Calcular la fórmula empírica y la fórmula molecular
Escribe cada elemento con su porcentaje en masa (o sus gramos) y, si la sabes, la masa molar del compuesto para obtener también la fórmula molecular.
En resumen
Para hallar la fórmula empírica se pasan los porcentajes a gramos (tomando 100 g), se dividen entre las masas atómicas y se dividen todos entre el menor. Con 40 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O salen 3,33, 6,65 y 3,33 moles, en proporción 1 : 2 : 1, así que la fórmula empírica es CH₂O.
Fórmula empírica y fórmula molecular
La fórmula empírica da la proporción más sencilla entre los átomos de un compuesto; la molecular, cuántos átomos hay de verdad en cada molécula. La glucosa tiene fórmula molecular C₆H₁₂O₆ y empírica CH₂O: la misma proporción 1 : 2 : 1, pero seis veces.
Cómo calcular la fórmula empírica
- Toma 100 g de compuesto: los porcentajes pasan a ser gramos.
- Divide los gramos de cada elemento entre su masa atómica para tener moles de átomos.
- Divide todos entre el menor.
- Si no salen enteros, multiplica por 2, 3… (un 1,5 pide ×2; un 1,33, ×3).
Cómo pasar a la fórmula molecular
- n: número entero por el que se multiplican los subíndices de la empírica.
- Masa molar del compuesto: la real, en g/mol (te la dan o se mide).
- Masa de la fórmula empírica: la suma de las masas atómicas de la empírica.
Los subíndices de la empírica se multiplican por n. Con un 40 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O, la empírica es CH₂O (30 g/mol); si el compuesto tiene 180 g/mol, n = 6 y la molecular es C₆H₁₂O₆.
Ejemplos resueltos
Un compuesto con un 40 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O, de 180 g/mol
Empírica CH₂O (30 g/mol); n = 180 / 30 = 6, así que la molecular es C₆H₁₂O₆ (glucosa).
Probar este ejemploUn hidrocarburo con un 85,7 % de C y 14,3 % de H, de 28 g/mol
Empírica CH₂ (14 g/mol); n = 28 / 14 = 2: es C₂H₄, el eteno.
Probar este ejemploUna sal con un 32,4 % de Na, 22,6 % de S y 45 % de O
Dividiendo entre las masas atómicas y entre el menor sale 2 : 1 : 4: Na₂SO₄.
Probar este ejemploSi te dan gramos en vez de porcentajes
Funciona igual: salta el primer paso y divide directamente los gramos entre las masas atómicas. En los análisis de combustión, el C sale del CO₂ (12/44 de su masa) y el H del H₂O (2/18); el oxígeno es lo que falta hasta la masa de la muestra.
Un poco de historia
Joseph Proust formuló la ley de las proporciones definidas, según la cual un compuesto tiene siempre los mismos elementos en la misma proporción en masa, mientras trabajaba en España, en el Real Laboratorio de Química de Segovia, a finales del siglo XVIII. Dalton la explicó con su teoría atómica (1808), y Jöns Jacob Berzelius inventó hacia 1813 la notación con letras con la que escribimos las fórmulas.
Preguntas frecuentes
¿Qué diferencia hay entre fórmula empírica y molecular?
La empírica es la proporción mínima de átomos (CH₂O); la molecular, los átomos reales de cada molécula (C₆H₁₂O₆). La molecular es siempre un múltiplo entero de la empírica.
¿Qué hago si al dividir me sale 1,5?
Multiplica todos los valores por 2 para que sean enteros. Si sale 1,33 o 1,67, multiplica por 3; si sale 1,25, por 4.
¿Hace falta la masa molar para la fórmula empírica?
No: la empírica sale solo de la composición. La masa molar hace falta para pasar de la empírica a la molecular.
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