VI.           CORPS SIMPLES ET CORPS COMPOSES

 

(propriétés et nomenclature)

VI.1                  INTRODUCTION

Il existe une telle quantité de composés chimiques qu’il est nécessaire de les nommer et de les classer en utilisant une

nomenclature systématique simple et logique.

On distingue deux grandes classes de composés: les composés inorganiques et organiques.

La nomenclature, des composés organiques est traitée dans le cour de chimie organique.

VI.2             GÉNÉRALITÉS

VI.2.1              Les corps simples

En chimie générale on distingue deux grandes familles d’éléments. Elles sont caractérisées par les propriétés

générales suivantes des éléments qui en font partie:

MÉTAUX

Nombreux

Électropositifs

Donnent des cations

Bon conducteur de chaleur et d’électricité

Éclat métallique

Solide (sauf le mercure)

Malléables, ductiles

Résistants aux chocs

Propriétés mécanique intéressantes

NON - MÉTAUX

Peu nombreux

Électronégatifs

Donnent des anions

Mauvais conducteur de chaleur et d’électricité

Pas d’éclat métallique

Solides , liquides , gazeux

Propriétés mécanique sans intérêt 

A part quelques dérivés du Si et du C

 

 

VI. 2.2       Les corps composés et leurs nomenclature

                                                                         éléments  +  oxygène

® OXYDE DE MÉTAL

Ca  +  ½O2  ® CaO               (oxyde de calcium)

Fe +  ½O2    ®   FeO              (oxyde de fer II)

2  Fe  + 3/2 O2   ®   Fe2O3       (oxyde de fer III)

remarque :

Pour différencier les oxydes des métaux de transition

on indique la valence du métal par un chiffre romain 

® OXYDE DE NON - MÉTAL

C  +  ½ O2   ®    CO           (monoxyde de carbone)

C + O2     ®     CO2             (dioxyde de carbone)

remarque :

Pour différencier les oxydes d’un même non - métal,

on utilisent les préfixes mono, di, tri, tétra,....

 

                                                                           oxydes  +  eau

® HYDROXYDE DE MÉTAL

CaO  +  H2O    Ca(OH)2  (hydroxyde de calcium)

FeO  +  H2O    Fe(OH)2   (hydroxyde de fer II)

Fe2O3  +  3 H2O 2  Fe(OH)3 (hydroxyde de fer III)

 

 

 

®  ACIDE (OXO ACIDE)

CO2  +  H2O   H2CO3         (acide carbonique)

         SO3  +  H2O                H2SO4

  (anhydride sulfurique)            (acide sulfurique)

          SO2  +  H2O                   H2SO3

   (anhydride sulfureux)                 (acide sulfureux)

 

Autres exemples:

NaOH : hydroxyde de sodium ou soude caustique

             (base forte )

KOH : hydroxyde de potassium ou potasse caustique

           (base forte )

Remarque :

La formule de l'hydroxyde de métal contient autant de groupes hydroxyde que le métal à de valence

HNO 2  acide nitreux

HNO3  acide nitrique

H3PO3 acide phosphoreux

H3PO4  acide phosphorique

Remarque :

Si il y a 4 nombres d’oxydations possibles on les nommera selon :

HClO    (+ 1 )     : acide hypochloreux

HClO2  ( + 3 )     : acide chloreux

HClO3   ( + 5 )     : acide chlorique

HClO4   ( + 7 )    : acide perchlorique

 

 

VI.3          LES ACIDES     (propriétés et nomenclature)

On classe les acides en deux groupes:

- les oxacides (qui contiennent de l’oxygène)

- les hydracides (qui ne contiennent pas d’oxygène)

 

VI.3.1        LES OXACIDES (aussi appelés oxo acide)

Comme vu précédemment ils résultent de la réaction général d’addition:

OXYDE DE NON - MÉTAL + EAU   ®  OXACIDE

On distingue les oxacides de non-métaux ayant plusieurs états d’oxydation possible, par les suffixes -eux et -ique

s’ils ont deux états d’oxydation. On ajoute le préfixe -hypo et  -per s’ils ont plus de deux états d’oxydations. 

Voir les exemples ci-dessus avec le chlore.

 

VI.3.2        LES HYDRACIDES

Ils résultent de la réaction générale de l’addition d’hydrogène sur quelques non - métaux .

                              NON -METAL   +   HYDROGÈNE  ®  HYDRACIDE

Leur nom est caractérisé par le suffixe -hydrique.

Cl2  +  H2  ® 2 HCl     (acide chlorhydrique

Br2  +  H2 ®  2 HBr   (acide bromhydrique)

 

VI.4          LES SELS   (obtention et nomenclature)

Lorsqu’un acide réagit avec un hydroxyde on obtient un sel plus de l'eau On appelle cette réaction une neutralisation

Réaction (équation de neutralisation)

                                     ACIDE    +    HYDROXYDE   ®   SEL   +   EAU

          H2SO4         +           2  NaOH                            Na2SO4          +        H2O

    (acide sulfurique)       (hydroxyde de sodium)          (sulfate de sodium)        (eau) 

          H2CO3        +          Ca(OH)2                          CaCO3              +           2  H2O

(acide carbonique)   (hydroxyde de calcium)         (carbonate de calcium)        (eau)

Le nom du sel est composé du nom de l’acide auquel on ajoute une terminaison (cf. VI.4.1  à  VI.4.3)

et du nom du métal contenu dans l’hydroxyde.

 

VI.4.1  Nomenclature des sels d’hydracides

Les sels en -hydrique prennent la terminaison -ure.

NaCl  chlorure de sodium

K2S    sulfure de potassium

VI.4.2        Nomenclature des sels d’oxacides en -ique

Les sels d’acides terminé en -ique prennent la terminaison en -ate

Na2SO4    sulfate de sodium

K3PO4      phosphate de potassium

NaClO4    perchlorate de sodium

 

VI.4.3        Nomenclature des sels d’oxacides en  -eux

Les sels d’acides terminés en -eux prennent la terminaison -ite

Na2SO3     sulfite de sodium

K3PO3       phosphite de potassium

 

VI.4.4        Les sels acides (hydrogénodérivés)

Lorsqu’un acide présente plusieurs fonctions acides,c’est à dire lorsque la molécule étudiée peut libérer plusieurs

protons (cations H+), ces derniers peuvent réagir les uns après les autres avec une molécule d’hydroxyde. 

On obtient alors des familles de sels qui possèdent dans leurs molécules des atomes d’hydrogène ionisables. 

De tels sels sont nommés sels acides.

NaHS : hydrogénosulfure de sodium (sulfure acide de sodium)

NaHSO3 : hydrogénosulfite de sodium (sulfite acide de sodium)

 

VI.4.5        Les sels neutres

Ils sont obtenus par la réaction entre un acide fort et une base forte.

H2SO4  +   2 NaOH            Na2SO4    +   2  H2O

                                            (sulfate de sodium)

H3PO4  +   3 KOH              K3PO4     +   3  H2O

                                            (phosphate de potassium)

H3PO3  +  3 NaOH             Na3PO3   +   3 H2O

                                           (phosphite de sodium)

HNO3  +   LiOH                       LiNO3     +   H2O

                                           (nitrate de lithium)

 

VI.4.6        Les sels basiques

Ils sont obtenus lors de la réaction entre un acide faible et une base forte.

H2CO3  +  2 NaOH              Na2CO3   +  2  H2O

                                            (carbonate de sodium)

H2CO3  +  Ca(OH)2             CaCO3    +   2  H2O

                                            (carbonate de calcium)

HCN    +   NaOH                NaCN     +   H2O

                                            (cyanure de sodium)

 

VI.5          LES OXYDES AMPHOTÈRES

Les oxydes donnent suivant les conditions de réaction, soit un hydroxyde, soit un acide.

exemple : oxyde d’antimoine III

                                                   Sb(OH)3  hydroxyde d’antimoine III

                Sb2O3

                                                   H3SbO3   acide antimonieux

Le terme amphotère caractérise tous les corps dont les réaction sont soit acide, soit basique.

L’aluminium est un métal amphotère

exemples :  caractère basique      Al2O3   +    3  H2O     ®    2  Al(OH)3

                                                                                            (hydroxyde d’aluminium)

                  caractère acide        Al2O3    +   2 NaOH   +  2  H2O     ®       2 NaAlO2    +   3  H2

                                                                                                                   (aluminate de sodium)

VI.6          QUELQUES RADICAUX IMPORTANTS

VI.6.1          Ammonium

L’ion ammonium NH4+ forme des sels comme les métaux alcalins.

exemples :      NH4+ OH-      ammoniaque  (hydroxyde d’ammonium)

                      NH4Cl            chlorure d’ammonium

                     ( NH4 )2 SO4    sulfate d’ammonium

 

VI.6.2          Cyanure et sulfocyanure

Les ions CN- (cyanure)  et  SCN-  (sulfocyanure), sont des ions négatifs monovalents.

exemples :       KCN            cyanure de potassium

                        KSCN         sulfocyanure de potassium (ou thiocyanate de potassium)

                        K+OCN-     cyanate de potassium dérivé de HOCN acide cyaniqu

 

VI.6.3         Les composés per-

Le préfixe per-  indique une valence maximum (en générale lorsqu’il y a 4 valences possibles).

Exemples :        KMnO4      permanganate de potassium   (N.O. du Mn : +7)

                         KClO4           perchlorate de potassium       (N.O. du Cl :  +7)

Souvent il indique aussi un pont oxygène type ( - O - O - ), que l’on appelle peroxyde .

exemples :        H2O2               H - O - O - H           peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée)

                     

 

VI.6.4        Les composés hypo-

Le préfixe hypo- est encore utilisé pour les sels et les acides, il indique une valence minimum  

(lorsqu’il y a 4valences possibles).

exemples :       HCl              acide hypochloreux (N.O du Cl : +1)

                       NaClO          hypochlorite de sodium

                      NaClO  +  NaCl  +  H2O   eau de Javel

 

VI.6.5         Les composés thio-

Lorsqu’on remplace un oxygène par un soufre bivalent ( pont - S - S - )

exemples :     Dans l’acide sulfurique (H2SO4), on remplace un O par un S pour obtenir

                      l’acide thiosulfurique (H2S2O3)

Dans le sulfate de sodium (Na2SO4) , on remplace un O par un S pour obtenir du thiosulfate de sodium (Na2S2O3)

VI.7                      RÉSUMÉ DE NOMENCLATURE MINÉRAL