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Calculateur de formule empirique
En bref : calculateur de formule empirique et brute : saisissez la composition centésimale ou des grammes, obtenez le rapport entier le plus simple et la formule brute. Il est gratuit, fonctionne dans votre navigateur et ne nécessite aucun téléchargement.
Saisissez la composition centésimale (ou les grammes) de chaque élément. Le calculateur convertit en moles, divise par la plus petite valeur, trouve le rapport entier et, si vous indiquez une masse molaire, la formule brute. Chaque étape est affichée.
Saisissez les pourcentages massiques ou les grammes issus d'une analyse. Leur somme n'a pas besoin de faire 100.
Comment utiliser le calculateur de formule empirique
- Saisissez chaque élément et son pourcentage massique (ou les grammes trouvés par l'analyse). On suppose un échantillon de 100 g : 40,0 % de C signifie donc 40,0 g de C.
- Le calculateur divise chaque masse par la masse atomique de l'élément pour obtenir des moles.
- Il divise chaque quantité de matière par la plus petite, puis multiplie par 2, 3… si nécessaire pour obtenir des entiers (par ex. 1,5 → ×2).
- Saisissez éventuellement la masse molaire du composé. n = masse molaire ÷ masse de la formule empirique donne la formule brute.
Exemples résolus
40,0 % C, 6,70 % H, 53,3 % O
C 3,330 mol, H 6,647 mol, O 3,332 mol
÷ 3,330 → 1 : 1,996 : 1,000
Formule empirique CH2O (30,026 g/mol)
M = 180 → n = 6 → C6H12O6
64,8 % C, 13,6 % H, 21,6 % O
C 5,395, H 13,49, O 1,350 mol
÷ 1,350 → 3,996 : 9,993 : 1
C4H10O
(par ex. butanol ou éther diéthylique, 74,12 g/mol)
69,94 % Fe, 30,06 % O
Fe 1,2524, O 1,8789 mol → 1 : 1,500
× 2 → 2 : 3
Fe2O3
Formule empirique ou formule brute
La formule empirique est le rapport entier le plus simple entre les atomes d'un composé. La formule brute (moléculaire) donne le nombre réel d'atomes dans une molécule ; c'est toujours un multiple entier de la formule empirique. Le glucose (C6H12O6), le méthanal (CH2O) et l'acide acétique (C2H4O2) ont tous la formule empirique CH2O.
moles = masse ÷ masse atomique → rapport = moles ÷ plus petit nombre de moles → n = M(composé) ÷ M(empirique)
Traiter les rapports non entiers
| Le rapport se termine environ par… | Tout multiplier par |
|---|---|
| .5 | 2 |
| ,33 ou ,67 | 3 |
| ,25 ou ,75 | 4 |
| .2, .4, .6, .8 | 5 |
Les petits écarts (±0,1) proviennent des arrondis des données expérimentales et sont éliminés par arrondi. Les grands écarts signalent généralement un pourcentage erroné ou un élément manquant : si la somme des pourcentages est inférieure à 100, le reste est souvent de l'oxygène.
L'opération inverse, de la formule à la composition centésimale, se fait avec le calculateur de masse moléculaire.
Vous avez trouvé la formule brute ? Dessinez les isomères possibles dans MolDraw pour vérifier quelle structure correspond à vos spectres.
Dessiner des isomères dans MolDrawQuestions fréquentes
Comment calculer une formule empirique à partir de la composition centésimale ?
Considérez les pourcentages comme des grammes dans un échantillon de 100 g, convertissez chacun en moles, divisez par la plus petite quantité de matière et arrondissez (ou multipliez) pour obtenir des nombres entiers.
Comment calculer la formule brute à partir de la formule empirique ?
Divisez la masse molaire du composé par la masse de la formule empirique pour obtenir n, puis multipliez chaque indice par n. CH2O (30,03) avec M = 180 donne n = 6, soit C6H12O6.
Quelle est la formule empirique d'un composé contenant 40,0 % de C, 6,70 % de H et 53,3 % de O ?
CH2O. Le rapport molaire est 3,33 : 6,65 : 3,33, ce qui se simplifie en 1 : 2 : 1.
Quelle est la formule empirique d'un composé contenant 64,8 % de C, 13,6 % de H et 21,6 % de O ?
C4H10O. Quantités de matière : C 5,40, H 13,5, O 1,35. La division par 1,35 donne 4 : 10 : 1.
Et si la somme des pourcentages ne fait pas 100 ?
Le calculateur accepte n'importe quelles quantités, car seul le rapport compte. Si un élément manque dans l'analyse (souvent l'oxygène), ajoutez-le en prenant 100 moins la somme.
La formule empirique et la formule brute peuvent-elles être identiques ?
Oui, lorsque n = 1. L'eau (H2O) et le dioxyde de carbone (CO2) en sont des exemples.
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