Wzór empiryczny i rzeczywisty związku chemicznego

W chemii trzeba odróżniać wzór empiryczny od wzoru rzeczywistego. Wzór empiryczny pokazuje najprostszy stosunek liczby atomów poszczególnych pierwiastków w związku. Nie mówi jeszcze, ile dokładnie atomów znajduje się w jednej cząsteczce, ale pokazuje ich proporcję. Przykładowo zapis $CH_2O$ oznacza, że na jeden atom węgla przypadają dwa atomy wodoru i jeden atom tlenu.

Wzór rzeczywisty podaje już rzeczywistą liczbę atomów każdego pierwiastka w cząsteczce. Może być taki sam jak empiryczny, ale często jest jego wielokrotnością. Dla glukozy wzór empiryczny to $CH_2O$, natomiast wzór rzeczywisty to $C_6H_{12}O_6$.

Zależność między nimi jest prosta: wzór rzeczywisty powstaje przez pomnożenie wszystkich indeksów we wzorze empirycznym przez tę samą liczbę całkowitą. Dlatego w zadaniach najpierw zwykle ustala się stosunek molowy atomów, a dopiero potem, jeśli podano masę molową, przechodzi się do wzoru rzeczywistego.

Najczęściej w zadaniach podany jest skład procentowy albo masy pierwiastków tworzących związek. Celem jest wtedy obliczenie liczby moli atomów każdego pierwiastka i zapisanie ich w najprostszej proporcji.

Najwygodniejsza metoda przy składzie procentowym to założenie, że badana próbka ma masę $100\,g$. Wtedy wartości procentowe można odczytać bezpośrednio jako masy w gramach. Jeśli związek zawiera $40\%$ węgla, $6{,}7\%$ wodoru i $53{,}3\%$ tlenu, to w próbce $100\,g$ znajduje się odpowiednio $40\,g$ C, $6{,}7\,g$ H i $53{,}3\,g$ O.

Następnie dla każdego pierwiastka oblicza się liczbę moli według zależności $n=\frac{m}{M}$. Otrzymane wartości trzeba podzielić przez najmniejszą z nich, aby uzyskać najprostszy stosunek moli. Jeśli po tym etapie otrzymasz np. $1:2:1$, to wzór empiryczny ma postać $CH_2O$.

• zamień procenty lub podane masy na gramy
• oblicz liczbę moli każdego pierwiastka
• podziel wszystkie wyniki przez najmniejszą wartość
• jeśli trzeba, usuń ułamki przez pomnożenie całego stosunku przez tę samą liczbę
• zapisz wzór z najmniejszymi indeksami całkowitymi

W praktyce po podzieleniu liczby moli przez najmniejszą wartość nie zawsze od razu wychodzą liczby całkowite. Często pojawiają się wyniki takie jak $1:1{,}5$, $1:2{,}5$ albo $1:1:1{,}5$. To nie jest jeszcze końcowy wynik, ponieważ indeksy stechiometryczne we wzorze chemicznym muszą być całkowite.

W takiej sytuacji należy pomnożyć cały stosunek przez odpowiednią liczbę, aby zlikwidować ułamki. Na przykład:

• $1:1{,}5$ mnożymy przez $2$, otrzymując $2:3$
• $1:2{,}5$ mnożymy przez $2$, otrzymując $2:5$
• $1:1:1{,}5$ mnożymy przez $2$, otrzymując $2:2:3$

Nie należy pochopnie zaokrąglać wyników, jeśli nie są one bardzo bliskie liczbie całkowitej. Trzeba zachować właściwą proporcję molową. To ważne szczególnie w zadaniach maturalnych, gdzie niewielki błąd rachunkowy może prowadzić do całkowicie błędnego wzoru.

Aby ustalić wzór rzeczywisty, sam wzór empiryczny nie wystarcza. Potrzebna jest jeszcze masa molowa związku. Najpierw oblicza się masę molową wzoru empirycznego, sumując masy molowe atomowe wszystkich pierwiastków zgodnie z jego zapisem.

Potem wyznacza się współczynnik:

$$n=\frac{M_{rz}}{M_{emp}}$$

gdzie $M_{rz}$ oznacza masę molową związku, a $M_{emp}$ masę molową odpowiadającą wzorowi empirycznemu.

Jeżeli otrzymasz liczbę całkowitą, oznacza ona, ile razy trzeba pomnożyć wszystkie indeksy we wzorze empirycznym. Dla wzoru empirycznego $CH_2O$ masa molowa wynosi $12+2\cdot 1+16=30\,g/mol$. Jeśli związek ma masę molową $180\,g/mol$, to $n=\frac{180}{30}=6$. Ostatecznie wzór rzeczywisty to $C_6H_{12}O_6$.

Zdarza się też, że wzór empiryczny i rzeczywisty są identyczne. Dzieje się tak wtedy, gdy $n=1$. Oznacza to, że najprostsza proporcja atomów jest zarazem rzeczywistym składem cząsteczki.

W liceum spotyka się kilka typowych wersji zadań. W jednej podany jest skład procentowy i masa molowa — wtedy trzeba najpierw wyznaczyć wzór empiryczny, a potem rzeczywisty. W innej podane są bezpośrednio masy pierwiastków w próbce, więc etap z przyjmowaniem $100\,g$ nie jest potrzebny. Bywają też zadania, w których trzeba samodzielnie obliczyć masę molową wzoru empirycznego i porównać ją z podaną wartością.

Najczęstsze błędy to:

• pomijanie przeliczenia gramów na mole
• układanie wzoru od razu z mas zamiast ze stosunku moli
• pozostawianie ułamkowych indeksów
• brak uproszczenia do najmniejszych liczb całkowitych
• mylenie wzoru empirycznego z rzeczywistym
• błędne obliczenie masy molowej wzoru empirycznego

W zadaniach egzaminacyjnych warto pilnować kolejności działań. Najpierw ustala się stosunek molowy, potem wzór empiryczny, a dopiero na końcu — jeśli są dane o masie molowej — wyznacza się wzór rzeczywisty. Taki uporządkowany schemat zmniejsza ryzyko pomyłki i ułatwia kontrolę wyniku.