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Calcolatore di formula empirica
In breve: calcolatore di formula empirica e molecolare: inserisci la composizione percentuale o i grammi e ottieni il rapporto più semplice tra numeri interi e la formula molecolare. È gratuito, funziona nel browser web e non richiede download.
Inserisci la composizione percentuale (o i grammi) di ogni elemento. Il calcolatore converte in moli, divide per il valore più piccolo, trova il rapporto tra numeri interi e, se indichi una massa molare, la formula molecolare. Ogni passaggio è mostrato.
Inserisci le percentuali in massa o i grammi di un'analisi. Non devono necessariamente sommare a 100.
Come usare il calcolatore di formula empirica
- Inserisci ogni elemento e la sua percentuale in massa (o i grammi trovati con l'analisi). Considera un campione di 100 g, quindi 40,0% di C significa 40,0 g di C.
- Il calcolatore divide ogni massa per la massa atomica dell'elemento per ottenere le moli.
- Divide ogni valore di moli per il più piccolo, poi moltiplica per 2, 3… se serve per arrivare a numeri interi (es. 1,5 → ×2).
- Facoltativamente, inserisci la massa molare del composto. n = massa molare ÷ massa della formula empirica dà la formula molecolare.
Esempi svolti
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
Empirica 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
(es. butanolo o etere dietilico, 74,12 g/mol)
69,94% Fe, 30,06% O
Fe 1,2524, O 1,8789 mol → 1 : 1,500
× 2 → 2 : 3
Fe2O3
Formula empirica vs formula molecolare
La formula empirica è il rapporto più semplice tra numeri interi degli atomi in un composto. La formula molecolare è il numero effettivo di atomi in una molecola, sempre un multiplo intero della prima. Il glucosio (C6H12O6), la formaldeide (CH2O) e l'acido acetico (C2H4O2) hanno tutti la formula empirica CH2O.
moli = massa ÷ massa atomica → rapporto = moli ÷ moli più piccole → n = M(composto) ÷ M(empirica)
Gestire rapporti che non sono numeri interi
| Il rapporto termina con circa… | Moltiplica tutto per |
|---|---|
| .5 | 2 |
| ,33 o ,67 | 3 |
| ,25 o ,75 | 4 |
| .2, .4, .6, .8 | 5 |
Piccole deviazioni (±0,1) derivano dagli arrotondamenti nei dati sperimentali e si eliminano arrotondando. Deviazioni grandi di solito indicano una percentuale sbagliata o un elemento mancante: se le percentuali sommano meno di 100, il resto è spesso ossigeno.
La direzione opposta, dalla formula alla composizione percentuale, si ottiene con il calcolatore di peso molecolare.
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Disegna isomeri in MolDrawDomande frequenti
Come si calcola una formula empirica dalla composizione percentuale?
Tratta le percentuali come grammi in un campione di 100 g, converti ciascuna in moli, dividi per il numero di moli più piccolo e arrotonda (o moltiplica) fino a ottenere numeri interi.
Come posso calcolare la formula molecolare dalla formula empirica?
Dividi la massa molare del composto per la massa della formula empirica per ottenere n, poi moltiplica ogni pedice per n. CH2O (30,03) con M = 180 dà n = 6, C6H12O6.
Qual è la formula empirica di un composto con il 40,0% di C, il 6,70% di H e il 53,3% di O?
CH2O. Il rapporto molare è 3,33 : 6,65 : 3,33, che si semplifica in 1 : 2 : 1.
Qual è la formula empirica di un composto con il 64,8% di C, il 13,6% di H e il 21,6% di O?
C4H10O. Moli: C 5,40, H 13,5, O 1,35. Dividendo per 1,35 si ottiene 4 : 10 : 1.
E se le percentuali non sommano a 100?
Il calcolatore funziona con qualsiasi quantità, perché conta solo il rapporto. Se un elemento manca dall'analisi (spesso l'ossigeno), aggiungilo come 100 meno la somma.
Formula empirica e formula molecolare possono coincidere?
Sì, quando n = 1. L'acqua (H2O) e l'anidride carbonica (CO2) ne sono esempi.
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