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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. - PowerPoint PPT Presentation
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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