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• Método 1 de 2: Determinar a fórmula com porcentagens de massa
• Método 2 de 2: Determine a fórmula com as massas
• Método 3 Determinar a fórmula com a fórmula molecular

Neste artigo: Determine a fórmula com porcentagens de massaDetermine a fórmula com massasDetermine a fórmula com fórmula molecular Referências

A fórmula empírica ou bruta é a escrita mais coletada que descreve um composto químico. Para obtê-lo, você deve ter um dos três elementos a seguir: a massa em gramas de cada elemento da molécula, as mesmas massas, mas em porcentagem ou a fórmula molecular do composto.

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Método 1 de 2: Determinar a fórmula com porcentagens de massa

1. 
   

   
   Preste atenção aos dados. Na fórmula empírica de um composto, você tem os elementos que o compõem e, se fornecer as porcentagens de massa, precisará entender que está trabalhando em 100 gramas de composto.
   • A demonstração a seguir funciona apenas no caso de porcentagens de massa. Se a razão dos elementos for dada em gramas, ou seja, por suas respectivas massas, você deverá ler a parte abaixo, intitulada Determinar a fórmula com as massas.
   • Exemplo: determinar a fórmula empírica de um composto para o instante desconhecido composto por 29,3% de sódio (Na), 41,1% de enxofre (S) e 29,6% de oxigênio (O).

2. 
   

   
   
   
   Determine a massa em gramas de cada elemento. Como mencionado acima, assumiremos que você deve estudar 100 g de composto. A partir daí, é fácil transformar as porcentagens em gramas. Nenhuma operação é necessária, senão uma troca de unidades.
   • Exemplo: por 100 g da substância desconhecida sendo exemplificada, existem 29,3 g de sódio (Na), 41,1 g de enxofre (S) e 29,6 g de oxigênio (O).

3. 
   

   
   Converta a massa de cada elemento em moles. A massa de cada elemento do seu composto, no momento expresso em gramas, deve ser convertida em moles, a unidade de contagem de átomos. Para isso, cada massa de um elemento deve ser multiplicada pelo inverso da massa molar do elemento em jogo.
   • Para ser mais claro, basta dividir cada massa do elemento do composto pela massa molar do elemento em questão.
   • Em nossos cálculos, tomaremos as massas molares de cada elemento com quatro dígitos significativos.
   • Exemplo: tomemos nosso composto desconhecido com 29,3 g de sódio (Na), 41,1 g de enxofre (S) e 29,6 g de oxigênio (O). Você terá:
     • 29,3 g Na x (1 mol Na / 22,99 g Na) = 1,274 mol Na
     • 41,1 g S x (1 mol S / 32,06 g S) = 1,282 mol S
     • 29,6 g O x (1 mol O / 16,00 g O) = 1,850 mol O

4. 
   

   
   
   
   Compare os elementos da molécula. Para fazer isso, divida o número de moles de cada um dos elementos pelo menor número de moles na lista de componentes. Isso é chamado de "cálculo estequiométrico", que permitirá comparar as quantidades de reagentes envolvidos.De todos os elementos da lista, pegue o que tiver o menor número de moles e o último será usado para dividir todos o número de toupeiras, incluindo ele próprio.
   • Exemplo: no nosso caso, o menor número de moles do composto é o de sódio, ou seja, 1.274 moles. Então faça as divisões:
     • 1.274 mol Na / 1.274 mol = 1.000 Na
     • 1.282 mol S / 1.274 mol = 1.006 S
     • 1.850 mol O / 1.274 mol = 1.452 O

5. 
   

   
   Multiplique os números estequiométricos por um determinado valor. Como você pode ver, esses números não são números inteiros. Desde que o número permaneça dentro de um décimo, não há problema, você arredonda para a unidade mais próxima, mas se o intervalo for maior, você deve multiplicá-los por algum valor para que todos sejam inteiros ou não é necessário.
   • Se um elemento tiver um número estequiométrico próximo a 0,5, você multiplicará todos os números estequiométricos por 2. Se o lun estiver próximo de 0,25, você precisará multiplicá-los todos por 4.
   • Exemplo: como o número estequiométrico de oxigênio (O) é próximo de 1,5, você deve multiplicar os três números estequiométricos por 2 de modo que cada um dos três esteja próximo de um número inteiro, o que fornece:
     • 1.000 Na x 2 = 2.000 Na
     • 1.006 S x 2 = 2.012 S
     • 1,452 O x 2 = 2,904 O

6. 
   

   
   Arredonde cada resultado para o revestimento mais próximo. De fato, ao final desses cálculos, é raro encontrarmos valores inteiros. Agora, um índice, uma vez que é isso que é necessário determinar, não pode ser outra coisa senão um número inteiro: é preciso, portanto, arredondar para o quaresma mais próximo.
   • Exemplo: com o nosso exemplo, você operará também para os bairros:
     • 2.000 Na simplesmente secretam 2 Na,
     • 2012 S será arredondado para 2 S,
     • 2,904 O será arredondado para 3 O.

7. 
   

   
   Apresente a fórmula simplificada. Agora você tem a relação entre os vários reagentes do composto, basta descrever a fórmula empírica. Os elementos são apresentados com seus números estequiométricos, colocados em índices, a menos que o índice seja 1, caso em que é omitido.
   • Exemplo: para um composto cujos reagentes estão presentes em 2 unidades de sódio, 2 de enxofre e 3 de oxigênio, a fórmula empírica se divide assim: Na₂S₂O₃. É tiossulfato de sódio.

Método 2 de 2: Determine a fórmula com as massas

1. 
   

   
   Concentre-se principalmente nas massas em jogo. É a partir daí que você fará certos cálculos que lhe permitirão determinar a relação deles dentro do composto. Parece complicado, mas na verdade é bem simples.
   • Se a razão dos elementos for dada em porcentagens, e não em massas, você deverá ler a parte abaixo, intitulada Determinar a fórmula com porcentagens de massa.
   • Exemplo: determine a fórmula empírica de uma substância desconhecida feita de 8,5 g de ferro (Fe) e 3,8 g de oxigênio (O).

2. 
   

   
   Converta a massa de cada elemento em moles. A massa de cada elemento do seu composto, no momento expresso em gramas, deve ser convertida em moles. Para isso, cada massa de um elemento deve ser multiplicada pelo inverso da massa molar do elemento em jogo.
   • Simplificando, simplesmente divida cada massa do elemento do composto pela massa molar do elemento em questão.
   • Em nossos cálculos, tomaremos as massas molares de cada elemento com quatro dígitos significativos.
   • Exemplo: para nossa substância contendo 8,5 g de ferro (Fe) e 3,8 g de oxigênio (O), os cálculos são os seguintes:
     • 8,5 g Fe x (1 mol Fe / 55,85 g Fe) = 0,152 mol Fe
     • 3,8 g O x (1 mol O / 16,00 g O) = 0,238 mol O

3. 
   

   
   Compare os elementos da molécula. Para fazer isso, divida o número de moles de cada um dos elementos pelo menor número de moles na lista de componentes. Isso é o que anteriormente era chamado de cálculo estequiométrico. De todos os itens da lista, pegue o que tiver o menor número de moles e o último será usado para dividir todos os números de moles, incluindo ele próprio.
   • Exemplo: no nosso exemplo, o menor número de moles é 0,152 mole (elemento de ferro), o que fornece:
     • 0,152 mol Fe / 0,152 mol = 1,000 Fe
     • 0,238 mol O / 0,152 mol = 1,566 O

4. 
   

   
   Multiplique os números estequiométricos por um determinado valor. Como você pode ver, esses números não são números inteiros. Desde que o número permaneça dentro de um décimo, não há problema, você arredonda para a unidade mais próxima, mas se o intervalo for maior, você deve multiplicá-los por algum valor para que todos sejam inteiros ou não é necessário.
   • Se um elemento tiver um número estequiométrico próximo a 0,25, você multiplicará todos os números estequiométricos por 4. Se o lun estiver próximo de 0,5, você precisará multiplicá-los todos por 2.
   • Exemplo: como o número estequiométrico de oxigênio é 1.566, você deve multiplicar todos os números estequiométricos por 2.
     • 1.000 Fe x 2 = 2.000 Fe
     • 1,566 O x 2 = 3,132 O

5. 
   

   
   Arredonde seu resultado para o revestimento mais próximo. Quando todos os números estequiométricos estiverem no intervalo de um a quinze centésimos de um valor inteiro, você poderá arredondá-los para esse valor.
   • Exemplo: em nosso exemplo, o número estequiométrico de ferro será 2 e o de oxigênio, 3.

6. 
   

   
   Apresente a fórmula simplificada. Agora tudo está pronto para escrever a fórmula empírica do composto. Cada um dos números estequiométricos será listado como um índice do elemento, mas se for igual a 1, não será necessário incluí-lo.
   • Exemplo: para um composto cujos reagentes estão presentes na taxa de 2 unidades de ferro por 3 doxiogênios, a fórmula empírica cliva assim como a seguir: Fe₂O₃. É óxido de ferro ou ferro.

Método 3 Determinar a fórmula com a fórmula molecular

1. 
   

   
   Veja se as pistas podem ser simplificadas. Se você encontrasse a fórmula empírica de uma substância a partir de sua fórmula molecular, teria simplesmente que ver se ela pode ser simplificada.Concentre-se nos índices dos vários reagentes e veja se eles têm em comum um fator diferente de 1, é claro! Se for esse o caso, você terá que encontrar o maior divisor comum de tudo essas pistas.
   • Exemplo: vamos pegar o composto da fórmula C₈H₁₆O₈.
   • Se os índices não tiverem um divisor comum, como é o caso do exemplo abaixo, a fórmula molecular será a fórmula empírica.
     • Exemplo: Fe₃O₂H₇

2. 
   

   
   Determine o maior divisor comum de todos os índices. Escreva-os sozinhos em um pedaço de papel e encontre o maior divisor comum.
   • Exemplo: vamos pegar C₈H₁₆O₈, os índices são, portanto, 8 e 16.
     • Os fatores de 8 são: 1, 2, 4, 8
     • Os fatores de 16 são: 1, 2, 4, 8, 16
     • O maior divisor comum (MDC) desses dois números é 8.

3. 
   

   
   Divida cada índice pelo maior divisor comum. Para poder escrever a fórmula empírica da sua substância, você deve agora simplificar todos os índices pelo GCD encontrado anteriormente.
   • Exemplo: com C₈H₁₆O₈ :
     • divida os dois índices 8 pelo MDC de 8: 8/8 = 1,
     • divida o índice 16 pelo MDC de 8: 16/8 = 2.

4. 
   

   
   Apresente a fórmula simplificada. Simplesmente substitua os sinais iniciais pelos sinais simplificados: então você tem diante de seus olhos a fórmula empírica do seu composto.
   • Se o índice for 1, como atualmente, simplesmente não é indicado.
   • Exemplo: C₈H₁₆O₈ = CH₂O. É metano.