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Fórmula empírica y molecular

Soluciones a los problemas propuestos de determinación de fórmulas

1. Deduce la fórmula empírica de un compuesto que contiene 21,6% de Na, 33,3% de Cl y 45,1% de O. Datos: MNa = 23 u; MCl = 35,5 u; MO = 16 u.

ElementoMasa en la

muestraMasa

atómicaRelación de átomos

Relación números enteros sencillos

Na 21,6 g 23 u 21,6 / 23 = 0,939 0,939 / 0,938 = 1

Cl 33,3 g 35,5 u 33,3 / 35,5 =  0,938 0,938 / 0,938 = 1

O 45,1 g 16 u 45,1 / 16 = 2,819 2,819 / 0,938 = 3

         Fórmula empírica: NaClO3 

2. Se queman en aire 1,515 g de vapor de cinc y se obtienen 1,886 g de óxido de cinc. Deduce la fórmula empírica del óxido formado. Datos: MZn = 65,38 u; MO = 16 u.

Elemento

Masa en la muestraMasa

atómicaRelación de átomos

Relación números enteros sencillos

Zn 1,515 g 65,38 u1,515 / 65,38 =

0,02320,0232 / 0,0232 = 1

O 1,886 –1,515 = 0,371 g 16 u 0,371 / 16 = 0,0232 0,0232 / 0,0232 = 1

 Fórmula empírica: ZnO 

3. Calcula la fórmula empírica de una sustancia cuya composición porcentual en masa es 0,8% de H, 36,5% de Na; 24,6% de P y 38,1% de O. Datos: MH = 1 u ; MNa = 23 u.; MP = 31 u ; MO = 16 u.

Elemento

Masa en la

muestra

Masa atómica

Relación de átomosRelación números enteros

sencillos

H 0,8 g 1 u 0,8 / 1 = 0,8 0,8 / 0,794 = 1 (1,008)

Na 36,5 g 23 u 36,5 / 23 = 1,587 1,587 / 0,794 = 2 (1,999)

P 24,6 g 31 u 24,6 / 31 = 0,794 0,794 / 0,794 = 1

O 38,1 g 16 u 38,1 / 16 = 2,381 2,381 / 0,794 = 3 (2,999)

         Fórmula empírica: Na2HPO3  

Victoria Mellinas

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4. Deduce la fórmula empírica de un compuesto que contiene la siguiente composición porcentual en masa: 48,96% de O, 26,52% de Cr y 24,52% de S. Datos: MO = 16 u; MCr = 52 u ; MS = 32,1 u.

ElementoMasa en la

muestraMasa

atómicaRelación de átomos Relación números sencillos

O 48,96 g 16 u 48,96 / 16 = 3,06 3,06 / 0,51 = 6

Cr 26,52 g 52 u 26,52 / 52 =  0,51 0,51 / 0,51 = 1

S 24,52 g 32,1 u 24,52 / 32,1 = 0,764 0,764 / 0,51 = 1,5 (1,498)

 Para que la relación sea de números enteros sencillos deberemos multiplicar todo por dos: 

Elemento

Relación números enteros sencillos

O 6 · 2 = 12

Cr 1 · 2 = 2

S 1,5 · 2 = 3

     Fórmula empírica: Cr2S3O12  

5. Deduce la fórmula empírica de un compuesto que contiene la siguiente composición porcentual en masa: 92,31% de C y 7,69% de H. Si la masa molecular es de 78 u, ¿cuál es su fórmula molecular? Datos: MC = 12 u ; MH = 1 u

ElementoMasa en

la muestra

Masa atómica

Relación de átomosRelación números

sencillos

C 92,31 g 12 u 92,31 / 12 = 7,692 7,692 / 7,69 = 1

H 7,69 g 1 u 7,69 / 1 =  7,69 7,69 / 7,69 = 1

         Fórmula empírica: CH 

Calculemos la fórmula molecular:

MCH = 12 · 1 + 1 · 1 = 13 u 

Mf.molecular = 78 

Fórmula molecular: (CH)x                        Mf.molecular = MCH · x

Igualando ambas →  78 = MCH · x   ;  78 = 13x   ; x = 78 / 13 = 6

La fórmula molecular sería: (CH)6 = C6H6 

Victoria Mellinas

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Cálculos con disoluciones

Un problema típico es querer preparar un volumen determinado de una disolución con una concentración molar que no existe de fábrica. Suele ser habitual que para prepararla debamos utilizar una disolución del compuesto en cuyo frasco nos viene la concentración en % en masa y la densidad de la misma. ¿Cómo debemos prepararla?

EjemploQueremos preparar tres litros de una disolución de HNO3 en agua cuya concentración sea 0,5 M. Para preparar la disolución disponemos de un frasco cuya etiqueta marca una concentración de ácido nítrico del 70% en peso y cuya densidad es de 1,41 g · ml-1. ¿Cómo la prepararemos?

1. Se debe calcular la cantidad de soluto necesaria para preparar la disolución. Cantidad que necesitaremos en gramos: primero se calculan los moles necesarios y, después, con la masa molar, se calcula la masa en gramos de soluto.

Ejemplo

La masa molecular del ácido nítrico es:M ácido nítrico = MH · 1 + MN · 1 + MO · 3 = 1 · 1 + 14 · 1 + 16 · 3 = 63 uLa masa molar del ácido nítrico es de 63 g / molc = n / V ; 0,5 = n / 3 ; n = 3 · 0,5 = 1,5 molesn = m / M    (nº moles = masa en gramos / masa molar)1,5 = m / 63  ;  m = 63 · 1,5 = 94,5 g de ácido nítrico puro

2. Como nos dan el porcentaje en masa del frasco, lo que debemos hacer es calcular una simple regla de tres (proporcionalidad directa simple) con los datos del porcentaje y el dato de masa de soluto necesario. Tened en cuenta que el porcentaje nos indica los gramos de soluto que hay por cada cien gramos de disolución. Con dicho cálculo obtendremos la masa de disolución del frasco que hemos de coger para hacer la disolución. Si pesamos dicha disolución y lo completamos con disolvente hasta alcanzar el volumen que queremos preparar de la nueva disolución, habremos preparado la concentración deseada.

Ejemplo

70% en masa significa que hay 70g de ácido nítrico puro por cada 100g de disolución, como necesitamos 94’5g de ácido nítrico puro, deberemos coger una masa x de la disolución:

70 gde HNO394' 5g de HNO3

=100 gde disoluciónde HNO3

x→x=94 ' 5∙100

70=135 gdedisolución

Pesaríamos 135 g de la disolución del frasco que marca 70% en peso, los echaríamos en una probeta o matraz aforado que nos marque volúmenes, y le echaríamos agua (disolvente del problema) hasta llegar a un volumen de tres litros de disolución.

3. Si en lugar de pesar sólo podemos coger un volumen de la disolución del frasco, hemos de utilizar la densidad de la disolución del frasco para averiguar el volumen que debemos coger. Como la densidad nos la pone la etiqueta del frasco y la masa de la disolución la hemos calculado a partir del porcentaje en masa que marca la etiqueta (paso anterior), despejando obtenemos el volumen de disolución del frasco que deberemos coger. Una vez extraída dicha disolución del frasco le echamos el disolvente hasta completar el volumen que nos indica el enunciado, así obtendremos la concentración deseada.

Ejemplo

densidad=masade ladisolución(g)volumen de ladisolución(L)

Como la densidad nos viene en g/ml, la masa se pondrá en gramos y el volumen saldrá en ml:

1' 41=135V→V= 135

1 ' 41=95' 74mlde disolución

Cogeríamos 95,74 ml de la disolución de HNO3 del frasco que marca 70% en peso. los echaríamos en una probeta o en un matraz aforado que nos mida el volumen, y lo completaríamos con agua (disolvente del problema) hasta llegar al volumen que nos pide el problema (tres litros). De esta forma tendríamos tres litros de una disolución 0,5 M de ácido nítrico en agua.

Victoria Mellinas

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Cálculos en las reacciones químicas 

Para realizar cálculos estequiométricos debes procurar seguir los siguientes pasos: 

1. Escribe la reacción ajustada.2. Calcula el número de moles de la sustancia cuya cantidad (masa, volumen) te han dado.3. De la reacción química ajustada deduce las proporciones molares entre la sustancia que nos dan y

la sustancia incógnita.4. Usando la proporción molar del apartado anterior, calcula el número de moles de la sustancia

desconocida.5. Convierte los moles que te han salido para la sustancia incógnita en las unidades que te preguntan.

No olvides escribir las unidades. 

Fórmulas de mayor uso: 

1)        n=masa(g)masamolar

= mM

  (n es el número de moles y la masa molar es la masa molecular en gramos)

2)       p ·V=n ·R ·T           (p en atm, V en litros, n es el número de moles de la sustancia gaseosa, T es la temperatura en K, R es la constante de los gases perfectos  R = 0,082 atm·l / mol·K)

3) rendimiento (% )= producto realproducto teórico

∙100→productoreal=rendimiento (% ) ∙ producto teórico

100

4) % pureza=masacompuestomasamezcla

∙100→masacompuesto=% pureza ∙masamezcla100

5)       Medida de la concentración de las disoluciones:

-      Concentración molar: M= nV

    (M es la concentración en moles/l, n el número de moles del soluto,

V el número de litros de la disolución)

-     %masa=masa soluto

masadisolución∙100       

Ejemplo: Ácido sulfúrico de concentración 96% en masa (peso). Hay 96 g de H2SO4 en 100 g de la disolución.

6)       Densidad:  d=masavolumen

     Nota: Si conociésemos la densidad del ácido del ejemplo anterior podríamos

calcular el volumen que ocuparía una masa determinada de la disolución anterior.

 

Victoria Mellinas