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La fórmula molecular constituye un dato importante para todo compuesto químico, ya que brinda información sobre cuáles átomos y cuántos de ellos están presentes en el compuesto. Para poder calcular la fórmula molecular, es necesario tener la fórmula empírica, así como saber que la diferencia entre ambas fórmulas es un multiplicador entero.
Pasos
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Conoce cuál es la relación entre las fórmulas molecular y empírica. Esta última te brinda la proporción entre los átomos en una molécula (por ejemplo, dos átomos de oxígeno por cada átomo de carbono). La fórmula molecular indica cuántos átomos de cada tipo se encuentran en la molécula (por ejemplo, uno de carbono y dos de oxígeno en el caso del dióxido de carbono). Ambas fórmulas están vinculadas por una proporción de un número entero de manera que, al multiplicar la fórmula empírica por esta proporción, se obtiene la fórmula molecular. [1] X Fuente de investigación
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Calcula la cantidad de moles de gas. Esto se refiere al uso de la ley de los gases ideales. Puedes emplear la presión, el volumen y la temperatura que obtengas de datos experimentales para determinar la cantidad de moles. Esta cantidad se calcula con la siguiente fórmula: n = PV/RT . [2] X Fuente de investigación
- En esta fórmula, n representa la cantidad de moles, P representa la presión, V representa el volumen, T representa la temperatura en kelvin y R representa la constante de los gases.
- Ejemplo: n = PV/RT = (0,984 atm * 1 l) / (0,08206 l atm mol-1 K-1 * 318,15 K) = 0,0377 mol
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Calcula el peso molecular del gas. Solo puedes hacerlo una vez que hayas encontrado la cantidad de moles de gas presentes mediante la ley de los gases ideales. Asimismo, deberás saber la cantidad de gramos de gas que estén presentes. Luego, debes dividir esta cantidad de gas en gramos entre los moles de gas que estén presentes para obtener el peso molecular.
- Ejemplo: 14,42 g / 0,0377 mol = 382,49 g/mol
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Suma el peso atómico de todos los átomos en la fórmula empírica. Cada átomo en la fórmula empírica tiene su propio peso atómico, el cual puede encontrarse en la parte inferior del recuadro del átomo en la tabla periódica. Puedes obtener el peso de la fórmula empírica sumando todos estos pesos. [3] X Fuente de investigación
- Ejemplo: (12,0107 g * 12) + (15,9994 g * 1) + (1,00794 g * 30) = 144,1284 + 15,9994 + 30,2382 = 190,366 g
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Encuentra la proporción entre los pesos de la fórmula molecular y empírica. Al hacerlo, podrás determinar cuántas veces se repite el peso empírico en la molécula verdadera. Si sabes esto, podrás calcular la cantidad de veces que se repite la fórmula empírica en la fórmula molecular. Esta cantidad de veces debe ser un número entero. En caso de que no lo sea, deberás redondearlo.
- Ejemplo: 382,49 / 190,366 = 2,009
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Multiplica la fórmula empírica por la proporción. Multiplica los subíndices de la fórmula empírica por la proporción para obtener la fórmula molecular. Ten en cuenta que todo compuesto cuya proporción sea 1 tendrá la misma fórmula molecular y empírica.
- Ejemplo: C12OH30 * 2 = C24O2H60
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Encuentra la masa de cada uno de los átomos que estén presentes. En ocasiones, se te dará la masa de cada átomo, mientras que, en otras, figurará como una masa porcentual. En este último caso, debes asumir que es una muestra de 100 g del compuesto para así poder escribir la masa porcentual como una masa real en gramos. [4] X Fuente de investigación
- Ejemplo: 75,46 g C; 8,43 g O; 16,11 g H
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Convierte la masa a moles. Es necesario convertir a moles las masas moleculares de cada elemento. Para ello, deberás dividir estas últimas entre las masas atómicas de cada elemento. La masa atómica figura en la parte inferior del recuadro del elemento en la tabla periódica. [5] X Fuente de investigación
- Ejemplo:
- 75,46 g C * (1 mol / 12,0107 g) = 6,28 mol C
- 8,43 g O * (1 mol / 15,9994 g) = 0,53 mol O
- 16,11 g H * (1 mol / 1,00794) = 15,98 mol H
- Ejemplo:
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Divide todos los valores molares entre el valor molar más pequeño. Debes dividir la cantidad de moles de cada elemento individual entre la cantidad molar más pequeña de todos los elementos que estén presentes en el compuesto. De esta forma, podrás encontrar las proporciones más simples de moles. Esto funciona porque establece el elemento de menor abundancia como 1 y te brinda una proporción respectiva para los demás elementos del compuesto. [6] X Fuente de investigación
- Ejemplo: la cantidad molar más pequeña es de oxígeno (0,53 moles).
- 6,28 mol/0,53 mol = 11,83
- 0,53 mol/0,53 mol = 1
- 15,98 mol/0,53 mol= 30,15
- Ejemplo: la cantidad molar más pequeña es de oxígeno (0,53 moles).
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Redondea los valores molares hasta obtener números enteros. Estos números se convertirán en los subíndices de la fórmula empírica. Debes redondearlos al número entero más cercano y, una vez que hayas obtenido estos números, podrás escribir la fórmula empírica. [7] X Fuente de investigación
- Ejemplo: la fórmula empírica sería C12OH30.
- 11,83 = 12
- 1 = 1
- 30,15 = 30
Anuncio - Ejemplo: la fórmula empírica sería C12OH30.
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Comprende las fórmulas empíricas. Una fórmula empírica te brinda información sobre las proporciones entre un átomo y otro en una molécula, pero no te informa sobre la cantidad exacta de átomos que están presentes en la molécula. Asimismo, la fórmula empírica no te brinda información sobre la estructura y los enlaces entre los átomos en una molécula. [8] X Fuente de investigación
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Conoce qué es lo que indica la fórmula molecular. Esta fórmula, al igual que la fórmula empírica, no te brinda información sobre los enlaces y la estructura de una molécula, pero, a diferencia de la fórmula empírica, sí te proporciona detalles en cuanto a la cantidad de átomos de cada tipo que están presentes en la molécula. La fórmula empírica y la molecular se relacionan mediante una proporción de un número entero. [9] X Fuente de investigación
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Comprende las representaciones estructurales. Estas te brindan aún más información que las fórmulas moleculares, ya que no solo te muestran la cantidad de cada tipo de átomo que está presente en una molécula, sino que también te informan sobre los enlaces y la estructura de una molécula, los cuales constituyen datos fundamentales para la comprensión de la forma como reaccionará la molécula. [10] X Fuente de investigaciónAnuncio
Consejos
- Lee detenidamente el problema o los datos.
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Advertencias
- No debes confundir la fórmula empírica con la molecular (ni viceversa).
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Cosas que necesitarás
- tabla periódica de elementos
- calculadora
- lápiz
- papel
Referencias
- ↑ http://www.chemistry.wustl.edu/~coursedev/Online%20tutorials/chemforms.htm
- ↑ http://www.ausetute.com.au/idealgas.html
- ↑ http://science.widener.edu/~svanbram/ptable_6.pdf
- ↑ http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
- ↑ http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
- ↑ http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
- ↑ http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/gases/faq/molecular-formula-cyclopropane.shtml
- ↑ http://www.chemistry.wustl.edu/~coursedev/Online%20tutorials/chemforms.htm
- ↑ http://www.chemistry.wustl.edu/~coursedev/Online%20tutorials/chemforms.htm
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