Fórmula empírica y molecular
Objetivo. Obtener la fórmula empírica desde porcentajes. Pasar de empírica a molecular con la masa molar. Distinguir mínima de molecular.
para partir
La glucosa tiene fórmula molecular C₆H₁₂O₆ y masa molar 180,16 g/mol (Merck Index). Su fórmula empírica es CH₂O, la razón mínima 1:2:1. CH₂O y C₆H₁₂O₆ son compuestos distintos: la molecular es un múltiplo entero de la empírica. Esta clase obtiene las dos.
Ya calculas el porcentaje en masa desde la fórmula. El camino inverso también existe: desde los porcentajes se recupera la razón mínima de átomos (fórmula empírica) y, si se conoce la masa molar, el número real de átomos en la molécula (fórmula molecular).
Antes de empezar, responde de memoria:
- ¿Cuál es el %C escolar de C₆H₁₂O₆? (C = 12; H = 1; O = 16; MM = 180 g/mol)
- Si en 100 g de un compuesto hay 40 g de C, ¿cuántos moles de C hay?
- CH₂O y C₆H₁₂O₆, ¿tienen el mismo porcentaje en masa de carbono?
La fórmula empírica y la fórmula molecular son dos nombres de lo mismo: las dos dicen cuántos átomos hay en la molécula.
Empírica: razón mínima. Molecular: cuántas veces cabe
La fórmula empírica (también llamada mínima) es la razón de átomos más simple, con enteros pequeños. La fórmula molecular es la de la molécula real. OpenStax Chemistry 2e (cap. 3.2) obtiene C₆H₁₂O₆ a partir de CH₂O cuando la masa molar es 180 g/mol: el factor es 6.
n = MM molecular / MM empírica
n es un entero (1, 2, 3, …). Cada subíndice de la empírica se multiplica por n.
Es común pensar que la fórmula empírica y la molecular son dos nombres de lo mismo. Eso es incorrecto, porque la empírica es la razón mínima y la molecular es cuántas veces cabe esa razón en la molécula real.
CH₂O y C₆H₁₂O₆ tienen el mismo porcentaje en masa: %C = 40,00 % en ambas, porque la razón C:H:O es la misma. Lo que las distingue es la masa molar.
| Fórmula | MM escolar (g/mol) | n | |
|---|---|---|---|
| Empírica | CH₂O | 30 | 1 |
| Ácido acético | C₂H₄O₂ | 60 | 2 |
| Glucosa | C₆H₁₂O₆ | 180 | 6 |
De porcentajes a empírica, cinco pasos
El camino desde una composición porcentual:
- Trata los % como gramos en 100 g de muestra.
- Convierte cada masa a moles: n = m / masa atómica.
- Divide cada n por el menor.
- Si aparece 1,5 o 2,5, multiplica todos por 2 (o por 3 si sale 1,33) hasta enteros pequeños.
- Esos enteros son los subíndices de la empírica.
Para pasar a molecular hace falta la masa molar, medida por otro experimento. Entonces n = MM molecular / MM empírica.
EJEMPLO RESUELTO · CH₂O → C₆H₁₂O₆. Un compuesto tiene 40,0 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O. Su masa molar es 180 g/mol. Obtén la fórmula empírica y la molecular. (C = 12; H = 1; O = 16)
- 1) En 100 g: 40,0 g de C, 6,7 g de H, 53,3 g de O.
- 2) n(C) = 40,0 / 12 = 3,33 mol. n(H) = 6,7 / 1 = 6,7 mol. n(O) = 53,3 / 16 = 3,33 mol.
- 3) Divide por 3,33: C 1,00; H 2,01; O 1,00. Razón 1 : 2 : 1. Empírica: CH₂O. MM empírica = 12 + 2 + 16 = 30 g/mol.
- 4) n = 180 / 30 = 6. Molecular: C₆H₁₂O₆.
Resultado: Empírica CH₂O. Molecular C₆H₁₂O₆.
COMPLETA LA RESOLUCIÓN · C₂H₅ → C₄H₁₀. Un hidrocarburo tiene 82,8 % de C y 17,2 % de H. Su masa molar es 58 g/mol. (C = 12; H = 1). Los moles ya están calculados.
- 1) En 100 g: n(C) = 82,8 / 12 = 6,90 mol. n(H) = 17,2 / 1 = 17,2 mol.
- 2) Divide por 6,90: C 1,00; H 2,49 ≈ 2,5. Multiplica por 2: C₂H₅. MM empírica = 24 + 5 = 29 g/mol.
- 3) Completa n = MM molecular / MM empírica y escribe la fórmula molecular.
Resultado: n = 58 / 29 = 2. Molecular C₄H₁₀.
AHORA SOLO. Un óxido de fósforo tiene 43,7 % de P y 56,3 % de O. Obtén la fórmula empírica. (P = 31; O = 16)
- En 100 g: n(P) = 43,7 / 31 = 1,41 mol. n(O) = 56,3 / 16 = 3,52 mol.
- Divide por 1,41: P 1,00; O 2,50. Multiplica por 2: P₂O₅.
- MM empírica = 2(31) + 5(16) = 62 + 80 = 142 g/mol. Sin masa molar molecular, la empírica es lo que se puede afirmar.
Resultado: Fórmula empírica P₂O₅.
Empírica, molecular y el factor n.
Toca un término y luego su definición para emparejarlos.
Un hidrocarburo tiene 85,7 % de C y 14,3 % de H, y masa molar 56 g/mol. (C = 12; H = 1). ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular?
Completa el paso de empírica a molecular para un compuesto de fórmula mínima CH₂O y masa molar 60 g/mol. (C = 12; H = 1; O = 16)
MM empírica de CH₂O = g/mol. n = 60 / 30 = . La fórmula molecular es .
Elige uno. (a) 70,0 % de Fe y 30,0 % de O: obtén la empírica. (b) 10,0 % de C, 0,84 % de H y 89,2 % de Cl, masa molar 119,5 g/mol: obtén empírica y molecular. (Fe = 56; O = 16; C = 12; H = 1; Cl = 35,5)
síntesis
Para cerrar
Los porcentajes se tratan como gramos en 100 g, se pasan a moles y se dividen por el menor: esa es la empírica. Si se conoce la masa molar, n = MM molecular / MM empírica y cada subíndice se multiplica por n: esa es la molecular. Cuando n = 1, las dos coinciden.
Piensa sobre tu aprendizaje
- ¿En qué paso te trabas: pasar % a moles, redondear 1,5 a enteros o calcular n?
- ¿Cómo le explicarías a alguien que CH₂O y C₆H₁₂O₆ no son el mismo compuesto, si tienen el mismo porcentaje de carbono?
- ¿Qué de la distinción empírica / molecular sigue sin cuadrarte?
referencias
Bibliografía
- 01The Merck Index Online. Glucose, monograph M5765. Royal Society of Chemistry. https://merckindex.rsc.org/monographs/m5765
- 02Flowers, P., Theopold, K., Langley, R. & Robinson, W. (2019). Chemistry 2e, cap. 3.2 Determining Empirical and Molecular Formulas. OpenStax. https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/3-2-determining-empirical-and-molecular-formulas
- 03Khan Academy. Fórmulas empíricas, moleculares y estructurales. https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry-beta/x2eef969c74e0d802:chemical-reactions/x2eef969c74e0d802:introduction-to-chemical-reactions-stoichiometry/a/empirical-molecular-and-structural-formulas
- 04Ministerio de Educación de Chile (2019). Programa de Estudio Química, Formación Diferenciada.