Calculadora de fórmula empírica
Introduce el porcentaje o la masa de cada elemento, o el CO₂ y el H₂O de una combustión, y obtén la fórmula más sencilla de números enteros con los moles, las razones y el multiplicador a la vista. Añade la masa molar del compuesto para convertirla en la fórmula molecular. Gratis, sin registro.
Elementos
Añádela para convertir la fórmula empírica en la fórmula molecular.
Resultados
C3H4O3
Fórmula empírica
88,062 g/mol
Masa de la fórmula empírica
De las masas a una razón de números enteros
| Elemento | Porcentaje (%) | Peso atómico (g/mol) | Moles | ÷ la menor | × 3 | Subíndice |
|---|---|---|---|---|---|---|
| C | 40,92 | 12,011 | 3,407 | 1,000 | 3,000 | 3 |
| H | 4,58 | 1,008 | 4,544 | 1,334 | 4,001 | 4 |
| O | 54,5 | 15,999 | 3,406 | 1,000 | 3,000 | 3 |
El cálculo
C: 40,92 ÷ 12,011 g/mol = 3,407 mol
H: 4,58 ÷ 1,008 g/mol = 4,544 mol
O: 54,5 ÷ 15,999 g/mol = 3,406 mol
Dividir entre la menor (O): 1,000 : 1,334 : 1,000
No todas son enteras, así que multiplica por 3: 3 : 4 : 3
Cómo usar la calculadora de fórmula empírica
- 1. Elige tus datos de partida. Usa composición porcentual o masas cuando te den el porcentaje o la masa de cada elemento. Usa análisis de combustión cuando hayas quemado una muestra y conozcas los gramos de CO₂ y H₂O que produjo.
- 2. Introduce los elementos. Escribe el símbolo de cada elemento y su porcentaje o su masa en gramos; añade o quita filas según haga falta. En una combustión, introduce la masa de la muestra y las dos masas de los productos, y deja activada la opción de oxígeno si el resto de la muestra es oxígeno.
- 3. Añade la masa molar si la tienes. Una masa molar opcional en g/mol convierte la fórmula empírica en la fórmula molecular.
- 4. Lee los pasos. La tabla muestra los moles, la razón respecto a la cantidad menor, cualquier multiplicador y los subíndices finales de números enteros.
El método
Una fórmula empírica da la razón más sencilla de números enteros entre los átomos de un compuesto. Los experimentos informan de masas o porcentajes, no de átomos, así que el método convierte primero a moles, porque los moles son proporcionales al número de átomos:
- Trata los porcentajes como gramos en una muestra de 100 g y divide cada masa entre el peso atómico del elemento para obtener moles.
- Divide cada cantidad entre la menor, de modo que la menor pase a valer 1.
- Si alguna razón no está cerca de un número entero, multiplica todas por el menor entero que la corrija y después redondea a subíndices enteros.
| Parte decimal de la razón | Multiplica todas las razones por |
|---|---|
| 0,5 (1,5; 2,5 …) | 2 |
| 0,33 o 0,67 (1,33; 2,67 …) | 3 |
| 0,25 o 0,75 (1,25; 2,75 …) | 4 |
| 0,2; 0,4; 0,6 o 0,8 | 5 |
Los datos reales están redondeados, así que las razones rara vez son exactas. La calculadora redondea una razón que esté a menos de 0,1 de un número entero (puedes elegir un límite más estricto o más flexible); cuando hace falta un multiplicador, el ajuste debe quedar dentro de la mitad de ese límite, así que un multiplicador grande no puede hacer que un mal ajuste parezca bueno. Prueba multiplicadores hasta 8.
Ejemplo desarrollado: ácido ascórbico
El ácido ascórbico (vitamina C) tiene un 40,92 % de carbono, un 4,58 % de hidrógeno y un 54,50 % de oxígeno en masa: son los datos por defecto de la calculadora. En una muestra de 100 g:
- C: 40,92 ÷ 12,011 = 3,407 mol
- H: 4,58 ÷ 1,008 = 4,544 mol
- O: 54,50 ÷ 15,999 = 3,406 mol
- Divide entre la menor (3,406): C 1,000 : H 1,334 : O 1,000
- 1,334 está cerca de 1⅓, así que multiplica por 3: C₃H₄O₃
La masa de la fórmula empírica es 3 × 12,011 + 4 × 1,008 + 3 × 15,999 = 88,062 g/mol. Si la masa molar medida es 176,12 g/mol, entonces 176,12 ÷ 88,062 = 2,000, así que cada subíndice se duplica y la fórmula molecular es C₆H₈O₆.
Ejemplo desarrollado: análisis de combustión
Una muestra de 1,000 g que contiene solo C, H y O arde y produce 1,911 g de CO₂ y 1,173 g de H₂O. Todo el carbono está en el CO₂ y todo el hidrógeno en el agua, así que las masas se obtienen a partir de las masas molares (CO₂ 44,009 g/mol, H₂O 18,015 g/mol):
- Carbono: 1,911 × 12,011 ÷ 44,009 = 0,5216 g
- Hidrógeno: 1,173 × 2 × 1,008 ÷ 18,015 = 0,1313 g
- Oxígeno, por diferencia: 1,000 − 0,5216 − 0,1313 = 0,3472 g
- Moles 0,04342 : 0,1302 : 0,02170, que es una razón de 2,001 : 6,001 : 1,000 — C₂H₆O
Lo que la fórmula empírica no puede decirte
C₂H₆O podría ser etanol o éter dimetílico: la fórmula empírica da solo la razón, nunca la estructura, y la fórmula molecular necesita una masa molar obtenida con otra medición, como la espectrometría de masas. Para comprobar la fórmula que encuentres, la Calculadora de composición porcentual funciona en sentido contrario.
Errores comunes
- Redondear 1,33 o 1,5 a un número entero. Esas razones indican que hace falta un multiplicador (×3 y ×2); redondear da una fórmula equivocada.
- Redondear los moles demasiado pronto. Conserva cuatro cifras o más hasta encontrar las razones.
- Dividir entre la cantidad mayor. Divide entre la menor, de modo que cada subíndice sea al menos 1.
- Olvidar el oxígeno en un problema de combustión. No se mide directamente. Resta de la masa de la muestra las masas de carbono e hidrógeno.
- Dar una fórmula molecular que no es un múltiplo entero. Si la masa molar ÷ la masa de la fórmula empírica no está cerca de un número entero, hay un error en los datos o en la masa molar.
Preguntas frecuentes
- ¿Cómo se halla la fórmula empírica a partir de la composición porcentual?
- Supón 100 g de compuesto para que cada porcentaje sea un número de gramos, convierte cada uno en moles dividiendo entre el peso atómico, divide todas las cantidades de moles entre la menor y multiplica por un entero pequeño si alguna razón no es entera. Los números enteros resultantes son los subíndices.
- ¿Cuál es la diferencia entre fórmula empírica y fórmula molecular?
- La fórmula empírica es la razón más sencilla de números enteros, y la fórmula molecular es el número real de átomos de una molécula, que es un múltiplo entero de ella. La glucosa es C₆H₁₂O₆ como molécula y CH₂O en forma empírica; el agua es H₂O en ambas.
- ¿Qué hago cuando una razón es 1,5 o 1,33?
- Multiplica todas las razones por el menor entero que las deje todas como enteros: 1,5 necesita 2, y 1,33 o 1,67 necesitan 3. Una razón como 1,2 necesita 5. La tabla de arriba recoge los casos habituales, y la calculadora aplica el multiplicador por ti.
- ¿Cómo obtiene la fórmula empírica el análisis de combustión?
- Al quemar un hidrocarburo o un compuesto con oxígeno en exceso, todo su carbono se convierte en CO₂ y todo su hidrógeno en H₂O. Las masas de esos productos dan los gramos de carbono e hidrógeno, el oxígeno sale por diferencia y el resto es el método habitual de razones molares.
- ¿Puede la fórmula empírica ser igual que la molecular?
- Sí. Cuando los átomos no se pueden dividir por un factor común, como en H₂O, CH₄ y CO₂, las dos son idénticas. Los compuestos iónicos se escriben siempre como fórmulas empíricas, como NaCl y Fe₂O₃, porque no tienen moléculas discretas.
- ¿Qué pasa si mis porcentajes no suman 100?
- Un total algo distinto de 100 se debe al redondeo. Un total bastante inferior a 100 suele significar que no se informó algún elemento; el oxígeno se calcula a menudo por diferencia. La calculadora avisa cuando los porcentajes se alejan más de 1 de 100.