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La formule empirique ou brute est l'écriture la plus ramassée décrivant un composé chimique. Pour l'obtenir, vous devez impérativement disposer d'un des trois éléments suivants : la masse en grammes de chaque élément de la molécule, les mêmes masses, mais en pourcentages ou encore la formule moléculaire du composé.
Étapes
Méthode 1
Méthode 1 sur 3:
Déterminer la formule avec les pourcentages de masse
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Prêtez attention aux données. Dans la formule empirique d'un composé, vous avez les éléments qui le composent et si l'on vous donne les pourcentages massiques, vous devrez comprendre que vous travaillez sur 100 grammes de composé.
- La démonstration qui va suivre ne marche que dans le cas des pourcentages massiques. Si le rapport des éléments est donné en grammes, c'est-à-dire par leurs masses respectives, vous devrez lire la partie ci-dessous, intitulée Déterminer la formule avec les masses .
- Exemple : déterminez la formule empirique d'un composé pour l'instant inconnu fait de 29,3 % de sodium (Na), de 41,1 % de soufre (S) et de 29,6 % d'oxygène (O).
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Déterminez la masse en grammes de chaque élément. Comme cela a été dit précédemment, nous partirons du principe que vous avez à étudier 100 g de composé. Partant de là, il est facile de transformer les pourcentages en grammes. Aucune opération n'est même nécessaire, sinon un changement d'unités.
- Exemple : pour 100 g de la substance inconnue prise en exemple, il y a 29,3 g de sodium (Na), 41,1 g de soufre (S) et 29,6 g d'oxygène (O).
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Convertissez la masse de chaque élément en moles. La masse de chaque élément de votre composé, pour l'instant exprimée en grammes, doit être convertie en moles, l'unité de comptage des atomes. Pour cela, chaque masse d'un élément doit être multipliée par l'inverse de la masse molaire de l'élément en jeu.
- Pour être plus clair, divisez simplement chaque masse de l'élément du composé par la masse molaire de l'élément en question.
- Dans nos calculs, nous prendrons les masses molaires de chaque élément avec quatre chiffres significatifs.
- Exemple :
reprenons donc notre composé inconnu avec 29,3 g de sodium (Na), 41,1 g de soufre (S) et 29,6 g d'oxygène (O). Vous aurez :
- 29,3 g Na x (1 mol Na / 22,99 g Na) = 1,274 mol Na
- 41,1 g S x (1 mol S / 32,06 g S) = 1,282 mol S
- 29,6 g O x (1 mol O / 16,00 g O) = 1,850 mol O
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Comparez les éléments de la molécule. Pour cela, divisez le nombre de moles de chacun des éléments par le nombre de moles le plus faible de la liste des composants. C'est ce qu'on appelle faire un « calcul stœchiométrique », lequel va permettre de comparer les quantités de réactifs mises en jeu. De tous les éléments de la liste, prenez celui qui a le plus petit nombre de moles et ce dernier sera utilisé pour diviser tous les nombres de moles, y compris lui-même.
- Exemple :
dans notre cas, le plus petit nombre de moles du composé est celui du sodium, soit 1,274 mole. Faites alors les divisions :
- 1,274 mol Na / 1,274 mol = 1,000 Na
- 1,282 mol S / 1,274 mol = 1,006 S
- 1,850 mol O / 1,274 mol = 1,452 O
- Exemple :
dans notre cas, le plus petit nombre de moles du composé est celui du sodium, soit 1,274 mole. Faites alors les divisions :
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Multipliez les nombres stœchiométriques par une certaine valeur. Comme vous le voyez, ces nombres ne sont pas des entiers. Tant que le nombre reste dans une limite d'un dixième, il n'y a pas de problème, vous arrondissez à l'unité la plus proche, mais si l'écart est plus grand, il faut tous les multiplier par une certaine valeur pour qu'ils soient tous des entiers, ou peu s'en faut.
- Si un élément a un nombre stœchiométrique proche de 0,5, vous multiplierez tous les nombres stœchiométriques par 2. Si l'un était proche de 0,25, il faudrait les multiplier tous par 4.
- Exemple :
comme le nombre stœchiométrique de l'oxygène (O) est proche de 1,5, alors vous devez multiplier les trois nombres stœchiométriques par 2
afin que chacun des trois soit proche d'un entier, ce qui donne :
- 1,000 Na x 2 = 2,000 Na
- 1,006 S x 2 = 2,012 S
- 1,452 O x 2 = 2,904 O
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Arrondissez chaque résultat à l'entier le plus proche. En effet, à l'issue de ces calculs, il est rare que l'on trouve des valeurs entières. Or, un indice, puisque c'est cela qu'il s'agit de déterminer, ne saurait être autre chose qu'un nombre entier : il faut donc arrondir à l'entier le plus proche.
- Exemple :
avec notre exemple, vous opèrerez ainsi pour les arrondissements :
- 2,000 Na s'écrira simplement 2 Na,
- 2,012 S sera arrondi à 2 S,
- 2,904 O sera arrondi à 3 O.
- Exemple :
avec notre exemple, vous opèrerez ainsi pour les arrondissements :
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Présentez la formule simplifiée. Vous avez maintenant le rapport entre les divers réactifs du composé, il suffit dès lors d'écrire la formule empirique. Les éléments sont donc présentés accompagnés de leurs nombres stœchiométriques, placés en indices, sauf si l'indice est 1, auquel cas il est omis.
- Exemple : pour un composé dont les réactifs se présentent à raison de 2 unités de sodium, 2 de soufre et 3 d'oxygène, la formule empirique s'écrit donc ainsi : Na 2 S 2 O 3 . C'est du thiosulfate de sodium.
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Intéressez-vous principalement aux masses en jeu. C'est à partir d'elles que vous allez faire certains calculs qui vous permettront de déterminer leur rapport au sein du composé. Cela parait compliqué, mais en fait, c'est assez simple.
- Si le rapport des éléments est donné en pourcentages, et non en masses, vous devrez lire la partie ci-dessous, intitulée Déterminer la formule avec les pourcentages de masse .
- Exemple : déterminez la formule empirique d'une substance inconnue faite de 8,5 g de fer (Fe) et de 3,8 g d'oxygène (O).
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Convertissez la masse de chaque élément en moles. La masse de chaque élément de votre composé, pour l'instant exprimée en grammes, doit être convertie en moles. Pour cela, chaque masse d'un élément doit être multipliée par l'inverse de la masse molaire de l'élément en jeu.
- Dit plus simplement, divisez simplement chaque masse de l'élément du composé par la masse molaire de l'élément en question.
- Dans nos calculs, nous prendrons les masses molaires de chaque élément avec quatre chiffres significatifs.
- Exemple :
pour notre substance contenant 8,5 g de fer (Fe) et de 3,8 g d'oxygène (O), les calculs se présentent ainsi :
- 8,5 g Fe x (1 mol Fe / 55,85 g Fe) = 0,152 mol Fe
- 3,8 g O x (1 mol O / 16,00 g O) = 0,238 mol O
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Comparez les éléments de la molécule. Pour cela, divisez le nombre de moles de chacun des éléments par le nombre de moles le plus faible de la liste des composants. C'est ce qu'on a appelé précédemment un calcul stœchiométrique. De tous les éléments de la liste, prenez celui qui a le plus petit nombre de moles et ce dernier sera utilisé pour diviser tous les nombres de moles, y compris lui-même.
- Exemple :
dans notre exemple, le nombre de moles le plus faible est 0,152 mole (élément fer), ce qui donne :
- 0,152 mol Fe / 0,152 mol = 1,000 Fe
- 0,238 mol O / 0,152 mol = 1,566 O
- Exemple :
dans notre exemple, le nombre de moles le plus faible est 0,152 mole (élément fer), ce qui donne :
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Multipliez les nombres stœchiométriques par une certaine valeur. Comme vous le voyez, ces nombres ne sont pas des entiers. Tant que le nombre reste dans une limite d'un dixième, il n'y a pas de problème, vous arrondissez à l'unité la plus proche, mais si l'écart est plus grand, il faut tous les multiplier par une certaine valeur pour qu'ils soient tous des entiers, ou peu s'en faut.
- Si un élément a un nombre stœchiométrique proche de 0,25, vous multiplierez tous les nombres stœchiométriques par 4. Si l'un était proche de 0,5, il faudrait les multiplier tous par 2.
- Exemple :
comme le nombre stœchiométrique de l'oxygène est 1,566, vous devez multiplier tous les nombres stœchiométriques par 2.
- 1,000 Fe x 2 = 2,000 Fe
- 1,566 O x 2 = 3,132 O
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Arrondissez votre résultat à l'entier le plus proche. Une fois tous les nombres stœchiométriques dans une limite d'un à quinze-centième d'une valeur entière, vous pouvez les arrondir à cette valeur.
- Exemple : dans notre exemple, le nombre stœchiométrique du fer sera donc 2 et celui de l’oxygène, 3.
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Présentez la formule simplifiée. Tout est désormais prêt pour écrire la formule empirique du composé. Chacun des nombres stœchiométriques sera inscrit en indice de l'élément, mais si ce dernier est égal à 1, il ne sera pas nécessaire de le faire figurer.
- Exemple : pour un composé dont les réactifs se présentent à raison de 2 unités de fer pour 3 d'oxygène, la formule empirique s'écrit donc ainsi : Fe 2 O 3 . C'est de l'oxyde fer ou encore ferrique.
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Méthode 3
Méthode 3 sur 3:
Déterminer la formule avec la formule moléculaire [1] X Source de recherche
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Voyez si les indices peuvent être simplifiés. Si l'on vous donnait à trouver la formule empirique d'une substance à partir de sa formule moléculaire, il vous faudrait simplement voir si elle peut être simplifiée. Concentrez-vous sur les indices des divers réactifs et voyez s'ils ont en commun un facteur, autre que 1, bien évidemment ! Si c'est le cas, vous allez devoir trouver le plus grand commun diviseur de tous ces indices.
- Exemple : nous prendrons le composé de formule C 8 H 16 O 8 .
- Si les indices n'ont aucun commun diviseur, ce qui est le cas de l'exemple ci-dessous, la formule moléculaire est alors la formule empirique.
- Exemple : Fe 3 O 2 H 7
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Déterminez le plus grand commun diviseur de tous les indices. Inscrivez-les seuls sur une feuille de papier et trouvez leur plus grand commun diviseur.
- Exemple :
reprenons C 8
H 16
O 8
, les indices sont donc 8
et 16
.
- Les facteurs de 8 sont : 1, 2, 4, 8
- Les facteurs de 16 sont : 1, 2, 4, 8 , 16
- Le plus grand commun diviseur (PGCD) de ces deux nombres est 8.
- Exemple :
reprenons C 8
H 16
O 8
, les indices sont donc 8
et 16
.
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Divisez chaque indice par le plus grand commun diviseur. Pour pouvoir écrire la formule empirique de votre substance, vous devez à présent simplifier tous les indices par le PGCD précédemment trouvé.
- Exemple :
avec C 8
H 16
O 8
:
- divisez les deux indices 8 par le PGCD de 8 : 8 / 8 = 1,
- divisez l'indice 16 par le PGCD de 8 : 16 / 8 = 2.
- Exemple :
avec C 8
H 16
O 8
:
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Présentez la formule simplifiée. Remplacez simplement les indices de départ par ceux simplifiés : vous avez alors devant les yeux la formule empirique de votre composé.
- Si l'indice est de 1, comme c'est présentement le cas, il n'est tout simplement pas indiqué.
- Exemple : C 8 H 16 O 8 = CH 2 O. C'est du méthanal.
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