¿Cuántos compuestos químicos crees que existen en el mundo?: Se cree que hay más de 16.000.000 compuestos orgánicos. Pero, ¿cómo sabemos qué elementos los componen?: Podemos calcular la fórmula molecular y empírica de un compuesto para determinar su composición química.
- Este artículo trata sobre las fórmulas empíricas y químicas.
- En este artículo, empezaremos con las definiciones y relaciones entre las fórmulas empírica y molecular.
- A continuación, veremos cómo determinar las fórmulas empíricas a partir de los datos del porcentaje de masa y del análisis de combustión.
- Después, aprenderemos cómo determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica.
En adelante, nos referiremos a los moles y a la masa molar. Si no estás familiarizado con estos temas, dirígete a Cálculos de masa molar.
Formulas químicas: Fórmulas empíricas y fórmulas moleculares
Las fórmulas moleculares y empíricas son dos tipos de fórmulas químicas que se utilizan para describir el número de elementos que se encuentran en un compuesto de diferentes maneras.
¿Qué son las fórmulas empíricas?
La fórmula empírica es la expresión más simple de la proporción, en números enteros, de elementos en un compuesto.
La fórmula empírica no considera la estructura de las molécules y pueden no representar el número real de cada elemento en el compuesto.
Por ejemplo, CH2 es la fórmula empírica tanto del tanto del etileno, C2H4, como del propileno, C3H6; es decir, la forma más simple de expresar la proporción de sus elementos, usando números enteros.
Sin embargo, esta no nos da información sobre el número real de elementos en cada compuesto. Para resolver esto, hacemos uso de la fórmula molecular.
¿Qué son las fórmulas moleculares?
La fórmula molecular expresa el número exacto de átomos de cada elemento en un compuesto.
Cuando piensas en la fórmula de un compuesto, como la glucosa, piensas automáticamente en la fórmula molecular: C6H12O6.
Volvamos al caso del etileno, C2H4, y el propileno, C3H6. A pesar de que ambos compuestos tiene por fórmula empírica CH2, lo que significa que en tienen dos átomos de hidrógeno por cada átomo de carbono en su estructura.
Sin embargo, el número exacto de hidrógenos y carbonos en cada compuesto es:
- Etileno: 2 carbonos y 4 hidrógenos
- Propileno: 3 carbonos, 6 hidrógenos
Veamos más detalladamente cómo se relacionan las fórmulas empíricas con las fórmulas moleculares:
Como la fórmula empírica es la relación más simple de los elementos, es la versión más reducida de la fórmula molecular. Por lo tanto, si te dan la fórmula molecular, puedes dividir el subíndice por el mínimo común denominador para determinar la fórmula empírica.
¿Cuál es la fórmula empírica de C8H12O4?
El denominador más pequeño de 8, 12 y 4 es 4. Así, dividiendo estos tres subíndices entre 4, obtenemos la fórmula empírica: C2H3O
En la siguiente tabla podemos ver esta diferencia:
| Fórmula empírica | Fórmula molecular |
| CO2 | CO2 |
| C5H2 | C10H4 |
| NO2 | N2O4 |
| C6H12O6 | CH2O |
| CH2 | C4H8, C6H12 |
Tabla 1. Fórmulas empíricas vs. Moleculares.
Fíjate en varios puntos:
- La fórmula empírica y la fórmula molecular pueden ser la misma (CO2) .
- Diferentes fórmulas moleculares pueden reducirse a la misma fórmula empírica (C4H8 & C6H12). Esto pone de manifiesto la relación que existe entre las fórmulas moleculares y las fórmulas empíricas.
¿Cómo calcular la fórmula empírica a partir de porcentajes?
Si has leído Estequiomet, deberías estar familiarizado con la concentración de porcentaje en masa.
El porcentaje en masa nos indica, por masa, el porcentaje de un elemento individual presente en el compuesto. Podemos utilizarlo para determinar su fórmula empírica, en cuatro sencillos pasos:
- Convierte los porcentajes a gramos: Cuando tenemos el porcentaje en masa de un compuesto, solemos asumir que se trata de una muestra de 100 gramos, lo que significa que el porcentaje puede convertirse fácilmente en masa en gramos. A veces, solo se proporcionan los gramos.
- Convierte los gramos a moles: Una vez que tenemos los gramos, tenemos que convertirlos en moles; esta conversión es necesaria porque los gramos sólo nos indican la cantidad del elemento en el compuesto, mientras que los moles se correlacionan con el número de moléculas de cada elemento (que es lo que buscamos en una fórmula empírica).
- Divide por el valor más pequeño de moles. Esto es para encontrar la proporción molar más pequeña en números enteros.
- Multiplica por un factor común, si los valores no son números enteros.
Cuando hablamos de moles, nos referimos a la unidad de medida que utilizan los químicos para cuantificar las moléculas. Podemos convertir de gramos a moles multiplicando el número de gramos por el peso atómico del elemento o molécula. Esto se debe a que el peso atómico es, en realidad, la masa molar de un elemento.
Por ejemplo, 1 gramo de hidrógeno equivale a 1 mol de hidrógeno.
O bien, 180 gramos de glucosa (C6H12O6) (que es la masa atómica) es 1 mol.
Para una explicación más detallada y para practicar, consulta Cálculos de masa molar.
Apliquemos estos pasos en un ejemplo de determinación de la fórmula empírica:
Un compuesto tiene 40,0 % de carbono, 53,3 % de oxígeno y 6,7 % de hidrógeno en masa. Determina la fórmula empírica de este compuesto.
- Supondremos que es una muestra de 100 g, por lo que hay 40,00 g de carbono, 6,70 g de hidrógeno y 53,30 g de oxígeno.
- Para hallar el número de moles dividimos por la masa atómica de cada elemento:
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- Dividimos por el menor número de moles, para obtener las relaciones molares:
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Como todos estos números son enteros, ¡la fórmula empírica es CH2O!
Análisis de la combustión
El análisis de combustión consiste en quemar un compuesto desconocido que contiene alguna combinación de hidrógeno, carbono y/o nitrógeno. Durante este proceso se produce CO2, H2O y/o N2, que pueden pesarse para determinar las masas individuales.
Además del porcentaje en masa, las fórmulas empíricas también se pueden determinar utilizando los datos del análisis de combustión.
Vamos a trabajar con un ejemplo para ver cómo este proceso difiere del cálculo de la fórmula empírica a partir de los datos de porcentaje en masa.
Se analiza un compuesto que contiene los elementos C, H y N. Cuando se quema una muestra de 1,5324 g en exceso de oxígeno, se forman 3,472 g de CO2(g) y 1,357 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto?
La pregunta nos da la masa del CO2 y del H2O, pero no los elementos individuales C, H o N, por lo que tenemos que calcular el número de moles.
1. El primer paso es determinar el número de moles de los elementos individuales de C y H.
Como el CO
2 tiene 1 C, los moles de CO
2 = moles de C
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Como el H2O tiene el doble de moles de H que de agua, 1 mol de H2O = 2 moles de H
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2. Después de calcular los moles de cada elemento, los convertimos de nuevo a gramos y los restamos del total de la muestra del compuesto, para determinar la cantidad de nitrógeno en la muestra.
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Restando estas cantidades del total nos da:
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¿Cuántos moles de nitrógeno son?
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3. Por último, podemos encontrar la relación molar de todos estos elementos dividiendo por el valor más pequeño de mol.
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Como la proporción de nitrógeno no es un número entero, debemos multiplicar los tres valores por un factor común, que en este caso es 3.
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Por lo tanto, la fórmula empírica es C3H6N19, ¡que es un compuesto inventado para este ejemplo!
La principal diferencia en los procedimientos de análisis de combustión es que primero hay que calcular los gramos de cada elemento, ya que generalmente el enunciado no te da estos valores.
¿Como se determina la fórmula molecular?
Para terminar, veamos cómo podemos determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica. Ya sabemos que la fórmula molecular debe ser un múltiplo entero de la fórmula empírica. Podemos trasladar este conocimiento a la relación de masas entre la fórmula empírica y la fórmula molecular.
Si observamos la masa del NO2, que es de 46 gramos, y la masa del N2O4, que es de 92 gramos, podemos ver la clave para determinar las fórmulas moleculares a partir de las fórmulas empíricas. ¿Qué notas al compararlos?
¡Bueno, la fórmula molecular es 2 veces el peso de la fórmula empírica (92/46 = 2) lo que nos indica que tenemos que multiplicar la fórmula empírica por 2 para obtener la proporción correcta de elementos!
NO2·2 = N2O4
Por tanto, si tenemos la fórmula empírica, sólo necesitamos el peso molecular para determinar la fórmula molecular.
Sigamos con el ejemplo anterior.
Se analiza un compuesto que contiene los elementos C, H y N. Cuando se quema una muestra de 1,5324 g en exceso de oxígeno, se forman 3,472 g de CO2(g) y 1,357 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? ¿Cuál es la fórmula molecular si la masa es de 942,606 u?
Nos han proporcionado el peso molecular del compuesto desconocido. Por suerte, ya sabemos que la fórmula empírica es C3H6N19.
Entonces, ¿qué crees que debemos hacer?
1. Calcular el peso de la fórmula empírica,
2. A continuación, divide el peso molecular por el peso empírico:
3. Entonces, multiplicamos los subíndices de la fórmula empírica por tres:
Ahora, ya debes ser capaz de calcular el porcentaje en masa de un compuesto, diferenciar entre la fórmula empírica y la molecular de un compuesto y determinar ambas fórmulas dados los datos adecuados.
Consulta las fichas al final para practicar y ver más ejemplos.
Fórmulas Empíricas y Químicas - Puntos clave
- La fórmula molecular expresa el número real de átomos de cada elemento en un compuesto.
- La fórmula empírica expresa la proporción de números enteros de elementos en cada compuesto, y es la versión más reducida de la fórmula molecular.
- La fórmula empírica puede hallarse a partir de las composiciones de porcentaje en masa y los datos de análisis de la combustión.
- Ambos procesos implican la determinación de la proporción molar de cada elemento.
- La fórmula molecular se puede determinar si se tiene la fórmula empírica y el peso molecular del compuesto.
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