Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Fórmula empírica e molecular


O mundo da química nos oferece uma maneira sistemática de entender a composição e a estrutura das substâncias. Dois conceitos importantes nesse entendimento são a fórmula empírica e a fórmula molecular. Essas fórmulas nos ajudam a conhecer os elementos presentes no composto e suas proporções. Vamos dar uma olhada mais profunda em cada um desses conceitos para entender sua importância na química.

Entendendo a fórmula empírica

A fórmula empírica de um composto fornece a proporção mais simples de números inteiros de átomos de cada elemento presente no composto. Ela não mostra o número real de átomos, mas a proporção mais simples dos elementos.

Por exemplo, a fórmula molecular do composto etileno é C 2 H 4 A razão de átomos de carbono para átomos de hidrogênio é 1:2, então sua fórmula empírica é CH 2.

Para representar visualmente a fórmula empírica, imagine um simples quadrado representando cada átomo, onde os átomos de carbono são pretos e os átomos de hidrogênio são brancos:

    CHH
    ,

Cada quadrado preto é um átomo de carbono e cada quadrado branco é um átomo de hidrogênio, representando sua estrutura básica em sua forma mais simples.

Passos para determinar a fórmula empírica

Siga estes passos para encontrar a fórmula empírica de um composto:

  1. Determine a massa (em gramas) de cada elemento presente no composto.
  2. Converta essas massas em mols usando suas massas atômicas da tabela periódica.
  3. Divida o valor em mols de cada elemento pelo menor valor em mols obtido em seus cálculos.
  4. Se necessário, multiplique esses números por inteiros para obter números inteiros. Isso dá os números subscritos para cada elemento na fórmula empírica.

Exemplo de cálculo

Suponha que temos um composto que contém 40,0% de carbono, 6,7% de hidrogênio e 53,3% de oxigênio em massa. Vamos encontrar sua fórmula empírica:

  1. Vamos supor que temos 100 gramas do composto. Assim, temos 40,0 gramas de carbono, 6,7 gramas de hidrogênio e 53,3 gramas de oxigênio.
  2. Converta essas massas em mols:
    • Carbono: 40,0 div 12,01 approx 3,33 mols
    • Hidrogênio: 6,7 div 1,008 approx 6,65 mols
    • Oxigênio: 53,3 div 16,00 approx 3,33 mol
  3. Divida cada valor em mols pelo menor número de mols, que é 3,33:
    • Carbono: 3,33 div 3,33 = 1
    • Hidrogênio: 6,65 div 3,33 approx 2
    • Oxigênio: 3,33 div 3,33 = 1
  4. Assim, a fórmula empírica é CH 2 O

Entendendo a fórmula molecular

A fórmula molecular mostra o número real de cada tipo de átomo na molécula. Enquanto a fórmula empírica fornece a proporção mais simples, a fórmula molecular exibe a composição real da molécula, fornecendo informações mais detalhadas sobre sua estrutura.

Uma fórmula molecular é um múltiplo inteiro de sua fórmula empírica. Por exemplo, a fórmula molecular do peróxido de hidrogênio é H 2 O 2, e sua fórmula empírica é HO. Isso significa que a fórmula molecular é um múltiplo inteiro da fórmula empírica.

A fórmula molecular também pode ser vista com quadrados representando os átomos. Em H 2 O 2, temos:

    huh

Passos para determinar a fórmula molecular

Para encontrar a fórmula molecular, você precisará de duas informações: a fórmula empírica do composto e a massa molar. Aqui estão os passos:

  1. Calcule a massa pela fórmula empírica.
  2. Divida a massa molar do composto pela massa da fórmula empírica para obter um número inteiro que é um múltiplo da fórmula empírica.
  3. Multiplique os números subscritos na fórmula empírica por esse fator para obter a fórmula molecular.

Exemplo de cálculo

Dado que a fórmula empírica de um composto é CH e sua massa molar é 78 g/mol, encontre a fórmula molecular:

  1. Calcule a massa da fórmula empírica CH: 12,01 + 1,01 = 13,02 g/mol.
  2. Divida a massa molar do composto pela massa da fórmula empírica: 78 div 13,02 approx 6.
  3. Multiplique os números subscritos na fórmula empírica por 6:
    • A fórmula molecular é C 6 H 6.

Exemplos visuais de fórmulas empíricas vs. molecular

Considere o composto glicose com a fórmula molecular C 6 H 12 O 6 A fórmula empírica da glicose é CH 2 O porque representa a proporção mais simples de 1:2:1 para carbono, hidrogênio e oxigênio.

Aqui está como a relação entre fórmulas empíricas e moleculares funciona visualmente:

    Molecular: CCCCCC
               ,
               hhhhhhh
               ,
               Ooooo

    Empirical: CHHO (bloco repetido)
               ,

Importância na química

Ambas as fórmulas são essenciais no estudo e aplicação da química:

  • Fórmula empírica: é usada para determinar a estrutura mais simples, o que é importante para entender como os compostos reagem e interagem nos níveis mais básicos.
  • Fórmula molecular: Fornece uma imagem completa para os cientistas que desejam sintetizar produtos químicos ou entender a função de um composto em sistemas biológicos.

Problemas de prática

1. Um composto possui uma composição percentual de 85,7% de carbono e 14,3% de hidrogênio. Determine sua fórmula empírica.

2. Uma amostra de um composto desconhecido tem uma massa molar de 180 g/mol e sua fórmula empírica CH 2 O Qual é a fórmula molecular do composto?

Conclusão

Entender fórmulas empíricas e moleculares é um passo crucial no estudo da química. Ao dominar esses conceitos, tanto estudantes quanto profissionais podem compreender a natureza dos compostos, levando a novas descobertas e inovações. Por meio de cálculos simples e análises aprofundadas, essas fórmulas estabelecem a base para explorar a complexidade surpreendente das interações químicas e seus efeitos no mundo.


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Fórmula empírica e molecular

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