Química · Unidad 3 — Relaciones de masa
Fórmula empírica y fórmula molecular
Es el ejercicio de parcial por excelencia de la unidad: de una tabla de porcentajes a la fórmula real del compuesto. Usa todo lo anterior —masa molar, mol y composición porcentual— en un solo camino de seis pasos.
La explicación
Dos fórmulas para la misma sustancia
La fórmula molecular dice cuántos átomos de cada elemento tiene realmente una molécula. La fórmula empírica dice sólo la proporción, reducida a los números enteros más chicos posibles.
benceno → molecular C₆H₆ · empírica CH
agua → molecular H₂O · empírica H₂O (ya no se puede simplificar)
La empírica se obtiene dividiendo todos los subíndices por el mayor divisor común. A veces coinciden, y eso no es un error: quiere decir que la proporción ya estaba en su forma más simple.
Por qué el análisis químico da la empírica y no la molecular
Un análisis mide masas: cuánto carbono, cuánto hidrógeno, cuánto oxígeno hay en la muestra. Y las masas sólo informan la proporción entre elementos. El CH₂O y el C₆H₁₂O₆ tienen exactamente la misma composición porcentual, así que ningún porcentaje puede distinguirlos. Para pasar de una a otra hace falta un dato más: la masa molar.
El procedimiento completo
2. Pasá cada masa a moles, dividiendo por la masa atómica del elemento.
3. Dividí los tres (o dos, o cuatro) resultados por el más chico de ellos. El más chico queda en 1 y los otros dicen cuántos átomos hay por cada uno de ése.
4. Si quedan decimales, multiplicá todo por el entero que los saque. 2,5 pide ×2; 1,33 pide ×3; 1,25 pide ×4.
5. Escribí la fórmula empírica con esos números como subíndices.
6. Para la molecular: calculá lo que pesa la unidad empírica, hacé n = M / Mempírica y multiplicá todos los subíndices por n.
El paso 4 es el que decide el ejercicio
Un subíndice no puede ser 2,5: no existe media molécula. Si la división del paso 3 no cae sobre enteros, no se redondea: se multiplican todos los valores por el número que los vuelve enteros. Redondear 2,5 a 3 cambia el compuesto.
Los valores cercanos a un entero —2,01 o 1,98— sí se redondean: esos son el redondeo de las masas atómicas, no información.
El control del paso 6
El n tiene que dar un entero, o muy cerca. Si te da 2,7, hay un error antes: casi siempre en el paso 3, por haber dividido por un valor que no era el más chico.
Y si n da 1, la fórmula molecular es la empírica. Es un resultado legítimo y frecuente.
El oxígeno por diferencia
Muchos enunciados dan el porcentaje de carbono y el de hidrógeno y dicen «el resto es oxígeno». Ese porcentaje se saca restando de 100 antes de empezar, y de ahí en más el ejercicio es igual.
Un compuesto tiene 40,0 % de carbono, 6,7 % de hidrógeno y 53,3 % de oxígeno, y su masa molar es 180,0 g/mol. Usá C = 12,0 · H = 1,0 · O = 16,0. Hallá su fórmula empírica y su fórmula molecular.
Paso 1: 100 g de base. Sobre 100 g de compuesto, cada porcentaje es directamente la masa:
Este paso no es una cuenta, es una elección de base. Se podría usar cualquier masa y la proporción daría igual; 100 g se elige porque hace que el paso sea gratis.
Paso 2: a moles. Cada masa dividida por la masa atómica de su elemento:
H: 6,7 / 1,0 = 6,7 mol
O: 53,3 / 16,0 = 3,33 mol
Paso 3: dividir por el más chico. El menor de los tres es 3,33, que aparece dos veces:
H: 6,7 / 3,33 = 2,01
O: 3,33 / 3,33 = 1,00
Paso 4: ¿hay que multiplicar? No. El 2,01 está a una centésima de un entero, y esa centésima viene de haber redondeado las masas atómicas y los porcentajes. Se redondea a 2 sin culpa.
Paso 5: la fórmula empírica. Los subíndices son 1, 2 y 1:
Paso 6: la molecular. Acá entra el dato que todavía no usamos, la masa molar. Primero, cuánto pesa una unidad CH₂O:
Dio un entero exacto, que es la señal de que todo lo anterior está bien. Ahora se multiplican todos los subíndices por 6:
Es la glucosa. Y notá el cierre: si ahora calculás la composición porcentual del C₆H₁₂O₆ con lo del tema anterior, volvés a obtener 40,0 · 6,7 · 53,3. El ejercicio recorrió el camino de ida, y el control es hacer el de vuelta.
Dónde se cae la mayoría
- Redondear el 2,5 del paso 3 en vez de multiplicar por 2. Ahí se cambia el compuesto: sale C₁H₃ donde iba C₂H₅.
- Dividir por el valor más grande en vez del más chico. Quedan todos los subíndices menores que 1 y la fórmula no se puede escribir.
- Dar la empírica cuando el enunciado, al dar la masa molar, está pidiendo la molecular.
- Multiplicar por n sin calcularlo, suponiendo que siempre es 2.
- Olvidarse del oxígeno cuando el enunciado dice «el resto». Con dos porcentajes que no suman 100, falta un elemento.
- Pasar los porcentajes a moles dividiendo por la masa molar del compuesto en vez de por la masa atómica de cada elemento.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Fórmula empírica y fórmula molecular →Dónde entra este tema en el parcial
- Primer parcial — El compuesto desconocido24 puntos · resuelto paso a paso
Los otros temas de la unidad 3
Relaciones de masa