Formules chimiques

Formule moléculaire. Formule empirique. Modèle de bâton de balle. Modèle de remplissage de lespace. Nommer les formules chimiques. Nommer les composés ioniques. Nommer les métaux de transition.

En chimie, nous utilisons généralement des formules chimiques pour être plus précis et complets. Une formule chimique est utilisée pour exprimer la composition des molécules et des composés ioniques à l'aide de symboles chimiques. La proportion définie d'atomes d'une molécule est également indiquée dans une formule chimique. Nous nous intéressons ici principalement à deux types de formules. Ce sont des formules moléculaires et empiriques.

Pour être clair et concis, définissons la formule moléculaire. La formule moléculaire indique le nombre exact d'atomes de chaque élément comme la plus petite unité d'une substance. Ainsi, CO₂est la formule moléculaire du dioxyde de carbone. O₂est la formule moléculaire de l'oxygène, et H₂Oc'est de l'eau. Que signifie l'indice ?.

L'indice indique le nombre d'atomes d'un élément présents. Il n'y a pas d'indice pour Cdans CO₂. Cela signifie qu’il n’y a qu’un seul atome de carbone dans une molécule de dioxyde de carbone, donc le chiffre « un » est omis de la formule. Très bien ! Les formules chimiques sont utilisées pour exprimer les rapports dans lesquels les atomes sont combinés. Et la structure ? Pouvons-nous illustrer la structure d’un atome ?.

Il existe une autre façon d’illustrer les atomes. Une manière efficace de représenter la structure moléculaire est d’utiliser des modèles moléculaires. Il existe deux types standard de modèles moléculaires utilisés pour la visualisation. L’un d’eux est le modèle balle-bâton. L’autre est le modèle de remplissage d’espace.

Regardez la figure. Dans le modèle boule-bâton, les atomes sont des boules de polystyrène ou des boules de plastique percées de trous. Une tige représente les liaisons chimiques. Dans le modèle de remplissage d'espace, les atomes sont représentés par des boules raccourcies maintenues ensemble, de sorte que les liaisons ne sont pas visibles. Une formule structurale montre comment les atomes sont liés les uns aux autres dans une molécule. Existe-t-il une autre façon d’exprimer la composition des molécules ?.

Passons aux formules empiriques qui sont les formules chimiques les plus simples. Ils sont écrits en réduisant les indices dans les formules moléculaires au plus petit rapport de nombres entiers de leurs atomes. Par conséquent, les formules moléculaires sont les véritables formules des moléculesLa formule moléculaire est la base de la formule empirique. Comment réduire l'indice dans la formule moléculaire ?.

À titre d’exemple, considérons le composé hydrazine, écrit comme N₂H₄. Saviez-vous que l’hydrazine est utilisée comme carburant pour fusée ? Lors de l'écriture de la formule empirique, l'indice de la formule moléculaire doit être converti en nombres entiers les plus petits possibles. Il y a deux atomes d'azote et quatre atomes d'hydrogène dans l'hydrazine. En divisant l'indice par deux, nous obtiendrons la formule empirique de l'hydrazine qui est NH₂.

Regardons la formule chimique d’un composé ionique. La formule chimique du composé anionique est presque la même que la formule empirique. C'est parce qu'un composé ionique ne contient pas d'unités moléculaires. Pourquoi n'ont-ils pas d'unités moléculaires ? Pour que les composés ioniques soient électriquement neutres, la somme des charges sur le cation et l’anion dans chaque unité de formule doit être nulle.

Que fait-on si les charges du cation et de l’anion sont numériquement différentes ? Dans de tels cas, nous appliquons la règle suivante pour rendre la formule électriquement neutre. L'indice du cation est numériquement égal à la charge de l'anion, et l'indice de l'anion est numériquement égal à la charge du cation.

Voici quelques exemples de formule chimique de composés ioniques. Chlorure de sodium. Le cation sodium Na+et l'anion brome Cl⁻se combinent pour former du chlorure de sodium. La somme de leurs charges électriques est (+1) + (-1) = 0. Ils n'ont donc pas besoin d'un indice. La formule est NaCl.

Prenons le bromure de magnésium comme prochain exemple. Le Mg²⁺et le Br⁻se combinent pour former du bromure de magnésium. La somme de leurs charges est (+2) + (-1) = +1. Pour que la somme des charges soit nulle, nous multiplions la charge +1 de l’anion par 2 et ajoutons l’indice « 2 » au symbole du brome. Par conséquent, la formule du bromure de magnésium est MgBr₂.

Ensuite, regardons l’oxyde d’aluminium. Le cation est Al³⁺et l'anion oxygène est O²⁻. La somme des charges est 2×(+3) + 3×(-2) = 0. Ainsi, la formule de l’oxyde d’aluminium est Al₂O₃.

Après avoir trouvé la formule chimique, comment les nommons-nous ? Les chimistes ont développé un système de dénomination des formules chimiques concernant leur composition. Ceux-ci sont classés en trois. composés ioniques, composés moléculaires, acides et bases. En utilisant ces classifications, nous appliquons certaines règles pour dériver le nom chimique.

Dans les diapositives précédentes, les composés ioniques sont constitués d’ions tels que des cations et des anions. Presque tous les cations sont des atomes métalliques tandis que les anions sont des atomes non métalliques. Les cations métalliques tirent leur nom des élémentsPar exemple, Na⁺est appelé ion sodium, Ca²⁺est appelé ion calcium, Al³⁺Ion aluminium. Et les anions ?.

L'anion est nommé en prenant la première partie du nom de l'élément et en ajoutant ide. Voici quelques exemples. O²⁻est nommé oxyde. Cl⁻est nommé chlorure. N³⁻est nommé nitrure. H⁻est nommé hydrure.

La terminaison -ide est également utilisée pour certains groupes d'anions contenant différents éléments. Un exemple est l'hydroxyde représenté par OH⁻. Un autre exemple est le cyanure représenté par CN⁻. Ainsi, les composés LiOHet KCNsont nommés hydroxyde de lithium et cyanure de potassium.

Qu'en est-il des métaux de transition ? Les métaux de transition se trouvent principalement au centre du tableau périodique des éléments. Ils peuvent former plus d’une variante de cations. Prenons l’exemple de l’élément fer. L'élément Fer représenté par Fepeut former deux cations. Ils sont Fe²⁺et Fe³⁺ions.

La procédure de dénomination acceptée pour différents cations du même élément consiste à utiliser des chiffres romains. Le chiffre romain Iest utilisé pour une charge positive, IIpour deux charges positives, et ainsi de suite. C'est ce qu'on appelle le système boursier.

Avec cela, Fe²⁺l'ion est nommé Fer (II). Fe³⁺l'ion est nommé Fer (III). FeCl₂, ayant le Fe²⁺L'ion est appelé chlorure de fer (II). FeCl₃. ayant le Fe³⁺L'ion est appelé chlorure de fer (III).

Passons maintenant aux composés moléculaires. Les composés moléculaires contiennent des unités moléculairesIls sont généralement composés d’éléments non métalliques. Nommer les composés moléculaires est presque le même que nommer les composés ioniques. Nous plaçons d’abord le nom du premier élément dans la formule. Ensuite, l'élément suivant est nommé en ajoutant -idejusqu'à la fin du nom de l'élément. Alors, quelle est la différence entre les deux ?.

Dans ces cas, la confusion dans la dénomination des composés est évitée en utilisant des préfixes grecs. Ils sont utilisés pour désigner le nombre d’atomes de chaque élément présent. Considérez ces exemples. NH2. NO4.

Ces directives vous aideront à nommer les composés avec des préfixes. Le préfixe mono peut être omis pour le premier élément. Par exemple, NH2est appelé dihydrure d'azote et non dihydrure de monoazote. Ainsi, l’absence de préfixe pour le premier élément signifie généralement qu’un seul atome de cet élément se trouve dans la molécule.

Pour les oxydes, la terminaison adans le préfixe est parfois omis. Par exemple, N2O4peut être appelé tétroxyde de diazote plutôt que dinitrogen tetra oxide.

Cette figure résume les étapes de dénomination des composés ioniques et moléculaires. Il montre comment la dénomination peut d'abord être séparée en composés ioniques et moléculaires. Les composés ioniques ont des noms différents pour les cations et pour les anions. Reprenez cette leçon pour mieux comprendre cette dénomination. On se retrouve à la prochaine leçon.