Fig. 1 - Il y a plusieurs façons de dessiner la formule structurelle du benzène.
Il existe deux autres façons de représenter les molécules : la formule empirique et la formule moléculaire.
- Nous allons voir ce que nous entendons par formule empirique et formule moléculaire.
- Tu apprendras deux façons de trouver la formule empirique : en utilisant la masse atomique relative et en utilisant le pourcentage de composition.
- Tu apprendras également à trouver la formule moléculaire en utilisant la masse relative de la formule.
Que sont les formules empirique et moléculaire ?
La formule moléculaire indique le nombre réel d'atomes de chaque élément dans une molécule.
La formule empir ique indique le rapport molaire le plus simple en nombres entiers de chaque élément dans un composé.
Comment écrire la formule empirique et la formule moléculaire ?
Jette un coup d'œil au tableau ci-dessous.
| Moléculaire | Formule empirique | |
| Benzène | \N(C_6H_6\N) | \N(CH\N) |
| Eau | \(H_2O) | \N- Début {align} H_2O \Nfin {align} |
| Soufre | \(S_8\) | \(S\) |
| Glucose | \N-(C_6H_{12}O_6\N) | \N(CH_2O\N) |
As-tu remarqué que la formule empirique simplifie la formule moléculaire ? La formule moléculaire représente le nombre de chaque atome dans une molécule. La formule empirique indique le rapport ou la proportion de chaque atome dans une molécule.
Par exemple, nous pouvons voir dans le tableau que le benzène a la formule moléculaire \(C_6H_6\). Cela signifie que pour chaque atome de carbone dans le benzène, il y a un atome d'hydrogène. La formule empirique du benzène est donc \(CH\)
Prenons un autre exemple, celui de l'oxyde de phosphore (P_4O_{10}).
Trouve la formule empirique de l'oxyde de phosphore.
Formule empirique de l'oxyde de phosphore = \(P_2O_5\)
Pour deux atomes de phosphore, il y a cinq atomes d'oxygène.
Voici un conseil :
Tu peux découvrir la formule empirique en comptant le nombre de chaque atome dans un composé et en le divisant par le nombre le plus bas.
Dans l'exemple de l'oxyde de phosphore ( \(P_4O_{10}\) ), le nombre le plus bas est 4.
4 ÷ 4 = 1
10 ÷ 4 = 2.5
Comme la formule empirique doit être un nombre entier, tu dois choisir un facteur pour les multiplier qui donnera un nombre entier.
1 x 2 = 2
2.5 x 2 = 5
\(P_4O_{10}\) → \(P_2O_5\)
Parfois, les formules moléculaires et empiriques sont identiques, comme dans le cas de l'eau ( \(H_2O\)). Tu peux aussi obtenir la même formule empirique à partir de formules moléculaires différentes.
Comment trouver la formule empirique
Lorsque les scientifiques découvrent de nouveaux matériaux, ils veulent aussi connaître leurs formules moléculaires et empiriques ! Tu peux trouver la formule empirique en utilisant la masse relative et le pourcentage de composition de chaque élément dans le composé.
Formule empirique à partir de la masse relative
Détermine la formule empirique d'un composé qui contient 10 g d'hydrogène et 80 g d'oxygène.
Trouve la masse atomique de l'oxygène et de l'hydrogène
O = 16
H = 1
Divise les masses de chaque élément par leur masse atomique pour trouver le nombre de moles.
80g ÷ 16g = 5 mol. d'oxygène
10g ÷ 1g = 10 mol. d'hydrogène
Divise le nombre de moles par le chiffre le plus bas pour obtenir le rapport.
5 ÷ 5 = 1
10 ÷ 5 = 2
Formule empirique = \(H_2O\)
0,273 g de Mg est chauffé dans un environnement d'azote (\(N_2\)). Le produit de la réaction a une masse de 0,378g . Calcule la formule empirique.
Trouve le pourcentage de masse des éléments dans le composé.
N = 0,3789 - 0,273g = 0,105g
N = (0,105 ÷ 0,378) x 100 = 27,77 %.
Mg = (0,273 ÷ 0,378) x 100 = 77,23 %.
Transforme la composition en pourcentage en grammes.
27.77% → 27.77g
77.23% → 77.23g
Divise les compositions en pourcentage par leur masse atomique.
N = 14g
27,77g ÷ 14g = 1,98 mol
Mg = 24,31g
77,23g ÷ 24,31g = 2,97 mol
Divise le nombre de moles par le plus petit nombre.
1.98 ÷ 1.98 = 1
2.97 ÷ 1.98 = 1.5
Rappelle-toi que nous avons besoin de rapports de nombres entiers, choisis un facteur à multiplier qui donnera un nombre entier.
1 x 2 = 2
1.5 x 2 = 3
Formule empirique = \(Mg_3N_2\) [Nitrure de magnésium]
Formule empirique à partir du pourcentage de composition
Détermine la formule empirique d'un composé qui contient 85,7 % de carbone et 14,3 % d'hydrogène.
% masse C = 85,7
% masse H = 14,3
Divise les pourcentages par la masse atomique.
C = 12
H = 1
85,7 ÷ 12 = 7,142 mol
14,3 ÷ 1 = 14,3 mol
Divise par le plus petit nombre.
7.142 ÷ 7.142 = 1
14.3 ÷ 7.142 = 2
Formule empirique = \(CH_2\)
Comment trouver la formule moléculaire
Tu peux convertir la formule empirique en formule moléculaire si tu connais la masse relative de la formule ou la masse molaire.
Formule moléculaire à partir de la formule relative de masse
Une substance a la formule empirique \(C_4H_{10}S\) et une masse de formule relative (Mr) de 180. Quelle est sa formule moléculaire ?
Trouve la masse de formule relative (Mr) de \(C_4H_{10}S\) (la formule empirique).
Ar de C = 12
Ar de H = 1
Ar de S = 32
Mr = (12 x 4) + (10 x 1) + 32 = 90
Divise le Mr de la formule moléculaire par le Mr de la formule empirique.
180 ÷ 90 = 2
Le rapport entre le Mr de la substance et la formule empirique est de 2.
Multiplie chaque nombre d'éléments par deux.
(C4 x 2 H10 x 2 S1 x2)
Formule moléculaire = \(C_8H_{10}S_2\)
Une substance a la formule empirique \ (C_2H_6O\) et une masse molaire de 46g.
Trouve la masse d'une mole de la formule empirique.
(Carbone 12 x 2) + (Hydrogène 1 x 2) + (Oxygène 16) = 46g
La masse molaire de la formule empirique et celle de la formule moléculaire sont identiques. La formule moléculaire doit être la même que la formule empirique.
Formule moléculaire = \(C_2H_6O\)
Formule empirique et formule moléculaire - Points clés à retenir
- La formule moléculaire indique le nombre réel d'atomes de chaque élément dans une molécule.
- La formule empirique indique le rapport molaire le plus simple en nombres entiers de chaque élément dans un composé.
- Tu peux trouver la formule empirique en utilisant la masse atomique relative et le pourcentage de masse de chaque élément.
- Tu peux trouver la formule moléculaire en utilisant la masse relative de la formule.
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