Les formules chimiques

Avant de débuter, voici quelques

pré-requis!

La formule chimique, les électrons de valence et le nombre d’oxydation.

• Le nombre d’électrons de valence déterminent quel sera le nombre d’oxydation d’un atome.

· Les éléments du groupe I ont un électron sur leur couche périphérique. Pour qu’il deviennent stable (non réactifs) ces atomes doivent perdre cette électron. Si ces éléments perde 1 électron ils obtiennent automatiquement la charge de +1 (ou nombre d’oxydation de +1).

Les électrons de valenceet les ions

Éléments du groupe IA

Exemple: le sodium11 p+

11 e-

11 p+

10 e-

Perd 1 électrons

Valence de +1

Éléments du groupe IIA

Exemple: le magnésium 12 p+

10 e-

12 p+

12 e-

Perd 2 électrons

Valence de +2

Éléments du groupe IIIA

Exemple: l’aluminium13 p+

13e-13 p+

10 e-

Perd 3 électrons

Valence de +3

Éléments du groupe VIA

Exemple: le silicium14 p+

14e-

14 p+

10e-

14 p+

18e-Gagne 4 électrons

Perd 4 électrons

Éléments du groupe VA

Exemple: le phosphore15 p+

15e-

15 p+

18e-

Gagne 3 électrons

Éléments du groupe VIA

Exemple: le soufre16 p+

16e-

16 p+

18e-

Gagne 2 électrons

Éléments du groupe VIIA

Exemple: le Chlore

17 p+

18e-

17 p+

17e-

Voici donc les charges de chaque groupe (nombres d’oxydations)

Les éléments du groupe VIIIA

Nommé: gaz rare ou gaz noble ont leur dernière couche électronique

de pleine. Donc il ne réagirons pratiquement pas.

Les ions

polyatomiques

Ions PolyatomiquesCertains éléments se combinent en petit groupe

mais restent chargés. Ce sont les ions polyatomiques. Ils agissent comme les atomes

simples et peuvent se combiner pour former des composés.

Un ion polyatomique• un ion composé de deux ou plusieurs atomes

non-métalliques différents, unis par des liaisons covalentes.

• La terminaison d’un anion polyatomique standard est souvent « ate »Exemple:– NH4

+ (ion ammonium), SO42- (ion sulfate).

Ions polyatomiques

Un ion polyatomique

Ions polyatomiques

Ions polyatomiques

-1 FO3- fluorate

-1 IO3- iodate

-1 BrO3- bromate

Bon! Maintenant ont peux débuter

la formule chimique

FORMULES CHIMIQUES• Formule moléculaire• Définition : Une formule

indiquant le nombre réel d’atomes de chaque élément dans une molécule.

 

Formule moléculaire  Ex : C6H12O6 (glucose) La formule pourrait être

simplifiée à CH2O, mais dans une formule moléculaire on veut le nombre réel d’atomes

FORMULES CHIMIQUES ET NOMENCLATURE

• Formule empirique Définition : Une formule

chimique exprimant le rapport le plus simple entre les atomes dans un composés.

Règle du CHIASMEComment écrire la formule

chimique d’un composé

• L’élément ou groupe d’éléments qui a une charge positive sera toujours placé le premier.

• Écrire les charges sous forme de ratio et réduire si possible.

• Faite le crossover

Exemple #1 Mg et F

Mg+2 F-1

2:1 (pas réduire)

Mg F

Exemple #2 Ca et SO4

Ca+2 SO4-2

2:2 (réduire) a 1:1

Ca SO4

2

Exemple #6 Ca et ClO3

Ca+2 CO3-2

2:2 (réduire a 1:1)

CaCO3

Exemple #5 NH4 et PO4

NH4+1 PO4

-3

1:3 (non réductible)

(NH4)3PO4

Note que si dois placer un indice devant un groupe d’atome tu dois placer ce groupe d’atome entre parenthèse!!!

Exemple #3 Al et OH

Al+3 OH-1

3:1 (non réductible)

Al(OH)3

Exemple #4 Na et O

Na+1 O-2

1:2 (non réductible)

Na2O

a) Mg + Cl b) B + PO4 c) H + SO4

Quelles sont les formules résultants des associations suivantes.

Écris la formule chimique de chaque composé formé lorsque tu réunis les atomes ou groupes d’atomes suivants :

a) Chlorate et Lithium f) Potassium et Sélénium

b) Ammonium et Phosphate g) Strontium et Azote

c) Calcium et Fluor h) Béryllium et Oxygène

d) Hydroxyde et Sulfate i) Hydrogène et Carbonate

e) Magnésium et Sulfure j) Sodium et Nitrate

Feuille de formules chimiques

La nomenclature de 11e année

I. nomenclature des oxydes métalliques:

Formule Général : MO(métal et oxygène). ·  Nomenclature: oxyde de M (M doit être remplacé

par le nom du métal).– Si le métal a plus qu’une charge il faut l’inclure dans le

nom du composé. ·       Exemple : Na2O = Oxyde de sodium

MgO = Oxyde de magnésium Al2O3 = Oxyde d’aluminium Cu2O = Oxyde de cuivre (I)

Nommes les oxydes métalliques suivants

1) Na2O 8) Fe2O3

2) CaO 9) CuO3) Al2O3 10) FeO4) BaO 11) BeO5) Rb2O 12) ZnO6) Cs2O 13) Cr2O3

7) GaO2 14) HgO

II. nomenclature des oxydes non-métalliques:

·       Formule générale: N-MO (non-métal et oxygène). ·       Nomenclature: oxyde de N-M (N-M doit être

remplacé par le nom du non-métal). Le non-métal et l’oxygène devraient porter un préfixe représentant combien de chacun il y a.

un – monodeux – ditrois – triquatre – tetracinq – penta

six – hexasept – heptahuit – octoneuf – nanodix - deca

CO2 = dioxyde de carbone

N2O5 = pentoxyde de diazote

P4O10 = decaoxyde de tetraphosphore

Exemple d’oxydes non-métalliques:

Nommes les oxydes non-métalliques suivants

1) P2O5 6) H2O2) SO 7) CO3) As4O10 8) SO2

4) B2O3 9) H2O2

5) SiO2 10) SeO2

IV. nomenclature des acides binaires gazeux :

• Formule générale : HX(g)

– Nomenclature: X-ure d’hydrogène (le nom du non-métal avec la terminaison ure + d’hydrogène).

• Exemple :

HBr(g) = bromure d’hydrogèneH2S = sulfure d’hydrogène

IV. nomenclature des acides binaires en présence d’eau:

• Formule générale : HX(aq)

– Nomenclature: acide Hydro-X-ique (acide Hydro-nom du non-métal + -ique). • Exemple :

HBr(aq) = acide bromhydriqueH2S(aq) = acide sulfhydrique

Nommes les acides suivants:1) HCl 6) H3P2) HBr(aq) 7) H2Te(aq)

3) H2S 8) HCl(aq)

4) HF(aq) 9) HBr5) H2Se 10) H2S

Nomenclature des acides ternaire

Formule générale: HXO Nomenclature: nom de l’ion

polyatomique(XO)+ Hydrogène. Exemple : HClO3: chlorate d'hydrogène

H2SO4: sulfate d'hydrogène

Nomenclature des acides ternaire

Formule générale: HXO(aq) Nomenclature: acide + nom de l’ion

polyatomique(XO)-ique. Exemple : H2CO3(aq): acide carbonique

H2SO4(aq): acide sulfurique HNO3(aq): acide nitrique

Exercices de NomenclatureNommes les composées suivants:

• a.     H2SO4 i.    HCO3

• b.     H3PO4(aq) j.   H2SO4(aq) • c.     HIO3 k.    HNO3(aq) • d.     HClO3 l.  CH3COOH • e.     CH3COOH(aq) m.   H3PO4 • f.      HBrO3 n.   HClO3(aq) • g.     HCO3(aq) o.  HIO3

• h.     HIO3(aq) p.  HNO3

III. nomenclatures des hydroxydes:

· Formule générale: MOH · Nomenclature: Hydroxyde de M (M est le métal).

· Exemple : LiOH : hydroxyde de lithium KOH : hydroxyde de potassium

Nommes les hydroxydes suivants:1) Mg(OH)2 6) Al(OH)3

2) NaOH 7) Ni(OH)2

3) Cr(OH)3 8) Fe(OH)3

4) Be(OH)2 9) Zn(OH)2

5) CsOH 10) LiOH

V. nomenclature des sels:

Formule générale: MX (ou M est le métal et X le non-métal). · Nomenclature : X-ure de Métal Exemple :

NaCl = chlorure de sodium Rb2S = sulfure de rubidium

CaH2 = hydrure de calcium

Nomme les sels binaires suivants:

1) MgS11) K2S2) KBr 12) LiBr3) Ba3N2 13) Sr3P24) Al2S3 14) BaCl25) NaI 15) NaBr6) SrF2 16) MgF27) Li2S 17) NaI8) RaCl2 18) SrS9) CaSe 19) BN10) AlP20) AlN

Exercices de NomenclatureNommes les composées suivants:

• a.     NaCl • b.     Sc(OH)3   • c.     CsF • d.     AlI3 • e.     HI(aq)    • f.      Mg(OH)2    • g.     H2Se   • h.     HI   • i.      K2O    

Nomenclature des sels ternaire

Formule générale: MXO Nomenclature: nom de l’ion polyatomique(XO)+ M.

Exemple : KClO3 = chlorate de potassium MgSO4 = sulfate de magnésium

CaNO3 = nitrate de calcium

Nommes les sels tertiaires suivants:

1) Na2SO4 6) Fe2(SO4)3

2) NaClO3 7) BaCO3

3) Zn(NO3)2 8) TiPO4

4) Cs3PO4 9) K2CO3

5) Be(ClO3)2 10) Al2(SO4)3

Révision de Nomenclature généraleNommes les composées suivants:

• a.     NaCl j.    SiF4 • b.     Sc(OH)3 k.   H2Se • c.     CsF l.    H2Te(aq) • d.     AlI3 m.  NH4OH • e.     HI(aq) n.   Ba3(PO4)2 • f.      CO o.   (NH4)2S • g.     K2CO3 p.  Na2SO4 • h.     HI q.  Ca(ClO3)2 • i.      K2O r.    N2O5

Les Hydrures

• M + H• hydrure de M * Ici, H prend une charge de -1 car l’hydrogène est plus électronégatif. Exemples : LiH hydrure de lithium

NaH hydrure de sodiumCaH2 hydrure de calciumFeH2 hydrure de fer (II)hydrure de strontium SrH2

hydrure de chrome (II) CrH2

hydrure de nickel (III) NiH3

La nomenclature 12e (Noms donnés aux différents composées)

Les peroxydes

• XO + O (1 oxygène de plus que normalement)

• peroxyde de X Exemples : Na2O2 peroxyde de sodium

BaO2 peroxyde de bariumH2O2 peroxyde d’hydrogèneperoxyde d’aluminium impossibleperoxyde de lithium Li2O2

*Seulement les éléments de la famille

des alcalins et des alcalino-terreux peuvent former des peroxydes.

NH41+ - ammonium

CH3COO1- - acétateOH1- - hydroxydeNO3

1- - nitrateClO3

1- - chlorate

RAPPEL: Les ions polyatomiques

les plus importantsSO4 2- - sulfateCO3

2- - carbonatePO4

3- - phosphateBrO3

1- - bromateIO3

1- - iodate

Ions polyatomiques variables

• Un anion qui se termine par le suffixe ite renferme un atome d’oxygène de moins que celui qui se termine par ate ; les deux ions portent la même charge.

Ions polyatomiques variables

ion chlorite ClO2-

ion chlorate ClO3-

• Un anion de même charge qui porte un atome d’oxygène de moins que celui qui se termine en ite prend alors le préfixe hypo en plus. – ion chlorite, ClO2

- – ion hypochlorite, ClO-

Ions polyatomiques variables

• Un anion de même charge qui porte un atome d’oxygène de plus que celui qui se termine en ate prend alors le préfixe per en plus. – ion chlorate, ClO3

-

– ion perchlorate, ClO4-

Ions polyatomiques variables

Résumons• 1 oxygène de plus = Per- X – ate de X

• XSO5 - persulfate de X• Acide de référence (-ate) = X – ate

de X• XSO4 - sulfate de X

• 1 oxygène de moins = X – ite de X• XSO3 - sulfite de X

• 2 oxygène de moins = Hypo – X – ite de X

• XSO2 - hyposulfite de X

Ions polyatomiques variables

Acides ternaires variables • H + NMO (ion polyatomique)

– Se nomme comme les sels ternaires– (1 ou plusieurs atomes d’oxygène de plus ou de mois que les ions polyatomiques de

référence (qui se termine en ate)

Exemples : HBrO2 bromite d’hydrogèneperfluorate d’hydrogène HFO4

hypoiodite d’hydrogène HIO

Per- X – ate d’H = 1 Oxygène de plusX – ate d’H = acide de référance (-ate)X – ite d’H = 1 oxygène de moinsHypo – X – ite d’H = 2 oxygène de moins

Hydracides ternaires variables • H + NMO (ion polyatomique) (aq)

– (1 ou plusieurs atomes d’oxygène de plus ou de mois que les ions polyatomiques de référence (qui se termine en ate)

Exemples : H2SO4 acide sulfuriqueHBrO2 acide bromeuxacide perfluorique HFO4

acide hyponitreux H2PO2

Acide Per- X – ique = 1 Oxygène de plusAcide X – ique = acide de référance (-ate)Acide X – eux = 1 oxygène de moinsAcide Hypo – X – eux = 2 oxygène de moins

Acides ternaires variables

2 Oxygène de moins (que l’acide de référence) HNO (aq) acide hyponitreux

1 Oxygène de moins (que l’acide de référence) HNO2(aq) acide nitreux

Acide de référence HNO3(aq) acide nitrique 1 Oxygène de plus (que l’acide de référence) HNO4(aq) acide pernitrique

Acides ternaires variables

2 Oxygène de moins (que l’acide de référence) H2SO2(aq) acide hyposulfureux

1 Oxygène de moins (que l’acide de référence) H2SO3(aq) acide sulfureux

Acide de référence H2SO4(aq) acide sulfurique 1 Oxygène de plus (que l’acide de référence) H2SO5(aq) acide persulfurique

À ton tour!

2 Oxygène de moins (que l’acide de référence) H3PO2(aq) acide hypophosphoreux

1 Oxygène de moins (que l’acide de référence) H3PO3(aq) acide phosphoreux

Acide de référence H3PO4(aq) acide phosphorique

1 Oxygène de plus (que l’acide de référence) H3PO5(aq) acide perphosphorique

Sels ternaires variables • M + NMO (ion polyatomique)

– (1 ou plusieurs atomes d’oxygène de plus ou de mois que les ions polyatomiques de référence (qui se termine en ate)

Exemples : CuCO hypocarbonite de cuivreZnSO5 persulfate de zincfluorite de strontium Sr(FO2)2

periodate de manganèse IV Mn(IO4)4

Per- X – ate de M = 1 Oxygène de plusX – ate de M = acide de référance (-ate)X – ite de M = 1 oxygène de moinsHypo – X – ite de M= 2 oxygène de moins

Sels ternaires variables

2 Oxygène de moins (que le sel de référence) Na2SO2 hyposulfite de sodium

1 Oxygène de moins (que le sel de référence) Na2SO3 sulfite de sodium

Sel de référence Na2SO4 sulfate de sodium

1 Oxygène de plus (que le sel de référence) Na2SO5 persulfate de sodium

À ton tour!

2 Oxygène de moins (que le sel de référence) Ca(ClO)2 hypochlorite de calcium

1 Oxygène de moins (que le sel de référence) Ca(ClO2)2 chlorite de calcium

Sel de référence Ca(ClO3)2 chlorate de calcium

1 Oxygène de plus (que le sel de référence) Ca(ClO4)2 perchlorate de calcium

Les composées moléculaires binaires

• NM1 + NM2

• Préfixe NM2 + ure de préfixe NM1

Exemples : BF3 trifluorure de boreSiS2 disulfure de siliciummononitrure de phosphore PNtrisulfure de diphosphore P2S3

Les amalgames

• alliage de mercure• Hg-M• amalgame de M

Exemples : Hg-Na amalgame de sodiumHg-Al amalgame d’aluminiumamalgame de francium Hg-Framalgame de calcium Hg-Ca

• Ions polyatomiques contenant un ou plusieurs atomes d’hydrogène;– On mentionne sa présence avec la particule

hydrogéno. – On utilise également les préfixes de type mono

ou di. • ion phosphate, PO4

3-

• ion hydrogénophosphate, HPO42-

• ion dihydrogénophosphate, H2PO4-

Ions polyatomiques variables

Formule générale: MH-ion poly ou MH-NM• Nomenclature :

– préfixe-hydrogéno nom de X + -ure + nom de M -ite -ate

Exemple: – Na2HPO4 : hydrogénophosphate de sodium– NaH2PO3 : dihydrogénophosphite de sodium– KHS: monohydrogénosulfure de potassium

Nomenclature des sels acides

ure On se base sur le type de selate (binaire, ternaire ou ternaireite variable)

NaH2PO2

MgHPO3

KHS

Ca(HCO3)2

Co(HSO5)3

Nomenclature des sels acides

dihydrogénohypophosphite de sodium

monohydrogénophosphite de magnésium

monohydrogénosulfure de potassium

monohydrogénocarbonate de calcium

monohydrogénopersulfate de cobalt III