EjerciciosFyQ

Fórmulas empírica y molecular de un compuesto orgánico gaseoso (7358)

F_y_Q — 2021-10-04T10:31:38Z

Un compuesto orgánico gaseoso está formado por un de hidrógeno, un de oxígeno y un de carbono. Sabiendo que su densidad es de cuando se encuentra a una temperatura de y una presión de 800 mm Hg.

a) Calcula la fórmula empírica y molecular del compuesto.

b) Calcula el número de átomos de carbono que hay en 500 g del compuesto.

Datos: C = 12 ; H = 1 ; O = 16 ;

a) Tomando 100 g de compuesto como base de cálculo puedes considerar la composición porcentual como la masa de cada elemento en el compuesto. Divides esas masas entre la masa atómica de cada uno de ellos y obtienes los moles de cada elemento:

; ;

Divides por el número más pequeño de los anteriores y así calculas la relación numérica sencilla en la que se unen los elementos para formar compuestos:

; ;

La fórmula empírica del compuesto es:

La masa de esta fórmula empírica es:

Es necesario conocer la masa molecular del compuesto gaseoso para saber cuántas veces se repite la fórmula empírica que has calculado. Esa masa molecular la puedes obtener a partir de la ley de los gases ideales. Si escribes los moles de gas en función de la masa de este y su masa molecular, puedes reescribir la ecuación y despejar el valor de la masa molecular de este modo:

Debes tener cuidado con las unidades a la hora de sustituir. La constante R marca cuáles deben ser las unidades de la densidad, de la presión y de la temperatura:

Si divides la masa molecular por el valor de la masa de la fórmula empírica obtienes el valor 2, lo que indica que la fórmula molecular es dos veces la empírica:

b) Basta con que calcules los moles del compuesto que corresponden a la masa que te indica el enunciado y los multipliques por la proporción del carbono en la fórmula molecular, convirtiendo el resultado en átomos de carbono usando en número de Avogadro. Puedes hacerlo todo en un paso usando dos factores de conversión:

Fórmula molecular de un hidrocarburo insaturado (4962)

F_y_Q — 2019-03-05T06:02:23Z

Calcula la fórmula molecular de un compuesto orgánico cuya composición centesimal es de un de C y un de H, sabiendo que 2.2 g de vapor de ese compuesto ocupan un volumen de 628 mL, a y 1 atm de presión.

A partir de los datos de masa, volumen, presión y temperatura puedes calcular la masa molecular del compuesto. Con la composición centesimal podrás averiguar la fórmula empírica. Por último, solo tendrás que calcular cuántas veces está contenida la fórmula empírica en la molecular.

Primer paso.

Despejas el valor de la masa molecular (M), pero con mucha atención a la unidades:

Segundo paso.

Tomas como base de cálculo 100 g de compuesto, por lo que los porcentajes dados los puedes considerar masa de C y H respectivamente. Divides por la masa atómica de cada elemento para convertir esas masas en mol:

Como ves, hay los mismos moles de C y de H en la fórmula empírica que queda escrita como .

Tercer paso.

La masa de la fórmula empírica es: (12 + 1) = 13.

Este valor multiplicado n veces será igual a la masa molecular que calculaste en el primer paso, es decir, n será las veces que se repite la fórmula empírica en la fórmula molecular:

La fórmula molecular del compuesto será

El compuesto al que hace referencia el problema es el BENCENO.

Fórmula empírica y molecular del DDT (4832)

F_y_Q — 2018-11-16T05:55:59Z

El insecticida DDT contiene únicamente C, H y Cl. Cuando se quema una muestra de 1.5 g con oxígeno se obtienen 2.61 g dióxido de carbono y 0.343 g de agua, ¿cuál es la fórmula empírica del DDT? Si los 1.5 g de muestra, a 730 mm Hg y , ocupan , ¿cuál es su fórmula molecular?

La reacción de combustión general la puedes escribir de este modo:

xCO2 + \textstyle{y\over 2} H2O + ...}" title="\ce{C_xH_yCl_z + O_2 -> xCO2 + \textstyle{y\over 2} H2O + ...}" />

Centras tu atención solo en el dióxido de carbono y el agua porque son las masas de productos que da el enunciado. Si calculas los moles de y de que se han producido podrás saber qué cantidad de C y de H contiene la muestra:

La masa de cloro contenida en los 1.5 g de muestra será la diferencia:

Esta masa de cloro representa:

Al ser el cloro el que representa la menor cantidad de moles lo tomas como referencia y divides los moles de los otros átomos entre él:

La fórmula empírica del compuesto la puedes escribir como . La masa-fórmula es:

La masa molecular del DDT la obtienes a partir de la ecuación de los gases ideales:

Las unidades deben ser coherentes y tienes que expresar la presión en atmósferas (0.96 atm), la temperatura en kelvin (300 K) y el volumen en litros (0.108 L):

Si divides este valor por la masa-fórmula de la fórmula empírica puedes obtener cuántas veces está contenida la fórmula empírica en la fórmula molecular:

La fórmula molecular del DDT sería

Fórmulas empírica y molecular de un compuesto nitrogenado (4831)

F_y_Q — 2018-11-15T06:42:14Z

a) Un compuesto tiene un de carbono, un de hidrógeno y el resto de nitrógeno, ¿cuál es su fórmula empírica?

b) Si 558 g de este compuesto en estado gaseoso a y 0.97 atm ocupan un volumen de 75.5 L, ¿cuál es su fórmula molecular?

A partir de la composición centesimal, y si tomamos como base 100 g del compuesto, podemos conocer la masa de C, H y N que contiene el compuesto. Si convertimos esas masas a mol:

Tomamos como referencia el menor de los valores calculados y vemos qué proporción hay entre los otros. Dicho de otro modo, dividimos las tres cantidades entre el valor más bajo:

La proporción entre los átomos que forman el compuesto, que es lo que llamamos fórmula empírica, es .

La masa-fórmula será:

.

Ahora debemos calcular la masa molecular del compuesto para saber cuántas veces se repite la fórmula empírica en nuestro compuesto y conocer la cantidad exacta de cada átomo que hay en la molécula, que es lo que llamamos fórmula molecular.

A partir de la ecuación de los gases podemos despejar el valor de la masa molecular:

Sustituimos los valores en la ecuación anterior pero cuidando mucho de que las unidades sean las correctas:

Si dividimos la masa molecular entre el valor de la masa-fórmula que calculamos en el apartado a) tendremos las veces que se repite la fórmula empírica:

Esto quiere decir que nuestra fórmula molecular será la fórmula empírica multiplicada por dos, es decir, .

Fórmula empírica de un hidrocarburo (4349)

F_y_Q — 2017-12-22T05:42:18Z

Al quemar 5.20 mg de muestra de un hidrocarburo se obtuvieron 14.3 mg de y 5.80 mg de . Calcula la formula empírica del hidrocarburo.

En primer lugar debes calcular qué masa de corresponde al carbono del compuesto de partida y qué masa del corresponde al hidrógeno. Para ello debes calcular antes las masas moleculares de ambos compuestos:

Ahora divides cada una de las masas calculadas por la masa atómica del elemento:

Divides por el valor más bajo de los dos encontrados, para hacerlo uno en la proporción:

Y ya puedes escribir tu fórmula empírica:

Fórmulas empírica y molecular a partir de composición centesimal (4286)

F_y_Q — 2017-10-20T05:41:41Z

Una sustancia gaseosa contiene un de carbono, un de hidrógeno y el resto de oxígeno. Si su masa molar es de 74 g/mol, determina cuáles son sus fórmulas empírica y molecular.

Si tomas como base 100 g del compuesto del que quieres determinar las fórmulas empírica y molecular, los porcentajes que da el enunciado se te convierten en masa expresada en gramos. Por lo tanto, dividiendo por la masa atómica de cada elemento, podrás determinar los moles de cada uno:

Como las moléculas se forman a partir de proporciones numéricas sencillas, divides por el valor más bajo de los que has obtenido para darle el valor 1 de referencia:

Ahora puedes escribir la fórmula empírica. Observa que podrías hacerlo de manera que aparecieran los factores que acabas de calcular: pero parece lógico pensar que es mejor considerar que los átomos están enteros en las moléculas, ¿verdad?

No es necesario hacer esta consideración y la fórmula anterior es tu fórmula empírica y es válida. No obstante, si quieres que quede más "legible" puedes multiplicar por dos los subíndices y así no varía la proporción entre cada tipo de átomo y desaparece ese 3/2 que parece que afea el resultado.

Te quedaría una fórmula empírica como esta: .

Ahora debes calcular cuántas veces se repite esta fórmula empírica en el compuesto. Para ello debes usar el valor de la masa molecular del compuesto, que es 74 g/mol. Calculas la masa de la fórmula empírica y la comparas con la masa molecular del compuesto y puedes ver cuántas veces se repite:

¡¡Coinciden los valores!! Eso quiere decir que la fórmula empírica y molecular es la misma.

(Si no se elimina el subíndice fraccionario en la fórmula empírica, que es mejor no hacerlo en este nivel, no coinciden ambas fórmulas y se puede descubrir que la fórmula molecular es el doble que la empírica. Te animo a que lo practiques).

Fórmula molecular de un compuesto a partir de su composición (3681)

F_y_Q — 2016-08-27T06:21:09Z

La composición en porcentaje de masa de un compuesto es de C, H, y O. Si la masa molar de este compuesto es 284.5 g/mol, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?

Para hacer el problema puedes considerar 100 g de compuesto, de ese modo puedes partir de 76 g de C, 12.8 g de H y 11.2 g de O.

Si divides por la masa atómica de cada uno de los elementos obtienes la proporción de estos en el compuesto:

; ;

Para saber la proporción de cada elemento con respecto a los demás, es decir, la fórmula empírica del compuesto, divides por la menor de las cantidades obtenidas, dándole el valor 1 a ese elemento. Al hacerlo, y redondeando los resultados, obtienes:

; ;

Por lo tanto, la fórmula empírica del compuesto es:

La fórmula molecular será aquella que coincida con la masa molecular del compuesto. Si haces la masa de la fórmula empírica tienes:

Por lo tanto, si multiplicas este valor por n y lo igualas a la masa molecular, puedes saber cuántas veces se repite esa fórmula empírica:

La fórmula molecular que estás buscando es:

Masa molecular aparente del aire 0001

F_y_Q — 2014-12-02T06:24:45Z

El aire es un ejemplo de mezcla de dos gases. Sabrías calcular la masa molecular aparente de éste si en el aire la relación en volumen de los gases es de ?

Masas atómicas: O=16 ; N = 14

Las masas moleculares son:

Para determinar la masa molecular aparente debemos hacer la media ponderada de las masas de cada gas:

Composición centesimal y fórmula empírica de un hidrocarburo (2747)

F_y_Q — 2014-10-17T06:31:32Z

La combustión de 25 g de un hidrocarburo dio 56.25 g de agua y 68.75 g de dióxido de carbono. Determina:

a) La composición centesimal de la muestra.

b) Su fórmula empírica.

c) El compuesto del que podría tratarse.

d) El número de moles de oxígeno necesarios para la combustión.

Si conviertes en mol las masas de los productos obtenidos podrás saber cuántos moles de carbono e hidrógeno componen la muestra quemada:

Como cada molécula de contiene un átomo de carbono, la muestra contiene 1.562 moles de carbono. También contiene el doble de moles de hidrógeno porque cada molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno, por lo tanto, la muestra contiene 6.25 moles de hidrógeno.

a) La masa de cada tipo de átomo es:

Ahora puedes determinar la composición centesimal:

Por lo tanto, el porcentaje de C será la diferencia con el total:

b) Puedes averiguar la fórmula empírica si divides los moles de cada tipo de átomos por el valor más bajo, para buscar la proporción en la que están:

La fórmula empírica del compuesto será

c) Podría tratarse del

d) Si tienes en cuenta la ley de la conservación de la masa, habrán reaccionado:

Los moles de oxígeno son:

Determinación de la fórmula empírica y molecular de la hexametilendiamina (2554)

F_y_Q — 2014-06-16T06:13:41Z

La hexametilendiamina (M = 116.2) es un compuesto que contiene solo carbono, hidrógeno y nitrógeno y se usa en la producción de nailon. Cuando se queman 6.315 g de hexametilendiamina con oxígeno se obtienen 14.36 g de dióxido de carbono y 7.832 g de agua. Determina las fórmulas empírica y molecular de la hexametilendiamina.

Tras la combustión, todo el carbono del compuesto orgánico de partida se transforma en $$$ \text{CO}_2$$$ y todo el hidrógeno en $$$ \text{H}_2\text{O}$$$ tras la combustión.

En primer lugar, calculas los moles de hexametilendiamina que quemas:

$$$ \require{cancel} 6.315\ \cancel{\text{g}}\ \text{C}_x\text{H}_y\text{N}_z\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{116.2\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 0.054\ mol\ C_xH_yN_z}$$$

A partir de la masa de dióxido de carbono, obtienes los moles que se producen tras la combustión:

$$$ \require{cancel} 14.36\ \cancel{\text{g}}\ \text{CO}_2\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{44\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 0.326\ mol\ CO_2}$$$

Esto quiere decir que los moles del compuesto orgánico deben ser iguales que los moles de carbono, puesto que el $$$ \text{CO}_2$$$ solo tiene un átomo de carbono en su composición:

$$$ 0.054\text{x} = 0.326\ \to\ \text{x} = \dfrac{0.326}{0.054} = \color{royalblue}{\bf 6}$$$

Haces lo mismo para el hidrógeno que contiene el compuesto orgánico, pero teniendo en cuenta que el agua tiene dos átomos de H en su composición:

$$$ \require{cancel} 7.832\ \cancel{\text{g}}\ \text{H}_2\text{O}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{18\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 0.435\ mol\ H_2O}$$$

$$$ 0.054\text{y} = 0.435\cdot 2\ \to\ \text{y} = \dfrac{0.87}{0.054} = \color{royalblue}{\bf 16}$$$

Para determinar el valor de «z» en la fórmula molecular, tomas en cuenta la masa molecular de la sustancia y las masas atómicas del C, H y N:

$$$ 12\cdot 6 + 16\cdot 1 + 14\text{z} = 116.2\ \to\ \color{royalblue}{\bf z = 2}$$$

La fórmula molecular de la hexametilendiamina es:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf C_6H_{16}N_2}}$$$

La fórmula empírica, o fórmula mínima hace referencia a la mínima proporción entre los elementos. Si divides por dos los subíndices de la fórmula molecular obtienes:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf C_3H_8N}}$$$