Déterminer la formule empirique

La détermination de la formule chimique d’un composé est un aspect fondamental de la profession d’un chimiste.

Dans une formule chimique, les symboles d’éléments et les indices numériques décrivent les types et le nombre d’atomes présents dans une molécule. La formule empirique est un type simple de formule chimique, qui fournit le plus petit rapport de nombre entier parmi les éléments d’un composé moléculaire. En raison de la loi de conservation de la masse, la formule empirique est souvent utilisée à l’aide de la composition élémentaire ou du pourcentage de masse.

Cette vidéo présentera la formule empirique et montrera comment elle peut être calculée à l’aide d’une expérience simple en laboratoire.

La formule empirique est le type de formule chimique le plus simple, car elle indique le nombre relatif d’atomes de chaque élément dans un composé donné. Par exemple, dans le peroxyde d’hydrogène, il y a une partie en masse d’hydrogène pour 16 parties en masse d’oxygène. Par conséquent, pour chaque atome d’hydrogène, il y a un atome d’oxygène, et la formule empirique est H-O. De nombreuses molécules différentes peuvent avoir la même formule empirique.

La formule moléculaire est liée à la formule empirique et représente le nombre réel d’atomes de chaque type dans un composé. Par exemple, la formule moléculaire du peroxyde d’hydrogène est H2O2, car chaque molécule a deux atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène. Une formule structurelle indique le nombre de chaque type d’atome et les liaisons entre eux. Les lignes simples représentent une liaison chimique. Par exemple, pour le peroxyde d’hydrogène, la formule structurelle ressemble à ceci : H-O-O-H.

Les formules avec un point entre le composé et l’eau décrivent les hydrates. Les hydrates sont des composés chimiques auxquels des molécules d’eau sont attachées, mais qui ne sont pas liées de manière covalente. Les hydrates perdent facilement leurs molécules d’eau lors du chauffage et deviennent « anhydres », ou « sans eau ». Les hydrates et les composés anhydres ont des propriétés physiques uniques, car les molécules s’organisent différemment.

Maintenant que les principes de base de la formule empirique ont été expliqués, confirmons la formule empirique d’un hydrate de chlorure de cuivre en laboratoire.

Pour commencer la procédure, séchez le creuset au-dessus de 120 °C. C pour chasser toute humidité adsorbée et déterminer avec précision son poids.

Pesez un échantillon d’hydrate de chlorure de cuivre et placez-le dans le creuset.

Ensuite, chauffez l’échantillon dans le creuset à l’aide d’une source de chaleur, telle qu’un bec Bunsen. Placez le couvercle sur le creuset pour éviter les éclaboussures, mais gardez-le légèrement ouvert pour permettre à la vapeur d’eau de s’échapper.

Chauffez l’échantillon jusqu’à ce qu’il soit passé d’une couleur bleu-vert à une couleur rouge-brun. Ce changement de couleur est indicatif de la forme anhydre du chlorure de cuivre. Remuez pour vous assurer que l’eau a été chassée de l’échantillon et que la couleur est uniforme partout.

Ensuite, refroidissez l’échantillon dans un dessiccateur, pour éviter la réhydratation.

Mesurez avec précision la masse de l’échantillon anhydre. La différence correspond aux eaux d’hydratation qui ont été perdues lors du chauffage.

Transférez l’échantillon séché dans un bécher de 250 ml et dissolvez-le dans de l’eau déminéralisée de 150 ml. La solution doit redevenir bleue, car le chlorure de cuivre est réhydraté.

Ajoutez un petit morceau de fil d’aluminium dans le bécher. Le cuivre bleu deux plus se réduira à un zéro de cuivre rougeâtre à la surface du fil, tandis que l’aluminium s’oxydera en aluminium incolore trois plus. La couleur bleue de la solution disparaîtra pendant la réaction.

Après environ 30 minutes, utilisez de l’aluminium supplémentaire pour vous assurer que tout le cuivre s’est réduit à un métal de cuivre solide.

Ensuite, ajoutez environ 10 ml d’acide chlorhydrique 6 M pour dissoudre le fil d’aluminium.

À l’aide d’un entonnoir B ?chner et d’un papier filtre pré-pesé, filtrez sous vide la solution incolore. Rincez l’échantillon avec de l’éthanol absolu ou pur. Laissez l’échantillon sécher à l’air.

Enfin, mesurez la masse du solide de cuivre.

Pour déterminer la formule empirique de l’hydrate de chlorure de cuivre, calculez d’abord la masse de chaque composant. La masse d’eau est déterminée en soustrayant le poids du chlorure de cuivre séché du poids de l’hydrate de chlorure de cuivre. La masse de cuivre a été trouvée expérimentalement. Enfin, la masse de chlorure est déterminée en soustrayant la masse de cuivre et d’eau de la masse totale de l’échantillon.

Pour déterminer le plus petit rapport entier de composants dans le composé, convertissez la masse de chaque composant en moles à l’aide de la masse molaire. Divisez ensuite chaque composant par le plus petit nombre de moles de l’échantillon ? (cuivre dans ce cas). Le plus petit rapport de nombres entiers donne la formule de CuCl2?2H2O.

La détermination et la connaissance de la formule empirique d’un composé sont importantes dans de nombreux domaines de la chimie et de la recherche.

La chimie médico-légale est l’application de la chimie dans un cadre juridique. Par exemple, des composés inconnus, tels que des drogues et des poisons, sont souvent trouvés sur les scènes de crime. Les chimistes légistes utilisent un large éventail de méthodes pour identifier la substance inconnue.

Souvent, l’étape suivante dans l’identification d’une substance inconnue consiste à utiliser la formule empirique pour déterminer la formule moléculaire. Un spectromètre de masse est fréquemment utilisé pour faciliter cette étape, car le spectromètre de masse sépare les composants en fonction de leur rapport masse/charge. Ainsi, la masse de la molécule peut ensuite être utilisée pour déterminer la formule moléculaire.

Vous venez de regarder l’introduction de JoVE à la formule empirique. Vous devriez maintenant comprendre ce qu’est la formule empirique d’une substance, en quoi elle diffère de la formule moléculaire et comment la déterminer en laboratoire.

Merci d’avoir regardé !