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Déterminer la formule empirique

Determining the Empirical Formula

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Determining the Empirical Formula

1.4: Determining the Mass Percent Composition in an Aqueous Solution

1.7: Using a pH Meter

179,978 Views

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07:05 min

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April 30, 2023

Overview

Source : Laboratoire du Dr Neal Abrams – SUNY College de foresterie et sciences de l’environnement

Déterminer la formule chimique d’un composé est au cœur de ce font chimistes en laboratoire tous les jours. De nombreux outils sont disponibles pour aider à cette décision, mais un des plus simple (et plus précis) est la détermination de la formule empirique. Pourquoi est-ce utile ? En raison de la Loi de conservation de la masse, toute réaction peut être suivie par gravimétrie, ou par changement de masse. La formule empirique fournit le plus petit nombre entier ratio entre les éléments (ou composés) au sein d’un composé moléculaire. Dans cette expérience, analyse gravimétrique serviront à déterminer la formule empirique de l’hydrate de chlorure de cuivre, Cu_xCl_y·nH₂O.

Principles

Les hydrates sont des composés chimiques qui ont des molécules d’eau attachés (mais non covalente) vers le camp. Les formules qui sont hydratés sont symbolisés par un point («·») entre l’enceinte et la molécule d’eau. Hydrates de perdent facilement les molécules d’eau par chauffage, laissant derrière elle l’anhydre (sans eau) composé. Dans ce cas, il serait chlorure de cuivre, Cu_xCl_y. La différence de masse entre les formes hydratées du sel correspond à la masse (et moles) d’eau dans le composé chimique Cu_xCl_y· nH₂O. Le chlorure de cuivre anhydre est ensuite dissous dans l’eau, et le cuivre est enlevé par une réaction d’oxydo-réduction avec l’aluminium de cuivre massif de forme. La différence de masse entre l’hydrate de chlorure de cuivre total et la somme des molécules de métal et l’eau cuivre réduits correspond à la masse de chlorure dans l’échantillon. La masse de chaque composant (Cu, Cl, H₂O) est convertie en moles, auquel cas la Loi des proportions multiples permet l’utilisation d’un ratio pour déterminer la formule empirique du composé. La vraie formule chimique de ce composé ne peut être déterminée sans connaître sa masse moléculaire, mais le ratio restera toujours le même.

Procedure

1. la mise en attente de l’Hydrate

Peser un échantillon de l’hydrate de chlorure de cuivre et placez-le dans un creuset préalablement séché et taré. Il est important que le creuset est séché au-dessus de 120 ° C pour chasser toute trace d’humidité adsorbée. En règle générale, 1 à 2 g de composé suffira.
Chauffer l’échantillon à l’aide d’un bec Bunsen ou une autre source de flamme jusqu’à ce qu’elle change de couleur de bleu verdâtre à un rouge-brun (Figure 1). Ce changement de couleur est révélateur de la forme anhydre du chlorure de cuivre. Le couvercle peut rester sur le creuset pour éviter les éclaboussures, mais devrait être légèrement ouverte pour laisser la vapeur d’eau de s’échapper.
1. Mélanger l’échantillon afin de s’assurer que l’eau est chassée de la totalité de l’échantillon et la couleur est constante tout au long.
2. Comme alternative, l’échantillon peut être placé dans une étuve de séchage au-dessus de 110 ° C.
Refroidir l’échantillon dans un dessicateur. Cela empêche l’eau de réhydratation de l’échantillon.
Mesurer la masse de l’échantillon anhydre. La différence correspond à l’eau de l’hydrate qui a été perdue lors du chauffage.

Figure 1. Bec Bunsen avec creuset céramique.

2. isoler cuivre

Transférer l’échantillon dans un bécher de 100 mL et dissoudre l’échantillon dans 50 mL d’eau désionisée. La solution devrait virer au bleue une fois de plus, en général plus bleu que le solide hydraté.
Ajouter une petite quantité (~0.20 g) de métal en aluminium dans le bécher. Cela entraînera le cuivre de réduire à un métal rougeâtre, et l’aluminium va s’oxyder Al incolore^{3 +}. La couleur bleue de la solution devrait disparaître sous la forme d’ions Cu^{2 +} Cu⁰. Après 30 min, ajouter les autres petits morceaux d’aluminium afin d’assurer à tous le cuivre est réduit en cuivre massif.
1. La solution contient maintenant Al^{3 +} ions, en cuivre massif et une petite quantité d’aluminium massif.
Dissoudre n’importe quel excès aluminium en ajoutant environ 5 mL de 6 M HCl. aluminium est amphotère, ce qui signifie qu’il peut réagir et de se dissoudre en présence d’un acide ou une base.
Aspirateur filtre la solution incolore dans un entonnoir Büchner contenant un morceau pré-pesés de papier filtre. Rincer avec de l’éthanol absolu. Sécher à l’air (pas anhydre) l’échantillon afin d’éviter la formation d’oxyde de cuivre (II).
Mesurer la masse de cuivre solide pour déterminer la masse de l’ion chlorure par différence.

3. les calculs

Déterminer la masse de l’ion chlorure par différence :
La masse molaire de chaque composant du composé permet de déterminer les taupes de chaque composant.
Diviser les taupes de chaque composant par les taupes du plus petit composant pour indiquer le plus petit nombre entier rapport entre composants, également connu sous le nom de la formule empirique du composé.

Déterminer la formule chimique d’un composé est un aspect fondamental de l’occupation d’une pharmacie.

Dans une formule chimique, symboles de l’élément et des indices numériques décrivent les types et le nombre d’atomes dans une molécule. La formule empirique est un type simple de formule chimique, qui fournit le plus petit ratio nombre entier entre éléments dans un composé moléculaire. En raison de la Loi de conservation de la masse, la formule empirique est souvent trouvée en utilisant la composition élémentaire ou pourcentage en masse.

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

La formule empirique est le type le plus simple de formule chimique, car il montre le nombre relatif des atomes de chaque élément dans un composé donné. Par exemple, au peroxyde d’hydrogène, il y a une part de la masse d’hydrogène pour chaque 16 parties en masse de l’oxygène. Donc 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 possède deux atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène. Une formule structurale indique le nombre de chaque type d’atome et les liens entre eux. Lignes simples représentent une liaison chimique. Par exemple, pour l’eau oxygénée la formule ressemble à ceci : H-O-O-H.

Formules avec un point entre le composé et eau décrivent les hydrates. Les hydrates sont des composés chimiques qui ont des molécules d’eau attaché, mais non covalente. Hydrates de facilement perdent leurs molécules d’eau par chauffage et devient « anhydre, » ou « sans eau ». Les hydrates et les composés anhydres ont des propriétés physiques uniques, comme les molécules d’organisent différemment.

Maintenant que les principes de base de la formule empirique ont été expliqués, permet de confirmer la formule empirique d’un hydrate de chlorure de cuivre dans le laboratoire.

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

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

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

Chauffer l’échantillon jusqu’à ce qu’elle avait changé d’une couleur bleu-vert et une couleur brun-rouge. Ce changement de couleur est révélateur de la forme anhydre du chlorure de cuivre. Remuer pour s’assurer que l’eau a été chassée de l’échantillon, et la couleur est uniforme dans l’ensemble.

Ensuite, laissez refroidir l’échantillon dans un dessicateur, afin d’éviter la réhydratation.

Mesurer avec précision la masse de l’échantillon anhydre. La différence correspond à l’eau d’hydratation qui ont été perdues lors du chauffage.

Transférer l’échantillon séché dans un bécher de 250 mL et dissoudre dans 150 mL d’eau désionisée. La solution devrait tourner bleue encore une fois, comme le chlorure de cuivre est réhydraté.

Ajouter un petit morceau de fil d’aluminium dans le bécher. Le bleu plus deux cuivre réduira à un zéro de cuivre rougeâtre sur la surface du fil, tandis que l’aluminium va s’oxyder en aluminium incolore plus trois. La couleur bleue de la solution va disparaître au cours de la réaction.

Après environ 30 min, utilisez aluminium supplémentaire pour s’assurer que tout le cuivre a réduit à un métal cuivre solid.

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

En utilisant un Büchner entonnoir et papier-filtre préalablement pesé, vide filtrent la solution incolore. Rincer l’échantillon avec de l’éthanol absolu ou pur. Laisser l’échantillon à sécher à l’air.

Enfin, mesurer la masse du solide en cuivre.

Pour déterminer la formule empirique de l’hydrate de chlorure de cuivre, en premier lieu calculer 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 constatée expérimentalement. Enfin, la masse de chlorure est obtenue en soustrayant la masse de cuivre et d’eau de la masse totale de l’échantillon.

Pour déterminer le plus petit ratio de nombre entier des composants dans le composé, convertir la masse de chaque composant en moles en utilisant la masse molaire. Puis diviser chaque composante par le plus petit nombre de moles dans l’échantillon (cuivre en l’occurrence). Le plus petit ratio nombre entier donne la formule CuCl₂· 2H₂O.

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

Chimie légale est l’application de la chimie dans un cadre juridique. Par exemple, des composés inconnus, tels que des médicaments et des poisons, se trouvent souvent sur les lieux du crime. Chimistes judiciaires utilisent un large éventail de méthodes pour identifier la substance inconnue.

Souvent, la prochaine étape dans l’identification d’une substance inconnue est d’utiliser la formule empirique pour déterminer la formule moléculaire. Un spectromètre de masse est fréquemment utilisé pour aider dans cette étape, comme le spectromètre de masse sépare les composants de leur rapport masse-à-charge. Ainsi, la masse de la molécule peut alors servir pour déterminer la formule moléculaire.

Vous avez juste regardé introduction de Jupiter à la formule empirique. Vous devez maintenant comprendre ce qui est la formule empirique d’une substance, comment elle diffère de la formule moléculaire et comment le déterminer en laboratoire.

Merci de regarder !

Results

Experiment
1. 1,25 g d’hydrate de chlorure de cuivre dans un creuset de la chaleur. Après chauffage et refroidissement puis, la messe finale est 0,986 g de chlorure de cuivre, Cu_xCl_y.
2. Dissoudre l’échantillon Cu_xCl_y dans 50 mL d’eau désionisée et ajouter 0,2 g d’aluminium fine maille dans le bécher.
3. Après réagissant et en dissolvant l’aluminium excédentaire, 0,198 g sec du métal de cuivre est récupéré.
4. Soustraire de la masse de cuivre et de l’eau de l’hydrate de chlorure de cuivre initial pour obtenir la masse de l’ion chlorure dans l’échantillon :

Données

Pour déterminer le plus petit ratio de nombre entier des composants dans le composé, convertir la masse de chaque composant moles, puis à diviser chacune par le plus petit nombre de moles dans l’échantillon (cuivre en l’occurrence) :

Composant	Masse (g)	Masse molaire (g/mol)	Grains de beauté	Ratio	Ratio calculé de nombre entier
Cuivre	0,479	63,55	7.53 x 10^-3		1
Chlorure de	0,533	35.45	1,50 x 10^-2		1.99 ≈ 2
Eau	0,273	18.01	1,51 x 10^-2		2.01 ≈ 2

Le tableau 1. Résultats expérimentaux.

Le rapport résultant de nombre entier plus petit donne une formule CuCl₂· 2H₂O.
1. Dans le cas où le rapport final donne des valeurs décimales, la formule entière pourrait être multipliée par une constante pour obtenir les valeurs de nombre entier. Les valeurs décimales courantes sont 0,25, 0,333, 0,50, 0,667 et 0,75. Par exemple, si un plus petit ratio de nombre entier a donné la formule a donné C₇H₉N°_2.5, la formule entière serait être multipliée par 2 pour donner la formule empirique C₁₄H₁₈N₂O₅.
Formule moléculaire ne peut être déterminé de la formule empirique sans connaître la masse molaire du composé. La raison de ceci est illustrée dans l’exemple ci-dessous :

Nom	Formule moléculaire	Formule empirique
Acide acétique	CH₃COOH	CH₂O
Formaldéhyde	CH₂O	CH₂O
Glucose	C₆H₁₂O₆	CH₂O

Le tableau 2. Exemple d’une formule empirique commune.

Les trois composés ont la même formule empirique, mais très différente des formules moléculaires.

Applications and Summary

Par exemple, supposons une biomolécule inconnue contenant seulement C, H, et O se trouve à agir ainsi qu’un nouveau combustible. Une façon de déterminer la formule du carburant aurait soit-il pour la combustion dans l’air et d’analyser les produits :

C_xH_yO_z + O₂ → AGC₂ nH₂O

O₂ est en excès, nous saurions tout le carbone en CO₂ provient de la biomolécule et tous l’hydrogène serait présent dans H₂O. La différence entre la masse totale et la masse de l’échantillon initial serait la masse de l’oxygène dans la molécule. Nous pourrions ensuite convertir en moles et déterminer la formule empirique.

Autre exemple : un échantillon de l’hydrate de Mg_xCl_y· nH₂O est donné. La masse des molécules d’eau pourrait à nouveau être facilement identifiée par chauffage. À l’aide de quelques règles de solubilité, chlorure est ensuite précipité avec l’ion argentée Ag⁺, pour former l’AgCl(s). Une fois la masse de AgCl(s) se trouve, les taupes de Cl^– sont déterminés en utilisant la masse molaire de AgCl(s) et ensuite convertie en grammes de Cl^–. Cela nous permettrait de déterminer la masse de Mg dans l’échantillon, suivie de la formule empirique.

Déterminer la formule empirique est au centre d’identification de la formule de la molécule réelle. De produits pharmaceutiques à la criminalistique, détermination d’une formule moléculaire est clé pour identifier un composé inconnu, ce qui signifie prendre la formule empirique à l’étape suivante. Généralement, la détermination d’une formule empirique est associée à l’analyse élémentaire se renseigner pourcentage poids élémentaire. Partir de ces données, les rapports molaires sont calculées et la formule empirique est déterminée. Nous pouvons déterminer la masse de la molécule en utilisant un autre outil analytique, tel qu’un spectromètre de masse. Ensuite, le rapport entre la masse moléculaire et masse empirique est calculé afin de déterminer la formule moléculaire est vraie.

Transcript

Determining the chemical formula of a compound is a fundamental aspect of a chemist’s occupation.

In a chemical formula, element symbols and numerical subscripts describe the types and number of atoms present in a molecule. The empirical formula is a simple type of chemical formula, which provides the smallest whole-number ratio among elements within a molecular compound. Because of the law of conservation of mass, the empirical formula is often found using elemental composition or mass percentage.

This video will introduce the empirical formula and demonstrate how it can be calculated using a simple experiment in the laboratory.

The empirical formula is the simplest type of chemical formula, as it shows the relative number of atoms of each element in a given compound. For example, in hydrogen peroxide, there is one part by mass of hydrogen for every 16 parts by mass of oxygen. Therefore for every hydrogen atom, there is one oxygen atom, and the empirical formula is H-O. Many different molecules may have the same empirical formula.

The molecular formula is related to the empirical formula, and represents the actual number of atoms of each type in a compound. For example, the molecular formula of hydrogen peroxide is H2O2, as each molecule has two hydrogen atoms and two oxygen atoms. A structural formula shows the number of each type of atom, and the bonds between them. Single lines represent a chemical bond. For example, for hydrogen peroxide the structural formula looks like this: H-O-O-H.

Formulas with a dot between the compound and water describe hydrates. Hydrates are chemical compounds that have water molecules attached, but not covalently bonded. Hydrates easily lose their water molecules upon heating and become “anhydrous,” or “without water.” Hydrates and anhydrous compounds have unique physical properties, as the molecules organize differently.

Now that the basic principles of the empirical formula have been explained, lets confirm the empirical formula of a copper chloride hydrate in the laboratory.

To begin the procedure, dry the crucible above 120 °C to drive off any adsorbed moisture, and accurately determine its weight.

Weigh a sample of a copper chloride hydrate, and place it into the crucible.

Next, heat the sample in the crucible using a heat source, such as a Bunsen burner. Place the cover on the crucible to help prevent splattering, but keep it open slightly to allow water vapor to escape.

Heat the sample until it has changed from a blue-green color to a red-brown color. This color change is indicative of the anhydrous form of copper chloride. Stir to make sure that the water has been driven off the sample, and the color is consistent throughout.

Next, cool the sample in a desiccator, to prevent rehydration.

Accurately measure the mass of the anhydrous sample. The difference corresponds to the waters of hydration that were lost upon heating.

Transfer the dried sample into a 250 mL beaker, and dissolve it in 150 mL deionized water. The solution should turn blue again, as the copper chloride is rehydrated.

Add a small piece of aluminum wire to the beaker. The blue copper two plus will reduce to a reddish copper zero on the surface of the wire, while the aluminum will oxidize to colorless aluminum three plus. The blue color of the solution will disappear during the reaction.

After about 30 min, use additional aluminum to ensure that all of the copper has reduced to a solid copper metal.

Next, add about 10 mL of 6 M hydrochloric acid to dissolve the aluminum wire.

Using a Büchner funnel and pre-weighed filter paper, vacuum filter the colorless solution. Rinse the sample with absolute, or pure, ethanol. Allow the sample to air-dry.

Finally, measure the mass of the copper solid.

To determine the empirical formula of copper chloride hydrate, first calculate the mass of each component. The mass of water is determined by subtracting the weight of the dried copper chloride from the weight of the copper chloride hydrate. The mass of copper was found experimentally. Finally, the mass of chloride is found by subtracting the mass of copper and water from the total mass of the sample.

To determine the smallest whole-number ratio of components in the compound, convert the mass of each component to moles using the molar mass. Then divide each component by the smallest number of moles in the sample (copper in this case). The smallest whole-number ratio yields the formula of CuCl2·2H2O.

The determination and knowledge of the empirical formula of a compound is important in many areas of chemistry and research.

Forensic chemistry is the application of chemistry in a legal setting. For example, unknown compounds, such as drugs and poisons, are often found at crime scenes. Forensic chemists use a wide range of methods to identify the unknown substance.

Often, the next step in identifying an unknown substance is to use the empirical formula to determine the molecular formula. A mass spectrometer is frequently used to aid in this step, as the mass spectrometer separates components by their mass-to-charge ratio. Thus, the mass of the molecule can then be used to determine the molecular formula.

You’ve just watched JoVE’s introduction to the empirical formula. You should now understand what the empirical formula of a substance is, how it differs from the molecular formula, and how to determine it in the laboratory.

Thanks for watching!

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Empirical Formula Chemical Formula Compound Chemist Element Symbols Numerical Subscripts Atoms Molecular Compound Law Of Conservation Of Mass Elemental Composition Mass Percentage Experiment Laboratory Relative Number Of Atoms Hydrogen Peroxide Molecular Formula Structural Formula Chemical Bond