Question

Como se obtiene el peso molecular de un compuesto?​

Answer 1

Respuesta:

Su composición no siempre coincide con la fórmula empírica. Para poder obtener la fórmula

molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto. La fórmula química

siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros

de los subíndices de la fórmula empírica).

EJEMPLO:

La Vitamina C (ácido ascórbico) posee un 40.92% de Carbono(C), 4.58 % de Hidrogeno(H), y un 54.50 % de Oxigeno(O), en masa. El peso molecular de este compuesto es de 176 una. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica?

Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así:

                                                                    I

Las cantidades molares de oxigeno y carbono parecen ser iguales, mientras que la cantidad relativa

de hidrogeno parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que

normalizar la cantidad relativa de hidrogeno y hacerla igual a un entero.

1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3

obtendremos valores enteros para todos los átomos.

C = (1.0) x 3 = 3

H = (1.333) x 3 = 4

O = (1.0) x 3 = 3

Es decir C3H4O3

Esto corresponde a la fórmula empírica del ácido ascórbico.

                                                                    II

Ahora corresponde calcular la formula molecular de este compuesto.

Si sabemos que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuál será el peso

molecular de nuestra fórmula empírica?.

Para calcular la masa molar o molecular, se deben sumar las masas atomicas  de todos los atomos presentes en la formula quimica, es decir:

(N° de moleculas x masa atomica) + (N° de moleculas x masa atomica)

                                                   =

                                           Masa molecular.

Segun lo señalado anteriormente, los resultados se exprezarian de la siguiente manera:

(3 x 12.011) + (4 x 1.008) + (3 x 15.999) = 88.062 uma.

El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que su masa molecular.

¿Cuál será la proporción entre los dos valores?

(176 uma / 88.062 uma) = 2.0

La fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si multiplicamos la

fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta.

Entonces, la fórmula molecular será:

2 x C3H4O3 =