¿Qué es una Fórmula Empírica? Ejemplos de fórmulas empíricas

Definición de la fórmula empírica

Cada molécula existente está formada por una combinación de diferentes tipos de átomos en cantidades variables. La fórmula molecular de una molécula es una forma compacta de expresar esa molécula en términos de qué átomos está compuesta y cuántos de cada uno de esos átomos contiene. Por ejemplo, una molécula de agua está formada por un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno. Entonces, su fórmula molecular se escribe H20. El subíndice de cada símbolo atómico expresa cuántos de ese átomo está contenido en una molécula. Si un símbolo atómico no tiene subíndice, significa que solo hay uno de ese átomo presente en la molécula.

La fórmula empírica de una molécula es la proporción de átomos en números enteros más baja en la que se puede descomponer la fórmula molecular. Por ejemplo, considere el azúcar, cuya fórmula molecular es C6H12O6. Para obtener la fórmula empírica, el subíndice de cada átomo en la fórmula molecular debe dividirse por el máximo factor común (MCD) compartido entre ellos. En el caso del azúcar, el MCD es seis. Dividir cada uno de los subíndices atómicos por seis nos deja con una fórmula empírica de CH2O.

Hay algunas situaciones en las que es posible que la fórmula molecular y la fórmula empírica sean iguales, como metano (CH4), dióxido de carbono (CO2), y óxido nitroso (N2O). También es posible que moléculas con diferentes fórmulas moleculares tengan la misma fórmula empírica. Considere las moléculas de ditionito (S2O4) y octóxido de tetrasulfuro (S4O8). Ambas moléculas tienen la misma fórmula empírica, SO2.

Método para calcular la fórmula empírica

La fórmula empírica puede ser una herramienta útil cuando se trata de determinar la composición química de una muestra desconocida. Hay varias técnicas que un científico puede usar para determinar el porcentaje de composición de una molécula desconocida. Si se conoce la composición porcentual de la molécula, entonces se puede determinar la fórmula empírica. El científico puede utilizar esta información, junto con algunos procedimientos adicionales, para determinar la identidad del compuesto.

Considere una muestra que tiene 40.02% de carbono (C), 12.34% de hidrógeno (H) y 47.64% de oxígeno (O). Dado que estamos trabajando con porcentajes, la masa real de la muestra es irrelevante, por lo que es extremadamente conveniente realizar cálculos asumiendo que tenemos una masa de muestra de 100 g. Esto nos permite convertir nuestros porcentajes en masas sin ningún cálculo. Si el carbono es el 40,02% de una muestra de 100 g, debe haber 42,02 g de carbono en esa muestra. Del mismo modo, nuestra muestra también tiene 12,34 g de hidrógeno y 47,64 g de oxígeno.

La fórmula empírica relaciona la cantidad de cada átomo presente en un compuesto entre sí. Para continuar, debemos convertir todas nuestras masas en moles utilizando la masa molar del átomo y el análisis dimensional. Para el carbono, encontramos

$$ \frac {40.02 \text {g de C}} {1} \times \frac {1 \ text {mol de C}} {12.01 \text {g de C}} = 3.33 \text {mol de C} $$

Siguiendo el mismo procedimiento para el hidrógeno y el oxígeno, calculamos que sus cantidades son 12,34 mol y 2,98 mol, respectivamente. Ahora recuerde, la fórmula empírica es la proporción de números enteros más pequeña de los átomos presentes en la molécula. Esto significa que a continuación tenemos que dividir todas nuestras cantidades molares por la cantidad molar más pequeña que encontramos, que sería 2,98 moles de oxígeno. Las proporciones que encontramos son

$$ \frac {3.33 \text {mol}} {2.98 \text {mol}} = 1.11 (\text {Carbon}) $$

$$ \frac {2.98 \text {mol}} {2.98 \text {mol}} = 1.00 (\text {Oxígeno}) $$

$$ \frac {12.34 \text {mol}} {2.98 \text {mol}} = 4.14 (\text {Hidrógeno}) $$

Aquí es donde las cosas tienden a complicarse a la hora de calcular fórmulas empíricas. Sabemos que los subíndices de cualquier tipo de fórmula molecular deben ser números enteros, ¡pero solo uno de nuestros valores calculados es un número entero! En este caso, los valores detrás del decimal son lo suficientemente pequeños como para que nos sintamos cómodos redondeando 1,11 a 1 y 4,14 a 4. Por lo tanto, la fórmula empírica para nuestra molécula debe ser CH {eq} _4 {/eq} O. Es importante señalar que nuestra decisión de redondear no se basa en el método tradicional de redondeo que se enseña en la mayoría de los planes de estudio de matemáticas. En cambio, nuestra decisión se basó en el conocimiento de que los subíndices en las fórmulas moleculares deben ser números enteros. Los matices de esta técnica se desarrollarán a continuación.

Repasemos el problema anterior, pero imaginemos por un momento que nuestra proporción de carbono resultó ser 1.5 en lugar de 1. En esta situación, el procedimiento correcto sería encontrar el número entero más pequeño por el que podamos multiplicar nuestro decimal para convertir en un número entero. En el caso de 1,5, si lo multiplicamos por 2, obtenemos el número entero 3. Sin embargo, hacer esto cambia la relación relativa de carbono a oxígeno e hidrógeno en nuestra fórmula. Para preservar la integridad de nuestros cálculos anteriores, debemos multiplicar todas las razones que encontramos por 2. Al hacerlo, encontramos que la fórmula empírica correcta para esta situación es C {eq} _3 {/eq} H {eq} _8 {/eq} O {eq} _2 {/eq}.

No es raro terminar con valores decimales de 0.25, 0.33 o 0.5 al realizar este tipo de cálculos. A veces, varios átomos en un solo compuesto pueden producir números no enteros. Otras veces, la parte decimal de la relación puede ser difícil de interpretar, como 0,22. ¿Debería tratarse como 0,20 y multiplicarse por 5? ¿O debería tratarse como 0,25 y multiplicarse por 4? Desafortunadamente, no existe un procedimiento claro para lidiar con este tipo de situaciones. A veces, observar todas las proporciones juntas puede revelar pistas sobre cómo proceder, pero en su mayor parte, comprender la mejor manera de avanzar proviene de la experiencia que solo se puede adquirir a través de la práctica.

Método para encontrar la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica

Recuerde que en la primera sección de esta lección, notamos que no es raro que varios compuestos posean la misma fórmula empírica. Entonces, ¿cómo nos ayuda encontrar la fórmula empírica a identificar la fórmula molecular de nuestra muestra desconocida? Resulta que necesitaremos una información adicional. Necesitamos la masa moleculardel compuesto. Así como existen técnicas científicas para determinar la composición porcentual de un compuesto desconocido, también existen técnicas que permiten el cálculo de la masa molecular. El uso de estos dos datos juntos proporciona la clave para determinar la identidad del compuesto desconocido. Dado que la fórmula empírica se define como la proporción de números enteros más pequeña de átomos presentes en un compuesto, significa que los subíndices de cada átomo en la fórmula molecular deben ser una proporción de números enteros de los subíndices de la fórmula empírica. La relación que estamos buscando se puede encontrar comparando la masa molar de la fórmula empírica con la de la fórmula molecular.

Reconsidere el ejemplo anterior, el caso en el que nuestra fórmula empírica fue CH {eq} _4 {/eq} O. Suponga que luego se nos informa que la masa molar del compuesto real es 96.0 g / mol. Para obtener la fórmula molecular, primero debemos calcular la masa molar correspondiente a la fórmula empírica, que es

$$ (1 \times 12.01 \text {g de C}) + (4 \times 1.00 \text {g de H}) + (1 \times 15.99 \text {g de O}) = 32.0 \text {g / mol} $$. A continuación, dividimos la masa molar de la molécula por la masa molar de la fórmula empírica para encontrar la razón por la que necesitamos multiplicar nuestros subíndices.

$$ \frac {96.0 \text {g / mol}} {32.0 \text {g / mol}} = 3 $$ Finalmente, multiplicamos el subíndice en o fórmula empírica por 3 para encontrar la fórmula molecular que es C {eq} _3 {/eq} H {eq} _ {12} {/eq} O {eq} _3 {/eq}.

Ejemplos de fórmula empírica

Considere una molécula desconocida, cuya masa molar se ha determinado que es 204,2 g / mol, y cuya composición porcentual es 69,3% de nitrógeno (N) y 30,7% de oxígeno (O). Determine la fórmula empírica y molecular del compuesto desconocido.

Comenzamos asumiendo que tenemos una muestra de 100 g, que tendría 69,3 g de nitrógeno y 30,7 g de oxígeno. A continuación, convertimos la cantidad de cada masa de cada átomo en gramos en la cantidad de cada átomo en moles.

$$ \frac {69.3 \text {g de N}} {1} \times \ frac {1 \text {mol de N}} {14.0 \text {g de N}} = 4.95 \text {mol de N} $$

$$ \frac {30.7 \text {g de O}} {1} \times \ frac {1 \text {mol de O}} {15.99 \text {g de O}} = 1.92 \text {mol de O} $$

A continuación, dividimos cada uno de los valores encontrados arriba por el valor más pequeño, que en este caso es 1,92. Esto da como resultado un valor de 2,57 para el nitrógeno y un valor de 1 para el oxígeno. Sabemos que el subíndice en cualquier fórmula molecular debe ser un número entero, por lo que multiplicamos todo por 2, y nuestra fórmula empírica es N {eq} _5 {/eq} O {eq} _2 {/eq}

Para encontrar la fórmula molecular, calculamos la masa molar de la fórmula empírica (102 g / mol) y la dividimos de la masa molecular dada de 204 g / mol. La razón resultante es 2, por lo tanto, multiplicamos todos los subíndices en nuestra fórmula empírica por 2 para encontrar la fórmula molecular, N {eq} _ {10} {/eq} O {eq} _4 {/eq}.

Resumen de la lección

La fórmula empírica de una molécula es la proporción de números enteros más pequeña de los átomos individuales presentes dentro de esa molécula. Si se le da la composición porcentual de un compuesto desconocido, los pasos necesarios para calcular la fórmula empírica son los siguientes:

• Suponga que la masa de la muestra es 100 gy vuelva a escribir los porcentajes como masas.
• Usa la masa molar de cada átomo para convertir su masa en el número equivalente de moles.
• Divida cada número de moles por el valor más pequeño encontrado en el paso anterior.
• Si las razones resultantes son todos números enteros, el cálculo está completo y los subíndices de la fórmula empírica son las razones calculadas en el paso anterior.
• Si no todas las razones son números enteros, encuentre el número entero más pequeño por el que se pueda multiplicar la razón para completarlo. Luego, multiplique TODAS las razones por este número. Los valores resultantes son los subíndices de la fórmula empírica.

Dada la masa molecular y la fórmula empírica de un compuesto, su fórmula molecular se puede calcular de la siguiente manera:

• Calcula la masa molar de la fórmula empírica.
• Divida la masa molecular por la masa molar de la fórmula empírica. El resultado debe ser un número entero o muy cercano a uno.
• Multiplica todos los subíndices de la fórmula empírica por el número entero obtenido en el paso anterior. Estos son los subíndices de la fórmula molecular.

Rodrigo Ricardo Editor y fundador