NexTutor
Dział CHE.1.2›Wzór empiryczny i rzeczywisty
CHE.1.2.3

Wzór empiryczny i rzeczywisty

Zamień skład procentowy na mole atomów, ustal najprostszy stosunek (wzór empiryczny), a z masy molowej wyznacz wzór rzeczywisty.

CHEMIA CKEObliczeniaWzór empirycznyWzór rzeczywisty⏱ ~35 min
⏱ ~35 min
Wzór empiryczny i rzeczywisty
1

Po tej lekcji będziesz umieć

1

Odróżnić wzór empiryczny od rzeczywistego

Empiryczny to najprostszy stosunek atomów; rzeczywisty to faktyczny skład cząsteczki.

2

Ustalić wzór empiryczny ze składu %

Zamieniasz procenty na mole atomów i szukasz najprostszego stosunku.

3

Sprowadzić stosunek do liczb całkowitych

Dzielisz przez najmniejszą liczbę, a w razie ułamków mnożysz.

4

Wyznaczyć wzór rzeczywisty

Porównujesz masę molową rzeczywistą z masą wzoru empirycznego.

5

Sprawdzić wynik kontrolą składu

Z gotowego wzoru liczysz zwrotnie skład procentowy i porównujesz z danymi.

2

Po co Ci to na maturze?

Zadania „ustal wzór związku" to klasyka arkuszy. CKE podaje skład procentowy albo dane z ważenia i pyta o wzór. Cała sztuka to zamienić procenty na mole atomów i znaleźć najprostszy stosunek — a gdy dana jest masa molowa, dołożyć krok do wzoru rzeczywistego.

Punktacja CKE

W tych zadaniach punkty przyznaje się osobno za: przeliczenie na mole, najprostszy stosunek, indeksy wzoru empirycznego, krotność i wzór rzeczywisty. Kontrola składu na końcu chroni przed utratą punktu za literówkę.

Jak CKE pyta o ten temat?

„Ustal wzór empiryczny/rzeczywisty związku o składzie…", „wyznacz wzór, znając masę molową", „wyznacz wzór z danych ważenia".

Na co uważać w zadaniu?

Czy pytają o wzór empiryczny, czy rzeczywisty — do rzeczywistego potrzebna jest masa molowa.

Najczęstsza pułapka

Porównywanie procentów masowych zamiast przeliczenia ich na mole atomów.

3

Intuicja chemiczna

Skład procentowy mówi, jaka część masy próbki przypada na dany pierwiastek. Wzór chemiczny opisuje jednak liczbę atomów — dlatego procentów nie porównuje się bezpośrednio. Najpierw dzielisz masę każdego pierwiastka przez jego masę molową, a dopiero wtedy porównujesz liczby moli.

Empiryczny vs rzeczywisty

Wzór empiryczny = najprostszy stosunek atomów (np. CH2O). Wzór rzeczywisty = empiryczny pomnożony przez całkowitą krotność, którą wyznaczasz z masy molowej (np. C6H12O6 = 6 × CH2O).

Słownictwo

Wielkości, symbole i jednostki

Wielkości, które prowadzą od składu próbki do wzoru:

WielkośćSymbolJednostka / znaczenie
udział masowyw% lub ułamek
masa pierwiastkamg
liczba molinmol
masa molowaMg/mol
masa wzoru empirycznegoM(emp.)g/mol
masa molowa związkuM(rzecz.)g/mol
krotnośćkliczba całkowita
indeks stechiometrycznyxliczba całkowita we wzorze
Stosunek atomowy i krotność są bezwymiarowe — jednostki (g, g/mol) znikają, gdy dzielisz masy przez masy molowe.
5

Modele, założenia i reguły

Stała procedura ustalania wzoru:

  1. Przy składzie procentowym przyjmij próbkę 100 g.
  2. Zamień procenty na masy w gramach.
  3. Dla każdego pierwiastka oblicz n = m / M.
  4. Podziel wszystkie wyniki przez najmniejszą liczbę moli.
  5. Rozpoznaj typowe ułamki i pomnóż cały stosunek: 1,5 → ×2; 1,33 → ×3; 1,25 → ×4; 1,67 → ×3.
  6. Zapisz najmniejsze całkowite indeksy (wzór empiryczny).
  7. Oblicz masę molową wzoru empirycznego M(emp.).
  8. Wyznacz krotność k = M(rzecz.) / M(emp.).
  9. Pomnóż indeksy przez k (wzór rzeczywisty).
  10. Sprawdź wynik, obliczając zwrotnie skład procentowy.

1,5

×2 → 3

1,33

×3 → 4

1,25

×4 → 5

1,67

×3 → 5

2,5

×2 → 5

6

Od próbki do wzoru związku

Cała lekcja to jeden łańcuch: skład procentowy (lub dane z ważenia) → masy → mole → najprostszy stosunek → wzór empiryczny → krotność → wzór rzeczywisty → kontrola. Główna figura pokazuje ten proces na przykładzie CH2O → C6H12O6:

Wzór empiryczny i rzeczywisty — od składu procentowego, przez mole i najprostszy stosunek, po wzór rzeczywisty i kontrolę składuOtwórz figurę w nowej karcie ⤢

Wzór empiryczny

Najprostszy stosunek liczby atomów pierwiastków.

wyznaczasz go z samego składu procentowego.

Wzór rzeczywisty

Rzeczywisty skład cząsteczki — empiryczny lub jego całkowita wielokrotność.

potrzebujesz dodatkowo masy molowej.

7

Teoria: zależności, równania i interpretacje

Zależności, które łączą skład, mole i wzór:

  • liczba moli pierwiastka: n(i) = m(i) / M(i); dla próbki 100 g masa m(i) = w(i) gramów;
  • krotność wzoru: k = M(rzecz.) / M(emp.);
  • wzór rzeczywisty: (wzór empiryczny) pomnożony przez k;
  • kontrola składu: w(i) = x(i) · M(i) / M(związku) · 100%, gdzie x(i) to liczba atomów pierwiastka we wzorze.

Sam algorytm ustalania wzoru empirycznego krok po kroku:

1

Przyjmij 100 g związku

procenty stają się gramami
2

Policz mole każdego pierwiastka

n = masa / masa atomowa
3

Podziel przez najmniejszą liczbę moli

dostajesz stosunek atomowy
4

Zamień na liczby całkowite

jeśli ułamki (1 : 1,5), pomnóż (×2 → 2 : 3)
5

Zapisz wzór empiryczny

liczby całkowite to indeksy
Uwaga: wzór rzeczywisty podaje liczbę atomów, ale nie ich połączenie ani izomerię (to wzór strukturalny). Dla kryształów jonowych i hydratów interpretuje się jednostki formalne / cząsteczki wody krystalizacyjnej osobno.
8

Solver chemiczny

1

Odczytaj dane i szukane

skład % lub masy z ważenia
2

Przyjmij 100 g lub użyj podanych mas

zamień procenty na gramy
3

Oblicz mole każdego pierwiastka

n = m / M
4

Podziel przez najmniejszą wartość

stosunek atomowy
5

Usuń ułamki ze stosunku

pomnóż cały stosunek
6

Zapisz wzór empiryczny

całkowite indeksy
7

Oblicz M(emp.) i krotność k

k = M(rzecz.) / M(emp.)
8

Zapisz wzór rzeczywisty

indeksy × k
9

Sprawdź skład procentowy

zwrotnie, i oceń sens chemiczny
9

Doświadczenie: wyznaczenie wzoru tlenku magnezu

Cel: ustalić stosunek molowy Mg : O z wyników ważenia.

Sprzęt i materiały: tygiel z pokrywką, waga laboratoryjna, wstążka magnezowa, szczypce do tygla, bezpieczne źródło ogrzewania.

Procedura:

  1. Zważ pusty tygiel z pokrywką.
  2. Umieść magnez w tyglu i ponownie zważ (masa Mg = różnica).
  3. Ogrzewaj zgodnie z instrukcją nauczyciela, aż magnez przereaguje.
  4. Po ostudzeniu zważ tygiel z produktem.
  5. Oblicz przyrost masy — to masa przyłączonego tlenu.
  6. Przelicz masy Mg i O na mole i ustal najprostszy stosunek.

Obserwacja: masa produktu jest większa od początkowej masy magnezu.

Wniosek: magnez połączył się z tlenem; stosunek molowy Mg : O wychodzi w przybliżeniu 1 : 1, co daje wzór MgO.

Bezpieczeństwo: doświadczenie wykonuje nauczyciel lub uczeń pod nadzorem; nie patrz bezpośrednio na intensywnie świecący magnez; gorący tygiel przenoś szczypcami.
10

Przykład rozwiązany — od składu % do wzoru rzeczywistego

Zadanie. Związek zawiera 40,0% C, 6,7% H i 53,3% O; jego masa molowa to 180 g/mol. Ustal wzór empiryczny i rzeczywisty. (C = 12, H = 1, O = 16.)

Rozwiązanie krok po kroku

Danew 100 g: 40,0 g C, 6,7 g H, 53,3 g O; M(rzecz.) = 180 g/mol
MoleC: 40,0/12 = 3,33; H: 6,7/1 = 6,7; O: 53,3/16 = 3,33
Stosunek3,33 : 6,7 : 3,33 = 1 : 2 : 1
Wynik (empiryczny)CH₂O; M(emp.) = 30 g/mol
Krotnośćk = 180 / 30 = 6
Wynik (rzeczywisty)(CH₂O)₆ = C₆H₁₂O₆ (glukoza)

Kontrola składu dla CH2O (M = 30 g/mol): w(C) = 12/30·100% = 40,0%; w(H) = 2/30·100% ≈ 6,7%; w(O) = 16/30·100% ≈ 53,3%. Zgadza się z danymi — wzór jest poprawny.

Krotność musi być całkowita

k = M(rzecz.)/M(emp.) wychodzi liczbą całkowitą (1, 2, 3…). Jeśli wyjdzie „prawie" całkowita (5,9 lub 6,1), to 6 — drobne odchylenie to efekt zaokrągleń po drodze.

11

Mini-praktyka CKE

Poziom: PP + PRCzas: 10–12 minUmiejętność: ustalanie wzorów + dane z ważenia
1

Tlenek żelaza zawiera 70% Fe i 30% O. Ustal wzór empiryczny. (Fe = 56, O = 16.)

Pokaż odpowiedź

Model. Fe: 70/56 = 1,25; O: 30/16 = 1,875. Dzielę przez 1,25: 1 : 1,5, mnożę ×2 → 2 : 3. Wzór: Fe2O3.

2

Wzór empiryczny to CH2, a masa molowa 42 g/mol. Podaj wzór rzeczywisty. (M(CH2) = 14.)

Pokaż odpowiedź

Model. k = 42/14 = 3, więc (CH2)3 = C3H6.

3

Czy z samego składu procentowego można podać wzór rzeczywisty? Uzasadnij.

Pokaż odpowiedź

Model. Nie — z samego składu % wyznacza się tylko wzór empiryczny (stosunek atomów). Do rzeczywistego potrzebna jest masa molowa, bo to ona ustala krotność.

4

Podczas ogrzewania próbki metalu jej masa wzrosła z 2,40 g do 3,20 g (powstał tlenek). Masa molowa metalu wynosi 48,0 g/mol. (a) Masa tlenu [1 pkt]. (b) Mole metalu [1 pkt]. (c) Mole tlenu [1 pkt]. (d) Najprostszy stosunek [1 pkt]. (e) Wzór empiryczny [1 pkt]. (f) Sprawdź stosunek mas [1 pkt].

Pokaż odpowiedź

Model. (a) m(O) = 3,20 − 2,40 = 0,80 g. (b) n(metal) = 2,40/48,0 = 0,050 mol. (c) n(O) = 0,80/16 = 0,050 mol. (d) 0,050 : 0,050 = 1 : 1. (e) wzór MO. (f) M(MO) = 48 + 16 = 64 g/mol; w(metal) = 48/64 = 75%, w(O) = 16/64 = 25%. W próbce: metal 2,40/3,20 = 75%, tlen 0,80/3,20 = 25% — zgadza się.

5

Po ustaleniu wzoru empirycznego jak sprawdzisz, czy jest poprawny?

Pokaż odpowiedź

Model. Oblicz zwrotnie skład procentowy z wzoru: w(i) = x(i)·M(i)/M(związku)·100% i porównaj z danymi zadania. Zgodność potwierdza wzór.

12

Częste błędy

Porównuję procenty masowe wprost.

Najpierw zamień je na mole atomów (procent / masa atomowa).

Zostawiam ułamkowy stosunek jako wzór.

Pomnóż stosunek, aż uzyskasz liczby całkowite (1 : 1,5 → 2 : 3).

Mylę wzór empiryczny z rzeczywistym.

Empiryczny to najprostszy stosunek; rzeczywisty bywa jego wielokrotnością.

Wyznaczam wzór rzeczywisty bez masy molowej.

Bez M(rzecz.) ustalisz tylko empiryczny.

Dzielę przez złą liczbę.

Do sprowadzenia stosunku dziel przez najmniejszą liczbę moli.

Mechanicznie zaokrąglam każdą wartość.

Rozpoznaj typowy ułamek (1,5; 1,33; 1,25) i pomnóż cały stosunek — nie zaokrąglaj „na siłę".

Pokaż więcej błędów (1)

Nie sprawdzam wyniku.

Policz zwrotnie skład procentowy z wzoru i porównaj z danymi.

13

Powtórka w 30 sekund

Empiryczny

najprostszy stosunek

Rzeczywisty

wielokrotność empirycznego

Procenty

dziel przez masy atomowe

Ułamki

pomnóż do całkowitych

Kontrola

zwrotny skład %

Jeśli zapamiętasz jedno

Skład procentowy zamień na mole atomów, sprowadź do najprostszego stosunku (wzór empiryczny), a masa molowa powie, ile razy powtórzyć go do rzeczywistego. Na końcu sprawdź skład zwrotnie.

14

Kluczowe pojęcia

Wzór empiryczny

Najprostszy stosunek liczby atomów pierwiastków w związku.

bez jednostkize składu %

Wzór rzeczywisty

Rzeczywisty skład cząsteczki — empiryczny lub jego całkowita wielokrotność.

potrzebna masa molowa

Skład procentowy

Udział masowy pierwiastków w związku (w procentach).

% masowedane wejściowe

Krotność (k)

Ile razy wzór empiryczny mieści się w rzeczywistym: k = M(rzecz.) / M(emp.).

liczba całkowita

Masa wzoru empirycznego

Suma mas atomowych atomów w wzorze empirycznym.

g/moldo wyznaczenia krotności

Kontrola składu

Zwrotne obliczenie udziału procentowego z wzoru w celu sprawdzenia wyniku.

15

Sprawdź się i przećwicz

Utrwal zamianę składu procentowego na mole atomów, przejście empiryczny → rzeczywisty i kontrolę składu — a potem sprawdź się jak na egzaminie.

15–30 min

Sprawdzian z lekcji

Zadania: ustal wzór empiryczny i rzeczywisty ze składu % oraz masy molowej, także z danych ważenia.

Zrób sprawdzian
krok po kroku

Zbiór zadań z chemii

Więcej zadań krok po kroku: skład procentowy, mole atomów, krotność i kontrola wyniku.

Otwórz zbiór zadań
120–180 min

Matura próbna z chemii

Pełny arkusz w trybie maturalnym z chemii.

Otwórz maturę próbną
16

Źródła, format CKE i materiały ZPE

Podstawa programowa MEN

MEN 2023 / dział I

Chemia, dział I — ustalanie wzoru empirycznego i rzeczywistego związku (nieorganicznego i organicznego) ze składu procentowego i masy molowej.

Format CKE

matura PP+PR / ustalanie wzorów

Zadania: skład procentowy / dane z ważenia → mole atomów → najprostszy stosunek → wzór; kontrola składu. Punktacja składowa.

wzór empirycznywzór rzeczywistyskład procentowymole atomówkrotnośćmatura chemia

Źródła: MEN — podstawa programowa (dział I); CKE — informator maturalny i arkusze (ustalanie wzorów); ZPE — Jak ustalić wzór empiryczny i rzeczywisty, ćwiczenia, film edukacyjny.

W tej lekcji

Postęp:6%
Zbiór zadańkrok po kroku Matura próbnaarkusz
← Poprzednia lekcjaNastępna lekcja →