Molekylformel – så räknar du från empirisk formel

En molekylformel visar hur många atomer av varje grundämne som finns i en molekyl. Vatten har molekylformeln H₂O och glukos C₆H₁₂O₆.

En empirisk formel visar i stället det enklaste heltalsförhållandet mellan grundämnena. För glukos är den empiriska formeln CH₂O.

Molekylformel och empirisk formel

Skillnaden syns tydligt i väteperoxid:

• molekylformel: H₂O₂,
• empirisk formel: HO.

För en molekylär förening är molekylformeln en heltalsmultipel av den empiriska formeln:

molekylformel = (empirisk formel)_n

där n är ett positivt heltal.

Så bestämmer du molekylformeln

Om den empiriska formeln och ämnets molmassa är kända kan molekylformeln bestämmas i tre steg.

1. Beräkna massan för den empiriska formeln

För CH₂O använder vi ungefärliga atommassor: C 12,01, H 1,008 och O 16,00.

Summan blir cirka 30,03 g/mol när formeln behandlas som en hypotetisk mol av empiriska formelenheter.

2. Jämför med föreningens molmassa

Om den verkliga molmassan är ungefär 180,16 g/mol blir n = 180,16 / 30,03 ≈ 6.

3. Multiplicera alla index med n

CH₂O × 6 ger C₆H₁₂O₆.

Hur får man fram den empiriska formeln?

Om en uppgift ger massprocent eller massor av grundämnen behöver den empiriska formeln bestämmas först.

1. Anta eller använd givna massor.
2. Omvandla varje massa till substansmängd i mol.
3. Dividera alla moltal med det minsta.
4. Justera förhållandet till små heltal om data stödjer det.
5. Skriv den empiriska formeln.

Vid massprocent är det ofta praktiskt att tänka sig ett prov på 100 gram. Då motsvarar procenttalen direkt gram innan omvandlingen till mol.

Ett exempel från massprocent

Anta att ett ämne består av ungefär 40,0 procent kol, 6,7 procent väte och 53,3 procent syre.

I ett tänkt 100-gramsprov blir det 40,0 g C, 6,7 g H och 53,3 g O. Dividerat med respektive molmassa blir det ungefär 3,33 mol C, 6,65 mol H och 3,33 mol O.

Dividerar man allt med 3,33 blir förhållandet nära 1 : 2 : 1. Den empiriska formeln är därför CH₂O.

Först när även föreningens molmassa är känd kan man avgöra om molekylformeln är CH₂O, C₂H₄O₂, C₆H₁₂O₆ eller någon annan heltalsmultipel.

Vad gör man om förhållandet inte blir heltal?

Experimentella data ger sällan exakta heltal. Ett värde nära 1,99 kan ofta tolkas som 2 om mätosäkerheten motiverar det.

Värden nära enkla bråk kan behöva multipliceras: 1 : 1,5 blir 2 : 3, 1 : 1,33 blir ungefär 3 : 4 och 1 : 1,25 blir 4 : 5.

Man ska däremot inte mekaniskt avrunda 1,50 till 2. Då skulle atomförhållandet bli fel.

Hur bestäms molmassan experimentellt?

I moderna laboratorier kan masspektrometri ge mycket noggrann information om molekylers massa och isotopsammansättning. För gaser och andra ämnen finns även andra fysikaliska metoder.

I skoluppgifter är molmassan normalt given. Poängen är att den måste komma från en oberoende mätning eller uppgift; elementaranalysen ensam ger bara det enklaste atomförhållandet.

Förbränningsanalys kan ge grundämnesförhållandet

För organiska ämnen kan mängden kol och väte bestämmas indirekt genom fullständig förbränning. Kol hamnar då i koldioxid och väte i vatten.

Genom att mäta mängden CO₂ och H₂O kan man räkna bakåt till mol kol och väte i provet. Om ämnet även innehåller syre kan syrehalten i vissa skolproblem bestämmas som skillnaden mellan provets totala massa och massan av övriga bestämda grundämnen.

Även här leder analysen först till en empirisk formel. Molekylformeln kräver fortfarande molmassan.

Är alla kemiska formler molekylformler?

Nej. Jonföreningar som fast natriumklorid består av kristallgitter, inte av avgränsade NaCl-molekyler.

Formeln NaCl anger då den enklaste proportionen mellan natrium- och kloridjoner och brukar beskrivas som en formelenhet.

Samma försiktighet behövs för nätverksföreningar som kiseldioxid, SiO₂, där formeln anger sammansättning men inte en diskret liten SiO₂-molekyl i kristallen.

Molekylformeln visar inte strukturen

Två olika ämnen kan ha samma molekylformel men olika struktur. De kallas isomerer.

Etanol och dimetyleter har båda molekylformeln C₂H₆O men atomerna sitter ihop på olika sätt. Därför får ämnena olika fysikaliska och kemiska egenskaper.

För att visa bindningarna behövs en strukturformel, streckformel eller annan strukturbeskrivning.

Vad är skillnaden mot summaformel?

I svensk kemi används summaformel ofta som ett bredare ord för en formel som anger vilka atomslag och hur många av varje som ingår.

För en diskret molekyl kan summaformeln alltså vara dess molekylformel. För ett salt används samma typ av symbolskrivning, men då beskriver formeln jonförhållandet snarare än en molekyl.

Det är därför sammanhanget som avgör hur formeln ska tolkas.

Molmassa och molekylmassa

Molmassa anger massan per mol och har enhet g/mol eller kg/mol.

En enskild molekyls massa kan anges i dalton, Da, eller atommassenheten u. Den relativa molekylmassan är däremot dimensionslös.

De numeriska värdena blir nära besläktade när samma isotopmedelvärden används, men storheterna och enheterna är inte identiska.

Vanliga fel i uppgifter

• att blanda ihop empirisk formel och molekylformel,
• att dividera med fel molmassa,
• att avrunda ett mol-förhållande för tidigt,
• att glömma multiplicera alla index med n,
• att kalla NaCl en molekyl i ett saltkristallgitter.

Kort exempel

Anta att en förening har empirisk formel NO₂. Dess empiriska formelmassa är ungefär 46,0 g/mol. Om föreningens molmassa är cirka 92,0 g/mol blir n = 2.

Molekylformeln blir då N₂O₄.

Grundidén är alltså enkel: bestäm först minsta atomförhållande och använd sedan molmassan för att avgöra hur många sådana empiriska enheter som ryms i den verkliga molekylen.