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Cours : Chimie > Chapitre 1

Leçon 3: Noms et formules 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 !

	$H^{+}$ ‍	$H$ ‍	$H^{-}$ ‍
Classification	cation	atome neutre	anion
Nombre de protons	$1$ ‍	$1$ ‍	$1$ ‍
Nombre d'électrons	$0$ ‍	$1$ ‍	$2$ ‍
Charge totale	$+$ ‍ $1$ ‍	$0$ ‍	$-$ ‍ $1$ ‍

Un atome neutre d'hydrogène $(H$ ‍, au centre) perd un électron pour former le cation hydrogène $(H^{+}$ ‍, à gauche). Lorsque l'atome neutre d'hydrogène $H$ ‍ gagne un électron, il forme l'anion $H^{-}$ ‍(à droite) appelé ion hydrure. Crédit image : source Boundless Learning, CC BY-SA 4.0.

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

H^{+}

(colonne de gauche). Le cation

H^{+}

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

H^{-}

(colonne de droite). L'anion

H^{-}

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 ?

L'ion comprend 20 protons donc l'élément en question doit être le calcium

Ca

, dont le numéro atomique est égal à 20. Les 20 protons apportent une charge totale égale à +20 et les 18 électrons apportent une charge totale égale à -18 :

\begin{aligned} Charge des protons : 20 \times (+ 1) & = 20 + \\ Charge des électrons : 18 \times (- 1) & = 18 - \\ Charge totale : (+ 20) + (- 18) & = + 2 \end{aligned}

Donc, la charge totale de l'ion est égale à +2. On écrit le symbole du cation calcium 2+ de la façon suivante :

{Ca}^{2 +}

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.

Les composés ioniques sont constitués d'ions qui sont liés entre eux par des liaisons ioniques existant entre les ions de charges opposées.

Dans un composé covalent, les électrons sont partagés dans des liaisons covalentes. Il n'y a donc pas de vrais ions portant des charges complètes. Toutefois, les éléments constituant un composé covalent peuvent posséder des états d'oxydation ou des nombres d'oxydation, ce qui correspond à une charge apparente. Le nombre d'oxydation peut être considéré comme la charge que l'élément porterait si les électrons impliqués dans une liaison covalente étaient complètement accaparés par l'atome le plus électronégatif. Pour en savoir plus sur les états d'oxydation, regardez cette vidéo sur les états d'oxydation et leur utilité.

Cela étant, il est important de préciser que la distinction entre liaison ionique et liaison covalente n'est pas toujours franche. Tous les composés ne rentrent pas dans l'une ou l'autre catégorie. Il est plus juste de penser qu'il existe un continuum entre les liaisons ioniques et covalentes, et les composés. Beaucoup de composés possèdent des liaisons qui présentent un caractère covalent partiel ou un caractère ionique partiel.

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 $u n i t é s$ ‍ 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

C^{4 -}

. 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

13

étant

3

, la charge de l'ion devrait être

3

+

ce qui donne l'ion

{Al}^{3 +}

. Cela correspond à un atome neutre d'aluminium perdant ses trois électrons de valence pour devenir l'ion

{Al}^{3 +}

, qui possède un octet complet.

Et oui ! Quand on parle d'un atome qui perd ou gagne des électrons dans le but d'atteindre un octet complet, on peut y voir une analogie avec un atome qui perd ou gagne des électrons pour atteindre la même configuration électronique que le gaz noble le plus proche.

Dans cet exemple, l'ion

{Al}^{3 +}

possède la même configuration électronique que le gaz noble néon,

Ne

. Ils ont tous deux la configuration électronique suivante :

${1s}^{2} {2s}^{2} {2p}^{6}$ ‍

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 - 6 = 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 ?

Le potassium métallique est un métal alcalin du groupe 1. Il forme donc généralement des cations porteurs d'une charge +1, c'est à dire

K^{+}

Le brome est un halogène appartenant au groupe 17. Il forme couramment des anions porteurs d'une charge -1, à savoir

{Br}^{-}

Comme les charges de ces ions sont égales et opposées, elles vont s'assembler en un rapport 1 pour 1 de manière à s'annuler exactement. Par conséquent, le composé ionique formé sera

KBr

, c'est à dire le bromure de potassium.

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

H^{+}

{Li}^{+}

{Na}^{+}

K^{+}

, etc. Il n'existe pas de règle spécifique pour nommer ces cations. Par exemple, pour désigner le cation hydrogène,

H^{+}

, on peut dire "

H

-plus" ou "ion hydrogène". De la même façon, le cation sodium,

{Na}^{+}

, est appelé "

Na

-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 :

{Be}^{2 +}

{Mg}^{2 +}

{Ca}^{2 +}

, etc. Alors qu'on désigne souvent l'ion

{Mg}^{2 +}

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

{Fe}^{2 +}

{Fe}^{3 +}

, 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".

Le chrome forme habituellement des ions ${Cr}^{2 +}$ ‍ et ${Cr}^{3 +}$ ‍. Le chlorure de chrome (II), à gauche, est un solide gris-vert qui présente des propriétés et une réactivité très différentes de celles du chlorure de chrome (III), le solide violet vif à droite. Il est donc très important de préciser de quel composé on parle ! Crédit image : Maria Sanford

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

{Fe}^{2 +}

"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

{Cr}^{2 +}

(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	Nom de l'ion	Formule de l'ion
Hydrogène	Hydrure	$H^{-}$ ‍
Chlore	Chlorure	${Cl}^{-}$ ‍
Brome	Bromure	${Br}^{-}$ ‍
Iode	Iodure	$I^{-}$ ‍
Oxygène	Oxyde	$O^{2 -}$ ‍
Soufre	Sulfure	$S^{2 -}$ ‍
Azote	Nitrure	$N^{3 -}$ ‍
Phosphore	Phosphure	$P^{3 -}$ ‍
Carbone	Carbure	$C^{4 -}$ ‍

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 $NaCl$ ‍ mais pas ${Na}_{2} {Cl}_{2}$ ‍ ni un autre multiple de $NaCl$ ‍, 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

K^{+}

pour chaque anion

{Cl}^{-}

. La formule brute est donc

KCl

. 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 ${Mg}_{3} P_{2}$ ‍ ?

Le magnésium,

Mg

, 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,

P

, 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.

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 (

{FeCl}_{2}

) contient du

{Fe}^{2 +}

, alors que le chlorure ferrique (

{FeCl}_{3}

) contient l'ion

{Fe}^{3 +}

Élément	Ions couramment formés	Nom systématique	Nom courant
Chrome	${Cr}^{2 +}$ ‍	chrome (II)	chromeux
	${Cr}^{3 +}$ ‍	chrome (III)	chromique
Cobalt	${Co}^{2 +}$ ‍	cobalt (II)
	${Co}^{3 +}$ ‍	cobalt (III)
Cuivre	${Cu}^{+}$ ‍	cuivre (I)	cuivreux
	${Cu}^{2 +}$ ‍	cuivre (II)	cuivrique
Fer	${Fe}^{2 +}$ ‍	fer (II)	ferreux
	${Fe}^{3 +}$ ‍	fer (III)	ferrique
Plomb	${Pb}^{2 +}$ ‍	plomb (II)
	${Pb}^{4 +}$ ‍	plomb (IV)
Etain	${Sn}^{2 +}$ ‍	étain (II)	stanneux
	${Sn}^{4 +}$ ‍	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 ${PbCl}_{4}$ ‍ ?

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

Cl

, fait partie du groupe 17 des halogènes. Il forme donc un anion chlorure

{Cl}^{-}

. A partir de la formule brute

{PbCl}_{4}

, 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 :

$Charge totale des anions = 4 \times ($ ‍ $-$ ‍ $1) =$ ‍ $-$ ‍4

Pour que le composé soit électriquement neutre, le cation plomb doit être

{Pb}^{4 +}

. 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

{PbCl}_{4}

est donc chlorure de plomb (IV).

A vous de jouer : Les composés ioniques contenant des cations polyvalents

Quel est le nom du composé ${Co}_{2} S_{3}$ ‍ ?

L'anion dans le composé est

S^{2 -}

et est appelé sulfure. D'après la formule brute, il y a trois ions sulfure dans ce composé. Par conséquent, la charge totale apportée par ces trois ions sulfure est égale à -6 :

3 \times (- 2

) = - 6

Pour que ce composé soit électriquement neutre, le charge totale pour les deux cations

Co

doit être égale à +6. L'ion cobalt doit donc être le cobalt (III), ou

{Co}^{3 +}

, puisque la charge totale des ions cobalt va annuler celle des anions :

2 \times (+ 3) = + 6

La bonne réponse est donc le sulfure de cobalt (III).

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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