La fórmula molecular es información importante para cualquier compuesto químico. La fórmula molecular indica qué átomos forman un compuesto y el número de átomos. Debe conocer la fórmula empírica para calcular la fórmula molecular y debe saber que la fórmula molecular es un múltiplo entero de la fórmula empírica.
Paso
Parte 1 de 3: Derivación de fórmulas moleculares a partir de fórmulas empíricas
Paso 1. Conocer la relación entre las fórmulas empírica y molecular
Las fórmulas empíricas muestran la proporción de átomos en una molécula, por ejemplo, dos oxígenos por cada carbono. La fórmula molecular dice el número de cada uno de los átomos que componen la molécula. Por ejemplo, un carbono y dos oxígeno (dióxido de carbono). Estas dos fórmulas tienen una relación comparativa (en números enteros) de modo que la fórmula empírica se convertirá en la fórmula molecular cuando se multiplique por la razón.
Paso 2. Calcula la cantidad de moles de gas
Esto significa usar la ley de los gases ideales. Puede encontrar el número de moles en función de la presión, el volumen y la temperatura obtenidos a partir de los datos experimentales. El número de moles se puede calcular utilizando la siguiente fórmula: n = PV / RT.
- En esta fórmula, es el número de moles, PAG es la presión, V es el volumen, T es la temperatura en Kelvin, y R es la constante del gas.
- Ejemplo: n = PV / RT = (0.984 atm * 1 L) / (0.08206 L atm mol-1 K-1 * 318, 15 K) = 0.0377 mol
Paso 3. Calcule el peso molecular del gas
Este paso solo se puede realizar después de encontrar los moles de los gases constituyentes utilizando la ley de los gases ideales. También debe conocer la masa masa del gas en gramos. Luego, divida la masa del gas (gramos) por los moles de gas para obtener el peso molecular.
Ejemplo: 14,42 g / 0,0377 mol = 382,49 g / mol
Paso 4. Sume los pesos atómicos de todos los átomos en la fórmula empírica
Cada átomo de la fórmula empírica tiene su propio peso atómico. Este valor se puede encontrar en la parte inferior de la cuadrícula atómica de la tabla periódica. Sume los pesos atómicos para obtener el peso de la fórmula empírica.
Ejemplo: (12, 0107 g * 12) + (15, 9994 g * 1) + (1, 00794 g * 30) = 144, 1284 + 15, 9994 + 30, 2382 = 190, 366 g
Paso 5. Encuentra la razón entre los pesos de las fórmulas empírica y molecular
Para hacer esto, puede encontrar el resultado de dividir el peso molecular real por el peso empírico. Conocer el resultado de esta división te permite conocer el resultado de la división entre la fórmula molecular y la fórmula empírica. Este número debe ser un número entero. Si la comparación no es un número entero, debe redondearlo.
Ejemplo: 382, 49/190, 366 = 2.009
Paso 6. Multiplica la fórmula empírica por la razón
Multiplica el número pequeño de la fórmula empírica por esta razón. Esta multiplicación produce la fórmula molecular. Tenga en cuenta que para cualquier compuesto con una relación "1", la fórmula empírica y la fórmula molecular serán las mismas.
Ejemplo: C12OH30 * 2 = C24O2H60
Parte 2 de 3: Encontrar fórmulas empíricas
Paso 1. Encuentre la masa de cada átomo constituyente
A veces, se conoce la masa de los átomos constituyentes o los datos se darán como porcentaje de masa. En este caso, utilice una muestra de un compuesto de 100 g. Esto le permite escribir el porcentaje de masa como la masa real en gramos.
Ejemplo: 75, 46 g C, 8, 43 g O, 16, 11 g H
Paso 2. Convierta la masa en moles
Debes convertir la masa molecular de cada elemento en moles. Para hacer esto, debes dividir la masa molecular por la masa atómica de cada elemento. Puedes encontrar la masa atómica en la parte inferior de la cuadrícula de elementos de la tabla periódica.
-
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 de H * (1 mol / 1,00794) = 15,98 mol de H
Paso 3. Divida todos los valores molares por el valor molar más pequeño
Debes dividir la cantidad de moles de cada elemento por separado por la menor cantidad de moles de todos los elementos que componen el compuesto. Para hacer esto, puede encontrar la proporción molar más pequeña. Puede usar la proporción molar más pequeña porque este cálculo le da al elemento no abundante un valor de “1” y da como resultado la proporción de los otros elementos en el compuesto.
-
Ejemplo: el menor número de moles es oxígeno con 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
Paso 4. Redondea tu valor en moles a un número entero
Estos números serán números pequeños en la fórmula empírica. Debes redondearlo al número entero más cercano. Después de buscar estos números, puede escribir la fórmula empírica.
-
Ejemplo: la fórmula empírica es C12OH30.
- 11, 83 = 12
- 1 = 1
- 30, 15 = 30
Parte 3 de 3: Comprensión de las fórmulas químicas
Paso 1. Comprender la fórmula empírica
Las fórmulas empíricas proporcionan información sobre la proporción de un átomo a otro en una molécula. Esta fórmula no proporciona información precisa sobre la cantidad de átomos que componen la molécula. Las fórmulas empíricas tampoco proporcionan información sobre la estructura y los enlaces de los átomos en las moléculas.
Paso 2. Conoce la información dada por la fórmula molecular
Al igual que las fórmulas empíricas, las fórmulas moleculares no proporcionan información sobre los enlaces y la estructura molecular. Sin embargo, a diferencia de las fórmulas empíricas, las fórmulas moleculares proporcionan detalles sobre el número de átomos que componen una molécula. La fórmula empírica y la fórmula molecular tienen una relación comparativa (en números enteros).
Paso 3. Comprender la representación estructural
Las representaciones estructurales proporcionan información más detallada que las fórmulas moleculares. Además de mostrar el número de átomos que componen una molécula, las representaciones estructurales proporcionan información sobre los enlaces y la estructura de la molécula. Esta información es muy importante para comprender cómo reaccionará la molécula.
