Formule empiriche e molecolari a partire dai dati

Rapporto più semplice e composizione effettiva

Una formula empirica indica il più piccolo rapporto intero tra gli atomi di un composto. Una formula molecolare indica il numero effettivo di atomi di ciascun tipo in una molecola, ed è sempre un multiplo intero della formula empirica. Il perossido di idrogeno ha formula molecolare H₂O₂ e formula empirica HO. Il glucosio, C₆H₁₂O₆, ha formula empirica CH₂O, che condivide con la formaldeide e con l'acido acetico.

I soli dati di massa possono rivelare solo la formula empirica, perché H₂O₂ e HO hanno composizioni percentuali identiche. Per trovare il multiplo serve una misura separata della massa molare. Per i composti ionici come il cloruro di sodio, che formano reticoli estesi e non molecole discrete, per convenzione l'unità formula si scrive di solito come formula empirica. Le eccezioni mantengono intatto uno ione poliatomico, come nel perossido di sodio, Na₂O₂, che contiene lo ione perossido O₂²⁻.

Composizione percentuale a partire da una formula nota

La percentuale in massa di un elemento è la massa di quell'elemento in una mole di composto divisa per la massa molare, moltiplicata per 100. Questa guida usa i pesi atomici standard IUPAC arrotondati a due cifre decimali: H 1.01, C 12.01, N 14.01, O 16.00, S 32.06 e Fe 55.85.

Esempio svolto 1. Il solfato di ammonio, (NH₄)₂SO₄, è usato come fertilizzante azotato. Qual è la sua percentuale in massa di azoto? Un'unità formula contiene 2 N, 8 H, 1 S e 4 O, quindi la massa molare è 2(14.01) + 8(1.01) + 32.06 + 4(16.00) = 28.02 + 8.08 + 32.06 + 64.00 = 132.16 g/mol. Azoto: 28.02 ÷ 132.16 × 100 = 21.20% N. Gli altri elementi risultano 6.11% H, 24.26% S e 48.43% O, e i quattro valori sommano a 100.00%, un utile controllo che nessun atomo sia stato dimenticato.

Trasformare le masse in un rapporto molare intero

I pedici contano gli atomi e gli atomi si contano in moli, quindi il metodo passa sempre per le moli. I grammi di elementi diversi non si possono confrontare direttamente perché i loro atomi hanno masse diverse.

Il passaggio da decimale a frazione richiede giudizio. I rapporti sperimentali sono raramente esatti, quindi un valore entro circa 0.1 da un numero intero di solito si può arrotondare, ma un valore vicino a 1.5, 1.33, 1.67, 1.25 o 1.75 indica una frazione. Moltiplica tutti i rapporti per 2, 3 o 4 secondo il caso. Per esempio, un campione di ossido di ferro contenente 1.737 g di Fe e 0.747 g di O dà 0.03110 mol di Fe e 0.0467 mol di O. Il rapporto O:Fe è 1.50, quindi raddoppiando si ottiene Fe₂O₃.

• Parti dalle masse. Se hai le percentuali, assumi un campione di 100 g in modo che ogni percentuale diventi grammi.
• Converti ogni massa in moli usando il peso atomico di quell'elemento.
• Dividi ogni valore in moli per il più piccolo.
• Se un rapporto non è vicino a un numero intero, moltiplica tutti i rapporti per il più piccolo intero che li rende interi.
• Scrivi i pedici nell'ordine convenzionale (per i composti organici, prima C, poi H, poi gli altri in ordine alfabetico).

Esempio svolto: un acido carbossilico a partire dalla composizione percentuale

Esempio svolto 2. L'analisi di un acido cristallino bianco dà 40.68% C, 5.13% H e 54.19% O in massa. Una misura separata colloca la sua massa molare a 118 g/mol. Trova le formule empirica e molecolare.

Assumi 100 g, così il campione ha 40.68 g di C, 5.13 g di H e 54.19 g di O. Converti in moli: 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. Dividi per il valore più piccolo, 3.387: C 1.000, H 1.500, O 1.000.

Il rapporto 1.500 dell'idrogeno è un mezzo, non un errore di arrotondamento, quindi moltiplica ogni rapporto per 2: C₂H₃O₂. La sua massa formula è 2(12.01) + 3(1.01) + 2(16.00) = 59.05 g/mol. Il multiplo è 118 ÷ 59.05 = 2.00, quindi la formula molecolare è C₄H₆O₄. Questa è la formula dell'acido succinico. Arrotondare 1.5 a 2 avrebbe dato CH₂O (30.03 g/mol), e 118 ÷ 30.03 = 3.93 non è un numero intero, segno che la formula empirica è sbagliata.

Esempio svolto: analisi di combustione di un liquido organico

Esempio svolto 3. Un campione di 0.3150 g di un liquido contenente solo C, H e O viene bruciato completamente in ossigeno in eccesso. Produce 0.6293 g di CO₂ e 0.2577 g di H₂O. Il vapore ha una massa molare di circa 88 g/mol. Trova entrambe le formule.

Tutto il carbonio finisce nella CO₂ e tutto l'idrogeno nell'H₂O. Massa di C = 0.6293 g CO₂ × (12.01 g C / 44.01 g CO₂) = 0.17173 g. Massa di H = 0.2577 g H₂O × (2.02 g H / 18.02 g H₂O) = 0.028888 g. L'ossigeno non si può ricavare allo stesso modo, perché gran parte dell'ossigeno nei prodotti proviene dall'O₂ fornito, quindi si trova per differenza: 0.3150 − 0.17173 − 0.028888 = 0.11438 g O.

Moli: 0.17173 ÷ 12.01 = 0.014299 mol C; 0.028888 ÷ 1.01 = 0.028602 mol H; 0.11438 ÷ 16.00 = 0.0071488 mol O. Dividendo per 0.0071488 si ottiene 2.000 : 4.001 : 1, quindi la formula empirica è C₂H₄O, con una massa formula di 44.06 g/mol. Il multiplo è 88 ÷ 44.06 = 2.0, che dà C₄H₈O₂. Diversi composti condividono questa formula molecolare, tra cui l'acetato di etile e l'acido butanoico, quindi identificare la sostanza richiederebbe prove strutturali come la spettroscopia.

Dove sbagliano i calcoli delle formule empiriche

La maggior parte degli errori avviene in due punti: nello scegliere che cosa convertire in moli e nel decidere come trattare un rapporto che non è un numero intero. Controlla entrambi prima di scrivere la formula finale.

Poi verifica la risposta rispetto ai dati. Ricalcola la composizione percentuale della formula che proponi e confrontala con i valori misurati; dati buoni di solito concordano entro pochi decimi di punto percentuale. Nell'esempio svolto 2, C₄H₆O₄ dà 40.68% C, 5.13% H e 54.19% O, in accordo con l'analisi.

• Arrotondare un rapporto di 1.5 o 1.33 all'intero più vicino invece di moltiplicare tutto.
• Arrotondare i valori in moli a una o due cifre significative, cosa che può trasformare un chiaro 1.50 in qualcosa di ambiguo.
• Dividere una massa di ossigeno per 32.00 g/mol. Usa il peso atomico di O, 16.00, perché i pedici contano gli atomi.
• Attribuire al campione l'ossigeno presente nei prodotti di combustione. Trova l'ossigeno del campione per differenza.
• Ignorare un elemento mancante. Se le percentuali indicate sommano a ben meno di 100%, è presente un altro elemento, spesso l'ossigeno.
• Accettare un multiplo molecolare non intero. Se massa molare ÷ massa della formula empirica non è vicino a un numero intero, ricontrolla la formula empirica.