La app de estudio todo en uno
4.8 • +11 mil reviews
Más de 3 millones de descargas
Free
¿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…
Explore our app and discover over 50 million learning materials for free.
Guarda la explicación ya y léela cuando tengas tiempo.
GuardarLerne mit deinen Freunden und bleibe auf dem richtigen Kurs mit deinen persönlichen Lernstatistiken
Jetzt kostenlos anmelden¿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.
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.
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.
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.
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:
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:
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:
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.
Como todos estos números son enteros, ¡la fórmula empírica es CH2O!
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 CO2 tiene 1 C, los moles de CO2 = moles de CComo el H2O tiene el doble de moles de H que de agua, 1 mol de H2O = 2 moles de H
Restando estas cantidades del total nos da:
¿Cuántos moles de nitrógeno son?
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.
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.
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,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.
Se utilizan para describir el número de elementos que se encuentran en un compuesto de diferentes maneras.
Para los compuestos que tienen el mismo ratio de elementos, la fórmula empírica como los alcanos, alquenos o alquinos de la química orgánica tienen propiedades similares, por lo que nos permite deducirlas.
La fórmula molecular se puede determinar si se tiene la fórmula empírica y el peso molecular del compuesto, al dividir el peso molecular por la fórmula empírica y, luego, multiplicar la fórmula empírica por el número que salió.
La fórmula empírica expresa la proporción de números enteros de elementos en cada compuesto; es la versión más reducida de la fórmula molecular.
Esto puede hacerse en cuatro sencillos pasos:
de los usuarios no aprueban el cuestionario de Fórmulas empíricas y químicas... ¿Lo conseguirás tú?
Empezar cuestionarioHow would you like to learn this content?
How would you like to learn this content?
Free quimica cheat sheet!
Everything you need to know on . A perfect summary so you can easily remember everything.
Siempre preparado y a tiempo con planes de estudio individualizados.
Pon a prueba tus conocimientos con cuestionarios entretenidos.
Crea y encuentra fichas de repaso en tiempo récord.
Crea apuntes organizados más rápido que nunca.
Todos tus materiales de estudio en un solo lugar.
Sube todos los documentos que quieras y guárdalos online.
Identifica cuáles son tus puntos fuertes y débiles a la hora de estudiar.
Fíjate objetivos de estudio y gana puntos al alcanzarlos.
Deja de procrastinar con nuestros recordatorios de estudio.
Gana puntos, desbloquea insignias y sube de nivel mientras estudias.
Cree tarjetas didácticas o flashcards de forma automática.
Crea apuntes y resúmenes organizados con nuestras plantillas.
Regístrate para poder subrayar y tomar apuntes. Es 100% gratis.
Guarda las explicaciones en tu espacio personalizado y accede a ellas en cualquier momento y lugar.
Regístrate con email Regístrate con AppleAl registrarte aceptas los Términos y condiciones y la Política de privacidad de StudySmarter.
¿Ya tienes una cuenta? Iniciar sesión