Calculateur de formule empirique
Saisissez le pourcentage ou la masse de chaque élément, ou le CO₂ et l'H₂O issus d'une combustion, et obtenez la formule la plus simple en nombres entiers, avec les moles, les rapports et le multiplicateur affichés. Ajoutez la masse molaire du composé pour la transformer en formule moléculaire. Gratuit, sans inscription.
Éléments
Ajoutez-la pour transformer la formule empirique en formule moléculaire.
Résultats
C3H4O3
Formule empirique
88,062 g/mol
Masse de la formule empirique
De la masse au rapport en nombres entiers
| Élément | Pourcentage (%) | Masse atomique (g/mol) | Moles | ÷ le plus petit | × 3 | Indice |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 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 |
Le calcul
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 par le plus petit (O) : 1,000 : 1,334 : 1,000
Ces valeurs ne sont pas toutes entières : multiplication par 3 : 3 : 4 : 3
Comment utiliser le calculateur de formule empirique
- 1. Choisissez vos données de départ. Utilisez composition centésimale ou masses lorsque vous connaissez la part ou la masse de chaque élément. Utilisez analyse de combustion lorsqu'un échantillon a été brûlé et que vous connaissez les grammes de CO₂ et d'H₂O produits.
- 2. Saisissez les éléments. Tapez le symbole de chaque élément et son pourcentage ou sa masse en grammes ; ajoutez ou retirez des lignes si besoin. Pour une combustion, saisissez la masse de l'échantillon et celles des deux produits, et laissez l'option oxygène activée si le reste de l'échantillon est de l'oxygène.
- 3. Ajoutez la masse molaire si vous la connaissez. Une masse molaire facultative en g/mol transforme la formule empirique en formule moléculaire.
- 4. Lisez les étapes. Le tableau indique les moles, le rapport à la plus petite quantité, le multiplicateur éventuel et les indices finaux en nombres entiers.
La méthode
Une formule empirique donne le rapport le plus simple, en nombres entiers, entre les atomes d'un composé. Les expériences fournissent des masses ou des pourcentages, et non des atomes ; la méthode convertit donc d'abord en moles, car les moles sont proportionnelles au nombre d'atomes :
- Considérez les pourcentages comme des grammes dans un échantillon de 100 g, puis divisez chaque masse par la masse atomique de l'élément pour obtenir des moles.
- Divisez chaque quantité par la plus petite, de sorte que la plus petite devienne 1.
- Si un rapport n'est pas proche d'un nombre entier, multipliez tous les rapports par le plus petit entier qui le corrige, puis arrondissez aux indices entiers.
| Partie décimale du rapport | Multiplier chaque rapport par |
|---|---|
| 0,5 (1,5 ; 2,5 …) | 2 |
| 0,33 ou 0,67 (1,33 ; 2,67 …) | 3 |
| 0,25 ou 0,75 (1,25 ; 2,75 …) | 4 |
| 0,2 ; 0,4 ; 0,6 ou 0,8 | 5 |
Les données réelles sont arrondies, donc les rapports sont rarement exacts. Le calculateur arrondit un rapport situé à moins de 0,1 d'un nombre entier (vous pouvez choisir une limite plus stricte ou plus souple) ; dès qu'un multiplicateur est nécessaire, l'ajustement doit rester à moins de la moitié de cette limite, afin qu'un grand multiplicateur ne puisse pas faire paraître bon un mauvais ajustement. Il essaie des multiplicateurs jusqu'à 8.
Exemple détaillé : l'acide ascorbique
L'acide ascorbique (vitamine C) contient 40,92 % de carbone, 4,58 % d'hydrogène et 54,50 % d'oxygène en masse — ce sont les données par défaut du calculateur. Dans un échantillon de 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
- Divisez par la plus petite (3,406) : C 1,000 : H 1,334 : O 1,000
- 1,334 est proche de 1⅓, donc multipliez par 3 : C₃H₄O₃
La masse de la formule empirique est 3 × 12,011 + 4 × 1,008 + 3 × 15,999 = 88,062 g/mol. Si la masse molaire mesurée est 176,12 g/mol, alors 176,12 ÷ 88,062 = 2,000 : chaque indice double et la formule moléculaire est C₆H₈O₆.
Exemple détaillé : analyse de combustion
Un échantillon de 1,000 g ne contenant que du C, de l'H et de l'O brûle et produit 1,911 g de CO₂ et 1,173 g d'H₂O. Tout le carbone se retrouve dans le CO₂ et tout l'hydrogène dans l'eau ; les masses se déduisent donc des masses molaires (CO₂ 44,009 g/mol, H₂O 18,015 g/mol) :
- Carbone : 1,911 × 12,011 ÷ 44,009 = 0,5216 g
- Hydrogène : 1,173 × 2 × 1,008 ÷ 18,015 = 0,1313 g
- Oxygène, par différence : 1,000 − 0,5216 − 0,1313 = 0,3472 g
- Moles 0,04342 : 0,1302 : 0,02170, soit un rapport de 2,001 : 6,001 : 1,000 — C₂H₆O
Ce que la formule empirique ne peut pas vous dire
C₂H₆O peut être l'éthanol ou l'éther diméthylique : la formule empirique donne seulement le rapport, jamais la structure, et la formule moléculaire exige une masse molaire obtenue par une autre mesure, comme la spectrométrie de masse. Pour vérifier la formule trouvée, le calculateur de composition centésimale fonctionne dans le sens inverse.
Erreurs courantes
- Arrondir 1,33 ou 1,5 à un nombre entier. Ces rapports signifient qu'il faut un multiplicateur (×3 et ×2) ; les arrondir donne la mauvaise formule.
- Arrondir les moles trop tôt. Gardez quatre chiffres ou plus jusqu'à la détermination des rapports.
- Diviser par la plus grande quantité. Divisez par la plus petite, afin que chaque indice soit au moins égal à 1.
- Oublier l'oxygène dans un problème de combustion. Il n'est pas mesuré directement. Soustrayez les masses du carbone et de l'hydrogène de celle de l'échantillon.
- Indiquer une formule moléculaire qui n'est pas un multiple entier. Si la masse molaire ÷ la masse de la formule empirique n'est pas proche d'un nombre entier, les données ou la masse molaire comportent une erreur.
Questions fréquentes
- Comment trouver la formule empirique à partir de la composition centésimale ?
- Supposez 100 g de composé pour que chaque pourcentage devienne des grammes, convertissez chaque masse en moles en la divisant par la masse atomique, divisez toutes les quantités de moles par la plus petite, puis multipliez par un petit entier si un rapport n'est pas entier. Les nombres entiers obtenus sont les indices.
- Quelle est la différence entre formule empirique et formule moléculaire ?
- La formule empirique est le rapport le plus simple en nombres entiers, et la formule moléculaire est le nombre réel d'atomes d'une molécule, c'est-à-dire un multiple entier de la première. Le glucose s'écrit C₆H₁₂O₆ en tant que molécule et CH₂O en formule empirique ; l'eau s'écrit H₂O dans les deux cas.
- Que faire lorsqu'un rapport vaut 1,5 ou 1,33 ?
- Multipliez tous les rapports par le plus petit entier qui les rend entiers : 1,5 demande 2, et 1,33 ou 1,67 demandent 3. Un rapport de 1,2 demande 5. Le tableau ci-dessus liste les cas courants, et le calculateur applique le multiplicateur à votre place.
- Comment l'analyse de combustion donne-t-elle une formule empirique ?
- En brûlant un hydrocarbure ou un composé oxygéné dans un excès d'oxygène, on transforme tout son carbone en CO₂ et tout son hydrogène en H₂O. Les masses de ces produits donnent les grammes de carbone et d'hydrogène, l'oxygène se déduit par différence, et le reste relève de la méthode habituelle des rapports molaires.
- La formule empirique peut-elle être identique à la formule moléculaire ?
- Oui. Lorsque les atomes ne peuvent pas être divisés par un facteur commun, comme dans H₂O, CH₄ et CO₂, les deux formules sont identiques. Les composés ioniques s'écrivent toujours sous forme de formules empiriques, comme NaCl et Fe₂O₃, car ils ne forment pas de molécules distinctes.
- Que faire si mes pourcentages ne totalisent pas 100 ?
- Un total légèrement différent de 100 relève de l'arrondi. Un total nettement inférieur à 100 signale en général qu'un élément n'a pas été indiqué ; l'oxygène se détermine souvent par différence. Le calculateur avertit lorsque les pourcentages s'écartent de plus de 1 de 100.