Analyse élémentaire

L'absorption atomique a permis d'obtenir les pourcentages de composition suivants : 40,9 % de carbone (C), 4,57 % d'hydrogène (H) et 54,5 % d'oxygène (O). Quelle est la formule empirique de l'échantillon ?

Notre première étape consiste à convertir un pourcentage en grammes. Nous pouvons supposer que la quantité totale en grammes est de 100 g. Techniquement, nous pouvons choisir n'importe quelle quantité puisque le rapport sera le même, mais cette méthode est plus simple. En effectuant cette conversion, nous obtenons :

\(100\,g*40.9\%=40.9\,g\,C\)

\(100\,g*4.57\%=4.57\,g\,H\)

\(100\,g*54.5\%=54.5\,g\,O\)

Ensuite, nous devons convertir en moles. En effet, la formule empirique (et toutes les formules chimiques) est exprimée en unités de moles. Pour ce faire, tu divises le nombre de moles par la masse atomique de chaque élément, qui est la quantité de grammes de l'élément par mole. C'est aussi le poids indiqué sous l'élément dans le tableau périodique.

\(\frac{40.9\,g}{\frac{12.01\,g}{mol}}=3.41\,mol\,C\)

\(\frac{4.57\,g}{\frac{1.01\,g}{mol}}=4.52\,mol\,H\)

\(\frac{54.5\,g}{\frac{16.00\,g}{mol}}=3.41\,mol\,O\)

Notre dernière étape consiste à diviser chaque quantité molaire par la plus petite variable. Nous obtiendrons ainsi le rapport entre les éléments.

\(\frac{3.41\,mol\,C}{3.41}=1\,C\)

\(\frac{4.52\,mol\,H}{3.41}=1.33\,H\)

\(\frac{3.41\,mol\,O}{3.41}=1\,O\)

Nous avons un rapport de 1:1,33:1 ; cependant, les formules chimiques sont des nombres entiers. Que faisons-nous alors ? Nous multiplions notre rapport par le plus petit nombre possible pour obtenir des nombres entiers. Dans ce cas, ce nombre est 3.

\N(1\N,C*3=3\N,C\N)

\N- (1.33\N,H*3=4\N,H\N)

\N(1\N,O*3=3\N,O\N)

Notre formule finale est donc la suivante

\N(C_3H_4O_3\N)

En utilisant l'absorption atomique, on a obtenu les données suivantes sur la composition en pourcentage : 85,6 % de carbone (C) et 14,4 % d'hydrogène (H). Quelle est la formule moléculaire de l'échantillon si la masse totale est de 84,16 g ?

Puisque nous connaissons la masse réelle, nous allons multiplier les pourcentages par cette masse :

\(84.16\,g*85.6\%=72.1\,g\,C\)

\(84.16\,g*14.4\%=12.1\,g\,H\)

Nous allons maintenant convertir les grammes en moles :

\(\frac{72.1\,g}{\frac{12.01\,g}{mol}}=6\,mol\,C\)

\(\frac{12.1\,g}{\frac{1.01\,g}{mol}}=12\,mol\,H\)

La formule moléculaire est donc :

\(C_{6}H_{12}\)

Un échantillon gazeux inconnu a été analysé à l'aide d'un spectromètre de masse, ce qui a donné les données ci-dessous. Quelle est la formule moléculaire de l'échantillon ?

Fig. 2 - Données de spectrométrie de masse pour un échantillon inconnu.

Notre première étape consiste à comprendre ce que ces données nous disent. La spectrométrie de masse décompose les choses en fragments, pas nécessairement en éléments, de sorte que chaque pic est un fragment ou un élément. Le pic qui a une intensité de 100 % est le pic de la molécule elle-même, nous savons donc que la molécule entière a une masse de 44 g.

Cela signifie que les autres pics sont soit des éléments, soit des fragments (c'est-à-dire des molécules plus petites). Étiquettons chaque pic, de gauche à droite.

Le premier pic est de 12 g, ce qui signifie qu'il s'agit de carbone, dont la masse atomique est de 12 g/mol. Le deuxième pic est de 16 g, il s'agit donc d'oxygène (l'oxygène a une masse atomique de 16 g/mol).

Passons maintenant au pic de 28 g. Il pourrait s'agir de silicium ou de monoxyde de carbone (CO), qui ont tous deux une masse de 28 g/mol. Nous savons que cet échantillon est un gaz, il est donc plus probable qu'il s'agisse de CO et non de silicium (qui est généralement un solide). C'est également logique puisque la masse totale de l'échantillon est de 44 g et que la masse de C+O+Si est de 56 g.

Maintenant que nous connaissons nos pics, nous pouvons déterminer l'identité de l'échantillon. Nous savons donc que la molécule contient deux éléments : C et O, nous pouvons donc soustraire ces masses de la masse totale.

\(44-(12.00+16.00)=16.00\)

Puisqu'il reste 16 g, cela signifie qu'un autre atome d'oxygène est présent, la formule complète est donc \(CO_2\).