Empiriske og molekylformler ut fra data

Enkleste forhold mot faktisk sammensetning

En empirisk formel gir det minste heltallsforholdet mellom atomer i en forbindelse. En molekylformel gir det faktiske antallet av hver atomsort i ett molekyl, og er alltid et helt multiplum av den empiriske formelen. Hydrogenperoksid har molekylformelen H₂O₂ og den empiriske formelen HO. Glukose, C₆H₁₂O₆, har den empiriske formelen CH₂O, som den deler med formaldehyd og eddiksyre.

Massedata alene kan bare avsløre den empiriske formelen, fordi H₂O₂ og HO har identisk masseprosent. Det trengs en egen måling av molar masse for å finne multiplumet. For ioniske forbindelser som natriumklorid, som danner utstrakte gitre i stedet for atskilte molekyler, skrives formelenheten vanligvis som en empirisk formel etter konvensjon. Unntakene beholder et fleratomig ion intakt, som i natriumperoksid, Na₂O₂, som inneholder peroksidionet O₂²⁻.

Masseprosent ut fra en kjent formel

Masseprosenten av et grunnstoff er massen av grunnstoffet i ett mol av forbindelsen delt på molar masse, ganger 100. Denne veiledningen bruker IUPACs standard atomvekter avrundet til to desimaler: H 1.01, C 12.01, N 14.01, O 16.00, S 32.06 og Fe 55.85.

Regneeksempel 1. Ammoniumsulfat, (NH₄)₂SO₄, brukes som nitrogengjødsel. Hva er masseprosenten nitrogen? Én formelenhet inneholder 2 N, 8 H, 1 S og 4 O, så molar 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 andre grunnstoffene blir 6.11 % H, 24.26 % S og 48.43 % O, og de fire verdiene summerer seg til 100.00 %, en nyttig kontroll på at ingen atomer er glemt.

Å gjøre masser om til et heltallsforhold i mol

Indekser teller atomer, og atomer telles i mol, så metoden går alltid via mol. Gram av ulike grunnstoffer kan ikke sammenlignes direkte fordi atomene deres har ulike masser.

Trinnet fra desimal til brøk krever skjønn. Eksperimentelle forhold er sjelden eksakte, så en verdi innenfor omtrent 0.1 av et heltall kan vanligvis avrundes, men en verdi nær 1.5, 1.33, 1.67, 1.25 eller 1.75 tyder på en brøk. Multipliser alle forholdene med 2, 3 eller 4 etter behov. For eksempel gir en prøve av et jernoksid 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 dobling gir Fe₂O₃.

• Start med masser. Hvis du har prosenter, antar du en prøve på 100 g slik at hver prosent blir til gram.
• Regn om hver masse til mol med atomvekten til det grunnstoffet.
• Del alle molverdiene på den minste.
• Hvis et forhold ikke ligger nær et heltall, multipliserer du alle forholdene med det minste hele tallet som gjør dem hele.
• Skriv indeksene i vanlig rekkefølge (for organiske forbindelser først C, så H, deretter resten i alfabetisk rekkefølge).

Regneeksempel: en karboksylsyre ut fra masseprosent

Regneeksempel 2. Analyse av en hvit, krystallinsk syre gir 40.68 % C, 5.13 % H og 54.19 % O etter masse. En egen måling gir molar masse 118 g/mol. Finn den empiriske formelen og molekylformelen.

Anta 100 g, slik at prøven har 40.68 g C, 5.13 g H og 54.19 g O. Regn om 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. Del på den minste verdien, 3.387: C 1.000, H 1.500, O 1.000.

Hydrogenforholdet 1.500 er en halv, ikke en avrundingsfeil, så multipliser alle forholdene med 2: C₂H₃O₂. Formelmassen er 2(12.01) + 3(1.01) + 2(16.00) = 59.05 g/mol. Multiplumet er 118 ÷ 59.05 = 2.00, så molekylformelen er C₄H₆O₄. Dette er formelen til ravsyre. Hadde vi rundet 1.5 opp til 2, ville vi fått CH₂O (30.03 g/mol), og 118 ÷ 30.03 = 3.93 er ikke et heltall, et tegn på at den empiriske formelen er feil.

Regneeksempel: forbrenningsanalyse av en organisk væske

Regneeksempel 3. En prøve på 0.3150 g av en væske som bare inneholder C, H og O, brennes fullstendig i overskudd av oksygen. Den gir 0.6293 g CO₂ og 0.2577 g H₂O. Dampen har en molar masse på omtrent 88 g/mol. Finn begge formlene.

Alt karbonet havner i CO₂ og alt hydrogenet i H₂O. Masse av C = 0.6293 g CO₂ × (12.01 g C / 44.01 g CO₂) = 0.17173 g. Masse av H = 0.2577 g H₂O × (2.02 g H / 18.02 g H₂O) = 0.028888 g. Oksygen kan ikke spores på samme måte, fordi mye av oksygenet i produktene kom fra O₂-tilførselen, så finn det som differanse: 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. Deling på 0.0071488 gir 2.000 : 4.001 : 1, så den empiriske formelen er C₂H₄O, med en formelmasse på 44.06 g/mol. Multiplumet er 88 ÷ 44.06 = 2.0, noe som gir C₄H₈O₂. Flere ulike forbindelser har denne molekylformelen, blant dem etylacetat og butansyre, så for å identifisere stoffet trengs strukturelle bevis, for eksempel spektroskopi.

Hvor beregninger av empiriske formler går galt

De fleste feil skjer på to punkter: når du velger hva som skal regnes om til mol, og når du avgjør hvordan et forhold som ikke er et heltall, skal behandles. Kontroller begge før du skriver den endelige formelen.

Test deretter svaret mot dataene. Regn ut masseprosenten for formelen du foreslår på nytt, og sammenlign den med de målte verdiene; gode data stemmer vanligvis innenfor noen tideler av en prosent. I regneeksempel 2 gir C₄H₆O₄ 40.68 % C, 5.13 % H og 54.19 % O, i samsvar med analysen.

• Å avrunde et forhold på 1.5 eller 1.33 til nærmeste heltall i stedet for å multiplisere gjennom.
• Å avrunde molverdiene til ett eller to gjeldende siffer, noe som kan gjøre en tydelig 1.50 til noe tvetydig.
• Å dele en masse oksygen på 32.00 g/mol. Bruk atomvekten til O, 16.00, fordi indekser teller atomer.
• Å tilskrive oksygenet i forbrenningsproduktene til prøven. Finn oksygenet i prøven som differanse.
• Å overse et manglende grunnstoff. Hvis de oppgitte prosentene summerer seg til godt under 100 %, er et annet grunnstoff, ofte oksygen, til stede.
• Å godta et multiplum som ikke er et heltall. Hvis molar masse ÷ masse av den empiriske formelen ikke ligger nær et heltall, bør du kontrollere den empiriske formelen på nytt.