Calcul formule brute et formule empirique
Ce calcul formule brute suit la méthode d’OpenStax Chemistry : moles de chaque élément, division par la plus petite, nombres entiers. La nicotine à 74,02 % de C, 8,710 % de H et 17,27 % de N donne la formule empirique C5H7N ; avec la masse molaire 162,28 g/mol, la formule brute est C10H14N2.
Source : OpenStax, Chemistry 2e, section 3.2 “Determining Empirical and Molecular Formulas” (Examples 3.11–3.13: hematite Fe2O3, CO2 from 27.29 % C, nicotine C5H7N → C10H14N2; Cl2O7, N2O5, caffeine C8H10N4O2) (read 09.10.2026). Mise à jour : .
Comment le calcul est fait
Trois étapes de la composition à la formule empirique : (1) diviser chaque masse par la masse atomique pour obtenir les moles, (2) diviser toutes les quantités par la plus petite, (3) s’il reste un rapport comme 1,5, tout multiplier par le plus petit entier qui le rend entier. Les pourcentages se traitent de la même façon : ce sont les grammes dans 100 g d’échantillon.
Exemples (lignes 1 à 5 d’OpenStax Chemistry 2e)
| Données | Rapport molaire | Formule empirique | Masse molaire | Formule brute |
|---|---|---|---|---|
| Fe 34,97 g, O 15,03 g | 1 : 1,500 | Fe2O3 | – | – |
| C 27,29 %, O 72,71 % | 1 : 2,000 | CO2 | – | – |
| N 0,130 g, O 0,370 g | 1 : 2,492 | N2O5 | – | – |
| C 74,02 %, H 8,710 %, N 17,27 % | 4,998 : 7,008 : 1 | C5H7N | 162,28 g/mol | C10H14N2 |
| C 49,47 %, H 5,201 %, N 28,84 %, O 16,48 % | 3,999 : 5,009 : 1,999 : 1 | C4H5N2O | 194,2 g/mol | C8H10N4O2 |
| C 40,0 %, H 6,71 %, O 53,3 % | 1 : 1,999 : 1 | CH2O | 180,16 g/mol | C6H12O6 |
De la formule empirique à la formule brute
La formule brute (moléculaire) est un multiple entier de la formule empirique : n = masse molaire ÷ masse de la formule empirique. Pour la nicotine (C5H7N), la masse de formule vaut 81,118 g/mol ; 162,28 ÷ 81,118 = 2,0005, d’où C10H14N2. OpenStax tire la masse molaire de 40,57 g = 0,2500 mol. Les masses atomiques sont les masses standard de l’IUPAC (C 12,011, H 1,0080, N 14,007, O 15,999, Fe 55,845). Le chemin inverse, des formules aux pourcentages, se fait avec le calcul composition centésimale ; la masse molaire d’une formule avec le calcul masse molaire.
Questions fréquentes
Comment trouver la formule empirique à partir des pourcentages ?
Prendre les pourcentages comme grammes dans 100 g, convertir en moles et diviser par la plus petite. 27,29 % de C et 72,71 % de O donnent 2,272 et 4,545 mol, rapport 1 : 2, donc CO2.
Et si le rapport n’est pas entier ?
Multiplier tous les rapports par le même petit entier : 1 : 1,5 devient 2 : 3 (Fe2O3), 1 : 3,5 devient 2 : 7 (Cl2O7), 1,33 demande un facteur 3.
Comment obtenir la formule brute ?
Diviser la masse molaire par la masse de la formule empirique et multiplier les indices : 180,16 ÷ 30,026 = 6, CH2O × 6 = C6H12O6.
Puis-je saisir des grammes au lieu de pourcentages ?
Oui. Fe 34,97 O 15,03 (grammes d’hématite) donne le même Fe2O3.
Quelles masses atomiques sont utilisées ?
Les masses atomiques standard de la commission IUPAC CIAAW, par ex. C 12,011, H 1,0080, O 15,999. Avec des valeurs arrondies, le dernier chiffre des rapports peut différer.
La formule empirique est-elle toujours la formule brute ?
Non. Pour CO2 et Fe2O3 oui, mais le glucose C6H12O6 a pour formule empirique CH2O.
Sources et références juridiques
- OpenStax, Chemistry 2e, section 3.2 “Determining Empirical and Molecular Formulas” (Examples 3.11–3.13: hematite Fe2O3, CO2 from 27.29 % C, nicotine C5H7N → C10H14N2; Cl2O7, N2O5, caffeine C8H10N4O2) (read 09.10.2026)
- IUPAC CIAAW – Abridged Standard Atomic Weights (Atomic Weights 2021, revised 2024), as used by the molar mass calculator (checked 09.10.2026)
Dernière mise à jour : · Principes éditoriaux
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