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Fiche explicative de la leçon : Formules empiriques et moléculaires Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à définir et déterminer les formules empiriques et moléculaires d’un composé, et à les convertir entre elles.

La composition d’une molécule peut être exprimée sous la forme d’une formule moléculaire. La formule moléculaire nous indique le nombre exact d’atomes de chaque élément dans une molécule. Par exemple, la formule moléculaire de l’eau, HO2, indique que chaque molécule d’eau contient deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène. La formule moléculaire du glucose, CHO6126, indique que chaque molécule de glucose contient six atomes de carbone, douze atomes d’hydrogène et six atomes d’oxygène.

Définition : Formule moléculaire

Une formule moléculaire est une formule chimique qui exprime le nombre exact d’atomes de chaque élément dans une molécule.

Le rapport entre le nombre d’atomes de carbone, d’hydrogène et d’oxygène dans une molécule de glucose est 6126. Ce rapport peut être simplifié par 121. Nous pouvons écrire ce rapport simplifié comme une formule chimique, CHO2. C’est la formule empirique du glucose. La formule empirique nous indique le rapport entier le plus simple entre les nombres correspondant aux éléments d'une molécule.

Définition : Formule empirique

Une formule empirique est une formule chimique qui indique les éléments dans une molécule ou dans un composé ionique, et le rapport entier le plus simple entre les nombres correspondant aux atomes de chaque élément.

Les formules empiriques sont également utilisées pour représenter les formules chimiques des composés ioniques, car les composés ioniques existent sous la forme d’un réseau tridimensionnel d’ions plutôt que d’une unité moléculaire discrète. Le réseau cristallin du chlorure de sodium, illustré ci-dessous, doit avoir le même nombre de Na+ et de Cl pour que le composé soit électriquement neutre. Ainsi, le rapport simplifié entre le sodium et le chlore dans le chlorure de sodium est 11, et la formule empirique est NaCl.

Nous pouvons facilement déterminer la formule empirique à partir de la formule moléculaire en divisant les indices de la formule moléculaire par leur plus grand commun diviseur.

Exemple 1: Déterminer une formule empirique à partir d’une formule moléculaire

La formule chimique de la caféine est CHNO81042. Quelle est sa formule empirique?

Réponse

Le rapport entre les atomes de carbone, d’hydrogène, d’azote et d’oxygène dans la formule moléculaire est 81042. Le plus grand commun diviseur de ces valeurs est 2. Nous pouvons diviser chaque valeur par le plus grand commun diviseur pour simplifier le rapport en 4521.

Remplaçons les indices dans la formule par les valeurs dans le rapport simplifié pour obtenir la formule empirique CHNO452.

La formule empirique et la formule moléculaire peuvent être identiques. Par exemple, le formaldéhyde, un conservateur d’échantillons biologiques, a comme formule moléculaire CHO2 et comme formule empirique CHO2. Il est également possible que plusieurs molécules aient la même formule empirique. Le glucose et le formaldéhyde ont tous deux la formule empirique CHO2.

Les formules empiriques sont souvent dérivées de données expérimentales. En fait, le mot empirique veut dire « basé sur l’observation ou l’expérience ». Afin de déterminer une formule empirique, nous devons alors déterminer expérimentalement la composition massique ou mesurer la masse de chaque élément dans un échantillon pur. Dans les deux cas, il faut calculer le nombre de moles de chaque élément pour déterminer le rapport.

Définition : Composition massique

La composition massique est le pourcentage en masse de chaque élément d’un composé.

Voyons comment déterminer la formule empirique à partir de la masse de chaque élément dans un échantillon. Un échantillon est composé de 42,2 grammes de carbone et 112,0 grammes d’oxygène. En divisant la masse de chaque élément par sa masse molaire, on obtient le nombre de moles de chaque élément de l’échantillon:CggmolmolOggmolmol42,212/=3,517,112,016/=7.

Cela nous donne un rapport entre le carbone et l’oxygène de 3,5177. Mais nous savons que la formule empirique représente le rapport entier le plus simple. Nous pouvons donc diviser le nombre de moles de chaque élément par le plus petit nombre de moles afin d'obtenir un rapport entier:CmolmolOmolmol3,5173,517=1,73,517=1,9902.

Les valeurs décimales peuvent être arrondies à l’unité près. Le signe signifie « approximativement égal à ». Une fois le rapport entier le plus simple déterminé, nous pouvons l'écrire comme formule chimique. Ainsi, la formule empirique de cet échantillon est CO2.

Dans cet exemple, nous connaissions la masse de chaque élément de l’échantillon. Si nous connaissions la composition massique de chaque élément, par exemple 27,3% de carbone et 72,7% d’oxygène, nous pourrions supposer que la taille de l’échantillon est 100 grammes. Cela nous permettrait de représenter la quantité de chaque élément en grammes (27,3 grammes de carbone et 72,7 grammes d’oxygène), et de convertir ces quantités en moles afin de déterminer le rapport molaire.

Le processus permettant de déterminer la formule empirique est illustré ci-dessous.

Exemple 2: Déterminer une formule empirique à partir de données expérimentales

Lors d’une expérience, l’oxyde de mercure est chauffé dans un récipient, produisant de l’oxygène gazeux et du mercure sous sa forme élémentaire pure. Les résultats de l’expérience sont présentés ci-dessous. [Hg = 201 g/mol, O = 16 g/mol]

Masse du récipient videMasse du récipient vide + oxyde de mercureMasse du récipient + mercure
30,0 g73,4 g70,2 g

  1. Quelle est la masse d’oxygène gazeux perdu?
  2. Quelle est la masse de mercure produit?
  3. Quelle est la formule empirique de l’oxyde de mercure?

Réponse

Partie 1

Lorsque l’oxyde de mercure est chauffé, l’oxygène est chassé pour donner le mercure métallique pur. La différence entre la masse du récipient contenant de l’oxyde de mercure et la masse du récipient contenant du mercure est la masse d’oxygène gazeux perdu. Nous avons ainsi, 73,470,2=3,2.gggdoxygènegazeux

Partie 2

Nous connaissons la masse du récipient avec le mercure. Pour trouver la masse du mercure seul, il suffit de soustraire la masse du récipient vide. Ainsi, 70,230,0=40,2.gggdemercure

Partie 3

Pour déterminer la formule empirique, commençons par diviser la masse totale de chaque élément par sa masse molaire:HgggmolmolOggmolmol40,2201/=0,2,3,216/=0,2.

Cela nous indique que le rapport entre le mercure et l’oxygène est 0,20,2. Maintenant, divisons le nombre de moles de chaque élément par le plus petit nombre de moles:HgmolmolOmolmol0,20,2=1,0,20,2=1.

Cela nous indique que le rapport le plus simple entre le mercure et l’oxygène est 11. Ce rapport correspond à la formule empirique HgO.

Il y aura des cas où la division par le plus petit nombre de moles afin de déterminer la formule empirique ne donnera pas un rapport entier. Considérons les étapes mathématiques suivantes:ÉtapeCggmolmolHggmolmolOggmolmolÉtapeCmolmolHmolmolOmolmol140,9212/=3,414,581/=4,5854,5016/=3,4123,413,41=14,583,41=1,343,413,41=1

À l’étape 1, nous avons divisé la masse de carbone, d’hydrogène et d’oxygène dans un échantillon par la masse molaire de chaque élément. À l’étape 2, le nombre de moles de chaque élément a été divisé par le plus petit nombre de moles. Cela nous a donné un rapport de 11,341 entre le carbone, l’hydrogène et l’oxygène. Dans un tel cas, il faut multiplier le rapport par le plus petit entier qui produira un rapport avec des nombres entiers.

Dans cet exemple, nous pouvons multiplier tout le rapport par 3 pour que le rapport entre le carbone, l’hydrogène et l’oxygène soit 343. Cela nous donne la formule empirique CHO343.

Exemple 3: Déterminer une formule empirique à partir de la composition massique

Un composé d’oxyde de vanadium a une composition massique de 68% de vanadium et 32% d’oxygène. Quelle est la formule empirique de ce composé?Prenons la masse atomique du vanadium comme étant 51 et celle de l’oxygène comme étant 16.

Réponse

Tout d'abord, supposons que la taille de l’échantillon est 100 grammes. Avec cette hypothèse, nous savons que l’échantillon contient 68 grammes de vanadium et 32 grammes d’oxygène.

Ensuite, convertissons en moles la masse de chaque élément en la divisant par la masse molaire:VggmolmolOggmolmol6851/=1,333,3216/=2.

Nous pouvons maintenant déterminer le rapport en divisant le nombre de moles de chaque élément par le plus petit nombre de moles:VmolmolOmolmol1,3331,333=1,21,333=1,5.

Cette étape n’a pas résulté en un rapport avec des nombres entiers. Nous devons alors multiplier le rapport par 2, le plus petit entier qui donnera un rapport entier:VO1×2=2,1,5×2=3.

Nous pouvons écrire le rapport entre les nombres entiers sous la forme d’une formule chimique, ce qui donnera la formule empirique VO23.

La formule chimique déterminée à partir de la composition massique sera toujours la formule empirique. Afin de déterminer la formule moléculaire, la masse molaire de la molécule doit être connue. Comme la formule moléculaire est un multiple de la formule empirique, la masse molaire de la molécule sera un multiple de la masse molaire de la formule empirique. Voyons comment déterminer la formule moléculaire à partir de la formule empirique.

Le naphtalène, souvent utilisé en tant qu’insectifuge, est un composé contenant du carbone et de l’hydrogène. La masse molaire du naphtalène est 128 g/mol, et sa formule empirique est CH54. Quelle est la formule moléculaire du naphtalène?

Nous pouvons suivre ces étapes pour déterminer la formule moléculaire à partir de la masse molaire et de la formule empirique. Tout d’abord, calculons la masse molaire de la formule empirique:massemolairedelaformuleempiriquemassemolaireducarbonemassemolairedelhydrogènemassemolairedelaformuleempiriquegmolgmolgmol=(5×)+(4×)=(5×12/)+(4×1/)=64/.

Ensuite, divisons la masse molaire de la molécule par la masse molaire de la formule empirique. La réponse doit être un nombre entier ou très proche d’un nombre entier:massemolairedunaphtalènemassemolairedelaformuleempiriquedunaphtalènegmolgmol=128/64/=2.

Nous pouvons multiplier les indices de la formule empirique par cet entier pour déterminer la formule moléculaire:CHCH54108×2=.

La formule moléculaire du naphtalène est CH108. Nous pouvons ainsi illustrer le processus permettant de déterminer la formule moléculaire comme ci-dessous.

Exemple 4: Déterminer une formule moléculaire à partir d’une formule empirique

Un composé de formule empirique CHNO572 a une masse molaire de 339 g/mol. Quelle est la formule moléculaire de ce composé?[H = 1 g/mol, C = 12 g/mol, N = 14 g/mol, O = 16 g/mol]

Réponse

Pour déterminer la formule moléculaire, commençons par calculer la masse molaire de la formule empirique:massemolairedelaformuleempiriquemassemolairedeCmassemolairedeHmassemolairedeNmassemolairedeOmassemolairedelaformuleempiriquegmolgmolgmolgmolgmol=(5×)+(7×)+()+(2×)=(5×12/)+(7×1/)+14/+(2×16/)=113/.

Ensuite, divisons la masse molaire du composé par la masse molaire de la formule empirique pour produire un entier:massemolaireducomposémassemolairedelaformuleempiriqueducomposégmolgmol=339/113/=3.

Cette valeur indique que la formule moléculaire est trois fois plus grande que la formule empirique. Nous pouvons multiplier les indices de la formule empirique par cet entier pour déterminer la formule moléculaire:CHNOCHNO572152136×3=.

La formule moléculaire du composé est CHNO152136.

Exemple 5: Déterminer la formule moléculaire à partir de la composition massique

L’acide oxalique est un composé organique présent dans de nombreuses plantes, dont la rhubarbe. Il contient 26,7% de carbone et 71,1% d’oxygène, le reste étant de l’hydrogène. Si la masse molaire de l’acide oxalique est 90 g/mol, alors quelle est sa formule moléculaire?[H = 1 g/mol, C = 12 g/mol, O = 16 g/mol]

Réponse

Pour pouvoir déterminer sa formule moléculaire, nous devons connaître la masse molaire de l’acide oxalique (90 g/mol) et sa formule empirique. La formule empirique n’a pas été donnée, mais nous pouvons la déterminer à partir de la composition massique.

Tout d’abord, supposons que la taille de l’échantillon est 100 grammes. Cela signifie que l’échantillon est composé de 26,7 grammes de carbone, 71,1 grammes d’oxygène et 2,2 grammes d’hydrogène. La masse d’hydrogène a été calculée en soustrayant la masse de carbone et d’oxygène à 100 grammes.

Ensuite, convertissons en moles la masse de chaque élément, et ce, en la divisant par la masse molaire:CggmolmolOggmolmolHggmolmol26,712/=2,225,71,116/=4,444,2,21/=2,2.

Cela nous indique que le rapport molaire entre le carbone, l’hydrogène et l’oxygène est 2,2254,4442,2. Nous pouvons diviser le nombre de moles de chaque élément par le plus petit nombre de moles afin d'avoir un rapport de nombres entiers:CmolmolOmolmolHmolmol2,2252,2=1,0111,4,4442,2=2,022,2,22,2=1.

Nous utilisons les chiffres de ce rapport en tant qu’indices dans une formule chimique, et obtenons ainsi la formule empirique CHO2.

Maintenant que nous connaissons la masse molaire de l’acide oxalique et sa formule empirique, nous pouvons déterminer sa formule moléculaire. Nous commençons par calculer la masse molaire de la formule empirique:massemolairedelaformuleempiriquemassemolairedeCmassemolairedeHmassemolairedeOgmolgmolgmolgmol=()+(2×)+()=12/+(2×1/)+16/=30/.

Ensuite, nous divisons la masse molaire de l’acide oxalique par la masse molaire de sa formule empirique:massemolairedelacideoxaliquemassemolairedelaformuleempiriquedelacideoxaliquegmolgmol=90/30/=3.

Cette valeur indique que la formule moléculaire de l’acide oxalique est trois fois plus grande que la formule empirique. Multiplions les indices de la formule empirique par trois pour déterminer la formule moléculaire:CHOCHO2363×3=.

La formule moléculaire de l’acide oxalique est donc CHO363.

Points clés

  • Une formule moléculaire indique le nombre exact d’atomes de chaque élément dans une molécule.
  • Une formule empirique indique le rapport entier le plus simple entre les nombres correspondant aux atomes de chaque élément dans une molécule ou un composé ionique.
  • La formule empirique peut être déterminée à partir de données expérimentales.
  • La composition massique peut être utilisée pour calculer la formule empirique.
  • La formule moléculaire peut être déterminée à partir de la formule empirique si la masse molaire de la molécule est connue.

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