Objectifs d’apprentissage

• Écrivez la formule chimique d’un composé ionique simple.
• Reconnaître les ions polyatomiques dans les formules chimiques.

Par convention, supposons qu’il n’y ait qu’un seul atome si aucun indice n’est présent. Nous n’utilisons pas 1 comme indice.

Exemple \(\PageIndex{1}\)

Écrivez la formule chimique d’un composé ionique composé de chaque paire d’ions.

1. l’ion sodium et l’ion soufre
2. l’ion aluminium et l’ion fluorure
3. l’ion fer 3+ et l’ion oxygène

Solution

1. Pour obtenir un octet de coquille de valence, le sodium forme un ion avec une charge 1+ , tandis que l’ion soufre a une charge 2. Deux ions sodium 1+ sont nécessaires pour équilibrer la charge 2 sur l’ion soufre. Plutôt que d’écrire la formule comme \(\ce{NaNaS}\), nous la raccourcissons par convention en \(\ce{Na2S}\).
2. L’ion aluminium a une charge 3+, tandis que l’ion fluorure formé par le fluor a une charge 1. Trois ions 1-fluor sont nécessaires pour équilibrer la charge 3 + sur l’ion aluminium. Cette combinaison est écrite comme \(\ce{AlF3}\).
3. Le fer peut former deux ions possibles, mais l’ion avec une charge 3+ est spécifié ici. L’atome d’oxygène a une charge 2 sous forme d’ion. Pour équilibrer les charges positives et négatives, nous nous tournons vers le multiple 6 le moins commun: deux ions fer 3 + donneront 6 +, tandis que trois ions 2—oxygène donneront 6−, équilibrant ainsi les charges positives et négatives globales. Ainsi, la formule de ce composé ionique est \(\ce{Fe2O3}\). Vous pouvez également utiliser la méthode des frais de passage illustrée à la figure 3.3.2.

Exercice \(\PageIndex{1}\)

Écrivez la formule chimique d’un composé ionique composé de chaque paire d’ions.

1. l’ion calcium et l’ion oxygène
2. l’ion cuivre 2+ et l’ion soufre
3. l’ion cuivre 1+ et l’ion soufre

Réponse a:

CaO

Réponse b:

CuS

Réponse c:

Cu2S

Ions polyatomiques

Certains ions sont constitués de groupes d’atomes liés de manière covalente et ont une charge électrique globale. Parce que ces ions contiennent plus d’un atome, ils sont appelés ions polyatomiques. Les structures, noms et formules de Lewis de certains ions polyatomiques se trouvent dans le tableau 3.3.1.

Table\(\PageIndex{1}\):Certains ions polyatomiques

Les ions polyatomiques ont des formules, des noms et des charges définis qui ne peuvent en aucun cas être modifiés. Le tableau \(\PageIndex{2}\) répertorie les noms d’ions et les formules d’ions des ions polyatomiques les plus courants. Par exemple, \(\ce{NO3^{-}}\) est l’ion nitrate; il a un atome d’azote et trois atomes d’oxygène et une charge globale de 1. La figure \(\PageIndex{2}\) répertorie les ions polyatomiques les plus courants.

Note that only one polyatomic ion in this Table, the ammonium ion (NH4+1), is a cation. This polyatomic ion contains one nitrogen and four hydrogens that collectively bear a +1 charge. Les ions polyatomiques restants sont tous chargés négativement et sont donc classés comme anions. Cependant, seuls deux d’entre eux, l’ion hydroxyde et l’ion cyanure, sont nommés en utilisant le suffixe « -id » qui indique généralement les particules chargées négativement. Les anions polyatomiques restants, qui contiennent tous de l’oxygène, en combinaison avec un autre non-métal, font partie d’une série dans laquelle le nombre d’oxygène au sein de l’unité polyatomique peut varier. Comme cela a été souligné à plusieurs reprises dans plusieurs sections de ce texte, aucune formule chimique ne devrait partager un nom chimique commun. Un seul suffixe, « -id », est insuffisant pour distinguer les noms des anions dans une série polyatomique connexe. Par conséquent, les suffixes « -ate » et « -te » sont utilisés pour indiquer que les ions polyatomiques correspondants font partie d’une série. De plus, ces suffixes indiquent également le nombre relatif d’oxygènes contenus dans les ions polyatomiques. Notez que tous les ions polyatomiques dont les noms se terminent par « -ate » contiennent un oxygène de plus que les anions polyatomiques dont les noms se terminent par « -te ». »Malheureusement, tout comme le système commun pour nommer les métaux de transition, ces suffixes n’indiquent que le nombre relatif d’oxygènes contenus dans les ions polyatomiques. Par exemple, l’ion nitrate, symbolisé par NO3-1, contient un oxygène de plus que l’ion nitrite, symbolisé par NO2−1. Cependant, l’ion sulfate est symbolisé par SO4-2. Alors que l’ion nitrate et l’ion sulfate partagent un suffixe « -ate », le premier contient trois oxygènes, mais le second en contient quatre. De plus, l’ion nitrate et l’ion sulfite contiennent trois oxygènes, mais ces ions polyatomiques ne partagent pas de suffixe commun. Malheureusement, la nature relative de ces suffixes impose que les combinaisons formule ionique/ nom ionique des ions polyatomiques doivent simplement être mémorisées.

La règle de construction des formules pour les composés ioniques contenant des ions polyatomiques est la même que pour les formules contenant des ions monatomiques (à un atome): les charges positives et négatives doivent s’équilibrer. Si plus d’un ion polyatomique particulier est nécessaire pour équilibrer la charge, la formule entière de l’ion polyatomique doit être placée entre parenthèses et l’indice numérique est placé en dehors des parenthèses. Il s’agit de montrer que l’indice s’applique à l’ensemble de l’ion polyatomique. Deux exemples sont présentés ci-dessous :

Reconnaissance des composés ioniques

Il existe deux façons de reconnaître les composés ioniques. Premièrement, les composés entre les éléments métalliques et non métalliques sont généralement ioniques. Par example, CaBr2 contient un élément métallique (calcium, un métal du groupe 2A) et un élément non métallique (brome, un non métallique du groupe 7A). Par conséquent, il s’agit très probablement d’un composé ionique. (En fait, il est ionique.) En revanche, le composé NO2 contient deux éléments non métalliques (azote, du groupe 5A, et oxygène, du groupe 6A). Ce n’est pas un composé ionique; il appartient à la catégorie des composés covalents discutés ailleurs. Notez également que cette combinaison d’azote et d’oxygène n’a pas de charge électrique spécifiée, ce n’est donc pas l’ion nitrite.

Deuxièmement, si vous reconnaissez la formule d’un ion polyatomique dans un composé, le composé est ionique. Par exemple, si vous voyez la formule \(\ce{Ba(NO3)2}\), vous pouvez reconnaître la partie « NO3 » comme l’ion nitrate, \(\rm{NO_3^-}\). (Rappelez-vous que la convention pour écrire des formules pour les composés ioniques est de ne pas inclure la charge ionique.) C’est un indice que l’autre partie de la formule, \(\ce{Ba}\), est en fait l’ion \(\ce{Ba^{2 +}}\), la charge 2+ équilibrant la charge 2 globale des deux ions nitrate. Ainsi, ce composé est également ionique.