Notions de nomenclature chimique

Un élément chimique est une espèce d'atomes caractérisée par son numéro atomique $Z$ (le nombre de protons de son noyau). On le désigne par un symbole : une ou deux lettres, la première toujours en majuscule (par ex. $\ce{H}$, $\ce{O}$, $\ce{Na}$, $\ce{Cl}$, $\ce{Fe}$). Certains symboles viennent du latin : $\ce{Na}$ (natrium, sodium), $\ce{K}$ (kalium, potassium), $\ce{Fe}$ (ferrum, fer), $\ce{Ag}$ (argentum, argent), $\ce{Sn}$ (stannum, étain), $\ce{Pb}$ (plumbum, plomb).

Un métal est un élément qui a tendance à céder des électrons : il forme donc des cations (ions positifs). On les trouve à gauche et au centre du tableau périodique ($\ce{Na}$, $\ce{Ca}$, $\ce{Al}$, $\ce{Fe}$, $\ce{Cu}$, $\ce{Zn}$, $\ce{Ag}$…).
Un non-métal a tendance à capter des électrons : il forme des anions (ions négatifs) ou se lie par des liaisons covalentes. On les trouve à droite du tableau ($\ce{O}$, $\ce{Cl}$, $\ce{S}$, $\ce{N}$, $\ce{C}$, $\ce{F}$, $\ce{Br}$…).

Un ion est un atome (ion monoatomique) ou un groupe d'atomes (ion polyatomique) porteur d'une charge électrique globale non nulle.

• un cation porte une charge positive (il a perdu des électrons) : $\ce{Na+}$, $\ce{Ca^2+}$, $\ce{Al^3+}$, $\ce{Fe^2+}$, $\ce{NH4+}$ ;
• un anion porte une charge négative (il a gagné des électrons) : $\ce{Cl-}$, $\ce{O^2-}$, $\ce{S^2-}$, $\ce{SO4^2-}$, $\ce{NO3-}$.

La plupart des cations courants sont des métaux monoatomiques. Le contre-exemple majeur à connaître est l'ion ammonium $\ce{NH4+}$ : c'est un cation polyatomique qui, dans toutes les règles de nomenclature, joue exactement le rôle d'un métal de valence 1 (comme $\ce{Na+}$ ou $\ce{K+}$).

La valence d'un ion est la valeur absolue de sa charge. Elle indique combien de liaisons (ou de charges opposées) l'ion peut « accrocher ». Ainsi $\ce{Na+}$ et $\ce{Cl-}$ sont de valence 1, $\ce{Ca^2+}$ et $\ce{SO4^2-}$ de valence 2, $\ce{Al^3+}$ et $\ce{PO4^3-}$ de valence 3.

Le nombre d'oxydation (n.o., noté en chiffres romains, par ex. $+\mathrm{II}$, $-\mathrm{II}$) d'un élément dans un composé est la charge fictive qu'il porterait si l'on attribuait tous les électrons de chaque liaison à l'atome le plus électronégatif. Pour les ions monoatomiques, le n.o. est égal à la charge réelle ; il sert surtout à préciser l'état d'un métal à valences multiples (le fer $\ce{Fe}$ existe en $\ce{Fe^2+}$ et $\ce{Fe^3+}$).

On applique, dans l'ordre, les conventions suivantes :

1. un corps simple (élément non combiné, $\ce{O2}$, $\ce{Fe}$, $\ce{Cl2}$) a un n.o. nul ;
2. un ion monoatomique a un n.o. égal à sa charge ($\ce{Cl-}$ : $-\mathrm{I}$, $\ce{Ca^2+}$ : $+\mathrm{II}$) ;
3. l'oxygène vaut $-\mathrm{II}$ (sauf peroxydes $-\mathrm{I}$ et fluorures d'oxygène) ;
4. l'hydrogène vaut $+\mathrm{I}$ (sauf hydrures métalliques : $-\mathrm{I}$) ;
5. les métaux alcalins ($\ce{Na}$, $\ce{K}$…) valent $+\mathrm{I}$, les alcalino-terreux ($\ce{Ca}$, $\ce{Mg}$…) $+\mathrm{II}$, le fluor $-\mathrm{I}$ ;
6. la somme des nombres d'oxydation est égale à la charge globale de l'espèce (0 pour une molécule neutre).

Question. Quel est l'étage d'oxydation du cuivre dans l'oxyde $\ce{Cu2O}$ ? Combien d'électrons possède alors un atome de cuivre dans ce composé ? (donnée : $\ce{^{63,54}_{29}Cu}$, $\ce{^{15,99}_{8}O}$).

Mise en équation. La molécule $\ce{Cu2O}$ est neutre, donc la somme des nombres d'oxydation est nulle. L'oxygène vaut $-\mathrm{II}$ (règle 3). Notons $x$ le n.o. du cuivre. Il y a deux atomes de cuivre et un d'oxygène :

Le cuivre est donc au degré $+\mathrm{I}$ : il s'agit du cuivre(I), et $\ce{Cu2O}$ se nomme oxyde de cuivre(I) (ou oxyde cuivreux).

Nombre d'électrons. Le cuivre neutre possède $Z = 29$ électrons (= nombre de protons). Au degré $+\mathrm{I}$, l'atome a cédé un électron : il en reste donc

À titre de comparaison, l'oxygène au degré $-\mathrm{II}$ a gagné deux électrons et en possède $8 + 2 = 10$. Notez bien : le nombre d'oxydation du cuivre, qui est un métal, ne peut jamais être négatif à l'état naturel ; on écarte donc d'office toute réponse du type « cuivre $-\mathrm{I}$ ».

Dans cette liste, un seul ion est un cation ($\ce{NH4+}$, ammonium) ; tous les autres sont des anions. Bien lire le signe de la charge est donc essentiel. Une liste enrichie (bromate, chlorate, hydrogénocarbonate…) est donnée à la fin du cours, dans la table de synthèse.

Pour un composé formé d'un cation $\ce{C^{$a$+}}$ (valence $a$) et d'un anion $\ce{A^{$b$-}}$ (valence $b$), la formule neutre s'obtient en croisant les valences : la valence de l'un devient l'indice de l'autre.

On simplifie ensuite les indices par leur diviseur commun, et l'on met entre parenthèses tout ion polyatomique affecté d'un indice $\geq 2$.

Question. Quelle est la formule brute d'un composé pur formé d'un ion d'aluminium et d'un ion sulfite ?

Étape 1 — identifier les ions et leur valence. L'aluminium donne le cation $\ce{Al^3+}$ (valence 3) ; l'ion sulfite est $\ce{SO3^2-}$ (valence 2, voir le tableau ci-dessus).

Étape 2 — croiser les valences. La valence de l'anion (2) devient l'indice du cation, et la valence du cation (3) devient l'indice de l'anion :

On encadre $\ce{SO3}$ de parenthèses car il est polyatomique et affecté de l'indice 3.

Étape 3 — vérifier la neutralité. Charge positive : $2 \times (+3) = +6$. Charge négative : $3 \times (-2) = -6$. La somme est nulle : la formule $\ce{Al2(SO3)3}$ est correcte. On écarte au passage les écritures fausses $\ce{Al(SO3)3}$, $\ce{Al2(SO4)3}$ (mauvais anion : sulfate et non sulfite) ou $\ce{AlSO4}$.