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Determinación de fórmula empírica y molecular (2510)
Lunes 5 de mayo de 2014, por
Por combustión de 0.5 g de una sustancia formada por C, H y O se obtuvieron 0.69 g de 
y 0.56 g de 
. Halla la fórmula empírica (o mínima) y la fórmula molecular.
En primer lugar, debes determinar los moles de y que suponen los gramos que se han obtenido:
![\left 0.69\ \cancel{g}\ \ce{CO2}\cdot \dfrac{1 \text{mol}}{44\ \cancel{g}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0157 mol \ce{CO2}}}} \atop 0.56\ \cancel{g}\ \ce{H2O}\cdot \dfrac{1 \text{mol}}{18\ \cancel{g}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0311 mol \ce{H2O}}}}](local/cache-vignettes/L364xH107/671b6e7686656b8272598cf0f11adce4-b9797.png?1732990410 "\left 0.69\ \cancel{g}\ \ce{CO2}\cdot \dfrac{1 \text{mol}}{44\ \cancel{g}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0157 mol \ce{CO2}}}} \atop 0.56\ \cancel{g}\ \ce{H2O}\cdot \dfrac{1 \text{mol}}{18\ \cancel{g}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0311 mol \ce{H2O}}}}")
Esto quiere decir que la sustancia inicial contiene 0.0157 mol de C y 00622 mol de H, porque el dióxido de carbono tiene un átomo de carbono en cada molécula mientras que el agua tiene dos átomos de hidrógeno en cada molécula.
Ahora tienes que calcular qué masa de esos compuestos corresponden al C y al H:
![\left 0.0157\ \cancel{\ce{mol\ CO_2}}\cdot \dfrac{12\ g\ C}{1\ \cancel{\ce{mol\ CO_2}}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.1884 g C}}} \atop 0.0622\ \cancel{\ce{mol\ H_2O}}\cdot \dfrac{1\ g\ H}{1\ \cancel{\ce{mol\ H_2O}}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0622 g H}}}](local/cache-vignettes/L408xH105/661e9b864e417397adb51b9c82965c51-4c618.png?1732990410 "\left 0.0157\ \cancel{\ce{mol\ CO_2}}\cdot \dfrac{12\ g\ C}{1\ \cancel{\ce{mol\ CO_2}}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.1884 g C}}} \atop 0.0622\ \cancel{\ce{mol\ H_2O}}\cdot \dfrac{1\ g\ H}{1\ \cancel{\ce{mol\ H_2O}}} = {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0622 g H}}}")
Dado que todo el de la combustión proviene del carbono de la sustancia y que todo el proviene del hidrógeno de la sustancia, puedes saber qué cantidad de oxígeno contiene la sustancia que se quema:
![(0.5 - 0.1884 - 0.0622)\ g = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 0.2494\ g\ O}](local/cache-vignettes/L368xH23/242d4d2afa8e5af3505779e20b1841c9-5352f.png?1732990410 "(0.5 - 0.1884 - 0.0622)\ g = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 0.2494\ g\ O}"){kind=small}
Determinas los moles de oxígeno a los que equivalen estos gramos:
![0.2494\ \cancel{g}\ O\cdot \frac{1\ \text{mol}}{16\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 0.0156\ mol\ O}](local/cache-vignettes/L336xH52/98a0e2f8e4c1a70cc1de1b777efa72ee-e69ac.png?1732990410 "0.2494\ \cancel{g}\ O\cdot \frac{1\ \text{mol}}{16\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 0.0156\ mol\ O}")
Divides los moles de cada uno de los átomos de la sustancia inicial por el valor más pequeño de los tres, para ver en qué proporción se encuentran:
![\frac{0.0157}{0.0157} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 1\ (C)}](local/cache-vignettes/L140xH45/be72348958be5103d4057a050f21432c-482e2.png?1732990410 "\frac{0.0157}{0.0157} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 1\ (C)}"){kind=small}
; ![\frac{0.0156}{0.0157} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 1\ (O)}](local/cache-vignettes/L140xH45/5fcd42d7022f10a3045f39fdb50ff7d0-a26ef.png?1732990410 "\frac{0.0156}{0.0157} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 1\ (O)}"){kind=small}
; ![\frac{0.0622}{0.0157} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 4\ (H)}](local/cache-vignettes/L142xH45/bce22f2297fe52c1103b4835c2384eba-efecf.png?1732990410 "\frac{0.0622}{0.0157} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 4\ (H)}"){kind=small}
Por lo tanto, la fórmula empírica (o fórmula mínima) será: ![\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{CH_4O}}}}](local/cache-vignettes/L77xH31/9f32ead0ed20d72a80bc5f43469637c0-ddb5a.png?1732990410 "\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{CH_4O}}}}"){kind=small}
La masa de esta fórmula empírica es:
![M = 1\cdot 12 + 4\cdot 1 + 1\cdot 16 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{32\ \frac{g}{mol}}}](local/cache-vignettes/L339xH44/dc5d1493e19d74562070cdb20ea7e042-8ec5b.png?1732990410 "M = 1\cdot 12 + 4\cdot 1 + 1\cdot 16 = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{32\ \frac{g}{mol}}}"){kind=small}
Los moles de sustancia quemados serían:
![0.5\ \cancel{g}\ \text{sust}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{32\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0156 mol sust}}](local/cache-vignettes/L351xH52/ed71dd945fb81cb53ce1cdd5483bc47c-991b1.png?1732990410 "0.5\ \cancel{g}\ \text{sust}\cdot \frac{1\ \text{mol}}{32\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.0156 mol sust}}")
Es decir, que coincide con los moles de y que se han obtenido en la combustión, por lo que la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica y es