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La formule brute (ou moléculaire) d'un composé chimique donne d'importants renseignements sur ce dernier. Elle permet de savoir quels types d'atomes sont présents dans tel composé chimique et la quantité de chaque type d'atomes. Pour calculer la formule brute, vous avez besoin à la fois de la formule empirique et de la proportion, laquelle est un entier, qu'il y a entre les deux.
Étapes
Partie 1
Partie 1 sur 3:
Trouver la formule brute à partir de la formule empirique
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Connaissez la relation existant entre les deux formules. La formule empirique donne le rapport le plus simple entre chaque type d'atome dans une molécule, comme, par exemple, deux atomes d'oxygène pour un atome de carbone. La formule brute permet de savoir quels types d'atomes sont présents dans tel composé chimique et la quantité de chaque type d'atomes. Ainsi, une molécule de dioxyde de carbone est composée de deux atomes d'oxygène et d'un atome de carbone. Les deux formules sont liées par un rapport qui se présente sous la forme d'un nombre entier : si la formule empirique est multipliée par ce rapport, on obtient la formule brute.
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Calculez le nombre de moles d'un gaz. Pour cela, vous allez devoir utiliser la relation des gaz parfaits. Pour y parvenir, il vous faut la pression du gaz, son volume et la température absolue durant l'expérience. Le nombre de moles s'obtient alors en utilisant la formule suivante : n = PV/RT [1] X Source de recherche .
- Dans cette formule, n est la quantité de matière (en moles), P , la pression, V , le volume, T , la température en kelvins et R , la constante universelle des gaz parfaits. L'exemple portera sur un litre de gaz C 12 OH 30 .
- Exemple : n = PV/RT = (0,984 atm x 1 L) / (0,08206 L.atm.mol -1 .K -1 x 318.15 K) = 0,0377 mole
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Calculez la masse molaire d'un gaz. Pour cela, vous avez besoin du nombre de moles de votre échantillon, nombre que vous avez trouvé grâce à la relation des gaz parfaits. Vous devez, de plus, connaitre la masse de votre échantillon. Ces deux données réunies, divisez la masse de votre gaz par le nombre de moles et vous obtiendrez la masse molaire.
- Exemple : 14,42 g / 0,0377 mol = 382,49 g/mol
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Faites la somme des masses atomiques. Additionnez celles de tous les atomes de la formule empirique. En effet, chaque atome a une masse atomique donnée. Dans le tableau périodique des éléments, vous trouverez cette masse au bas de la case de l'élément. Ajoutez toutes les masses atomiques des éléments contenus dans la formule empirique [2] X Source de recherche .
- Exemple : (12,0107 g x 12) + (15,9994 g x 1) + (1,00794 g x 30) = 144,1284 + 15,9994 + 30,2382 = 190,366 g
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Trouvez le rapport des moles. Il s'agit de celui qui existe entre les formules brutes et empiriques. Pour cela, vous devez en passer par les masses molaires. En divisant la masse molaire du composé par celle de la formule empirique, vous allez savoir combien il y a de masse empirique dans la masse de la molécule en jeu. En sens inverse, en connaissant le rapport des moles, vous saurez combien de fois la formule empirique est contenue dans la formule brute d'un composé. Vous devriez trouver un entier. Si ce n'est pas le cas, vous devez l'arrondir à l'unité la plus proche.
- Exemple : 382,49 / 190,366 = 2,009
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Multipliez la formule empirique par ce rapport. Multipliez les indices de la formule empirique par ce rapport : vous obtenez ainsi la formule brute. Vous l'aurez deviné si le rapport est de 1, la formule empirique et la formule brute sont identiques.
- Exemple : C 12 OH 30 x 2 = C 24 O 2 H 60
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Trouvez la masse de chacun des atomes présents. Dans certains problèmes, on vous donnera les masses atomiques de chacun des atomes, dans d'autres, on vous donnera un pourcentage de masse. Dans ce dernier cas, il suffira de travailler à partir d'un composé théorique de 100 grammes. Partant de là, vous pourrez facilement en déduire la masse de chaque atome [3] X Source de recherche .
- Exemple : 75,46 g de carbone (C), 8,43 g d'oxygène (O) et 16,11 g d'hydrogène (H)
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Convertissez les masses en moles. Vous devez en effet convertir les masses molaires de chaque élément en moles. Pour ce faire, divisez les masses moléculaires par les masses atomiques de chacun des éléments. Ces dernières se trouvent dans le tableau périodique des éléments, au bas des carrés des éléments concernés [4] X Source de recherche .
- Exemple :
- 75,46 g C x (1 mol / 12,0107 g) = 6,28 mol C
- 8,43 g O x (1 mol / 15,9994 g) = 0,53 mol O
- 16,11 g H x (1 mol / 1,00794) = 15,98 mol H
- Exemple :
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Divisez chacune de ces quantités de moles. Divisez-les par la plus petite quantité. Vous devez à présent repérer la plus petite quantité de moles du composé et diviser toutes les quantités de moles par ce nombre minimal. En faisant cela, vous pourrez lire les rapports entre les quantités de moles, puisque l'une d'entre elles sera forcément réduite à l'unité [5] X Source de recherche .
- Dans notre exemple précédent, la plus petite quantité de moles est celle de l'oxygène, soit 0,53 mol.
- 6,28 mol/0,53 mol = 11,83
- 0,53 mol/0,53 mol = 1
- 15,98 mol/0,53 mol= 30,15
- Dans notre exemple précédent, la plus petite quantité de moles est celle de l'oxygène, soit 0,53 mol.
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Arrondissez les résultats obtenus. Comme les indices des éléments sont toujours des entiers, il ne vous reste plus qu'à arrondir ces résultats pour avoir la formule empirique. Vous devez arrondir chacun au nombre entier le plus proche. Une fois les calculs et l'arrondissement faits, vous pouvez écrire la formule empirique du composé [6] X Source de recherche .
- Exemple : la formule empirique sera C12OH30
- 11,83 = 12
- 1 = 1
- 30,15 = 30
Publicité - Exemple : la formule empirique sera C12OH30
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Comprenez bien ce qu'est la formule empirique. La formule empirique vous indique, pour une molécule donnée, quel rapport il y a entre chaque type d'atomes. Par contre, elle ne vous indique nullement le nombre d'atomes qui composent la molécule. La formule empirique ne vous donne également aucune information sur la structure de la molécule, non plus que sur les liaisons atomiques.
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Sachez interpréter une formule brute. Tout comme la formule empirique, la formule brute ne permet pas de connaitre la structure de la molécule ou les liaisons entre les atomes. Par contre, à la différence de la formule empirique, la formule brute vous indique combien il y a d'atomes de chaque sorte dans la molécule. La formule empirique et la formule brute sont liées par une proportion qui est toujours un nombre entier.
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Comprenez ce qu'est la formule topologique. C'est une représentation moléculaire simplifiée qui donne bien plus d'information que la formule brute. Non seulement on a la quantité de chaque atome dans une molécule, mais la formule topologique renseigne sur les liaisons atomiques et donc, la structure de la molécule. Ainsi, vous pourrez anticiper ce qui va se passer lors d'une réaction qui impliquera cette molécule.Publicité
Conseils
- Lisez attentivement les données du problème.
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Avertissements
- Ne confondez pas la formule empirique et la formule brute, vous risqueriez d'avoir une surprise.
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Éléments nécessaires
- Un tableau périodique des éléments
- Une calculatrice
- Un crayon
- Du papier
Références
- ↑ http://www.ausetute.com.au/idealgas.html
- ↑ http://science.widener.edu/~svanbram/ptable_6.pdf
- ↑ https://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
- ↑ https://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
- ↑ https://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
- ↑ https://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
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