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Determinação da Fórmula Empírica

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Determining the Empirical Formula

1.4: Determining the Mass Percent Composition in an Aqueous Solution

1.7: Using a pH Meter

179,689 Views

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07:05 min

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April 30, 2023

Overview

Fonte: Laboratório do Dr. Neal Abrams – SUNY College of Environmental Science and Forestry

Determinar a fórmula química de um composto está no centro do que os químicos fazem no laboratório todos os dias. Muitas ferramentas estão disponíveis para auxiliar nessa determinação, mas uma das mais simples (e mais precisas) é a determinação da fórmula empírica. Por que isso é útil? Por causa da lei de conservação da massa, qualquer reação pode ser seguida gravimetricamente, ou por mudança de massa. A fórmula empírica fornece a menor razão de número inteiro entre elementos (ou compostos) dentro de um composto molecular. Neste experimento, a análise gravimétrica será utilizada para determinar a fórmula empírica do hidrato de cloreto de cobre,_xCl_y·nH₂O.

Principles

Hidratos são compostos químicos que têm moléculas de água ligadas (mas não covalentemente ligadas) ao composto. As fórmulas hidratadas são simbolizadas por um ponto (“·“) entre o composto e a molécula de água. Hidratadores perdem facilmente moléculas de água após o aquecimento, deixando para trás o composto anidro (sem água). Neste caso, seria cloreto de cobre,_xCl_y. A diferença de massa entre as formas anidros e hidratadas do sal corresponde à massa (e mols) da água no composto químico_xCl_y· nH₂O. O cloreto de cobre anidro é então dissolvido em água, e o cobre é removido através de uma reação redox com alumínio para formar cobre sólido. A diferença de massa entre o hidrato total do cloreto de cobre e a soma das moléculas reduzidas de cobre e água corresponde à massa de cloreto na amostra. A massa de cada componente (Cu, Cl, H₂O) é convertida em mols, pela qual a lei de múltiplas proporções permite o uso de uma razão para determinar a fórmula empírica do composto. A verdadeira fórmula química do composto não pode ser determinada sem conhecer sua massa molecular, mas a razão permanecerá sempre a mesma.

Procedure

1. Desidratando o Hidratado

Pesar com precisão uma amostra de hidrato de cloreto de cobre e colocá-lo em um cadinho pré-seco e tared. É importante que o cadinho esteja seco acima de 120 °C para afastar qualquer umidade adsorvida. Normalmente, 1-2 g de composto será suficiente.
Aqueça a amostra usando um queimador Bunsen ou outra fonte de chama até que ela mude de cor de azul esverdeado para marrom-avermelhado(Figura 1). Esta mudança de cor é indicativa da forma anidro de cloreto de cobre. A tampa pode permanecer no cadinho para evitar respingos, mas deve ser aberta ligeiramente para permitir que o vapor de água escape.
1. Mexa a amostra para ter certeza de que a água é retirada de toda a amostra e a cor é constante por toda parte.
2. Como alternativa, a amostra pode ser colocada em um forno de secagem acima de 110 °C.
Esfrie a amostra em um desiccator. Isso evita que a água reidrate a amostra.
Meça a massa da amostra anidro. A diferença corresponde à água do hidrato que foi perdido após o aquecimento.

Figura 1. Bico de bunsen com cadinho de cerâmica.

2. Isolando cobre

Transfira a amostra para um béquer de 100 mL e dissolva a amostra em 50 mL de água deionizada. A solução deve ficar azul mais uma vez, tipicamente mais azul do que o sólido hidratado.
Adicione uma pequena quantidade (~0,20 g) de metal de alumínio ao béquer. Isso fará com que o cobre reduza a um metal avermelhado, e o alumínio oxidará para Al³⁺incolor . A cor azul da solução deve desaparecer à medida que os íons²⁺ formam⁰. Após 30 min, adicione pequenos pedaços adicionais de alumínio para garantir que todo o cobre seja reduzido a cobre sólido.
1. A solução agora contém íons Al^3+, cobre sólido e uma pequena quantidade de alumínio sólido.
Dissolver qualquer excesso de alumínio adicionando ~5 mL de 6 M HCl. O alumínio é anfotérico, o que significa que pode reagir e dissolver na presença de um ácido ou uma base.
Filtro de vácuo a solução incolor em um funil Büchner contendo um pedaço de papel filtro pré-pesado. Enxágüe com etanol absoluto. Ar seco (não forno seco) a amostra para evitar a formação de óxido de cobre (II).
Meça a massa do sólido de cobre para determinar a massa do íon cloreto por diferença.

3. Cálculos

Determine a massa do íon cloreto por diferença:
Use a massa molar de cada componente do composto para determinar as verrugas de cada componente.
Divida as verrugas de cada componente pelas verrugas do menor componente para dar a menor razão de número inteiro de componentes, também conhecida como a fórmula empírica do composto.

Determinar a fórmula química de um composto é um aspecto fundamental da ocupação de um químico.

Em uma fórmula química, símbolos de elementos e subscritos numéricos descrevem os tipos e o número de átomos presentes em uma molécula. A fórmula empírica é um tipo simples de fórmula química, que fornece a menor razão de número inteiro entre elementos dentro de um composto molecular. Devido à lei de conservação da massa, a fórmula empírica é frequentemente encontrada usando composição elementar ou percentual de massa.

Este vídeo introduzirá a fórmula empírica e demonstrará como ela pode ser calculada usando um simples experimento em laboratório.

A fórmula empírica é o tipo mais simples de fórmula química, pois mostra o número relativo de átomos de cada elemento em um determinado composto. Por exemplo, no peróxido de hidrogênio, há uma parte por massa de hidrogênio para cada 16 partes por massa de oxigênio. Portanto, para cada átomo de hidrogênio, há um átomo de oxigênio, e a fórmula empírica é H-O. Muitas moléculas diferentes podem ter a mesma fórmula empírica.

A fórmula molecular está relacionada com a fórmula empírica, e representa o número real de átomos de cada tipo em um composto. Por exemplo, a fórmula molecular do peróxido de hidrogênio é H₂O_2,pois cada molécula tem dois átomos de hidrogênio e dois átomos de oxigênio. Uma fórmula estrutural mostra o número de cada tipo de átomo, e as ligações entre eles. Linhas únicas representam uma ligação química. Por exemplo, para peróxido de hidrogênio a fórmula estrutural se parece com esta: H-O-O-H.

Fórmulas com um ponto entre o composto e a água descrevem hidratados. Hidratos são compostos químicos que têm moléculas de água presas, mas não covalentemente ligados. Hidratados perdem facilmente suas moléculas de água após o aquecimento e se tornam “anidros”, ou “sem água”. Hidratos e compostos anidras têm propriedades físicas únicas, pois as moléculas se organizam de forma diferente.

Agora que os princípios básicos da fórmula empírica foram explicados, vamos confirmar a fórmula empírica de um hidrato de cloreto de cobre em laboratório.

Para iniciar o procedimento, seque o cadinho acima de 120 °C para afastar qualquer umidade adsorvida e determine com precisão seu peso.

Pesar uma amostra de um hidrato de cobre e colocá-lo no cadinho.

Em seguida, aqueça a amostra no cadinho usando uma fonte de calor, como um queimador de Bunsen. Coloque a tampa no cadinho para ajudar a evitar respingos, mas mantenha-a aberta ligeiramente para permitir que o vapor de água escape.

Aqueça a amostra até que ela tenha mudado de uma cor azul-verde para uma cor marrom-vermelha. Esta mudança de cor é indicativa da forma anidro de cloreto de cobre. Mexa para ter certeza de que a água foi retirada da amostra, e a cor é consistente durante todo o tempo.

Em seguida, esfrie a amostra em um desiccador, para evitar a reidratação.

Meça com precisão a massa da amostra anidro. A diferença corresponde às águas de hidratação que se perderam após o aquecimento.

Transfira a amostra seca em um béquer de 250 mL e dissolva-a em água deionizada de 150 mL. A solução deve ficar azul novamente, pois o cloreto de cobre é rehidratado.

Adicione um pequeno pedaço de fio de alumínio ao béquer. O cobre azul dois mais reduzirá a um zero de cobre avermelhado na superfície do fio, enquanto o alumínio oxidará para alumínio incolor três mais. A cor azul da solução desaparecerá durante a reação.

Após cerca de 30 min, use alumínio adicional para garantir que todo o cobre tenha reduzido a um metal de cobre sólido.

Em seguida, adicione cerca de 10 mL de ácido clorídrico de 6 M para dissolver o fio de alumínio.

Usando um funil Büchner e papel filtro pré-pesado, o vácuo filtra a solução incolor. Enxágüe a amostra com etanol absoluto ou puro. Deixe a amostra secar ao ar.

Finalmente, meça a massa do sólido de cobre.

Para determinar a fórmula empírica do hidrato de cloreto de cobre, primeiro calcule a massa de cada componente. A massa de água é determinada subtraindo o peso do cloreto de cobre seco do peso do hidrato de cobre. A massa de cobre foi encontrada experimentalmente. Finalmente, a massa de cloreto é encontrada subtraindo a massa de cobre e água da massa total da amostra.

Para determinar a menor razão de número inteiro de componentes no composto, converta a massa de cada componente em verrugas usando a massa molar. Em seguida, divida cada componente pelo menor número de mols na amostra (cobre neste caso). A menor relação numédlica de números inteiros produz a fórmula de CuCl₂· 2H₂O.

A determinação e o conhecimento da fórmula empírica de um composto é importante em muitas áreas da química e da pesquisa.

Química forense é a aplicação da química em um ambiente legal. Por exemplo, compostos desconhecidos, como drogas e venenos, são frequentemente encontrados em cenas de crime. Químicos forenses usam uma ampla gama de métodos para identificar a substância desconhecida.

Muitas vezes, o próximo passo na identificação de uma substância desconhecida é usar a fórmula empírica para determinar a fórmula molecular. Um espectrômetro de massa é frequentemente usado para ajudar nesta etapa, pois o espectrômetro de massa separa os componentes por sua relação massa-carga. Assim, a massa da molécula pode então ser usada para determinar a fórmula molecular.

Você acabou de assistir a introdução de JoVE à fórmula empírica. Você deve agora entender qual é a fórmula empírica de uma substância, como ela difere da fórmula molecular, e como determiná-la em laboratório.

Obrigado por assistir!

Results

Experimentar
1. Aqueça 1,25 g de hidrato de cloreto de cobre em um cadinho. Após o aquecimento e depois o resfriamento, a massa final é de 0,986 g de cloreto de cobre,_xCl_y.
2. Dissolva a amostra_xCl_y em 50 mL de água deionizada e adicione 0,2 g de malha de alumínio fino ao béquer.
3. Após reagir e dissolver o excesso de alumínio, recupera-se 0,198 g de metal de cobre seco.
4. Subtraia a massa de cobre e água do hidrato inicial de cloreto de cobre para produzir a massa de íon cloreto na amostra:

Dados

Para determinar a menor razão de número inteiro de componentes no composto, converta a massa de cada componente em mols e, em seguida, divida cada uma pelo menor número de mols na amostra (cobre neste caso):

Componente	Massa (g)	Massa molar (g/mol)	Mols	Relação	Relação de números integrais calculada
Cobre	0.479	63.55	7,53 x 10^-3		1
Cloreto	0.533	35.45	1,50 x 10^-2		1.99 ≈ 2
Água	0.273	18.01	1,51 x 10^-2		2.01 ≈ 2

Mesa 1. Resultados experimentais.

A menor relação numédlica de números inteiros resulta em uma fórmula de CuCl₂· 2H₂O.
1. Caso a razão final produza valores decimais, toda a fórmula seria multiplicada por uma constante para dar valores de número inteiro. Os valores fracionados comuns são 0,25, 0,333, 0,50, 0,667 e 0,75. Por exemplo, se uma menor relação de números inteiros rendeu a fórmula c₇H₉NO_2.5, toda a fórmula seria multiplicada por 2 para dar a fórmula empírica C₁₄H₁₈N₂O₅.
Uma fórmula molecular não pode ser determinada a partir da fórmula empírica sem saber a massa molecular do composto. A razão para isso é demonstrada no exemplo abaixo:

Nome	Fórmula química	Fórmula Empírica
Ácido acético	CH₃COOH	CH₂O
Formaldeído	CH₂O	CH₂O
Glicose	C₆H₁₂O₆	CH₂O

Mesa 2. Exemplo de uma fórmula empírica comum.

Todos os três compostos têm a mesma fórmula empírica, mas fórmulas moleculares muito diferentes.

Applications and Summary

Em um exemplo, suponha que uma biomolécula desconhecida contendo apenas C, H e O é encontrada para agir bem como um novo combustível. Uma maneira de determinar a fórmula do combustível seria combustá-lo no ar e analisar os produtos:

C_xH_yO_z + O₂ → mCO₂ + nH₂O

Enquanto O₂ está em excesso, saberíamos que todo o carbono em CO₂ originou-se da biomolécula e todo o hidrogênio estaria presente em H₂O. A diferença entre essa massa total e a massa da amostra inicial seria a massa de oxigênio na molécula. Poderíamos então converter em mols e determinar a fórmula empírica.

Em outro exemplo, uma amostra hidratada de Mg_xCl_y· nH₂O é dado. A massa das moléculas de água seria novamente facilmente determinada pelo aquecimento. Usando algumas regras de solubilidade, o cloreto é então precipitado com íon prateado, Ag⁺, para formar AgCl(s). Uma vez encontrada a massa de AgCl(s), as verrugas de Cl^– são determinadas usando a massa molar de AgCl(s) e, em seguida, convertidas em gramas de Cl^–. Isso nos permitiria determinar a massa de Mg na amostra seguida pela fórmula empírica.

Determinar uma fórmula empírica está no centro da identificação da fórmula da molécula real. De farmacêuticos à perícia, a determinação de uma fórmula molecular é a chave para identificar um composto desconhecido, o que significa levar a fórmula empírica para o próximo passo. Normalmente, a determinação de uma fórmula empírica é associada à análise elementar para obter informações de porcentagem de peso elementar. A partir desses dados, as relações molares são calculadas e a fórmula empírica é determinada. Podemos determinar a massa da molécula usando outra ferramenta analítica, como um espectrômetro de massa. Em seguida, a razão entre a massa molecular e a massa empírica é calculada para determinar a verdadeira fórmula molecular.

Transcript

Determining the chemical formula of a compound is a fundamental aspect of a chemist’s occupation.

In a chemical formula, element symbols and numerical subscripts describe the types and number of atoms present in a molecule. The empirical formula is a simple type of chemical formula, which provides the smallest whole-number ratio among elements within a molecular compound. Because of the law of conservation of mass, the empirical formula is often found using elemental composition or mass percentage.

This video will introduce the empirical formula and demonstrate how it can be calculated using a simple experiment in the laboratory.

The empirical formula is the simplest type of chemical formula, as it shows the relative number of atoms of each element in a given compound. For example, in hydrogen peroxide, there is one part by mass of hydrogen for every 16 parts by mass of oxygen. Therefore for every hydrogen atom, there is one oxygen atom, and the empirical formula is H-O. Many different molecules may have the same empirical formula.

The molecular formula is related to the empirical formula, and represents the actual number of atoms of each type in a compound. For example, the molecular formula of hydrogen peroxide is H2O2, as each molecule has two hydrogen atoms and two oxygen atoms. A structural formula shows the number of each type of atom, and the bonds between them. Single lines represent a chemical bond. For example, for hydrogen peroxide the structural formula looks like this: H-O-O-H.

Formulas with a dot between the compound and water describe hydrates. Hydrates are chemical compounds that have water molecules attached, but not covalently bonded. Hydrates easily lose their water molecules upon heating and become “anhydrous,” or “without water.” Hydrates and anhydrous compounds have unique physical properties, as the molecules organize differently.

Now that the basic principles of the empirical formula have been explained, lets confirm the empirical formula of a copper chloride hydrate in the laboratory.

To begin the procedure, dry the crucible above 120 °C to drive off any adsorbed moisture, and accurately determine its weight.

Weigh a sample of a copper chloride hydrate, and place it into the crucible.

Next, heat the sample in the crucible using a heat source, such as a Bunsen burner. Place the cover on the crucible to help prevent splattering, but keep it open slightly to allow water vapor to escape.

Heat the sample until it has changed from a blue-green color to a red-brown color. This color change is indicative of the anhydrous form of copper chloride. Stir to make sure that the water has been driven off the sample, and the color is consistent throughout.

Next, cool the sample in a desiccator, to prevent rehydration.

Accurately measure the mass of the anhydrous sample. The difference corresponds to the waters of hydration that were lost upon heating.

Transfer the dried sample into a 250 mL beaker, and dissolve it in 150 mL deionized water. The solution should turn blue again, as the copper chloride is rehydrated.

Add a small piece of aluminum wire to the beaker. The blue copper two plus will reduce to a reddish copper zero on the surface of the wire, while the aluminum will oxidize to colorless aluminum three plus. The blue color of the solution will disappear during the reaction.

After about 30 min, use additional aluminum to ensure that all of the copper has reduced to a solid copper metal.

Next, add about 10 mL of 6 M hydrochloric acid to dissolve the aluminum wire.

Using a Büchner funnel and pre-weighed filter paper, vacuum filter the colorless solution. Rinse the sample with absolute, or pure, ethanol. Allow the sample to air-dry.

Finally, measure the mass of the copper solid.

To determine the empirical formula of copper chloride hydrate, first calculate the mass of each component. The mass of water is determined by subtracting the weight of the dried copper chloride from the weight of the copper chloride hydrate. The mass of copper was found experimentally. Finally, the mass of chloride is found by subtracting the mass of copper and water from the total mass of the sample.

To determine the smallest whole-number ratio of components in the compound, convert the mass of each component to moles using the molar mass. Then divide each component by the smallest number of moles in the sample (copper in this case). The smallest whole-number ratio yields the formula of CuCl2·2H2O.

The determination and knowledge of the empirical formula of a compound is important in many areas of chemistry and research.

Forensic chemistry is the application of chemistry in a legal setting. For example, unknown compounds, such as drugs and poisons, are often found at crime scenes. Forensic chemists use a wide range of methods to identify the unknown substance.

Often, the next step in identifying an unknown substance is to use the empirical formula to determine the molecular formula. A mass spectrometer is frequently used to aid in this step, as the mass spectrometer separates components by their mass-to-charge ratio. Thus, the mass of the molecule can then be used to determine the molecular formula.

You’ve just watched JoVE’s introduction to the empirical formula. You should now understand what the empirical formula of a substance is, how it differs from the molecular formula, and how to determine it in the laboratory.

Thanks for watching!

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Empirical Formula Chemical Formula Compound Chemist Element Symbols Numerical Subscripts Atoms Molecular Compound Law Of Conservation Of Mass Elemental Composition Mass Percentage Experiment Laboratory Relative Number Of Atoms Hydrogen Peroxide Molecular Formula Structural Formula Chemical Bond