Ce glossaire se limite à expliciter les dénominations utilisées en chimie générale. Le vocabulaire utilisé en chimie organique est beaucoup plus riche. Il est abordé dans un post spécifique.

Corps simples

La chimie repose sur les liaisons et les réactions entre des substances composées à partir d'un nombre limité de corps simples. Le tableau périodique des éléments, ou tableau de Mendeleïev, donne la liste de ces corps simples. Sa forme permet de mettre en évidence les similitudes de comportement de certains de ces corps. Dans ce qui suit, nous nous contenterons d'une classification très élémentaire. Nous distinguerons :

• l'atome d'hydrogène H,
• les métaux que nous représenterons par la lettre M dans les formules génériques,
• les non-métaux que nous représenterons par la lettre X dans les formules génériques,
• l'atome d'oxygène O qui fait partie des non-métaux mais qui, tout comme l'oxygène, joue un rôle particulier,
• les terres rares (lanthanides) et les métaux lourds (actinides) ont des propriétés particulières qui ne rentrent pas dans le cadre de ce glossaire à caractère très général.

Le groupe des métaux est le plus nombreux. Il comprend plusieurs sous-groupes, celui des métaux alcalins (lithium Li, sodium Na, potassium K, rubidium Rb, césium Cs, francium Fr) et alcalino-terreux (béryllium Be, magnésium Mg, calcium Ca, strontium Sr, baryum Ba, radium Ra).

Le groupe des non-métaux est beaucoup plus limité. On distingue d'abord les halogènes (fluor F, chlore Cl, brome Br, iode I, astate At) auxquels s'ajoutent le carbone C, l'azote N, l'oxygène O (que l'on classera néanmoins à part), le phosphore P, le soufre S et le sélénium Se. Le groupe des métalloïdes (bore B, silicium Si, germanium Ge, arsenic As, antimoine Sb, tellure Te) complète cette liste. Les métalloïdes partagent néanmoins certaines propriétés avec les métaux.

Nous exclurons de notre nomenclature les gaz nobles (hélium He, néon Ne, argon Ar, krypton Kr, radon Ra) qui sont des non-métaux (non-métaux monoatomiques) mais qui ne rentrent dans aucune liaison ou réaction chimique.

Corps composés

Remarque préliminaire : dans les formules génériques qui suivent, on n'utilisera que les quatre lettres H, M, X et O et on ne tiendra pas compte de l'indice représentant le nombre d'un atome dans une molécule. Ainsi, par exemple, le composé générique représentatif de l'hématite Fe₂O₃ sera noté MO et celui représentatif du sulfure d'hydrogène H₂S sera noté HX.

De façon très schématique, les corps composés se répartissent en 5 catégories :

• les acides
• les bases (autrement appelées hydroxydes)
• les sels
• les oxydes
• les composés complexes

Les molécules organiques (une sixième catégorie) font l'objet d'un glossaire spécifique.

Acides

Il y a deux catégories d'acides en chimie non-organique : les hydracides et les oxacides. Les hydracides (qu'on appelle aussi acides binaires) sont composés d'un non-métal associé à un ou plusieurs atomes d'hydrogène. Leur formule générique est HX. Il existe deux façons de les nommer. Soit <X-nom> le nom du non-métal considéré :

• On peut les nommer en faisant suivre <X-nom> par le suffixe -ure et en ajoutant la mention "d'hydrogène". Exemples : chlorure d'hydrogène HCl, sulfure d'hydrogène H₂S.
• On peut aussi les nommer en formant un adjectif avec <X-nom> suivi du suffixe -hydrique. On utilise cette dénomination de préférence lorsque l'acide considéré est en solution aqueuse. Exemples : acide chlorhydrique HCl, acide sulfhydrique H₂S.

L'acide cyanhydrique HCN (cyanure d'hydrogène) n'est pas, stricto sensu, un acide binaire mais il en a toutes les caractéristiques : le carbone et l'azote sont tous deux des non-métaux et ils sont liés par une triple liaison covalente très forte.

L'anion libéré par un hydracide en solution porte le nom du non-métal suivi du suffixe -ure : ion chlorure Cl^-, ion sulfure S^2-, ion cyanure CN^-.

Les oxacides (ou oxoacide) ont pour formule générique HXO. L'élément noté X est le plus souvent un non-métal mais il existe des oxacides à base de métal fortement oxydé (acide manganique HMnO₄). L'élément associé à l'hydrogène dans un oxacide peut être oxydé à différents degrés. On connaît par exemple plusieurs types d'oxacides sulfuriques : l'acide sulfureux H₂SO₃, l'acide sulfurique H₂SO₄, l'acide peroxydisulfurique H₂S₂O₈, sans parler de l'ion thiosulfate S₂O₃^- ! La règle doit donc tenir compte du nombre d'oxydation du non métal. Le nombre d'oxydation est le nombre de charges électriques (réelles dans le cas d'une liaison, fictive dans le cas d'une liaison covalente) portées par l'élément à la base de l'oxacide.

Dans le cas général, le nombre d'oxydation est égal à 1 ou 2. La règle est alors :

• de les nommer en faisant suivre <X-nom> par le suffixe -ate ou -ite et en ajoutant la mention "d'hydrogène". Exemples : nitrite d'hydrogène HNO₂, nitrate d'hydrogène HNO₃ ;
• de les nommer en formant un adjectif avec <X-nom> suivi du suffixe -ique ou -eux. On utilise cette dénomination de préférence lorsque l'acide considéré est en solution aqueuse. Exemples : acide nitreux HNO₂, acide nitrique HNO₂.

Le couple -ate/-ique est utilisé pour nommer l'acide dans le cas où le non-métal a le plus fort degré d'oxydation. Il est également utilisé lorsqu'il n'y a qu'un seul degré d'oxydation possible.

Lorsqu'il y a trois degrés d'oxydation possible, on conserve la règle ci-dessus pour les degrés d'oxydation les plus élevés et on traite le cas du degré d'oxydation minimum en ajoutant le préfixe hypo- à la dénomination en -ite ou en -eux. Lorsqu'il y en a 4, on forme le nom de l'acide dont le nombre d'oxydation est maximum en ajoutant le préfixe hyper- ou plus simplement per- à la dénomination en -ate ou en -ique. Exemples :

• hypochlorite d'hydrogène ou acide hypochloreux HClO
• chlorite d'hydrogène ou acide chloreux HClO₂
• chlorate d'hydrogène ou acide chlorique HClO₃
• perchlorate d'hydrogène ou acide perchlorique HClO₄

L'anion libéré par l'acide en solution porte le nom en -ate ou en -ite de l'acide considéré. Exemples : ion sulfate SO₄^2-, ion phosphate PO₄^3-, ion nitrite NO₂^-, ion perchlorate ClO₄^-, ion permanganate MnO₄^-.

Bases (hydroxydes)

La règle est plus simple. Une base est formée de l'association d'un cation métallique et d'anions hydroxydes OH^-. Sa formule générique est MOH. Le nom d'une base est tout simplement "hydroxyde de <nom du métal>". Exemples :

• NaOH hydroxyde de sodium
• Mg(OH)₂ hydroxyde de magnésium
• KOH hydroxyde de potassium

Oxydes

L'oxygène réagit avec une grande quantité de corps simples, qu'ils soient non-métalliques (formule générique XO) ou métalliques (MO). Dans le cas des oxydes non-métalliques on utilise le terme oxyde en le faisant précéder du suffixe mon-, di- ou tri- pour caractériser le nombre d'atomes d'oxygène :

• CO monoxyde de carbone
• CO₂ dioxyde de carbone
• SO₃ trioxyde de soufre

On trouve également dans la littérature la dénomination anhydride. Le trioxyde de soufre est aussi appelé anhydride sulfurique. L'acide sulfurique ayant pour formule H₂SO₄, si on lui retire l'équivalent d'une molécule d'eau, on obtient bien une molécule de SO₃. Idem pour le dioxyde de soufre SO2 qu'on appelle aussi anhydride sulfureux.

Pour les oxydes métalliques, on utilise la dénomination oxyde de <nom du métal> suivi d'un chiffre romain entre parenthèses indiquant l'état d'oxydation du métal :

• PbO oxyde de plomb (II)
• Fe₂O₃ oxyde de fer (III)
• FeO oxyde de fer (II)

Explication : l'oxygène peut accepter deux électrons supplémentaires. Dans l'oxyde de fer (III) chaque atome de fer donne virtuellement 3 électrons et chaque atome d'oxygène en récupère deux. Dans l'oxyde de fer (II) l'atome de fer donne virtuellement deux électrons à l'atome d'oxygène. On trouve également une forme désuète basée sur le même principe (nombre d'oxydation) que la nomenclature des oxacides : oxyde ferreux pour l'oxyde de fer (II) et oxyde ferrique pour l'oxyde de fer (III).

Peroxydes

Les peroxydes sont des oxydes comportant un nombre d'atomes d'oxygène plus important qu'un oxyde normal. Le plus souvent ils ont une formule générique du type XO-OX'. Les peroxydes sont très réactifs car la liaison O-O est instable. Ils peuvent agir comme oxydant ou comme réducteur. Dans les deux cas la réaction produit des composés dont le degré d'oxydation est plus stable. Un peroxyde peut également se cliver pour donner deux radicaux X-O ^.. Le peroxyde d'hydrogène H₂0₂ (HO-OH) est le plus simple des peroxydes. En solution aqueuse il est connu sous le nom d'eau oxygénée. Le peroxyde de chlore ClO-OCl est un autre exemple de peroxyde. Il existe également des peroxydes organiques.

Sels

On ne sera pas surpris de retrouver la même dichotomie que pour les acides : il existe des sels d'hydracide (formule générique MX) et des sels d'oxacides (formule générique MXO). Leur nomenclature reprend les mêmes règles que celle des acides. Dans les deux cas le sel porte le nom de l'anion de l'acide considéré suivi du nom du métal :

• CaCl₂ chlorure de calcium
• MgCl₂chlorure de magnésium
• Na₂CO₃ bicarbonate de sodium
• Fe₂(SO₄)₃ sulfate de fer (III)
• NaNO₃ nitrite de sodium

Ester

Dans sa définition la plus restrictive, un ester est un composé organique comportant un groupe carbonyle (groupe C=O composé d'un atome de carbone lié par une double liaison à un atome d'oxygène), auquel est attaché un groupe alcoxyle (un atome d'oxygène porteur d'un alkyle). Il est obtenu par condensation d'un acide carboxylique et d'un alcool. Mais d'une manière plus générale, il est possible d'obtenir des esters par condensation d'un acide quelconque avec un alcool. Un ester de nitrate est obtenu par condensation d'acide nitrique avec un alcool (exemple : nitrate de méthyle CH₃NO₃). Il existe également des esters sulfuriques.

Quelques règles de nommage

Suffixe -eux et -ique : oxacide. Un oxacide dont le nom comporte le suffixe -eux est associé à un anion en -ite. Un oxacide dont le nom comporte le suffixe -ique est associé à un anion en -ate (acide nitreux HNO₂, acide nitrique HNO₃, acide perchlorique HClO₄). Voir ci-dessous les règles de nommage des anions en -ite et en -ate.

Suffixes -ite et -ate : anions d'un oxacide ou anion formé à partir d'un métal fortement oxydé (ion nitrite NO₂^-, ion sulfate SO₄^2-, ion permanganate MnO₄^-). Composé chimique à base de cet anion (sulfate de magnésium MgSO₄, permanganate de potassium KMnO₄). Les ions en -ite ont un degré d'oxydation moindre que les ions en -ate (ion chlorite ClO₂^-, ion chlorate ClO₃^-). Le préfixe hypo- indique un degré d'oxydation encore inférieur et le suffixe per- un degré d'oxydation supérieur (ion hypochlorite ClO^-, ion perchlorate ClO₄^-).

Suffixe -hydrique : hydracide (acide chlorhydrique HCl, acide sulfhydrique H₂S). Cette dénomination est souvent attribuée à la solution aqueuse de cet acide.

Suffixe -ure : anion d'un hydracide ou composé chimique à base de cet anion. L'hydracide considéré porte le nom de l'anion suivi de la mention "d'hydrogène" (ion sulfure S^2-, sulfure d'hydrogène H₂S). Les halogénures sont les anions des éléments halogènes (ion chlorure Cl^-, chlorure de sodium NaCl). Le terme hydrure désigne un composé chimique constitué d'un atome d'hydrogène et d'un élément moins électronégatif que lui (hydrure de sodium NaH, hydrure de calcium CaH₂, hydrure de titane TiH₂).

Anhydride : composé qui a perdu une molécule d'eau (l'acide sulfureux H₂SO₃ déshydraté donne l'anhydride sulfureux SO₂). Cette dénomination est désuète : le nom officiel de l'anhydride sulfureux est le dioxyde de soufre.

Hydroxyde : anion OH^-. Suivi du nom d'un métal, il s'agit d'une base (hydroxyde de sodium NaOH, hydroxyde de cuivre Cu(OH)₂, hydroxyde de potassium KOH).

Oxyde : composé de l'oxygène avec un élément moins électronégatif. Lorsque cet élément est un métal, on fait suivre la mention oxyde de <nom du métal> suivi du nombre d'oxydation en chiffres romains entre parenthèse (oxyde de fer (III) Fe₂O₃). Avec un non-métal, le degré d'oxydation est souvent indiqué par un préfixe (monoxyde de carbone CO, trioxyde de soufre SO₃). On trouve aussi des formules désuètes avec le terme anhydride (voir ci-dessus) ou en accolant au terme oxyde le nom d'un anion d'oxacide (oxyde nitrique NO).

Quelques notions élémentaires de chimie

Oxydoréduction

Une oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle il se produit un transfert d'électrons. On dit de l'élément (ou du composé) qui donne un ou plusieurs électrons qu'il est oxydé et de l'élément ou du composé qui accepte ce(s) électron(s) qu'il est réduit. Un élément ou un composé qui a une forte propension à accepter (voire à chiper) des électrons est un oxydant. L'élément ou le composé donneur est appelé réducteur. L'association de ces deux éléments forment un couple redox. Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples redox (R₁/O₁) et (R₂/O₂). Elle s'écrit :

Potentiel d'oxydoréduction

Le potentiel d'oxydoréduction (ou potentiel d'oxydation) est une grandeur mesurée empiriquement qui permet d'évaluer la réactivité de deux couples redox lorsqu'ils sont mis en contact. Un potentiel d'oxydoréduction est associé à chaque couple redox. Il est mesuré en constituant une pile dont l'une des électrodes est formée par ce couple et l'autre par le couple (H⁺/H₂). Il est noté E⁰. Par exemple, le couple (F₂/F^-) a un potentiel de 2,87 V alors que le couple (Zn²⁺/Zn) a un potentiel de -0,76 V.

Nombre d'oxydation

Le nombre d'oxydation est le nombre de charges électriques portées par un atome au sein d'une molécule.

Electronégativité

L'électronégativitéest la capacité d'un élément chimique à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément. La différence d'électronégativité entre ces deux éléments s'exprime en électron-volts (eV). Elle mesure le delta d'énergie lié au captage d'un électron.

Complexation et ligand

Une liaison de coordination est une liaison chimique associant deux "corps" (atomes, ions ou molécules) et dans laquelle l'un des deux corps met en commun un doublet d'électrons non liants (non engagés dans une liaison covalente ou ionique). Le corps (atome ion ou molécule) qui apporte le doublet mis en commun est appelé ligand. La réaction qui conduit à la liaison est une réaction de complexation. Le composé obtenu est appelé composé de coordination ou complexe.

Denticité et indice de coordination

La denticité est le nombre d'atomes d'un ligand pouvant se lier à un atome central dans un complexe. Le nombre effectif de liaisons de coordination au sein d'un complexe est appelé indice de coordination.

pH (potentiel hydrogène)

Mesure de la concentration en ion hydronium d'une solution aqueuse.

Une solution de pH égal à 7 est neutre. Un pH inférieur à 7 dénote un caractère acide et un pH supérieur à 7 un caractère basique.

Condensation

Une réaction de condensation est une réaction qui conduit à combiner deux molécules en éliminant une molécule simple comme l'eau ou le méthanol.

Fractionnement

Une réaction de fractionnement est une réaction qui conduit à partager une molécule ou un polymère. Un résidu est un produit résultant d'une réaction de fractionnement. On donne aussi le nom de fractionnement à des réactions qui conduisent à séparer des substances mélangées. La distillation par exemple consiste à séparer des espèces dont la température d'ébullition est différente.

Radical libre

Un radical libre est un atome ou une molécule possédant un ou plusieurs électrons non appariés sur sa couche externe.

Valence

La valence d'un élément est le nombre maximal de liaisons covalentes ou ioniques qu'il peut former. La valence d'un élément dépend de la configuration de son nuage électronique.

Bande de valence, bande de conduction

La bande de valence d'un élément est la bande d'énergie de niveau le plus élevé accueillant des électrons. Les électrons de la bande de valence sont ceux qui participent à la cohésion des solides, et en particulier des cristaux. La bande de conduction est la bande d'énergie supérieure dans laquelle peuvent se déplacer librement les électrons.

Solvatation

La solvatation est un phénomène physicochimique intervenant lors de la dissolution d'une molécule dans un solvant, et plus particulièrement dans l'eau. Les molécules du solvant étant polarisées, elles ont tendance à interagir avec les ions libérés par la molécule (réaction ion-dipôle). C'est le cas lorsqu'on dissout un acide dans l'eau. Les ions H⁺ ne restent pas à l'état libre, ils forment des ions oxonium et en particulier le plus simple d'entre eux, l'ion hydronium H₃O⁺.