Fórmula molecular de un compuesto que se quema y se vaporiza

, por F_y_Q

Por combustión de 0.5 g de una sustancia formada por C, H y O se obtuvieron 0.69 g de \ce{CO2} y 0.56 g de \ce{H2O} . Al vaporizar 1.6 g de esta sustancia se obtuvieron 1.12\ dm^3 de vapor en condiciones normales de P y T. Halla la fórmula molecular de la sustancia.


SOLUCIÓN:

A partir de las masas de cada producto se puede obtener la masa de C e H que hay en la sustancia de partida porque la proporción de carbono en el \ce{CO2} y de hidrógeno en el \ce{H2O} es constante:

0.69\ \cancel{g\ \ce{CO2}}\cdot \frac{12\ g\ C}{44\ \cancel{g\ \ce{CO2}}} = 0.188\ g\ C
0.56\ \cancel{g\ \ce{H2O}}\cdot \frac{2\ g\ H}{18\ \cancel{g\ \ce{H2O}}} = 0.062\ g\ C

La masa de oxígeno se obtiene por diferencia:

(0.5 - 0.188 - 0.062)\ g = 0.25\ g\ O

Si divides cada masa por su masa atómica obtendrás los moles de cada átomo en la muestra:

\frac{0.188}{12} = 0.016\ (C) ; \frac{0.25}{16} = 0.016\ (O) ; 0.062\ (H)

Si divides por el valor más pequeño obtienes la relación que hay entre ellos: \color{blue}{\ce{CH4O}} . Es lo que se conoce como fórmula empírica.

Para saber la fórmula molecular es necesario saber la masa molecular del compuesto y ver cuántas veces se repite la fórmula empírica hasta llegar al valor de la masa molecular. El valor de la masa molecular lo obtienes con el dato de la vaporización del compuesto:

1.12\ \cancel{dm^3}\cdot \frac{1\ mol}{22.4\ \cancel{dm^3}} = 0.05\ mol

La masa molecular es el cociente entre la masa vaporizada y los moles calculados:

M = \frac{m}{n} = \frac{1.6\ g}{0.05\ mol} = \color{blue}{32\ \frac{g}{mol}}

La masa de la fórmula empírica es:
\ce{CH4O}:\ 12 + 4\cdot 1 + 16 = \color{blue}{32\ \frac{g}{mol}}

Como coinciden ambos valores quiere decir que es también la masa molecular del compuesto: \fbox{\color{red}{\bf \ce{CH4O}}}