FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

FÓRMULAS EMPÍRICAS Y
MOLECULARES
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La fórmula empírica o mínima de un compuesto nos indica
el número relativo de átomos( o de moles) de los
elementos que forman el compuesto.
La composición porcentual del compuesto con base en la
cual se calcula la proporción por átomos( o por moles) en
que participan los diferentes elementos.
La fórmula empírica también se conoce como fórmula
mínima por que la relación se expresa mediante los
números enteros más pequeños posibles.
Ej.: Determinaciones experimentales indican que cierto
compuesto está formado por 40,0% de C, 6,7% de H y 53,3
% de O ¿cuál es la fórmula mínima de este
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Compuesto?
Sln:
Si tomamos como base 100 gramos del
compuesto, el enunciado del problema nos
indica que se tiene 40,0 g de C, 6,7 g de H y
53,3 g de O. Si cada una de estas
cantidades, la dividimos por el respetivo peso
de una mole, obtendremos el número de
éstas. En efecto, teniendo en cuenta los
pesos atómicos.
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Peso de una mole de átomos de C =12.01g
Peso de una mole (de átomos de H = 1,01 g
Peso de una mole de átomos de O = 16,00 g
En consecuencia:
Número de moles de C= (40,0 g de C
/12,01g/mol)=3,3 mole de C
Número de moles de H=(6,7g de
H/1,91g/mol)=6.6 moles de H
Número de moles de O=(53,3g de
O/16,0g/mol)=3,3 moles de O
 Esto
quiere decir que los elementos están
en la siguiente proporción por moles de
átomos : 3,3 C: 6,6 h: 3,3 O.
X
 3,3/3,3=1 C
 6,6/3,3=2 h
 3,3/3,3 =1 O
 Obtenido dividiendo por 3,3 la primera
relación.
 Como
la proporción por moles es la
misma que existe entre átomos
individuales, se concluye que los`´atomos
de carbono, hidrógeno y oxígeno en el
compuesto están en una proporción
1:2:1 respectivamente, lo cual podemos
escribir en forma condensada mediante
la fórmula CH2O.
 La fórmula mínima del compuesto es
CH2O.
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Ej2. Se encontró que 100 g de una muestra
de un hidrocarburo hay 85,71% de carbono©
y 14,21% de hidrógeno(H). Determina la
fórmula del hidrocarburo para determinar la
masa de cada elemento en la muestra, se
multiplica el porcentaje de cada elemento
por 100 g.
C= 85,71%x100g/100%=85,71 g de C
H=14,29%x100g/100%=14,29 g de H
Ahora convierte los gramos de cada
elemento en moles.
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1 mol de átomos de C=12 g
1mol de átomos de H= 1 g
Establecemos los factores de conversión
C= 85,71g C x 1 mol /12 g= 7,14 moles de C
H= 14,29 G H x 1 mol/1 g H=14,29 moles de H
Estas proporciones de moles corresponden a
las mismas proporciones atómicas pero es
necesario establecer los números enteros más
pequeños, divide el número de moles de
cada elemento entre el más pequeño de los
valores.
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C=7,14 moles/7,14 Moles=1,00 átomo de C
H=14,29 moles/7,14 moles=2,00 átomos de H
La relación de moles es 1:2 el compuesto
debe tener un átomo de carbono por dos
átomos de hidrógeno.
La fórmula empírica es CH2.
Fórmula Molecular
Las fórmulas moleculares nos indican el
número real de átomos en la molécula.
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1. El peso molecular del compuesto
mencionado en el ejemplo anterior es 60.1
u.m.a ¿Cuál es la fórmula molecular del
compuesto?
Sln:
Fórmula mínima o empírica CH2O
Peso molecular 60.1 u.m.a
Como la fórmula empírica está expresada
con los coeficientes más pequeños posibles,
la fórmula molecular será igual a la empírica
o un múltiplo de ella.
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En este caso podría ser , por Ej CH2O, C2H4O2 sin
embargo, la verdadera fórmula molecular debe
estar de acuerdo con el peso molecular dado.
Para averiguar cual es la correcta, basta dividir el
peso molecular por el peso correspondiente a la
fórmula mínima y así hallaremos el factor de
multiplicación.
Peso de toda la molécula 60,1 u.m.a
Peso de unidad CH2O: 12.0+2X1,0+16.0=30,0
U.m.a.
Factor de multiplicación =60,1/30,0 =2
 Por
consiguiente debemos amplificar 2
veces la fórmula empírica, lo que nos
conduce a la fórmula molecular C2H402
Fórmula molecular del compuesto.