Kalkulator wzoru empirycznego
Wpisz procent lub masę każdego pierwiastka albo CO₂ i H₂O z reakcji spalania, a otrzymasz najprostszy wzór w liczbach całkowitych wraz z molami, stosunkami i mnożnikiem. Dodaj masę molową związku, aby zamienić go we wzór cząsteczkowy. Za darmo, bez rejestracji.
Pierwiastki
Dodaj ją, aby zamienić wzór empiryczny we wzór cząsteczkowy.
Wyniki
C3H4O3
Wzór empiryczny
88,062 g/mol
Masa wzoru empirycznego
Od mas do stosunku w liczbach całkowitych
| Pierwiastek | Procent (%) | Masa atomowa (g/mol) | Mole | ÷ najmniejsza | × 3 | Indeks |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 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 |
Obliczenia
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
Podziel przez najmniejszą (O): 1,000 : 1,334 : 1,000
Nie wszystkie są liczbami całkowitymi, więc pomnóż przez 3: 3 : 4 : 3
Jak korzystać z kalkulatora wzoru empirycznego
- 1. Wybierz dane wyjściowe. Użyj składu procentowego lub mas, gdy znasz udział albo masę każdego pierwiastka. Użyj analizy spalania, gdy próbkę spalono i znasz gramy CO₂ oraz H₂O, które powstały.
- 2. Wpisz pierwiastki. Wpisz symbol każdego pierwiastka i jego procent lub masę w gramach; w razie potrzeby dodaj lub usuń wiersze. Przy spalaniu podaj masę próbki i masy obu produktów, a jeśli reszta próbki to tlen, zostaw włączoną opcję tlenu.
- 3. Dodaj masę molową, jeśli ją masz. Opcjonalna masa molowa w g/mol zamienia wzór empiryczny we wzór cząsteczkowy.
- 4. Przeczytaj kroki. Tabela pokazuje mole, stosunek do najmniejszej ilości, ewentualny mnożnik oraz końcowe indeksy dolne w liczbach całkowitych.
Metoda
Wzór empiryczny podaje najprostszy stosunek liczby atomów w związku, wyrażony liczbami całkowitymi. Doświadczenia dają masy lub procenty, a nie liczby atomów, dlatego metoda najpierw przelicza dane na mole — liczba moli jest proporcjonalna do liczby atomów:
- Traktuj procenty jako gramy w próbce 100 g, a następnie podziel każdą masę przez masę atomową pierwiastka, aby otrzymać mole.
- Podziel każdą ilość przez najmniejszą, tak aby najmniejsza wynosiła 1.
- Jeśli któryś stosunek nie jest bliski liczbie całkowitej, pomnóż wszystkie przez najmniejszą liczbę całkowitą, która to naprawi, a następnie zaokrąglij do indeksów całkowitych.
| Część ułamkowa stosunku | Pomnóż każdy stosunek przez |
|---|---|
| 0,5 (1,5; 2,5 …) | 2 |
| 0,33 lub 0,67 (1,33; 2,67 …) | 3 |
| 0,25 lub 0,75 (1,25; 2,75 …) | 4 |
| 0,2; 0,4; 0,6 lub 0,8 | 5 |
Dane rzeczywiste są zaokrąglone, więc stosunki rzadko wychodzą dokładnie. Kalkulator zaokrągla stosunek, który leży w odległości 0,1 od liczby całkowitej (możesz wybrać ostrzejszy lub luźniejszy próg); gdy potrzebny jest mnożnik, dopasowanie musi mieścić się w granicach połowy tego progu, więc duży mnożnik nie może uczynić słabego dopasowania dobrym. Sprawdza mnożniki do 8.
Przykład krok po kroku: kwas askorbinowy
Kwas askorbinowy (witamina C) zawiera w masie 40,92% węgla, 4,58% wodoru i 54,50% tlenu — to domyślne dane kalkulatora. W próbce o masie 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
- Podziel przez najmniejszą (3,406): C 1,000 : H 1,334 : O 1,000
- 1,334 jest bliskie 1⅓, więc pomnóż przez 3: C₃H₄O₃
Masa wzoru empirycznego to 3 × 12,011 + 4 × 1,008 + 3 × 15,999 = 88,062 g/mol. Jeśli zmierzona masa molowa wynosi 176,12 g/mol, to 176,12 ÷ 88,062 = 2,000, więc każdy indeks podwaja się i wzór cząsteczkowy to C₆H₈O₆.
Przykład krok po kroku: analiza spalania
Próbka o masie 1,000 g zawierająca tylko C, H i O spala się, dając 1,911 g CO₂ i 1,173 g H₂O. Cały węgiel znajduje się w CO₂, a cały wodór w wodzie, więc masy wynikają z mas molowych (CO₂ 44,009 g/mol, H₂O 18,015 g/mol):
- Węgiel: 1,911 × 12,011 ÷ 44,009 = 0,5216 g
- Wodór: 1,173 × 2 × 1,008 ÷ 18,015 = 0,1313 g
- Tlen, z różnicy: 1,000 − 0,5216 − 0,1313 = 0,3472 g
- Mole 0,04342 : 0,1302 : 0,02170, czyli stosunek 2,001 : 6,001 : 1,000 — C₂H₆O
Czego wzór empiryczny nie powie
C₂H₆O może być etanolem albo eterem dimetylowym: wzór empiryczny podaje wyłącznie stosunek, nigdy budowę, a wzór cząsteczkowy wymaga masy molowej z osobnego pomiaru, na przykład spektrometrii mas. Aby sprawdzić znaleziony wzór, Kalkulator składu procentowego działa w odwrotnym kierunku.
Częste błędy
- Zaokrąglanie 1,33 lub 1,5 do liczby całkowitej. Takie stosunki oznaczają, że potrzebny jest mnożnik (×3 i ×2); zaokrąglenie daje zły wzór.
- Zaokrąglanie moli zbyt wcześnie. Zachowaj cztery lub więcej cyfr, dopóki nie wyznaczysz stosunków.
- Dzielenie przez największą ilość. Dziel przez najmniejszą, aby każdy indeks wynosił co najmniej 1.
- Zapomnienie o tlenie w zadaniu ze spalaniem. Tlen nie jest mierzony bezpośrednio. Odejmij od masy próbki masy węgla i wodoru.
- Podanie wzoru cząsteczkowego, który nie jest całkowitą wielokrotnością. Jeśli masa molowa ÷ masa wzoru empirycznego nie jest bliska liczbie całkowitej, dane lub masa molowa zawierają błąd.
Najczęstsze pytania
- Jak znaleźć wzór empiryczny ze składu procentowego?
- Przyjmij 100 g związku, aby każdy procent stał się gramami, przelicz każdą masę na mole, dzieląc ją przez masę atomową, podziel wszystkie ilości moli przez najmniejszą, a jeśli któryś stosunek nie jest całkowity, pomnóż przez małą liczbę całkowitą. Otrzymane liczby całkowite są indeksami dolnymi.
- Czym różni się wzór empiryczny od cząsteczkowego?
- Wzór empiryczny to najprostszy stosunek liczb całkowitych, a wzór cząsteczkowy to rzeczywista liczba atomów w cząsteczce — całkowita wielokrotność wzoru empirycznego. Glukoza ma wzór cząsteczkowy C₆H₁₂O₆, a empiryczny CH₂O; woda to H₂O w obu przypadkach.
- Co zrobić, gdy stosunek wynosi 1,5 lub 1,33?
- Pomnóż wszystkie stosunki przez najmniejszą liczbę całkowitą, która czyni je całkowitymi: 1,5 wymaga 2, a 1,33 lub 1,67 wymaga 3. Stosunek 1,2 wymaga 5. Tabela powyżej pokazuje typowe przypadki, a kalkulator stosuje mnożnik za Ciebie.
- Jak analiza spalania daje wzór empiryczny?
- Spalenie węglowodoru lub związku zawierającego tlen w nadmiarze tlenu zamienia cały węgiel w CO₂, a cały wodór w H₂O. Masy tych produktów dają gramy węgla i wodoru, tlen wynika z różnicy, a dalej stosuje się zwykłą metodę stosunku moli.
- Czy wzór empiryczny może być taki sam jak cząsteczkowy?
- Tak. Gdy atomów nie da się podzielić wspólnym czynnikiem, jak w H₂O, CH₄ i CO₂, oba wzory są identyczne. Związki jonowe zapisuje się zawsze jako wzory empiryczne, na przykład NaCl i Fe₂O₃, ponieważ nie tworzą odrębnych cząsteczek.
- Co zrobić, gdy procenty nie sumują się do 100?
- Suma nieco różna od 100 wynika z zaokrągleń. Suma wyraźnie niższa zwykle oznacza, że nie podano jednego pierwiastka; tlen często wyznacza się z różnicy. Kalkulator ostrzega, gdy procenty różnią się od 100 o więcej niż 1.