Formule brute

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En chimie, la formule brute est l'écriture la plus compacte décrivant un composé chimique ou un corps simple[1]. Les formules brutes, par exemple C2H6O pour l'éthanol, sont utilisées dans les équations chimiques pour décrire les réactions chimiques. Des notations intermédiaires entre les formules brutes et semi-développées permettent plus de lisibilité tout et restant compacte, comme pour l'éthanol l'écriture C2H5OH. Bien d'autres informations que la stœchiométrie des éléments peuvent être présentes dans une formule brute (nombre d'oxydation, marquage isotopique ou informations structurales partielles notamment) et sont gérées par des règles édictées par l'IUPAC.

Cet article limite la notion de formule brute à toutes les représentations de formules chimiques écrites en ligne et ne faisant pas apparaître de liaison chimique. La présence de liaisons chimiques dans une formule est traitée dans les articles Formule développée plane, Formule semi-développée ou Représentation des molécules.

Histoire[modifier | modifier le code]

Exemple d'utilisation de symboles alchimiques

L'écriture des formules brutes, pour remplacer les écritures alchimiques en vigueur depuis le Moyen Âge, résulte d'une succession de plusieurs stades.

L'élément chimique[modifier | modifier le code]

Le premier stade de l'écriture moderne des formules brutes est la découverte des éléments chimiques par Antoine Lavoisier. Ce chimiste français, en montrant que tous les corps étaient composés d'éléments, ou principes, traçait la voie d'une nouvelle façon de penser la matière[2].

La nomenclature[modifier | modifier le code]

Le second stade fut la mise en place d'une nouvelle nomenclature de la chimie. Les premiers chimistes à comprendre l'importance de cette nouvelle façon de penser les corps chimiques furent Joseph Black en 1784, Claude Louis Berthollet en 1785, Louis-Bernard Guyton-Morveau et Antoine-François Fourcroy en 1786 et 1787[3]. Avec ces trois derniers, Lavoisier élabora une nouvelle nomenclature chimique en 1787[4]. Les anciens noms étaient remplacés par une appellation utilisant les éléments chimiques (par exemple vert-de-gris devenait oxyde de cuivre, ibid p.141) ou mettait en jeu des radicaux (nitrate, sulfate, citrate) eux-mêmes basés sur des éléments chimiques (par exemple, vitriol d'argile devenait sulfate d'alumine, ibid p.142).

Les symboles chimiques[modifier | modifier le code]

Le troisième stade est le passage de la nomenclature aux symboles chimiques tels que nous les connaissons, H, C, O, etc.. Il est dû au premier chimiste analyste Jöns Jacob Berzelius en 1813. Les formules brutes, ou formules empiriques [5] ne diffèrent de celles en usage que par le fait que les nombres que nous écrivons en indice étaient écrits par ce chimiste suédois en exposant (CO2 au lieu de CO2).

L'IUPAC[modifier | modifier le code]

L'écriture des formules brutes est désormais gérée par l'IUPAC dans sa publication appelée Red Book[6]. Y sont distinguées les formules empiriques, les formules moléculaires, les formules structurales et les formules d'addition (voir ci-dessous). Ces différents types de formules sont nécessaires, par exemple dans le cas du corps simple soufre dont la formule empirique est S et la formule moléculaire est S8. Par ailleurs, les formules structurales par exemple Ca3(PO4)2 pour le phosphate de calcium apportent plus de lisibilité que la formule brute Ca3P2O8.

Il y est également précisé l'ordre d'apparition des éléments chimiques.

Formules empiriques[modifier | modifier le code]

Définition[modifier | modifier le code]

La formule empirique d'un corps est formée de la juxtaposition des symboles atomiques avec les indices appropriés (entiers) qui permettent l'écriture la plus simple de la formule donnant la composition chimique. L'ordre d'apparition des symboles est l'ordre alphabétique, sauf pour les composés contenant du carbone et de l'hydrogène pour lesquels C et H sont nommés en premier et dans cet ordre[1].

Par exemple

  • La formule empirique du peroxyde d'hydrogène est HO alors que sa formule moléculaire est H2O2
  • La formule empirique du benzène est CH alors que sa formule moléculaire est C6H6
  • Le dioxygène et l'ozone ont la même formule empirique : O, alors que leurs formules moléculaires sont respectivement O2 et O3.

Cas des solides ioniques[modifier | modifier le code]

Cristaux de quartz constitués d'ions silicium et d'ions oxyde. La formule structurale de ce corps est SiO2

Les solides ioniques ne contiennent pas de molécules distinctes mais des ions en interaction électrostatique avec de nombreux voisins. Leurs formules brutes sont alors bien décrites par des formules empiriques. Pour tous ces composés, la formule brute reflète simplement les proportions des atomes dans le composé. Le cation est placé en premier suivi de l'anion. Exemple : Na+ et Cl- donne NaCl.


Exemples :

Formules moléculaires[modifier | modifier le code]

Pour les composés moléculaires, qui sont des substances constituées de molécules séparées les unes des autres, les formules moléculaires, par opposition aux formules empiriques définies ci-dessus, donnent la composition réelle de la molécule[1]. C'est le cas de la plupart des composés rencontrés en chimie organique et de nombreux composés inorganiques. Cette formule est également utilisable pour les polymères, mais en précisant avec un indice n que le nombre d'unités est variable d'une molécule à l'autre.

La formule moléculaire donne le nombre des atomes qui composent une molécule. Elle n'informe pas sur la disposition des atomes qui la constituent. Ainsi une formule brute peut correspondre à plusieurs molécules différentes dans le cas des isomères.

Les atomes constituant la molécule sont indiqués à l'aide de leurs symboles chimiques. Leur nombre est précisé en indice de chaque symbole. L'ordre recommandé est l'ordre alphabétique des symboles à une exception : le carbone et l'hydrogène des produits organiques sont toujours cités en premier et dans cet ordre, puis suivis des autres atomes par ordre alphabétique[7].

Exemples[modifier | modifier le code]

Composés organiques[modifier | modifier le code]

Formules semi-développées de l'isobutane et du butane, tous deux de formule brute C4H10

Le propane comporte 3 atomes de carbone (noté C) et 8 atomes d'hydrogène (noté H), il possède la formule brute suivante : C3H8.

  • Le méthane : CH4
    • 1 atome de carbone C
    • 4 atomes d'hydrogène H
  • L'éthanol : C2H5OH (la formule brute correcte étant C2H6O)
    • 2 atomes de carbone C
    • 6 atomes d'hydrogène H
    • 1 atome d'oxygène O

Les exemples suivants montrent la différence entre formule moléculaire et formule empirique.

  • L'éthylène : C2H4
    • 2 atomes de carbone C
    • 4 atomes d'hydrogène H

La formule empirique de l'éthylène est CH2.

La formule empirique du butane est C2H5.

Composés inorganiques[modifier | modifier le code]

Cristaux naturels de calomel, de formule empirique HgCl, mais de formule moléculaire Hg2Cl2. Le calomel naturel est parfois teinté à cause d'impuretés ; le calomel de laboratoire est blanc.
Cristaux de sulfate de cuivre hydraté dont la formule structurale est CuSO4.5H2O
  • L'eau : H2O
    • 2 atomes d'hydrogène H
    • 1 atome d'oxygène O

La formule empirique du dioxygène est O2.

  • Le calomel, ou chlorure de mercure(I) : Hg2Cl2
    • 2 atomes Hg
    • 2 atomes Cl

La formule empirique du calomel est HgCl.

  • Le dioxyde d'azote se dimérise en tétroxyde de diazote dont les formules moléculaires sont respectivement NO2 et N2O4. La formule empirique du tétroxyde de diazote a la même écriture (et donc peut être confondue) avec la formule moléculaire du dioxyde d'azote.

Formules structurales[modifier | modifier le code]

La formule structurale donne des informations partielles ou complètes sur la façon donc les atomes d'une molécule sont connectés et arrangés dans l'espace. Dans les cas simples, une formule en ligne qui est juste une séquence de symboles atomiques (donc une formule brute) donne une information structurale permettant au lecteur de décoder des informations structurales[6].

Par exemple le peroxyde d'hydrogène de formule moléculaire H2O2 peut être écrit avec la formule structurale HOOH[6], ce qui indique l'enchaînement des atomes : H-O-O-H.

Dès que la structure du composé est plus complexe, il devient nécessaire d'introduire des parenthèses pour éviter toute ambiguïté. L'IUPAC recommande 7 règles d'écriture, par exemple :

  • Les motifs qui se répètent dans des chaînes doivent être entourés de crochets.
    • La formule de l'octane de formule moléculaire C8H18 possède la formule structurale CH3[CH2]6CH3.
  • Les groupes latéraux d'une chaîne et les groupes (comme les ligands) attachés à un atome central sont écrits entre parenthèses (sauf les atomes uniques comme H ou Cl).
    • Le méthylbutane s'écrit CH3CH(CH3)CH2CH3
    • L'ion tétramminediaquacuivre(II) s'écrit Cu(NH3)4(H2O)22+
  • Quand il faut insérer des groupes au sein de parenthèses, il convient d'utiliser des accolades comme suit : ( ), {( )}, ({( )}), {({( )})}, etc.
  • Quand un atome ou un groupe d'atomes est précédé d'un préfixe, comme le préfixe µ indiquant un atome pontant, l'atome et le préfixe sont entre parenthèses.
    • Par exemple dans le complexe de chlorodicarbonylerhodium(I) : [{Rh(µ-Cl)(CO)2}2]

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Ordre d'apparition des éléments chimiques[modifier | modifier le code]

Plusieurs règles doivent être appliquées suivant les classes de formules. Par exemple, l'ordre d'écriture des éléments chimiques ne respecte pas les mêmes règles pour les composés binaires ou les composés à atome central.

Généralités[modifier | modifier le code]

Deux principes gèrent l'ordre d'apparition des éléments dans une formule brute :

  • L'ordre alphabétique.

En cas de même première lettre, l'ordre est comme dans l'exemple B, Ba, Be.

  • L'ordre d'électronégativité.

Pour ce dernier, il s'agit d'une électronégativité au sens du tableau ci-dessous, et non au sens de Mulliken, Pauling, etc.

Ordre de préséance des éléments chimiques dans une formule en ligne suivant le critère d'électronégativité.
Éléments à citer en premier Rn Xe Kr Ar Ne He
Élément à citer ensuite Fr Cs Rb K Na Li
etc. Ra Ba Sr Ca Mg Be
Lr → Ac Lu → La Y Sc
Rf Hf Zr Ti
Db Ta Nb V
Sg W Mo Cr
Bh Re Tc Mn
Hs Os Ru Fe
Mt Ir Rh Co
Ds Pt Pd Ni
Rg Au Ag Cu
Hg Cd Zn
Tl In Ga Al B
Pb Sn Ge Si C
noter la position de H Bi Sb As P N H
Po Te Se S O
At I Br Cl F

Composés binaires[modifier | modifier le code]

Pour un composé binaire (en), l'ordre est celui de l'électronégativité au sens du tableau ci-dessus. Ainsi il faut écrire :

  • NaCl (et non ClNa)
  • H2O, mais NH3, à cause de la place de H dans le tableau ci-dessus
  • OF2
  • P2O74-
  • OCl- (et non ClO- comme c'est souvent rencontré)

Composés de coordination[modifier | modifier le code]

Formule topologique de l'éthylène diamine, un ligand de formule brute C2H8N2 et noté en abrégé "en".

Les composés de coordination ou les composés à atome central s'écrivent en commençant par l'atome central suivi des ligands par ordre alphabétique du symbole ou de l'abréviation du ligand. Par exemple :

  • PBrCl2
  • PtCl2(NH3)(py)
  • [CoF2NH2CH2CH2NH2(NH3)2]+ ou [Co(en)F2(NH3)2]+

Noter que dans ce dernier exemple, le changement de la formule du ligand éthylènediamine par son abréviation change l'ordre d'apparition des ligands dans la formule.

Composés en chaînes[modifier | modifier le code]

Les composés dont les atomes forment une chaine sont écrits dans l'ordre (chimique) de la chaîne. Par exemple :

  • L'ion thiocyanate s'écrit SCN- et non CNS- qui serait l'ordre d'électronégativité au sens ci-dessus ou l'ordre alphabétique car sa formule développée est S=C=N-.
  • L'acide isocyanique s'écrit HNCO car sa formule développée est H-N=C=O.

Sels et composés assimilés[modifier | modifier le code]

Les sels doivent avoir la formule ou le symbole du cation écrit avant celle ou celui de l'anion. S'il y a plusieurs cations, l'ordre de préséance est l'ordre alphabétique, de même pour les anions. Par exemple :

  • MgCl(OH)
  • FeO(OH) pour la formule de la rouille
  • NaNH4[HPO4] ; le cation ammonium NH4+ est cité après Na+
  • H[AuCl4]

L'IUPAC ne précise pas l'usage des parenthèses et des crochets.

Composés d'addition (formels)[modifier | modifier le code]

Sous cette dénomination, l'IUPAC regroupe les sels doubles, les hydrates, etc. L'eau est toujours écrite en dernier et les différents sels doivent être écrits par quantité croissante, et à nombre égal par ordre alphabétique. Les différentes entités sont séparés par un point [dans la nomenclature anglaise du moins]. Ainsi si deux sels SEL1 et SEL2 sont associés, il faut écrire (SEL2).(SEL1)3 et non (SEL1)3(SEL2). Par exemple :

  • Na2CO3.10H2O
  • Al2(SO4)3.K2SO4.24H2O
  • BF3.2MeOH

Modification isotopique[modifier | modifier le code]

La modification isotopique s'indique dans les formules. Trois cas sont possibles : le cas de l'atome, celui d'un composé spécifiquement marqué ou d'un composé sélectivement marqué.

Cas des atomes[modifier | modifier le code]

La masse d'un nucléide se note en exposant avant le symbole correspondant. Par exemple 2H, 35Cl etc.

Cas des composés spécifiquement marqués[modifier | modifier le code]

Un composé est spécifiquement marqué quand un unique composé isotopiquement substitué est ajouté formellement au composé analogue non modifié. [...] L'isotope est indiqué entre crochet, éventuellement avec un indice multiplicateur. C'est le cas si 20% de CDCl3 sont présents dans CHCl3 ordinaire. Par exemple

  • H[36Cl]
  • [32P]Cl3
  • [15N]H2[2H]

Cas des composés sélectivement marqués[modifier | modifier le code]

Modèle moléculaire du chlorure de thionyle de formule brute SOCl2

.

Un composé sélectivement marqué peut être considéré comme un mélange de composés spécifiquement marqués. Il est représenté en faisant précéder la formule par le symbole du nucléide sans indice multiplicateur entre crochets. Par exemple :

  • [36Cl]SOCl2 indique que le chlorure de thionyle de formule SOCl2 est substitué par un ou deux 36Cl.
  • [2H]PH3

Marqueurs optionnels structuraux[modifier | modifier le code]

Certains marqueurs informent sur le nombre d'oxydation, sur la stéréochimie, etc.

Le nombre d'oxydation[modifier | modifier le code]

Le nombre d'oxydation d'un élément dans une formule peut être indiqué par un exposant, à droite du symbole, en chiffre romain (sauf pour le nombre d'oxydation zéro indiqué par 0). Si le même élément possède plusieurs nombres d'oxydation dans la même formule, il est répété, chacun avec son nombre d'oxydation. Par exemple :

  • [PV2Mo18O62]6-
  • K[OsVIII(N)O3]
  • [MoV2MoVI4O18]2-

Radicaux libres[modifier | modifier le code]

Un radical est un atome ou une molécule avec un ou plus d'un électron non-apparié. Il peut être chargé ou pas. Les électrons non-appariés sont indiqués dans la formule avec un point en exposant.

  • Le point ne désigne pas une charge. Si le radical est chargé, la charge doit apparaître en plus du point.
  • Dans le cas des diradicaux, le point en exposant est précédé d'un multiplicateur également en exposant. S'il précède une charge, il est mis entre parenthèses pour éviter toute confusion.
  • Les métaux et leurs ions, en particulier complexes, possèdent souvent des électrons célibataires qui ne sont pas indiqués dans la formule brute.

Exemples :

  • H
  • HO
  • NO2
  • O22•
  • NO(2•)–

Composés optiquement actifs[modifier | modifier le code]

Le signe de rotation optique peut être indiqué. Il se place entre parenthèses et la longueur d'onde en nm peut aussi être indiquée en indice à droite. Ces informations optionnelles sont placées avant la formule.

Exemple:

  • (+)589-[Co(en)3]Cl3

États excités[modifier | modifier le code]

Les états électroniques excités sont indiqués par un astérisque en exposant à droite. Exemple NO*

Descripteurs structuraux[modifier | modifier le code]

Les descripteurs structuraux (cis, trans, etc.) peuvent être présents dans les formules brutes. De tels descripteurs sont généralement des préfixes en italique, séparés de la formule par un trait d'union. Le symbole µ est utilisé pour indiquer un atome pontant. Exemples :

  • cis-[PtCl2(NH3)2]
  • trans-[PtCl4(NH3)2]
  • [(H3N)5Cr(µ-OH)Cr(NH3)5]5+

Cette dernière formule indique que deux complexes Cr(NH3)5 sont reliés par un ligand HO (par l'atome O).

Détermination expérimentale d'une formule brute[modifier | modifier le code]

Une formule brute se détermine par une analyse élémentaire. Pendant longtemps, cette analyse a résulté de titrages. Elle s'effectue en deux temps :

  • Détermination de la formule empirique.
  • Détermination de la formule brute.

Détermination de la formule empirique[modifier | modifier le code]

Le composé dont la formule brute doit être déterminée est minéralisé. Par exemple, si c'est un hydrocarbure, une masse m précisément connue de ce composé est brûlée et transformée en CO2 et H2O. Les produits de combustion sont passés dans de l'acide sulfurique concentré qui fixe l'eau et pas CO2. L'augmentation de masse renseigne sur la quantité de H2O, donc de H, dans la formule étudiée. Puis les produits de combustion barbottent ensuite dans une quantité précisément connue de soude. Le dioxyde de carbone (qui est un acide) en neutralise donc une partie. Un dosage acido-basique en retour de la soude (par de l'acide chlorhydrique de titre connu) donne la quantité de CO2 produit et donc de carbone dans le composé. Une telle analyse indique que dans la masse m de composé, il y a les masses mH d'élément hydrogène et mC d'élément carbone.

  • Un premier test est que la somme mH + mC soit égal à m, faute de quoi d'autres éléments chimiques sont présents dans la formule à déterminer.
  • La seconde étape est de remonter à la quantité de matière de C et de H. Le rapport de ces quantités de matière est égal au rapport de la stœchiométrie de C et de H dans la formule.
  • Cela permet donc de remonter à la formule empirique (et non à la formule brute).

Détermination de la formule brute[modifier | modifier le code]

Pour déduire la formule brute de la formule empirique, il faut soit :

  • Formuler une ou des hypothèses sur le composé. Par exemple, si l'enjeu est de déterminer la formule d'un composé de coordination comme le sulfate de cuivre, l'hypothèse peut être qu'il n'y a qu'un seul élément cuivre par complexe. Cela permet d'en déduire tous les autres nombres stoechiométriques.
  • Déterminer la masse molaire par une méthode expérimentale comme la méthode de la pression osmotique, de la cryoscopie, de la spectrométrie de masse, etc. De la valeur de la masse molaire, il est possible de passer de la formule empirique à la formule brute.

Détermination de la formule brute dans le passé[modifier | modifier le code]

Les premières analyses élémentaires datent du début du XIXe siècle. Des méthodes très astucieuses ont été décrites pour déterminer la composition élémentaire des corps, en particuliers organiques. De ces résultats dépendaient l'avancée des connaissances en chimie organique, en particulier pour la connaissances des produits naturels.

Etienne Henry décrit ainsi dans un ouvrage de 1833 la façon dont il effectue une analyse élémentaire des composés organiques[8]. Une masse précisément pesée est introduite dans un dispositif scrupuleusement nettoyé "au feu" avec différents composés, suivant les analyses à effectuer : oxyde de cuivre, cuivre, poudre de verre, etc. La décomposition produit un mélange de gaz qui doit être traité et dont le volume est apprécié avec une grande précision. La détermination d'un volume est la plupart du temps plus précise que celle de la masse correspondante. Par exemple :

  • Le carbone est déterminé par oxydation du composé chauffé en présence d'oxyde de cuivre ; la mesure du volume du mélange de gaz est mesuré. Ce gaz est mis au contact de potasse qui absorbe uniquement le dioxyde de carbone. La différence de volume donne le volume de CO2, ce qui permet de remonter à la quantité de carbone dans le composé analysé.
  • L'élément hydrogène est obtenu sous forme de dihydrogène dans un mélange de gaz dont le volume est déterminé. Par détonation en présense de O2, ce dihydrogène est éliminé sous forme d'eau. Le volume de H2 est ainsi déduit par différence.
  • L'élément oxygène est transformé en O2 dans un mélange de gaz. O2 est détruit par un volume mesuré de H2, ce qui donne accès précisément à sa quantité.
  • L'élément azote, par exemple dans les alcaloïdes, est déterminé par formation de diazote N2. Tous les autres gaz sont adsorbés, ce dernier étant ainsi déterminé.
  • L'élément soufre est transformé par oxydation en ions sulfate, précipités par des ions baryum. La pesée du sulfate de baryum permet de remonter à la quantité d'élément soufre avec une bonne précision, vu le rapport de leurs masses molaires respectives.

Usage actuel de la formule brute en chimie[modifier | modifier le code]

De nos jours, l'analyse élémentaire d'un composé est confiée à des laboratoires spécialisés. Les méthodes physico-chimiques (comme la spectrométrie d'absorption atomique) ont remplacé les titrages chimiques.

La publication décrivant la synthèse d'un nouveau composé ne peut faire l'économie d'une détermination élémentaire. Un écart trop important entre l'analyse élémentaire expérimentale et celle calculée à partir de la prétendue formule brute indique soit que le composé n'est pas pur, soit que ce n'est pas le bon. Dans les deux cas, la publication ne peut être acceptée.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b et c (en) Union internationale de chimie pure et appliquée (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry (Recommandations IUPAC 2005). Cambridge (UK): RSC–IUPAC. ISBN 0-85404-438-8. Chapitre 4.1, p. 54. Version électronique.
  2. Lavoisier I , p.13, cité par B. Bensaude-Vincent et I.Stengers (1995), Histoire de la chimie, Ed. La découverte, Paris. (p.116).
  3. J.R. Partington (1989), A Short History of Chemistry, Ed. Dover, New-York, p.134.
  4. L.B. Guyton de Morveau, J.H. Hassenfratz, A.F. Fourcroy, A.L Lavoisier,P.A. Adet, C.L Bertholet (1787) Méthode de nomenclature chimique. http://books.google.fr/books?id=0MMPAAAAQAAJ&hl=fr&source=gbs_navlinks_s
  5. http://goldbook.iupac.org/E02063.html
  6. a, b et c (en) Union internationale de chimie pure et appliquée (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry (Recommandations IUPAC 2005). Cambridge (UK): RSC–IUPAC. ISBN 0-85404-438-8. Version électronique.
  7. Leight, Favre, Metanomski - Principes de Nomenclature de la Chimie -Introduction aux recommandations de l'IUPAC - page 9 - De Boeck Université ISBN 2-7445-0120-4
  8. Étienne O. Henry (1833). Resumé d'un procédé pour effectuer l'analyse élémentaire organique. Paris. http://books.google.fr/books?id=jaU5AAAAcAAJ&printsec=frontcover&hl=fr#v=onepage&q&f=false

Voir aussi[modifier | modifier le code]