Section 6.2: Les formules empiriques et les formules moléculaires Formule moléculaire: Formule qui indique le nombre d’atomes de chaque élément dont est formée une molécule de composé. Ex. H2O2 (rapport entre les atomes d’oxygène et d’hydrogène est 2:2) Formule empirique: Formule qui représente le plus petit rapport entre les éléments d'un composé, exprimé en nombre entier. Ex. HO (rapport entre les atomes d’oxygène et d’hydrogène 1:1)

Dans certains cas la formule empirique et la même que la formule moléculaire. Ex. H2O Les composés ioniques n’ont qu’une seule configuration possible. On utilise donc leur formule empirique. Voir tableau 6.1 page 269 du manuel.

Déterminer la formule empirique et la formule moléculaire d’un composé chimique selon le pourcentage de composition Source: Apprentissage en ligne Ontario

EXEMPLE 1 : Déterminer la formule empirique (simple) Détermine la formule empirique d’un composé chimique dont la composition est de 80,04 % de carbone et de 19,96 % d’hydrogène. Étape 3 : Étape 2 : Étape 4 : Étape 1 : La formule empirique du composé chimique est CH3. Les indices d’une formule chimique doivent être des nombre entiers. Si l’indice se trouve à +/- 0,1 d’un nombre entier, il est permis de l’arrondir. Sinon, il faut multiplier les indices par un facteur approprié. Écris la formule en utilisant comme indices les nombres de moles calculés. Divise ensuite ces indices par le plus petit nombre de moles pour déterminer la formule empirique. Détermine le nombre de moles de chaque élément en utilisant la formule n = m/M. Le symbole M correspond à la masse molaire de l’élément. Suppose que la masse totale de l’échantillon est de 100 grammes. Convertis le pourcentage de composition en données de masse. m 80,04 g carbone → 80,04 g 80,04 % → n = = = 6,66 moles de carbone M 12,011 g/mol CONVERTIR CALCULER LE NOMBRE DE MOLES m 19,96 g hydrogène → 19,96 % 19,96 g → n = = = 19,80 moles d’hydrogène M 1,008 g/mol C H DÉTERMINER LA FORMULE EMPIRIQUE FINALISER LA FORMULE EMPIRIQUE 6,66 1 2,9 19,80 3 6,66 6,66

EXEMPLE 2 : Déterminer la formule empirique (complexe) Détermine la formule empirique d’un composé chimique dont la composition est de 43,6 % de phosphore et de 56,4 % d’oxygène. Étape 4 : Étape 3 : Étape 2 : Étape 1 : Les indices d’une formule chimique doivent être des nombre entiers. Si l’indice se trouve à +/- 0,1 d’un nombre entier, il est permis de l’arrondir. Sinon, il faut multiplier les indices par un facteur approprié. Suppose que la masse totale de l’échantillon est de 100 grammes. Convertis le pourcentage de composition en données de masse. Détermine le nombre de moles de chaque élément en utilisant la formule n = m/M. Le symbole M correspond à la masse molaire de l’élément. Écris la formule en utilisant comme indices les nombres de moles calculés. Divise ensuite ces indices par le plus petit nombre de moles pour déterminer la formule empirique. La formule empirique du composé chimique est P2O5. m 43,6 g phosphore → 43,6 % 43,6 g → n = = = 1,41 mole de phosphore M 30,974 g/mol CONVERTIR CALCULER LE NOMBRE DE MOLES m 56,4 g oxygène → 56,4 g 56,4 % → n = = = 3,53 moles d’oxygène M 15,999 g/mol ( P O ) 2 x DÉTERMINER LA FORMULE EMPIRIQUE FINALISER LA FORMULE EMPIRIQUE 1,41 1 2 2,5 3,53 5 1,41 1,41

Ce tableau peut t’aider à convertir les indices.

Exemple 3 page 272 du manuel

EXEMPLE 4 : Déterminer la formule moléculaire Détermine la formule moléculaire du xylène, un composé chimique dont la formule empirique est C4H5 et dont la masse molaire est de 106,0 g/mol. Étape 1 : Détermine la masse molaire de la formule empirique. M C4H5 = 4MC + 5MH = 4(12,011 g/mol) + 5(1,008 g/mol) = 53,084 g/mol Étape 2 : Divise la masse molaire de la formule moléculaire par la masse molaire de la formule empirique. Tu obtiendras ainsi un facteur de multiplication. 106,0 g/mol = 1,9968 ≈ 2 La masse molaire du composé est trouvée expérimentalement à l’aide d’un spectromètre de masse. 53,084 g/mol Étape 3 : Multiplie la formule empirique par le facteur. Tu obtiendras ainsi la formule moléculaire. ( C H ) 2 4 8 10 5 La formule moléculaire du xylène est C8H10.

Voir tableau de synthèse de comment déterminer les formules empirique et moléculaire. Page 276 du manuel. Vérifie tes connaissances: https://nouvelon.apprentissageelectroniqueontario.ca/d2l/lor/viewer/view.d2l?ou=8201&loIdentId=158696

Les hydrates et leur formules chimiques (page 277) Hydrate: Composé qui contient un nombre défini de molécules d’eau liées à chaque formule chimique. Ex. Le sulfate de calcium dihydraté (s) Chaque unité de formule a 2 molécules d’eau qui lui sont liées.

Les hydrates et leur formules chimiques (page 277) Anhydre: Composé à l’état solique qui n’est pas lié à des molécules d’eau. Ex. Le sulfate de calcium CaSO4 (s) La réactivité des 2 formes de ce composé chimique ne change pas. Cependant sa masse va changer.

Les hydrates et leur formules chimiques (page 277) La façon la plus simple de déterminer en laboratoire le nombre de molécules d’eau liées à l’échantillon est la suivante: Note la masse de l’hydrate. Chauffe-le afin de te débarrasser des molécules d’eau. Note la masse de l’échantillon anhydre. La différence de masse représente la masse de l’eau. Ceci te permettra de trouver le pourcentage massive de l’eau et donc la formule chimique de l’hydrate.

Exemple d’un problème portant sur les composés hydratés Source: Apprentissage électronique Ontario

Exemple d’un problème portant sur les composés hydratés (suite)

Applique tes nouvelles connaissances en faisant À toi de jouer! Applique tes nouvelles connaissances en faisant les exercices suivants: Page 270 #7,9 et 10 Page 273#32-33 Page 275#42-47 Page 278 # 51,52,53,55 et 56.