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Calculateur de formule empirique

Données

Pourcentage de l’élément 140 %
Masse molaire de l’élément 112,011 g/mol
Pourcentage de l’élément 26,7 %
Masse molaire de l’élément 21,008 g/mol
Pourcentage de l’élément 353,3 %
Masse molaire de l’élément 316 g/mol

Généré avec OneCalc · https://onecalc.app/fr/chemistry/empirical-formula

Chimie

Calculateur de formule empirique

Détermine la formule empirique (formule brute) d’un composé à partir de la composition centésimale de ses éléments. Saisis le pourcentage massique et la masse molaire de chaque élément pour obtenir le rapport molaire le plus simple en nombres entiers.

Données

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0 – 100 %
g/mol
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Résultats

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La somme des pourcentages n’atteint pas environ 100 %. Le calcul de la formule empirique suppose que les pourcentages couvrent l’ensemble du composé.

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Ce qu’indique la formule empirique

La formule empirique donne le rapport d’atomes le plus simple en nombres entiers dans un composé. Elle répond à la question « dans quelles proportions les éléments sont-ils combinés ? » plutôt qu’à « combien d’atomes compte une molécule ? ». Le glucose, le peroxyde d’hydrogène et l’acide acétique se réduisent tous à des formules empiriques compactes — CH₂O, HO et CH₂O — bien que leurs molécules soient plus grandes. Ce calculateur prend le pourcentage massique de chaque élément et renvoie ce rapport le plus simple.

De la composition centésimale au rapport

La méthode repose sur une hypothèse commode : imagine exactement 100 g du composé. Le pourcentage massique de chaque élément correspond alors à sa masse en grammes. Convertis chaque masse en moles en la divisant par la masse molaire de l’élément, puis divise chaque quantité de moles par la plus petite d’entre elles.

ni=wiMiri=ninmin⁡n_i = \frac{w_i}{M_i} \qquad r_i = \frac{n_i}{n_{\min}}
SymboleGrandeurUnité
wᵢPourcentage massique de l’élément i%
MᵢMasse molaire de l’élément ig/mol
nᵢMoles pour 100 gmol
rᵢRapport molaire—

Les rapports rᵢ, arrondis à de petits nombres entiers, deviennent les indices de la formule.

Exemple résolu

On détermine qu’un composé contient, en masse, 40,0 % de carbone, 6,7 % d’hydrogène et 53,3 % d’oxygène. Pour un échantillon de 100 g :

nC=40,012,011=3,33nH=6,71,008=6,65nO=53,316,00=3,33n_\text{C} = \frac{40,0}{12,011} = 3,33 \qquad n_\text{H} = \frac{6,7}{1,008} = 6,65 \qquad n_\text{O} = \frac{53,3}{16,00} = 3,33

La plus petite quantité est 3,33 mol, donc en divisant :

C:3,333,33=1H:6,653,33=2O:3,333,33=1\text{C}: \frac{3,33}{3,33} = 1 \qquad \text{H}: \frac{6,65}{3,33} = 2 \qquad \text{O}: \frac{3,33}{3,33} = 1

La formule empirique est CH₂O.

De la formule empirique à la formule moléculaire

La formule moléculaire est toujours un multiple entier de la formule empirique. Pour trouver le multiplicateur, divise la masse molaire mesurée du composé par la masse de la formule empirique :

k=MmolecularMempiricalk = \frac{M_\text{molecular}}{M_\text{empirical}}

La formule empirique CH₂O a une masse de 12,011 + 2(1,008) + 16,00 = 30,03 g/mol. Le glucose a une masse molaire de 180,16 g/mol, donc k = 180,16 ÷ 30,03 ≈ 6. En multipliant chaque indice par 6, on obtient la formule moléculaire C₆H₁₂O₆.

Quand les rapports ne sont pas entiers

L’étape d’arrondi est la principale limite de la méthode. Si un rapport calculé tombe près de 1,5, 1,33 ou 1,25, les valeurs ne sont pas des erreurs d’arrondi : elles indiquent un multiple commun plus grand. Multiplie chaque rapport par le plus petit facteur qui élimine la fraction : ×2 pour les demis, ×3 pour les tiers, ×4 pour les quarts. Un rapport de 2,5, par exemple, signale que les vrais indices sont 5 et 2 après doublement. N’arrondis directement que lorsqu’une valeur se situe à environ 0,1 d’un nombre entier, l’écart attendu pour des pourcentages donnés à une décimale.

Réductions courantes

ComposéFormule moléculaireFormule empirique
GlucoseC₆H₁₂O₆CH₂O
Peroxyde d’hydrogèneH₂O₂HO
BenzèneC₆H₆CH
Acide acétiqueC₂H₄O₂CH₂O
EauH₂OH₂O

Questions fréquentes (FAQ)

Qu’est-ce qu’une formule empirique ?

La formule empirique (ou formule brute) donne le rapport d’atomes le plus simple en nombres entiers dans un composé. Pour le glucose (C₆H₁₂O₆), la formule empirique est CH₂O car le rapport atomique 6:12:6 se simplifie en 1:2:1. Elle n’indique pas le nombre réel d’atomes d’une molécule — c’est le rôle de la formule moléculaire — mais seulement leurs proportions relatives.

Comment trouver la formule empirique à partir de la composition centésimale ?

Suppose un échantillon de 100 g : le pourcentage massique de chaque élément devient alors sa masse en grammes. Divise chaque masse par la masse molaire de l’élément pour obtenir les moles, puis divise chaque quantité de moles par la plus petite. En arrondissant ces quotients à des nombres entiers, on obtient les indices.

Pour 40 % C, 6,7 % H, 53,3 % O, les moles valent 3,33, 6,65, 3,33 ; divisées par 3,33, elles donnent 1, 2, 1, soit la formule CH₂O.

Quel est le lien entre formule empirique et formule moléculaire ?

La formule moléculaire est un multiple entier de la formule empirique. Divise la masse molaire réelle du composé par la masse de la formule empirique pour obtenir ce multiplicateur. La formule empirique du glucose est CH₂O (masse 30,03 g/mol) ; la masse molaire du glucose est 180,16 g/mol, et 180,16 ÷ 30,03 ≈ 6, donc la formule moléculaire est C₆H₁₂O₆.

Que faire si les rapports molaires ne sont pas entiers ?

Les petites fractions signifient généralement qu’il faut multiplier chaque rapport par un facteur commun plutôt que d’arrondir. Un rapport proche de 1,5 devient 3 en doublant les deux valeurs ; proche de 1,33 (4/3), multiplie par 3 ; proche de 1,25 (5/4), par 4. N’arrondis que lorsqu’une valeur se trouve à environ 0,1 d’un entier, car cet écart provient des pourcentages arrondis et non d’une véritable fraction.

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