1. Noms courants et formules :
* Hydro-acides : Ces acides commencent par « hydro- » et se terminent par « acide -ique ». Ils contiennent de l'hydrogène et un non-métal.
* Exemples :
* Acide chlorhydrique (HCl)
* Acide bromhydrique (HBr)
* Acide fluorhydrique (HF)
* Oxoacides : Ces acides contiennent de l'oxygène, de l'hydrogène et un non-métal. Le non-métal est dans un oxyanion (un ion polyatomique contenant de l'oxygène).
* Convention de dénomination :
* Si l'oxyanion se termine par "-ite", l'acide se termine par "-ous acid".
* Si l'oxyanion se termine par "-ate", l'acide se termine par "-ic acid".
* Exemples :
* Acide sulfureux (H₂SO₃) (Ion sulfite :SO₃⁻²)
* Acide sulfurique (H₂SO₄) (ion sulfate :SO₄⁻²)
* Acide nitreux (HNO₂) (Ion nitrite :NO₂⁻)
* Acide nitrique (HNO₃) (Ion nitrate :NO₃⁻)
2. Analyse de formule :
* Présence d'hydrogène : Les acides ont généralement un atome d'hydrogène (H) au début de leur formule.
* Ion non métallique ou polyatomique : L'autre partie de la formule sera un non-métal (comme le chlore, le brome, le soufre) ou un ion polyatomique contenant de l'oxygène (comme le sulfate ou le phosphate).
Remarques importantes :
* Acides organiques : Ces acides contiennent généralement un groupe carboxyle (-COOH). Ils ont leurs propres conventions de dénomination.
* Les acides sont des donneurs de protons (H⁺). Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, ils libèrent des ions hydrogène (H⁺), rendant la solution acide.
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