Ejercicios resueltos
- Determinación de la fórmula empírica de un compuesto conocida su composición centesimal
Un compuesto gaseoso contiene 24,2% de carbono, 4,0% de hidrógeno y el resto cloro..Determinar su fórmula empírica sabiendo que las masas atómicas relativas del carbono, hidrógeno y cloro son, respectivamente, 12 u, 1 u y 35,5 u
En primer lugar determinamos la contribución del cloro como, obviamente, la suma de las contribuciones de cada uno de los elementos que forman el compuesto es 100, la contribución del cloro será 100-(24,4+ 4,0) = 71,8%
La composición centesimal del compuesto nos indica que en 100 u de sustancia hay
- 24,2 u de carbono
- 4 u de hidrógeno
- 71,8 u de cloro
El número de átomos de cada elemento presentes en 100 u de compuesto lo obtendremos dividiendo la masa de cada elemento entre la masa atómica relativa de cada uno
Como la fórmula empírica de un compuesto nos da la relación más sencilla entre el número de átomos de cada elemento, podríamos establecer esa relación al dividir por el número más pequeño de los anteriores los valores de los números de átomos de carbono, hidrógeno y cloro presentes en 100 u de compuesto.
es decir, por cada átomo de carbono, hay dos de hidrógeno y uno de cloro y, por tanto, la fórmula empírica es CH2Cl
- Determinación de la fórmula molecular conocida la fórmula empírica
A) Se sabe que 1L del compuesto gaseoso anterior, medido a 710 mmHg de presión y 110 ºC, tiene una masa de 2,95 g; ¿Cuál es su fórmula molecular?
La mejor manera de poder establecer la fórmula molecular del compuesto es, en primer lugar, determinar su masa molecular y, posteriormente, calcular el número de veces que la masa que corresponde a la fórmula empírica está contenida en la masa molecular del compuesto.
La secuencia que debemos seguir es
- cálculo de la masa molar
- determinación de la masa molecular
- deducción del número de veces que la fórmula molecular contiene a la fórmula empírica
Para calcular la masa molar tenemos que considerar que el compuesto problema es gaseoso y, por ello, se le puede aplicar la ecuación de los gases perfectos
El número de moles del compuesto, n, lo podemos determinar dividiendo la masa en gramos del compuesto entre la masa molar (la masa que corresponde a un mol del compuesto)
si sustituimos y despejamos la masa molar M
Si ésta es la masa de 1 mol, la masa molecular sería Mr = 99,17 u, que debe ser un número entero de veces mayor que la masa que corresponde a la fórmula empírica
Mr = M(CH2Cl) · x = (1 · 12 + 2 · 1 + 1 · 35,5) · x = 45,9 · xy el número de veces que la fórmula molécular contiene a la fórmula empírica es
entonces la fórmula molecular es (CH2Cl)2 o C2H4C2
B) El análisis de un compuesto (un hidrato de carbono) revela que contiene un 40 % de carbono, un 6,67% de hidrógeno y el resto es oxígeno. Su masa molecular relativa es aproximadamente 182 u; ¿Cuál es su fórmula molecular?
La contribución del oxígeno es 100 – (40 + 6,67) = 53,33%
En 100 u del compuesto hay
- 40 u de carbono
- 6,67 u de hidrógeno
- 3,33 u de oxígeno
determinamos el número de átomos que corresponden a esas masas
Para deducir los subíndices de la fórmula empírica, dividimos estos valores por el más pequeño para obtener una relación de números enteros
y la fórmula molecular es (CH2O)6 o, de otra forma, C6H12O6
C) La fórmula empírica de un compuesto gaseoso es C3H6O2 y su densidad, medida en condiciones normales es 3,3 g/L: ¿Cuál es su fórmula molecular?
La densidad del gas es la masa por unidad de volumen ; 
Podemos usar el dato de la densidad junto con la ecuación de los gases perfectos de la siguiente manera
reordenamos
La masa correspondiente a la fórmula empírica es
Como es muy próxima a la masa molecular la fórmula empírica y la molecular coinciden C3H6O2
TAREA
La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis de dicho compuesto
muestra la siguiente composición porcentual en masa: C: 44,4%, H: 6,21%, S: 39,5%, O: 9,86%
Calculen su fórmula empírica.
Determinen su fórmula molecular si la masa es de 324 g.
Investiguen tres de sus principales propiedades en la industria química y en la vida cotidiana.
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