Um químico observou o desprendimento de um gás numa reação química e coletou um pouco do material para análise. Foi constatado conter
de C e
de H . Também foi observado que 500 mL do gás a 760 Torr e
apresentavam massa de
.
a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso?
b) Qual a sua massa molar?
c) Qual sua fórmula molecular?
a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso?
b) Qual a sua massa molar?
c) Qual sua fórmula molecular?
Passo 1
Vou listar claramente o que o enunciado dá e o que é pedido.
Dados fornecidos:
- Composição percentual do composto:
de C e de H (por massa). - Uma amostra gasosa: volume
à pressão e temperatura tem massa .
Perguntas:
a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso?
b) Qual a sua massa molar?
c) Qual a sua fórmula molecular?
a) Qual a fórmula empírica do composto gasoso?
b) Qual a sua massa molar?
c) Qual a sua fórmula molecular?
Passo 2
Como achar a fórmula empírica a partir de percentuais de massa: assume-se uma amostra de
do composto (isso transforma porcentagens em gramas diretamente), converte-se para mols usando massas atômicas e depois obtém-se a razão molar mais simples entre os elementos.
Assumindo
do composto:
- Massa de C:
. - Massa de H:
.
Usando massas atômicas aproximadas:
e
.
Calcular número de mols de cada elemento:
Agora faz-se a razão dividindo tudo pelo menor valor (aqui o menor é
):
Arredondando para inteiros próximos, obtemos a razão
. Portanto a fórmula empírica é
Observação didática rápida: se a razão não for próxima de um inteiro (ex.: 1,5 ou 2,2) faz-se multiplicações por 2, 3, 4 etc. até obter inteiros próximos. Aqui deu quase exatamente
, então é seguro.
Passo 3
Calcular a massa molar da unidade empírica (massa molar da fórmula empírica). Somamos as massas atômicas multiplicadas pelos índices:
Isso é a massa do “bloco” empírico
.
Passo 4
Agora encontrar a massa molar real (massa molar do composto) usando os dados do gás. Método: usar a equação dos gases ideais e relacioná-la com a massa medida.
Equação dos gases ideais:
onde
-
é a pressão (em atm), -
é o volume (em L), -
é o número de mols, -
é a constante dos gases, -
é a temperatura (em K).
Queremos a massa molar
. Sabendo que
(onde
é a massa da amostra e
a massa molar), substituímos em
e rearranjamos para
:
Definir e converter unidades:
- Pressão:
. - Volume:
. - Temperatura:
. - Massa:
. - Constante dos gases:
.
Calcular produto
:
Substituindo em
:
Arredondando com sentido prático,
. Para propósitos de química qualitativa toma-se
ou simplesmente
dependendo das casas significativas. Vou usar
como valor calculado.
Comentário alternativo (mais simples): no STP uma mole ocupa
. Então número de mols em
é
e
, chegando ao mesmo resultado.
Passo 5
Determinar a fórmula molecular: divide-se a massa molar experimental pela massa molar da fórmula empírica para saber quantos blocos empíricos existem na molécula real.
O fator é
, então a fórmula molecular contém 2 vezes a unidade empírica
. Multiplicando os índices obtemos:
Comentário final e incentivo: portanto o gás é o etano (
). Viu como é direto quando se transforma porcentagens em gramas, passa para mols e usa a lei dos gases? Você já conseguiu — bora marcar mais exercícios desses!
Resposta
a)
b)
c)
b)
c)