Casos Particulares da Estequiometria

Casos Particulares da Estequiometria

1.1 Quando Aparecem Reações Consecutivas

Basicamente, ocorre uma "soma algébrica" das equações químicas e apos isso o cálculo estequiométrico aplicado diretamente na equação final. Como pode-se observar a seguir:

Ocorre o "cancelamento" do SO2 com outro SO2 da próxima reação, e assim por diante. Em seguida, a soma algébrica. E lembrando que reagente sempre do lado de reagente e produto do lado do produto.


Exemplo: Qual a massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre?


Dados: S = 32 e H2SO4 = 98

1º) Observe quantas reações químicas são necessárias para se obter ácido sulfúrico a partir do enxofre:

S + O2 => SO2

SO2 + ½O2 => SO3

SO3 + H2O => H2SO4

Reação Global: S + 1½O2 + H2O => H2SO4

2º) Faça os cálculos a partir da reação global.

S + ½O2 + H2O ⇒H2SO4  Mol   32  -----------------   98  Massa  8 -----------------  x

A massa de ácido sulfúrico produzido a partir de 8 toneladas de enxofre é = 24,5 toneladas.

1.2 Quando são dadas as quantidades de dois (ou mais) reagentes

Nesta situação, devemos em primeiro lugar, verificar se estas quantidades estão estequiometricamente corretas ou se existe excesso de uma delas. Se houver excesso, esta quantidade não participará da reação.

É importante lembrar que as substâncias não reagem na proporção que queremos (ou que as misturamos), mas na proporção que a equação as obriga. Quando o problema dá as quantidades de dois participantes, provavelmente um deles está em excesso, pois, em caso contrário, bastaria dar a quantidade de um deles e a quantidade do outro seria calculada. Para fazer o cálculo estequiométrico, nos baseamos no reagente que não está em excesso (denominado reagente limitante).

Nesse caso devemos seguir as etapas:

1ª - Considere um dos reagentes o limitante e determine quanto de produto seria formado;

2ª - Repita o procedimento com o outro reagente;

3ª - A menor quantidade de produto encontrada corresponde ao reagente limitante e indica a quantidade de produto formada.

Exemplo: Foram misturados 40g de gás hidrogênio (H₂) com 40g de gás oxigênio, com a finalidade de produzir água, conforme a equação: H₂ + O₂ à H₂O.  Determine:

a)o reagente limitante;
b)a massa de água formada;
c)a massa de reagente em excesso.

1º)  Acerte os coeficientes da equação: 2H₂ +1O₂ à 2H₂O.
Vamos considerar que o H₂ seja o reagente limitante.

    2H₂ --------------- 2H₂O
 2x2g-------------------2x18g
    40g ------------------ y             y=360g de H₂O      

Em seguida, vamos considerar que o O₂ seja o reagente limitante.
    1O₂ --------------- 2H₂O
 1x32g-----------------2x18g
   40g ------------------ y             y=45g de H₂O

Observe que a menor quantidade água corresponde ao consumo total de O₂, que é realmente o reagente limitante. A massa de água produzida será de 45g.

Agora vamos calcular a massa de H₂ que será consumida e o que restou em excesso, aplicando uma nova regra de três:

    2H₂ --------------- 2O₂
2x2g-------------------2x32g
    z    ------------------ 40g             z=5g (massa de H₂ que irá reagir)

Como a massa total de H₂ era de 40g e só 5g irá reagir, teremos um excesso de 35g (40-5). 

OBS.: A forma de achar o reagente limitante e o excesso é por tentativa e erro. No caso, ficou fácil porque a diferença é muito grande. Você deve descobrir que massa de um, reage com a massa usada do outro. Normalmente, o reagente em excesso será aquele que participar com a menor massa da reação balanceada - no caso, o H2.

Dessa forma, passaremos a responder os quesitos solicitados:

a)reagente limitante: O2 , pois será o primeiro reagente a acabar ou se esgotar, pondo assim um ponto final na reação e determinando as quantidades de produtos que poderão ser formados.

b)massa de água formada: 45g

c)massa de H₂ em excesso: 35g

1.3 Quando os reagentes são substâncias impuras

É comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações industriais, ou porque eles são mais baratos ou porque eles já são encontrados na Natureza acompanhados de impurezas. Em qualquer processo de químico a impureza deve ser desprezada, pois esta pode contaminar o processo ou formar produtos secundários os quais podem não ser de interesse para o procedimento químico. Dessa maneira, quando aparecer impurezas em qualquer reagente devemos extraí-la dos nossos cálculos e efetuar a estequiometria apenas com reagentes puros.

Para o cálculo estequiométrico é importante a seguinte definição:

Matematicamente: p = m/M

Note também que:

• valor de (p) multiplicado por 100 nos fornece a porcentagem de pureza;
• da expressão acima tiramos m = M . p , que nos fornece a massa (m) da substância principal, a qual entrará na regra de três habitual.

Exemplo: A decomposição térmica de 250 g de um calcário 80% puro produz que massa de gás carbônico? Dados: C = 12 u.; O = 16 u.; Ca = 40 u.

A “dica” é:

ATENÇÃO!! Foi usada a expressão de “pureza”. O calcário é um material constituído principalmente por carbonato de cálcio (CaCO3).

Primeiramente, vamos determinar a massa de CaCO3 puro que existe no calcário:

1.4 Quando o rendimento da reação não é total

É comum uma reação química produzir uma quantidade de produto menor que a esperada pela equação química correspondente. Quando isso acontece dizemos que o rendimento da reação não foi total ou completo. Esse fato pode ocorrer ou porque a reação é "incompleta" (reação reversível) ou porque ocorrem "perdas" durante a reação.

Para esse tipo de cálculo estequiométrico é importante a seguinte definição:

Ou seja: r = q/Q

Note que:

- O valor (r) multiplicado por 100 nos fornece o chamado rendimento percentual;
- Da expressão acima tiramos q = Q . r , que nos fornece a quantidade (q) de substância que será realmente obtida, a qual entrará na regra de três usual.

Exemplo: Queimando-se 30 gramas de carbono puro, com rendimento de 90%, qual a massa de dióxido de carbono obtida?

1º) Se o rendimento percentual é 90%, o rendimento propriamente dito será igual a 90/100 = 0,90. Temos então:

C + O₂ ⇒ CO₂

         12 g -------------- 44 x 0,9 g 

30 g ------------------- x

Onde resulta: x =  99 g CO2

1.5 Quando há participação do ar nas reações químicas

O ar seco e puro é uma mistura gasosa que contém 78,02% de nitrogênio, 20,99% de oxigênio e 0,94% de argônio em volume (além de porcentagens mínimas de outros gases nobres); o ar atmosférico contém ainda umidade (vapor de água) e várias impurezas (monóxido de carbono, derivados de enxofre etc.).

Para efeito de cálculo, costuma-se considerar que o ar tem aproximadamente 21% de O₂ e 79% de N2 (juntamente com os outros gases) em volume.

Note que a proporção 21% de O₂ : 79% de N₂ : 100% de ar pode ser simplificada para 1:4:5, o que facilita extraordinariamente muitos problemas de cálculo estequiométrico, como podemos perceber pelas considerações feitas a seguir.

 Dos componentes do ar, somente o oxigênio costuma participar das reações, provocando combustões (queimas), ustulações (oxidações de sulfetos metálicos) e outras oxidações em geral. O nitrogênio (e muito menos os gases nobres) não reage, a não ser em casos muitos especiais; daí o motivo de o nitrogênio ser chamado gás inerte.  

Embora não reagindo, o nitrogênio faz parte tanto do ar que reage como dos gases finais que são produzidos na reação. É esse aspecto importante que vamos abordar neste item.

Exemplo:Um volume de 56 L de metano são completamente queimados no ar, produzindo gás carbônico e água. Supondo todas as substâncias no estado gasoso e nas mesmas condições de pressão e temperatura. (Composição volumétrica do ar: 20% de O2; e 80% de N2)

a) Qual o volume de ar necessário à combustão?

b) Qual o volume total dos gases no final da reação?

Tratando-se de um cálculo estequiométrico entre volumes gasosos, nas mesmas condições de pressão e temperatura, a resolução é imediata — basta seguir os coeficientes da equação balanceada:

a) Cálculo do volume do ar necessário à combustão

Se o volume de oxigênio é 2 . 56 % 112 L, o volume de ar será:

Veja que, em última análise, esse cálculo corresponde a multiplicar o volume do O₂ por 5, de acordo com a proporção já mencionada: 1 O₂ : 4 N₂ : 5 ar.

b) Cálculo do volume total dos gases no final da reação

Pela equação acima notamos que, no final, teremos: 56 L de CO2; 2. 56 = 112 L de vapor de água; além da sobra de N2 que existe no ar inicial e que não reage. Ora, sabendo a composição volumétrica do ar, temos:

Na verdade, esses cálculos são desnecessários, pois, relembrando a proporção 1 O₂ : 4 N₂ : 5 ar, vemos que basta multiplicar o volume de O₂ por 4, e teremos o volume do N₂.

Concluindo, diremos que o volume da mistura gasosa final será:

56 L de CO₂ + 112 L de vapor de água + 448 L de N₂, ou seja:  616 L

1.6 Quando os reagentes são misturas

Em nosso dia-a-dia, é muito comum lidarmos com misturas. Quando comemos um pedaço de bolo, por exemplo, devemos lembrar que esse bolo é o resultado de uma “mistura” de farinha, ovos, manteiga etc.

Na Química é também muito comum aparecerem misturas participando como “reagentes” das reações químicas. Podemos citar alguns exemplos:

•as ligas metálicas são misturas de metais;

•a gasolina, que queima nos motores dos automóveis, é uma mistura de hidrocarbonetos (pre-

ponderantemente C₇H₁₆ e C₈H₁₈);

•certas misturas gasosas são usadas como combustíveis, como, por exemplo: o chamado “gás de água” (mistura de CO e H₂); o “gás de botijão para fogões” (mistura de C₃H₈ e C₄H₁₀).

Nesses problemas, a dificuldade fundamental reside no seguinte: as misturas não são obrigadas a obedecer a uma proporção constante; no entanto, toda equação química deve obedecer a uma proporção constante, de acordo com a lei de Proust. Vamos então considerar dois exemplos ilustrativos:

1˚ exemplo — Quando a composição da mistura reagente é dada

Uma mistura formada por 5 mols de flúor e 10 mols de cloro reage completamente com o hidrogênio. Qual é a massa total dos produtos formados? (Massas atômicas: H= 1; F = 19; Cl = 35,5)

Resolução:

Vamos considerar separadamente as reações do flúor e do cloro e efetuar dois cálculos estequiométricos separados.

• para o flúor:

• para o cloro:

A massa total dos produtos (m_total) formados será, portanto:

m_total = 200 g de HF + 730 g de HCl ⇒ m_total = 930 g (massa total)

Note que não podemos somar as duas equações vistas acima, pois a soma:

2 H₂ + 1 F₂ +1 Cl₂   ----->    2 HF + 2 HCl

Apresenta a proporção de 1 mol de F₂ para 1 mol de Cl₂, enquanto o enunciado do problema fala em 5 mols de F₂ e 10 mols de Cl₂. Sendo assim, em problemas com misturas de reagentes, o ideal é resolver as equações químicas separadas, efetuando o cálculo estequiométrico também separadamente.

2˚ exemplo — Quando a composição da mistura reagente não é conhecida — pelo

                         contrário, constitui a pergunta do problema

Uma massa de 24 g de uma mistura de H₂ e CO queima completamente, produzindo 112 g de produtos finais. Pede-se calcular as massas de H₂ e de CO existentes na mistura inicial (massas atômicas:

H = 1; C = 12; O = 16).

As reações mencionadas no problema são:

2 H₂ + O₂  --------->  2 H₂O

2 CO + O₂ -------- >2 CO₂

Neste caso também não podemos somar as equações porque não conhecemos a proporção em que o H₂ e o CO estão misturados (aliás, esta é exatamente a pergunta do problema). Assim sendo, o caminho é trabalhar com cada equação química separadamente, como foi feito no 1º exemplo. Inicialmente vamos adotar o seguinte raciocínio:

• uma vez que a massa total da mistura de H₂ e CO foi dada (24 g), se chamarmos de x a massa de H2, a massa de CO será igual a (24 - x) gramas;

•analogamente, a massa total da mistura final de H₂O e CO₂ também foi dada (112 g), e se chamarmos de y a massa de H₂O, a massa do CO₂ será igual a (112 - y) gramas.

Vamos agora retomar as equações químicas separadamente e efetuar os cálculos estequiométricos correspondentes:

Postado por Kellen W.

Estequiometria

Estequiometria

        Tanto em laboratórios como na indústria química, é muito importante calcular a quantidade das substâncias que são utilizadas ou produzidas nas reações químicas. Aliás, esse cálculo é importante também em nosso cotidiano. Ao preparar um bolo, por exemplo, devemos misturar os ingredientes numa proporção adequada. Caso contrário, ao levar o bolo ao forno, a reação química que aí se processa não atingirá o resultado desejado.

De modo geral, esses cálculos são simples. Por exemplo, se fizermos a seguinte pergunta: “Se, para preparar um bolo, precisamos de 3 ovos, então quantos ovos serão necessários para preparar dois bolos? Qualquer pessoa responderá: 6 ovos. Esse é um cálculo típico entre duas grandezas (bolos e ovos) diretamente proporcionais. Essa é também a ideia fundamental do cálculo estequiométrico.

Daí a definição:

Ø Cálculo Estequiométrico ou Estequiometria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas feito com base nas leis das reações e executado, em geral, com o auxílio das equações químicas correspondentes.

O cálculo é uma decorrência das leis das reações químicas e da teoria atômico- molecular. Nesse cálculo, são utilizadas, normalmente, as informações quantitativas existentes na própria equação que representa a reação química. Por exemplo:

·       A equação                   N2(g)               3 H2                            2 NH3(g)

·       Nos indica que     1 molécula de N2    3 moléculas de H2     2 moléculas de NH3

·       E também que       1 mol de N2     3 mols de H2              2 mols de NH3

·       Ou que                      28 g de N2      3 x 2 g de H2              2 x 17 g de NH3

·       Ou ainda que              1 litro de N2    3 litros de H2              2 litros de NH3

Para resolver problemas envolvendo cálculo estequiométrico mais rapidamente, vamos mencionar algumas regras:

1.    Escrever a reação química mencionada no problema.

2.    Balancear ou acertar os coeficientes dessa equação.

3.    Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, volume, ou em mols, conforme as conveniências do problema.

Exemplo 1: Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2, 54 g de cobre metálico. (Dados: O= 16; Cu= 63, 5).

·       Resolução:

2 Cu + O2 =  2 CuO

 2 x 63, 5 g de Cu   ------  2 x 29, 5 g de CuO

2, 54 g de Cu   ----- M g de CuO

M= 3, 18 g de CuO

Exemplo 2: Calcular o volume de gás carbônico obtido, nas condições normais de pressão e temperatura, por calcinação de 200 g carbonato de cálcio. (Dados: C= 12; O= 16; Ca= 40).

·       Resolução:

CaCO3    =    CaO + CO2

     100 g de CaCO3  ------ 22, 4L de CO2

200 g de CaCO3 ------ V de CO2

V= 44, 8 L de CO2 (CNTP)

Exemplo 3: Um volume de 15 L de hidrogênio, medido a 15 0C e 720 mmHg, reage completamente com cloro. Qual o volume de gás clorídrico produzido na mesma temperatura e pressão?

·       Resolução:

H2 (g) + Cl2 (g)  =  2 HCl (g)

1 L de H2 ----- 2L de HCl

15 L de H2 ----- V de HCl

V= 30 L de HCl (a 150C e 720 mmHg)

Exemplo 4: Quantos mols de ácido clorídrico são necessários para produzir 23, 4 gramas de cloreto de sódio? (Dados: Na= 23; Cl= 35, 5).

·       Resolução:

HCl + NaOH =  NaCl

1 mol de HCl ----- 58, 9 g de NaCl

                 X ----- 23, 4 g de NaCl

X= 0,4 mols de HCl

Postado por Iêsa Lobato

Cálculo de Fórmulas

Cálculo de Fórmulas

As Fórmulas na Química......

Ao longo dos anos foram descobertas várias substancias químicas. Então para que possamos identificá-las, se utiliza nomes e fórmulas.

Fórmula Molecular: Na Química, é aquela que informa apenas o número de átomos em uma molécula, considerada, portanto, incompleta, pois priva-nos da compreensão das ligações entre estes átomos e a distribuição eletrônica em tais ligações.

Veja a seguinte fórmula molecular:

                              C₃H₆O

A partir dela, pode-se concluir que em um mol dessa substância existem 3 mols de átomos de carbono, 6 de hidrogênio e 1 de oxigênio.

Porém, não podemos saber a qual substância ela se refere.

Cálculo da Fórmula Centesimal

 A fórmula percentual ou centesimal indica a massa de cada elemento químico presente em 100 partes de massa de uma amostra, ou seja, refere-se à porcentagem (%) em massa de cada elemento da substância.

A fórmula percentual é importante, pois ela é o ponto de partida para se determinar as outras fórmulas químicas dos compostos, como a fórmula mínima ou empírica e a fórmula molecular.

A fórmula matemática usada para calcular essa porcentagem é dada por:

Porcentagem de massa do elemento = massa do elemento na amostra . 100% massa total da amostra

Usa-se também a regra de três para realizar esses cálculos.

Exercícios Resolvidos:

Questão 01 - Determine a fórmula percentual de um sal inorgânico, sendo que a análise de sua amostra indicou que em 50 g dessa substância existem 20 g de cálcio, 6 g de carbono e 24 g de oxigênio.

Resposta Questão 1

• Usando a fórmula:

% de massa do cálcio = massa do cálcio na amostra X 100%
                          massa total da amostra

Porcentagem de massa do cálcio = 20g X 100%

                                 50 g

Porcentagem de massa do cálcio = 40 %

Porcentagem de massa do carbono = 6 g X 100%                                                       50 g

Porcentagem de massa do carbono = 12 %

Porcentagem de massa do oxigênio = 24 g X 100%

                                   50 g

Porcentagem de massa do oxigênio = 48 %

Assim, a fórmula centesimal pode ser expressa por:Ca_40%C_12%O_48%

• Esse mesmo cálculo pode ser feito por regra de três, tomando-se uma amostra de 100 g:

Substância      Massa de Ca

50g------------------20g de Ca

100 g --------------- x

x = 40 g de Ca em 100 g de amostra ou 40% de Ca.

Substância      massa de C

50g----------------6g de C

100 g --------------- y

y = 12 g de Ca em 100 g de amostra ou 12% de C.

Substância      massa de O

50g----------------24g de  O

100 g --------------- w

w = 48 g de Ca em 100 g de amostra ou 48% de O.

Questão 02 - A glicose é um composto orgânico produzido pelos vegetais por meio do processo de fotossíntese, sendo que, posteriormente, suas moléculas se combinam para gerar a celulose e o amido. A celulose constitui a parede das células e o amido é armazenado em diversos órgãos vegetais. Determine a fórmula percentual da glicose, sendo que na decomposição de 1,8 g foram produzidas: 0,72 g de carbono, 0,12 g de hidrogênio e 0,96 g de oxigênio.

Resposta Questão 02

Assim, usa-se essa fórmula para cada elemento:

Porcentagem de massa do carbono = 0,72 g . 100% = 40 %

                                   1,8 g

Porcentagem de massa do hidrogênio= 0,12  g . 100% = 6,67%

                                    1,8 g

Porcentagem de massa do oxigênio = 0,96 g . 100% = 53,33%

                                    1,8 g

• Assim, a fórmula centesimal pode ser expressa por:C_40%H_6,67%O_53,33%
• O outro caminho que poderia ser seguido seria por regra de três, tomando uma amostra de 100 g:

Substância      massa de C

1,8 g ---------------- 0,72 g de C

100 g --------------- x

x = 40 g de C em 100 g de amostra ou 40% de C.

Substância      massa de H

1,8 g ---------------- 0,12 g de C

100 g --------------- x

x = 6,67 g de H em 100 g de amostra ou 6,67% de H.

Substância      massa de O

1,8 g ---------------- 0,96 g de O

100 g --------------- x

x = 53,33 g de O em 100 g de amostra ou 53,33% de O.

Questão 03 - Se estivermos gerando hidrogênio da água para ser usado como combustível e precisarmos saber quando será gerada determinada massa de água, qual é a porcentagem de massa do hidrogênio na água?

Resposta Questão 3

• Precisamos saber a massa de hidrogênio em uma molécula de água e a massa total dessa molécula:

H₂O = (2 mol . 1,008 g/mol) + (1mol  . 16,00 g/mol) = 18,016 g

H = 2 mol . 1,008 g/mol = 2,016 g

Porcentagem de massa do Hidrogênio =  _2,016 g_ . 100%

                                       18,016 g

Porcentagem de massa do Hidrogênio =   11,19%

• Ou fazendo por regra de três:

Substância         massa de H

18,016 g -------- 2,016 g de H

100 g --------------- x

x = 11,19 g de C em 100 g de amostra ou 11,19% de H.

Questão 04 - (UFC – CE) Uma amostra pesando 5,0 g de uma liga especial usada na fuselagem de aviões, contendo alumínio, magnésio e cobre, foi tratada com álcali para dissolver o alumínio e reduziu seu peso para 2,0 g. Esse resíduo de 2,0 g, quando tratado com ácido clorídrico, para dissolver o magnésio, reduziu-se para 0,5 g de cobre. Determine a composição centesimal dessa liga especial.

Resposta Questão 4

• Se a liga tinha no total a massa de 5,0 g e depois que o alumínio se dissolveu restaram 2,0 g, isso significa que a massa de alumínio era de 3,0 g. Com o mesmo raciocínio, temos que 1,5 g é a massa do magnésio e 0,5 g a massa do cobre. Jogando esses valores na fórmula da porcentagem de cada elemento no composto, temos:

Porcentagem de massa do alumínio = 3,0 g . 100% = 60%

                                   5,0 g

Porcentagem de massa do magnésio = 1,5  g . 100% = 30%

                                    5,0 g

Porcentagem de massa do cobre = 0,5 g . 100% = 10%

                                5,0 g

• Ou por regra de três:

Substância         massa de Al

5,0 g -------- 100 %

3,0 g --------------- x

x = 60% de Al

Substância         massa de Mg

5,0 g -------- 100 %

1,5 g --------------- x

x = 30% de Al.

Substância         massa de Cu

5,0 g -------- 100 %

0,5 g --------------- x

x = 10% de Al.

• Assim, a fórmula percentual da liga é Al_60%Mg_30%Cu_10%

Questão 05 - (UFM-RS) A fórmula percentual indica a massa de cada elemento químico que existe em 100 partes de massa da substância. Considerando a sacarose, C₁₂H₂₂O₁₁, açúcar extraído da cana de açúcar e da beterraba, é correto afirmar que a composição percentual do carbono, de hidrogênio e de oxigênio nessa molécula é respectivamente:

a)     (40,11; 7,43 e 52,46)%

b)     (43,11; 5,43 e 51,46)%

c)     (41,11; 8,43 e 50,46)%

d)     (42,11; 6,43 e 51,46)%

e)     (43,11; 4,43 e 52,46)%

Resposta Questão 5

• Descobrindo a massa de cada elemento em uma molécula de sacarose:

C = (12 mol . 12 g/mol) = 144 g

H = ( 22 mol . 1 g/mol) = 22 g

O = (11 mol . 16 g/mol) = 176 g

• Somando as massas dos elementos para saber a massa total de 1 mol da sacarose: (114 + 22 + 176) g = 342 g.
• Jogando esses valores na fórmula da porcentagem de cada elemento no composto, temos:

Porcentagem de massa do carbono = 144 g . 100% = 42,11%

                                  342 g

Porcentagem de massa do hidrogênio = 22  g . 100% = 6,43%

                                     342 g

Porcentagem de massa do oxigênio = 176 g . 100% = 51,46%

                                   342 g

• Ou por regra de três:

Substância      massa de C

342 g -------- 144 g de C

100 g ---------x

x = 42,11 g de C em 100 g de amostra ou 42,11% de C.

Substância      massa de H

342 g -------- 22 g de H

100 g --------- x

x = 6,43 g de H em 100 g de amostra ou 6,43% de H.

Substância     massa de O

342 g -------- 176 g de O

100 g --------- x

x = 51,46 g de O em 100 g de amostra ou 51,46% de O.

• Assim, a fórmula percentual da sacarose é C_42,11%H_6,43%O_51,46%.

Cálculo da Fórmula Mínima 

 Fórmula mínima (ou empírica) indica a proporção, expressa pelos números inteiros, entre os átomos presentes num agregado atômico, ou íons num agregado iônico.
Conhecendo-se quanto de cada elemento está presente numa determinada amostra de substância, é possível calcular sua fórmula mínima.Conhecendo-se a fórmula molecular de uma substância, sua fórmula mínima é determinada através de "simplificação matemática" dos índices dos elementos na fórmula molecular. Em muitos casos as fórmulas mínima e molecular são as mesmas.

substância	Fórmula molecular	fórmula mínima
água oxigenada	H2O2	HO
benzeno	C6H6	CH
eteno	C2H4	CH2
propeno	C3H6	CH2
buteno	C4H8	CH2
ácido nítrico	HNO3	HNO3
glicose	C6H12O6	CH2O

Observe que substâncias diferentes, como o eteno, propeno e buteno, podem apresentar a mesma fórmula mínima. Isto não acontece com a fórmula molecular, que é característica de cada substância.

A fórmula mínima de uma substância geralmente é expressa da seguinte maneira:

(fórmula mínima)_n

onde n, é um número inteiro. Para a água oxigenada temos (HO)_n onde n = 2 e para a glicose (CH₂O)_n onde n = 6.

Exemplo:

Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio. Dados: massas atômicas: Na = 23; C = 12; O = 16

Resolução

Vamos adotar o seguinte esquema:

Dados	Divisão das porcentagens pelas respectivas massas atômicas	Divisão pelo menor dos valores encontrados (0,94)
43,4% Na	43,4/23 = 1,88	1,88/0,94 = 2
11,3% C	11,3/12 = 0,94	0,94/0,94 = 1
45,3% O	45,3/16 = 2,82	2,82/0,94 = 3

Fórmula mínima = Na₂CO₃

OBS.: No esquema explicado, acontece freqüentemente o seguinte: dividindo-se todos os valores pelo menor deles (coluna 3), nem sempre chegamos a um resultado com todos os números inteiros. Por exemplo, num outro problema, poderíamos ter a proporção 2 : 1,5 : 3; no entanto, multiplicando esse valores por 2, teremos 4 : 3 : 6. Generalizando, diremos que, às vezes, no final do problema somo obrigados a efetuar uma "tentativa", multiplicando todos os valores por 2, ou por 3, etc. (sempre um número inteiro pequeno), a fim de que os resultados finais tornem-se inteiros.

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Postado por: Ana Camila DSB