Résumé : Les composés ioniques

Les Réactions Chimiques

Formations des Ions

• Les atomes gagnent ou perdent des électrons et se transforment en ions (particules chargées).
• Les atomes forment des ions en gagnant ou perdant des électrons pour acquérir la structure électronique du gaz rare le plus proche dans la classification périodique.
• Règle de l’octet (ou du duet) : Les atomes modifient leur structure électronique pour avoir une couche externe avec 2 électrons (couche K) ou 8 électrons (couches L, M,…).

Exemples de Formations d'Ions

• Alcalins (ex: Sodium Na, Z = 11):
  • Atome Na : (K)$^2$(L)$^8$(M)^1$ (1 électron externe).
  • L’atome perd 1 électron et forme l’ion Na$^+$.
  • Ion Na$^+$ : (K)^2$(L)$^8$ (structure en octet, 8 électrons externes).
  • Les alcalins forment des ions positifs appelés cations : Li$^+$, Na$^+$, K$^+$.
  • La formation des cations nécessite de l’énergie : $Énergie + Na \rightarrow Na^+ + é^-$.
• Alcalino-terreux (ex: Magnésium Mg, Z = 12):
  • Atome Mg : (K)$^2$(L)$^8$(M)^2$ (2 électrons externes).
  • L’atome perd 2 électrons et forme l’ion Mg$^{2+}$.
  • Ion Mg$^{2+}$ : (K)^2$(L)$^8$ (structure en octet, 8 électrons externes).
  • Les alcalino-terreux forment des ions positifs appelés cations : Be$^{2+}$, Mg$^{2+}$, Ca$^{2+}$.
• Halogènes (ex: Chlore Cl, Z = 17):
  • Atome Cl : (K)$^2$(L)$^8$(M)^7$ (7 électrons externes).
  • L’atome gagne 1 électron et forme l’ion Cl$^-$.
  • Ion Cl$^-$ : (K)^2$(L)$^8$(M)$^8$ (8 électrons externes).
  • Les halogènes forment des ions négatifs appelés anions : F$^-$, Cl$^-$.
  • La formation des anions libère de l’énergie : $Cl + é^- \rightarrow Cl^- + Énergie$.

Prédiction des Ions

• La classification périodique et la règle de l’octet permettent de prédire quels ions vont former les différents éléments chimiques.
• Exemples d'ions courants: +, 2+, 3+, -, 2-.

Ions Monoatomiques

• Un ion monoatomique est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Exemples: Li$^+$, Cl$^-$, Ca$^{2+}$, O$^{2-}$, …

Nomenclature des Ions Monoatomiques

• L’Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) détermine les règles à suivre pour nommer les composés.
• Ion monoatomique positif:
  • Si l’atome ne peut former qu’un seul ion possible : "ion" suivi du nom de l’élément. Exemples: Na$^+$: ion sodium, Al$^{3+}$: ion aluminium.
  • Certains métaux peuvent former plus d’un ion monoatomique positif (métaux à valences multiples). Exemples: Cu$^+$, Cu$^{2+}$, Fe$^{2+}$, Fe$^{3+}$, …
  • Pour les métaux à valences multiples : "ion" suivi du nom de l’élément et de la valence (nombre d’oxydation) indiquée en chiffres romains. Exemples: Fe$^{2+}$: ion fer (II), Fe$^{3+}$: ion fer (III).
  • La valence d'un atome fixe le nombre d'atomes auxquels il peut se lier. Un atome avec une valence de 1 ne peut se lier qu'à un seul atome, tandis qu'un atome avec une valence de 4 peut se lier à un maximum de 4 atomes.
• Ion monoatomique négatif:
  • Règle : "ion" suivi de la racine du nom de l’élément et du suffixe « ure » (sauf pour l’oxygène qui devient oxyde). Exemples: Cl$^-$: ion chlorure, F$^-$ : ion fluorure, O$^{2-}$ : ion oxyde.

Ions Polyatomiques

• Un ion polyatomique est un ion composé de plus d’un atome.
• Les ions chargés positivement sont des cations et ceux qui portent une charge négative sont des anions.
• La plupart des noms de ces ions se terminent en –ate ou en –ite, sauf pour l’ion ammonium (NH$4^+$), l’ion hydroxyde (OH$^-$), et l'ion peroxyde (O$2^{2-}$).
• Exemples d'ions polyatomiques courants:
  • Charge de +1: NH$_4^+$: Ion ammonium
  • Charge de -1: OH$^-$: Ion hydroxyde, HCO$3^-$: Ion hydrogénocarbonate (bicarbonate), NO$3^-$: Ion nitrate, NO$2^-$: Ion nitrite, ClO$3^-$: Ion chlorate
  • Charge de -2: CO$3^{2-}$: Ion carbonate, SO$4^{2-}$: Ion sulfate, SO$3^{2-}$: Ion sulfite, O$2^{2-}$: Ion peroxyde
  • Charge de -3: PO$4^{3-}$: Ion phosphate, PO$3^{3-}$: Ion phosphite

Composés Ioniques

• Un composé ionique est constitué de cations et d’anions liés ensemble par une liaison ionique.
• Une liaison ionique est une attraction électrostatique entre ions de charges opposées.
• Exemple modélisé : Na$^+$ et Cl$^-$ forment NaCl.

Nomenclature des Composés Ioniques

• Composés ioniques binaires (cation métallique et anion non métallique):
  • La première partie désigne toujours l’anion et se termine par le suffixe –ure (sauf pour l’oxygène qui devient oxyde).
  • La deuxième partie désigne le cation précédé de « de ».
  • Exemple: NaCl est le chlorure de sodium.
• Nomenclature des métaux à valences multiples:
  • La première partie désigne toujours l’anion et se termine par le suffixe –ure (sauf pour l’oxygène qui devient oxyde).
  • La deuxième partie désigne le cation précédé de « de », suivi d'un chiffre romain qui indique la charge de l’ion.
  • Exemple: Cu$3$N est le nitrure de cuivre (I), SnS$2$ est le sulfure d’étain (IV).
• Composés ioniques ternaires (composé qui contient trois éléments différents):
  • La première partie désigne toujours l’anion (ion polyatomique) et se termine par le suffixe –ate ou -ite.
  • La deuxième partie désigne le cation précédé de « de ».
  • Exemple: CaCO$_3$ est le carbonate de calcium.
• Règle générale: nom de l’anion suivi du nom du cation précédé de la préposition « de ».
  • Exemple: NaCl: chlorure de sodium
  • Exemple: (NH$4$)$2$SO$_4$: sulfate d’ammonium
  • NB: Si le cation est un atome à valences multiples, on écrit la valence du cation entre parenthèse. Exemple: Cu$_3$N: Nitrure de cuivre (I)

Formule Chimique des Composés Ioniques

• Un composé ionique est électriquement neutre. La charge des cations doit être égale à la charge des anions.
• Écrire la formule d’un composé ionique c’est trouver la proportion des ions qui donne une charge totale nulle.
• Lors de l’écriture de la formule chimique d’un composé ionique, on écrit le symbole du cation suivi du symbole de l’anion.
• Composés ioniques binaires:
  1. Trouver les ions et leur charge.
  2. Déterminer combien il faut d’ions pour que la somme des charges soit égale à zéro.
  3. Trouver la proportion.
  4. Indiquer en indice les nombres d’ions. Exemple: Al$^{3+}$ et S$^{2-}$ donne Al$2$S$3$ (Al:S est 2:3).
• L’échange en croix est une autre méthode pour trouver la formule chimique d’un composé ionique:
  1. Écrire les symboles des ions l’un à côté de l’autre.
  2. Prendre la valeur de la charge du cation (sans le signe +) et écrire cette valeur en indice de l’anion.
  3. Prendre la valeur de la charge de l’anion (sans le signe -) et écrire cette valeur en indice du cation. Exemple: Al$^{3+}$ S$^{2-}$ donne Al$2$S$3$.
• Lorsque le composé ionique contient un ion polyatomique, on procède de la même façon. On doit mettre entre parenthèse le groupe d’atome lorsqu’on lui attribue un indice. Exemple: NH$4^+$ SO$4$$^{2-}$ donne (NH$4$)$2$SO$_4$.
• Nom des composés avec un métal à valence multiple
  • Lorsque le composé ionique contient un métal à valence multiple, tu peux utiliser la méthode de l’échange en croix inversé pour déterminer son nom.
  • Pour déterminer la charge de l’ion à valence multiple, tu as besoin de la charge de l’anion.
  1. Écris les symboles des ions l’un à côté de l’autre.
  2. Écris la charge de l’anion.
  3. La charge du cation correspond à la valeur qui fait que le composé est neutre

Propriétés des Composés Ioniques

• Les composés ioniques sont généralement solides à la température ambiante.
• Les cations et les anions sont empilés de façon régulière les uns sur les autres et forment des réseaux cristallins.
• Ils ont des points de fusion relativement élevés parce qu’il faut une grande quantité d’énergie pour rompre les forces d’attraction dans les liaisons ioniques.
• Ils conduisent l’électricité quand ils sont en fusion ou dissous dans l’eau parce que la fusion ou la dissolution permet aux ions de se déplacer librement et de transporter une charge électrique.
• À l’état solide, ils ne sont pas conducteurs d’électricité; les ions ne peuvent pas se déplacer.