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1 1.6 Formules chimiques et nomenclature Formule chimique Forme abrégée sous laquelle on écrit un composé Exemple : NaCl 1 atome sodium 1 molécule de chlorure de 1 atome chlore sodium CO 2 1 atome de carbone 1 molécule de dioxyde de 2 atomes d oxygène carbone Le nombre d oxydation ou la charge représente la charge d un élément à l intérieur d un composé ionique. Les éléments de la famille I ont un nombre d oxydation de 1+. Les éléments de la famille II ont un nombre d oxydation de 2+. Les éléments de la famille III ont un nombre d oxydation de 3+. Les éléments de la famille V ont un nombre d oxydation de 3-. Les éléments de la famille VI ont un nombre d oxydation de 2-. Les éléments de la famille VII ont un nombre d oxydation de 1-. 1

2 Ion monoatomique Ion formé d un seul atome (Ca 2+ Li 1+ Cl 1- O 2- ). Ion polyatomique Ion qui contient plus d un atome (CrO 4 2- NH 4 1+ CO 3 2- ) Dites si les ions suivants sont monoatomiques ou polyatomiques. a) Li 1+ e) CH 3 COO 1- i) OH 1- b) CrO 2-4 f) Cl 1-2- j) CO 3 1+ c) NH 4 g) Br 1- k) PO 3-4 d) Ca 2+ h) Al 3+ l) K 1+ 2

3 Voici la liste des ions polyatomiques que vous devez apprendre par cœur. Cation Anion NH 4 1+ ammonium CH 3 COO 1- acétate OH 1-1- NO 3 FO 1-3 ClO BrO 3 IO CO 3 SO 2-4 PO 3-4 hydroxyde nitrate fluorate chlorate bromate iodate carbonate sulfate phosphate Règle pour écrire un composé ionique Écrire l ion positif (cation) avant l ion négatif (anion). La somme des charges (+ et -) est toujours égale à zéro. Faire quelques exemples avec les élèves. Démontrer l équilibre des charges avec la méthode du croisé. Faire les exercices 7, 8 et 9 p Feuille de travail 1.6 (Travail 1 et 2) 3

4 La nomenclature Au début, on nommait les produits chimiques avec des noms communs (parfois encore utilisé). Aujourd hui, la nomenclature est la façon que l on nomme les composés. Formule chimique Nom commun Nomenclature CaO Chaux Oxyde de calcium Mg(OH) 2 Lait de magnésie Hydroxyde de magnésium NO 2 Gaz hilarant Dioxyde d azote NaHCO 3 Bicarbonate de soude Bicarbonate de sodium Il existe deux types de composés : les composés binaires (formés de 2 éléments) et les composés ternaires (formés d au moins 3 éléments). A) Sels binaires Formé M + NM Racine du NM + «ure» de M 4

5 Exemples : NaCl KI FeCl 3 CaBr 2 Faire la feuille de travail 1 B) Sels ternaires Formé M + ion polyatomique Ion polyatomique de M Exemples : Be(NO 3 ) 2 MgCO 3 NH 4 BrO 3 Sr 3 (PO 4 ) 2 CuSO 4 Faire la feuille de travail 2 Note : Quand un composé contient un métal de transition, qui peut avoir plus d un nombre d oxydation, il faut indiquer le nombre d oxydation par un chiffre romain. Exemples : FeCl 3 chlorure de fer III FeCl 2 chlorure de fer II 5

6 C) Oxyde métallique Formé M + O Oxyde de M Exemples : MgO Fe 2 O 3 Na 2 O D) Oxyde non-métallique (molécule la somme des charges n est pas égale à 0) Exemples : Formé NM + O Préfixe + oxyde CO N 2 O SO 3 de préfixe + NM Préfixe 1 mono 2 di 3 tri 4 tétra 5 penta 6 hexa 7 hepta 8 octa 9 nona 10 déca E) Acide binaire Toujours dans l eau Formé H + NM Acide racine du NM + «hydrique» Exemple : HCl (aq) 6

7 F) Acide ternaire Formé H + ion polyatomique Acide racine du NM + «ique» Exemple : HClO 3 Acide binaire Acide ternaire HCl (aq) acide chlorhydrique HClO 3 acide chlorique HBr (aq) acide bromhydrique HBrO 3 acide bromique HI (aq) acide iodhydrique HIO 3 acide iodique HF (aq) acide fluorhydrique HFO 3 acide fluorique HCN (aq) acide cyanhydrique HNO 3 acide nitrique CH 3 COOH HCOOH acide acétique acide formique H 2 S (aq) acide sulfhydrique H 2 SO 4 acide sulfurique H 2 CO 3 H 3 PO 4 acide carbonique acide phosphorique G) Hydroxyde ou base Formé M + OH Exemple : LiOH Hydroxyde de M Zn(OH) 2 7

8 Test de la flamme Lorsque des composés sont chauffés on obtient différentes couleurs de flamme. Chaque couleur permet d identifier l ion positif (cation) dans le composé. Exemple : NaCl Na 1+ couleur jaune/orange 1.7 Les réactions chimiques Une équation chimique démontre comment les substances sont transformées au cours d une réaction chimique. Ex : H 2 + Cl 2 2 HCl (aq) coefficient (nombre de molécule) Réactifs Produit Exemple 1 : 2 H 2 + O 2 2 H 2 O Signification : réagit avec pour produire 8

9 Exemple 2 : 2 Al + 6 HCl (aq) 2 AlCl H 2 Signification : réagit avec pour produire et Parfois on ajoute l information suivante aux équations (abréviations) : (s) solide (l) liquide ou (g) gaz ou (ppt) précipité (solide qui se dépose) (aq) aqueux (dans l eau) Ex : 2 HgO (s) 2 Hg (l) + O 2 AgNO 3(aq) + NaCl (s) AgCl + NaNO 3(aq) Il existe deux différentes formes d équations chimiques. Équation nominative o On se sert des noms o Ex : Le sodium réagit avec le chlore pour produire le chlorure de sodium. Désavantage : Ne fournit pas suffisamment d informations 9

10 Équation squelette (symbolique) o On se sert des formules chimiques o Indique l état de chaque réactif et produit o Facilite l écriture des équations o Ex : 2 Na (s) + Cl 2(g) 2 NaCl (s) Faire les exercices 3 et 4 p.113 Loi de la conservation de la masse «Stipule que lors d une réaction chimique, la somme des masses des produits est toujours égale à la somme des masses des réactifs.» La matière ne peut être ni détruite ni créée. Application de cette loi à partir des masses molaires : 2 N 2 H 4 + N 2 O 4 3 N H 2 O 10

11 Les équations chimiques équilibrées o Respecte la loi de la conservation de la masse o Voir les étapes à suivre pour équilibrer une équation chimique p.116 o Pour équilibrer une équation chimique, on doit ajouter des coefficients afin d avoir le même nombre d atomes de chaque sorte des deux côtés de la flèche. 1) H 2 + Cl 2 HCl 2) C + O 2 CO 3) Na + O 2 Na 2 O 4) Zn + HCl ZnCl 2 + H 2 5) Sn + Cl 2 SnCl 4 6) P + Cl 2 PCl 3 7) KClO 3 KCl + O 2 8) AgNO 3 + MgCl 2 AgCl + Mg(NO 3 ) 2 9) H 2 SO 4 + Al(NO 3 ) 3 Al 2 (SO 4 ) 3 + HNO 3 Faire exercice 1 p.237 Faire les feuilles supplémentaires 11

12 1.8 La classification des réactions chimiques Types de réactions chimiques 1. Réaction de synthèse (p ) A + B AB o 1 élément réagit avec un ou plusieurs autres éléments pour former un composé o réaction de combinaison ou de formation Formation d un oxyde métallique M + O MO Ex : 4 Fe (s) + 3 O 2(g) 2 Fe 2 O 3(s) (rouille) Formation d un oxyde non métallique NM + O NMO Ex : N 2(g) + 2 O 2(g) 2 NO 2(g) (dioxyde d azote) Formation d un sel binaire M + NM sel binaire (M+NM) Ex : 2 K (s) + Cl 2(g) 2 KCl (s) (chlorure de potassium) 12

13 Formation d un acide NMO + H 2 O acide (H+NM) Ex: SO 3(g) + H 2 O (l) H 2 SO 4(aq) ( pluie acide ) Formation d une base ou hydroxyde MO + H 2 O base (M+OH) Ex: CaO (s) + H 2 O (l) Ca(OH) 2(aq) (chaux) 2. Décompositon (p.122) AB A + B o composé se sépare en ses éléments ou d autres composés Ex : 2 H 2 O (l) 2 H 2(g) + O 2(g) (électrolyse de l eau) 13

14 3. Réaction de combustion i. Réaction de combustion complète o Réaction entre un composé ou un élément ET de l oxygène o Entraîne la formation des oxydes o S accompagne généralement de lumière et de chaleur Ex : CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2 H 2 O (g) + chaleur Combustion du propane o Attention : Souvent des réactions de synthèse Ex : 2 Mg (s) + O 2(g) 2 MgO (s) ii. Réaction de combustion incomplète o Combustion où la quantité d oxygène est insuffisante o Formation du monoxyde de carbone (CO) et de l eau (H 2 O) si le réactif est composé de carbone 14

15 4. Réaction de déplacement simple o un élément d un composé est remplacé par un autre élément M 1 + M 2 NM M 2 + M 1 NM Ex : Zn (s) + Fe(NO 3 ) 2(aq) Zn(NO 3 ) 2(aq) + Fe (s) MNM 1 + NM 2 MNM 2 + NM 1 Ex : CaBr 2(s) + Cl 2(g) CaCl 2(aq) + Br 2(l) Voir la série d activité des métaux p.126 Un métal réactif déplace ou remplace à l intérieur d un composé n importe quel métal qui se trouve en dessous de lui dans la série d activité. 5. Réaction de déplacement double AB + CD AD + CB o échange de cations entre deux composés ioniques Ex : NaCl (aq) + AgNO 3(aq) AgCl (s) + NaNO 3(aq) 15

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