Empiriske formler og molekylformler ud fra data

Simpleste forhold i forhold til faktisk sammensætning

En empirisk formel angiver det mindste heltalsforhold mellem atomerne i en forbindelse. En molekylformel angiver det faktiske antal af hver slags atom i ét molekyle, og den er altid et helt multiplum af den empiriske formel. Hydrogenperoxid har molekylformlen H₂O₂ og den empiriske formel HO. Glucose, C₆H₁₂O₆, har den empiriske formel CH₂O, som den deler med formaldehyd og eddikesyre.

Massedata alene kan kun afsløre den empiriske formel, fordi H₂O₂ og HO har identisk masseprocentsammensætning. Der skal en særskilt måling af molar masse til for at finde multiplum. For ioniske forbindelser som natriumchlorid, der danner udstrakte gitre frem for adskilte molekyler, skrives formelenheden som regel som en empirisk formel efter konvention. Undtagelserne bevarer en polyatomar ion intakt, som i natriumperoxid, Na₂O₂, der indeholder peroxidionen O₂²⁻.

Masseprocentsammensætning ud fra en kendt formel

Masseprocenten af et grundstof er massen af grundstoffet i én mol af forbindelsen divideret med den molare masse, gange 100. Denne vejledning bruger IUPAC's standardatomvægte afrundet til to decimaler: H 1.01, C 12.01, N 14.01, O 16.00, S 32.06 og Fe 55.85.

Gennemregnet eksempel 1. Ammoniumsulfat, (NH₄)₂SO₄, bruges som nitrogengødning. Hvad er dets masseprocent nitrogen? Én formelenhed indeholder 2 N, 8 H, 1 S og 4 O, så den molare masse er 2(14.01) + 8(1.01) + 32.06 + 4(16.00) = 28.02 + 8.08 + 32.06 + 64.00 = 132.16 g/mol. Nitrogen: 28.02 ÷ 132.16 × 100 = 21.20% N. De øvrige grundstoffer giver 6.11% H, 24.26% S og 48.43% O, og de fire værdier summerer til 100.00%, en nyttig kontrol af, at ingen atomer er blevet overset.

Fra masser til et heltalsforhold mellem mol

Indeks angiver antal atomer, og atomer tælles i mol, så metoden går altid via mol. Gram af forskellige grundstoffer kan ikke sammenlignes direkte, fordi deres atomer har forskellig masse.

Trinnet fra decimaltal til brøk kræver skøn. Eksperimentelle forhold er sjældent eksakte, så en værdi inden for omkring 0.1 af et helt tal kan som regel afrundes, men en værdi nær 1.5, 1.33, 1.67, 1.25 eller 1.75 tyder på en brøk. Gang alle forhold med 2, 3 eller 4, alt efter hvad der passer. For eksempel giver en jernoxidprøve med 1.737 g Fe og 0.747 g O 0.03110 mol Fe og 0.0467 mol O. Forholdet O:Fe er 1.50, så en fordobling giver Fe₂O₃.

• Start med masserne. Har du procenter, så antag en prøve på 100 g, så hver procent bliver til gram.
• Omregn hver masse til mol med det pågældende grundstofs atomvægt.
• Divider alle molværdier med den mindste.
• Hvis et forhold ikke ligger tæt på et helt tal, så gang alle forhold med det mindste hele tal, der gør dem hele.
• Skriv indeksene i den sædvanlige rækkefølge (for organiske forbindelser først C, så H, så resten alfabetisk).

Gennemregnet eksempel: en carboxylsyre ud fra masseprocentsammensætning

Gennemregnet eksempel 2. Analyse af en hvid krystallinsk syre giver 40.68% C, 5.13% H og 54.19% O efter masse. En særskilt måling angiver dens molare masse til 118 g/mol. Find den empiriske formel og molekylformlen.

Antag 100 g, så prøven har 40.68 g C, 5.13 g H og 54.19 g O. Omregn til mol: 40.68 g ÷ 12.01 g/mol = 3.387 mol C; 5.13 g ÷ 1.01 g/mol = 5.079 mol H; 54.19 g ÷ 16.00 g/mol = 3.387 mol O. Divider med den mindste værdi, 3.387: C 1.000, H 1.500, O 1.000.

Hydrogenforholdet på 1.500 er en halv, ikke en afrundingsfejl, så gang alle forhold med 2: C₂H₃O₂. Dens formelmasse er 2(12.01) + 3(1.01) + 2(16.00) = 59.05 g/mol. Multiplum er 118 ÷ 59.05 = 2.00, så molekylformlen er C₄H₆O₄. Det er formlen for ravsyre. Hvis 1.5 var blevet rundet op til 2, ville det have givet CH₂O (30.03 g/mol), og 118 ÷ 30.03 = 3.93 er ikke et helt tal, et tegn på, at den empiriske formel er forkert.

Gennemregnet eksempel: forbrændingsanalyse af en organisk væske

Gennemregnet eksempel 3. En prøve på 0.3150 g af en væske, der kun indeholder C, H og O, forbrændes fuldstændigt i overskud af oxygen. Den giver 0.6293 g CO₂ og 0.2577 g H₂O. Dampen har en molar masse på cirka 88 g/mol. Find begge formler.

Al carbonen ender i CO₂ og al hydrogenet i H₂O. Masse af C = 0.6293 g CO₂ × (12.01 g C / 44.01 g CO₂) = 0.17173 g. Masse af H = 0.2577 g H₂O × (2.02 g H / 18.02 g H₂O) = 0.028888 g. Oxygen kan ikke spores på samme måde, fordi en stor del af oxygenet i produkterne stammer fra O₂-tilførslen, så find det som differens: 0.3150 − 0.17173 − 0.028888 = 0.11438 g O.

Mol: 0.17173 ÷ 12.01 = 0.014299 mol C; 0.028888 ÷ 1.01 = 0.028602 mol H; 0.11438 ÷ 16.00 = 0.0071488 mol O. Division med 0.0071488 giver 2.000 : 4.001 : 1, så den empiriske formel er C₂H₄O med en formelmasse på 44.06 g/mol. Multiplum er 88 ÷ 44.06 = 2.0, hvilket giver C₄H₈O₂. Flere forskellige forbindelser deler denne molekylformel, blandt andet ethylacetat og smørsyre, så for at identificere stoffet kræves strukturelle beviser som spektroskopi.

Hvor beregninger af empiriske formler går galt

De fleste fejl sker to steder: når man vælger, hvad der skal omregnes til mol, og når man afgør, hvordan et forhold, der ikke er et helt tal, skal behandles. Kontrollér begge dele, før du skriver den endelige formel.

Afprøv derefter svaret mod dataene. Genberegn masseprocentsammensætningen af den formel, du foreslår, og sammenlign med de målte værdier; gode data stemmer som regel overens inden for nogle få tiendedele af en procent. I gennemregnet eksempel 2 giver C₄H₆O₄ 40.68% C, 5.13% H og 54.19% O, hvilket svarer til analysen.

• At afrunde et forhold på 1.5 eller 1.33 til nærmeste hele tal i stedet for at gange igennem.
• At afrunde molværdierne til ét eller to betydende cifre, hvilket kan gøre et klart 1.50 tvetydigt.
• At dividere en masse oxygen med 32.00 g/mol. Brug atomvægten for O, 16.00, fordi indeks angiver atomer.
• At tilskrive oxygen i forbrændingsprodukterne til prøven. Find prøvens oxygen som differens.
• At overse et manglende grundstof. Hvis de angivne procenter summerer til godt under 100%, er et andet grundstof, ofte oxygen, til stede.
• At acceptere et multiplum for molekylformlen, der ikke er et helt tal. Hvis molar masse ÷ masse af den empiriske formel ikke ligger tæt på et helt tal, så kontrollér den empiriske formel igen.