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Fórmula empírica de un hidrocarburo (4349)
Viernes 22 de diciembre de 2017, por
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:
![14.3\ \text{mg}\ \cancel{\ce{CO_2}}\cdot \frac{12\ \ce{\cancel{g}\ C}}{44\ \ce{\cancel{g}\ \cancel{CO_2}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{3.90\ \ce{mg\ C}}](local/cache-vignettes/L279xH40/ac1c5807f06dccab2a47b1509cd02087-a4d82.png?1732986177 "14.3\ \text{mg}\ \cancel{\ce{CO_2}}\cdot \frac{12\ \ce{\cancel{g}\ C}}{44\ \ce{\cancel{g}\ \cancel{CO_2}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{3.90\ \ce{mg\ C}}"){kind=small}
![5.8\ \text{mg}\ \cancel{\ce{H2O}}\cdot \frac{2\ \ce{\cancel{g}\ H}}{18\ \ce{\cancel{g}\ \cancel{H2O}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.644\ \ce{mg\ H}}](local/cache-vignettes/L287xH40/be7700867fd44fe8fbdfa55e70afdb93-8afa8.png?1732986177 "5.8\ \text{mg}\ \cancel{\ce{H2O}}\cdot \frac{2\ \ce{\cancel{g}\ H}}{18\ \ce{\cancel{g}\ \cancel{H2O}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{0.644\ \ce{mg\ H}}"){kind=small}
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: ![\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{(CH_2)_n}}}}](local/cache-vignettes/L70xH26/7ce18b3b0352ee2e1621415d24bc320f-0bd54.png?1732986177 "\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{(CH_2)_n}}}}"){kind=small}