La formula molecolare indica il numero reale di atomi di ciascun elemento presenti in una molecola. Per il glucosio, per esempio, la scrittura
significa che una singola molecola contiene 6 atomi di carbonio, 12 atomi di idrogeno e 6 atomi di ossigeno. La formula non esprime solo una proporzione: esprime la composizione atomica effettiva della specie molecolare.
Nel linguaggio chimico la formula molecolare viene spesso chiamata anche formula bruta, soprattutto quando interessa soltanto la composizione globale e non la disposizione degli atomi. La precisazione è importante: una formula molecolare dice quanti atomi sono presenti, ma non dice come sono collegati, quale geometria hanno, quali gruppi funzionali compaiono o quale isomero si sta considerando.
Differenza rispetto alla formula empirica
La formula empirica riporta il rapporto intero minimo tra gli elementi. La formula molecolare, invece, riporta gli indici reali della molecola. Il glucosio ha formula molecolare
ma dividendo tutti gli indici per 6 si ottiene il rapporto minimo
Quindi la formula empirica del glucosio è \mathrm{CH_2O}, mentre la sua formula molecolare è \mathrm{C_6H_{12}O_6}. Per la formaldeide, invece, formula empirica e formula molecolare coincidono:
La stessa formula empirica può quindi corrispondere a molecole diverse. Per questo, nei problemi di stechiometria, composizione percentuale e massa molare devono essere usate insieme.
Relazione con la formula empirica
La formula molecolare è un multiplo intero della formula empirica:
Il coefficiente k si calcola confrontando la massa molare reale della molecola con la massa corrispondente alla formula empirica:
Il valore k deve essere un intero positivo, entro l’incertezza sperimentale. Se k=1, formula empirica e formula molecolare coincidono. Se k>1, la formula empirica è soltanto la versione ridotta ai minimi termini.
Per esempio, se la formula empirica è \mathrm{CH_2O} e la massa molare misurata è circa 180\,\mathrm{g\,mol^{-1}}, allora:
e quindi:
La formula molecolare è:
Che cosa comunica
La formula molecolare comunica tre informazioni operative:
- quali elementi sono presenti;
- quanti atomi di ciascun elemento compongono una molecola;
- quale massa molare deve essere coerente con quella composizione.
Per una formula generica
la massa molare si calcola sommando i contributi atomici:
Questo collegamento con la mole permette di passare dalla scala molecolare alla scala macroscopica: se si conosce la massa di campione e la massa molare, si ottiene la quantità di sostanza con
La formula molecolare, però, non comunica la struttura. La scrittura \mathrm{C_2H_6O} può indicare etanolo oppure dimetiletere: stessa composizione atomica, ma connettività diversa, proprietà diverse e reattività diversa. Questo è il punto di partenza dell’isomeria.
Esempi
| Composto | Formula molecolare | Formula empirica | Rapporto |
|---|---|---|---|
| Acqua | \displaystyle H_2O | \displaystyle H_2O | \displaystyle k=1 |
| Perossido di idrogeno | \displaystyle H_2O_2 | \displaystyle HO | \displaystyle k=2 |
| Benzene | \displaystyle C_6H_6 | \displaystyle CH | \displaystyle k=6 |
| Glucosio | \displaystyle C_6H_{12}O_6 | \displaystyle CH_2O | \displaystyle k=6 |
Questa tabella mostra perché non bisogna ridurre automaticamente una formula chimica. La formula \mathrm{H_2O_2} non va semplificata in \mathrm{HO} quando si vuole descrivere il perossido di idrogeno reale: \mathrm{HO} è il rapporto minimo, non la molecola.
Come si determina
Per determinare una formula molecolare servono due informazioni:
- la formula empirica, ottenuta da composizione percentuale, analisi elementare o analisi per combustione;
- la massa molare reale del composto, misurata per esempio con metodi colligativi, densità di vapore, spettrometria di massa o altre tecniche analitiche.
La procedura standard è:
- convertire le masse o le percentuali degli elementi in moli;
- dividere tutti i valori per il più piccolo;
- trasformare i rapporti in numeri interi per ottenere la formula empirica;
- calcolare la massa della formula empirica;
- dividere la massa molare reale per la massa empirica;
- moltiplicare tutti gli indici della formula empirica per k.
In forma compatta:
Se il rapporto non è vicino a un intero, non si forza l’arrotondamento: si ricontrollano dati sperimentali, masse atomiche, purezza del campione e ipotesi sulla massa molare.
Formula molecolare e struttura
La formula molecolare è un vincolo, non una struttura. Per trasformarla in una rappresentazione chimica completa servono informazioni aggiuntive:
- la struttura di Lewis mostra connettività e coppie elettroniche;
- il grado di insaturazione indica quanti anelli e legami multipli sono obbligati dalla formula;
- spettroscopia IR, NMR e massa aiutano a distinguere isomeri compatibili;
- la nomenclatura e la stereochimica precisano quale sostanza è effettivamente descritta.
Per una molecola organica contenente carbonio, idrogeno, azoto e alogeni, il grado di insaturazione può essere stimato dalla formula molecolare. In una forma comune:
dove C è il numero di atomi di carbonio, N quello di azoto, H quello di idrogeno e X il numero complessivo di alogeni. L’ossigeno non compare nel conteggio. Il risultato non identifica la struttura, ma restringe le possibilità.
Uso in laboratorio e in ingegneria
La formula molecolare è una grandezza di controllo in molte attività tecniche:
- in chimica analitica, collega analisi elementare, massa esatta e pattern isotopico;
- in sintesi organica, controlla se il prodotto isolato è compatibile con la reazione prevista;
- nell’industria farmaceutica, distingue sostanze con stessa massa approssimata ma composizione diversa;
- nei materiali polimerici, chiarisce la composizione dell’unita ripetitiva o del monomero;
- nella combustione, permette di bilanciare correttamente consumo di ossigeno e produzione di anidride carbonica e acqua.
Nei calcoli di processo la formula molecolare entra nei bilanci di materia. Per un composto generico \mathrm{C_aH_bO_c}, la combustione completa ideale richiede:
Una formula molecolare sbagliata produce subito coefficienti stechiometrici sbagliati, quindi portate, rese, aria teorica ed emissioni calcolate in modo errato.
Errori comuni
- Ridurre sempre gli indici ai minimi termini. Questo trasforma una formula molecolare in formula empirica e può cambiare il significato chimico della scrittura.
- Confondere formula molecolare e formula di struttura. Due composti possono avere la stessa formula molecolare ma essere sostanze diverse.
- Arrotondare k senza criterio. Un valore come 2{,}99 può essere compatibile con 3; un valore come 2{,}35 segnala quasi certamente dati o ipotesi incoerenti.
- Applicare il concetto a solidi ionici come se fossero molecole discrete. In composti ionici e reticoli estesi si parla più propriamente di unita formula, non di molecola isolata.
- Dimenticare idrati, solvatazione o sali. Formule come \mathrm{CuSO_4\cdot 5H_2O} includono acqua di cristallizzazione e non vanno semplificate come se descrivessero una molecola organica neutra.
- Usare masse molari approssimate in modo incompatibile con dati precisi. Se l’esperimento fornisce massa esatta, anche il confronto con la formula deve essere fatto con masse atomiche coerenti.
Vedi anche: formula empirica, mole, stechiometria, analisi per combustione, isomeria, struttura di Lewis, grado di insaturazione, spettrometria di massa, formule empiriche e molecolari: esercizi svolti.