Fórmulas moleculares desarrolladas y semidesarrolladas

¿Cuántos compuestos químicos crees que existen en el mundo? ¡Se considera que hay más de 16.000.000 de compuestos orgánicos! ¿Cómo sabemos qué elementos los componen? ¡Podemos calcular la fórmula molecular y empírica de un compuesto para determinar su composición química!

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Índice de temas
    • Este artículo trata sobre las fórmulas moleculares y desarrolladas.
    • Desgranaremos brevemente las definiciones y relaciones entre las fórmulas moleculares y empíricas.
    • Además, veremos qué son las fórmulas desarrolladas.
    • A continuación, aprenderemos cómo determinar las fórmulas empíricas a partir de los datos de los análisis de masa y combustión.
    • Para cerrar, averiguaremos cómo determinar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica.

    Tipos de fórmulas químicas

    Las fórmulas moleculares y empíricas son dos tipos de fórmulas químicas que se utilizan para describir, de diferentes maneras, el número de elementos que se encuentran en un compuesto:

    • Las fórmulas empíricas expresan la proporción más simple de números enteros de elementos en un compuesto. Por tanto, pueden no representar el número real de cada elemento en el compuesto.
    • En cambio, la fórmula molecular expresa el número exacto de átomos de cada elemento en el compuesto.

    Entonces, ¿cómo se relacionan las fórmulas empíricas con las fórmulas moleculares? Como la fórmula empírica es la relación más simple de los elementos, representa la versión más reducida de la fórmula molecular.

    Por tanto, matemáticamente, si te dan la fórmula molecular, puedes dividir el subíndice por el mínimo común denominador para determinar la fórmula empírica.

    También tenemos las fórmulas desarrolladas, gracias a las cuales podemos saber cuál es el tipo de enlace que une cada uno de los átomos con el resto. Además, nos permiten identificar en qué sitio exacto de la molécula se encuentran.

    Veamos ahora las definiciones concretas de cada tipo de fórmula química.

    ¿Qué es la fórmula empírica?

    La fórmula empírica de un compuesto es la relación numérica más sencilla de los elementos que lo componen.

    Algunos ejemplos de fórmulas empíricas son los siguientes:

    • Etano: CH3.
    • Benceno: CH.
    • Agua: H₂O.

    ¿Qué es una fórmula molecular?

    La fórmula molecular de un compuesto es el número de átomos de cada elemento que tiene el compuesto.

    Veamos ahora algunos ejemplos de fórmulas moleculares. Nos basaremos en los ejemplos que hemos visto en el apartado de fórmulas empíricas, para que puedas fijarte en la relación que hay entre ambas fórmulas:

    • Etano: C2H6.
    • Benceno: C6H6.
    • Agua: H₂O (en este caso la fórmula empírica coincide con la fórmula molecular).

    ¿Qué es una fórmula desarrollada?

    La fórmula desarrollada de un compuesto es aquella en la que podemos saber cuál es el tipo de enlace que une cada uno de los átomos con el resto. Además, permite determinar en qué sitio de la molécula se encuentran.

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    Fig. 1: Fórmula desarrollada del etanol. Se pueden observar todos los átomos que componen la molécula.

    Cálculo de fórmulas empíricas y moleculares

    Antes de ver cómo podemos calcular las fórmulas empíricas y moleculares, veamos qué es la composición porcentual, ya que es un concepto muy importante para seguir comprendiendo:

    La composición porcentual en química nos indica, por masa, el porcentaje de un elemento individual presente en el compuesto.

    Cálculo de las fórmulas empíricas

    Podemos utilizar la composición porcentual de un compuesto para determinar su fórmula empírica. Esto puede hacerse en cuatro sencillos pasos:

    1. Se nos da la composición porcentual en masa de un determinado compuesto.
    2. Tenemos que convertir los porcentajes a gramos: Cuando tenemos la composición porcentual de un compuesto, solemos suponer que se trata de una muestra de 100 g, lo que significa que el porcentaje puede convertirse fácilmente en masa en gramos. Sin embargo, a veces, solo se proporcionan los gramos.
    3. Convertimos los gramos a moles: Una vez que tenemos los gramos, tenemos que convertirlos en moles. Esto es necesario porque los gramos solo 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.
    4. Dividimos por el valor más pequeño de moles: Esto es para encontrar la proporción molar más pequeña en números enteros.
    5. Multiplicamos por un factor común, si los valores no son números enteros.

    Fórmulas moleculares desarrolladas y semidesarrolladas Cálculo de fórmulas empíricas StudySmarter

    Fig. 2: Esquema de cómo hallar la fórmula empírica de una molécula, a partir del porcentaje, en gramos o moles de la sustancia.

    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 g de hidrógeno equivale a 1 mol de hidrógeno.

    $$1g\ H\cdot \frac{1\ mol\ de\ H}{1\ g\ de\ H}=1\ mol\ de\ H$$

    • Si nos dan 180 g de glucosa (C6H12O6), que también resulta ser la masa atómica, tenemos 1 mol de glucosa:

    $$180\ g\ de\ glucosa=\frac{1\ mol\ de\ glucosa}{180\ g\ de\ glucosa}=1\ mol\ de\ glucosa$$

    Cálculo de las fórmulas moleculares

    Como vimos, 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. Las fórmulas empíricas expresan la proporción más simple de números enteros de elementos en un compuesto, por lo que pueden no representar el número real de cada elemento en el compuesto. En cambio, la fórmula molecular expresa el número exacto de átomos de cada elemento en el compuesto.

    Entonces, ¿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 tanto, si te dan la fórmula molecular, puedes dividir el subíndice por el mínimo común denominador para determinar la fórmula empírica.

    Veámoslo, con un ejemplo:

    ¿Cuál es la fórmula empírica de C8H12O4?

    El denominador más pequeño es 4; por lo tanto, dividiendo 8, 12 y 4 entre 4 obtenemos la fórmula empírica: C2H3O.

    Veamos esto de manera más clara:

    Fórmula empíricaFórmula molecular
    CO2CO2

    C5H2

    C10H4
    NO2 N2O4
    CH2O C6H12O6
    CH2C4H8, C6H12

    Tabla 1: Diferencias entre las fórmulas empíricas y moleculares.

    Basándonos en esta tabla, podemos observar varias cosas:

    • 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.

    Ejemplos de fórmulas empíricas, moleculares y desarrolladas

    Resolvamos unos ejemplos de fórmulas empíricas, moleculares y desarrolladas, para entender mejor las diferencias que hay entre ellas y cómo podemos pasar fácilmente de una a otra.

    Empecemos por la fórmula empírica:

    Determina la fórmula empírica del siguiente compuesto que está formado por 40,0 % de carbono, 53,3 % de oxígeno y 6,7 % de hidrógeno en masa.

    Solución:

    1) Supondremos que es una muestra de 100 g:

    Por lo que hay 40,00 g de carbono, 6,70 g de hidrógeno, 53,30 g de oxígeno.

    2) Para hallar el número de moles dividimos por la masa atómica de cada elemento:

    $$\frac{40,00\ g\ C}{12.011\frac{g}{mol}}=3,33\ mol\ C$$

    $$\frac{6,70\ g\ H}{1,008\frac{g}{mol}}=6,65\ mol\ H$$

    $$\frac{53,30\ g\ O}{15,999\frac{g}{mol}}=3,33\ mol\ O$$

    3) Dividimos por el menor número de moles, para obtener las relaciones molares:

    $$\frac{3,33\ mol\ C}{3,33\ mol\ C}=1\ mol\ C$$

    $$\frac{6,65\ mol\ H}{3,33\ mol\ C}=2\ mol\ H$$

    $$\frac{3,33\ mol\ O}{3,33\ mol\ C}=1\ mol\ O$$

    Como todos los números son enteros, la fórmula empírica es CH2O

    Sigamos con la fórmula molecular:

    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 uma (Unidad de masa atómica)?

    Solución:

    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?

    Los pasos que seguimos son:

    1) Tenemos que calcular el peso de la fórmula empírica:

    $$3C\cdot 12,011\ uma+6H\cdot 1,008\ uma+19H\cdot 14,007\ uma=314,202\ uma$$

    2) A continuación, dividimos el peso molecular por el peso empírico:

    $$\frac{942,606\ uma}{314,202\ uma}=3$$

    3) Para terminar, multiplicamos los subíndices de la fórmula empírica por tres:

    $$(C_{3}H_{6}N_{19})\cdot 3=C_{9}H_{18}N_{57}$$

    Por lo tanto, la fórmula molecular es: C9H18N57

    Para finalizar, incluyamos la fórmula desarrollada:

    Escribe la fórmula desarrollada y molecular del 2-butenal:

    Solución:

    Para escribir la fórmula desarrollada del 2-butenal, necesitamos tener en cuenta que tendrá un doble enlace en el carbono 2, además de un grupo aldehído en el carbono 1.

    Fórmulas moleculares desarrolladas y semidesarrolladas 2-butenal fórmula desarrollada StudySmarter

    Figura 3: Fórmula desarrollada del 2-butenal.

    Gracias a la fórmula desarrollada, puedes observar que hay un doble enlace entre el segundo y el tercer carbono. Se pueden ver, también, los hidrógenos que tiene unidos cada átomo de carbono; además, que el carbono hay número 1 hay un grupo aldehído.

    Ahora, para la fórmula molecular:

    Debemos tener en cuenta cuántos átomos de cada elemento tiene. Contando los átomos de cada elemento en la fórmula anterior, vemos que el 2-butenal tiene cuatro átomos de carbono (C), seis átomos de hidrógeno (H) y un átomo de oxígeno (O).

    Por lo tanto, la fórmula molecular será C4H6O

    Fórmulas moleculares desarrolladas y semidesarrolladas - Puntos clave

    • La fórmula molecular de un compuesto es el número de átomos de cada elemento que tiene el compuesto.
    • La fórmula empírica de un compuesto es la relación numérica más sencilla de los elementos que lo componen.
    • La fórmula desarrollada de un compuesto es aquella en la que podemos saber cuál es el tipo de enlace que une cada átomo con el resto. Además, esta fórmula nos permite encontrar en qué sitio exacto de la molécula se encuentran.
    • La composición porcentual en masa nos indica, por masa, el porcentaje de un elemento individual presente en el compuesto.
    Preguntas frecuentes sobre Fórmulas moleculares desarrolladas y semidesarrolladas

    ¿Qué son las fórmulas moleculares?

    Las fórmulas moleculares de un compuesto son las fórmulas que nos da el número de átomos de cada elemento que tiene el compuesto.

    ¿Cómo calcular la fórmula molecular?

    Si tenemos la fórmula empírica de un compuesto, debemos calcular la masa de la fórmula empírica y dividir la masa de la fórmula molecular entre la masa de la fórmula empírica. 


    Luego, se deben multiplicar los coeficientes de la fórmula empírica por el número resultante de la división para obtener la fórmula molecular.

    ¿Cómo pasar de fórmula molecular a desarrollada?

    Para pasar de una fórmula molecular a una fórmula desarrollada, simplemente tenemos que observar cuántos átomos hay de cada tipo, observar el tipo de enlace que une a cada átomo con el siguiente y dibujarlos en el plano, con sus enlaces correspondientes.

    ¿Qué es una fórmula orgánica desarrollada?

    La fórmula desarrollada de un compuesto es aquella en la que podemos saber cuál es el tipo de enlace que une cada uno de los átomos con el resto. Además, lleva a definir en qué sitio exacto de la molécula se encuentran.

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    ¿Cuál es la fórmula empírica de C10H4?

    ¿Cuál es la fórmula empírica de N2O4?

    ¿Cuál es la fórmula empírica de C6H12O6 ?

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