Calculadora de fórmula empírica
Insira a porcentagem ou a massa de cada elemento, ou o CO₂ e a H₂O de uma combustão, e obtenha a fórmula mais simples em números inteiros, com os mols, as razões e o multiplicador mostrados. Adicione a massa molar do composto para transformá-la na fórmula molecular. Gratuito, sem cadastro.
Elementos
Adicione-a para transformar a fórmula empírica na fórmula molecular.
Resultados
C3H4O3
Fórmula empírica
88,062 g/mol
Massa da fórmula empírica
Da massa à razão em números inteiros
| Elemento | Porcentagem (%) | Massa atômica (g/mol) | Mols | ÷ menor | × 3 | Índice |
|---|---|---|---|---|---|---|
| C | 40,92 | 12,011 | 3,407 | 1,000 | 3,000 | 3 |
| H | 4,58 | 1,008 | 4,544 | 1,334 | 4,001 | 4 |
| O | 54,5 | 15,999 | 3,406 | 1,000 | 3,000 | 3 |
O cálculo
C: 40,92 ÷ 12,011 g/mol = 3,407 mol
H: 4,58 ÷ 1,008 g/mol = 4,544 mol
O: 54,5 ÷ 15,999 g/mol = 3,406 mol
Divida pelo menor (O): 1,000 : 1,334 : 1,000
Nem todos são números inteiros, então multiplique por 3: 3 : 4 : 3
Como usar a calculadora de fórmula empírica
- 1. Escolha seus dados de partida. Use composição percentual ou massas quando receber a porcentagem ou a massa de cada elemento. Use análise de combustão quando uma amostra tiver sido queimada e você souber os gramas de CO₂ e H₂O que ela produziu.
- 2. Insira os elementos. Digite o símbolo de cada elemento e sua porcentagem ou massa em gramas; adicione ou remova linhas conforme necessário. Para a combustão, insira a massa da amostra e as massas dos dois produtos, e deixe marcada a opção de oxigênio se o restante da amostra for oxigênio.
- 3. Adicione a massa molar, se tiver. Uma massa molar opcional em g/mol transforma a fórmula empírica na fórmula molecular.
- 4. Leia as etapas. A tabela mostra os mols, a razão em relação à menor quantidade, qualquer multiplicador e os índices finais em números inteiros.
O método
Uma fórmula empírica indica a razão mais simples, em números inteiros, entre os átomos de um composto. Os experimentos informam massas ou porcentagens, não átomos, então o método converte primeiro para mols — os mols são proporcionais aos átomos:
- Trate as porcentagens como gramas em uma amostra de 100 g e divida cada massa pela massa atômica do elemento para obter os mols.
- Divida todas as quantidades pela menor, de modo que a menor se torne 1.
- Se alguma razão não estiver perto de um número inteiro, multiplique todas pelo menor inteiro que a corrija e depois arredonde para os índices inteiros.
| Parte decimal da razão | Multiplique todas as razões por |
|---|---|
| 0,5 (1,5; 2,5 …) | 2 |
| 0,33 ou 0,67 (1,33; 2,67 …) | 3 |
| 0,25 ou 0,75 (1,25; 2,75 …) | 4 |
| 0,2; 0,4; 0,6 ou 0,8 | 5 |
Dados reais são arredondados, então as razões raramente são exatas. A calculadora arredonda uma razão que esteja a até 0,1 de um número inteiro (você pode escolher um limite mais rigoroso ou mais flexível); quando é preciso um multiplicador, o ajuste deve ficar dentro de metade desse limite, para que um multiplicador grande não faça um ajuste ruim parecer bom. Ela testa multiplicadores até 8.
Exemplo prático: ácido ascórbico
O ácido ascórbico (vitamina C) tem, em massa, 40,92% de carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,50% de oxigênio — os dados padrão da calculadora. Em uma amostra de 100 g:
- C: 40,92 ÷ 12,011 = 3,407 mol
- H: 4,58 ÷ 1,008 = 4,544 mol
- O: 54,50 ÷ 15,999 = 3,406 mol
- Divida pelo menor (3,406): C 1,000 : H 1,334 : O 1,000
- 1,334 está perto de 1⅓, então multiplique por 3: C₃H₄O₃
A massa da fórmula empírica é 3 × 12,011 + 4 × 1,008 + 3 × 15,999 = 88,062 g/mol. Se a massa molar medida for 176,12 g/mol, então 176,12 ÷ 88,062 = 2,000, e cada índice dobra: a fórmula molecular é C₆H₈O₆.
Exemplo prático: análise de combustão
Uma amostra de 1,000 g que contém apenas C, H e O queima e produz 1,911 g de CO₂ e 1,173 g de H₂O. Todo o carbono está no CO₂ e todo o hidrogênio na água, então as massas decorrem das massas molares (CO₂ 44,009 g/mol; H₂O 18,015 g/mol):
- Carbono: 1,911 × 12,011 ÷ 44,009 = 0,5216 g
- Hidrogênio: 1,173 × 2 × 1,008 ÷ 18,015 = 0,1313 g
- Oxigênio, por diferença: 1,000 − 0,5216 − 0,1313 = 0,3472 g
- Mols 0,04342 : 0,1302 : 0,02170, que é uma razão de 2,001 : 6,001 : 1,000 — C₂H₆O
O que a fórmula empírica não consegue dizer
C₂H₆O poderia ser etanol ou éter dimetílico: a fórmula empírica dá apenas a razão, nunca a estrutura, e a fórmula molecular exige uma massa molar obtida em outra medição, como a espectrometria de massas. Para conferir a fórmula que você encontrou, a Calculadora de composição percentual faz o caminho inverso.
Erros comuns
- Arredondar 1,33 ou 1,5 para um número inteiro. Essas razões indicam que é preciso um multiplicador (×3 e ×2); arredondar dá a fórmula errada.
- Arredondar os mols cedo demais. Mantenha quatro ou mais casas decimais até encontrar as razões.
- Dividir pela maior quantidade. Divida pela menor, de modo que todos os índices sejam pelo menos 1.
- Esquecer o oxigênio em um problema de combustão. Ele não é medido diretamente. Subtraia as massas de carbono e hidrogênio da amostra.
- Informar uma fórmula molecular que não é múltiplo inteiro. Se a massa molar ÷ a massa empírica não estiver perto de um número inteiro, há um erro nos dados ou na massa molar.
Perguntas frequentes
- Como encontrar a fórmula empírica a partir da composição percentual?
- Suponha 100 g do composto, de modo que cada porcentagem vire gramas; converta cada uma em mols dividindo pela massa atômica, divida todas as quantidades de mols pela menor e multiplique por um inteiro pequeno se alguma razão não for inteira. Os números inteiros resultantes são os índices.
- Qual é a diferença entre fórmula empírica e fórmula molecular?
- A fórmula empírica é a razão mais simples, em números inteiros, e a fórmula molecular é o número real de átomos em uma molécula — um múltiplo inteiro dela. A glicose é C₆H₁₂O₆ como molécula e CH₂O na forma empírica; a água é H₂O nas duas.
- O que fazer quando uma razão é 1,5 ou 1,33?
- Multiplique todas as razões pelo menor inteiro que as torne inteiras: 1,5 precisa de 2, e 1,33 ou 1,67 precisa de 3. Uma razão como 1,2 precisa de 5. A tabela acima lista os casos comuns, e a calculadora aplica o multiplicador para você.
- Como a análise de combustão fornece uma fórmula empírica?
- Queimar um hidrocarboneto ou um composto com oxigênio em excesso converte todo o carbono em CO₂ e todo o hidrogênio em H₂O. As massas desses produtos dão os gramas de carbono e de hidrogênio, o oxigênio vem da diferença, e o restante é o método usual da razão de mols.
- A fórmula empírica pode ser igual à fórmula molecular?
- Sim. Quando os átomos não podem ser divididos por um fator comum, como em H₂O, CH₄ e CO₂, as duas são idênticas. Compostos iônicos são sempre escritos como fórmulas empíricas, como NaCl e Fe₂O₃, porque não têm moléculas discretas.
- E se minhas porcentagens não somarem 100?
- Um total um pouco diferente de 100 é arredondamento. Um total bem abaixo de 100 costuma indicar que algum elemento não foi informado; o oxigênio muitas vezes é obtido por diferença. A calculadora avisa quando as porcentagens estão a mais de 1 de 100.