Détermination expérimentale de la formule chimique

La composition élémentaire d’un composé définit son identité chimique, et les formules chimiques sont la façon la plus concise de représenter cette composition élémentaire. Lorsque la formule d’un composé est inconnue, la mesure de la masse de ses éléments constitutifs est souvent la première étape dans la détermination expérimentale de la formule.

Détermination des formules empiriques

L’approche la plus courante pour déterminer la formule chimique d’un composé consiste d’abord à mesurer les masses de ses éléments constitutifs. Cependant, les formules chimiques représentent les nombres relatifs et non les masses d’atomes dans la substance. Par conséquent, toute donnée déduite expérimentalement impliquant la masse doit être utilisée pour obtenir les nombres correspondants d’atomes dans le composé. Ceci est réalisé en utilisant des masses molaires pour convertir la masse de chaque élément en son nombre de moles. Ces quantités molaires sont utilisées pour calculer les rapports de nombres entiers, qui peuvent être utilisés pour déduire la formule empirique de la substance.

Prenons l’exemple d’un échantillon d’un composé contenant 1,71 gramme de carbone et 0,287 gramme d’hydrogène. Les nombres correspondants d’atomes sont 0,142 mole de carbone et 0,284 mole d’hydrogène. Ainsi, ce composé peut être représenté par la formule C_0,142H_0,284. Par convention, les formules contiennent des indices avec des nombres entiers, qui peuvent être obtenus en divisant chaque indice par le plus petit indice (0,142). La formule empirique de ce composé est donc CH₂. Les indices de “ 1 ” ne sont pas écrits mais plutôt supposés si aucun autre nombre n’est présent. Il peut s’agir ou non de la formule moléculaire du composé ; toutefois, des informations supplémentaires sont nécessaires pour le déterminer.

Comme deuxième exemple, il a été déterminé qu’un échantillon d’un composé contient 5,31 grammes de chlore et 8,40 grammes d’oxygène. La même approche donne une formule empirique provisoire de ClO_3,5. Dans ce cas, diviser par le plus petit indice laisse toujours une virgule dans la formule empirique. Pour convertir ceci en un nombre entier, on doit multiplier chacun des indices par deux, en conservant le même rapport d’atomes pour donner Cl₂O₇ comme formule empirique finale.

Déduire les formules empiriques à partir de la composition en pourcentage

Dans les cas où la composition en pourcentage d’un composé est disponible, elle est utilisée pour calculer les masses d’éléments présents dans le composé. Comme l’échelle des pourcentages est de 100, il est pratique de calculer la masse des éléments présents dans un échantillon pesant 100 grammes. Les masses obtenues sont utilisées pour déduire la formule empirique.

Par exemple, supposons qu’un composé gazeux contient 27,29 % de C et 72,71 % de O. les pourcentages massiques, par conséquent, sont exprimés en fractions :

La masse de carbone de 27,29 g correspond à 2,272 moles de carbone, et la masse d’oxygène de 72,71 g correspond à 4,544 moles d’oxygène. La formule représentative est donc C_2,272O_4,544. Diviser chaque indice par 2,272 fournit la formule empirique : CO₂.  

Déduction des formules moléculaires

<Déterminer les nombres absolus d'atomes qui composent une seule molécule d'un composé covalent nécessite de connaître sa formule empirique et sa masse moléculaire, ou masse molaire. Ces quantités peuvent être déterminées expérimentalement par diverses techniques de mesure. La masse moléculaire, par exemple, est souvent déduite du spectre de masse du composé.

Les formules moléculaires sont obtenues en comparant la masse molaire ou la masse moléculaire du composé à sa masse de formule empirique. Comme son nom l’indique, une masse de formule empirique est la somme des masses atomiques moyennes de tous les atomes représentés dans une formule empirique. Si la masse molaire connue d’une substance est divisée par la masse de formule empirique, elle produit le nombre d’unités de formule empirique par molécule (n).  

La formule moléculaire est ensuite obtenue en multipliant chaque indice de la formule empirique par n, comme le montre la formule empirique générale A_xB_y :

Par exemple, il a été déterminé que la formule empirique d’un composé covalent est CH₂O et que la masse de sa formule empirique est d’environ 30 uma. Si la masse moléculaire du composé est de 180 uma, cela indique que les molécules de ce composé contiennent six fois le nombre d’atomes représentés dans la formule empirique.  

Les molécules de ce composé sont alors représentées par une formule moléculaire avec des indices six fois plus grands que ceux de la formule empirique : (CH₂O)₆ = C₆H₁₂O₆.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 3.2 : Détermination des formules empiriques et moléculaires.