Page 33 - QuímicaII_v2018

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EJEMPLO 1.14
Solución
Un óxido de cloro tiene la composición porcentual siguiente: Cl = 38.77% y O = 61.23%. Determina su fórmula empírica.
Elemento
Gramos de cada elemento
Cociente1 = gramos/masa molar
Cociente2 = mol/cociente1 menor
Relación en la fórmula
Cl
38.77 g
38.77 g = 1.09 mol 35.45 g mol
1.09 mol =1 1.09 mol
1×2=2
O
61.23 g
61.23 g = 3.82 mol 16 g mol
3.82 mol =3.5 1.09 mol
3.5 × 2 = 7
La fórmula empírica para este óxido es Cl2O7.
Determinación de las fórmulas moleculares
Toma noTa
En algunos casos la fórmula empírica y la molecular coinci- den. El agua (H2O) y el meta- no (CH4) están entre los casos más comunes.
EJEMPLO 1.15
Solución
Paso 1 Conocida la fórmula empírica (NO2), calculamos su masa molar:
N = 14 g × 1 átomo = 14 g O = 16 g × 2 átomos = 32 g
46 g/mol
Paso 2 Dividimos la masa molar entre la masa molar de la fórmula empírica:
n = masa molar experimental = 92.0 g = 2.0 masa molar de la fórmula empírica 46.0 g
donde n es el coeficiente que multiplica a la fórmula empírica.
Como ya mencionamos, la fórmula molecular puede ser un múltiplo entero de la fórmula empírica. ¿Cómo es esto? veamos: la fórmula mínima, por ejemplo, CH, puede ser cual- quier compuesto si la multiplicamos por algún número entero pequeño como 2 o 6. Así, tenemos C2H2 y C6H6; estas fórmulas son moleculares porque representan al acetileno y al benceno, respectivamente. Tales compuestos son muy diferentes química y estructural- mente; tienen su propia fórmula molecular pero la misma fórmula empírica. ¿Cómo sa- ber por qué número debemos multiplicar?
Para determinar la fórmula molecular de un compuesto es preciso conocer su fórmu- la empírica y su masa molar.
Un compuesto de nitrógeno y oxígeno cuya masa molar es de 92.0 g/mol tiene la fórmula empírica NO2. ¿Cuál es su fórmula molecular?
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