Formula empírica y formula moleculares.

Las formulas empíricas y moléculas son dos tipos claramente distinto de formulas químicas que se emplean con propósitos diferentes. Comparemos el acetileno,C3H3 , que se utiliza para soldar, con el benceno,C6H6 , un liquido que se usa como disolvente y en la producción industrial de muchas sustancias químicas orgánicas. La composición porcentual de las dos sustancias se puede establecer mediante un procedimientos descrito en un tema antes en este trabajo, .Aunque las formulas moleculares son diferentes como se puede observar el benceno tiene tres veces mas átomos de C y de H que el acetileno.

Así la formula moléculas de un compuesto indica el número real de átomos de cada elemento presentes en cada molécula. Las formulas moleculares del acetileno y del benceno son , C3H3 y C6H6 , respectivamente.

La formula empírica, también conocidas como la formula más simple, indica la razón más simple de números enteros de los átomos de cada elemento presentes en un compuesto. Por consiguiente, la formula empírica del acetilenos es CH. La razón mas simple de átomos de C a átomos de H en el benceno , también es de 1:1. La formula empírica del benceno es CH, así pues, ambos compuestos tiene la misma fórmula empírica, que es CH

Como determinar formulas empíricas.?

La formula empírica de un compuesto se determina a partir de datos experimentales. Esto es posible si conocemos ya sea la cantidad de gramos de cada elemento que se combina para formar un compuesto en particular, o bien el porcentaje de cada elemento presente en el compuesto.

Pasos para determinar formula empírica

•Paso 1 establece la mas de cada elemento presentes en el compuesto

•Paso 2 Convierte los gramos de cada elemento a moles con base a las masa molares.

•Paso 3 Deduce el conjunto más pequeño de números enteros. Primero , divide el numero de moles de cada elemento entre el menor de los dos valores

•Paso 4 si después de realizar el paso anterior, aparece un numero decimal, entonces no hemos obtenido el conjunto más pequeño de números enteros. Para eliminar el decimales multiplica ambos valores por el entero más pequeño posible (2, 3 ,4, ó 5)

Equivalencias ente decimales y fracciones simples

Valor decimal Fracción simple

Multiplicar por este entero

Da este número entero

0.500 

0.333 

0.667 

0.250 

0.750 

0.200 

0.400 

0.600 

0.800

=1/2 

=1/3 

=1/3 

=1/4 

=1/4 

=1/5 

=1/5 

=1/5 

=1/5

X 2 

 X 3

X 3 

 X 4 

 X 4 

 X 5

X 5

X 5

X 5

1 1 2 1 3 1 2 3 4

Todos los cálculos para establecer formulas empíricas deben efectuarse a tres o cuatro cifras significativas. Un redondeo demasiado prematuro (con menos de tres cifras significas) puede dar lugar a errores en las razones más simples de números enteros

Formula empírica a partir de porcentajes

Pasos para determinar formula empírica a partir de porcentajes

Paso 1 si las cantidades se indican como porcentajes, multiplicar el porcentaje de cada elemento por 100 g.

Paso 2 con base en las masas molares convierte los gramos de cada elemento a moles

Paso 3 Deduce el conjunto más pequeño de números enteros. Primero , divide el numero de moles de cada elemento entre el menor de los dos valores

Paso 4 si después de realizar el paso anterior, aparece un numero decimal, entonces no hemos obtenido el conjunto más pequeño de números enteros. Para eliminar el decimales multiplica ambos valores por el entero más pequeño posible (2, 3 ,4, ó 5)

Determinación de fórmulas moleculares

La fórmula calculada a partir de la composición porcentual en masa es siempre la fórmula empírica debido a que los subíndices en la fórmula se reducen siempre a los números enteros más pequeños. Para calcular la fórmula molecular, o real, se debe conocer la masa molar aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. Se sabe que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fórmula empírica, la fórmula molecular se determina por medio de la masa molar.

EjemploUna muestra de un compuesto contiene 1.52 g de nitrógeno (N) y 3.47 g de oxígeno (O). Se sabe que la masa molar de este compuesto está entre 90 g Y 95 g. Determine la fórmula molecular y la masa molar del compuesto. .

ESTRATEGIA Para determinar la fórmula molecular, primero es necesario determinar la fórmula empírica del compuesto

Al comparar la masa molar empírica con la masa molar determinada experimentalmente se revelará la relación entre la fórmula empírica y la fórmula molecular.

SOLUCIÓN Se conoce la cantidad de gramos de N y O. Si se utiliza la masa molar como factor De conversión, se podrán convertir los gramos a moles de cada elemento. A continuación n representa el número de moles de cada elemento:

Así, la fórmula del compuesto es, N0.108 O0.217 la cual señala la identidad y las proporciones de los átomos presentes. Sin embargo, las fórmulas químicas se escriben con números enteros. Ahora convertir a números enteros dividiendo los subíndices entre el subíndice más pequeño (0.108). Después de haberlo redondeado, se obtiene NO2 como fórmula empírica.La fórmula molecular puede ser la misma que la fórmula empírica o algún múltiplo entero de ella (por ejemplo, dos, tres, cuatro o más veces la fórmula empírica). Al comparar la relación de la masa molar con la masa molar de la fórmula empírica se muestra la relación integral entre la fórmula empírica y la fórmula molecular. La masa molar de la fórmula NO2 es Masa molar empírica = 14.01 g + 2(16.00 g) = 46.01 gDespués, se determina la proporción entre la masa molar y la masa molar empírica

.

La masa molar del compuesto es el doble de la masa molar empírica. Esto implica que hay dos unidades de NO2

en cada molécula del compuesto y la fórmula molecular es (NO2 )2 ó N2O4 . La masa molar real del compuesto es el doble de la masa molar empírica, es decir, 2(46.01 g) o 92.02 g, la cual está entre 90 g Y 95 g.