01a Determinacao de Formulas Moleculares

Prévia do material em texto

[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 1 
 
 
01A.DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES 
 
01. A clorofila a, que é o pigmento responsável pela cor verde da maioria das 
plantas, tem fórmula molecular C55H72MgN4O5. Calcule a composição 
percentual da clorofila a. 
 
RESOLUÇÃO. 
 
1. C55H72MgN4O5 
 
Inicialmente tomamos as devidas massas atómicas de cada um dos elementos 
que compõem a molécula da clorofila: 
 
Elemento Massa atómica 
(u) 
Massa molar 
(g.mol -1) 
Total de átomos 
na molécula 
Contribuição para 
a massa molar da 
molécula (g.mol -1) 
C 12,01 12,01 55 660,55 
H 1,008 1,008 72 72,58 
Mg 24,31 24,31 1 24,31 
N 14,01 14,01 4 56,04 
O 16 16 5 80,00 
 
Somando-se os valores individuais para as massas molares de cada elemento 
presentes na molécula temos: 
 
Massa molar (C55H72MgN4O5) = (660,55 + 72,58 + 24,31 + 56,04 + 80,00) g.mol 
-1. 
 
Massa molar (C55H72MgN4O5) = 893,48 g.mol 
-1. 
 
A massa molar de cada elemento é numericamente igual à massa em gramas 
desse elemento quando se tem 1 mol de C55H72MgN4O5, portanto: 
 
1 mol de C = 12,01 g → na molécula temos: 55 mol de C = 660,55 g de C 
1 mol de H = 1,008 g → na molécula temos: 72 mol de H = 72,58 g de H 
1 mol de Mg = 24,31 g → na molécula temos: 1 mol de Mg = 24,31 g de Mg 
1 mol de N = 14,01 g → na molécula temos: 4 mol de N = 56,04 g de N 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 2 
 
1 mol de O = 16,00 g → na molécula temos: 5 mol de O = 80,00 g de O 
 
1 mol de C55H72MgN4O5 = 893,48 g 
 
Para calcular a fórmula percentual, devemos estabelecer que a massa em 
gramas contidas em 1 mol da molécula equivale a 100%. Dessa forma, as demais 
percentagens de cada elemento podem ser encontradas pelos cálculos abaixo: 
 
%(C) = (660,55 g de carbono) . (100 %) ÷ (893,48 g do composto) 
∴ %(C) = 73,93% 
%(H) = (72,58 g de azoto). (100 %) ÷ (893,48 g do composto) 
∴ %(H) = 8,12% 
%(Mg) = (24,31 g de magnésio) . (100 %) ÷ (893,48 g do composto) 
∴ %(Mg) = 2,72% 
%(N) = (56,04 g de azoto) . (100 %) ÷ (893,48 g do composto) 
∴ %(N) = 6,27% 
%(O) = (80,00 g de oxigénio) . (100 %) ÷ (893,48 g do composto) 
∴ %(C) = 8,95% 
A fórmula percentual é, portanto: 
 
C73,93%H8,12%Mg2,72%N6,27%O8,95% 
 
 
2. Qual é fórmula empírica dos compostos orgânicos cuja composição 
percentual é dada abaixo? 
 a) 85,6% C; 14,4% H. 
 b) 40,0% C; 6,7% H. 
 c) 40,7% C; 8,5% H; 23,8% N. 
 d) 39,4% C; 11,6% H; 23,0% N. 
 e) 60,0% C; 13,4% H. 
 f) 12,6% C; 3,2% H; 84,1% Br. 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 3 
 
 
A fórmula empírica (ou mínima) é aquela que indica a proporção mínima em 
números inteiros entre os elementos constituintes de uma molécula. Quando os 
dados relativos à quantidade dos átomos estiverem em percentagem, é útil 
considerarmos que existam 100 g do composto, pois assim, o percentual de cada 
elemento é numericamente igual à quantidade expressa em gramas. 
a) 85,6% C; 14,4% H. 
Em 100 g desse composto temos: 85,6 g de C e 14,4 g de H 
Feito isso, calcula-se a quantidade de matéria (mol) de cada elemento: 
n(C) = (85,6 g C) . (1,0 mol C)/(12,01 g C) ∴ n(C) = 7,12 mol 
n(H) = (14,4 g H) . (1,0 mol H)/(1,008 g H) ∴ n(H) = 14,2 mol 
A proporção em quantidade de matéria entre átomos de carbono e hidrogénio 
é: 7,12 mol de C : 14,2 mol de H 
Como não podem existir números decimais na fórmula, dividimos todos os 
valores encontrados pelo menor deles, neste caso 7,12: 
(7,12 mol de C)/(7,12) : (14,2 mol de H)/(7,12) 
1 mol de C : 2 mol de H 
Uma vez encontrada a menor proporção em números inteiros, podemos 
escrever: 
Fórmula empírica - CH2 
b) 40,0% C; 6,7% H. 
Em 100 g desse composto temos: 40,0 g de C e 6,7 g de H 
Quantidade de matéria (mol) de cada elemento: 
n(C) = (40,0 g C) . (1,0 mol C)/(12,01 g C) ∴ n(C) = 3,33 mol 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 4 
 
n(H) = (6,7 g H) . (1,0 mol H)/(1,008 g H) ∴ n(H) = 6,64 mol 
 A proporção em quantidade de matéria entre átomos de carbono e hidrogénio é: 
3,33 mol de C : 6,64 mol de H 
(3,33 mol de C)/(3,33) : (6,64 mol de H)/(3,33) 
1 mol de C : 2 mol de H Fórmula empírica - CH2 
c) 40,7% C; 8,5% H; 23,8% N. 
Em 100 g desse composto temos: 
40,7 g de C 
8,5 g de H 
23,8 g de N 
Quantidade de matéria (mol) de cada elemento: 
n(C) = (40,7 g C) . (1,0 mol C)/(12,01 g C) ∴ n(C) = 3,38 mol 
n(H) = (8,5 g H) . (1,0 mol H)/(1,008 g H) ∴ n(H) = 8,42 mol 
n(N) = (23,8 g N) . (1,0 mol N)/(14,01 g N) ∴ n(N) = 1,70 mol 
A proporção em quantidade de matéria entre átomos de carbono e hidrogénio é: 
3,38 mol de C : 8,42 mol de H : 1,70 mol de N 
(3,38 mol de C)/(1,70) : (8,42 mol de H)/(1,70) : (1,70 mol de N)/(1,70) 
2 mol de C : 5 mol de H : 1 mol de N 
Fórmula empírica - C2H5N 
d) 39,4% C; 11,6% H; 23,0% N. 
Em 100 g desse composto temos: 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 5 
 
39,4 g de C 
11,6 g de H 
23,0 g de N 
Quantidade de matéria (mol) de cada elemento: 
n(C) = (39,4 g C) . (1,0 mol C)/(12,01 g C) ∴ n(C) = 3,28 mol 
n(H) = (11,6 g H) . (1,0 mol H)/(1,008 g H) ∴ n(H) = 11,5 mol 
n(N) = (23,0 g N) . (1,0 mol N)/(14,01 g N) ∴ n(N) = 1,64 mol 
A proporção em quantidade de matéria entre átomos de carbono hidrogénio e 
azoto é: 3,28 mol de C : 11,5 mol de H : 1,64 mol de N 
(3,28 mol de C)/(1,64) : (11,5 mol de H)/(1,64) : (1,64 mol de N)/(1,64) 
2 mol de C : 7 mol de H : 1 mol de N Fórmula empírica - C2H7N 
 e) 60,0% C; 13,4% H. 
Em 100 g desse composto temos: 
60,0 g de C 
13,4 g de H 
Quantidade de matéria (mol) de cada elemento: 
n(C) = (60,0 g C) . (1,0 mol C)/(12,01 g C) ∴ n(C) = 4,99 mol 
n(H) = (13,4 g H) . (1,0 mol H)/(1,008 g H) ∴ n(H) = 13,2 mol 
A proporção em quantidade de matéria entre átomos de carbono e hidrogénio é: 
4,99 mol de C : 13,2 mol de H 
(4,99 mol de C)/(4,99) : (13,2 mol de H)/(4,99) 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 6 
 
1 mol de C : 2,6 mol de H 
Neste caso, quando o resultado apresentar uma proporção entre números não 
inteiros, deve-se multiplicar os valores obtidos por um número que transforme a 
proporção numa relação com os menores números inteiros possíveis. 
Multiplicando por 5 temos: 
5 mol de C : 13 mol de H Fórmula empírica - C5H13 
f) 12,6% C; 3,2% H; 84,1% Br 
Em 100 g desse composto temos: 
12,6 g de C 
3,2 g de H 
84,1 g de Br 
Quantidade de matéria (mol) de cada elemento: 
n(C) = (12,6 g C) . (1,0 mol C)/(12,01 g C) ∴ n(C) = 1,04 mol 
n(H) = (3,2 g H) . (1,0 mol H)/(1,008 g H) ∴ n(H) = 3,17 mol 
n(Br) = (84,1 g N) . (1,0 mol N)/(79,9 g N) ∴ n(N) = 1,05 mol 
A proporção em quantidade de matéria entre átomos de carbono e hidrogénio é: 
1,04 mol de C : 3,17 mol de H : 1,05 mol de N 
(1,04 mol de C)/(1,04) : (3,17 mol de H)/(1,04) : (1,05 mol de N)/(1,04) 
1 mol de C : 3 mol de H : 1 mol de Br Fórmula empírica - CH3Br 
 
 
 
 
 
 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 7 
 
3. A combustãode 6,51 mg de um líquido incolor produziu 20,46 mg de 
dióxido de carbono e 8,36 mg de água. A 100 ºC e 760 Torr (1 Torr = 1 mm 
Hg) de pressão, 100 cm3 do composto (agora um gás) pesam 285 mg. 
Calcular. 
 a) Composição percentual. 
 b) Fórmula empírica. 
 c) Fórmula molecular. 
 
Pela lei de conservação da massa, a quantidade em gramas dos reagentes deve 
ser igual à encontrada para os produtos. Analisando os dados, pode-se perceber 
que a reacção parte de 6,51 mg de um líquido desconhecido formando 20,46 mg 
de CO2 e 8,36 mg de H2O totalizando 28,52 mg. O acréscimo de massa deve ser 
atribuído à participação de átomos cuja origem não está no composto de partida 
e como se trata de uma reacção de combustão, tais átomos certamente tem sua 
origem em moléculas de oxigénio presentes no ar, necessárias como 
comburente. 
 
a) Não sabemos com certeza se átomos de oxigénio estão presentes no 
composto mas, certamente ele apresenta carbono e hidrogénio pois 
os produtos são CO2 e H2O. Pode-se equacionar a reacção conforme 
abaixo: 
 
Composto + O2(g) → CO2(g) + H2O(l) 
 
A massa de CO2 obtida foi de 20,46 mg. A quantidade só de carbono contida 
nessa massa pode ser calculada conforme abaixo: 
 
20,46 mg 
CO2 . 
1 mmol 
CO2 . 
1 mmol 
C . 
12,01 
mg C 
= 
5,58 
mg de 
C 
 
 44,01 mg 
CO2 
 1 mmol 
CO2 
 1 mmol 
C 
 
A massa de H2O obtida foi de 8,36 mg. A quantidade só de hidrogénio contida 
nessa massa é: 
 
8,36 mg 
H2O . 
1 mmol 
H2O . 
2 mmol 
H . 
1,008 
mg H 
= 
0,935 mg 
de H 
 
 18,016 mg 
H2O 
 1 mmol 
H2O 
 1 mmol 
H 
 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 8 
 
 Assim sendo, para calcularmos qual a fórmula percentual: 
 
 I. Verificamos se a soma das massas correspondem a 6,51 mg. Isso nos permitirá 
concluir se o composto é apenas formado por carbono e hidrogénio ou se ele 
também possui átomos de oxigénio. 
5,58 + 0,935 = 6,51 mg 
(Formado apenas por C e H portanto) 
 
II. Admitindo que 6,51 mg do composto incinerado correspondem a 100%, as 
percentagens de carbono e hidrogénio podem ser calculadas: 
 
5,58 mg C . 100% 
= 85,71 % 
 
 6,51 mg do 
composto 
 
 
 
0,935 mg H . 100% 
= 14,36 % 
 
 6,51 mg do 
composto 
 
A fórmula percentual é, portanto... 
C85,71%H14,36% 
 
b) A Fórmula empírica pode ser encontrada calculando-se a quantidade de 
matéria de carbono e hidrogénio presente no composto antes da combustão. 
 
Em 100 mg do composto temos: 
 
Massa (C) = 85,71 mg 
Massa (H) = 14,36 mg 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 9 
 
A quantidade de matéria para cada elemento é: 
 
85,71 
mg C . 
1 mmol C 
= 7,13 mmol 
 12,01 mg C 
 
 
14,36 
mg H . 
1 mmol H 
= 14,24 mmol 
 1,008 mg H 
 
Como a Fórmula empírica não pode ser expressa com números fraccionários, 
dividimos todos os valores encontrados pelo menor: 
 
7,13 : 14,24 
7,13 ÷ 7,13 : 14,24 ÷ 7,13 
1 : 2 
A Fórmula empírica é portanto: 
 
CH2 
 
c) 100 cm3 do mesmo composto, agora no estado gasoso a 100 ºC e 760 
Torr, apresenta massa de 285 mg. Pela equação geral dos gases perfeitos 
temos: 
PV = nRT 
 
Como 100 cm3 do composto (100 mL aproximadamente) apresentam 285 mg 
à 100 ºC (100 ºC = 373 K) e 760 mmHg (1 atm = 760 mm Hg), e admitindo 
comportamento ideal para o composto no estado gasoso, podemos escrever: 
 
PV = nRT 
(1 atm).(100 mL) = n.(0,082 atm.L.mol -1 . K -1).(100 ºC) 
(1 ).(0,1 L) = (m/M).(0,082.L.mol -1 . K -1).(373 K) 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 10 
 
0,1 = (285 mg/M).(0,082.mol -1).(373) 
0,1 = (0,285 g/M).(30,58. mol -1) 
(0,1)/(30,58.mol -1) = (0,285 g/M) 
0,0032.mol = (0,285 g/M) 
M = (0,285 g)/(0,0032. mol) 
M ≈ 89 g.mol -1 
Com isso encontramos a massa molecular do composto. 
A fórmula molecular pode ser obtida seguindo o seguinte raciocínio: 
 
Massa molar do composto . 
(Fórmula 
empí
ica) 
 
Massa molar da Fórmula 
empírica 
 
Dessa forma: 
 89 g.mol -1 . 
(CH2) 
 
14,026 
 6 . (CH2) 
(fórmula molecular) - C6H12 
 
4. Cantaridina, o ingrediente activo da cantárida (insecto coleóptero, Lytta 
vesicatoria (L.), usado como afrodisíaco), dá uma análise elementar de 61,2% 
de C e 6,2% H. testes qualitativos mostram que não contém azoto, enxofre, 
fósforo, halogéneos e metais. O peso molecular, determinado pelo método de 
abaixamento crioscópico em cânfora, foi 201 ± 20. Qual a fórmula molecular 
da cantaridina? 
 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 11 
 
 
O composto é formado por carbono e hidrogénio e em 100 g temos: 
 
Carbono = 61,2 g 
Hidrogénio = 6,2 g 
 
Como essas quantidades não somam 100 g, deve existir um terceiro tipo de 
elemento presente na estrutura da cantaridina. O enunciado da questão 
admite não existir N, S, P, halogéneos ou metais e, portanto, o elemento 
químico mais provável é o oxigénio. Se em 100 g 61,2 g são de carbono e 6,2 
g são de hidrogénio, a massa de oxigénio na molécula é: 
 
Oxigénio = 100 g – (61,2 + 6,2)g 
Oxigénio = 32,6 g 
 
A proporção em quantidade de matéria para cada um dos elementos é 
calculada conforme abaixo: 
 
61,2 g de C . 1 mol de C 
= 5,09 mol de C 
 12,01 g de C 
 
6,2 g de H . 1 mol de H 
= 6,15 mol de H 
 1,008 g de H 
 
 
32,6 g de O . 1 mol de H 
= 2,06 mol de O 
 16,00 g de H 
 
5,09 mol de C : 6,15 mol de H : 2,06 mol de O 
(5,09 ÷ 2,06) mol de C : (6,15 ÷ 2,06 mol de H) : (2,06 ÷ 2,06) mol de O 
2,5 mol de C : 3 mol de H : 1 mol de O 
 
Multiplicando-se todos os valores por 2, temos: 5 mol de C : 9 mol de H : 2 mol 
de O 
 
Fórmula empírica: C5H9O2 
 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 12 
 
Fórmula molecular: 
 
 
Massa molar do composto . (Fórmula 
empírica) 
 
Massa molar da Fórmula empírica 
 
201 g.mol -1 . 
(C5H9O2) 
 
85,122 g.mol -1 
 
 
2,3 . (C5H9O2) 
OBS: convém admitir 2,3 ≈ 2. 
2 . (C5H9O2) 
 
C10H18O4 
 
5. O odor desagradável da jaritataca [mamífero carnívoro da família dos 
mustalídeos (Conepatus chilensis amazonicus) que excreta como defesa um 
líquido irritante e nauseante] é devido a uma combinação de compostos 
orgânicos simples, um dos quais deu a seguinte análise: 54,51% C; 9,18% H; 
36,31% S. A massa molecular é 89 uma ± 3. Qual a fórmula molecular deste 
composto? 
 6. A análise química do sangue de um suicida mostrou a presença de um 
composto que não está normalmente no sangue. Este composto continha 
carbono e hidrogénio, mas não azoto, halogénio ou enxofre. Não foi feito 
análise para oxigénio. A combustão de 33,0 mg deu 63,0 mg de dióxido de 
carbono e 39,1 mg de água. 
a) Qual a fórmula empírica do composto? 
b) O composto reage vigorosamente com sódio. Qual a estrutura do 
composto encontrado no sangue do suicida e o que provavelmente ele tomou 
antes de morrer? 
a. 
 A questão informa que o composto não possui outros elementos além de C e H, 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 13 
 
porém, não foi feito teste para oxigénio o que não nos permite afirmar, com 
certeza, se a molécula possui ou não este elemento. Isso não descarta a 
possibilidade de um composto oxigenado e para comprovarmos, basta verificarse a massa de carbono e hidrogénio nos produtos é igual à massa inicial antes da 
combustão. 
 63,0 mg CO2 
1 mmol de CO2 1 mmol de C 12,01 mg C = 17,18 mg de C 
44,02 mg 1 mmol de CO2 1 mmol de C 
 
39,1 mg H2O 
1 mmol de H2O 2 mmol de H 1,008 mg H 
= 4,37 mg H 
18,016 mg 1 mmol de H2O 1 mmol de H 
 Somando-se as massas obtidas, temos: 
 (17,18 + 4,37) mg = 21,55 mg 
Como a reacção foi com 33,0 mg, conclui-se que a massa restante deve-se ao 
oxigénio, portanto: 
 (33,0 – 21,55) = 11,45 mg de oxigénio. 
Para encontrar a Fórmula empírica, basta calcular a quantidade de matéria de 
cada elemento: 
17,18 mg de C . 
1 mmol de C 
= 1,43 mmol de C 
12,01 mg C 
 
4,37 mg de H . 
1 mmol de H 
= 4,34 mmol de H 
1,008 mg H 
 
 11,45 mg de O . 
1 mmol de O 
= 0,72 mmol de O 
16,00 mg O 
 A proporção em quantidade de matéria entre átomos de carbono hidrogénio e 
[01A. DETERMINAÇÃO DE FÓRMULAS MOLECULARES] QUÍMICA II 
 
João Paulo Noronha 14 
 
oxigénio é: 
1,43 mmol de C : 4,34 mmol de H : 0,72 mmol de O 
(1,43 mmol de C)/(0,72) : (4,34 mmol de H)/(0,72) : (0,72 mmol de O)/(0,72) 
1,98 mol de C : 6,02 mol de H : 1 mol de O 
Para todos os fins práticos os valores encontrados podem ser considerados 
iguais a: 2 mol de C : 6 mol de H : 1 mol de O 
Fórmula empírica - C2H6O 
b. Existem duas possibilidades para a fórmula estrutural desse composto: 
 
 
 
Como o composto reage violentamente com sódio, a possibilidade mais provável 
é que a substância ingerida pelo suicida seja o álcool etílico. O éter é um 
composto inerte frente ao sódio e, por isso, muitas vezes utilizado como 
solvente em reacções orgânicas. 
A causa mortis do suicida, portanto, deve-se a uma incomum ingestão de bebida 
alcoólica, cuja quantidade foi suficiente para levá-lo a óbito.