Page 119 - Quimica - Undécima Edición

3.6 Determinación experimental de fórmulas empíricas 89

Así, 11.5 g de etanol contienen 6.00 g de carbono y 1.51 g de hidrógeno. El resto debe
ser oxígeno, cuya masa es

masa de O 5 masa de la muestra – (masa de C 1 masa de H)
5 11.5 g – (6.00 g 1 1.51 g)
5 4.0 g

El número de moles de cada uno de los elementos presentes en 11.5 g de etanol es

1 mol C
moles de C 5 6.00 g C 3 5 0.500 moles de C
12.01 g C
1 mol H
moles de H 5 1.51 g H 3 5 1.50 moles de H
1.008 g H
1 mol O
moles de O 5 4.0 g O 3 5 0.25 moles de O
16.00 g O

Por lo tanto, la fórmula del etanol es C 0.50 H 1.5 O 0.25 (redondeamos el número de moles a
dos cifras signifi cativas). Debido a que el número de átomos debe ser un entero, los
subíndices se dividen entre 0.25, que es el menor de ellos, y se obtiene la fórmula empí-
rica C 2 H 6 O.
Ahora entendemos mejor la palabra “empírica”, que literalmente signifi ca “basada
sólo en la observación y en mediciones”. La fórmula empírica del etanol se determina a
partir del análisis del compuesto en función de los elementos que lo forman. No es nece-
sario conocer cómo se encuentran unidos los átomos entre sí en el compuesto.
La fórmula molecular del etanol es la
misma que su fórmula empírica.
Determinación de fórmulas moleculares
La fórmula calculada a partir de la composición porcentual en masa es siempre la fórmu-
la empírica, debido a que los subíndices en la fórmula se reducen siempre a los números
enteros más pequeños. Para calcular la fórmula molecular, o real, debemos conocer la
masa molar aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. Se sabe que
la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero de la masa molar de su fór-
mula empírica, la fórmula molecular se determina por medio de la masa molar, como se
muestra en el ejemplo 3.11.

Ejemplo 3.11

Una muestra de un compuesto contiene 30.46% de nitrógeno y 69.54% de oxígeno por masa,
determinados por un espectrómetro de masas. En un experimento separado se encuentra que
la masa molar del compuesto está entre 90 y 95 g. Determine la fórmula molecular y la
masa molar exacta del compuesto.
Estrategia Para determinar la fórmula molecular, primero necesitamos determinar la
fórmula empírica. Comparando la masa molar empírica con la masa molar experimentalmente
determinada, revelaremos la relación entre la fórmula empírica y la fórmula molecular.
Solución Comenzamos suponiendo que hay 100 g del compuesto. Luego se puede convertir
cada porcentaje directamente a gramos, es decir, 30.46 g de N y 69.54 g de O. Supongamos
que n representa el número de moles de cada elemento, de modo que
1 mol de N
n N 5 30.46 g N 3 5 2.174 moles de N
14.01 g N
1 mol de O
n O 5 69.54 g O 3 5 4.346 moles de O
16.00 g O
(continúa)