Nomenclature des composés chimiques : composés ioniques, moléculaires, acides et hydrates

Choisir le système de nomenclature d'après la formule

Regardez ce que contient la formule avant d'essayer de la nommer. Les composés ioniques sont maintenus par des charges ; leurs noms indiquent donc les ions et laissent le dénombrement à l'équilibre des charges. Les composés moléculaires n'ont pas de charges ioniques à équilibrer ; leurs noms doivent donc indiquer le nombre de chaque atome avec des préfixes grecs. Les acides ont leurs propres noms parce qu'ils sont nommés d'après leur comportement dans l'eau.

Passez chaque formule dans la liste de contrôle ci-dessous, dans l'ordre, et arrêtez-vous à la première correspondance.

• Formule suivie d'un point et d'eau, comme ·5H₂O : un hydrate. Nommez le composé, puis ajoutez le terme d'hydrate.
• Formule qui commence par H et est écrite en solution aqueuse, (aq) : un acide.
• Un métal, ou l'ion ammonium NH₄⁺, combiné à des non-métaux : un composé ionique.
• Uniquement des non-métaux, sans ammonium : un composé moléculaire nommé avec des préfixes.

Noms ioniques et nombres de Stock pour les charges variables

En français, on nomme l'anion en premier, puis le cation (chlorure de sodium). Un cation monoatomique garde le nom de l'élément (sodium, calcium), et un anion monoatomique prend la racine du nom de l'élément plus -ure (chlorure, nitrure), l'oxygène donnant oxyde. Les noms ioniques n'utilisent jamais de préfixes comme di- ou tri- pour compter les ions ; les indices découlent des charges, et les indiquer serait redondant.

De nombreux métaux, en particulier les métaux de transition, l'étain et le plomb, forment plus d'un cation. Pour ceux-là, le système de Stock place le nombre d'oxydation du métal, qui est égal à sa charge pour un cation monoatomique, en chiffres romains entre parenthèses : fer(II) est Fe²⁺ et fer(III) est Fe³⁺. Les métaux qui n'ont qu'une seule charge courante ne reçoivent pas de chiffre romain : les métaux du groupe 1 (+1), les métaux du groupe 2 (+2), l'aluminium (+3), le zinc (+2) et l'argent (+1).

Exemple résolu : nommer Co₃(PO₄)₂. Le phosphate est PO₄³⁻, donc deux phosphates portent 2 × (−3) = −6. Les trois ions cobalt doivent totaliser +6, donc chacun vaut +6 ÷ 3 = +2. Le nom est phosphate de cobalt(II). Notez que le chiffre romain est la charge d'un seul ion, et non l'indice.

Exemple résolu inverse : écrire la formule du sulfure d'étain(IV). L'étain(IV) est Sn⁴⁺ et le sulfure est S²⁻. Le plus petit rapport entier qui équilibre la charge est un Sn⁴⁺ pour deux S²⁻, puisque +4 + 2(−2) = 0. La formule est SnS₂.

Ions polyatomiques et schéma -ate/-ite

Un ion polyatomique est un groupe d'atomes liés par covalence qui porte une charge globale. Il garde son nom et sa formule comme unité à l'intérieur d'un composé ionique. Quand une formule exige plus d'un exemplaire d'un ion polyatomique, mettez-le entre parenthèses avant l'indice : le nitrate de calcium est Ca(NO₃)₂, et non CaNO₃₂.

De nombreux oxyanions forment des familles. L'ion en -ate a un oxygène de plus que l'ion en -ite de même charge : le sulfate est SO₄²⁻ et le sulfite est SO₃²⁻. Pour la famille du chlore, per- ajoute un oxygène de plus que -ate, et hypo- en retire un de plus que -ite. Ajouter H⁺ à un anion rend sa charge moins négative d'une unité et ajoute « hydrogéno » au nom. La liste ci-dessous couvre les ions que la plupart des cours de chimie générale attendent que vous connaissiez.

• Ammonium NH₄⁺, hydroxyde OH⁻, cyanure CN⁻, peroxyde O₂²⁻, acétate CH₃COO⁻.
• Nitrate NO₃⁻, nitrite NO₂⁻ ; sulfate SO₄²⁻, sulfite SO₃²⁻, hydrogénosulfate HSO₄⁻.
• Carbonate CO₃²⁻, hydrogénocarbonate HCO₃⁻ ; phosphate PO₄³⁻, hydrogénophosphate HPO₄²⁻, dihydrogénophosphate H₂PO₄⁻.
• Perchlorate ClO₄⁻, chlorate ClO₃⁻, chlorite ClO₂⁻, hypochlorite ClO⁻ (les oxyanions du brome et de l'iode se nomment de la même façon).
• Permanganate MnO₄⁻, chromate CrO₄²⁻, dichromate Cr₂O₇²⁻.

Préfixes pour les composés moléculaires binaires

Pour un composé de deux non-métaux, le nom commence par l'élément situé le plus à droite dans le tableau périodique (le plus électronégatif), qui prend la terminaison -ure, suivi de « de » et du nom de l'élément le plus à gauche ; si les deux sont dans le même groupe, c'est le plus haut qui prend la terminaison -ure. Les noms traditionnels de certains composés de l'oxygène avec le chlore, le brome et l'iode rompent ce schéma en nommant l'halogène en dernier, comme dans le monoxyde de dichlore, Cl₂O ; les recommandations IUPAC de 2005 suppriment cette exception et nomment le même composé dichlorure d'oxygène, OCl₂.

Des préfixes grecs donnent le nombre de chaque atome : mono- (1), di- (2), tri- (3), tétra- (4), penta- (5), hexa- (6), hepta- (7), octa- (8), nona- (9) et déca- (10). Mono- n'est jamais utilisé devant le nom du dernier élément. La plupart des manuels suppriment le a ou le o final d'un préfixe devant oxyde, ce qui donne monoxyde et pentoxyde ; les recommandations IUPAC de 2005 conservent la voyelle sauf dans monoxyde, d'où des noms comme pentaoxyde de diazote.

Exemple résolu : nommer P₄S₁₀. Les deux éléments sont des non-métaux ; on utilise donc des préfixes. Le soufre est le plus électronégatif et vient en premier : il reçoit déca- et la terminaison -ure : décasulfure. Le phosphore est nommé ensuite : tétraphosphore. Le nom est décasulfure de tétraphosphore. Dans l'autre sens, le trioxyde de diazote est N₂O₃. Certains composés moléculaires ne sont connus presque que par leurs noms courants, comme l'eau, l'ammoniac et le méthane.

Noms des acides d'après leurs anions

Le nom d'un acide dérive de l'anion qui reste une fois les ions hydrogène retirés. Si l'anion se termine par -ure, l'acide est nommé acide + hydro- + racine + -ique : HBr(aq) est l'acide bromhydrique. Sans eau, HBr est un gaz moléculaire nommé bromure d'hydrogène ; le nom d'acide décrit la solution aqueuse.

Pour les oxacides, changez -ate en -ique et -ite en -eux, et gardez tout préfixe per- ou hypo-. Les noms d'oxacides ne prennent jamais le préfixe hydro-. Le nitrate donne l'acide nitrique, HNO₃ ; le nitrite donne l'acide nitreux, HNO₂ ; le sulfate donne l'acide sulfurique, H₂SO₄ ; le phosphate donne l'acide phosphorique, H₃PO₄.

Exemple résolu : nommer HIO₃ et écrire la formule de l'acide hypobromeux. Retirer H⁺ de HIO₃ laisse IO₃⁻, l'iodate, par analogie avec le chlorate. La terminaison -ate devient -ique ; l'acide est donc l'acide iodique. Pour l'acide hypobromeux, la terminaison -eux et le préfixe hypo- renvoient à l'hypobromite, BrO⁻. Un H⁺ équilibre une charge négative, donc la formule est HBrO.

Hydrates : noms, formules et pourcentage d'eau

Un hydrate est un solide, généralement un composé ionique, dont le cristal incorpore des molécules d'eau dans un rapport fixe. La formule montre l'eau après un point centré, et le nom ajoute un préfixe au mot hydraté : CoCl₂·6H₂O est le chlorure de cobalt(II) hexahydraté. Chauffer un hydrate peut chasser l'eau et laisser le composé anhydre.

Exemple résolu : pourcentage d'eau dans CoCl₂·6H₂O. Utilisez les masses atomiques standard de l'IUPAC arrondies à deux décimales : Co 58.93, Cl 35.45, H 1.01 et O 16.00 g/mol. La masse molaire de CoCl₂ est 58.93 + 2(35.45) = 129.83 g/mol. L'eau vaut 2(1.01) + 16.00 = 18.02 g/mol, donc six molécules d'eau font 6 × 18.02 = 108.12 g/mol. La masse molaire de l'hydrate est 129.83 + 108.12 = 237.95 g/mol, et le pourcentage massique d'eau est (108.12 ÷ 237.95) × 100 % = 45.44 %.

Le même rapport prédit ce que le chauffage doit laisser. Si 3.500 g de l'hydrate perdent toute leur eau, le CoCl₂ anhydre restant est 3.500 g × (129.83 ÷ 237.95) = 1.910 g, et l'eau chassée est 3.500 g − 1.910 g = 1.590 g. Quatre chiffres significatifs sont justifiés parce que la masse de l'échantillon et chaque masse molaire en comptent au moins quatre.

Erreurs de nomenclature qui changent la formule

Un nom erroné désigne une mauvaise substance ; traitez donc chaque nom comme une formule que vous pouvez vérifier. Après avoir nommé un composé ionique, reconstruisez la formule à partir de votre nom et confirmez que les charges positives et négatives totalisent zéro. Après avoir nommé un composé moléculaire, confirmez que chaque préfixe correspond à un indice.

Les erreurs suivantes sont celles à chercher en premier.

• Utiliser des préfixes dans les noms ioniques, par exemple appeler MgCl₂ dichlorure de magnésium. Le nom correct est chlorure de magnésium.
• Lire le chiffre romain comme un indice. L'oxyde de fer(III) est Fe₂O₃, et non Fe₃O.
• Omettre le chiffre romain pour un métal à charge variable, ou en ajouter un pour le sodium ou le calcium.
• Confondre sulfure (S²⁻), sulfite (SO₃²⁻) et sulfate (SO₄²⁻).
• Ajouter hydro- à un oxacide. L'acide sulfhydrique est H₂S(aq) ; H₂SO₄ est l'acide sulfurique.
• Ne pas voir que le mercure(I) existe sous la forme de l'unité Hg₂²⁺, de sorte que le chlorure de mercure(I) est Hg₂Cl₂.