A fórmula molecular é uma informação importante para qualquer composto químico. A fórmula molecular informa quais átomos constituem um composto e o número de átomos. Você deve conhecer a fórmula empírica para calcular a fórmula molecular e deve saber que a fórmula molecular é um múltiplo inteiro da fórmula empírica.
Etapa
Parte 1 de 3: Derivando Fórmulas Moleculares de Fórmulas Empíricas
Etapa 1. Conheça a relação entre as fórmulas moleculares e empíricas
As fórmulas empíricas mostram a proporção de átomos em uma molécula, por exemplo, dois oxigênios para cada carbono. A fórmula molecular informa o número de cada um dos átomos que compõem a molécula. Por exemplo, um carbono e dois oxigênio (dióxido de carbono). Essas duas fórmulas têm uma relação comparativa (em números inteiros) de forma que a fórmula empírica se tornará a fórmula molecular quando multiplicada pela razão.
Etapa 2. Calcule o número de moles de gás
Isso significa usar a lei dos gases ideais. Você pode encontrar o número de moles com base na pressão, volume e temperatura obtidos a partir dos dados experimentais. O número de moles pode ser calculado usando a seguinte fórmula: n = PV / RT.
- Nesta fórmula, é o número de moles, P é pressão, V é o volume, T é a temperatura em Kelvin, e R é a constante do gás.
- Exemplo: n = PV / RT = (0,984 atm * 1 L) / (0,08206 L atm mol-1 K-1 * 318, 15 K) = 0,0377 mol
Etapa 3. Calcule o peso molecular do gás
Esta etapa só pode ser realizada após encontrar os moles dos gases constituintes usando a lei dos gases ideais. Você também deve saber a massa do gás em gramas. Em seguida, divida a massa do gás (gramas) pelos moles de gás para obter o peso molecular.
Exemplo: 14,42 g / 0,0377 mol = 382,49 g / mol
Etapa 4. Some os pesos atômicos de todos os átomos na fórmula empírica
Cada átomo na fórmula empírica tem seu próprio peso atômico. Este valor pode ser encontrado na parte inferior da grade atômica na tabela periódica. Some os pesos atômicos para obter o peso da fórmula empírica.
Exemplo: (12, 0107 g * 12) + (15, 9994 g * 1) + (1, 00794 g * 30) = 144, 1284 + 15, 9994 + 30, 2382 = 190, 366 g
Etapa 5. Encontre a razão entre os pesos das fórmulas moleculares e empíricas
Para fazer isso, você pode encontrar o resultado da divisão do peso molecular real pelo peso empírico. Saber o resultado dessa divisão permite descobrir o resultado da divisão entre a fórmula molecular e a fórmula empírica. Este número deve ser um número inteiro. Se a comparação não for um número inteiro, você deve arredondá-lo.
Exemplo: 382, 49/190, 366 = 2.009
Etapa 6. Multiplique a fórmula empírica pela proporção
Multiplique o pequeno número na fórmula empírica por esta razão. Essa multiplicação produz a fórmula molecular. Observe que para qualquer composto com uma razão "1", a fórmula empírica e a fórmula molecular serão as mesmas.
Exemplo: C12OH30 * 2 = C24O2H60
Parte 2 de 3: Encontrando fórmulas empíricas
Etapa 1. Encontre a massa de cada átomo constituinte
Às vezes, a massa dos átomos constituintes é conhecida ou os dados serão fornecidos como uma porcentagem da massa. Neste caso, use uma amostra de 100 g de composto. Isso permite que você escreva a porcentagem da massa como a massa real em gramas.
Exemplo: 75, 46 g C, 8, 43 g O, 16, 11 g H
Etapa 2. Converter massa em moles
Você deve converter a massa molecular de cada elemento em moles. Para fazer isso, você deve dividir a massa molecular pela massa atômica de cada elemento. Você pode encontrar a massa atômica na parte inferior da grade do elemento na tabela periódica.
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Exemplo:
- 75,46 g C * (1 mol / 12,0107 g) = 6,28 mol C
- 8,43 g O * (1 mol / 15,99994 g) = 0,53 mol O
- 16,11 g H * (1 mol / 1,00794) = 15,98 mol H
Etapa 3. Divida todos os valores molares pelo menor valor molar
Você deve dividir o número de moles para cada elemento separado pelo menor número de moles de todos os elementos que compõem o composto. Para fazer isso, você pode encontrar a menor proporção molar. Você pode usar a menor proporção molar porque este cálculo dá ao elemento não abundante um valor de “1” e resulta na proporção dos outros elementos no composto.
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Exemplo: O menor número de moles é o oxigênio com 0,53 moles.
- 6,28 mol / 0,53 mol = 11,83
- 0,53 mol / 0,53 mol = 1
- 15, 98 mol / 0,53 mol = 30, 15
Etapa 4. Arredonde o valor molar para um número inteiro
Esses números serão pequenos números na fórmula empírica. Você deve arredondar para o número inteiro mais próximo. Depois de consultar esses números, você pode escrever a fórmula empírica.
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Exemplo: a fórmula empírica é C12OH30.
- 11, 83 = 12
- 1 = 1
- 30, 15 = 30
Parte 3 de 3: Compreendendo as fórmulas químicas
Etapa 1. Compreenda a fórmula empírica
As fórmulas empíricas fornecem informações sobre a proporção de um átomo para outro em uma molécula. Esta fórmula não fornece informações precisas sobre o número de átomos que compõem a molécula. As fórmulas empíricas também não fornecem informações sobre a estrutura e as ligações dos átomos nas moléculas.
Etapa 2. Conheça as informações fornecidas pela fórmula molecular
Como as fórmulas empíricas, as fórmulas moleculares não fornecem informações sobre ligações e estrutura molecular. No entanto, ao contrário das fórmulas empíricas, as fórmulas moleculares fornecem detalhes sobre o número de átomos que compõem uma molécula. A fórmula empírica e a fórmula molecular têm uma relação comparativa (em números inteiros).
Etapa 3. Compreender a representação estrutural
As representações estruturais fornecem informações mais detalhadas do que as fórmulas moleculares. Além de mostrar o número de átomos que compõem uma molécula, as representações estruturais fornecem informações sobre as ligações e a estrutura da molécula. Esta informação é muito importante para entender como a molécula irá reagir.
