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La fórmula empírica de un compuesto es la expresión escrita más simple de su composición elemental. Si quieres determinar la fórmula empírica de un compuesto, tendrás que saber la masa de cada elemento presente, el porcentaje de masa de este o la fórmula molecular del compuesto.
Pasos
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Observa los datos. Si tienes la composición elemental de un compuesto desconocido en porcentajes en lugar de en gramos, deberás suponer que hay exactamente 100 g de la sustancia en cuestión.
- Existen algunas instrucciones que deberás seguir en caso de que se aplique lo mencionado previamente. Si tienes la composición elemental de una sustancia desconocida en gramos, revisa la segunda sección de este artículo.
- Ejemplo: determina la fórmula empírica de un compuesto hecho con 29,3 % de Na (sodio), 41,1 % de S (azufre) y 29,6 % de O (oxígeno).
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Determina la cantidad de gramos por cada elemento. Con base en la suposición de que hay 100 g de la sustancia desconocida, puedes determinar que dicha cantidad de gramos presentes equivale al valor porcentual de cada elemento mencionado en el problema.
- Ejemplo: por cada 100 g de una sustancia desconocida, hay 29,3 g de Na, 41,1 g de S, y 29,6 g de O.
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Convierte la masa de cada elemento a moles. Será necesario convertir en moles a la masa de cada elemento en la composición, expresada actualmente en gramos. Para hacerlo, es necesario multiplicar cada masa por la relación molar de sus respectivos pesos atómicos.
- En términos sencillos, tendrás que dividir cada masa entre el peso atómico de ese elemento.
- También ten en cuenta que los pesos atómicos usados en este cálculo deben incluir al menos cuatro cifras significativas.
- Ejemplo:
para un compuesto con 29,3 g de Na, 41,1 g de S, y 29,6 g de O:
- 29,3 g de Na * (1 mol S / 22,99 g de Na) = 1,274 mol de dNa
- 41,1 g de S * (1 mol S / 32,06 g de S) = 1,282 mol de S
- 29,6 g de O * (1 mol O / 16,00 g de O) = 1,850 mol de O
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Divide cada valor molar entre el menor número de moles presentes. Necesitarás una comparación estequiométrica entre los elementos del compuesto, lo que básicamente significa que deberás calcular la cantidad de un elemento que tienes en relación con los demás elementos presentes en el compuesto. Para hacerlo, divide cada número de moles entre el menor número de moles presente.
- Ejemplo:
la menor cantidad de moles presentes en el compuesto es 1,274 (la cantidad de moles para el Na o sodio).
- 1,274 mol de Na / 1,274 mol = 1,000 de Na
- 1,282 mol de S / 1,274 mol = 1,006 de S
- 1,850 mol de O / 1,274 mol = 1,452 de O
- Ejemplo:
la menor cantidad de moles presentes en el compuesto es 1,274 (la cantidad de moles para el Na o sodio).
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Multiplica los valores proporcionales para encontrar los números enteros próximos. La cantidad de moles presentes para cada elemento podría no ser equivalente a un número entero. En el caso de valores pequeños que estén dentro del valor de las décimas, esto no representa un problema. No obstante, si tienes un valor que excede esta cantidad, simplemente debes multiplicar los valores de relación según sea necesario para hacer que dicho número sea entero.
- Si un elemento tiene un valor cercano a 0,5, multiplica cada elemento por 2. Del mismo modo, si un elemento tiene un valor próximo a 0,25, multiplica cada elemento por 4.
- Ejemplo:
debido a que la cantidad de oxígeno (O) presente es cercana a 1,5, deberás multiplicar cada valor por “2” para hacer que la relación de oxígeno se acerque a un número entero.
- 1,000 de Na * 2 = 2,000 de Na
- 1,006 de S * 2 = 2,012 de S
- 1,452 de O * 2 = 2,904 de O
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Redondea los valores a los números enteros más cercanos. Aun después del último paso, la cantidad de moles presentes en cada elemento podría no estar representada en números enteros exactos. Como las fórmulas empíricas no utilizan decimales, deberás redondear cada valor al número entero más cercano.
- Ejemplo:
para la relación determinada en el paso anterior:
- 2,000 de Na puede escribirse como 2 de Na.
- 2,012 de S puede redondearse a 2 de S.
- 2,904 de O puede redondearse a 3 de O.
- Ejemplo:
para la relación determinada en el paso anterior:
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Escribe la respuesta final. Traduce la proporción de elementos en el formato estándar utilizado para la fórmula empírica. La cantidad molecular de cada elemento debe estar indicada en un subíndice junto al respectivo símbolo del elemento para todas las cantidades mayores a uno.
- Ejemplo: para un compuesto que es 2 partes Na, 2 partes S y 3 partes O, la fórmula empírica debe escribirse de la siguiente manera: Na 2 S 2 O 3
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Ten en cuenta la cantidad de gramos. Si tienes la composición elemental de una sustancia desconocida en gramos, deberás proceder conforme a las siguientes instrucciones.
- Por otro lado, si tienes la composición en porcentajes en lugar de gramos, consulta las instrucciones señaladas en la sección anterior de este artículo.
- Ejemplo: determina la fórmula empírica de una sustancia desconocida hecha de 8,5 g de Fe (hierro) y 3,8 g de O (oxígeno).
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Convierte la masa de cada elemento en moles. Para determinar la proporción molecular de los elementos en el compuesto, deberás convertir la cantidad de cada elemento de gramos a moles. Para hacerlo, divide la masa en gramos para cada elemento entre sus respectivos pesos atómicos.
- Desde una perspectiva más técnica, deberás multiplicar la masa en gramos por la proporción molar relativa al peso atómico.
- Ten en cuenta que se debe redondear el peso atómico a cuatro lugares significativos a fin de mantener un cierto grado de exactitud en los cálculos.
- Ejemplo:
cuando hay 8,5 g de Fe y 3,8 g de O:
- 8,5 g de Fe * (1 mol de Fe / 55,85 g de Fe) = 0,152 mol de Fe
- 3,8 g de O * (1 mol de O / 16,00 g de O) = 0,238 mol de O
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Divide cada valor molar entre el menor número calculado. Determina la cantidad de cada elemento presente en comparación con otros elementos en el compuesto. Para realizar este cálculo, deberás identificar el menor número de moles presentes y dividir la cantidad de moles entre él.
- Ejemplo:
para este problema, el menor número de moles presente es 0,152 (la cantidad de Fe, o hierro, que hay).
- 0,152 mol de Fe / 0,152 mol = 1,000 de Fe
- 0,238 mol de O / 0,152 mol = 1,566 de O
- Ejemplo:
para este problema, el menor número de moles presente es 0,152 (la cantidad de Fe, o hierro, que hay).
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Multiplica los valores proporcionales para hallar los números enteros cercanos. Por lo general, las moles presentes para cada sustancia podrían no ser equivalentes a un número entero. Si el exceso se encuentra dentro de las décimas, puedes redondearlo. No obstante, si tienes valores que excedan esta cantidad, deberás multiplicar cada uno por un número que pueda hacer que el valor de la relación se acerque a un número entero.
- Por ejemplo, si un elemento tiene un exceso cercano a 0,25, multiplica la cantidad de cada elemento por 4. Asimismo, si tiene un exceso próximo a 0,5, multiplica la cantidad de cada uno por 2.
- Ejemplo:
como la proporción de oxígeno equivale a 1,566, deberás multiplicar ambas proporciones por 2.
- 1,000 de Fe * 2 = 2,000 de Fe
- 1,566 de O * 2 = 3,132 de O
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Redondea la respuesta al número entero más cercano. Una vez que los valores proporcionales de todos los elementos en el compuesto se encuentren dentro de una décima de un número entero, puedes redondear la diferencia al número entero más próximo.
- Ejemplo: La cantidad de Fe puede escribirse como 2, mientras que la cantidad de O puede redondearse a 3.
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Escribe la respuesta final. La proporción de elementos debe reescribirse en la forma de una fórmula empírica. Cada valor proporcional debe indicarse en un subíndice junto al símbolo del elemento respectivo, a menos que el valor proporcional equivalga a uno.
- Ejemplo: para un compuesto que es 2 partes Fe y 3 partes O, la fórmula empírica es la siguiente: Fe 2 O 3
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Método 3
Método 3 de 3:
Utilizar la fórmula molecular [2] X Fuente de investigación
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Determina si es posible reducir los subíndices. Si tienes la fórmula molecular de un compuesto desconocido, pero necesitas identificar dicho compuesto por su fórmula empírica, deberás determinar si es posible reducir dicha fórmula. Observa los subíndices para cada elemento presente. Si los tres subíndices comparten al menos un factor común (uno diferente del número 1), tendrás que llevar a cabo algunas medidas adicionales para determinar la fórmula empírica del compuesto.
- Ejemplo: C 8 H 16 O 8
- Por otro lado, si los subíndices no comparten un factor común, la fórmula molecular también es la fórmula empírica.
- Ejemplo: Fe 3 O 2 H 7
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Busca el factor común más grande entre los subíndices. Escribe los factores de cada subíndice en la fórmula e identifica cuál tiene el mayor valor.
- Ejemplo:
en el caso de C 8
H 16
O 8
, los subíndices son “4” y “8”.
- Los factores de 8 son 1, 2, 4, 8.
- Los factores de 16 son 1, 2, 4, 8, 16.
- El mayor factor común (MFC) entre los dos números es 8.
- Ejemplo:
en el caso de C 8
H 16
O 8
, los subíndices son “4” y “8”.
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Divide cada subíndice entre el mayor factor común. Para simplificar lo más posible cada subíndice, tendrás que dividir todos los subíndices presentes en la fórmula entre el MFC que acabas de hallar.
- Ejemplo:
en el caso de C 8
H 16
O 8
:
- Divide el subíndice de 8 entre el MFC de 8: 8 / 8 = 1
- Divide el subíndice de 16 entre el MFC de 8: 16 / 8 = 2
- Ejemplo:
en el caso de C 8
H 16
O 8
:
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Escribe la respuesta final. Vuelve a colocar los subíndices originales con sus valores simplificados. Al hacerlo, habrás determinado la fórmula empírica del compuesto a partir de su fórmula molecular.
- Ten en cuenta que los valores de 1 no suelen indicarse con subíndices.
- Ejemplo: C 8 H 16 O 8 = CH 2 O
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Referencias
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