FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES

Presentación del tema: "FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES"— Transcripción de la presentación:

1 FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
La fórmula empírica o mínima de un compuesto nos indica el número relativo de átomos( o de moles) de los elementos que forman el compuesto. La composición porcentual del compuesto con base en la cual se calcula la proporción por átomos( o por moles) en que participan los diferentes elementos. La fórmula empírica también se conoce como fórmula mínima por que la relación se expresa mediante los números enteros más pequeños posibles. Ej.: Determinaciones experimentales indican que cierto compuesto está formado por 40,0% de C, 6,7% de H y 53,3 % de O ¿cuál es la fórmula mínima de este

2 Compuesto? Sln: Si tomamos como base 100 gramos del compuesto, el enunciado del problema nos indica que se tiene 40,0 g de C, 6,7 g de H y 53,3 g de O. Si cada una de estas cantidades, la dividimos por el respetivo peso de una mole, obtendremos el número de éstas. En efecto, teniendo en cuenta los pesos atómicos.

3 Peso de una mole de átomos de C =12.01g
Peso de una mole (de átomos de H = 1,01 g Peso de una mole de átomos de O = 16,00 g En consecuencia: Número de moles de C= (40,0 g de C /12,01g/mol)=3,3 mole de C Número de moles de H=(6,7g de H/1,91g/mol)=6.6 moles de H Número de moles de O=(53,3g de O/16,0g/mol)=3,3 moles de O

4 Esto quiere decir que los elementos están en la siguiente proporción por moles de átomos : 3,3 C: 6,6 h: 3,3 O. X 3,3/3,3=1 C 6,6/3,3=2 h 3,3/3,3 =1 O Obtenido dividiendo por 3,3 la primera relación.

5 Como la proporción por moles es la misma que existe entre átomos individuales, se concluye que los`´atomos de carbono, hidrógeno y oxígeno en el compuesto están en una proporción 1:2:1 respectivamente, lo cual podemos escribir en forma condensada mediante la fórmula CH2O. La fórmula mínima del compuesto es CH2O.

6 Ej2. Se encontró que 100 g de una muestra de un hidrocarburo hay 85,71% de carbono© y 14,21% de hidrógeno(H). Determina la fórmula del hidrocarburo para determinar la masa de cada elemento en la muestra, se multiplica el porcentaje de cada elemento por 100 g. C= 85,71%x100g/100%=85,71 g de C H=14,29%x100g/100%=14,29 g de H Ahora convierte los gramos de cada elemento en moles.

7 1 mol de átomos de C=12 g 1mol de átomos de H= 1 g Establecemos los factores de conversión C= 85,71g C x 1 mol /12 g= 7,14 moles de C H= 14,29 G H x 1 mol/1 g H=14,29 moles de H Estas proporciones de moles corresponden a las mismas proporciones atómicas pero es necesario establecer los números enteros más pequeños, divide el número de moles de cada elemento entre el más pequeño de los valores.

8 C=7,14 moles/7,14 Moles=1,00 átomo de C
H=14,29 moles/7,14 moles=2,00 átomos de H La relación de moles es 1:2 el compuesto debe tener un átomo de carbono por dos átomos de hidrógeno. La fórmula empírica es CH2. Fórmula Molecular Las fórmulas moleculares nos indican el número real de átomos en la molécula.

9 1. El peso molecular del compuesto mencionado en el ejemplo anterior es 60.1 u.m.a ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? Sln: Fórmula mínima o empírica CH2O Peso molecular 60.1 u.m.a Como la fórmula empírica está expresada con los coeficientes más pequeños posibles, la fórmula molecular será igual a la empírica o un múltiplo de ella.

10 En este caso podría ser , por Ej CH2O, C2H4O2 sin embargo, la verdadera fórmula molecular debe estar de acuerdo con el peso molecular dado. Para averiguar cual es la correcta, basta dividir el peso molecular por el peso correspondiente a la fórmula mínima y así hallaremos el factor de multiplicación. Peso de toda la molécula 60,1 u.m.a Peso de unidad CH2O: X1,0+16.0=30,0 U.m.a. Factor de multiplicación =60,1/30,0 =2

11 Por consiguiente debemos amplificar 2 veces la fórmula empírica, lo que nos conduce a la fórmula molecular C2H402 Fórmula molecular del compuesto.