Composés ioniques : formules et nomenclature

Un élément constitué d’atomes qui perdent facilement des électrons (un métal) peut réagir avec un élément constitué d’atomes qui gagnent facilement des électrons (un non métal) pour produire des ions par un transfert d’électrons complet. Le composé formé lors ce transfert est stabilisé par les attractions électrostatiques (liaisons ioniques) entre les ions de charges opposées.

En se déplaçant de l’extrémité droite vers la gauche sur le tableau périodique, les éléments non métalliques gagnent souvent des électrons pour former des anions avec le même nombre d’électrons qu’un atome du prochain gaz noble dans le tableau périodique, et une charge négative égale au nombre de groupes situés à gauche des gaz nobles. C’est-à-dire que les atomes du groupe 17 gagnent un électron et forment des anions avec une charge 1−, que les atomes du groupe 16 gagnent deux électrons et forment des ions avec une charge 2−, et ainsi de suite. Par exemple, un atome d’oxygène neutre, avec 8 protons et 8 électrons, gagne facilement deux électrons. Ceci produit un anion avec 8 protons, 10 électrons et une charge 2−, et il a comme symbole O²⁻. L’anion O²⁻⁻ a le même nombre d’électrons que le prochain gaz noble – le néon. Le nom des anions est le nom de l’élément non métallique dont l’extrémité a été remplacée par les suffixes -yde ou -ure, donc O²⁻ est appelé oxyde.

Les métaux de transition et certains autres métaux présentent souvent des charges variables qui ne sont pas prévisibles d’après leur emplacement dans le tableau. Par exemple, le cuivre peut former des ions avec une charge 1+ ou 2+, et le fer peut former des ions avec une charge 2+ ou 3+.

Dans chaque composé ionique, le nombre total de charges positives sur les cations est égal au nombre total de charges négatives sur les anions. Ainsi, les composés ioniques sont électriquement neutres, même s’ils contiennent des ions positifs et négatifs. La formule d’un composé ionique doit contenir une certaine proportion d’ions de sorte que les nombre de charges positives et de charges négatives soient égaux.

Par exemple, si un composé contient de l’aluminium et de l’oxygène sous la forme de  Al³⁺ et O²⁻, la formule du composé sera Al₂O₃. Deux ions aluminium, chacun avec une charge de 3+, nous donneront six charges positives ; et trois ions oxyde, chacun avec une charge de 2−, nous donneront six charges négatives. Ainsi, le composé sera électriquement neutre, avec le même nombre de charges positives et négatives.

De nombreux composés ioniques contiennent des ions polyatomiques comme étant le cation, l’anion ou les deux. Les ions polyatomiques sont un groupe d’atomes liés qui agissent comme des unités distinctes, portant une charge globale. Comme pour les composés ioniques simples, ces composés doivent également être électriquement neutres, de sorte que leurs formules puissent être prédites en considérant les ions polyatomiques comme des unités distinctes. Des parenthèses sont utilisées dans la formule pour indiquer les ions polyatomiques qui se comportent comme une unité. Par exemple, la formule du phosphate de calcium, l’un des minéraux de nos os, est Ca₃(PO₄)₂. Le composé contient l’ion polyatomique PO₄^3&minus,  comprenant un atome de phosphore et quatre atomes d’oxygène, et ayant une charge globale de 3−. Cette formule indique qu’il y a trois ions Ca²⁺ (six charges positives au total) pour deux groupes PO₄³⁻ (six charges négatives au total). Le composé est électriquement neutre et sa formule compte au total trois atomes de Ca, deux atomes de P et huit atomes d’O.

Les composés ioniques sont symbolisés par la formule indiquant les nombres relatifs d’ions qui les constituent. Pour les composés contenant uniquement des ions monoatomiques (comme NaCl) et pour de nombreux composés contenant des ions polyatomiques (comme CaSO₄), ces formules ne sont que des formules empiriques. Cependant, les formules de certains composés ioniques contenant des ions polyatomiques ne sont pas des formules empiriques. Par exemple, le composé ionique oxalate de sodium est composé d’ions Na⁺ et de C₂O₄²⁻ combinés dans un rapport 2:1, et sa formule est écrite sous la forme Na₂C₂O₄.  

Nomenclature des composés ioniques

Le nom d’un composé binaire contenant des ions monoatomiques est composé du nom du cation (le nom du métal) précédé du nom de l’anion (le nom de l’élément non métallique dont l’extrémité est remplacée par les suffixe -yde ou -ure). Par exemple, le nom de Na₂O est oxyde de sodium.

Les composés contenant des ions polyatomiques sont également nommés de la même manière que ceux contenant uniquement des ions monoatomiques, c’est-à-dire en nommant d’abord l’anion, puis le cation. Par exemple, le nom de CaSO₄ est sulfate de calcium.

La plupart des métaux de transition et certains métaux du groupe principal peuvent former deux ou plusieurs cations avec des charges différentes. Les composés de ces métaux associés à des non-métaux sont nommés selon la même méthode que les composés binaires, sauf que la charge de l’ion métallique est spécifiée par un chiffre romain entre parenthèses après le nom du métal.  

La charge d’un ion métallique est déterminée à partir de la formule du composé et de la charge de l’anion. Par exemple, dans un composé ionique binaire de fer et de chlore, le fer présente généralement une charge de 2+ ou 3+, et les deux formules correspondantes sont FeCl₂ et FeCl₃. Dans de tels cas, la charge de l’ion métallique est comprise entre parenthèses comme chiffre romain, immédiatement après le nom du métal. Ces deux composés sont donc nommés respectivement le chlorure de fer(II) et le chlorure de fer(III).  

Les composés ioniques qui contiennent des molécules d’eau comme composants intégraux de leurs cristaux sont appelés hydrates. Le nom d’un ion hydraté est déduit en ajoutant un terme au nom du composé anhydre (signifiant “ non hydraté ”) qui indique le nombre de molécules d’eau associées à chaque unité du composé de la formule. Le mot ajouté commence par un préfixe grec indiquant le nombre de molécules d’eau et se termine par “ hydraté “. Par exemple, le composé anhydre de sulfate de cuivre(II) existe aussi sous forme hydratée contenant cinq molécules d’eau et appelé sulfate de cuivre(II) pentahydraté (penta = 5). Le bicarbonate de soude est le nom courant d’un hydrate de carbonate de sodium contenant dix molécules d’eau ; le nom systématique est carbonate de sodium décahydraté (deca = 10).

Les formules pour les ions hydratés sont écrites en ajoutant un point centré verticalement, un coefficient représentant le nombre de molécules d’eau et la formule pour l’eau. Par exemple, le sulfate de cuivre(II) pentahydraté est écrit sous la forme CuSO₄∙5H₂O.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 2.6: Composés moléculaires et ioniques et Openstax, Chimie 2e, Section 2.7 : Nomenclature chimique.