Déterminer la formule empirique

General Chemistry

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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, CuxCly·nH2O.

Cite this Video

JoVE Science Education Database. L'essentiel de la chimie générale. Déterminer la formule empirique. JoVE, Cambridge, MA, (2017).

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, CuxCly. La différence de masse entre les formes hydratées du sel correspond à la masse (et moles) d’eau dans le composé chimique CuxCly· 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

  1. 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.
  2. 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.
  3. Refroidir l’échantillon dans un dessicateur. Cela empêche l’eau de réhydratation de l’échantillon.
  4. 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
Figure 1. Bec Bunsen avec creuset céramique.

2. isoler cuivre

  1. 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.
  2. 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 incolore3 +. La couleur bleue de la solution devrait disparaître sous la forme d’ions Cu2 + 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 Al3 + ions, en cuivre massif et une petite quantité d’aluminium massif.
  3. 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.
  4. 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).
  5. Mesurer la masse de cuivre solide pour déterminer la masse de l’ion chlorure par différence.

3. les calculs

  1. Déterminer la masse de l’ion chlorure par différence :
    Equation 1
  2. La masse molaire de chaque composant du composé permet de déterminer les taupes de chaque composant.
  3. 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

  1. 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, CuxCly.
    2. Dissoudre l’échantillon CuxCly 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 :
      Equation 2
  2. Données
    1. 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 Equation 3 1
    Chlorure de 0,533 35.45 1,50 x 10-2 Equation 4 1.99 ≈ 2
    Eau 0,273 18.01 1,51 x 10-2 Equation 5 2.01 ≈ 2

    Le tableau 1. Résultats expérimentaux.

    1. 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 C7H92.5, la formule entière serait être multipliée par 2 pour donner la formule empirique C14H18N2O5.
    2. 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 :

CxHyOz + 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 MgxCly· 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.

1. la mise en attente de l’Hydrate

  1. 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.
  2. 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.
  3. Refroidir l’échantillon dans un dessicateur. Cela empêche l’eau de réhydratation de l’échantillon.
  4. 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
Figure 1. Bec Bunsen avec creuset céramique.

2. isoler cuivre

  1. 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.
  2. 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 incolore3 +. La couleur bleue de la solution devrait disparaître sous la forme d’ions Cu2 + 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 Al3 + ions, en cuivre massif et une petite quantité d’aluminium massif.
  3. 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.
  4. 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).
  5. Mesurer la masse de cuivre solide pour déterminer la masse de l’ion chlorure par différence.

3. les calculs

  1. Déterminer la masse de l’ion chlorure par différence :
    Equation 1
  2. La masse molaire de chaque composant du composé permet de déterminer les taupes de chaque composant.
  3. 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.

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