Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Fórmula empírica y molecular


La química nos permite entender la estructura de las diversas sustancias que componen nuestro mundo. Dos conceptos clave que nos ayudan a entender la estructura de los compuestos químicos son la fórmula empírica y la fórmula molecular. En este artículo, exploraremos estos conceptos extensamente, entendemos las diferencias entre ellos, y practicaremos la determinación de estas fórmulas a través de ejemplos.

Fórmula empírica

La fórmula empírica de un compuesto es la proporción más simple de números enteros de los átomos de cada elemento en el compuesto. Proporciona el número relativo de átomos de cada elemento, pero no indica el número exacto de átomos presentes en la entidad molecular. La fórmula empírica se basa únicamente en proporciones, por lo tanto, no proporciona información sobre isómeros, estructuras o el número real de átomos en el compuesto.

Pasos para determinar la fórmula empírica

Para determinar la fórmula empírica de un compuesto, sigue estos pasos generales:

  1. Comience con la masa: Encuentre la masa de cada elemento en gramos. Si se le dan porcentajes, tómelos como la masa de una muestra de 100 gramos.
  2. Convertir masa a moles: Convierta cada masa a moles dividiendo la masa de cada elemento por su masa atómica (encontrada en la tabla periódica).
  3. Encuentre la proporción más simple: Divida el número de cada mol por el menor número de moles calculado.
  4. Ajuste para obtener números enteros: Si es necesario, multiplique la proporción por un número entero para obtener un número entero para cada elemento.

Ejemplo: Determinación de la fórmula empírica

Supongamos que tenemos una muestra de compuesto que contiene 40.0% de carbono, 6.7% de hidrógeno y 53.3% de oxígeno en masa.

  1. Convierta porcentaje de masa a gramos: C = 40.0, g, H = 6.7, g, O = 53.3, g
  2. Convierta gramos a moles: 
    Carbono: 40.0, g div 12.01, g/mol = 3.33, mol
Hidrógeno: 6.7, g div 1.008, g/mol = 6.65, mol
Oxígeno: 53.3, g div 16.00, g/mol = 3.33, mol
  3. Encuentre la proporción más simple dividiendo por el menor número de moles: 
    Carbono: 3.33, mol div 3.33, mol = 1
Hidrógeno: 6.65, mol div 3.33, mol = 2
Oxígeno: 3.33, mol div 3.33, mol = 1
  4. Plantee la fórmula empírica: CH 2 O

Fórmula molecular

La fórmula molecular de un compuesto muestra el número exacto de átomos de cada elemento en la molécula. A diferencia de la fórmula empírica, la fórmula molecular no siempre es la proporción más simple. La fórmula empírica puede considerarse una unidad básica que se puede multiplicar para igualar el número real de átomos en la molécula.

Pasos para determinar la fórmula molecular

Se puede determinar la fórmula molecular de la siguiente manera:

  1. Determinar la fórmula empírica: Primero, determine la fórmula empírica usando los pasos anteriores.
  2. Encuentre la masa de la fórmula empírica: Calcule la masa molar de la fórmula empírica.
  3. Divida la masa molar: Divida la masa molar del compuesto por la masa de la fórmula empírica para obtener la proporción.
  4. Multiplique para obtener la fórmula molecular: Multiplique toda la fórmula empírica por esta proporción para obtener la fórmula molecular.

Ejemplo: Determinación de la fórmula molecular

La fórmula empírica de un compuesto es CH 2 O, y su masa molar es aproximadamente 180.18 g/mol.

  1. Calcule la masa de la fórmula empírica: 
    C: 12.01, g/mol + H: (2 times 1.008, g/mol = 2.016, g/mol) + O: 16.00, g/mol = 30.03, g/mol
  2. Encuentre la proporción: 180.18, g/mol div 30.03, g/mol ≈ 6
  3. Multiplique la fórmula empírica por la proporción para obtener la fórmula molecular: 
                    C( 1 × 6)H( 2 × 6)O( 1 × 6) = C 6 H 12 O 6

Comparación de fórmulas empírica y molecular

La diferencia entre las fórmulas empírica y molecular radica en su representación de la composición del compuesto. La fórmula empírica proporciona las proporciones más simples, mientras que la fórmula molecular da la cuenta exacta de cada tipo de átomo en el compuesto. Veámoslo a través de una representación gráfica.

CH 2 O C 6 H 12 O 6 ×6

Problemas de práctica

Para entender mejor estos conceptos, practiquemos algunos problemas:

Problema 1

La fórmula empírica de una sustancia con una masa molar de 60 g/mol es CH 4. Encuentra la fórmula molecular.

  1. Determine la masa de la fórmula empírica. 
                    C: 12.01, g/mol + H: (4 times 1.008, g/mol = 4.032, g/mol) = 16.042, g/mol
  2. Calcule la proporción: 60, g/mol div 16.042, g/mol ≈ 3.74 (redondee al número entero más cercano, que es 4)
  3. Determine la fórmula molecular: C 4 H 16

Problema 2

Un compuesto contiene 29.1% de nitrógeno y 70.9% de oxígeno en masa, y su masa molar es 92 g/mol. Determine las fórmulas empírica y molecular.

  1. Convierta el porcentaje de masa a gramos: N = 29.1, g, O = 70.9, g
  2. Convierta gramos a moles: 
    Nitrógeno: 29.1, g div 14.01, g/mol = 2.08, mol
Oxígeno: 70.9, g div 16.00, g/mol = 4.43, mol
  3. Encuentre la proporción más simple dividiendo por el menor número de moles: 
    Nitrógeno: 2.08, mol div 2.08, mol = 1
Oxígeno: 4.43, mol div 2.08, mol ≈ 2.13
    Como 2.13 no es un número entero, multiplique ambos por 2 para obtener números enteros: 
    Nitrógeno: 1 times 2 = 2
Oxígeno: 2.13 times 2 = 4.26 ≈ 4
  4. Fórmula Empírica: N 2 O 4
  5. Calcule la masa de la fórmula empírica: 
    N: (2 times 14.01, g/mol = 28.02, g/mol) + O: (4 times 16.00, g/mol = 64.00, g/mol) = 92.02, g/mol
  6. Determine la proporción: 92, g/mol div 92.02, g/mol = 1
  7. Fórmula Molecular: N 2 O 4

Conclusión

Entender los conceptos de fórmulas empírica y molecular es esencial para determinar la estructura de los compuestos químicos. La fórmula empírica proporciona una representación simplificada del compuesto, mientras que la fórmula molecular revela el número exacto de átomos. Dominar estos conceptos implica practicar con diferentes compuestos, analizar su estructura y calcular las fórmulas correctas.


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Fórmula empírica y molecular

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