Formulas moleculares y_composicion_centesimal
- 1. Fórmulas moleculares y composición centesimal. Problemas Baborin. 1. Hallar la composición centesimal de los compuestos: a) Bromuro de potasio, K Br. b) Sulfato de amonio, (NH4)2SO4. c) Fosfato de calcio, Ca3(PO4)2. d) Permanganato de potasio, KMnO4. a) Masa molar: 79,9+39,1=119 g/mol % 𝑲 = 𝟑𝟗,𝟏 𝟏𝟏𝟗 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟐,𝟖𝟓 % % 𝑩𝒓 = 𝟕𝟗,𝟗 𝟏𝟏𝟗 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟕,𝟏𝟓 % b) Masa Molar: 14,01*2+1,00*8+32,1+16*4=118,11 g/mol % 𝑵 = 𝟏𝟒,𝟎𝟏 ∗ 𝟐 𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟏,𝟐 % % 𝑯 = 𝟖,𝟎 𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔, 𝟏 % % 𝑺 = 𝟑𝟐,𝟏 𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟒,𝟑 % % 𝑶 = 𝟏𝟔 ∗ 𝟒 𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟖,𝟒 % c) Masa Molar: 40,1*3+31,0*2+16*8=310,3 g/mol % 𝑪𝒂 = 𝟒𝟎,𝟏 ∗ 𝟑 𝟑𝟏𝟎,𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟖,𝟖 % % 𝑷 = 𝟑𝟏,𝟎 ∗ 𝟐 𝟑𝟏𝟎,𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟎,𝟎 % % 𝑶 = 𝟏𝟔,𝟎 ∗ 𝟖 𝟑𝟏𝟎,𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟏,𝟐 % d) Masa molar: 39,1+54,9+16,0*4=158,0 g/mol % 𝑲 = 𝟑𝟗,𝟏 𝟏𝟓𝟖,𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟒,𝟕 % % 𝑴𝒏 = 𝟓𝟒,𝟗 𝟏𝟓𝟖,𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟒,𝟖 % % 𝑶 = 𝟏𝟔 ∗ 𝟒 𝟏𝟓𝟖,𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟎,𝟓 % 2. Calcular el tanto por ciento de cobre existente en los compuestos: a) Óxido de cobre (I), Cu2 O. b) Cloruro de cobre (I), Cu Cl. c) Sulfuro de cobre (II), Cu S. d) Sulfato de cobre (II) pentahidratado, CuSO4. 5 H2O. a) Masa molar: 63,5*2+ 16,0= 143,0 g/ mol % 𝑪𝒖 = 𝟔𝟑,𝟓 ∗ 𝟐 𝟏𝟒𝟑,𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟖𝟖, 𝟖 % b) Masa molar: 63,5+35,3=99,0 g/mol % 𝑪𝒖 = 𝟔𝟑,𝟓 𝟗𝟗,𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟒,𝟏 % c) Masa molar: 63,5+32,1= 95,6 g/mol % 𝑪𝒖 = 𝟔𝟑,𝟓 𝟗𝟓,𝟔 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟔,𝟒 %
- 2. d) Masa molar: 63,5+32,1+16,0*4+18,0*5=249,6 g/ mol % 𝑪𝒖 = 𝟔𝟑,𝟓 𝟐𝟒𝟗,𝟔 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟓,𝟒 % 3. Al analizar una sal de níquel se encuentra que en 2,841 g de la misma hay 1,507 g de metal. La sal podía ser Ni Cl2, Ni Br3, Ni(CN)2 y NiSO4. ¿Cuál fue el compuesto analizado? % 𝑵𝒊 = 𝟏, 𝟓𝟎𝟕 𝟐, 𝟖𝟒𝟏 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟓𝟑, 𝟎 % Buscamos el % de níquel en cada compuesto: % 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊𝑪𝒍𝟐 = 𝟓𝟖,𝟕 𝟓𝟖,𝟕 + 𝟑𝟓,𝟓 ∗ 𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟓,𝟑 % % 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊𝑩𝒓𝟑 = 𝟓𝟖,𝟕 𝟓𝟖,𝟕 + 𝟕𝟗,𝟗 ∗ 𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟐,𝟔 % % 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊(𝑪𝑵)𝟐 = 𝟓𝟖,𝟕 𝟓𝟖,𝟕 + 𝟏𝟐,𝟎 ∗ 𝟐 + 𝟏𝟒,𝟎 ∗ 𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟓𝟑,𝟎 % % 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊𝑺𝑶𝟒 = 𝟓𝟖,𝟕 𝟓𝟖, 𝟕 + 𝟑𝟐,𝟏 + 𝟏𝟔,𝟎 ∗ 𝟒 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟓,𝟑 % El compuesto es el cianuro de níquel (II). 4. Calcular el tanto por ciento de agua de cristalización existente en los compuestos: a) Ca Cl2. 6 H2O. b) Na2SO4. 10 H2O. c) K Al (SO4)2. 12 H2O. d) (COOH)2. 2 H2O. a) Masa molar: 40,1+35,5*2+6*18,0=219,1 g/ mol % 𝑯𝟐𝑶 = 𝟔 ∗ 𝟏𝟖,𝟎 𝟐𝟏𝟗,𝟏 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟗,𝟑 % b) Masa molar: 23,0*2+32,1+16,0*4+18,0*10=322,1 g/mol % 𝑯𝟐𝑶 = 𝟏𝟖𝟎 𝟑𝟐𝟐,𝟏 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟓𝟓,𝟗 % c) Masa molar:39,1+27,0+32,1*2+16,0*8+12*18,0=474,3 g/mol % 𝑯𝟐𝑶 = 𝟏𝟐 ∗ 𝟏𝟖,𝟎 𝟒𝟕𝟒,𝟑 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟓,𝟓 % d) Masa molar: 12,0*2+16,0*4+1,0*2+18,0*2=126,0 g/mol % 𝑯𝟐𝑶 = 𝟐 ∗ 𝟏𝟖,𝟎 𝟏𝟐𝟔,𝟎 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟖,𝟔 % 5. Un óxido de manganeso contiene 63,19 % de metal. Hallar la fórmula empírica de este óxido. 𝟔𝟑,𝟏𝟗 𝒈𝑴𝒏 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒏 𝟓𝟒,𝟗𝟒 𝒈 𝑴𝒏 = 𝟏, 𝟏𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑴𝒏 (𝟏𝟎𝟎 − 𝟔𝟑,𝟏𝟗)𝒈 𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝟏𝟔,𝟎𝟎 𝒈 𝑶 = 𝟐, 𝟑𝟎𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑴𝒏 = 𝟐,𝟑𝟎𝟎 𝟏,𝟏𝟓𝟎 = 𝟐 Fórmula: MnO2 6. A partir de 6,827 g de un óxido de hierro se obtienen 24,60 g de sulfato de hierro (II) hidratado, Fe SO4. 7 H2O. Calcular la fórmula empírica de este óxido y explicar la anomalía acerca de la valencia fraccionaria aparente del hierro en este compuesto.
- 3. Masa molar del sulfato de hierro: 55,85+32,07+16,00*4+18,00*7=277,92 g/mol 𝟐𝟒,𝟔𝟎 𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝟐𝟕𝟕,𝟗𝟐 𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 = 𝟎, 𝟎𝟖𝟖𝟓𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭𝒆 𝟎,𝟎𝟖𝟖𝟓𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑭𝒆 ∗ 𝟓𝟓,𝟖𝟓 𝒈 𝑭𝒆 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆 = 𝟒,𝟗𝟒𝟒 𝒈 𝑭𝒆 (𝟔,𝟖𝟐𝟕 − 𝟒, 𝟗𝟒𝟒)𝒈 𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝟏𝟔,𝟎𝟎 𝒈 𝑶 = 𝟎, 𝟏𝟏𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭𝒆 = 𝟎,𝟏𝟏𝟕𝟕 𝟎, 𝟎𝟖𝟖𝟓𝟏 = 𝟏,𝟑𝟑 Multiplicamos por tres para obtener la relación de números enteros: 𝑭𝒆𝟑𝑶𝟒 La explicación de la aparente valencia fraccionaria seria que es un óxido mixto de las valencias 2 y 3, de aquí el valor fraccionario de la valencia del hierro (2,67) 7. Al calentar 9,476 g de bórax, un hidrato de tetraborato disódico. Na2B4O7, se eliminan 4,475 g de agua. Hallar la fórmula del bórax. Masa molar del tetraborato:22,99*2+10,82*4+16,00*7=201,26 g 𝟒,𝟒𝟕𝟓 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟎, 𝟐𝟒𝟖𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 (𝟗,𝟒𝟕𝟔 − 𝟒, 𝟒𝟕𝟓)𝒈 𝒕𝒆𝒕𝒓𝒂𝒃𝒐𝒓𝒂𝒕𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝟐𝟎𝟏,𝟐𝟔 𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟖𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒕𝒆𝒕𝒓𝒂𝒃𝒐𝒓𝒂𝒕𝒐 = 𝟎,𝟐𝟒𝟖𝟔 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟖𝟓 = 𝟏𝟎 𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂:𝑵𝒂𝟐𝑩𝟒𝑶𝟕.𝟏𝟎 𝑯𝟐𝑶 8. Se calientan 1,256 g de un cloruro de platino y queda un residuo de 0,7275 g de platino. Hallar la fórmula de este cloruro de platino. 𝟎,𝟕𝟐𝟕𝟓 𝒈 𝑷𝒕 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑷𝒕 𝟏𝟗𝟓,𝟎𝟗 𝒈 𝑷𝒕 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟕𝟐𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝒕 (𝟏,𝟐𝟓𝟔 − 𝟎, 𝟕𝟐𝟕𝟓)𝒈 𝑪𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍 𝟑𝟓,𝟒𝟔 𝒈 𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟒𝟗𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍 𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝒕 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟒𝟗𝟎 𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟕𝟐𝟗 = 𝟒 Fórmula: PtCl4 9. El cloruro de cobre (II), CuCl2, se combina con el amoníaco, NH3, para formar un amoniacato, compuesto de adición de una sal con el amoníaco, análogo a un hidrato. 3,617 g de CuCl2 se combinan con 2,748 g de NH3. Hallar la fórmula del compuesto. Masa molar de CuCl2:63,54+35,46*2=134,46 g/mol Masa molar amoníaco: 17,00 g/mol 𝟑,𝟔𝟏𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐 𝟏𝟑𝟒,𝟒𝟔 𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟔𝟗𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐 𝟐,𝟕𝟒𝟖 𝒈 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐 𝟏𝟕 𝒈 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐 = 𝟎, 𝟏𝟔𝟏𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑯𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐 = 𝟎,𝟏𝟔𝟏𝟔 𝟎,𝟎𝟐𝟔𝟗𝟎 = 𝟔 𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂: 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐.𝟔 𝑵𝑯𝟑 10. Un cloruro de mercurio, sólido, contiene un 84,97 % de mercurio. El compuesto se sublima y en estado de vapor su densidad con respecto al aire es igual a 16,4. Hallar la fórmula molecular de este cloruro de mercurio. 𝟖𝟒,𝟗𝟕 𝒈 𝑯𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝒈 𝟐𝟎𝟎,𝟔𝟏 𝒈 𝑯𝒈 = 𝟎,𝟒𝟐𝟑𝟔 moles Hg
- 4. (𝟏𝟎𝟎 − 𝟖𝟒,𝟗𝟕)𝒈 𝑪𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍 𝟑𝟓,𝟒𝟔 𝒈 𝑪𝒍 = 𝟎, 𝟒𝟐𝟑𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝒈 𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍 = 𝟏 Fórmula empírica: Hg Cl Aplicando la fórmula de los gases ideales: 𝑴𝟏 𝑴𝟐 = 𝒅𝟏 𝒅𝟐 𝑴𝟏 𝟐𝟖,𝟗 = 𝟏𝟔,𝟒 𝑴𝟏 = 𝟏𝟔,𝟒 ∗ 𝟐𝟖,𝟗 = 𝟒𝟕𝟑,𝟗𝟔 𝑴𝟏 𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓 = 𝟒𝟕𝟑,𝟗𝟔 𝟐𝟎𝟎,𝟔𝟏+𝟑𝟓,𝟒𝟔 = 𝟐 𝑷𝒐𝒓 𝒕𝒂𝒏𝒕𝒐,𝒍𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒔:𝑯𝒈𝟐𝑪𝒍𝟐 11. El sulfito de sodio, NaSO3, se combina con el azufre para formar tiosulfato de sodio, Na2SxO3. Hallar la fórmula del tiosulfato de sodio sabiendo que si se oxida a sulfato se precipita al estado de sulfato de bario, BaSO4, 0,318 g de tiosulfato de sodio dan lugar a 0,939 g de sulfato de bario. Masa molar del sulfato de sodio: 137,36+32,07+16,00*4=233,43 g/mol 𝟎,𝟗𝟑𝟗 𝒈 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 𝟐𝟑𝟑,𝟒𝟑 𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 =, 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 . A partir de los datos del enunciado podemos escribir: 𝟎, 𝟑𝟏𝟖 𝒈 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 (𝟐𝟐,𝟗𝟗∗𝟐+𝟑𝟐,𝟎𝟕∗𝒙+𝟏𝟔,𝟎𝟎∗𝟑) 𝒈 ∗ 𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 Esto nos permite tener una ecuación con una incógnita (x) , la resolución nos proporciona x=2. 12. El fluoruro de torio hidratado contiene 18,66 % de agua de cristalización. A partir de 0,866 g de fluoruro anhidro se obtienen 0,445 g de fluoruro de calcio, Ca F2. Hallar la fórmula del fluoruro de torio hidratado. 𝟎,𝟒𝟒𝟓 𝒈 𝑪𝒂 𝑭𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂 𝑭𝟐 (𝟒𝟎,𝟎𝟖 ∗ 𝟐 ∗ 𝟏𝟗,𝟎𝟎)𝒈 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂 𝑭𝟐 = 𝟎,𝟎𝟏𝟏𝟑𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭 A partir de los datos del problema, suponiendo que su fórmula es Th F : 𝟎, 𝟖𝟔𝟔 𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒇𝒍𝒖𝒐𝒓𝒖𝒓𝒐 𝒕𝒐𝒓𝒊𝒐 (𝟐𝟑𝟐, 𝟎𝟓 + 𝟏𝟗, 𝟎𝟎 ∗ 𝒙)𝒈 ∗ 𝒙 𝒎𝒐𝒍 𝑭 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒇𝒍𝒖𝒐𝒓𝒖𝒓𝒐 𝒕𝒐𝒓𝒊𝒐 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟏𝟑𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭 Obtenemos para x: 4. Fórmula fluoruro Th F4. Para el agua de hidratación, con el % dado: 𝟏𝟖,𝟔𝟔 𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟏, 𝟎𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 (100-18,66) g fluoruro∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 (𝟐𝟑𝟐,𝟎𝟓+𝟏𝟗,𝟎𝟎)𝒈 = 𝟎,𝟐𝟔𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒇𝒍𝒖𝒐𝒓𝒖𝒓𝒐 = 𝟒 Fórmula: Th F4. 4 H2O 13. Se calientan 6,192 g de cloruro de bario hidratado y se obtienen 5,280 g de cloruro anhidro. Mediante el nitrato de plata, 0,663 g de la sal hidratada dan lugar a 0,778 g de cloruro de plata, Ag Cl. Averiguar la fórmula empírica del cloruro de bario hidratado. Cantidad de agua en la sal hidratada: 0,912 g , en moles son 0,507 moles agua. De los datos del cloruro de plata:
- 5. 𝟎,𝟕𝟕𝟖 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍 𝟏𝟒𝟑,𝟑𝟑 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍 = 𝟎,𝟎𝟎𝟓𝟒𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒈𝑪𝒍 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍 De la cantidad de sal hidratada utilizada: 𝟎, 𝟔𝟔𝟑 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂𝒕𝒂𝒅𝒂 ∗ 𝟓, 𝟐𝟖𝟎 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒆 𝟔, 𝟏𝟗𝟐 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂𝒕𝒂𝒅𝒂 = 𝟎, 𝟓𝟔𝟓𝟑𝟓 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒆 Suponemos la fórmula buscada BaClx: 𝟎,𝟓𝟔𝟓𝟑𝟓 𝒈 𝒔𝒂𝒍 ∗ 𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍 𝟏𝟑𝟕,𝟑𝟔 + 𝒙 ∗ 𝟑𝟓,𝟒𝟓 = 𝟎,𝟎𝟎𝟓𝟒𝟑 Despejando x obtenemos: x = 2. Fórmula: BaCl2. Para el agua de hidratación: 𝟓,𝟐𝟖𝟎 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒆 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐 𝟐𝟎𝟖,𝟐𝟔 𝒈 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟓𝟑𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐 = 𝟐 Fórmula final: 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐. 𝟐 𝑯𝟐𝑶 14. Al hidrolizar una cierta cantidad de sulfuro de aluminio se forman 2,252 g de hidróxido de aluminio, Al(OH)3, y se desprenden 1,058 litros de gas sulfhídrico, H2S, medidos secos a 20º C y 752 mm. Calcular la fórmula empírica del sulfuro de aluminio. 𝟐,𝟐𝟓𝟐 𝒈 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑 𝟕𝟕,𝟗𝟖 𝒈 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑 = 𝟎,𝟎𝟐𝟖𝟖𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒍 𝟕𝟓𝟐 𝒎𝒎 ∗ 𝟏 𝒂𝒕𝒎 𝟕𝟔𝟎 𝒎𝒎 = 𝟎,𝟗𝟖𝟗𝟓 𝒂𝒕𝒎 𝑷 ∗ 𝑽 = 𝒏 ∗ 𝑹 ∗ 𝑻 ;𝒏 = 𝑷 ∗ 𝑽 𝑹 ∗ 𝑻 = 𝟎, 𝟗𝟖𝟗𝟓 𝒂𝒕𝒎 ∗ 𝟏, 𝟎𝟓𝟖 𝑳 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 𝒂𝒕𝒎 ∗ 𝑳 𝑲𝒎𝒐𝒍 ∗ 𝟐𝟗𝟑 𝑲 = 𝟎,𝟎𝟒𝟑𝟓𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐𝑺 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒍 = 𝟏, 𝟓 = 𝟑 𝟐 Fórmula: 𝑨𝒍𝟐𝑺𝟑 15. Se reduce una cierta cantidad de un óxido metálico en corriente de hidrógeno y se obtienen 0,2751 g de H2O. El residuo metálico se disuelva en un ácido y se precipita con gas sulfhídrico; se forman 2,618 g de sulfuro. El calor específico del metal es aproximadamente 0,03. Identificar el metal en la tabla de pesos atómicos y hallar fórmulas del óxido y del sulfuro metálicos. (El peso equivalente del metal en el óxido y en el sulfuro es el mismo). Aplicamos la ley de Dulong y Petit: 𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒂𝒕ó𝒎𝒊𝒄𝒂 = 𝟔,𝟑 𝒄𝒂𝒍 𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂𝒂𝒕ó𝒎𝒊𝒄𝒂 𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐 𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒄𝒊𝒇𝒊𝒄𝒐 𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍 = 𝟔, 𝟑 𝟎, 𝟎𝟑 = 𝟐𝟏𝟎 𝒈 /𝒎𝒐𝒍 Mirando los pesos atómicos en la taula deducimos que el metal es el bismuto (masa atómica 209 g/mol). 𝟎,𝟐𝟕𝟓𝟏 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗ 𝟏𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝟏𝟖 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝟎,𝟎𝟏𝟓𝟐𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 La fórmula del sulfuro será Bi2Sx. La fórmula del óxido también será Bi2Ox. Por tanto, los moles de oxígeno y los de azufre han de ser los mismos. 𝟐, 𝟔𝟏𝟖 𝒈 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒖𝒓𝒐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒖𝒓𝒐 (𝟐𝟎𝟗 ∗ 𝟐 + 𝒙 ∗ 𝟑𝟐, 𝟎𝟕)𝒈𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒇𝒖𝒓𝒐 ∗ 𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒖𝒓𝒐 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟐𝟖 De esta expresión obtenemos x: x=3. Fórmulas: 𝑩𝒊𝑺 𝟑 𝒚 𝑩𝒊𝑶𝟑.
- 6. 16. Al quemar 0,739 g de tolueno se forman 2,471 g de CO2 y 0,578 g de H2O. A 100º C y 722 mm, un matraz de 325,6 cm3 de capacidad contiene 0,932 g de substancia en estado de vapor. Hallar la fórmula molecular del tolueno. 𝟐,𝟒𝟕𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪 𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟏𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟔𝟕𝟑𝟗 𝒈 𝑪 𝟎,𝟓𝟕𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶 = 𝟎, 𝟎𝟔𝟒𝟐𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎,𝟎𝟔𝟒𝟐𝟐 𝒈 𝑯 La suma de estas masas da 0,739 g , por tanto, el compuesto está formado únicamente de C y H. 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 = 𝟏,𝟏𝟒 La masa molecular será: 𝑴 = 𝒅 ∗ 𝑹 ∗ 𝑻 𝑷 = 𝟎, 𝟗𝟑𝟐 𝟎,𝟑𝟐𝟓𝟔 ∗ 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 ∗ 𝟑𝟕𝟑 𝟕𝟐𝟐 𝟕𝟔𝟎 = 𝟗𝟐,𝟏𝟔 𝒈 𝒎𝒐𝒍 𝑴 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂 = 𝟗𝟐,𝟏𝟔 𝟏𝟐, 𝟎𝟏 + 𝟏,𝟏𝟒 = 𝟕 Por tanto: 1,14*7 =8. Fórmula: 𝑪𝟕𝑯𝟖 17. 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 en un aparato Víctor Meyer se desplazan 295 cm3 de aire medidos sobre agua a 28º C y 767 mm. La presión de vapor del agua a 28º C es de 28,3 mm. A partir de estos datos averiguar la fórmula molecular de este compuesto. 𝟏,𝟐𝟕𝟒 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪 𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟖𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟑𝟒𝟕𝟕 𝒈 𝑪 𝟎,𝟔𝟗𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶 = 𝟎, 𝟎𝟕𝟕𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎, 𝟎𝟕𝟕𝟑 𝒈 𝑯 Por diferencia entre estos gramos y los totales de compuesto encontraremos el oxígeno: 𝒈 𝑶 = 𝟎, 𝟓𝟖𝟎 − 𝟎,𝟑𝟒𝟕𝟕 − 𝟎, 𝟎𝟕𝟕𝟑 = 𝟎, 𝟏𝟓𝟓 𝒈 𝑶 𝟎,𝟏𝟓𝟓 𝒈 𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝟏𝟔 𝒈 𝑶 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟗𝟔𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝒎𝒐𝒍 𝑪 𝒎𝒐𝒍 𝑶 = 𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝒎𝒐𝒍 𝑶 = 𝟖 𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂:𝑪𝟑𝑯𝟖𝑶 Calculamos la masa molecular: 𝑴 = 𝒅 ∗ 𝑹 ∗ 𝑻 𝑷 = 𝟎,𝟕𝟎𝟓 𝟎,𝟐𝟗𝟓 ∗ 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 ∗ (𝟐𝟕𝟑 + 𝟐𝟖) 𝟕𝟓𝟕 𝟕𝟔𝟎 = 𝟓𝟖,𝟒𝟓 𝒈 𝒎𝒐𝒍 𝑴 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂 = 𝟓𝟖,𝟒𝟓 𝟏𝟐, 𝟎𝟏 ∗ 𝟑 + 𝟖 ∗ 𝟏 + 𝟏𝟔 = 𝟏 La fórmula empírica y molecular coinciden. 18. Al oxidar 1,306 g de un ácido orgánico diprótico (dibásico) se forman 1,714 g de CO2 y 0,526 g de H2O. Obtenida la sal de plata de este ácido, 5,217 g de la misma dejan por calcinación 3,236 g de plata. Hallar la fórmula de este ácido.
- 7. 𝟏, 𝟕𝟏𝟒 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪 𝟒𝟒. 𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟑𝟖𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟒𝟔𝟕𝟕 𝒈 𝑪 𝟎,𝟓𝟗𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟖𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎, 𝟎𝟓𝟖𝟒 𝒈 𝑯 𝒈 𝑶 = 𝟏, 𝟑𝟎𝟔 − 𝟎,𝟒𝟔𝟕𝟕 − 𝟎, 𝟎𝟓𝟖𝟒 = 𝟎, 𝟕𝟕𝟗𝟗 𝒈 𝑶 𝟎𝟕𝟕𝟗𝟗𝒈 𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝟏𝟔 𝒈 𝑶 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟖𝟕𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝑶 Fórmula empírica: 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝒎𝒐𝒍 𝑪 = 𝟏,𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝒎𝒐𝒍 𝑪 = 𝟏,𝟓 𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂: 𝑪𝟒𝑯𝟔𝑶𝟓 Como es un ácido diprotico cada mol de ácido hará precipitar dos moles de plata. 𝟑,𝟐𝟑𝟔 𝒈 𝑨𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈 𝟏𝟎𝟕,𝟖𝟖 𝒈 𝑨𝒈 = 𝟎,𝟎𝟑𝟎𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒈 Por tanto, en 5,217 g de ácido habrá (0,0300/2) moles de ácido. La masa molecular de la sal de plata será: 𝑴 = 𝟓,𝟐𝟏𝟕 𝒈 𝟎,𝟎𝟏𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 = 𝟑𝟒𝟕,𝟖 𝒈/𝒎𝒐𝒍 Si en un mol de sal de plata hay dos moles de sal, a la cantidad anterior le tendremos que restar 2*A(Ag) y sumarle 2*A(H): 𝑴 (á𝒄𝒊𝒅𝒐) = 𝟑𝟒𝟕,𝟖 − 𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟕,𝟖𝟖 + 𝟐 ∗ 𝟏,𝟎𝟎 = 𝟏𝟑𝟒,𝟎𝟒 𝒈/𝒎𝒐𝒍 𝑴 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂 = 𝟏 La fórmula empírica y molecular coinciden. Fórmula semidesarrolada: 19. Se investiga la fórmula molecular de la urea. Al oxidar 1,515 g de substancia se forman 1,110 g de CO2 y 0,909 g de agua. Al liberar el nitrógeno contenido, 0,2536 g de urea dan lugar a 102,6 cm3 de nitrógeno medidos sobre agua a 17º C y 758 mm- Para la determinación del peso molecular, 0,169 g de substancia desalojan en un aparato Víctor Meyer 68 cm3 de aire medidos en aquellas mismas condiciones de temperatura y presión. A partir de estos datos calcular la fórmula molecular de la urea. La presión de vapor del agua a 17º C es de 14,5 mm. 𝟏,𝟏𝟏𝟎 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪 𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟓𝟐𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟑𝟎𝟐𝟗 𝒈 𝑪 𝟎,𝟗𝟎𝟗 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎, 𝟏𝟎𝟏 𝒈 𝑯 Con los datos del nitrógeno: 𝒂 = 𝑷∗𝑴∗𝑽 𝑹∗𝑻 = 𝟕𝟓𝟖−𝟏𝟒,𝟓 𝟕𝟔𝟎 ∗𝟐𝟖∗𝟎,𝟏𝟎𝟐𝟔 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗𝟐𝟗𝟎,𝟏𝟓 = 𝟎, 𝟏𝟏𝟖𝟏𝟐 𝒈 𝑵𝒊𝒕𝒓ó𝒈𝒆𝒏𝒐 A partir de estos datos y por proporción podemos encontrar los gramos y moles de nitrógeno en los 1,515 g de urea: 𝟏,𝟓𝟏𝟓 𝒈 𝒖𝒓𝒆𝒂 ∗ 𝟎,𝟏𝟏𝟖𝟏𝟐 𝒈 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐 𝟎,𝟐𝟓𝟑𝟔 𝒈 𝒖𝒓𝒆𝒂 = 𝟎, 𝟕𝟎𝟓𝟔 𝒈 𝑵 ;𝟎, 𝟎𝟓𝟎𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵 La diferencia entre los gramos totales y los gramos de nitrógeno, carbono y hidrógeno nos dará el oxígeno presente:
- 8. 𝒈 𝑶 = 𝟏, 𝟓𝟏𝟓 − 𝟎,𝟑𝟎𝟐𝟗 − 𝟎, 𝟏𝟎𝟏 − 𝟎,𝟕𝟎𝟓𝟔 = 𝟎,𝟒𝟎𝟒𝟒 𝒈 𝑶 ;𝟎, 𝟎𝟐𝟓𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 𝒎𝒐𝒍 𝑵 𝒎𝒐𝒍 𝑪 = 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝒎𝒐𝒍 𝑪 = 𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝒎𝒐𝒍 𝑪 = 𝟏 Fórmula empírica: 𝑪𝑶𝑵𝟐𝑯𝟒 𝑴 = 𝒅∗𝑹∗𝑻 𝑷 = 𝟎,𝟏𝟔𝟗𝟎,𝟕𝟎𝟓 𝟎,𝟐𝟎,𝟎𝟔𝟖𝟗𝟓 ∗𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟗𝟎,𝟏𝟓) 𝟕𝟓𝟖−𝟏𝟒,𝟓 𝟕𝟔𝟎 = 𝟔𝟎,𝟒𝟒 𝒈 𝒎𝒐𝒍 𝑴 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂 = 𝟏 Fórmula molecular: 𝑪𝑶𝑵𝟐𝑯𝟒 20. Se analiza una substancia orgánica que contiene nitrógeno y azufre. Al quemar 1,186 g de la misma se forman 1,992 g de CO2 y 0,476 g de H2O. Oxidando el azufre combinado a ácido sulfúrico y precipitando con una sal de bario, 0,635 g de substancia dan lugar a 0,943 g de BaSO4. Por tratamiento con ácido sulfúrico concentrado el nitrógeno pasa a amoníaco (método Kjeldahl): 3,832 g del compuesto dan lugar a 0,415 g de NH3. El peso molecular de la substancia es aproximadamente 159. Hallar la fórmula molecular de esta substancia. 𝟏,𝟗𝟗𝟐 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪 𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐 = 𝟎, 𝟎𝟒𝟓𝟐𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟓𝟒𝟑𝟔 𝒈 𝑪 𝟎,𝟒𝟕𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯 𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶 = 𝟎, 𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎,𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗 𝒈 𝑯 Con los datos del método Kjeldahl: 𝟎,𝟒𝟏𝟓 𝒈 𝑵𝑯𝟑 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵 𝟏𝟕,𝟎𝟏 𝒈 𝑵𝑯𝟑 = 𝟎,𝟎𝟐𝟒𝟑𝟗𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵 ;𝟎, 𝟑𝟒𝟏𝟖 𝒈 𝑵 Por proporcionalidad obtenemos los gramos y moles de N en la muestra de 1,186 g: 𝟏, 𝟏𝟖𝟔 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐 ∗ 𝟎, 𝟑𝟒𝟏𝟖 𝒈 𝑵 𝟑, 𝟖𝟑𝟐 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐 = 𝟎, 𝟏𝟎𝟓𝟕𝟗 𝒈 𝑵 ; 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟓𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵 Para el azufre utilizamos los datos del sulfato de bario: 𝟎, 𝟗𝟒𝟑 𝒈 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺 (𝟏𝟑𝟕, 𝟑𝟔 + 𝟑𝟐, 𝟎𝟕 + 𝟏𝟔, 𝟎𝟎 ∗ 𝟒)𝒈 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑺 ; 𝟎, 𝟏𝟐𝟗𝟐𝟒 𝒈 𝑺 Por proporcionalidad sabremos El azufre en los 1,186 g: 𝟏, 𝟏𝟖𝟔 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐 ∗ 𝟎, 𝟏𝟐𝟗𝟐𝟒 𝒈 𝑺 𝟎, 𝟔𝟑𝟓 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐 = 𝟎, 𝟐𝟒𝟏𝟗𝟔 𝒈 𝑺; 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 Por diferencia entre los gramos encontrados y los gramos de muestra encontramos los gramos y moles de O: 𝒈 𝑶 = 𝟏, 𝟏𝟖𝟔 − 𝟎,𝟓𝟒𝟑𝟔 − 𝟎, 𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗 − 𝟎,𝟏𝟎𝟓𝟕𝟗 − 𝟎,𝟐𝟒𝟏𝟗𝟔 = 𝟎,𝟐𝟒𝟏𝟖 𝒈 𝟎,𝟐𝟒𝟏𝟖 𝒈 𝑶 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝟏𝟔 𝒈 𝑶 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟏𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 Dividimos los moles de cada elemento por la cantidad menor, moles de S: 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 = 𝟎,𝟎𝟒𝟓𝟐𝟔 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗 = 𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟓𝟓 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗 = 𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 = 𝟎,𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗 = 𝟕
- 9. 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶 𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 = 𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟏𝟏 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗 = 𝟐 𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂:𝑪𝟔𝑯𝟕𝑶𝟐𝑵 𝑺 𝑴𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂 = 𝟏 La fórmula empírica coincide con la molecular.