quinta-feira, 29 de maio de 2014

AULA - FÓRMULAS

As fórmulas constituem o meio mais simples e inconfundível para designar os compostos inorgânicos e orgânicos. São essenciais no estabelecimento das equações químicas. Seu uso é particularmente indicado na designação de substâncias de composição complexa, bem como na descrição de procedimentos químicos de modo a evitar a possibilidade de falsas interpretações. Entretanto, não se recomenda o seu uso generalizado, embora, em certas circunstâncias, se possa preferir uma fórmula a um nome de pronúncia difícil.

CRONOLOGIA DAS FÓRMULAS

Fórmula química é a representação gráfica de uma só espécie de molécula.
A molécula é constituída de átomos.
Determinar a fórmula é, portanto, conhecer o número de átomos.
Analogamente, a massa molar e o número de mols de cada elemento presente nesta substância.

Ex: leitura molar de uma fórmula.

C6H12O6: significa que em um mol de moléculas desta substância teremos 6 mols de átomos de Carbono, 12 mols de átomos de Hidrogênio e 6 mols de átomos de Oxigênio ou 1 mol de moléculas é formado por 72gramas de Carbono, 12 gramas de Hidrogênio e 96 gramas de Oxigênio.

CRONOLOGIA DA DETERMINAÇÃO DAS FÓRMULAS.

1. Relações Estequiométricas

Seu cálculo inicialmente foi feito com relações estequiométricas básicas, em massa, usando uma balança para determinar dados experimentais tirados de reações químicas.

Dado prático: na eletrólise de 100 gramas de água são formadas 11,1 gramas de gás hidrogênio e 88,9 gramas de gás oxigênio.

2. Fórmula Ponderal (%): mostra a porcentagem de cada elemento na substância.

Sinônimos: fórmula centesimal, percentual.

Baseado em dados estequiométricos chegamos à fórmula ponderal da água.

Hidrogênio: 11,11 gramas por 100 gramas = 11,11%

Oxigênio: 88,89 gramas por 100 gramas = 88,89%

Fórmula centesimal da água => H11,11%O 88,89%


3. Fórmula Mínima: é a fórmula que indica a menor proporção entre os elementos que entram na formação da molécula do composto.

A criação da escala de massas atômicas possibilitou calcular a proporção entre os elementos que compõe a fórmula ponderal.

Essa proporção expressa quantos mols existe de cada elemento na composição da substância.

Cálculo para o hidrogênio: 11,11%

Sua massa molar é igual a 1 grama.

Dividido 11,11 gramas por 1,0 grama = 11,11mol.

11,11 gramas de hidrogênio corresponde a 11,11 mols.

Cálculo para o oxigênio: 88,89%

Sua massa molar é igual a 16 gramas.

88,89 gramas dividido por 16,0 gramas =  5,55mol.

88,89 gramas de Oxigênio corresponde a 5,55 mols

Dividindo os dois valores pelo menor teremos;

11,11 dividido por 5,55 = 2 mols

5,55 dividido por 5,55 = 1mol

A fórmula mínima da água esta na proporção de 2 mols de hidrogênios para 1 mol de oxigênio.

Fórmula mínima da água => H2O

A fórmula mínima não conseguiu o objetivo de identificar cada substância, pois existem substâncias diferentes com fórmulas mínimas iguais, veja exemplos abaixo.

Ex: fórmula mínima do benzeno calculada => C1H1 

Ex: fórmula mínima do gás acetileno(etino) calculada => C1H1


4. Fórmula Molecular: é a fórmula que indica o número exato de mols que entram na formação da molécula do composto.

Para calcular a quantidade de cada elemento foi necessário o cálculo da massa molecular ou molar da substância. Este cálculo foi feito experimentalmente usando as propriedades coligativas.

Ex 1: benzeno de fórmula mínima C1H1apresenta massa igual a 13 e sua massa molar é igual a 78 que é seis vezes maior, ou seja apresenta seis vezes mais átomos que a mínima, logo sua fórmula molecular é C6H6.

Ex 2: o gás etino de fórmula mínima C1H1apresenta massa igual a 13 e sua massa molar é igual a 26 que é duas vezes maior, ou seja apresenta duas vezes mais átomos que a mínima, logo sua fórmula molecular é C2H2

Exercícios resolvidos: CLIQUE AQUI



LEITURAS DAS FÓRMULAS QUÍMICAS


          PARA COMPOSTOS MOLECULARESque são formados por moléculas.

 1. LEITURA MOLAR: a unidade usada será mols de .......

      Ex: Sacarose: C12H22O11 => 1 mol de moléculas de sacarose é formado por 12 mols de

átomos de Carbono, 22 mols de átomos de Hidrogênio e 11 mols de átomos de Oxigênio.

1 mol de ............ = 6,02 x 1023 ............

2. LEITURA ATÔMICA: mostra o número de átomos que compõe a substância
 
      Sacarose: C12H22O11= > 1 x 6,02 x 1023 moléculas de sacarose são formadas por:

12x 6,02 x 1023 átomos de Carbono, 22x 6,02x1023 átomos de Hidrogênio e  11x 6,02x1023 átomos de Oxigênio.

 
3. LEITURA MÁSSICA: caracteriza a massa da substância e de seus componentes
 
     Sacarose: C12H22O11 => [(12x12) + (1x22) + (11x16)] = 342g de sacarose são formadas por:
 
                     (12x12) = 144g de Carbono, (1x22) = 22g de Hidrogênio e (11x16) = 176g de Oxigênio.


           PARA COMPOSTOS IÔNICOS: identificados pela presença de metal + ametal na fórmula e se caracteriza por ser uma aglomerado de íons, que formam o que podemos chamar de partículas.

1. LEITURA MOLAR: a unidade usada será mols de .......

      Ex: Sulfato de alumínio [Al2(SO4)3] => 1 mol de partículas de sulfato de alumínio é formado por 2 mols de íons alumínio (Al+3), 3 mols de íons sulfato (SO4-2).

Total de íons, em mols = 5 mols de cátions e ânions

1 mol de ............ = 6,02 x 1023 ............

2. LEITURA ATÔMICA: número de átomos formadores dos íons

      Ex: Sulfato de alumínio [Al2(SO4)3] => 1 x 6,02 x 1023 partículas de sulfato de alumínio são formadas por 2 x 6,02 x 1023 átomos de alumínio, 3 x 6,02 x 1023 de átomos de enxofre e 12 x 6,02 x 1023 átomos de oxigênio.
 

3. LEITURA IÔNICA: mostra o número de íons que compõe a substância

      Ex: Sulfato de alumínio [Al2(SO4)3]1=> 1 x 6,02 x 1023 partículas de sulfato de alumínio são formadas por      2 x 6,02 x 1023 íons alumínio (Al+3), 3 x 6,02 x 1023 íons sulfato (SO4-2).

Total de íons =[2 x 6,02 x 1023  (Al+3)] + [3 x 6,02 x 1023 (SO4-2)] = 5 x 6,02 x 1023 íons.


4. LEITURA MÁSSICA: caracteriza a massa da substância e de seus componentes

     Ex: Sulfato de alumínio [Al2(SO4)3=> [(2 x 27) + (3 x 32) + (12 x 16)] = 342g de sulfato de alumínio são formadas por (2 x 27) = 54g de alumínio, (3 x 32) = 96g de enxofre e (12 x 16) = 172gramas de oxigênio.

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