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Les trois types de formules chimiques les plus couramment utilisés sont les formules empiriques, moléculaires et structurelles. Les structuraux servent à détailler la manière dont les atomes des molécules de chaque composé chimique sont maintenus ensemble. Bien sûr, tout cela dans ces composés qui ont des molécules et non des cristaux.
D’autre part, il y a les formules empiriques et moléculaires, sur lesquelles nous allons travailler dans cet article.
La formule empirique (également appelée formule minimale ou condensée) indique la relation proportionnelle entre le nombre d’atomes de chaque élément présent dans la molécule sans que cette relation indique exactement le nombre d’atomes. Parfois, cela peut correspondre à la formule moléculaire.
La formule moléculaire montre exactement la relation entre les atomes qui composent la molécule d’un élément ou d’un composé chimique . C’est un multiple de la formule empirique et peut donc être déterminé en connaissant le poids moléculaire du composé et le poids de la formule moléculaire. On ne peut parler de formule moléculaire que dans le cas où l’élément ou le composé est constitué de molécules ; s’il s’agit de cristaux, la formule empirique est utilisée.
Utilité de la formule empirique et moléculaire
Grâce au fait que la formule empirique nous indique la proportion d’atomes présents dans la molécule, elle peut nous aider à savoir de quel type de molécule il s’agit, comme une protéine ou un lipide.
La formule moléculaire est utilisée pour connaître la quantité de chaque élément présent dans la formule et est souvent utile pour les équations.
La limitation que ces types de formules auraient est qu’elles ne sont pas utilisées pour savoir comment les atomes sont disposés dans la molécule en question. Cette fonction est remplie par la formule structurelle et cela nous aiderait si, par exemple, nous avions besoin de savoir à quel sucre simple nous sommes confrontés si nous avons la molécule C 6 H 12 O 6 .
Exemple et instructions pour résoudre un problème en utilisant les formules empiriques et moléculaires
Une molécule d’un poids moléculaire de 180,18 g/mol est analysée et contient 40,00 % de carbone, 6,72 % d’hydrogène et 53,28 % d’oxygène.
Comment trouver la solution
Trouver la formule empirique et moléculaire est essentiellement le processus inverse utilisé pour calculer le pourcentage en masse ou le pourcentage en masse.
Étape 1 : Trouvez le nombre de moles de chaque élément dans un échantillon de la molécule.
Notre molécule contient 40,00 % de carbone, 6,72 % d’hydrogène et 53,28 % d’oxygène. Cela signifie qu’un échantillon de 100 grammes contient :
40,00 grammes de carbone (40,00 % de 100 grammes)
6,72 grammes d’hydrogène (6,72 % de 100 grammes)
53,28 grammes d’oxygène (53,28% de 100 grammes)
- Remarque : 100 grammes sont utilisés pour une taille d’échantillon juste pour faciliter les calculs. N’importe quelle taille d’échantillon peut être utilisée, les proportions entre les éléments resteront les mêmes.
En utilisant ces nombres, nous pouvons trouver le nombre de moles de chaque élément dans l’échantillon de 100 grammes. Divisez le nombre de grammes de chaque élément de l’échantillon par le poids atomique de l’élément pour trouver le nombre de moles.
moles C = 40,00 gx 1 mol C / 12,01 g/mol C = 3,33 moles C
moles H = 6,72 g x 1 mol H / 1,01 g/mol H = 6,65 moles H
moles O = 53,28 gx 1 mole O / 16,00 g/mol O = 3,33 moles O
Étape 2 : Trouvez les rapports entre le nombre de moles de chaque élément.
Sélectionnez l’élément avec le plus grand nombre de moles dans l’échantillon. Dans ce cas, les 6,65 moles d’hydrogène sont les plus importantes. Divisez le nombre de moles de chaque élément par le plus grand nombre.
Le rapport molaire le plus simple entre C et H : 3,33 mol C / 6,65 mol H = 1 mol C / 2 mol H
Le rapport est de 1 mole de C pour 2 moles de H
La relation la plus simple entre O et H : 3,33 moles de O / 6,65 moles de H = 1 mol O / 2 moles de H
Le rapport entre O et H est de 1 mol O pour 2 moles de H
Étape 3 : Trouvez la formule empirique.
Nous avons toutes les informations nécessaires pour écrire la formule empirique. Pour deux moles d’hydrogène, il y a une mole de carbone et une mole d’oxygène.
La formule empirique est CH 2 O.
Étape 4 : Trouvez le poids moléculaire à partir de la formule empirique.
Nous pouvons utiliser la formule empirique pour trouver la formule moléculaire en utilisant le poids moléculaire du composé et le poids moléculaire de la formule empirique.
La formule empirique est CH 2 O. Le poids moléculaire est :
Poids moléculaire du CH 2 O = (1 x 12,01 g/mol) + (2 x 1,01 g/mol) + (1 x 16,00 g/mol)
poids moléculaire du CH 2 O = (12,01 + 2,02 + 16,00) g/mol
poids moléculaire du CH 2 O = 30,03 g/mol
Étape 5 : Trouvez le nombre d’unités de formule empirique dans la formule moléculaire.
La formule moléculaire est un multiple de la formule empirique. On nous a donné le poids moléculaire de la molécule, 180,18 g/mol. Divisez ce nombre par le poids moléculaire de la formule empirique pour trouver le nombre d’unités de formule empirique qui composent le composé.
Nombre d’unités de formule empirique dans le composé = 180,18 g/mol / 30,03 g/mol
Nombre d’unités de formule empirique dans le composé = 6
Étape 6 : Trouvez la formule moléculaire.
Il faut six unités de formule empirique pour fabriquer le composé, alors multipliez chaque nombre dans la formule empirique par 6.
formule moléculaire = 6 x CH 2 O
formule moléculaire = C (1 x 6) H (2 x 6) O (1 x 6)
formule moléculaire = CH2O
Solution:
La formule empirique de la molécule est CH 2 O.
La formule moléculaire du composé est C 6 H 12 O 6 .
Les références
Khan Academy (non daté). Formules empiriques, moléculaires et structurelles. Disponible sur : https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/atoms-compounds-ions-ap/compounds-and-ions-ap/v/empirical-molecular-and-structural-formulas
Ressources TIC (non daté). Formules empiriques et moléculaires. Disponible sur : http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena7/3q7_contenidos_4b.htm
