GUÍA EJERCICIOS FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR

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GUÍA EJERCICIOS FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Resultados de aprendizaje Área Química Conoce y analiza conceptos básicos de química para la resolución de ejercicios, desarrollando pensamiento lógico y

1 GUÍA EJERCICIOS FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Resultados de aprendizaje Área Química Conoce y analiza conceptos básicos de química para la resolución de ejercicios, desarrollando pensamiento lógico y sistemático. Contenidos 1. Fórmula empírica. 2. Fórmula molecular. 2. Composición porcentual o centesimal de un compuesto. Debo saber Mol: Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en 12 gramos de C-12. Se calcula mediante: n (mol) = masa (g) masa molar ( g mol ) Formula empírica: Es la proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos que forman un compuesto. No necesariamente indica el número de átomos reales en una molécula determinada. Esta es la fórmula más sencilla (no se puede simplificar más). Se escriben de forma que los subíndices se reduzcan al máximo a los números enteros y sencillos. Ejemplos: N 2 O 4 Hidracina, cuya fórmula empírica es NO 2 Formula molecular: Indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Generalmente la fórmula molecular, es la fórmula empírica amplificada. Composición porcentual o centesimal: como su nombre lo indica, da cuenta del porcentaje de cada elemento en el compuesto, expresado en porcentaje. Primera Edición

2 Ejercicio 1: Cuál es la fórmula empírica del óxido de hierro que contiene 77,75% de hierro y 22,25% de oxígeno en masa? Para determinar la fórmula empírica, debemos recordar que al tener la composición centesimal de un compuesto, se pueden transformar esos porcentajes a masas, considerando que se forman 100 g de compuesto. Entonces tenemos: 77,75 g de hierro y 22,25 g de oxígeno. Los que forman 100g de compuesto. Con la masa de cada elemento, podemos determinar el número de moles de átomos, de cada uno. Ten en cuenta que para este cálculo, debes dividir la masa del elemento por la masa atómica, no la masa molar, como lo indica la fórmula, ya que necesitas saber la relación entre los átomos. n Fe n O 1 mol de Fe = 77,75 gramos de Fe = 1,39 moles de Fe 55,8 g Fe 1 mol de O = 22,25 gramos de O = 1,39 moles de O 16 g O Después de que tenemos los moles de átomos, dividimos por el número menor de moles (en este caso, es 1,39). Esto se realiza, ya que necesitamos saber la mínima relación entre los átomos de los elementos. Hierro: 1,39 n de át. = 1 Oxígeno: 1,39 n de át. = 1 1,39 n de át. 1,39 n de át. Entonces la relación de masas es 1:1, siendo la fórmula empírica: Fe 1 O 1, que se escribe FeO. Ejercicio 2: La masa molar de un compuesto formado por carbono e hidrógeno es 28 g/mol. Si tiene un 14,28% de hidrógeno, determine su fórmula empírica y molecular. Debemos obtener los moles de átomos de cada componente, considerando que si tiene un 14,28 % de hidrógeno, tendrá 85,72% de carbono = 85,72 g de C = 7,14 moles de C 12,0 g C 1 mol de H = 14,28 gramos de H = 14,28 moles de H 1 g H Después de que tenemos los moles, dividimos por el número menor de moles. En este caso 7,14. Carbono: 7,14 7,14 = 1 Hidrógeno: 14,28 7,14 = 2 Entonces la relación de masas es 1:2, siendo la fórmula empírica: C 1 H 2, que se escribe CH 2. Primera Edición

3 Si determinamos la masa molar podemos verificar si la fórmula empírica es igual a la fórmula molecular. La masa molar del CH 2 es 14 g/mol, y nos están diciendo que nuestro compuesto tiene masa molar 28 g/mol (en el enunciado). Como debemos obtener 28 g/mol, solamente es necesario amplificar los valores de los subíndices, por dos, ya que: Entonces la respuesta de esta pregunta sería: 28 g (masa formula molecular) mol 14 g = 2 (masa formula empiica) mol La fórmula empírica es CH 2 (masa molar= 14 g/mol) y la fórmula molecular es C 2 H 4 (masa molar=28 g/mol). Es importante mencionar que escribir C 2 H 4 no es equivalente a 2CH 2. Si bien en ambos hay la misma relación de átomos (uno de carbono por 2 de hidrógeno), en el primer término hay a una molécula de C 2 H 4 (como un todo) y en el caso de 2CH 2 hay 2 moléculas de CH 2, por lo que químicamente no es lo mismo. Ejercicio 3: Al reaccionar 4 g de carbono con hidrógeno se obtiene 5 g de producto cuya masa molar es 30 g/mol, Determine: a) Composición porcentual b) Fórmula empírica c) Fórmula molecular a). Se sabe que: 4 g de carbono + X g de hidrógeno 5 g de producto Por la ley de la conservación de la masa (la masa de reactivos debe ser igual a la masa de los productos), podemos deducir que se consume 1 g de hidrógeno entonces: Para carbono 5 g de producto 100% 4 g de carbono X % X= 80 % carbono en el producto es de 80% Para hidrógeno 5 g de producto 100% 1g de hidrógeno X % X= 20 % hidrógeno en el producto es de 20% Primera Edición

4 b). Tenemos: 80 g de carbono y 20 g de hidrógeno. Podemos obtener los moles de cada componente: = 80,00 gramos de C = 6,67 moles de C 12,0 g C 1 mol de H = 20,00 gramos de H = 20,0 moles de H 1,0 g H Después de que tenemos los moles, dividimos por el número menor de moles (en este caso, es 6,67) Carbono: 6,67 20,0 = 1 Hidrógeno: = 3 6,67 6,67 Entonces la relación de masas es 1:3, siendo la fórmula empírica: C 1 H 3, que se escribe CH 3. c). Si determinamos la masa molar podemos verificar si la fórmula empírica es igual a la fórmula molecular. La masa molar del CH 3 es 15 g/mol, y nos están diciendo que nuestro compuesto tiene masa molar 30 g/mol (en el enunciado). Como debemos obtener 30 g/mol, solamente es necesario amplificar los valores de los subíndices. Entonces la respuesta de esta pregunta sería: La fórmula empírica es CH 3 (masa molar= 15 g/mol) y la fórmula molecular es C 2 H 6 (masa molar=30 g/mol). Ejercicio 4: 2,00 g de hidrógeno se combinan con 16,0 g de oxígeno para formar 18,0 g de agua. Determine la composición porcentual del agua. Recuerda que la composición porcentual o centesimal es el % en masa de cada uno de los elementos que forman un compuesto. Por lo tanto, para hacer este ejercicio debemos considerar que se formaron 18 g de agua. Si consideramos esto como un 100 %, y sabemos las masas de hidrógeno y oxígeno, podemos hacer las siguientes relaciones: Primera Edición

5 Para hidrógeno 18,0 g de agua 100% 2,00 g de hidrógeno X % X= 11,11 % hidrógeno en el agua es de 11,11 % Para oxígeno 18,0 g de agua 100% 16,0 g de oxígeno X % X= 88,89 % oxígeno en el agua es de 88,89 % Ejercicio 5: La fórmula molecular del óxido de hierro (III), es Fe 2 O 3. Determine la composición porcentual del compuesto. Primero debes calcular la masa molar del compuesto. Esta es 159,6 g/mol. Luego: Para determinar el % de oxígeno: Otra forma sería: 159,6 g 100% 111,6 g de Fe X X= 69,92 % de Hierro ,92 = 30,07 % de oxígeno X= 30,07 % de oxígeno 159,6 g 100% 48 g de O X Ejercicio 6: El olor característico de la piña se debe al butirato de etilo, un compuesto que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. La combustión de 2,78 mg de butirato de etilo produce 6,32 mg de dióxido de carbono y 2,58 mg de agua. Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? Para resolver este ejercicio tenemos que tener claro los datos: 2,78 mg (2, g) produce: - 6,32 mg de CO 2 ó 6, g CO ,58 mg de H 2 O ó 2, g H 2 O. Luego debemos calcular la masa de carbono que hay en la masa dada de CO 2, para ellos se usará la masa molar del gas. 44 g CO 2 12 g de C (Los 12 g son de la masa atómica del C* 1 átomo) 6, X X= 1, g de C. Primera Edición

6 De la misma forma se procede para calcular la masa de hidrogeno, a partir de la del agua. 18 g H 2 O 2 g de H (Los 2 g son de la masa atómica del H* 2 átomos) 2, X X= 2, g de H. Entre la masa de hidrógeno y carbono tenemos: 1, g + 2, g = g. Ahora esta masa debe ser restada a la masa del compuesto, ya que lo que queda corresponde a la masa de oxígeno. 2, g g = 7, g de O. Ahora se calculan los moles de átomos de cada elemento. n O = 1, gramos de C 12,0 g C = 1, moles de C = 2, mol de H gramos de H 1,0 g H = 2, moles de H = 7, gramos de C 16,0 g C = 4, moles de O Luego se divide por el menor. 1, Carbono: = 2,96 3 Hidrógeno: 4, , , = 5,94 6 Oxígeno: = 1 4, , Como no hay números decimales, podemos de inmediato escribir la fórmula empírica, C 3 H 6 O. Ejercicio 7: Calcular la fórmula empírica de una sustancia que presenta una composición de 48,65% de C, 8,11% de H y 43,24% de O. Si tomamos 100 g del compuesto, los porcentajes son numéricamente iguales a la masa de cada elemento. n O = 48,65 gramos de C = 4,00 moles de C 12,0 g C 1 mol de H = 8,110 gramos de H = 8,11 moles de H 1,0 g H = 43,24 gramos de C = 2,70 moles de O 16,0 g C Primera Edición

7 Luego se divide por el menor. Carbono: 4,0 8,11 = 1,48 Hidrógeno: 2,7 2,7 = 3,0 Oxígeno: 2,7 2,7 = 1 Como la cantidad de átomos de carbono es fraccionario y no se puede aproximar a 2, es necesario buscar un número tal que multiplicado por 1,48 nos dé como resultado un número entero. 1,48 2= 2,96 aproximadamente 3. (Este valor multiplicará al resto de los átomos también). Por lo tanto la fórmula empírica es: C 3 H Responsables académicos Comité Editorial PAIEP. Si encuentra algún error favor comunicarse a ciencia.paiep@usach.cl Referencias y fuentes utilizadas Valdebenito, A.; Barrientos, H.; Villarroel, M.; Azócar, M.I.; Ríos, E.; Urbina, F.; Soto, H. (2016). Manual de Ejercicios de Química General para Ingeniería. Chile: Universidad de Santiago de Chile, Facultad de Química y Biología. Valdebenito, A.; Barrientos, H.; Azócar, M.I.; Ríos, E.; Urbina, F.; Soto, H. (2016). Manual de Ejercicios de Química General para Carreras Facultad Tecnológica. Unidad I: Estequiometria. Chile: Universidad de Santiago de Chile, Facultad de Química y Biología. Primera Edición

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