end subscript, start superscript, minus, end superscript, un des ions polyatomiques listés dans le tableau ci-dessus. Le composé contient deux ions permanganate.

[Comment sait-on qu'il y a deux ions permanganate ?]

Le permanganate porte une charge -1. Dans ce composé ionique, il apporte donc une charge totale de 2, times, left parenthesis, minus, 1right parenthesis, equals, minus, 2. On sait que la charge totale d'un composé ionique doit être nulle. Par conséquent, le calcium doit être sous la forme du cation start text, C, a, end text, start superscript, 2, plus, end superscript, ce qui permet d'annuler la charge -2 apportée par les deux ions start text, M, n, O, end text, start subscript, 4, end subscript, start superscript, minus, end superscript.

Une façon de vérifier la réponse consiste à se demander si le calcium forme typiquement des cations de charge +2. Sachant que le calcium (start text, C, a, end text) est un métal du groupe 2, il a tendance à perdre deux électrons pour former des cations +2. La réponse est donc cohérente avec ce que l'on connaît de la réactivité chimique !

Le composé ionique start text, C, a, left parenthesis, M, n, O, end text, start subscript, 4, end subscript, right parenthesis, start subscript, 2, end subscript contient donc un cation start text, C, a, end text, start superscript, 2, plus, end superscript et deux anions start text, M, n, O, end text, start subscript, 4, end subscript, start superscript, minus, end superscript.

Il peut être utile de savoir décomposer un composé ionique et donner les ions qui le constituent. C'est le cas, par exemple, lorsqu'on dissout dans l'eau un composé ionique pour une réaction. De nombreux composés ioniques sont solubles dans l'eau, et une fois mis en solution, les ions qui le constituent se retrouvent dissociés. Les ions ainsi dissociés peuvent s'écarter et participer à des réactions chimiques indépendamment des autres ions du composé ionique de départ.

Conclusion

Par analogie avec un atome neutre qui peut gagner ou perdre des électrons pour former un ion, une molécule neutre peut gagner ou perdre des électrons pour donner un ion polyatomique. Un ion polyatomique est donc un groupe d'atomes liés de façon covalente et qui porte une charge non nulle puisque le nombre total d'électrons dans la molécule n'est plus équivalent au nombre total de protons. Dans une structure de Lewis d'un ion polyatomique, la somme des charges formelles de l'ensemble des atomes doit être égale à la charge totale de l'ion.

Connaître les ions polyatomiques les plus courants est utile pour identifier les composés ioniques et prédire leur réactivité. Mémoriser les formules, les charges et les noms de tous les ions polyatomiques serait toutefois une tâche colossale. Il faut savoir qu’on retrouve des motifs communs dans la nomenclature de ces ions et l’écriture de leurs formules. C’est pourquoi il est préférable d’apprendre ces motifs plutôt que de mémoriser l’ensemble de ces ions.

Bonus : Dès que vous connaîtrez les ions polyatomiques, vous pourrez jouer au jeu "Trouver l'ion polyatomique", qui consiste à chercher des exemples de composés, utilisés dans la vie courante, qui contiennent des ions polyatomiques. On a vu deux exemples dans cet article avec la levure chimique et la craie. Pouvez-vous en trouver plus ? Indice : regardez les ingrédients de votre lotion, votre shampooing ou votre dentifrice. N'hésitez pas à poster vos réponses dans les commentaires ci-dessous !

[Références]

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