Omitir e ir al contenidoIr a la página de accesibilidadMenú de atajos de teclado
Logo de OpenStax
Química: Comenzando con los átomos 2ed

6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

Química: Comenzando con los átomos 2ed6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

Menú
Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

En un capítulo anterior se analizó la relación entre la masa aparente de una sustancia y el número de átomos o moléculas que contiene (moles). Dada la fórmula química de la sustancia, se puede determinar su cantidad (moles) a partir de su masa, y viceversa. Pero ¿qué ocurre si se desconoce la fórmula química de una sustancia? En esta sección, estos mismos principios se aplicarán para derivar las fórmulas químicas de sustancias desconocidas a partir de mediciones experimentales de masa.

Composición porcentual

La composición elemental de un compuesto define su identidad química y las fórmulas químicas son la forma más sucinta de representar esta composición elemental. Cuando se desconoce la fórmula de un compuesto, la medición de la masa de cada uno de sus elementos constitutivos suele ser el primer paso en el proceso de determinación experimental de la fórmula. Los resultados de estas mediciones permiten calcular la composición porcentual del compuesto, definida como el porcentaje en masa de cada elemento en el compuesto. Por ejemplo, consideremos un compuesto gaseoso formado únicamente por carbono e hidrógeno. La composición porcentual de este compuesto podría representarse como sigue:

% deH=masa de Hmasa del compuesto×100 %% deH=masa de Hmasa del compuesto×100 %
% deC=masa de Cmasa del compuesto×100 %% deC=masa de Cmasa del compuesto×100 %

Si el análisis de una muestra de 10,0 g de este gas muestra que contiene 2,5 g de H y 7,5 g de C, la composición porcentual se calcularía en un 25 % de H y un 75 % de C:

% deH=2,5g de H10,0g del compuesto×100 %=25%% deH=2,5g de H10,0g del compuesto×100 %=25%
% deC=7,5g de C10,0g del compuesto×100 %=75%% deC=7,5g de C10,0g del compuesto×100 %=75%

Ejemplo 6.3

Calcular la composición porcentual

El análisis de una muestra de 12,04 g de un compuesto líquido formado por carbono, hidrógeno y nitrógeno mostró que contiene 7,34 g de C, 1,85 g de H y 2,85 g de N. ¿Cuál es la composición porcentual de este compuesto?

Solución

Para calcular la composición porcentual, hay que dividir la masa de cada elemento obtenida experimentalmente entre la masa total del compuesto y, a continuación, convertirla en un porcentaje:
% deC=7,34g de C12,04g del compuesto×100 %=61,0%% deH=1,85g de H12,04g del compuesto×100 %=15,4%% deN=2,85g de N12,04g del compuesto×100 %=23,7%% deC=7,34g de C12,04g del compuesto×100 %=61,0%% deH=1,85g de H12,04g del compuesto×100 %=15,4%% deN=2,85g de N12,04g del compuesto×100 %=23,7%

Los resultados del análisis indican que el compuesto tiene un 61,0 % de C, un 15,4 % de H y un 23,7 % de N en masa.

Compruebe lo aprendido

Se determina que una muestra de 24,81 g de un compuesto gaseoso que solo contiene carbono, oxígeno y cloro contiene 3,01 g de C, 4,00 g de O y 17,81 g de Cl. ¿Cuál es la composición porcentual de este compuesto?

Respuesta:

12,1 % de C, 16,1 % de O, 71,79 % de Cl

Determinar la composición porcentual a partir de fórmulas moleculares o empíricas

La composición porcentual también es útil para evaluar la abundancia relativa de un elemento determinado en diferentes compuestos de fórmulas conocidas. Como ejemplo, consideremos los fertilizantes comunes que contienen nitrógeno: amoníaco (NH3), nitrato de amonio (NH4NO3) y urea (CH4N2O). El elemento nitrógeno es el ingrediente activo para fines agrícolas, por lo que el porcentaje de masa de nitrógeno en el compuesto es una preocupación práctica y económica para los consumidores que eligen entre estos fertilizantes. Para este tipo de aplicaciones, la composición porcentual de un compuesto se obtiene fácilmente a partir de su fórmula de masa y de las masas atómicas de sus elementos constitutivos. Una molécula de NH3 contiene un átomo de N que pesa 14,01 u y tres átomos de H que pesan un total de (3 ×× 1,008 u) = 3,024 u. La fórmula de masa del amoníaco es, por tanto, (14,01 u + 3,024 u) = 17,03 u, y su composición porcentual es:

%N=14,01u de N17,03u deNH3×100 %=82,27%% deH=3,024u de H17,03u deNH3×100 %=17,76%%N=14,01u de N17,03u deNH3×100 %=82,27%% deH=3,024u de H17,03u deNH3×100 %=17,76%

Este mismo enfoque puede adoptarse considerando un par de moléculas, una docena de moléculas o un mol de moléculas, etc. Esta última cantidad es la más conveniente y simplemente implicaría el uso de masas molares en lugar de fórmulas de masa y atómicas, como se ha demostrado en el Ejemplo 6.4. Siempre que se conozca la fórmula molecular o empírica del compuesto en cuestión, la composición porcentual puede derivarse de las masas atómicas o molares de los elementos del compuesto.

Ejemplo 6.4

Determinar la composición porcentual a partir de una fórmula molecular

La aspirina es un compuesto con la fórmula molecular C9H8O4. ¿Cuál es su composición porcentual?

Solución

Para calcular la composición porcentual, se necesitan las masas de C, H y O en una masa conocida de C9H8O4. Es conveniente considerar 1 mol de C9H8O4 y utilizar su masa molar (180,159 g/mol, determinada a partir de la fórmula química) para calcular los porcentajes de cada uno de sus elementos:
% deC=9mol de C×masa molar de Cmasa molar deC9H8O4×100=9×12,01g/mol180,159g/mol×100=108,09g/mol180,159g/mol×100%C=60,00%C% deC=9mol de C×masa molar de Cmasa molar deC9H8O4×100=9×12,01g/mol180,159g/mol×100=108,09g/mol180,159g/mol×100%C=60,00%C
% deH=8mol de H×masa molar de Hmasa molar deC9H8O4×100=8×1,008g/mol180,159g/mol×100=8,064g/mol180,159g/mol×100%H=4,476%H% deH=8mol de H×masa molar de Hmasa molar deC9H8O4×100=8×1,008g/mol180,159g/mol×100=8,064g/mol180,159g/mol×100%H=4,476%H
%O=4mol de O×masa molar de Omasa molar deC9H8O4×100=4×16,00g/mol180,159g/mol×100=64,00g/mol180,159g/mol×100%O=35,52%%O=4mol de O×masa molar de Omasa molar deC9H8O4×100=4×16,00g/mol180,159g/mol×100=64,00g/mol180,159g/mol×100%O=35,52%

Tenga en cuenta que la suma de estos porcentajes es igual al 100,00 % cuando se redondea adecuadamente.

Compruebe lo aprendido

Con tres dígitos significativos, ¿cuál es el porcentaje en masa del hierro en el compuesto Fe2O3?

Respuesta:

69,9 % de Fe

Determinación de fórmulas empíricas

Como se ha mencionado anteriormente, el enfoque más común para determinar la fórmula química de un compuesto es medir primero las masas de sus elementos constitutivos. Sin embargo, hay que tener en cuenta que las fórmulas químicas representan los números relativos, no las masas, de los átomos de la sustancia. Por lo tanto, cualquier dato derivado experimentalmente que involucre la masa debe ser utilizado para derivar los números correspondientes de átomos en el compuesto. Esto se consigue utilizando las masas molares para convertir la masa de cada elemento en un número de moles. Estas cantidades molares se utilizan para calcular las relaciones de números enteros que pueden utilizarse para obtener la fórmula empírica de la sustancia. Considere una muestra de compuesto que contiene 1,71 g de C y 0,287 g de H. Los números correspondientes de átomos (en moles) son:

1,71g de C×1mol de C12,01g de C=0,142mol de C0,287g de H×1mol de H1,008g de H=0,284mol de H1,71g de C×1mol de C12,01g de C=0,142mol de C0,287g de H×1mol de H1,008g de H=0,284mol de H

Por lo tanto, este compuesto puede estar representado por la fórmula C0,142H0,284. Por convención, las fórmulas contienen subíndices de números enteros, lo que puede lograrse dividiendo cada subíndice por el subíndice menor:

C0,1420,142H0,2840,142oCH2C0,1420,142H0,2840,142oCH2

(Recordemos que los subíndices de "1" no se escriben, sino que se suponen si no hay ningún otro número)

La fórmula empírica de este compuesto es, pues, CH2. Esta puede ser o no la fórmula molecular del compuesto; sin embargo, se necesita información adicional para hacer esa determinación (como se trata más adelante en esta sección).

Consideremos como otro ejemplo una muestra de compuesto que se ha determinado que contiene 5,31 g de Cl y 8,40 g de O. Siguiendo el mismo enfoque se obtiene una fórmula empírica tentativa de:

Cl0,150O0,525=Cl0,1500,150O0,5250,150=ClO3,5Cl0,150O0,525=Cl0,1500,150O0,5250,150=ClO3,5

En este caso, al dividir por el subíndice más pequeño todavía nos queda un subíndice decimal en la fórmula empírica. Para convertir esto en un número entero, multiplique cada uno de los subíndices por dos, conservando la misma proporción de átomos y dando como resultado Cl2O7 como fórmula empírica final.

En resumen, las fórmulas empíricas se derivan de las masas de los elementos que se miden experimentalmente al:

  1. Derivar el número de moles de cada elemento a partir de su masa.
  2. Dividir la cantidad molar de cada elemento entre la cantidad molar más pequeña para obtener los subíndices de una fórmula empírica tentativa.
  3. Multiplicar todos los coeficientes por un número entero, si es necesario, para garantizar que se obtiene la menor relación de números enteros de los subíndices.

En la Figura 6.5 se describe este procedimiento en forma de diagrama de flujo para una sustancia que contiene los elementos A y X.

Se muestra un diagrama de flujo compuesto por seis recuadros, dos de las cuales están conectados entre sí por una flecha orientada hacia la derecha y situados encima de otros dos que también están conectados por una flecha orientada hacia la derecha. Estas dos filas de recuadros están conectadas verticalmente por una línea que lleva a una flecha orientada a la derecha y los dos últimos recuadros, conectados por una última flecha orientada a la derecha. Los dos primeros recuadros superiores tienen las frases "Masa de átomos A" y "Moles de átomos A" respectivamente, mientras que la flecha que los une tiene la frase "Dividir entre la masa molar" escrita debajo. Los dos segundos recuadros inferiores tienen las frases "Masa de átomos X" y "Moles de átomos X" respectivamente, mientras que la flecha que los une tiene la frase "Dividir entre la masa molar” escrita debajo. La flecha que une los recuadros superior e inferior con los dos últimos recuadros tiene la frase "Dividir entre el menor número de moles” escrita debajo. Los dos últimos recuadros tienen las frases "Relación molar de A a X" y "Fórmula empírica" respectivamente, mientras que la flecha que los une tiene la frase "Convertir la relación a los números enteros más bajos” escrita debajo.
Figura 6.5 La fórmula empírica de un compuesto puede derivarse de las masas de todos los elementos de la muestra.

Ejemplo 6.5

Determinación de la fórmula empírica de un compuesto a partir de las masas de sus elementos

Una muestra del mineral negro hematita (Figura 6.6), un óxido de hierro que se encuentra en muchos minerales de hierro, contiene 34,97 g de hierro y 15,03 g de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica de la hematita?
Se muestran dos piedras negras redondeadas y lisas.
Figura 6.6 La hematita es un óxido de hierro que se utiliza en joyería (créditos: Mauro Cateb).

Solución

Este problema proporciona la masa en gramos de cada elemento. Empieza por encontrar los moles de cada uno:
34,97g de Fe(mol de Fe55,85g)=0,6261mol de Fe15,03g de O(mol de O16,00g)=0,9394mol de O34,97g de Fe(mol de Fe55,85g)=0,6261mol de Fe15,03g de O(mol de O16,00g)=0,9394mol de O

Luego, obtenga la relación molar entre el hierro y el oxígeno dividiendo entre el número menor de moles:

0,62610,6261=1,000mol de Fe0,93940,6261=1,500mol de O0,62610,6261=1,000mol de Fe0,93940,6261=1,500mol de O

La proporción es de 1.000 mol de hierro por 1.500 mol de oxígeno (Fe1O1,5). Por último, multiplique la relación por dos para obtener el menor número entero posible de subíndices, manteniendo la relación correcta entre el hierro y el oxígeno:

2 (Fe1O1,5)=Fe2O32 (Fe1O1,5)=Fe2O3

La fórmula empírica es Fe2O3.

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto si una muestra contiene 0,130 g de nitrógeno y 0,370 g de oxígeno?

Respuesta:

N2O5

Derivar fórmulas empíricas a partir de la composición porcentual

Por último, con respecto a la derivación de fórmulas empíricas, considere los casos en los que se dispone de la composición porcentual de un compuesto en lugar de las masas absolutas de los elementos que lo componen. En estos casos, la composición porcentual puede utilizarse para calcular las masas de los elementos presentes en cualquier masa conveniente del compuesto; estas masas pueden utilizarse entonces para derivar la fórmula empírica de la manera habitual.

Ejemplo 6.6

Determinar una fórmula empírica a partir de la composición porcentual

La fermentación bacteriana del grano para producir etanol forma un gas con una composición porcentual de 27,29 % de C y 72,71 % de O (Figura 6.7). ¿Cuál es la fórmula empírica de este gas?
Se muestra una imagen de cuatro contenedores industriales de color cobre con una gran tubería conectada a la parte superior de cada uno.
Figura 6.7 El óxido de carbono se extrae de estos depósitos de fermentación a través de los grandes tubos de cobre de la parte superior (créditos: "Dual Freq"/Wikimedia Commons).

Solución

Como la escala de porcentajes es 100, lo más conveniente es calcular la masa de elementos presentes en una muestra que pesa 100 g. El cálculo es "más conveniente" porque, según la definición de composición porcentual, la masa de un elemento dado en gramos es numéricamente equivalente al porcentaje de masa del elemento. Esta equivalencia numérica resulta de la definición de la unidad "porcentaje", cuyo nombre deriva de la frase latina per centum que significa "por cien". Teniendo en cuenta esta definición, es más conveniente expresar los porcentajes de masa como fracciones:
27,29%C=27,29g de C100g del compuesto72,71%O=72,71g de O100g del compuesto27,29%C=27,29g de C100g del compuesto72,71%O=72,71g de O100g del compuesto

Las cantidades molares de carbono y oxígeno en una muestra de 100 g se calculan dividiendo la masa de cada elemento entre su masa molar:

27,29g de C(mol de C12,01g)=2,272mol de C72,71g de O(mol de O16,00g)=4,544mol de O27,29g de C(mol de C12,01g)=2,272mol de C72,71g de O(mol de O16,00g)=4,544mol de O

Los coeficientes de la fórmula empírica tentativa se obtienen dividiendo cada cantidad molar por la menor de las dos:

2,272mol de C2,272=14,544mol de O2,272=2 2,272mol de C2,272=14,544mol de O2,272=2

Como la proporción resultante es de un átomo de carbono por dos de oxígeno, la fórmula empírica es CO2.

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene 40,0 % de C, 6,71 % de H y 53,28 % de O?

Respuesta:

CH2O

Calcular fórmulas moleculares

Recordemos que las fórmulas empíricas son símbolos que representan los números relativos de los elementos de un compuesto. Para determinar el número absoluto de átomos que componen una única molécula de un compuesto covalente es necesario conocer tanto su fórmula empírica como su masa molecular o masa molar. Estas magnitudes pueden determinarse experimentalmente mediante diversas técnicas de medición. La masa molecular, por ejemplo, suele derivarse del espectro de masas del compuesto (consulte la exposición de esta técnica en un capítulo anterior sobre átomos y moléculas). La masa molar puede medirse mediante una serie de métodos experimentales, muchos de los cuales se presentarán en capítulos posteriores de este texto.

Las fórmulas moleculares se obtienen comparando la masa molecular o molar del compuesto con su masa de fórmula empírica. Como su nombre indica, una masa de fórmula empírica es la suma de las masas atómicas promedio de todos los átomos representados en una fórmula empírica. Si se conoce la masa molecular (o molar) de la sustancia, puede dividirse por la masa de fórmula empírica para obtener el número de unidades de fórmula empírica por molécula(n):

masa molecular o molar(u ogmol)masa de fórmula empírica(u ogmol)=nunidades/moléculas de fórmulamasa molecular o molar(u ogmol)masa de fórmula empírica(u ogmol)=nunidades/moléculas de fórmula

La fórmula molecular se obtiene entonces multiplicando cada subíndice de la fórmula empírica por n, como muestra la fórmula empírica genérica AxBy:

(AxBy)n=AnxBny(AxBy)n=AnxBny

Por ejemplo, consideremos un compuesto covalente cuya fórmula empírica se determina como CH2O. La masa de fórmula empírica de este compuesto es de aproximadamente 30 u (la suma de 12 u para un átomo de C, 2 u para dos átomos de H y 16 u para un átomo de O). Si se determina que la masa molecular del compuesto es de 180 u, esto indica que las moléculas de este compuesto contienen seis veces el número de átomos representados en la fórmula empírica:

180u/molécula30u deunidad de fórmula=6unidades/moléculas de fórmula180u/molécula30u deunidad de fórmula=6unidades/moléculas de fórmula

Las moléculas de este compuesto se representan entonces con fórmulas moleculares cuyos subíndices son seis veces mayores que los de la fórmula empírica:

(CH2O)6=C6H12O6(CH2O)6=C6H12O6

Observe que este mismo enfoque puede utilizarse cuando se emplea la masa molar (g/mol) en lugar de la masa molecular (u). En este caso, se considera un mol de unidades y moléculas de fórmula empírica, a diferencia de las unidades y moléculas individuales.

Ejemplo 6.7

Determinar la fórmula molecular de la nicotina

La nicotina, un alcaloide de la familia de las solanáceas que es el principal responsable de la naturaleza adictiva de los cigarrillos, contiene un 74,02 % de C, un 8,710 % de H y un 17,27 % de N. Si 40,57 g de nicotina contienen 0,2500 mol de nicotina, ¿cuál es la fórmula molecular?

Solución

La determinación de la fórmula molecular a partir de los datos proporcionados requerirá la comparación de la masa de la fórmula empírica del compuesto con su masa molar. Como primer paso, utilice la composición porcentual para obtener la fórmula empírica del compuesto. Suponiendo que sea conveniente, una muestra de 100 g de nicotina produce las siguientes cantidades molares de sus elementos:
(74,02g de C)(1mol de C12,01g de C)=6,163mol de C(8,710g de H)(1mol de H1,01g de H)=8,624mol de H(17,27g de N)(1mol de N14,01g de N)=1,233mol de N(74,02g de C)(1mol de C12,01g de C)=6,163mol de C(8,710g de H)(1mol de H1,01g de H)=8,624mol de H(17,27g de N)(1mol de N14,01g de N)=1,233mol de N

A continuación, calcule las proporciones molares de estos elementos en relación con el elemento menos abundante, el N.

6,163mol C/1,233 mol N=5 6,163mol C/1,233 mol N=5
8,264mol H/1,233 mol N=7 8,264mol H/1,233 mol N=7
1,233mol N/1,233 mol N=11,233mol N/1,233 mol N=1
1,2331,233 =1,000mol de N 6,1631,233 =4,998mol de C 8,6241,233=6,994mol de H 1,2331,233 =1,000mol de N 6,1631,233 =4,998mol de C 8,6241,233=6,994mol de H

Las proporciones molares de C a N y de H a N se aproximan adecuadamente a los números enteros, por lo que la fórmula empírica es C5H7N. La masa de fórmula empírica para este compuesto es, por lo tanto, de 81,13 u/unidad de fórmula, o de 81,13 g/mol de unidad de fórmula.

Calcule la masa molar de la nicotina a partir de la masa y la cantidad molar del compuesto dadas:

40,57g de nicotina0,2500mol de nicotina=162,3gmol40,57g de nicotina0,2500mol de nicotina=162,3gmol

La comparación de la masa molar y la masa de fórmula empírica indica que cada molécula de nicotina contiene dos unidades de fórmula:

162,3g/mol81,13gde unidad de fórmula=2unidades/moléculas de fórmula162,3g/mol81,13gde unidad de fórmula=2unidades/moléculas de fórmula

Por último, obtenga la fórmula molecular de la nicotina a partir de la fórmula empírica multiplicando cada subíndice por dos:

(C5H7N)2=C10H14N2(C5H7N)2=C10H14N2

Compruebe lo aprendido

¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto con una composición porcentual de 49,47 % de C, 5,201 % de H, 28,84 % de N y 16,48 % de O, y una masa molecular de 194,2 u?

Respuesta:

C8H10N4O2

Cita/Atribución

¿Desea citar, compartir o modificar este libro? Este libro utiliza la Creative Commons Attribution License y debe atribuir a OpenStax.

Información de atribución
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato impreso, debe incluir en cada página física la siguiente atribución:
    Acceso gratis en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
  • Si redistribuye todo o parte de este libro en formato digital, debe incluir en cada vista de la página digital la siguiente atribución:
    Acceso gratuito en https://openstax.org/books/qu%C3%ADmica-comenzando-%C3%A1tomos-2ed/pages/1-introduccion
Información sobre citas

© 19 may. 2022 OpenStax. El contenido de los libros de texto que produce OpenStax tiene una licencia de Creative Commons Attribution License . El nombre de OpenStax, el logotipo de OpenStax, las portadas de libros de OpenStax, el nombre de OpenStax CNX y el logotipo de OpenStax CNX no están sujetos a la licencia de Creative Commons y no se pueden reproducir sin el previo y expreso consentimiento por escrito de Rice University.