Determinar las fórmulas empírica y molecular de un compuesto

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Los tres tipos de fórmulas químicas de uso más frecuente son las fórmulas empíricas, las moleculares y las estructurales. Las estructurales sirven para detallar la manera en que los átomos de las moléculas de cada compuesto químico se mantienen unidos entre ellos. Por supuesto, todo esto en aquellos compuestos que presentan moléculas y no cristales.

Por otro lado están las fórmulas empíricas y moleculares, que trabajaremos en este artículo.

La fórmula empírica (llamada también fórmula mínima o condensada) indica la relación proporcional entre el número de átomos de cada elemento presente en la molécula sin que esta relación señale exactamente la cantidad de átomos. A veces puede coincidir con la fórmula molecular.

La fórmula molecular muestra con exactitud la relación entre los átomos que forman la molécula de un elemento o compuesto químico. Es múltiplo de la fórmula empírica y por lo tanto se puede determinar conociendo el peso molecular del compuesto y el peso de la fórmula molecular. Sólo se puede hablar de fórmula molecular en el caso de que el elemento o el compuesto estén formados por moléculas; si se trata de cristales, se utiliza la fórmula empírica.

Utilidad de la fórmula empírica y molecular

Gracias a que la fórmula empírica nos indica la proporción de los átomos presentes en la molécula, nos puede ayudar a saber de qué tipo de molécula se trata, como por ejemplo una proteína o un lípido.

La fórmula molecular sirve para saber qué cantidad de cada elemento está presente en la fórmula y suele ser útil para las ecuaciones.

La limitación que tendrían estos tipos de fórmulas reside en no servir para saber cómo están dispuestos los átomos en la molécula en cuestión. Esta función la cumple la fórmula estructural y nos ayudaría si por ejemplo necesitásemos saber frente a cual azúcar simple nos encontramos si tenemos la molécula  C6H12O6.

Ejemplo e instrucciones para resolver un problema usando las fórmulas empírica y molecular

Se analiza una molécula con un peso molecular de 180,18 g / mol y se encuentra que contiene 40,00% de carbono, 6,72% de hidrógeno y 53,28% de oxígeno.

Cómo encontrar la solución

Encontrar la fórmula empírica y molecular es básicamente el proceso inverso que se utiliza para calcular el porcentaje de masa o el porcentaje de masa .

Paso 1: Encuentra el número de moles de cada elemento en una muestra de la molécula.

Nuestra molécula contiene 40,00% de carbono, 6,72% de hidrógeno y 53,28% de oxígeno. Esto significa que una muestra de 100 gramos contiene:

40,00 gramos de carbono (40,00% de 100 gramos)

6,72 gramos de hidrógeno (6,72% de 100 gramos)

53,28 gramos de oxígeno (53,28% de 100 gramos)

  • Nota: Se utilizan 100 gramos para un tamaño de muestra solo para facilitar las matemáticas. Se puede utilizar cualquier tamaño de muestra, las proporciones entre los elementos seguirán siendo las mismas.

Usando estos números, podemos encontrar el número de moles de cada elemento en la muestra de 100 gramos. Divida la cantidad de gramos de cada elemento en la muestra por el peso atómico del elemento para encontrar la cantidad de moles.

moles C = 40.00 gx 1 mol C / 12.01 g / mol C = 3.33 moles C

moles H = 6.72 gx 1 mol H / 1.01 g / mol H = 6.65 moles H

moles O = 53.28 gx 1 mol O / 16.00 g / mol O = 3.33 moles O

Paso 2: Encuentra las proporciones entre la cantidad de moles de cada elemento.

Seleccione el elemento con el mayor número de moles en la muestra. En este caso, los 6,65 moles de hidrógeno son los más grandes. Divida el número de moles de cada elemento por el número más grande.

La relación molar más simple entre C y H: 3,33 moles de C / 6,65 moles de H = 1 mol C / 2 moles de H

La relación es 1 mol de C por cada 2 moles de H

La relación más simple entre O y H: 3,33 moles de O / 6,65 moles de H = 1 mol O / 2 moles de H

La relación entre O y H es 1 mol O por cada 2 moles de H

Paso 3: Encuentra la fórmula empírica.

Tenemos toda la información que necesitamos para escribir la fórmula empírica . Por cada dos moles de hidrógeno, hay un mol de carbono y un mol de oxígeno.

La fórmula empírica es CH2O.

Paso 4: Encuentra el peso molecular de la fórmula empírica.

Podemos usar la fórmula empírica para encontrar la fórmula molecular usando el peso molecular del compuesto y el peso molecular de la fórmula empírica.

La fórmula empírica es CH2O. El peso molecular es:

peso molecular de CH2O = (1 x 12,01 g / mol) + (2 x 1,01 g / mol) + (1 x 16,00 g / mol)

peso molecular de CH2O = (12,01 + 2,02 + 16,00) g / mol

peso molecular de CH2O = 30,03 g / mol

Paso 5: Encuentre el número de unidades de fórmula empírica en la fórmula molecular.

La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica. Se nos dio el peso molecular de la molécula, 180,18 g / mol. Divida este número por el peso molecular de la fórmula empírica para encontrar el número de unidades de la fórmula empírica que componen el compuesto.

Número de unidades de fórmula empírica en el compuesto = 180.18 g / mol / 30.03 g / mol

Número de unidades de fórmula empírica en el compuesto = 6

Paso 6: Encuentra la fórmula molecular.

Se necesitan seis unidades de fórmula empírica para hacer el compuesto, así que multiplique cada número en la fórmula empírica por 6.

fórmula molecular = 6 x CH2O

fórmula molecular = C (1 x 6) H (2 x 6) O (1 x 6)

fórmula molecular = CH2O

Solución:

La fórmula empírica de la molécula es CH 2 O.

La fórmula molecular del compuesto es C6H12O6.

Referencias

Khan Academy (s/f). Fórmulas empíricas, moleculares y estructurales. Disponible en: https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/atoms-compounds-ions-ap/compounds-and-ions-ap/v/empirical-molecular-and-structural-formulas

Recursos TIC (s/f). Fórmulas empírica y molecular. Disponible en: http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincena7/3q7_contenidos_4b.htm

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