Nomenclature des composés inorganiques

La nomenclature des composés inorganiques est définie comme un système (système de nomenclature des composés, ou des produits chimiques) qui établit la façon dont il faut nommer un composé selon différentes règles bien définies. Cet article traite de la nomenclature des composés inorganiques selon le système de l’IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry)^[1]. La chimie inorganique, anciennement nommée « chimie minérale », implique des composés réactifs provenant de sources autres que du monde vivant, contrairement à la chimie organique dont les substances sont issues des animaux et des végétaux. Il existe cependant d’autres règles distinctes pour cette nomenclature organique. Il n’existait auparavant aucun système comme celui-ci, les chimistes utilisaient plutôt des noms communs pour identifier les composés. Par exemple : alcool de bois (méthanol), bleu de vitriol (sulfate de cuivre pentahydraté), gypse (sulfate de calcium dihydraté), sel d’Epsom (sulfate de magnésium), chaux vive (oxyde de calcium) ou gaz hilarant (protoxyde d'azote). Par contre, avec l’avancement de la chimie, cette façon de définir les composés est devenue impraticable car actuellement plus de cinq millions de composés chimiques sont connus. Comme il est impossible de mémoriser tous ces noms communs, l’élaboration d’un système de nomenclature systématique devint nécessaire. Les noms utilisés dans ce système pour les composés fournissent des renseignements sur leur composition.

L’objectif principal de ce système pour le chimiste est d’être en mesure de nommer un composé à partir de sa formule ou en écrire la formule à partir de son nom^[2]. La nomenclature officielle en chimie est celle définie par l’IUPAC.

Acides inorganiques

Selon la théorie de Brønsted-Lowry, un acide est défini comme « une substance, qui, une fois dissoute dans l’eau, libère des ions hydrogènes (H⁺) »^[3]. La formule brute pour un acide inorganique commence ainsi toujours par un H. Les règles de nomenclature inorganique impliquent que le nom commence toujours par « acide » puis dépend de si l’anion (ion portant une ou plusieurs charges électriques négatives) contient ou non de l’oxygène. S’il n’en contient pas, l’acide se forme en remplaçant le suffixe « ure » par le suffixe « hydrique ». Ce type d’acide est nommé hydracide.

Exemples d’hydracides :

• HF : Acide fluorhydrique ;
• HCl : Acide chlorhydrique ;
• HBr : Acide bromhydrique ;
• HCN : Acide cyanhydrique ;
• HI : Acide iodhydrique.

Si, au contraire, l’anion contient de l’oxygène, on forme le nom de l’acide en utilisant la racine du nom de l’anion et en y ajoutant le suffixe « ique » ou « eux ». Le « ique » (ou quelquefois « rique »), est utilisé lorsque le nom de l’anion se termine par « ate », tandis que le « eux » est utilisé lorsque le nom de l’anion se termine par « ite ». Ce type d’acide est nommé oxoacide ou oxacide.

Exemples d’oxanions (anions de composé oxydé) du chlore :

• HClO₄ (anion : perchlorate) : Acide perchlorique ;
• HClO₃ (anion : chlorate) : Acide chlorique ;
• HClO₂ (anion : chlorite) : Acide chloreux ;
• HClO (anion : hypochlorite) : Acide hypochloreux.

Exemples d’oxacides :

• HNO₃ : Acide nitrique ;
• HNO₂ : Acide nitreux ;
• H₂SO₄ : Acide sulfurique ;
• H₂SO₃ : Acide sulfureux ;
• H₃PO₄ : Acide phosphorique.

Résumé des règles (stratégie de nomenclature des acides)^[2] :
L’anion contient-il de l’oxygène ?
Non : Acide + racine de l’anion + suffixe « hydrique » ;
Oui : vérifier la fin du nom de l’anion :
« -ite » : Acide + racine de l’ion polyatomique + suffixe « eux »,
« -ate » : Acide + racine de l’ion polyatomique + suffixe « ique ».

Remarque :
Tel que mentionné précédemment, un acide selon la théorie de Brønsted-Lowry est une substance qui libère des protons une fois dissoute dans l’eau. Certaines molécules telles que HF et HCl sont gazeuses à 298 K et 1 atm. Ces molécules en phase gazeuse ne répondent pas à la définition d’un acide. Dans ces cas, il faut utiliser la nomenclature des composés covalents inorganique. Par exemple, en phase gazeuse, HF se nomme fluorure d'hydrogène et HCl se nomme chlorure d'hydrogène.

Composés ioniques binaires

De façon générale, les composés ioniques binaires sont des molécules qui sont composées d’un ion de charge positive, nommé cation, et d’un ion de charge négative, appelé anion. Par convention, lors de l’écriture de la formule chimique, c’est toujours le cation qui précède l’anion. Par exemple, dans le composé NaCl, Na+ est le cation et Cl^- est l’anion.

Il existe deux types de composés ioniques binaires : les composés de type I, qui comportent des anions dont la charge ne change jamais, et les composés de type II, qui sont ceux formés d’ions dont la charge varie selon le type d’ion auquel il est associé dans la molécule. Le deuxième type de composé peut être formé soit de cations qui peuvent prendre plusieurs degrés d’oxydation, soit d’ions polyatomiques. Les règles de nomenclature des composés ioniques binaires se divisent donc en deux catégories :

Composés ioniques binaires de type I

1. Nommer l’anion en premier, suivi du cation.
2. Le nom d’un anion monoatomique (composé d’un seul atome) est formé en prenant la racine du nom de l’élément dont il est constitué, et en lui ajoutant le suffixe –ure. L’oxygène est une exception, il est nommé « oxyde ».

Exemple : l’anion chlore (Cl^-) :
- garde sa racine chlor,
- est complémenté du suffixe –ure, pour former chlorure.

Le nom d’un cation monoatomique découle directement du nom de l’élément dont il est constitué.

Exemple : le sodium (Na⁺) :
reste tel quel, donc sodium dans les composés ioniques binaires qui contiennent cet ion.

Exemples des anions et cations monoatomiques les plus couramment utilisés

[Cation - Nom] ou [Anion - Nom] :

• H⁺ : Hydrogène
• H^- : Hydrure
• Mg²⁺ : Magnésium
• Cl^- : Chlorure
• Al³⁺ : Aluminium
• F^- : Fluorure
• Na⁺ : Sodium
• O^2- : Oxyde
• Ca²⁺ : Calcium
• S^2- : Sulfure

Exemples qui illustrent bien la façon de former les noms des composés ioniques binaires du premier type

• Mg²⁺(magnésium) + O^2- (oxygène) = MgO (Oxyde de magnésium)
• Ca²⁺ (calcium) + S^2- (soufre) = CaS (Sulfure de calcium)
• Na⁺ (sodium) + Cl^- (chlore) = NaCl (Chlorure de sodium)
• K⁺ (potassium) + I^- (iode) = KI (Iodure de potassium)

Composés ioniques binaires de type II

Comme il a été mentionné plus haut, les composés de type II se divisent en deux catégories :
Règles relatives à l’écriture des composés ioniques binaires de type II.1 :
D’abord, les composés qui font partie du type II.1 sont ceux qui sont formés de cations qui peuvent prendre différents degrés d’oxydation, c'est-à-dire porter différentes charges (comme les métaux de transition).

Exemples : FeCl₂ et FeCl₃ :
puisque le fer (Fe) est un élément de transition,
- dans FeCl₂, le cation Fe possède une charge de +2,
- dans FeCl₃, le cation Fe possède une charge de +3.

Les règles d’écriture restent systématiquement les mêmes que celles pour le type I, cependant, il faut préciser la charge du cation en chiffres romains à la fin de la formule moléculaire.

Exemples : FeCl₂ et FeCl₃ :
- le FeCl₂ se nomme Chlorure de fer (II),
- le FeCl₃ se nomme Chlorure de fer (III).

Exemples de cations du type II.1

• Cu²⁺ : Cuivre(II)
• Cu⁺ : Cuivre (I)
• Co³⁺ : Cobalt(III)
• Co²⁺ : Cobalt(II)
• Sn⁴⁺ : Étain (IV)
• Sn²⁺ : Étain(II)
• Pb⁴⁺ : Plomb(IV)
• Pb²⁺ : Plomb(II)
• Ag⁺ : Argent(I)
• Fe²⁺ : Fer(II)
• Fe³⁺ : Fer(III)

Liste des ions polyatomiques les plus fréquents

Règles relatives à l’écriture des composés ioniques binaires de type II.2 :
Les composés ioniques à ions polyatomiques sont généralement formés d’anions, excepté dans le cas du NH₄⁺, auxquels ont été donnés des noms spécifiques.

• C₂O₄^2- : Oxalate
• CH₃COO^- : Acétate
• CN^- : Cyanure
• CO₃^2- : Carbonate
• ClO^- : Hypochlorite
• ClO₂^- : Chlorite
• ClO₃^- : Chlorate
• ClO₄^- : Perchlorate
• CrO₄^2- : Chromate
• Cr₂O₇^2- : Dichromate
• HCO₃^- : Hydrogénocarbonate
• HPO₄^2- : Hydrogénophosphate
• H₂PO₄^- : Dihydrogénophosphate
• HSO₄^- : Hydrogénosulfate
• Hg₂²⁺ : Mercureux
• MnO₄^- : Permanganate
• SCN^- : Thiocyanate
• NH₄⁺ : Ammonium
• NO₂^- : Nitrite
• NO₃^- : Nitrate
• O₂^2- : Peroxyde
• OH^- : Hydroxyde
• PO₄^3- : Phosphate
• SO₃^2- : Sulfite
• SO₄^2- : Sulfate

Remarque : les oxanions :
parmi les ions polyatomiques, plusieurs séries d’anions composés d’un élément quelconque sont liées à des nombres d’atomes d’oxygène différents. Ces anions sont appelés oxanions.

- Si la série se limite à deux molécules, alors le nom de celle qui contient le plus petit nombre d’atomes d’oxygène se termine par –ite, tandis que le nom de celle qui en a le plus se termine par –ate.

Exemples :

• SO₃^2- : se dit sulfite.
• SO₄^2- : se dit sulfate.

- Si la série compte plus de deux oxanions, on ajoute le préfixe hypo- (moins de) au composé qui est formé du moins grand nombre d’atomes d’oxygène, et per- (plus de) au composé qui en contient le plus.

Exemples :

• ClO^- : se dit hypochlorite.
• ClO₂^- : se dit chlorite.
• ClO₃^- : se dit chlorate.
• ClO₄^- : se dit perchlorate.

Composés covalents inorganiques

Un composé covalent est « un composé formé de molécules ou d’atomes distincts »^[3]. Il est habituellement constitué de 2 non-métaux et la plupart d’entre eux sont ainsi des composés binaires (formés de deux éléments simples). Pour ces composés, les règles suivantes s’appliquent :

1- Le premier élément de la formule porte le nom complet de l’élément.

2- Le deuxième élément est nommé en premier et porte le nom de l’anion.

3- Le nombre d’atomes présents est identifié en utilisant des préfixes* (voir plus bas). Cependant, le préfixe mono- n’est jamais utilisé pour désigner le premier élément.

Par exemple : CO s’appelle monoxyde de carbone et non monoxyde de monocarbone^[2].

• Les préfixes grecs utilisés sont les suivants :

1 : mono ;-
2 : di- ;
3 : tri- ;
4 : tétra- ;
5 : penta- ;
6 : hexa- ;
7 : hepta- ;
8 : octa- ;
9 : nona- ;
10 : déca-.

Exemples de noms de composés covalents :

• NO₂ : Dioxyde d’azote
• N₂O₃ : Trioxyde de diazote
• N₂O₄ : Tétroxyde de diazote
• PCl₅ : Pentachlorure de phosphore
• SO₂ : Dioxyde de soufre
• SF₆ : Hexafluorure de soufre.

Remarque : pour éviter des problèmes de prononciation, on laisse souvent tomber la finale o ou a du préfixe quand l’élément commence lui-même par une voyelle.

Par exemple, N₂O₄ est appelé « tétroxyde de diazote » et non « tétraoxyde de diazote ».

Notes et références

1. ↑ (en) http://www.IUPAC.org
2. ↑ ^{a, b et c} STEVEN S. ZUMDAHL, SUSAN ZUMDAHL, Chimie generale (Zumdahl), 3^e éd.
3. ↑ ^{a et b} CHANG, R. PAPILLON, L. Chimie Fondamentale, Principes et problèmes, Les Éditions de la Chancelière Inc., 1998, pp. 47-52

Voir aussi

Article connexe

• Nomenclature des acides

Lien externe

• (en) http://www.IUPAC.org