Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Quântica  4.1.1. Dualidade onda-partícula  4.1.2. Equação de Schrödinger  4.1.3. Números Quânticos e Orbitais  4.1.4. Espectroscopia atômica e molecular  4.2. Mecânica estatística  4.2.1. Distribuição de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funções de partição  4.2.3. Estatísticas de Bose–Einstein e Fermi–Dirac  4.3. Termodinâmica Química  4.3.1. Energia Livre de Gibbs  4.3.2. Transição de fase  4.3.3. Eficiência termodinâmica  4.4. Química de superfícies  4.4.1. Absorção e Catálise  4.4.2. Coloides e Emulsões
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clássicos  5.1.1. Análise Gravimétrica  5.1.2. titritrimetria  5.2. Métodos instrumentais  5.2.1. Cromatografia  5.2.2. Espectroscopia  5.2.3. Métodos Eletroanalíticos  5.2.4. Difração de raios X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Princípios de engenharia química  6.3. Química Verde  6.4. Produtos Farmacêuticos e Síntese de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohydrates  7.2. Proteínas e enzimas  7.3. Lipídios e membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo e Bioenergética  7.6. Cinética enzimática e mecanismo

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Fórmula empírica e molecular


A química nos permite entender a estrutura das várias substâncias que compõem nosso mundo. Dois conceitos chave que nos ajudam a entender a estrutura dos compostos químicos são a fórmula empírica e a fórmula molecular. Neste artigo, exploraremos extensivamente esses conceitos, entenderemos as diferenças entre eles e praticaremos a determinação dessas fórmulas através de exemplos.

Fórmula empírica

A fórmula empírica de um composto é a proporção mais simples de números inteiros dos átomos de cada elemento no composto. Ela fornece o número relativo de átomos de cada elemento, mas não indica o número exato de átomos presentes na entidade molecular. A fórmula empírica é baseada apenas em proporções e, portanto, não fornece informações sobre isômeros, estruturas ou o número real de átomos no composto.

Passos para determinar a fórmula empírica

Para determinar a fórmula empírica de um composto, siga estas etapas gerais:

  1. Comece com a massa: Encontre a massa de cada elemento em gramas. Se forem dadas porcentagens, considere-as como a massa de uma amostra de 100 gramas.
  2. Converta a massa em moles: Converta cada massa em moles dividindo a massa de cada elemento por sua massa atômica (encontrada na tabela periódica).
  3. Encontre a proporção mais simples: Divida o número de cada mol pela menor quantidade de moles calculada.
  4. Ajuste para números inteiros: Se necessário, multiplique a proporção por um número inteiro para obter um número inteiro para cada elemento.

Exemplo: Determinação da fórmula empírica

Suponha que temos uma amostra de composto que contém 40,0% de carbono, 6,7% de hidrogênio e 53,3% de oxigênio em massa.

  1. Converta a porcentagem de massa em gramas: C = 40,0, g, H = 6,7, g, O = 53,3, g
  2. Converta gramas em moles: 
    Carbono: 40,0, g div 12,01, g/mol = 3,33, mol
Hidrogênio: 6,7, g div 1,008, g/mol = 6,65, mol
Oxigênio: 53,3, g div 16,00, g/mol = 3,33, mol
  3. Encontre a proporção mais simples dividindo pelo menor número de moles: 
    Carbono: 3,33, mol div 3,33, mol = 1
Hidrogênio: 6,65, mol div 3,33, mol = 2
Oxigênio: 3,33, mol div 3,33, mol = 1
  4. Esboce a fórmula empírica: CH 2 O

Fórmula molecular

A fórmula molecular de um composto mostra o número exato de átomos de cada elemento na molécula. Diferentemente da fórmula empírica, a fórmula molecular nem sempre é a proporção mais simples. A fórmula empírica pode ser vista como uma unidade básica que pode ser multiplicada para corresponder ao número real de átomos na molécula.

Passos para determinar a fórmula molecular

Você pode determinar a fórmula molecular da seguinte forma:

  1. Determine a fórmula empírica: Primeiro, determine a fórmula empírica usando as etapas acima.
  2. Encontre a massa da fórmula empírica: Calcule a massa molar da fórmula empírica.
  3. Divida a massa molar: Divida a massa molar do composto pela massa da fórmula empírica para obter a proporção.
  4. Multiplique para obter a fórmula molecular: Multiplique toda a fórmula empírica por essa proporção para obter a fórmula molecular.

Exemplo: Determinação da fórmula molecular

A fórmula empírica de um composto é CH 2 O, e sua massa molar é cerca de 180,18 g/mol.

  1. Calcule a massa da fórmula empírica: 
    C: 12,01, g/mol + H: (2 times 1,008, g/mol = 2,016, g/mol) + O: 16,00, g/mol = 30,03, g/mol
  2. Encontre a proporção: 180,18, g/mol div 30,03, g/mol ≈ 6
  3. Multiplique a fórmula empírica pela proporção para obter a fórmula molecular: 
                    C( 1 × 6)H( 2 × 6)O( 1 × 6) = C 6 H 12 O 6

Comparação das fórmulas empíricas e moleculares

A diferença entre fórmulas empíricas e moleculares está na representação da composição do composto. A fórmula empírica fornece as proporções mais simples, enquanto a fórmula molecular dá a contagem exata de cada tipo de átomo no composto. Vamos observar isso através de uma representação gráfica.

CH 2 O C 6 H 12 O 6 ×6

Exercícios práticos

Para entender melhor esses conceitos, vamos praticar alguns problemas:

Problema 1

A fórmula empírica de uma substância com massa molar de 60 g/mol é CH 4 Encontre a fórmula molecular.

  1. Determine a massa da fórmula empírica. 
                    C: 12,01, g/mol + H: (4 times 1,008, g/mol = 4,032, g/mol) = 16,042, g/mol
  2. Calcule a proporção: 60, g/mol div 16,042, g/mol ≈ 3,74 (arredondar para o número inteiro mais próximo, que é 4)
  3. Determine a fórmula molecular: C 4 H 16

Problema 2

Um composto contém 29,1% de nitrogênio e 70,9% de oxigênio em massa, e sua massa molar é 92 g/mol. Determine as fórmulas empírica e molecular.

  1. Converta a porcentagem de massa em gramas: N = 29,1, g, O = 70,9, g
  2. Converta gramas em moles: 
    Nitrogênio: 29,1, g div 14,01, g/mol = 2,08, mol
Oxigênio: 70,9, g div 16,00, g/mol = 4,43, mol
  3. Encontre a proporção mais simples dividindo pelo menor número de moles: 
    Nitrogênio: 2,08, mol div 2,08, mol = 1
Oxigênio: 4,43, mol div 2,08, mol ≈ 2,13
    Como 2,13 não é um número inteiro, multiplique ambos por 2 para obter números inteiros: 
    Nitrogênio: 1 times 2 = 2
Oxigênio: 2,13 times 2 = 4,26 ≈ 4
  4. Fórmula Empírica: N 2 O 4
  5. Calcule a massa da fórmula empírica: 
    N: (2 times 14,01, g/mol = 28,02, g/mol) + O: (4 times 16,00, g/mol = 64,00, g/mol) = 92,02, g/mol
  6. Determine a proporção: 92, g/mol div 92,02, g/mol = 1
  7. Fórmula Molecular: N 2 O 4

Conclusão

Compreender os conceitos de fórmulas empíricas e moleculares é essencial para determinar a estrutura de compostos químicos. A fórmula empírica fornece uma representação simplificada do composto, enquanto a fórmula molecular revela o número exato de átomos. Dominar esses conceitos envolve praticar com diferentes compostos, analisar sua estrutura e calcular as fórmulas corretas.


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Fórmula empírica e molecular

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