Wzory empiryczne i cząsteczkowe na podstawie danych

Najprostszy stosunek a rzeczywisty skład

Wzór empiryczny podaje najmniejszy stosunek atomów w związku wyrażony liczbami całkowitymi. Wzór cząsteczkowy podaje rzeczywistą liczbę atomów każdego rodzaju w jednej cząsteczce i zawsze jest całkowitą wielokrotnością wzoru empirycznego. Nadtlenek wodoru ma wzór cząsteczkowy H₂O₂ i wzór empiryczny HO. Glukoza, C₆H₁₂O₆, ma wzór empiryczny CH₂O, który dzieli z formaldehydem i kwasem octowym.

Same dane o masach mogą ujawnić tylko wzór empiryczny, ponieważ H₂O₂ i HO mają identyczny skład procentowy. Do znalezienia wielokrotności potrzebny jest osobny pomiar masy molowej. W przypadku związków jonowych, takich jak chlorek sodu, które tworzą rozległe sieci krystaliczne, a nie odrębne cząsteczki, jednostkę wzorową zwykle zapisuje się z umowy jako wzór empiryczny. Wyjątki zachowują jon wieloatomowy w całości, jak w nadtlenku sodu, Na₂O₂, który zawiera jon nadtlenkowy O₂²⁻.

Skład procentowy na podstawie znanego wzoru

Procent masowy pierwiastka to masa tego pierwiastka w jednym molu związku podzielona przez masę molową i pomnożona przez 100. Ten przewodnik używa standardowych mas atomowych IUPAC zaokrąglonych do dwóch miejsc dziesiętnych: H 1.01, C 12.01, N 14.01, O 16.00, S 32.06 i Fe 55.85.

Przykład rozwiązany 1. Siarczan amonu, (NH₄)₂SO₄, jest używany jako nawóz azotowy. Jaki jest jego procent masowy azotu? Jedna jednostka wzorowa zawiera 2 N, 8 H, 1 S i 4 O, więc masa molowa wynosi 2(14.01) + 8(1.01) + 32.06 + 4(16.00) = 28.02 + 8.08 + 32.06 + 64.00 = 132.16 g/mol. Azot: 28.02 ÷ 132.16 × 100 = 21.20% N. Pozostałe pierwiastki wychodzą jako 6.11% H, 24.26% S i 48.43% O, a cztery wartości sumują się do 100.00%, co jest pożyteczną kontrolą, że nie pominięto żadnych atomów.

Zamiana mas na stosunek molowy w liczbach całkowitych

Indeksy dolne zliczają atomy, a atomy zlicza się w molach, więc metoda zawsze przechodzi przez mole. Gramów różnych pierwiastków nie można porównywać bezpośrednio, ponieważ ich atomy mają różne masy.

Krok od ułamka dziesiętnego do ułamka zwykłego wymaga rozsądnej oceny. Stosunki doświadczalne rzadko są dokładne, więc wartość w odległości około 0.1 od liczby całkowitej zwykle można zaokrąglić, ale wartość bliska 1.5, 1.33, 1.67, 1.25 lub 1.75 sygnalizuje ułamek. Pomnóż wszystkie stosunki przez 2, 3 lub 4, zależnie od potrzeby. Na przykład próbka tlenku żelaza zawierająca 1.737 g Fe i 0.747 g O daje 0.03110 mol Fe i 0.0467 mol O. Stosunek O:Fe wynosi 1.50, więc po podwojeniu otrzymujemy Fe₂O₃.

• Zacznij od mas. Jeśli masz procenty, załóż próbkę 100 g, aby każdy procent zamienił się w gramy.
• Przelicz każdą masę na mole, używając masy atomowej danego pierwiastka.
• Podziel każdą liczbę moli przez najmniejszą z nich.
• Jeśli któryś stosunek nie jest bliski liczbie całkowitej, pomnóż wszystkie stosunki przez najmniejszą liczbę całkowitą, która uczyni je całkowitymi.
• Zapisz indeksy dolne w zwyczajowej kolejności (dla związków organicznych najpierw C, potem H, a potem pozostałe alfabetycznie).

Przykład rozwiązany: kwas karboksylowy na podstawie składu procentowego

Przykład rozwiązany 2. Analiza białego krystalicznego kwasu daje 40.68% C, 5.13% H i 54.19% O wagowo. Osobny pomiar określa jego masę molową na 118 g/mol. Znajdź wzór empiryczny i cząsteczkowy.

Załóż 100 g, więc próbka zawiera 40.68 g C, 5.13 g H i 54.19 g O. Przelicz na mole: 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. Podziel przez najmniejszą wartość, 3.387: C 1.000, H 1.500, O 1.000.

Stosunek wodoru 1.500 to jedna druga, a nie błąd zaokrąglenia, więc pomnóż wszystkie stosunki przez 2: C₂H₃O₂. Jego masa wzorowa to 2(12.01) + 3(1.01) + 2(16.00) = 59.05 g/mol. Wielokrotność wynosi 118 ÷ 59.05 = 2.00, więc wzór cząsteczkowy to C₄H₆O₄. To wzór kwasu bursztynowego. Zaokrąglenie 1.5 w górę do 2 dałoby CH₂O (30.03 g/mol), a 118 ÷ 30.03 = 3.93 nie jest liczbą całkowitą, co świadczy o błędnym wzorze empirycznym.

Przykład rozwiązany: analiza spalania cieczy organicznej

Przykład rozwiązany 3. Próbkę 0.3150 g cieczy zawierającej wyłącznie C, H i O spalono całkowicie w nadmiarze tlenu. Powstało 0.6293 g CO₂ i 0.2577 g H₂O. Para ma masę molową około 88 g/mol. Znajdź oba wzory.

Cały węgiel trafia do CO₂, a cały wodór do H₂O. Masa C = 0.6293 g CO₂ × (12.01 g C / 44.01 g CO₂) = 0.17173 g. Masa H = 0.2577 g H₂O × (2.02 g H / 18.02 g H₂O) = 0.028888 g. Tlenu nie da się prześledzić w ten sam sposób, ponieważ znaczna część tlenu w produktach pochodziła z dostarczonego O₂, więc wyznacz go z różnicy: 0.3150 − 0.17173 − 0.028888 = 0.11438 g O.

Mole: 0.17173 ÷ 12.01 = 0.014299 mol C; 0.028888 ÷ 1.01 = 0.028602 mol H; 0.11438 ÷ 16.00 = 0.0071488 mol O. Dzielenie przez 0.0071488 daje 2.000 : 4.001 : 1, więc wzór empiryczny to C₂H₄O, o masie wzorowej 44.06 g/mol. Wielokrotność wynosi 88 ÷ 44.06 = 2.0, co daje C₄H₈O₂. Ten sam wzór cząsteczkowy ma kilka różnych związków, w tym octan etylu i kwas masłowy, więc identyfikacja substancji wymagałaby dowodów strukturalnych, takich jak spektroskopia.

Gdzie obliczenia wzoru empirycznego idą źle

Większość błędów zdarza się w dwóch miejscach: przy wyborze tego, co przeliczyć na mole, i przy decyzji, jak potraktować stosunek niebędący liczbą całkowitą. Sprawdź oba, zanim zapiszesz ostateczny wzór.

Następnie przetestuj odpowiedź na danych. Oblicz ponownie skład procentowy proponowanego wzoru i porównaj go z wartościami zmierzonymi; dobre dane zwykle zgadzają się z dokładnością do kilku dziesiątych procenta. W przykładzie rozwiązanym 2 wzór C₄H₆O₄ daje 40.68% C, 5.13% H i 54.19% O, co zgadza się z analizą.

• Zaokrąglanie stosunku 1.5 lub 1.33 do najbliższej liczby całkowitej zamiast pomnożenia wszystkiego przez odpowiednią liczbę.
• Zaokrąglanie liczby moli do jednej lub dwóch cyfr znaczących, co może zamienić wyraźne 1.50 w coś niejednoznacznego.
• Dzielenie masy tlenu przez 32.00 g/mol. Użyj masy atomowej O, 16.00, ponieważ indeksy dolne zliczają atomy.
• Przypisywanie tlenu z produktów spalania próbce. Tlen w próbce wyznacz z różnicy.
• Ignorowanie brakującego pierwiastka. Jeśli podane procenty sumują się do wyraźnie mniej niż 100%, obecny jest inny pierwiastek, często tlen.
• Akceptowanie niecałkowitej wielokrotności cząsteczkowej. Jeśli masa molowa ÷ masa wzoru empirycznego nie jest bliska liczbie całkowitej, sprawdź ponownie wzór empiryczny.