Détermination de la formule empirique

Déterminer la formule chimique d’un composé est un aspect fondamental du métier de chimiste.

Dans une formule chimique, les symboles des 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 en nombre entier entre les éléments d’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 le pourcentage de masse.

Cette vidéo présentera la formule empirique et démontrera 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 possède deux atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène. Une formule de structure indique le nombre de chaque type d’atome, ainsi que les liaisons entre eux. Les lignes simples représentent une liaison chimique. Par exemple, pour le peroxyde d’hydrogène, la formule développée 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 sont attachées des molécules d’eau, mais qui ne sont pas liées de manière covalente. Les hydrates perdent facilement leurs molécules d’eau lorsqu’ils sont chauffés 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 pour chasser toute humidité adsorbée, et déterminez précisément son poids.

Peser un échantillon d’un hydrate de chlorure de cuivre, et le placer dans le creuset.

Puis, 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-le légèrement ouvert pour permettre à la vapeur d’eau de s’échapper.

Chauffez l’échantillon jusqu’à ce qu’il passe 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 constante sur toute la surface.

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

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

Transférer l’échantillon séché dans un bécher de 250 mL, et le dissoudre dans 150 mL d’eau déionisée. La solution devrait redevenir bleue, car le chlorure de cuivre est réhydraté.

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

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

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

À l’aide d’un entonnoir de Büchner et d’un papier filtre préalablement pesé, filtrez sous vide la solution incolore. Rincez l’échantillon avec de l’éthanol absolu, ou pur. Laissez sécher l’échantillon à l’air libre.

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 de l’eau est déterminée en soustrayant le poids du chlorure de cuivre séché du poids de l’hydrate de chlorure de cuivre. La masse du cuivre a été trouvée expérimentalement. Enfin, la masse du chlorure est trouvée en soustrayant la masse du cuivre et de l’eau de la masse totale de l’échantillon.

Pour déterminer le plus petit rapport en nombre entier des composants dans le composé, convertissez la masse de chaque composant en moles en utilisant la masse molaire. Divisez ensuite chaque composant par le plus petit nombre de moles dans l’échantillon (le cuivre dans ce cas). Le plus petit rapport en nombre entier 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 légale est l’application de la chimie dans un cadre légal. Par exemple, des composés inconnus, tels que des drogues et des poisons, sont souvent trouvés sur les scènes de crime. Les chimistes de la police scientifique utilisent un large éventail de méthodes pour identifier la substance inconnue.

Souvent, l’étape suivante pour identifier 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 selon 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, comment elle diffère de la formule moléculaire et comment la déterminer en laboratoire.

Merci d’avoir regardé!