CÁLCULO FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. FÓRMULA EMPÍRICA: Indica la proporción en que se encuentran los átomos. FÓRMULA MOLECULAR: Indica el nº real de cada de átomo de cada clase que forman la molécula del compuesto.   El procedimiento para determinar la fórmula molecular es el siguiente: Calcular los moles de cada átomo que existen en el compuesto. 2. Debemos encontrar una relación de números enteros entre los átomos que forman el compuesto. Para ello, se dividen los nºs obtenidos por el más pequeño. Si aún no fueran enteros se multiplican todos ellos por el número necesario hasta conseguirlo. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Departamento de Física y Química. IES Castillo de Luna.  4. Con los nºs anteriores podemos escribir la fórmula empírica ( AxBy). 5. Calculamos la masa molar empírica (M´) 6. Calculamos la masa molar real (M). Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 7.La fórmula molecular será (AxBy)n ya que es un múltiplo entero de la fórmula empírica. Para determinar n realizamos la siguiente operación: n = masa molar real (M) ; masa molar empírica (M´) n = M/M´ Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. Veamos un ejemplo Una muestra de 20,000 gramos de un compuesto puro contiene 5,266 gramos de Ca, 8,430 gramos de S y 6,304 gramos de O. ¿Cuál es su fórmula empírica?. Si los 20,000 gramos del compuesto contienen 7,92·1022 moléculas, ¿cuál es la fórmula molecular?. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

1. Calcular los moles de cada átomo que existen en el compuesto. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Departamento de Física y Química. IES Castillo de Luna. 2. Debemos encontrar una relación de números enteros entre los átomos que forman el compuesto. Para ello, se dividen los nºs obtenidos por el más pequeño. 0,131/0,131 = 1 mol at de Ca 0,263/0,131 = 2 mol at de S /mol de at de Ca 0,394/0,131 = 3 mol de at de O /mol de at de Ca Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 3. Con los nºs anteriores podemos escribir la fórmula empírica ( AxBy). CaS2O3 Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

4. Calculamos la masa molar empírica (M´). M´ = 40 + 2 ·32 + 3 · 16 = 152 g/mol. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

5. Calculamos la masa molar real (M). Por tanto, M = 152 g/mol. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

6. La fórmula molecular será (CaS2O3)n .Entonces debemos determinar n: Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Por tanto en este caso coinciden fórmula empírica y fórmula molecular: Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. Otro ejemplo AI quemar una muestra de 1,298 g de ácido ascórbico (vitamina C) se forman 1,947 g de CO2 y 0,531 g de agua. Sabiendo que dicho compuesto sólo contiene C. H y O. determina su fórmula empírica. Si su masa molecular es 176. ¿cuál es la fórmula molecular? Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 0. En este caso como paso previo debemos calcular la masa de C,H,y O que hay en el compuesto. Determinamos la masa de C en la muestra a partir de la masa de C contenida en un mol de CO2 (44 g de CO2 contiene 12 g de C) : 1,947 g CO2 · 12 g C / 44 g CO2 = 0,531 g C 0,531 g de C hay en 1,947 g CO2 y por tanto en el compuesto. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. Determinamos ahora la masa de H en la muestra a partir de la masa de H contenida en un mol de H2O (18 g de H2O contiene 2 g de H) : 0,531 g H2O · 2 g H / 18 g H2O = 0,059 g H 0,059 g es la masa de H contenida en 0,531 g H2O y por tanto contenida en el compuesto. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. Por tanto, la muestra de 1,298 g de ácido ascórbico contiene: 0,531 g C 0,059 g H Y puesto que solamente contiene C, H y O entonces la diferencia será la masa de O contenida en la muestra: 1,298 - 0,531 - 0,059 = 0,708 g O Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

1. Calcular los moles de cada átomo que existen en el compuesto. 0,531 g C x 1mol C/12 g C = 0,044 mol C 0,059 g H x 1mol H/1g H= 0,059 mol H 0,708 g O x 1mol O/16 g O = 0,044 mol O Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 2. Debemos encontrar una relación de números enteros entre los átomos que forman el compuesto. Para ello, se dividen los nºs obtenidos por el más pequeño. 0,044 mol C / 0,044 mol C = 1 mol C / mol C 0,059 mol H / 0,044 mol C = 1,34 mol H/mol C 0,044 mol O / 0,044 mol C = 1 mol O / mol C Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 2 b. Expresamos las relaciones anteriores en forma de números enteros, y para ello multiplicamos por 3 y tendremos: 1 mol C / mol C x 3 = 3 mol C / mol C 1,34 mol H/mol C x 3 = 4 mol H / mol C 1 mol O / mol C x 3 = 3 mol O / mol C Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna. 3. Con los nºs anteriores podemos escribir la fórmula empírica ( AxBy). C3H4O3 Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

4. Calculamos la masa molar empírica (M´). M´ = 3· 12 + 4 ·1 + 3 · 16 = 88 g/mol. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

5. Calculamos la masa molar real (M). En este caso nos dan el dato: M = 176 g/mol. Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

6. La fórmula molecular será (C3H4O3)n .Entonces debemos determinar n: n = M = 176 g/mol = 2 M´ 88 g/mol Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.

En este caso la fórmula molecular será : C6H8O6 Dpto. Física y Química. IES Castillo de Luna.