Calcolatore di Formula Empirica
Inserisci la percentuale o la massa di ciascun elemento, oppure la CO₂ e la H₂O di una combustione, e ottieni la formula più semplice con numeri interi, con le moli, i rapporti e il moltiplicatore mostrati. Aggiungi la massa molare del composto per trasformarla in formula molecolare. Gratuito, senza registrazione.
Elementi
Inseriscila per trasformare la formula empirica in formula molecolare.
Risultati
C3H4O3
Formula empirica
88,062 g/mol
Massa della formula empirica
Dalle masse a un rapporto di numeri interi
| Elemento | Percentuale (%) | Peso atomico (g/mol) | Moli | ÷ il più piccolo | × 3 | Pedice |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 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 |
Il procedimento
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
Dividi per il più piccolo (O): 1,000 : 1,334 : 1,000
Non tutti sono numeri interi, quindi moltiplica per 3: 3 : 4 : 3
Come usare il calcolatore di formula empirica
- 1. Scegli i dati di partenza. Usa composizione percentuale o masse quando ti sono date la quota o la massa di ciascun elemento. Usa analisi di combustione quando un campione è stato bruciato e conosci i grammi di CO₂ e H₂O che ha prodotto.
- 2. Inserisci gli elementi. Digita il simbolo di ciascun elemento e la sua percentuale o massa in grammi; aggiungi o rimuovi righe secondo necessità. Per la combustione, inserisci la massa del campione e le due masse dei prodotti, e lascia attiva l'opzione dell'ossigeno se il resto del campione è ossigeno.
- 3. Aggiungi la massa molare, se la hai. Una massa molare facoltativa in g/mol trasforma la formula empirica in formula molecolare.
- 4. Leggi i passaggi. La tabella mostra le moli, il rapporto con la quantità più piccola, l'eventuale moltiplicatore e i pedici finali con numeri interi.
Il metodo
Una formula empirica indica il rapporto più semplice, in numeri interi, tra gli atomi di un composto. Gli esperimenti riportano masse o percentuali, non atomi, quindi il metodo converte prima in moli — le moli sono proporzionali agli atomi:
- Considera le percentuali come grammi in un campione di 100 g, poi dividi ciascuna massa per il peso atomico dell'elemento per ottenere le moli.
- Dividi ogni quantità per la più piccola, così la più piccola diventa 1.
- Se un rapporto non è vicino a un numero intero, moltiplicali tutti per il più piccolo intero che lo corregge, poi arrotonda a pedici interi.
| Parte decimale del rapporto | Moltiplica ogni rapporto per |
|---|---|
| 0,5 (1,5, 2,5 …) | 2 |
| 0,33 o 0,67 (1,33, 2,67 …) | 3 |
| 0,25 o 0,75 (1,25, 2,75 …) | 4 |
| 0,2, 0,4, 0,6 o 0,8 | 5 |
I dati reali sono arrotondati, quindi i rapporti raramente sono esatti. Il calcolatore arrotonda un rapporto che dista meno di 0,1 da un numero intero (puoi scegliere un limite più rigoroso o più ampio); quando serve un moltiplicatore, l'adattamento deve rientrare in metà di quel limite, così un moltiplicatore grande non può far sembrare buono un adattamento scarso. Prova moltiplicatori fino a 8.
Esempio svolto: acido ascorbico
L'acido ascorbico (vitamina C) è 40,92% di carbonio, 4,58% di idrogeno e 54,50% di ossigeno in massa — i dati predefiniti del calcolatore. In un campione di 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
- Dividi per il più piccolo (3,406): C 1,000 : H 1,334 : O 1,000
- 1,334 è vicino a 1⅓, quindi moltiplica per 3: C₃H₄O₃
La massa della formula empirica è 3 × 12,011 + 4 × 1,008 + 3 × 15,999 = 88,062 g/mol. Se la massa molare misurata è 176,12 g/mol, allora 176,12 ÷ 88,062 = 2,000, quindi ogni pedice raddoppia e la formula molecolare è C₆H₈O₆.
Esempio svolto: analisi di combustione
Un campione di 1,000 g che contiene solo C, H e O brucia producendo 1,911 g di CO₂ e 1,173 g di H₂O. Tutto il carbonio è nella CO₂ e tutto l'idrogeno nell'acqua, quindi le masse derivano dalle masse molari (CO₂ 44,009 g/mol, H₂O 18,015 g/mol):
- Carbonio: 1,911 × 12,011 ÷ 44,009 = 0,5216 g
- Idrogeno: 1,173 × 2 × 1,008 ÷ 18,015 = 0,1313 g
- Ossigeno, per differenza: 1,000 − 0,5216 − 0,1313 = 0,3472 g
- Moli 0,04342 : 0,1302 : 0,02170, cioè un rapporto di 2,001 : 6,001 : 1,000 — C₂H₆O
Cosa non può dirti la formula empirica
C₂H₆O potrebbe essere etanolo o dimetiletere: la formula empirica indica solo il rapporto, mai la struttura, e la formula molecolare richiede una massa molare ottenuta con una misura separata, come la spettrometria di massa. Per verificare la formula che trovi, il Calcolatore di Composizione Percentuale funziona nella direzione opposta.
Errori comuni
- Arrotondare 1,33 o 1,5 a un numero intero. Quei rapporti richiedono un moltiplicatore (×3 e ×2); arrotondando si ottiene la formula sbagliata.
- Arrotondare le moli troppo presto. Conserva quattro o più cifre finché non trovi i rapporti.
- Dividere per la quantità più grande. Dividi per la più piccola, così ogni pedice è almeno 1.
- Dimenticare l'ossigeno in un problema di combustione. Non viene misurato direttamente. Sottrai dal campione le masse di carbonio e idrogeno.
- Riportare una formula molecolare che non è un multiplo intero. Se massa molare ÷ massa empirica non è vicino a un numero intero, i dati o la massa molare contengono un errore.
Domande frequenti
- Come si trova la formula empirica dalla composizione percentuale?
- Supponi 100 g di composto, così ogni percentuale diventa grammi; converti ciascuno in moli dividendo per il peso atomico, dividi tutte le quantità in moli per la più piccola e moltiplica per un intero piccolo se un rapporto non è intero. I numeri interi sono i pedici.
- Qual è la differenza tra formula empirica e formula molecolare?
- La formula empirica è il rapporto più semplice in numeri interi, e la formula molecolare è il numero effettivo di atomi in una molecola — un multiplo intero di essa. Il glucosio è C₆H₁₂O₆ come molecola e CH₂O in forma empirica; l'acqua è H₂O in entrambe.
- Che cosa faccio quando un rapporto è 1,5 o 1,33?
- Moltiplica ogni rapporto per il più piccolo intero che li rende tutti interi: 1,5 richiede 2, e 1,33 o 1,67 richiedono 3. Un rapporto come 1,2 richiede 5. La tabella sopra elenca i casi comuni, e il calcolatore applica il moltiplicatore per te.
- Come fa l'analisi di combustione a dare una formula empirica?
- Bruciando un idrocarburo o un composto contenente ossigeno in eccesso di ossigeno, tutto il suo carbonio si converte in CO₂ e tutto il suo idrogeno in H₂O. Le masse di questi prodotti danno i grammi di carbonio e idrogeno, l'ossigeno deriva dalla differenza, e il resto è il solito metodo dei rapporti molari.
- La formula empirica può coincidere con quella molecolare?
- Sì. Quando gli atomi non possono essere divisi per un fattore comune, come in H₂O, CH₄ e CO₂, le due formule sono identiche. I composti ionici si scrivono sempre come formule empiriche, come NaCl e Fe₂O₃, perché non hanno molecole distinte.
- Che cosa succede se le mie percentuali non sommano a 100?
- Un totale leggermente diverso da 100 è arrotondamento. Un totale nettamente sotto 100 di solito significa che un elemento non è stato riportato; l'ossigeno si trova spesso per differenza. Il calcolatore avvisa quando le percentuali distano più di 1 da 100.