Ions polyatomiques

Définition des ions polyatomiques

Ces ions agissent essentiellement comme une seule unité (la plupart du temps) inséparable. Qu'est-ce que je veux dire par là ? Parlons de la dissociation.

Lorsque des composés solubles dans l'eau sont placés dans l'eau, ils se dissocient (c'est-à-dire qu'ils se séparent). Par exemple, voici la dissociation du NaCl :

$$NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-$$

En gros, le composé se décompose en ses ions. Maintenant, qu'en est-il d'un composé contenant un ion polyatomique ? Examinons la dissociation de l'acide sulfurique (_H2SO4), qui contient l'ion polyatomique sulfate (^SO42-).

$$H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$$$

Comme tu peux le voir, l'ion sulfate reste intact, c'est ce que je voulais dire par "inséparable".

Exemples d'ions polyatomiques

Maintenant que nous avons une idée générale de ce qu'est un ion polyatomique, voyons quelques exemples.

Voici le carbonate de calcium (_CaCO3), qui contient l'ion polyatomique carbonate (^CO32-) :

Fig.1 - Carbonate de calcium (CaCO3)

Nous voyons ici que le carbonate agit comme une seule unité avec une charge de -2. L'ion calcium (^Ca2+) est attiré par cette charge et forme une liaison avec les ions polyatomiques.

Les ions polyatomiques peuvent former des composés entre eux, comme le montre la figure ci-dessous avec le carbonate d'ammonium ((_NH4)2CO3) :

Fig.2 - Structure du carbonate d'ammonium ((NH4)2CO3)

Chaque ion ammonium (^NH4+) a une charge de +1, tandis que le carbonate, comme nous l'avons vu précédemment, a une charge de -2. Chaque ion ammonium se lie à un côté de l'ion carbonate.

Nom des composés à ions polyatomiques

Les composés ioniques avec des ions polyatomiques sont nommés de la même manière que les autres composés ioniques : il suffit de mettre ensemble le nom du cation et le nom de l'anion. S'il y a plus d'un ion polyatomique, n'ajoute pas de numéro au nom. La seule fois où cela est possible, c'est lorsque le nom de l'ion contient déjà un chiffre, comme le bichromate ou le triiodure.

Par exemple, _H2SO3 est du sulfate d'hydrogène.

Il existe une différence importante dans la façon dont les formules des composés ioniques sont écrites. Si plus d'un ion polyatomique est nécessaire pour équilibrer la charge globale de la formule, mets la formule de l'ion polyatomique entre parenthèses et écris l'indice numérique correct à droite des parenthèses. Ainsi, la bonne façon d'écrire la formule de l'ion béryllium (^Be2+) et de l'ion hydroxyde (^OH-) est Be(OH₎₂, et non _BeOH2 ou _BeO2H2. Lorsqu'elles sont nécessaires, utilise les parenthèses. Ce composé ionique est appelé "hydroxyde de béryllium", ce qui est son seul nom.

Les ions polyatomiques courants

Il existe de nombreux ions polyatomiques, mais il y en a certains que tu rencontreras souvent au cours de ta carrière de chimiste. Comme les ions polyatomiques sont considérés comme une unité et non comme un composé, ils ne suivent pas la convention de dénomination des composés. Au lieu de cela, nous mémorisons simplement les noms et les charges.

Bien que cela puisse sembler une tâche décourageante au début, tu finiras par y arriver !

Tableau des ions polyatomiques

Tu trouveras ci-dessous un tableau présentant quelques ions polyatomiques courants :

Fig.3 - Liste des ions polyatomiques courants par ordre de charge

Tu remarqueras que certains de ces ions, comme le nitrate (^NO3-) et le nitrite (^NO2-) se ressemblent beaucoup. Ce type d'ion est appelé oxyanion car il contient de l'oxygène et est un anion (ion chargé négativement).

Lorsque nous nommons ces ions, le suffixe est basé sur le nombre d'oxygène :

• Le plus d'oxygène : Per + name + ate
• Plus d'oxygène : nom + ate
• Moins d'oxygène : nom + ite
• Moins d'oxygène : Hypo + nom + ite

Cette convention est basée sur le nombre d'atomes d'oxygène possibles, comme indiqué ci-dessous :

Fig.4 - Tableau de désignation des oxyanions

Charges des ions polyatomiques

Les ions polyatomiques peuvent avoir une grande variété de charges. Les espèces chargées négativement (anions) sont beaucoup plus courantes, mais il en existe encore qui ont des charges positives(cations).

D'où viennent ces charges ? Ces charges sont basées sur le nombre d'oxydation de l'élément composant.

Fig.5 - Diagramme des états d'oxydation courants