Wie findet man die empirische Formel aus Prozentangaben?

Nehmen Sie 100 g Verbindung an, damit jeder Prozentwert zu Gramm wird, rechnen Sie jede Masse durch Division durch die Atommasse in Stoffmengen um, teilen Sie alle Stoffmengen durch die kleinste und multiplizieren Sie mit einer kleinen ganzen Zahl, falls ein Verhältnis nicht ganzzahlig ist. Die ganzen Zahlen sind die Indizes.

Was ist der Unterschied zwischen empirischer und Molekularformel?

Die empirische Formel ist das einfachste ganzzahlige Verhältnis, die Molekularformel die tatsächliche Anzahl der Atome in einem Molekül – ein ganzzahliges Vielfaches davon. Glucose ist als Molekül C₆H₁₂O₆ und empirisch CH₂O; Wasser ist in beiden Fällen H₂O.

Was tun, wenn ein Verhältnis 1,5 oder 1,33 ist?

Multiplizieren Sie alle Verhältnisse mit der kleinsten ganzen Zahl, die sie alle ganzzahlig macht: 1,5 braucht 2, und 1,33 oder 1,67 braucht 3. Ein Verhältnis wie 1,2 braucht 5. Die Tabelle oben listet die üblichen Fälle, und der Rechner wendet den Multiplikator für Sie an.

Wie liefert die Verbrennungsanalyse eine empirische Formel?

Wird ein Kohlenwasserstoff oder eine sauerstoffhaltige Verbindung im Sauerstoffüberschuss verbrannt, wird sein gesamter Kohlenstoff zu CO₂ und sein gesamter Wasserstoff zu H₂O. Die Massen dieser Produkte ergeben die Gramm an Kohlenstoff und Wasserstoff, der Sauerstoff ergibt sich aus der Differenz, und der Rest folgt der üblichen Methode der Stoffmengenverhältnisse.

Kann die empirische Formel mit der Molekularformel übereinstimmen?

Ja. Lassen sich die Atome durch keinen gemeinsamen Faktor teilen, wie bei H₂O, CH₄ und CO₂, sind beide identisch. Ionenverbindungen werden immer als empirische Formeln geschrieben, etwa NaCl und Fe₂O₃, weil sie keine einzelnen Moleküle bilden.

Was ist, wenn sich meine Prozentangaben nicht zu 100 addieren?

Eine Summe leicht neben 100 ist Rundung. Eine Summe deutlich unter 100 bedeutet meist, dass ein Element nicht angegeben wurde; Sauerstoff wird häufig durch Differenz ermittelt. Der Rechner warnt, wenn die Summe mehr als 1 von 100 abweicht.

Empirische-Formel-Rechner

Geben Sie den Prozentanteil oder die Masse jedes Elements ein oder das CO₂ und H₂O aus einer Verbrennung, und Sie erhalten die einfachste ganzzahlige Formel mit den Stoffmengen, den Verhältnissen und dem Multiplikator. Mit der molaren Masse der Verbindung wird daraus die Molekularformel. Kostenlos, ohne Anmeldung.

Ausgangspunkt

Prozentzusammensetzung oder MassenVerbrennungsanalyse

Die Werte sind

ProzentangabenMassen in Gramm

Elemente

Elementsymbol 1

Wert für Element 1

Elementsymbol 2

Wert für Element 2

Elementsymbol 3

Wert für Element 3

Molare Masse der Verbindung (g/mol, optional)

Mit ihr wird aus der empirischen Formel die Molekularformel.

Wie nah an einer ganzen Zahl?

Ergebnisse

C₃H₄O₃

Empirische Formel

88,062 g/mol

Masse der empirischen Formel

Von den Massen zu einem ganzzahligen Verhältnis

Element	Prozent (%)	Atommasse (g/mol)	Stoffmenge	÷ kleinster Wert	× 3	Index
C	40,92	12,011	3,407	1,000	3,000	3
H	4,58	1,008	4,544	1,334	4,001	4
O	54,5	15,999	3,406	1,000	3,000	3

Der Rechenweg

C: 40,92 ÷ 12,011 g/mol = 3,407 mol

H: 4,58 ÷ 1,008 g/mol = 4,544 mol

O: 54,5 ÷ 15,999 g/mol = 3,406 mol

Division durch den kleinsten Wert (O): 1,000 : 1,334 : 1,000

Nicht alle Werte sind ganzzahlig, daher wird mit 3 multipliziert: 3 : 4 : 3

So verwenden Sie den Empirische-Formel-Rechner

1. Wählen Sie Ihre Ausgangsdaten. Verwenden Sie Prozentzusammensetzung oder Massen, wenn Ihnen der Anteil oder die Masse jedes Elements vorliegt. Verwenden Sie Verbrennungsanalyse, wenn eine Probe verbrannt wurde und Sie die Gramm an CO₂ und H₂O kennen, die dabei entstanden sind.
2. Geben Sie die Elemente ein. Tippen Sie das Elementsymbol und dessen Prozentanteil oder Masse in Gramm ein; Zeilen können Sie hinzufügen oder entfernen. Bei der Verbrennung geben Sie die Probenmasse und die beiden Produktmassen ein und lassen die Option für Sauerstoff aktiviert, wenn der Rest der Probe Sauerstoff ist.
3. Ergänzen Sie die molare Masse, falls Sie sie haben. Eine optionale molare Masse in g/mol macht aus der empirischen Formel die Molekularformel.
4. Lesen Sie die Schritte. Die Tabelle zeigt die Stoffmengen, das Verhältnis zur kleinsten Menge, einen eventuellen Multiplikator und die endgültigen ganzzahligen Indizes.

Die Methode

Eine empirische Formel gibt das einfachste ganzzahlige Verhältnis der Atome in einer Verbindung an. Experimente liefern Massen oder Prozentangaben, keine Atomzahlen, daher wird zuerst in Stoffmengen umgerechnet – Stoffmengen sind proportional zur Anzahl der Atome:

Behandeln Sie Prozentangaben als Gramm in einer Probe von 100 g und teilen Sie dann jede Masse durch die Atommasse des Elements, um die Stoffmengen zu erhalten.
Teilen Sie alle Mengen durch die kleinste, sodass die kleinste zu 1 wird.
Ist ein Verhältnis nicht annähernd ganzzahlig, multiplizieren Sie alle Verhältnisse mit der kleinsten ganzen Zahl, die das behebt, und runden Sie dann auf ganzzahlige Indizes.

Dezimalanteil des Verhältnisses	Alle Verhältnisse multiplizieren mit
0,5 (1,5; 2,5 …)	2
0,33 oder 0,67 (1,33; 2,67 …)	3
0,25 oder 0,75 (1,25; 2,75 …)	4
0,2; 0,4; 0,6 oder 0,8	5

Messwerte sind gerundet, daher sind Verhältnisse selten exakt. Der Rechner rundet ein Verhältnis, das innerhalb von 0,1 einer ganzen Zahl liegt (Sie können eine strengere oder großzügigere Grenze wählen). Sobald ein Multiplikator nötig ist, muss die Anpassung innerhalb der Hälfte dieser Grenze liegen, damit ein großer Multiplikator keine schlechte Anpassung gut aussehen lässt. Er probiert Multiplikatoren bis 8.

Beispiel: Ascorbinsäure

Ascorbinsäure (Vitamin C) besteht massenbezogen zu 40,92 % aus Kohlenstoff, 4,58 % Wasserstoff und 54,50 % Sauerstoff – die Standarddaten des Rechners. In einer Probe von 100 g:

C: 40,92 ÷ 12,011 = 3,407 mol
H: 4,58 ÷ 1,008 = 4,544 mol
O: 54,50 ÷ 15,999 = 3,406 mol
Division durch den kleinsten Wert (3,406): C 1,000 : H 1,334 : O 1,000
1,334 liegt nahe bei 1⅓, also multiplizieren Sie mit 3: C₃H₄O₃

Die Masse der empirischen Formel beträgt 3 × 12,011 + 4 × 1,008 + 3 × 15,999 = 88,062 g/mol. Liegt die gemessene molare Masse bei 176,12 g/mol, dann gilt 176,12 ÷ 88,062 = 2,000; alle Indizes verdoppeln sich, und die Molekularformel lautet C₆H₈O₆.

Beispiel: Verbrennungsanalyse

Eine Probe von 1,000 g, die nur C, H und O enthält, verbrennt zu 1,911 g CO₂ und 1,173 g H₂O. Der gesamte Kohlenstoff steckt im CO₂ und der gesamte Wasserstoff im Wasser, sodass sich die Massen aus den molaren Massen ergeben (CO₂ 44,009 g/mol, H₂O 18,015 g/mol):

Kohlenstoff: 1,911 × 12,011 ÷ 44,009 = 0,5216 g
Wasserstoff: 1,173 × 2 × 1,008 ÷ 18,015 = 0,1313 g
Sauerstoff, durch Differenz: 1,000 − 0,5216 − 0,1313 = 0,3472 g
Stoffmengen 0,04342 : 0,1302 : 0,02170, das ergibt ein Verhältnis von 2,001 : 6,001 : 1,000 – C₂H₆O

Was die empirische Formel nicht verrät

C₂H₆O könnte Ethanol oder Dimethylether sein: Die empirische Formel gibt nur das Verhältnis an, nie die Struktur, und die Molekularformel braucht eine molare Masse aus einer separaten Messung, etwa der Massenspektrometrie. Um die gefundene Formel zu prüfen, arbeitet der Percent Composition Calculator in die Gegenrichtung.

Häufige Fehler

1,33 oder 1,5 auf eine ganze Zahl runden. Diese Verhältnisse verlangen einen Multiplikator (×3 bzw. ×2); Runden ergibt die falsche Formel.
Stoffmengen zu früh runden. Behalten Sie vier oder mehr Stellen, bis die Verhältnisse bestimmt sind.
Durch die größte Menge teilen. Teilen Sie durch die kleinste, damit jeder Index mindestens 1 ist.
Sauerstoff bei einer Verbrennungsaufgabe vergessen. Er wird nicht direkt gemessen. Ziehen Sie die Massen von Kohlenstoff und Wasserstoff von der Probenmasse ab.
Eine Molekularformel angeben, die kein ganzes Vielfaches ist. Liegt molare Masse ÷ Masse der empirischen Formel nicht nahe bei einer ganzen Zahl, enthalten die Daten oder die molare Masse einen Fehler.

Häufig gestellte Fragen

Wie findet man die empirische Formel aus Prozentangaben?: Nehmen Sie 100 g Verbindung an, damit jeder Prozentwert zu Gramm wird, rechnen Sie jede Masse durch Division durch die Atommasse in Stoffmengen um, teilen Sie alle Stoffmengen durch die kleinste und multiplizieren Sie mit einer kleinen ganzen Zahl, falls ein Verhältnis nicht ganzzahlig ist. Die ganzen Zahlen sind die Indizes.
Was ist der Unterschied zwischen empirischer und Molekularformel?: Die empirische Formel ist das einfachste ganzzahlige Verhältnis, die Molekularformel die tatsächliche Anzahl der Atome in einem Molekül – ein ganzzahliges Vielfaches davon. Glucose ist als Molekül C₆H₁₂O₆ und empirisch CH₂O; Wasser ist in beiden Fällen H₂O.
Was tun, wenn ein Verhältnis 1,5 oder 1,33 ist?: Multiplizieren Sie alle Verhältnisse mit der kleinsten ganzen Zahl, die sie alle ganzzahlig macht: 1,5 braucht 2, und 1,33 oder 1,67 braucht 3. Ein Verhältnis wie 1,2 braucht 5. Die Tabelle oben listet die üblichen Fälle, und der Rechner wendet den Multiplikator für Sie an.
Wie liefert die Verbrennungsanalyse eine empirische Formel?: Wird ein Kohlenwasserstoff oder eine sauerstoffhaltige Verbindung im Sauerstoffüberschuss verbrannt, wird sein gesamter Kohlenstoff zu CO₂ und sein gesamter Wasserstoff zu H₂O. Die Massen dieser Produkte ergeben die Gramm an Kohlenstoff und Wasserstoff, der Sauerstoff ergibt sich aus der Differenz, und der Rest folgt der üblichen Methode der Stoffmengenverhältnisse.
Kann die empirische Formel mit der Molekularformel übereinstimmen?: Ja. Lassen sich die Atome durch keinen gemeinsamen Faktor teilen, wie bei H₂O, CH₄ und CO₂, sind beide identisch. Ionenverbindungen werden immer als empirische Formeln geschrieben, etwa NaCl und Fe₂O₃, weil sie keine einzelnen Moleküle bilden.
Was ist, wenn sich meine Prozentangaben nicht zu 100 addieren?: Eine Summe leicht neben 100 ist Rundung. Eine Summe deutlich unter 100 bedeutet meist, dass ein Element nicht angegeben wurde; Sauerstoff wird häufig durch Differenz ermittelt. Der Rechner warnt, wenn die Summe mehr als 1 von 100 abweicht.