MolDraw › Herramientas de química › Calculadora de análisis por combustión
Calculadora de análisis por combustión (fórmula empírica)
En resumen: calculadora de análisis por combustión: a partir de las masas de una muestra y del CO₂ y H₂O que forma, halla la masa de C, H y O, las relaciones molares, la fórmula empírica y la fórmula molecular. Es gratuita, funciona en tu navegador y no requiere descargas.
Introduce la masa de la muestra y las masas de CO₂ y H₂O producidas. Añade el N₂ o el porcentaje en masa de otros elementos si los tienes, y elige si el resto es oxígeno o nitrógeno. La calculadora muestra la masa de cada elemento, las relaciones molares, un multiplicador inteligente para relaciones como 1,33 o 1,5 y la fórmula molecular si indicas la masa molar. También puedes escribir directamente una composición porcentual.
Otros elementos de análisis separados (% en masa de la muestra)
Otros elementos
Cómo funciona el análisis por combustión
La muestra arde en exceso de oxígeno. Todo su carbono acaba en CO₂ y todo su hidrógeno en H₂O, que se retienen y se pesan. El oxígeno del compuesto no puede medirse así porque se añadió O₂, de modo que se halla por diferencia.
- Masa de C = masa de CO₂ × 12,011/44,009 (0,2729 g de C por g de CO₂).
- Masa de H = masa de H₂O × 2,016/18,015 (0,1119 g de H por g de H₂O).
- Suma el N (del N₂ recogido o de un análisis separado) y cualquier otro elemento.
- Masa de O = masa de la muestra − (C + H + otros elementos).
- Convierte cada masa a moles y divide entre el menor número de moles.
- Si una relación termina aproximadamente en ,5; ,33; ,25; ,2 o ,17, multiplica todas las relaciones por 2, 3, 4, 5 o 6. Después redondea.
- Fórmula molecular = (fórmula empírica) × n, donde n = masa molar ÷ masa de la fórmula empírica.
| La relación termina aproximadamente en | .5 | ,33 o ,67 | ,25 o ,75 | .2, .4, .6, .8 | ,17 o ,83 |
|---|---|---|---|---|---|
| Multiplica por | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 |
Masas atómicas utilizadas: C 12,011; H 1,008; N 14,007; O 15,999; S 32,06; Cl 35,45; Br 79,904; P 30,974; F 18,998.
Ejemplos resueltos
Glucosa
0,2000 g arden y dan 0,2931 g de CO₂ y 0,1200 g de H₂O.
C = 0,0800 g, H = 0,0134 g, O = 0,2000 − 0,0934 = 0,1066 g. Moles: C 0,00666; H 0,0133; O 0,00666; relación 1 : 2 : 1.
CH₂O; con M = 180,16, C₆H₁₂O₆
Vitamina C (multiplicar por 3)
1,000 g da 1,500 g de CO₂ y 0,409 g de H₂O.
C 0,4094 g, H 0,0458 g, O 0,5449 g. Moles 0,0341 : 0,0454 : 0,0341 = 1 : 1,33 : 1. Multiplica por 3.
C₃H₄O₃; con M = 176,1, C₆H₈O₆
Urea, con nitrógeno
0,3000 g dan 0,2198 g de CO₂, 0,1800 g de H₂O y 0,1399 g de N₂.
C 0,0600 g, H 0,0201 g, N 0,1399 g, O por diferencia 0,0800 g. Relación 1 : 4 : 2 : 1.
CH₄N₂O
Hidrocarburo (estilo JEE)
0,4300 g de un hidrocarburo dan 1,3175 g de CO₂ y 0,6292 g de H₂O. M = 86,18 g/mol.
C 0,3596 g, H 0,0704 g (total 0,4300 g, así que no hay O). Relación C : H = 1 : 2,33. Multiplica por 3.
C₃H₇, fórmula molecular C₆H₁₄ (hexano)
A partir de la composición porcentual
Un compuesto tiene un 54,5 % de C y un 9,1 % de H; el resto es O. M = 88 g/mol.
O = 36,4 %. Moles en 100 g: C 4,54; H 9,03; O 2,28. Relación 2 : 4 : 1.
C₂H₄O; fórmula molecular C₄H₈O₂
Comprobar si hay oxígeno
Si C + H suman la masa de la muestra, no hay oxígeno. Si no llegan, la diferencia es oxígeno (u otro elemento que no has medido).
Elige «Nada» para ver cuánta masa queda sin justificar.
El balance de masa indica si hay O
Errores comunes
- Olvidar el 2 del H₂O. Cada H₂O lleva dos átomos de H: mol H = 2 × mol H₂O.
- Redondear demasiado pronto. Conserva al menos cuatro cifras significativas hasta la relación final. 1,33 redondeado a 1 da una fórmula incorrecta.
- Redondear 1,5 a 2. Una relación cercana a x,5 significa que hay que multiplicar todo por 2, no redondear.
- Medir el O directamente a partir de los productos. El O del CO₂ y del H₂O procede en parte del O₂ suministrado. Obtén siempre el O por diferencia.
- Confundir fórmula empírica y molecular. La fórmula empírica es la relación más sencilla. Necesitas la masa molar para obtener la fórmula molecular.
- Porcentajes que no suman 100. Una diferencia grande suele indicar que falta un elemento (a menudo el O) o un error al teclear.
¿Has encontrado tu fórmula? Dibuja posibles estructuras en MolDraw, un editor de estructuras químicas en línea y gratuito, y comprueba su masa molar.
Abrir el editor MolDrawPreguntas frecuentes
¿Cómo hallo la fórmula empírica a partir de un análisis por combustión?
Convierte la masa de CO₂ en gramos de C (× 12,011/44,009) y la masa de H₂O en gramos de H (× 2,016/18,015). Halla el O por diferencia. Convierte cada uno a moles, divide entre el menor y multiplica hasta obtener números enteros si es necesario.
¿Por qué el oxígeno se halla por diferencia?
La muestra arde en oxígeno añadido, de modo que los átomos de O del CO₂ y del H₂O proceden en parte del O₂ suministrado. Restando de la masa de la muestra las masas de C, H y otros elementos se obtiene el oxígeno que había en el compuesto.
¿Qué hago si una relación molar es 1,5 o 1,33?
Multiplica todas las relaciones por el mismo número entero pequeño: ×2 para ,5; ×3 para ,33 o ,67; ×4 para ,25 o ,75; ×5 para ,2; ×6 para ,17. Una relación 1 : 1,33 se convierte en 3 : 4.
¿Cómo obtengo la fórmula molecular?
Divide la masa molar entre la masa de la fórmula empírica para obtener n, un número entero. Multiplica cada subíndice por n. CH₂O (30,03 g/mol) con M = 180,16 g/mol da n = 6 y C₆H₁₂O₆.
¿Cómo se mide el nitrógeno?
En el método de Dumas, el nitrógeno se recoge como N₂ gaseoso y su masa (o volumen) da la masa de N. En el método de Kjeldahl, el N se convierte en NH₃ y se valora, lo que da un porcentaje. Introduce cualquiera de los dos; la calculadora obtiene después el O por diferencia.
¿Puedo introducir la composición porcentual?
Sí. Cambia a composición porcentual, escribe los porcentajes y deja el O en blanco para calcularlo por diferencia. La calculadora trata los porcentajes como gramos en una muestra de 100 g.
Herramientas de química relacionadas
Última actualización: