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,xCly·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,xCly. A diferença de massa entre as formas anidros e hidratadas do sal corresponde à massa (e mols) da água no composto químicoxCly· 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.
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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.
- Mexa a amostra para ter certeza de que a água é retirada de toda a amostra e a cor é constante por toda parte.
- 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.
- A solução agora contém íons Al3+, 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 H2O2,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.
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Results
- Experimentar
- 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,xCly.
- Dissolva a amostraxCly em 50 mL de água deionizada e adicione 0,2 g de malha de alumínio fino ao béquer.
- Após reagir e dissolver o excesso de alumínio, recupera-se 0,198 g de metal de cobre seco.
- 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.
- 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 c7H9NO2.5, 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.
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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:
CxHyOz + 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 MgxCly· 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.
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