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Vidéo de la leçon : Formules empiriques et moléculaires Chimie

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

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons découvrir deux façons d’exprimer la formule chimique d’un composé, la formule empirique et la formule moléculaire. Et nous apprendrons comment définir, déterminer et transformer entre elles les formules empiriques et moléculaires d’un composé.

Vous êtes-vous déjà demandé comment les scientifiques connaissent les formules chimiques de toutes les substances que nous rencontrons en chimie ? Comment avons-nous pu déterminer la différence entre le monoxyde de carbone gazeux et le dioxyde de carbone gazeux ? Les deux gaz incolores et inodores contiennent du carbone et de l’oxygène, mais l’un contient un atome de carbone et un atome d’oxygène, et l’autre contient un atome de carbone et deux atomes d’oxygène. Pour déterminer la composition d’une substance, les scientifiques utilisent une série de techniques connues sous le nom d’analyse élémentaire.

L’analyse élémentaire a été inventée à la fin des années 1700 par le scientifique français Antoine Lavoisier pour évaluer la composition chimique d’un composé. Bien que nous connaissions maintenant la formule chimique de centaines de substances différentes, l’analyse élémentaire est toujours utilisée constamment pour déterminer la formule chimique des composés récemment découverts dans la recherche en chimie, comme déterminer la composition des protéines nouvellement découvertes dans le corps humain. Il existe différentes façons d’effectuer une analyse élémentaire. Dans certaines techniques, l’échantillon est brûlé; dans d’autres techniques, l’échantillon est exposé à des rayons X. Et il existe de nombreuses autres techniques couramment utilisées en chimie.

Mais peu importe la technique, nous pouvons utiliser l’analyse élémentaire pour déterminer les masses ou les pourcentages massiques de chaque élément qui se trouve dans un composé. Par exemple, regardons cette molécule. Elle est composée d’un atome de carbone et de quatre atomes d’hydrogène, et s’appelle méthane. Nous pouvons utiliser l’analyse élémentaire du méthane en brûlant un échantillon en présence d’oxygène, ce qui produirait du dioxyde de carbone et de la vapeur d’eau. Nous pourrions alors utiliser des chambres spéciales pour piéger le dioxyde de carbone et la vapeur d’eau qui ont été produits à la suite de cette réaction. Nous pourrions également avoir d’autres chambres pour piéger d’autres éléments si notre échantillon contenait plus que du carbone et de l’hydrogène.

Puisque tout le carbone dans le dioxyde de carbone provient du méthane, ainsi que tout l’hydrogène dans l’eau, nous pouvons déterminer la quantité de carbone et d’hydrogène qui était à l’origine dans notre échantillon de méthane. Si nous avions réellement fait une analyse élémentaire sur le méthane, nous aurions déterminé qu’il s’agissait de 74,9 pour cent de carbone et de 25,1 pour cent d’hydrogène en masse. Alors, comment pouvons-nous utiliser ces résultats expérimentaux pour trouver la formule chimique du méthane ? Nous visons essentiellement à trouver un rapport entre la quantité de carbone et la quantité d’hydrogène qui se trouve dans l’échantillon de méthane.

Disons que nous avions 100 grammes de méthane pour commencer. 74,9 pour cent des 100 grammes sont 74,9 grammes. Donc, nous aurions autant de carbone et nous aurions 25,1 grammes d’hydrogène dans notre échantillon de méthane. Nous ne pouvons pas utiliser ces masses pour créer un rapport, car il y a une quantité différente d’atomes d’hydrogène et de carbone dans un gramme de chaque élément. Donc, nous allons convertir ces masses en moles. Nous pouvons le faire en divisant chaque masse par la masse molaire de l’élément. La masse molaire du carbone est de 12,01 grammes par mole, et la masse molaire de l’hydrogène est de 1,008 gramme par mole. Si nous réalisons ce calcul, nous constaterons que nous avons 6,2365 moles de carbone et 24,9001 moles d’hydrogène dans notre échantillon de méthane.

Maintenant que nous avons nos quantités, nous connaissons maintenant le rapport carbone/hydrogène dans le méthane, que nous pouvons utiliser pour créer une formule. Mais cette formule est un peu rudimentaire pour travailler avec. Alors, que se passe-t-il si nous la réduisons aux plus simples rapports de nombres entiers ? Nous pouvons le faire en divisant le plus petit nombre de moles dans chaque valeur que nous avons obtenue. 6,2365 divisé par lui-même vaut un et 24,9001 divisé par 6,2365 nous donne 3,99, que nous pouvons arrondir à quatre. Cela nous donne des chiffres beaucoup plus beaux.

Et maintenant, nous pouvons exprimer le rapport entre le carbone et l’hydrogène en utilisant de simples nombres entiers. Et nous pouvons l’utiliser afin de créer une formule pour le méthane, CH4, qui correspond à la formule du méthane avec laquelle nous avons commencé, ce qui est pratique. Cette formule chimique à laquelle nous avons abouti et qui exprime le rapport de nombres entiers le plus simple d’atomes dans un composé est appelée formule empirique car elle a été déterminée empiriquement à partir de données expérimentales.

Avec cet exemple, notre rapport simple d’atomes dans la molécule a aussi commodément exprimé le nombre réel d’atomes de chaque élément dans le composé. Nous avons un atome de carbone et quatre atomes d’hydrogène, et c’est ce que reflète notre formule. Mais les résultats de l’analyse élémentaire ne sont pas toujours aussi pratiques. Par exemple, il existe plusieurs composés à base de soufre et d’oxygène. Voici deux d’entre eux. L’un a un atome de soufre et un atome d’oxygène, et l’autre a deux atomes de soufre et deux atomes d’oxygène.

Puisque, encore une fois, la formule empirique exprime le rapport de nombres entiers d’atomes le plus simple, le composé du haut aurait un atome de soufre pour chaque atome d’oxygène, ce qui signifie que sa formule empirique est SO. La molécule en bas a deux atomes de soufre pour deux atomes d’oxygène. Mais puisque nous voulons le rapport le plus simple de nombres entiers d’atomes, nous pouvons réduire ce rapport davantage en le divisant par deux, ce qui nous donnerait un pour un, ce qui nous donnerait à nouveau la formule empirique SO. Donc, les deux auraient la même formule empirique SO, même si ce sont des molécules différentes avec des quantités différentes d’atomes de soufre et d’oxygène dans chaque molécule.

Il semble donc que la formule empirique, bien qu’utile, ne nous donne pas toujours suffisamment d’informations pour nous indiquer la composition atomique précise d’une substance. Pour résoudre ce problème, nous avons un deuxième type de formule chimique, la formule moléculaire. Alors que la formule empirique nous indique simplement le rapport des éléments dans un composé, la formule moléculaire nous indique la quantité de chaque type d’atome dans une molécule. Ainsi, bien que ces deux composés aient la même formule empirique, SO, ils auront des formules moléculaires différentes, reflétant la quantité réelle d’atomes dans chaque molécule.

Cette molécule, en haut, a un atome de soufre et un atome d’oxygène. Donc, sa formule moléculaire est SO. Et celle-ci, en bas, a deux de chaque atome dans une molécule, donc sa formule moléculaire est S2O2. Alors maintenant, il y a une dernière chose à aborder ici : comment passer de la formule empirique à la formule moléculaire. Autrement dit, comment obtenir la formule moléculaire une fois que nous avons déterminé la formule empirique d’un composé par l’analyse élémentaire ? Pour résoudre ce problème, examinons la molécule de peroxyde d’hydrogène.

Comme nous pouvons le voir, le peroxyde d’hydrogène a deux atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène dans une molécule. Donc, le rapport hydrogène/oxygène est ici de deux pour deux, que nous pouvons réduire davantage en le divisant par deux pour nous donner le rapport de un pour un. Ce qui signifie que la formule empirique du peroxyde d’hydrogène est HO. Comme nous pouvons le voir en regardant la molécule, elle a deux atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène. Donc, sa formule moléculaire doit être H2O2. Mais que se passe-t-il si nous ne savons pas à quoi ressemble une molécule de peroxyde d’hydrogène et que nous avons déterminé la formule empirique du peroxyde d’hydrogène à partir des résultats d’une analyse élémentaire comme nous l’avons fait avec le méthane au début de cette vidéo ? Eh bien, si nous connaissons la masse molaire du composé, que nous pourrions déterminer à l’aide d’autres techniques expérimentales comme en utilisant un spectromètre de masse, nous pourrons calculer la formule moléculaire à partir de la formule empirique.

La masse molaire du peroxyde d’hydrogène est de 34,0147 grammes par mole. La prochaine chose dont nous aurons besoin est la masse de la formule empirique. L’hydrogène a une masse de 1,008 grammes par mole et l’oxygène a une masse de 15,99 grammes par mole. L’addition de celles-ci nous donne la masse de 16,998 grammes par mole pour la masse de la formule empirique. Maintenant, il suffit de diviser la masse molaire du peroxyde d’hydrogène par la masse de sa formule empirique. 34,0147 grammes par mole divisé par 16,998 grammes par mole est égal à deux, ce qui signifie que la masse de la formule moléculaire est le double de la masse de la formule empirique.

Donc, nous devrions multiplier la formule empirique par deux pour nous donner la formule moléculaire, ce qui nous donne H2O2 qui est la même que la formule moléculaire que nous avons obtenue en regardant le dessin de la molécule. Une chose que nous remarquerons dans cet exemple est que la formule moléculaire est toujours un multiple entier de la formule empirique.

Alors, maintenant que nous savons ce que sont les formules empiriques et les formules moléculaires, et comment les obtenir toutes les deux à partir de preuves expérimentales, examinons quelques exemples de problèmes.

Dans un composé chimique contenant du carbone, de l’oxygène et de l’hydrogène, il y a un nombre égal d’atomes de carbone et d’hydrogène. Cependant, le nombre d’atomes d’oxygène est le double du nombre d’atomes d’hydrogène. Quelle est la formule empirique du composé ?

La formule empirique d’un composé nous indique le rapport de nombres entiers le plus simple des atomes qui se trouvent dans le composé. Notre composé contient du carbone, de l’oxygène et de l’hydrogène. Donc, nous devons déterminer le rapport entre le carbone, l’oxygène et l’hydrogène afin de pouvoir déterminer la formule empirique de ce composé. On nous dit qu’il y a un nombre égal d’atomes de carbone et d’hydrogène, ce qui signifie que le rapport entre le carbone et l’hydrogène dans notre composé est de un pour un. Ensuite, le problème dit que le nombre d’atomes d’oxygène est le double du nombre d’atomes d’hydrogène. En d’autres termes, le rapport oxygène/hydrogène dans le composé est de deux pour un.

Si nous rassemblons ces deux informations, cela signifie que le rapport entre le carbone, l’oxygène et l’hydrogène contenu dans ce composé est de un pour deux pour un. Nous ne pouvons pas réduire davantage ce rapport, ce qui signifie qu’il est déjà exprimé avec les nombres entiers les plus simples. Nous pouvons donc utiliser ce rapport pour créer la formule empirique du composé, CO2H. Parce que cette formule nous indique simplement le rapport carbone/oxygène/hydrogène dans le composé, cela ne signifie pas nécessairement qu’il y a un atome de carbone, deux atomes d’oxygène et un atome d’hydrogène dans le composé.

Le type de formule chimique qui nous donne cette information est la formule moléculaire, qui nous indique la quantité de chaque type d’atome dans le composé, pas seulement le rapport de nombres entiers le plus simple des atomes. Mais nous étions juste chargés de trouver la formule empirique de ce composé, qui est CO2H.

Maintenant, voyons un problème qui est un peu plus difficile.

L’acide oxalique est un composé organique présent dans de nombreuses plantes, y compris la rhubarbe. Il se trouve qu’il contient 26,7 pour cent de carbone et 71,1 pour cent d’oxygène, le reste étant de l’hydrogène. Si la masse molaire de l’acide oxalique est de 90 grammes par mole, quelle est sa formule moléculaire ?

La formule moléculaire nous indique la quantité de chaque type d’atome qu’il y a dans une molécule. Ce problème nous donne le pourcentage de carbone, d’oxygène et d’hydrogène dans le composé, que nous pourrons utiliser pour créer un rapport carbone/oxygène/hydrogène. Si nous exprimons cela avec le rapport de nombres entiers d’atomes le plus simple, nous aurions la formule empirique du composé. Et puis, nous pourrions utiliser la masse molaire du composé pour déterminer la formule moléculaire à partir de la formule empirique.

Donc, pour résoudre ce problème, nous allons d’abord trouver le rapport carbone/hydrogène/oxygène qui se trouve dans le composé, que nous utiliserons pour créer la formule empirique. Et puis, enfin, nous trouverons la formule moléculaire. Le problème nous dit que notre échantillon est constitué de 26,7 pour cent de carbone et de 71,1 pour cent d’oxygène. Puisque le reste du composé est de l’hydrogène, nous pouvons trouver le pourcentage d’hydrogène dans notre composé en soustrayant le pourcentage de carbone et d’oxygène de 100 pour cent, ce qui nous donne 2,2. Donc, notre échantillon est de l’hydrogène à 2,2 pour cent.

Si nous supposons que notre échantillon est de 100 grammes, nous pouvons facilement passer de ces pourcentages massiques aux masses de chaque élément. 26,7 pour cent de carbone correspond à 26,7 grammes de carbone, puisque 26,7 pour cent de 100 vaut 26,7. Maintenant, nous voulons le rapport carbone/hydrogène/oxygène, que nous ne pouvons pas trouver en utilisant ces masses, car il y a une quantité différente d’atomes de carbone et d’atomes d’hydrogène dans un gramme de chaque élément. Donc, nous allons devoir convertir ces masses en moles, ce que nous pouvons faire en divisant chaque fois par la masse molaire de l’élément.

La masse molaire du carbone est de 12,01 grammes par mole. 26,7 divisé par 12,01 vaut 2,223. La masse molaire de l’hydrogène est 1,008, et 2,2 divisé par 1,008 nous donne 2,183 moles d’hydrogène. De même, la masse molaire de l’oxygène est 15,99. Donc, nous avons 4,447 moles d’oxygène dans notre échantillon. Maintenant que nous avons la quantité de carbone, d’oxygène et d’hydrogène dans notre échantillon en moles, nous devons trouver comment l’exprimer avec le rapport de nombres entiers le plus simple.

La façon la plus simple de le faire est de diviser par le nombre qui est la plus petite quantité de moles, à savoir les moles d’hydrogène, 2,183. La division de ce nombre en mole de carbone nous donne 1.02, ce qui est très proche de un, mais pas tout à fait, probablement en raison d’une erreur expérimentale associée à la recherche de ces pourcentages. 2,183 divisé par 2,183 nous donne un. Et enfin, 4,447 divisé par 2,183 nous donne 2,04, ce qui est légèrement supérieur à deux, encore une fois probablement à cause d’une erreur expérimentale. Mais nous pouvons toujours le ramener à deux, en toute sécurité.

Ainsi, le rapport carbone/hydrogène/oxygène dans notre échantillon est de un pour un pour deux. Maintenant que nous avons ce rapport, nous pouvons trouver la formule empirique. Puisque la formule empirique exprime le rapport de nombres entiers le plus simple d’atomes dans un composé, la formule empirique va être CHO2.

Maintenant, nous pouvons trouver la formule moléculaire. Nous pouvons le faire en prenant la masse molaire et en la divisant par la masse de la formule empirique. La masse molaire du composé est donnée dans le problème. C’est 90 grammes par mole, il suffit donc de calculer la masse de cette formule empirique. Ainsi, nous pouvons calculer la masse de la formule empirique en additionnant les masses molaires de chaque atome dans le composé, ce qui nous donne un total de 44,998 grammes par mole. Alors maintenant, la division de 90 par 44,998 nous donne deux, ce qui signifie que la formule moléculaire a le double de la masse de la formule empirique. Ainsi, nous pouvons trouver la formule moléculaire en multipliant la formule empirique par deux, ce qui nous donne C2H2O4.

Alors, maintenant que nous avons découvert les formules empiriques et moléculaires et résolu certains problèmes, examinons les points clés de cette leçon. La formule empirique exprime le rapport de nombres entiers le plus simple d’atomes dans un composé, tandis que la formule moléculaire exprime la quantité de chaque type d’atome qui se trouve dans une molécule. Si nous connaissons la masse molaire d’un composé, nous pouvons passer de la formule empirique à la formule moléculaire.

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