Formula Empírica y Molecular

Estequiometria

Tema: Formula Empírica y molecular. 

1- Al realizar un análisis elemental de un compuesto, este indico la siguiente composición  19,3% de Na , y 26,9% de S. Su peso Molecular es 238 grs/mol 

a) Calcular formula empírica

b) Calcular formula molecular 

Desarrollo: 

Se toma una base de un 100% de compuesto , pero en este caso solo hay

 19,3% + 26,9% =46,2%  

Cada vez que no se llegue al 100% lo que falta para llegar es Oxigeno por lo tanto hay un 53,8% de este. 

Na: 19,3% 

S: 26,9% 

O: 53,8% 

Los porcentajes se interpretan como grs 

Na: hay 19,3 grs de sodio 

S: hay 26,9 grs de azufre 

O: hay 53,8 grs de Oxigeno 

Ahora se deben sacar los moles de cada uno de los elementos. 

- Na) 19,3 grs/ 23 grs/mol =  0,839 moles

- S)  26,9 grs/ 32 grs/mol = 0,840 moles 

- O) 53,8 grs/ 16 grs/mol = 3,362 moles 

Ahora la siguiente regla es dividir por el que tenga menor cantidad de moles, en este caso el Na 

Na) 0,839/0,839 = 1 

 S) 0,840/0,839 = 1

O) 3,362/0,839 =  4 

Eso números representan el numero de átomos de cada especie 

a) La formula empírica es NaSO4  

Para calcular la formula Molecular utilizaremos la formula de MM del compuesto / MM empírica

Al inicio del ejercicio nos dice que la MM del compuesto es 238  

y la MM empirica es (23+32+16x4) = 119 grs/mol 

238/119 = 2 

Ese 2 indica el numero de repeticiones de la formula Molecular 

NaSO4 /x2 

B) La formula Molecular es Na2S2O8 

2-  Una muestra de un compuesto que contiene solamente C e H se quema en presencia de oxigeno y se obtuvo 9,24 grs de CO2 y 3,15 grs de H20

a) ¿Cuantos moles de átomos de Carbono y cuantos moles de átomos de hidrógeno contenía la muestra?

b) Calcular formula empírica del compuesto

c) Masa del compuesto que se quemo

Desarrollo: 

Este es un ejercicio Complejo de formula empírica, para hacerlo mas visual tenemos: 

CH + O2 ------------>  CO2 + H2O  (Combustión) 

Sabemos que se obtienen 9,34 grs de CO2 , esos gramos los pasamos a moles 

moles de CO2= 9,34 grs/ 44grs/mol = 0,212 moles de CO2 

Sabemos que se obtienen 3,15 grs de H2O, esos gramos los pasamos a moles

moles de H2O= 3,15grs/ 18grs/mol = 0,175 moles de H2O 

Sabemos que en 1 mol de CO2 hay 0,212 moles , entonces como hay un solo Carbono (C) sabemos que hay 0,212 moles de átomos de C 

Sabemos que en 1 mol de H20 hay 0,175 moles , entonces como hay dos de hidrógeno (H)

Sabemos que hay 0,35 moles de átomos de H 

a) Los moles de C son 0,212 moles y de H son 0,35 moles de átomos. 
Ya obtenidos los moles de C e H , ocupamos nuestra regla de dividir por el que tenga menor cantidad de átomos

C) 0.21 / 0,21 =  1
H) 0,35  /  0,21 =  1,67

No puede quedar con decimales entonces hay que buscar un numero que multiplicado por ese numero me de un numero entero como 1,2,3 ...

En este caso el numero es 3

C) 1 x 3 = 3
H) 1,67x3 = 5

b) La formula empírica es C3H5 

Para calcular la masa del compuesto que se quemo solo se deben sacar los gramos

Masa en grs:  0,21 moles de C x 12 grs/mol + 0,315 moles de H x 1grs/mol

c) Los gramos de compuestos que se quemo es 2,835 grs 


3- Un hidrocarburo tiene la siguiente composición  C: 82,66% y H: 17,34% , su densidad es a 30°C y a 0,1 atm es de 0,2335 g/litros.

a) Calcular Peso molecular del compuesto
b) Calcular formula Empírica
c) Calcular formula Molecular

Desarrollo: 

Para poder desarrollar este ejercicio debemos considerar la Formula: PV= RNT (Ley de gases ideales) 

Sabemos que N es moles , pero también se puede escribir como Grs/Peso atómico

Teniendo en cuenta esto , podemos reescribir la ecuación en busca del peso Atómico

MM = R x grs x T / P x V

Ahora debemos darnos cuenta que tenemos gramos/volumen , eso significa densidad.

MM= R x D x T / P

MM= 0,082 X 0,2335 X 303 / 0,1

a) La masa molecular es 58,015 grs/mol 

Ahora debemos desarrollar los porcentajes que nos entregan al inicio

C) 82,66% = 82,66 grs / 12 grs/mol = 6,88 moles de Carbono

H) 17,34% = 17,34 grs / 1 grs/mol = 17,34 moles de hidrógeno

Utilizamos la regla de dividir por el que tiene menor numero de moles 

C) 6,88/6,88 = 1 
H) 17,34/6,88 = 2,5

Como no puede quedar decimal buscamos un numero para que nos de numero entero , en este caso es 2

C) 1 x 2 = 2
H) 2,5 x 2 = 5

b) La formula empírica es  C2H5 

Ahora utilizamos la formula MM del Compuesto / MM empírica

MM Empírica = 29 grs/mol

58,015 / 29 grs/mol = 2

C2H5 X 2 

c) La formula Molecular es C4H10