La formule moléculaire est une information importante pour tout composé chimique. La formule moléculaire indique quels atomes composent un composé et le nombre d'atomes. Vous devez connaître la formule empirique pour calculer la formule moléculaire, et vous devez savoir que la formule moléculaire est un multiple entier de la formule empirique.
Étape
Partie 1 sur 3: Dérivation de formules moléculaires à partir de formules empiriques
Étape 1. Connaître la relation entre les formules moléculaires et empiriques
Les formules empiriques montrent le rapport des atomes dans une molécule, par exemple deux oxygènes pour chaque carbone. La formule moléculaire indique le nombre de chacun des atomes qui composent la molécule. Par exemple, un carbone et deux oxygène (dioxyde de carbone). Ces deux formules ont une relation comparative (en nombres entiers) de sorte que la formule empirique deviendra la formule moléculaire lorsqu'elle est multipliée par le rapport.
Étape 2. Calculez le nombre de moles de gaz
Cela signifie utiliser la loi des gaz parfaits. Vous pouvez trouver le nombre de moles en fonction de la pression, du volume et de la température obtenus à partir des données expérimentales. Le nombre de moles peut être calculé à l'aide de la formule suivante: n = PV/RT.
- Dans cette formule, est le nombre de moles, P est la pression, V est le volume, T est la température en Kelvin, et R est la constante des gaz.
- Exemple: n = PV/RT = (0,984 atm * 1 L) / (0,08206 L atm mol-1 K-1 * 318, 15 K) = 0,0377 mol
Étape 3. Calculez le poids moléculaire du gaz
Cette étape ne peut être effectuée qu'après avoir trouvé les moles des gaz constitutifs en utilisant la loi des gaz parfaits. Vous devez également connaître la masse massique du gaz en grammes. Ensuite, divisez la masse du gaz (grammes) par les moles de gaz pour obtenir le poids moléculaire.
Exemple: 14,42 g / 0,0377 mol = 382,49 g/mol
Étape 4. Additionnez les poids atomiques de tous les atomes de la formule empirique
Chaque atome de la formule empirique a son propre poids atomique. Cette valeur se trouve au bas de la grille atomique du tableau périodique. Additionnez les poids atomiques pour obtenir le poids de la formule empirique.
Exemple: (12 0107 g * 12) + (15, 9994 g * 1) + (1, 00794 g * 30) = 144, 1284 + 15, 9994 + 30, 2382 = 190, 366 g
Étape 5. Trouvez le rapport entre les poids moléculaires et empiriques de la formule
Pour ce faire, vous pouvez trouver le résultat de la division du poids moléculaire réel par le poids empirique. Connaître le résultat de cette division permet de connaître le résultat de la division entre la formule moléculaire et la formule empirique. Ce nombre doit être un nombre entier. Si la comparaison n'est pas un nombre entier, vous devez l'arrondir.
Exemple: 382, 49 / 190, 366 = 2 009
Étape 6. Multipliez la formule empirique par le rapport
Multipliez le petit nombre dans la formule empirique par ce rapport. Cette multiplication donne la formule moléculaire. Notez que pour tout composé avec un rapport "1", la formule empirique et la formule moléculaire seront les mêmes.
Exemple: C12OH30 * 2 = C24O2H60
Partie 2 sur 3: Trouver des formules empiriques
Étape 1. Trouvez la masse de chaque atome constitutif
Parfois, la masse des atomes constitutifs est connue ou les données seront données en pourcentage massique. Dans ce cas, utilisez un échantillon d'un composé de 100 g. Cela vous permet d'écrire le pourcentage de masse en tant que masse réelle en grammes.
Exemple: 75, 46 g C, 8, 43 g O, 16, 11 g H
Étape 2. Convertissez la masse en moles
Vous devez convertir la masse moléculaire de chaque élément en moles. Pour ce faire, vous devez diviser la masse moléculaire par la masse atomique de chaque élément. Vous pouvez trouver la masse atomique au bas de la grille des éléments du tableau périodique.
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Exemple:
- 75,46 g C * (1 mol / 12,0107 g) = 6,28 mol C
- 8,43 g O * (1 mol / 15,9994 g) = 0,53 mol O
- 16,11 g H * (1 mol / 1,00794) = 15,98 mol H
Étape 3. Divisez toutes les valeurs en moles par la plus petite valeur en moles
Vous devez diviser le nombre de moles pour chaque élément séparé par le plus petit nombre de moles de tous les éléments qui composent le composé. Pour ce faire, vous pouvez trouver le plus petit rapport molaire. Vous pouvez utiliser le plus petit rapport molaire car ce calcul donne à l'élément non abondant une valeur de « 1 » et donne le rapport des autres éléments du composé.
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Exemple: Le plus petit nombre de moles est l'oxygène avec 0,53 mole.
- 6,28 mol/0,53 mol = 11,83
- 0,53 mol/0,53 mol = 1
- 15, 98 mol/0,53 mol = 30, 15
Étape 4. Arrondissez votre valeur en moles à un nombre entier
Ces nombres seront de petits nombres dans la formule empirique. Vous devez l'arrondir au nombre entier le plus proche. Après avoir recherché ces nombres, vous pouvez écrire la formule empirique.
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Exemple: La formule empirique est C12OH30.
- 11, 83 = 12
- 1 = 1
- 30, 15 = 30
Partie 3 sur 3: Comprendre les formules chimiques
Étape 1. Comprendre la formule empirique
Les formules empiriques fournissent des informations sur le rapport d'un atome à un autre dans une molécule. Cette formule ne fournit pas d'informations précises sur le nombre d'atomes qui composent la molécule. Les formules empiriques ne fournissent pas non plus d'informations sur la structure et les liaisons des atomes dans les molécules.
Étape 2. Connaître les informations données par la formule moléculaire
Comme les formules empiriques, les formules moléculaires ne fournissent pas d'informations sur les liaisons et la structure moléculaire. Cependant, contrairement aux formules empiriques, les formules moléculaires fournissent des détails sur le nombre d'atomes qui composent une molécule. La formule empirique et la formule moléculaire ont une relation comparative (en nombres entiers).
Étape 3. Comprendre la représentation structurelle
Les représentations structurelles fournissent des informations plus approfondies que les formules moléculaires. En plus de montrer le nombre d'atomes qui composent une molécule, les représentations structurelles fournissent des informations sur les liaisons et la structure de la molécule. Cette information est très importante pour comprendre comment la molécule va réagir.
