Problemas F Empirica Molecular

Fórmula C4H4

Tres problemas de determinación de fórmula molecular

Otros tres

Dos problemas de determinación de fórmula molecular

Otros dos

Problema resuelto Otro problema resuelto

Una sustancia orgánica que se supone pura ha dado la

siguiente composición centesimal: 20,00 % de C;

26,67% de O; 46,67% de N y 6,67% de H.

Halla su fórmula empírica.

Nota: Las masas atómicas hay que buscarla en alguna Tabla Periódica.

Sea Cx Oy Nz Hv la fórmula empírica donde hay que

determinar x, y, z y v, que son números proporcionales

al número de moles de los distintos átomos.

Hallo los moles de átomos de cada elemento en 100 g del

compuesto:

x = 20,00/12 = 1,67

y = 26,67/16 = 1,67

z = 46,67/14 = 3,33

v = 6,67/1,00 = 6,67

Se divide por 1,67 y se obtiene:

x:y:z:v = 1,67/1,67:167/1,67:3,33/1,67:6,67/1,67 =

1 : 1 : 1,99 : 3,99

Por tanto: x = 1, y = 1, z = 2 y v = 4.

La fórmula es CON2H4 o CO(NH2)2, que corresponde a la

urea.

La composición centesimal en masa de un compuesto

orgánico es la siguiente: 52,17% de C; 34,78% de O y 13%

de H.

¿Cuál es su fórmula empírica ?

Solución: C2H60

Puede ser el alcohol o el dimetiléter.

Menú

Por combustión de 0,25 g de una sustancia orgánica

constituida por carbono, oxígeno e hidrógeno se

obtuvieron 0,568 g de CO2 y 0,232 g de agua.

Calcula la fórmula empírica del compuesto.

Calculamos la cantidad de carbono en la muestra:

Si en 44 g de CO2 hay 12 g de C, en 0,568 g habrá:

mC = 12 x 0,568/44 = 0,115 g

Del mismo modo calculamos la cantidad de hidrógeno:

Si en 18 g de agua hay 2 g de H, en 0,232 g habrá:

mH = 2 x 0,232/18 = 0,0258 g

Hallamos ahora la cantidad de oxígeno:

mO = 0,25 – 0,155 – 0,0258 = 0,0692 g

Hallamos los moles de átomos de cada elemento en los

0,25 g del compuesto:

Moles de C = 0,155/12 = 0,01292

Moles de H = 0,0258/1 = 0,0258

Moles de O = 0,0692/16 = 0,004325

Que guardan la relación numérica: 3, 6, 1.

La fórmula empírica es:

C3H6O

Un hidrocarburo gaseoso contiene un 88,7 por 100 de

carbono.

Si un litro de ese gas pesa 2,42 g en condiciones

normales, ¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?

Un hidrocarburo gaseoso contiene un 88,7 por 100 de

carbono.

Si un litro de ese gas pesa 2,42 g en condiciones normales,

¿cuál es la fórmula molecular del compuesto?

Calculamos la masa molecular del compuesto aplicando

la ecuación general de los gases perfectos:

El resultado encontrado en 54,17 g/mol

Por otra parte como sabemos el tanto por ciento en

masa hallamos la proporción en moles de átomos para

determinar la fórmula empírica.

Utilizamos 100 g del hidrocarburo.

Moles de átomos de C: 88,9 : 12 = 7,41

Moles de átomos de H: (100 – 88,9) : 1 = 11,1

La fórmula empírica es: C2H3

La fórmula empírica y la masa molecular se relacionan

según un número entero (n) de la forma:

(12 x 2 + 1 x 3) x n = 54,17

Por lo que n = 2

La fórmula molecular es C4H6

Menú

Se ha determinado experimentalmente que la glucosa tiene

una masa molecular de 180,16 g/mol y que su composición

centesimal es la siguiente: 40,00% de carbono, 6,71% de

hidrógeno y 53,29% de oxígeno.

Determina con estos datos la fórmula molecular de la

glucosa.

Primero calculamos el número de moles de átomos de cada

elemento.

Para ello dividimos la masa de cada elemento por su masa

atómica.

Si tomamos como base 100 g de compuesto, tenemos 40 g de

carbono, 6,71 g de hidrógeno y 53,29 g de oxígeno.

C : 40 g / 12 g/mol = 3,33 moles de átomos

H : 6,71 g / 1 g/mol = 6,66 moles de átomos

O : 53,29 g / 16 g/mol = 3,33 moles de átomos

Para encontrar la relación de números enteros sencillos,

dividimos los tres resultados por el más pequeño, en este

caso por 3,33.

3,33/3,33 = 1 átomo de carbono;

6,66/3,33 = 2 átomos de hidrógeno;

3,33/3,33 = 1 átomo de oxígeno

Es decir, que en el compuesto hay 2 moles de átomos de

hidrógeno por cada uno de carbono y de oxígeno.

Luego la fórmula mínima o empírica es CH2O.

La masa correspondiente a la fórmula empírica es: 30 u.

Razón de masas: Masa molecular experimental/masa de

la fórmula empírica = 180/30 = 6

Luego habrá que multiplicar por 6 los subíndices de la

fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.

Esta es: C6H12O6.

La fórmula del compuesto será del tipo NxOy.

Determinamos los moles de cada elemento en 100 g del

compuesto.

36,84 g N · ————— = 2,63 mol de N

63,16 g O · ————— = 3,95 mol de O

1 mol N

1 mol O

14 g N

16 g O

Determina la fórmula de un compuesto formado por:

N = 36,84 % y O = 63,16 % en masa.

En 100 g del óxido hay 2,63 mol de N y 3,95 mol de O.

Los subíndices deber ser números enteros sencillos que

mantengan la proporción con 2,63 y 3,95.

Para ello dividimos uno por otro, quedando:

3,95 : 2,63 = 1,502 ≈ 1,5 = 3/2

Luego la fórmula será: N2O3.

Determina la fórmula de un compuesto formado por:

N = 36,84 % y O = 63,16 % en masa.

Se queman en un tubo de combustión 0,580 g de un compuesto de

carbono, hidrógeno y oxígeno, y se obtienen 1,274 g de CO2 y 0,696 g de

H2O. Al volatilizar 0,705 g del compuesto ocupan 295 a 28ºC y 738,7 mm.

Averiguar la fórmula molecular del compuesto.

Masas atómicas: C = 12 ; O = 16 ; H = 1

Cálculo de la cantidad de C: 1,274 · 12/44 = 0,34745 g C en 0,580 g de

sustancia

Cálculo de la cantidad de H: 0,696 · 2/18 = 0,07733 g de H en 0,580 g de

sustancia

Cálculo de la cantidad de O: 0,580 – 0,34745 – 0,07733 = 0,15522 g de O

en 0,580 g de sustancia.

Dividiendo por las masas atómicas para el cálculo del número de átomos

gramos:

0,34745/12 = 0,02895 at.g de C en 0,580 g de sustancia

0,07733/1 = 0,07733 at g de H en 0,580 g de sustancia

0,15522/16 = 0,00970 at.g de O en 0,580 g de sustancia






0,34745/12 = 0,02895 at.g de C en 0,580 g de sustancia

0,07733/1 = 0,07733 at g de H en 0,580 g de sustancia

0,15522/16 = 0,00970 at.g de O en 0,580 g de sustancia

Dividiendo por el menor (0,00970) para hallar el número de átomo con

respecto al O

0,02895/ 0,00970 = 3 átomos de C por cada uno de O

0,07733/0,00970 = 8 átomos de H por cada uno de O

Fórmula empírica: C3 H8O






Fórmula empírica: C3 H8O

Cálculo de la masa molecular:

PV = m/Mr · RT

738,7/760 · 0,295 = 0,705/Mr · 0,082 (273 + 28)

Masa molecular = 60

Como la fórmula molecular tiene que ser de la forma C3n H8nOn, debe

cumplirse que:

60 = n(12·3 + 1·8 + 16) ; n = 1 , es decir:

Fórmula Molecular C3H8O

Uno de los compuestos que contribuyen al olor de numerosos productos

lácticos, como la leche o el queso cheddar, es una cetona.

La combustión de 3,0 g de este compuesto produjo 8,10 g de dióxido de

carbono y 3,33 g de agua. Sabiendo que el compuesto sólo contiene

carbono, hidrogeno y oxígeno, calcula su fórmula empírica

Masas atómicas: Carbono = 12; hidrógeno = 1; oxígeno = 16.

Masa molecular del CO2 = 44

Masa molecular del H2O = 18

Masa de C en 8,10 g de CO2 = 8,10 · 12/44 = 2,20909 g

Masa de H en los 3,33 g de H2O = 3,33 · 2/18 = 0,37 g

Resto hasta los 3,0 g de sustancia son de O = 3 - 2,20909 - 0,37 =

0,42091 g de O







Masa de C = 2,20909 g Masa de H = 0,37 g Masa de O = 0,42091 g

Los atomos-gramo para cada uno de los elementos son:

At-gr de C = 2,20909/12 = 0,18409

At-gr de H = 0,37/1 = 0,37

At-gr de O = 0,42091/16 = 0,02631







At-gr de C = 0,18409; At-gr de H = 0,37; At-gr de O = 0,02631

Dividiendo por el menor para hallar el números de átomo de cada

elemento en relación al menor:

0,18409/0,02631 = 7 átomos de C por cada uno de O

0,37/0,02631 = 17 átomos de H por cada uno de O

En definitiva, la fórmula empírica resultante es: C7H14O

Un compuesto orgánico contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno.

Cuando se queman 8 g del compuesto se obtienen 15,6 g de CO2 y 8 g de

H2O en el análisis de los productos de la combustión. Su masa molecular

es 90. Calcula: a) su fórmula empírica y b) su fórmula molecular

Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0; O = 16

Masa molecular CO2 = 12 + 16x2 = 44

Masa molecular H2O = 2x1 + 16 = 18

Cálculo del número de gramos de cada elemento por cada 8 gramos de

sustancia:

Masa de C en el CO2 = 15,6 x 12/44 = 4,2545 g

Masa de H en el H2O = 15,6 x 2/18 = 0,8889 g

Resto hasta 8 g son de O = 8 - 4,2545 - 0,8889 = 2,8566 g






Masa de C = 4,2545 g ; Masa de H = 0,8889 g ; Masa de O = 2,8566 g

Cálculo de la relación de átomos-gramo por cada 8 gramos de sustancia:

Atomos-gramo de C = 4,2545/12 = 0,3545 at-g

Átomos-gramo de H = 0,8889/1 = 0,889 at-g

Átomos-gramo de O = 2,8566/16 = 0,1785 at-g

Dividiendo por el menor para hallar la relación con respecto al que

menos átomos-gramo tiene:

Para el C = 0,3545/0,1785 = 2

Para el H = 0,8889/ 0,1785 = 5

Para el O = 0,1785/0,1785 = 1

La formula empírica es:

C2H5O






La formula empírica es: C2H5O

b) Calculamos la fórmula molecular (C2H5O)n

(12x2 + 1x5 + 16)n = 90; 45n = 90;

n = 2

Por tanto, la formula molecular es: C4H10O2

Por calentamiento de una muestra de 2,00 g de magnesio en presencia de

nitrógeno puro en exceso se obtienen 2,77 g de un compuesto que solo

contiene magnesio y nitrógeno. Determina la fórmula empírica de este

compuesto.

Masas moleculares: M(Mg) = 24,3 g/mol; M(N) = 14,0 g/mol

Cada 2,77 gramos del compuesto, contiene 2 g de magnesio y 0,77 g de

nitrógeno.

Hallamos cuántos átomos-gramo son en cada uno de los elementos:

Átomos-gramo N = 0,77/14 = 0,055

Átomos-gramo Mg = 2/24,3 = 0,0823

Por calentamiento de una muestra de 2,00 g de magnesio en presencia de

nitrógeno puro en exceso se obtienen 2,77 g de un compuesto que solo

contiene magnesio y nitrógeno. Determina la fórmula empírica de este

compuesto.

Masas moleculares: M(Mg) = 24,3 g/mol; M(N) = 14,0 g/mol

Átomos-gramo N = 0,055 Átomos-gramo Mg = 0,0823

Dividimos por el menor para hallar la relación con respecto a 1:

0,055/0,055 = 1 átomos de N

0,0823/0,055 = 1,5 átomos de Mg por cada 1 de N

Multiplicamos por 2 para que resulten números enteros, con lo que la

fórmula será:

Mg3N2

33,0 mg de un compuesto desconocido dan un análisis elemental de

21,60 mg de carbono, 3,00 mg de hidrógeno y 8,40 mg de nitrógeno.

a) Calcule su fórmula empírica. b) Calcule su fórmula molecular

sabiendo que si se vaporizan 11,0 mg del compuesto ocupan 2,53 ml

medidos a 27ºC y 740 mm de Hg.

R = 0,082 atm.l.mol-1.K-1

Masas atómicas: carbono = 12; hidrógeno = 1; nitrógeno = 14.

Del C: 21,6/12 = 1,8 miliátomos-gramo

Del H: 3/1 = 3 miliátomos-gramo

Del N: 8,4/14 = 0,6 miliátomos-gramo

Es decir, por cada átomo de N tendremos:

De C: 1,8 de C/0,6 de N = 3 átomos de C por cada 1 de N

De H: 3 de H/0,6 de N = 3 átomos de H por cada 1 de N

De N: 0,6 de N/0,6 de N = 1 átomo de N

Y la fórmula empírica será: C3H5N1

33,0 mg de un compuesto desconocido dan un análisis elemental de

21,60 mg de carbono, 3,00 mg de hidrógeno y 8,40 mg de nitrógeno.

a) Calcule su fórmula empírica. b) Calcule su fórmula molecular

sabiendo que si se vaporizan 11,0 mg del compuesto ocupan 2,53 ml

medidos a 27ºC y 740 mm de Hg.

R = 0,082 atm.l.mol-1.K-1

Masas atómicas: carbono = 12; hidrógeno = 1; nitrógeno = 14.

La fórmula empírica es: C3H5N1

b) Calculamos la masa molecular mediante: PV = m / M R T

740/760x0,00253 = 0,011/Mx0,082x(273+27)

De donde masa molecular aproximada = 110 g/mol

Como la fórmula molecular tiene que ser (C3H5N1)n

110 = n(12x3+1x5+14x1); n = 2

Por lo que la fórmula molecular será: C6H10N2

En la combustión de 5,312 g de un hidrocarburo de masa molecular

aproximada 78 g, se producen 17,347 g de dióxido de carbono y 3,556

g de agua. Formula y nombra el hidrocarburo.

Es necesario diferenciar entre los datos que nos conducen a la

determinación de la fórmula empírica y de la molecular.

Para hallar la fórmula empírica tenemos los datos de la combustión

completa de una determinada cantidad de hidrocarburo. Como el

compuesto es un hidrocarburo, su fórmula empírica es CxHy.

Por otra parte, sabemos que en las reacciones de combustión de

hidrocarburos los productos finales son siempre CO2 y H2O. De

manera que:

Todo el carbono del compuesto inicial se encuentra en el CO2 y todo

el hidrógeno, en el H2O.




Aplicando relaciones molares, podremos obtener las masas de C e H

del reactivo inicial, y a partir de ahí, el número de moles de cada

elemento y, con ello, la fórmula empírica.

17,347 g CO2 · ------- = 0,394 mol C

3,556 g H2O · ------- = 0,395 mol H

1 mol C

2 mol H

44 g CO2

18 g H2O




Fórmula empírica:

C0,394H0,395 → C1,0H1,0 → CH

Por tanto, la fórmula molecular debe responder al tipo (CN)n, donde

n es el número de veces que se repite la unidad mínima.

Para poder hallarla nos han dado el dato de la masa molecular del

hidrocarburo (78 g/mol). Como sabemos el número de átomos de C y

H que componen la fórmula empírica, podemos determinar la masa

de 1 mol. Luego, lo que tendremos que hacer es calcular la relación

entre la masa de un mol de fórmula empírica y la de un mol de

fórmula molecular, con lo que obtendremos el número de veces (n)

que se repite la unidad mínima, llegando a la fórmula molecular.




n = ------------------------------------------- → n = -------------- = 6

Fórmula molecular: C6H6

Esta fórmula puede pertenecer a un hidrocarburo aromático,

BENCENO.

Masa molar (fórmula molecular)

Masa molar (fórmula empírica)

78 g/mol

13 g/mol

Estequiometría

Un ácido orgánico diprótico (HOOC-(CH2)n-COOH)

contiene un 40,7 % de carbono, un 5,1 % de hidrógeno y

el resto, de oxígeno. La sal monosódica de este ácido

contiene un 16,4 % de sodio. Determina la fórmula

molecular del ácido y escribir su fórmula desarrollada.

Primero hay que seleccionar los datos del ejercicio para

la determinación de la fórmula empírica y para

establecer la fórmula molecular.

Para halla la fórmula empírica tenemos la composición

centesimal del compuesto: 40,7 % de C; 5,1 % de H, y

restando de 100, obtenemos 54,2 % de O, ya que el ácido

no contiene ningún otro elemento.

Estequiometría






Si suponemos que tenemos 100 g de compuesto, los

porcentajes de cada elemento se convierten

directamente en cantidades de masa en gramos, y

utilizando las masas atómicas de cada uno se obtienen

los moles de C, H y O.

Estequiometría






1 mol C

1 mol H

1 mol O

12 g C

1 g H

16 g O

40,7 g C ∙ --------- = 3,4 mol C

5,1 g H ∙ ---------- = 5,1 mol H

52,2 g O ∙ --------- = 3,3 mol O

Estequiometría






Con estos datos, la fórmula sería: C3,4H5,1O3,3

Evidentemente, esta fórmula no es válida, ya que debe

tener números naturales. Para ello, se dividen todas las

cantidades por la menor para obtener la relación molar:

C3,4H5,1O3,3 → C1,0H1,5O1,0----

3,3

----

3,3

----

3,3

Estequiometría





molecular del ácido y escribir su fórmula desarrollada

C1,0H1,5O1,0

En este caso, incluso al dividir entre el menor no nos

quedan números naturales. Por ello es necesario

multiplicar por el primer número natural que nos

proporcione unas relaciones sin decimales.

En este caso podemos ver que el compuesto tiene 4

átomos de O que no depende del número de unidades –

CH2- desconocidas, con lo cual directamente

multiplicamos todos los subíndices por 4, obteniendo la

fórmula empírica definitiva: C4H6O4

Estequiometría






Como tiene que ser un ácido diprótico con la fórmula

general: HOOC-(CH2)n-COOH

El número de átomos de C e H podría variar, pero el

número de átomos de O viene determinado por los dos

grupos ácido.

Por ello es necesario que la fórmula empírica sea a su

vez la fórmula molecular del compuesto, ya que contiene

el número máximo de átomos de O que puede tener un

ácido diprótico.

Estequiometría






Para comprobar si efectivamente esta es la fórmula

molecular, nos dicen en el enunciado que la sal

monosódica (HOOC-(CH2)n-COONa) tiene un 16,4 % de

sodio. Lo que tenemos que hacer es calcular el

porcentaje de sodio en la sal de la fórmula molecular

que hemos hallado:

% masa Na = -------------------- x 100 = ------ = 16,4 %m (Na)

m

(compuesto)

23

140

Estequiometría






Para comprobar si efectivamente esta es la fórmula

molecular, nos dicen en el enunciado que la sal

monosódica (HOOC-(CH2)n-COONa) tiene un 16,4 % de

sodio. Lo que tenemos que hacer es calcular el

porcentaje de sodio en la sal de la fórmula molecular

que hemos hallado:

% masa Na = -------------------- x 100 = ------ = 16,4 %m (Na)

m

(compuesto)

23

140

Estequiometría






La fórmula desarrollada del compuesto es:

El análisis elemental de un hidrocarburo ha permitido

determinar su composición centesimal: 92,31% de C; y

7,69% de H.

La masa molecular de tal hidrocarburo es 52.

Calcular su fórmula molecular.

Solución: C4H4

Menú

Se pretende saber si un cierto azúcar tiene la fórmula

C6H12O6 o la fórmula C12H22O11.

Para ello se procede a su combustión total obteniéndose

como resultado que al quemar 3,6 g de la sustancia se

obtienen 2,831 litros de CO2 en condiciones normales.

¿Cuál es la fórmula de la sustancia problema?

Menú

Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Al

quemar 0,876 g de este compuesto, se obtiene 1,76 g de dióxido de

carbono y 0,72 g de agua.

a) Determina la fórmula empírica del compuesto.

b) Sabiendo que el compuesto es un ácido monocarboxílico,

propón su fórmula molecular y nómbralo

c) Escribe la ecuación química ajustada de la reacción de

combustión para este compuesto.

Solución: a) C2H4O b) C4H8O2

Menú

Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya

masa molecular es 60. Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4 g

de C; 0,67 g de H y 5,33 g de O. Calcula con estos datos la fórmula

empírica y molecular.

Sol: CH2O ; C2H4O2

Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 12,78

% de C ; 2,13 % de H y 85,09 % de Br.

a) Calcula la fórmula empírica

b) Sabiendo que 3,29 g de dicho compuesto gaseoso ocupan 392 mL

medidos en condiciones normales, calcula su fórmula molecular.

Sol: CH2Br ; C2H4Br2

Halla la fórmula de un oxisulfuro de carbono que contiene 53,3 % de S ;

20 % de C y 26,7 % de O, si 50 mL de vapor medido en C.N. pesan

0,1343 g.

Sol: SCO Menú

Deduce la fórmula de un compuesto si una muestra formada por 0,18

moles del mismo, contienen 1,08 at-gr de O, 2,18 g de H y 6,5 1023 átomos

de C.

Sol: C6H12O6

Cierto hidrocarburo contiene 85,5% de C. Sabiendo que 8,8 g del

mismo, en estado gaseoso, ocupan un volumen de 3,3 L medidos a 50oC

y 1 atm, calcula:

a) Su fórmula empírica b) Su fórmula molecular.

Sol: a) CH2 b) C5H10

Una sustancia orgánica contiene C, H y O. A 250oC y 750 mm Hg, 1,65 g

de dicha sustancia en forma de vapor ocupan 629 mL. Su análisis

químico elemental es el siguiente: 63,1 % de C y 8,7 % de H. Calcula su

fórmula molecular.

Sol: C6H10O2 Menú

Un compuesto orgánico gaseoso contiene: 24,25 % de C; 4,05 % de H y

71,7 % de Cl. Además 1 L de dicho gas, medido a 743 mmHg y a 110oC,

tiene una masa de 3,068 g. Calcular la fórmula molecular.

Sol: C2H4Cl2

Un hidrocarburo gaseoso tiene un 82,7 % de C. Si la densidad de dicho

hidrocarburo a 298 K y 755 mmHg es de 2,36 g/L. ¿Cuál es su fórmula

molecular?

Sol: C4H10

Menú

La composición centesimal de un compuesto es: 4,8 % de H ; 57,1 % de

C y 38,1 % de S. Si en 5 g del compuesto hay 1,8 · 1022 moléculas, calcula

su fórmula molecular.

Sol: C8H8S2

Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal:

12,78% de C, 2,13% de H y 85,09% de Br.

a) Calcula la fórmula empírica. b) Sabiendo que 3,29 g de dicho

compuesto gaseoso ocupan 392 mL en C.N., calcula su fórmula

molecular.

Menú

Una muestra de 0,322 g de vapor orgánico a 100 ºC y 0,974 atm ocupa

un volumen de 62,7 mL. Un análisis de dicho vapor da una composición

elemental de C = 65,43 %; O = 29,16 % e H = 5,5 %. Halla su fórmula

molecular.

Solución: F. empírica = C3H3O; F. molecular = C9H9O3

La combustión completa de 2 g de un hidrocarburo saturado de cadena

abierta conduce a 2,11 g de productos. Halla la fórmula molecular del

compuesto.

Solución: C5H12

Menú

La anfetamina es una sustancia estimulante que se utiliza en el

tratamiento de ciertas enfermedades. Su consumo sin control médico es

muy peligroso, ya que crea graves adiciones. Se sabe que en su

composición figuran átomos de C, H y N y que su masa molar es 135

g/mol. Para conocer su fórmula, se queman 5,2 g de anfetamina en

exceso de aire y se obtienen 15,25 g de dióxido de carbono y 4,5 g de

agua. Halla la fórmula de la anfetamina.

Solución: C9H13N

La putrescina es un compuesto de C, H y N que se origina en los

procesos de putrefacción de la carne. Al quemar una muestra de 2,125 g

de putrescina con exceso de oxígeno se forman 4,25 g de CO2 y 2,608 g de

H2O. Halla la fórmula de la putrescina sabiendo que su fórmula

molecular es 88 g/mol

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Un compuesto orgánico está formado únicamente por

carbono, hidrógeno y azufre.

a) Determina su fórmula empírica si cuando se queman 3 g

del mismo se obtienen 6,00 g de dióxido de carbono y

2.46 g de agua.

b) Establece su fórmula molecular si cuando se vaporizan

1,5 g de dicho compuesto ocupan un volumen de 1,13 L,

medidos a 120 ºC y 0,485 atm.

Solución: Fórmula empírica = Fórmula molecular = C6H8S

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El nitrógeno y el oxígeno forman muchos compuestos. Uno

de ellos tiene de masa molecular 92 g/mol y un porcentaje de

nitrógeno del 30,43 %. Determina la fórmula empírica y la

fórmula molecular de este compuesto.

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De la combustión de 10 g de un compuesto orgánico se

obtienen 8,19 g de agua y 0,455 mol de dióxido de carbono.

Se sabe que, en estado gaseoso, 1 g del compuesto ocupa 1

dm3 a 4,44 ∙ 104 Pa y 473 K.

a) Escribe la fórmula empírica y molecular del compuesto.

b) Escribe y nombra dos isómeros compatibles con la

fórmula molecular encontrada.

Dato: R = 8,31 J ∙ K-1 ∙ mol-1.

q1bach.htm

Problemas F Empirica Molecular

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