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Generato il: 20 luglio 2026 alle ore 21:34

Calcolatore di formula empirica (formula minima)

Dati di input

Percentuale dell’elemento 140 %
Massa molare dell’elemento 112,011 g/mol
Percentuale dell’elemento 26,7 %
Massa molare dell’elemento 21,008 g/mol
Percentuale dell’elemento 353,3 %
Massa molare dell’elemento 316 g/mol

Generato con OneCalc · https://onecalc.app/it/chemistry/empirical-formula

Chimica

Calcolatore di formula empirica (formula minima)

Determina la formula empirica (formula minima) di un composto a partire dalla composizione percentuale dei suoi elementi. Inserisci la percentuale in massa e la massa molare di ogni elemento per ottenere il rapporto molare più semplice in numeri interi.

Dati di input

%
0 – 100 %
g/mol
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0 – 100 %
g/mol
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0 – 100 %
g/mol

Risultati

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Le percentuali non sommano a circa il 100 %. Il calcolo della formula empirica presuppone che le percentuali coprano l’intero composto.

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Che cosa indica la formula empirica

La formula empirica (formula minima) dà il rapporto più semplice in numeri interi tra gli atomi di un composto. Risponde alla domanda «in quali proporzioni sono combinati gli elementi?» anziché «quanti atomi ci sono in una molecola?». Glucosio, perossido di idrogeno e acido acetico si riducono tutti a formule empiriche compatte — CH₂O, HO e CH₂O — pur avendo molecole più grandi. Questo calcolatore prende la percentuale in massa di ogni elemento e restituisce quel rapporto più semplice.

Dalla composizione percentuale al rapporto

Il metodo si basa su un’ipotesi comoda: immagina esattamente 100 g del composto. Allora la percentuale in massa di ogni elemento corrisponde anche alla sua massa in grammi. Converti ogni massa in moli dividendola per la massa molare dell’elemento, poi dividi ogni quantità di moli per la più piccola tra esse.

ni=wiMiri=ninmin⁡n_i = \frac{w_i}{M_i} \qquad r_i = \frac{n_i}{n_{\min}}
SimboloGrandezzaUnità
wᵢPercentuale in massa dell’elemento i%
MᵢMassa molare dell’elemento ig/mol
nᵢMoli per 100 gmol
rᵢRapporto molare—

I rapporti rᵢ, arrotondati a piccoli numeri interi, diventano i pedici della formula.

Esempio svolto

Si determina che un composto contiene, in massa, il 40,0 % di carbonio, il 6,7 % di idrogeno e il 53,3 % di ossigeno. Prendendo un campione da 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 quantità più piccola è 3,33 mol, quindi dividendo:

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 formula empirica è CH₂O.

Dalla formula empirica a quella molecolare

La formula molecolare è sempre un multiplo intero della formula empirica. Per trovare il moltiplicatore, dividi la massa molare misurata del composto per la massa della formula empirica:

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

La formula empirica CH₂O ha una massa di 12,011 + 2(1,008) + 16,00 = 30,03 g/mol. Il glucosio ha una massa molare di 180,16 g/mol, quindi k = 180,16 ÷ 30,03 ≈ 6. Moltiplicando ogni pedice per 6 si ottiene la formula molecolare C₆H₁₂O₆.

Quando i rapporti non sono numeri interi

Il passaggio di arrotondamento è il limite principale del metodo. Se un rapporto calcolato cade vicino a 1,5, 1,33 o 1,25, i valori non sono errori di arrotondamento: indicano un multiplo comune maggiore. Moltiplica ogni rapporto per il più piccolo fattore che elimina la frazione: ×2 per i mezzi, ×3 per i terzi, ×4 per i quarti. Un rapporto di 2,5, per esempio, segnala che i veri pedici sono 5 e 2 dopo il raddoppio. Arrotonda direttamente solo quando un valore dista circa 0,1 da un numero intero, lo scarto atteso quando le percentuali sono espresse con una cifra decimale.

Riduzioni comuni

CompostoFormula molecolareFormula empirica
GlucosioC₆H₁₂O₆CH₂O
Perossido di idrogenoH₂O₂HO
BenzeneC₆H₆CH
Acido aceticoC₂H₄O₂CH₂O
AcquaH₂OH₂O

Domande frequenti (FAQ)

Che cos’è una formula empirica?

La formula empirica (formula minima) indica il rapporto più semplice in numeri interi tra gli atomi di un composto. Per il glucosio (C₆H₁₂O₆) la formula empirica è CH₂O, perché il rapporto atomico 6:12:6 si semplifica in 1:2:1. Non indica il numero reale di atomi di una molecola — questo lo fa la formula molecolare — ma solo le loro proporzioni relative.

Come si ricava la formula empirica dalla composizione percentuale?

Supponi un campione da 100 g: così la percentuale in massa di ogni elemento corrisponde alla sua massa in grammi. Dividi ogni massa per la massa molare dell’elemento per ottenere le moli, poi dividi ogni quantità di moli per la più piccola. Arrotondando questi quozienti a numeri interi si ottengono i pedici. Per 40 % C, 6,7 % H, 53,3 % O le moli sono 3,33, 6,65, 3,33; dividendo per 3,33 si ottiene 1, 2, 1, quindi la formula è CH₂O.

Che rapporto c’è tra formula empirica e formula molecolare?

La formula molecolare è un multiplo intero della formula empirica. Dividi la massa molare reale del composto per la massa della formula empirica per ottenere questo moltiplicatore. La formula empirica del glucosio è CH₂O (massa 30,03 g/mol); la massa molare del glucosio è 180,16 g/mol e 180,16 ÷ 30,03 ≈ 6, quindi la formula molecolare è C₆H₁₂O₆.

Cosa fare se i rapporti molari non sono numeri interi?

Le piccole frazioni indicano di solito che conviene moltiplicare ogni rapporto per un fattore comune anziché arrotondare. Un rapporto vicino a 1,5 diventa 3 raddoppiando entrambi i valori; vicino a 1,33 (4/3), moltiplica per 3; vicino a 1,25 (5/4), per 4. Arrotonda solo quando un valore dista circa 0,1 da un numero intero, perché questo scarto deriva da percentuali arrotondate e non da una frazione reale.

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