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Calculadora de fórmula empírica
En resumen: calculadora de fórmula empírica y molecular: introduce la composición porcentual o los gramos y obtén la razón entera más sencilla y la fórmula molecular. Es gratuita, funciona en tu navegador y no requiere descarga.
Introduce la composición porcentual (o los gramos) de cada elemento. La calculadora convierte a moles, divide entre el valor menor, halla la razón de números enteros y, si das una masa molar, la fórmula molecular. Se muestra cada paso.
Introduce porcentajes en masa o gramos de un análisis. No hace falta que sumen 100.
Cómo usar la calculadora de fórmula empírica
- Introduce cada elemento y su porcentaje en masa (o los gramos obtenidos en el análisis). Supón una muestra de 100 g, de modo que 40,0 % de C significa 40,0 g de C.
- La calculadora divide cada masa entre la masa atómica del elemento para obtener los moles.
- Divide cada valor de moles entre el menor y, si hace falta, multiplica por 2, 3… para obtener números enteros (p. ej. 1,5 → ×2).
- Opcionalmente, introduce la masa molar del compuesto. n = masa molar ÷ masa de la fórmula empírica da la fórmula molecular.
Ejemplos resueltos
40,0 % C, 6,70 % H, 53,3 % O
C 3,330 mol, H 6,647 mol, O 3,332 mol
÷ 3,330 → 1 : 1,996 : 1,000
Empírica CH2O (30,026 g/mol)
M = 180 → n = 6 → C6H12O6
64,8 % C, 13,6 % H, 21,6 % O
C 5,395, H 13,49, O 1,350 mol
÷ 1,350 → 3,996 : 9,993 : 1
C4H10O
(p. ej. butanol o éter dietílico, 74,12 g/mol)
69,94 % Fe, 30,06 % O
Fe 1,2524, O 1,8789 mol → 1 : 1,500
× 2 → 2 : 3
Fe2O3
Fórmula empírica frente a fórmula molecular
La fórmula empírica es la razón de números enteros más sencilla entre los átomos de un compuesto. La fórmula molecular es el número real de átomos en una molécula, siempre un múltiplo entero de ella. La glucosa (C6H12O6), el formaldehído (CH2O) y el ácido acético (C2H4O2) comparten la fórmula empírica CH2O.
moles = masa ÷ masa atómica → razón = moles ÷ menor número de moles → n = M(compuesto) ÷ M(empírica)
Razones que no son números enteros
| La razón termina aproximadamente en… | Multiplica todo por |
|---|---|
| .5 | 2 |
| ,33 o ,67 | 3 |
| ,25 o ,75 | 4 |
| .2, .4, .6, .8 | 5 |
Las desviaciones pequeñas (±0,1) se deben al redondeo de los datos experimentales y se eliminan al redondear. Las desviaciones grandes suelen indicar un porcentaje erróneo o un elemento que falta: si los porcentajes suman menos de 100, el resto suele ser oxígeno.
El camino inverso, de la fórmula a la composición porcentual, lo hace la calculadora de peso molecular.
¿Has encontrado la fórmula molecular? Dibuja los posibles isómeros en MolDraw para comprobar qué estructura encaja con tus espectros.
Dibujar isómeros en MolDrawPreguntas frecuentes
¿Cómo se calcula una fórmula empírica a partir de la composición porcentual?
Trata los porcentajes como gramos en una muestra de 100 g, convierte cada uno a moles, divide entre el menor número de moles y redondea (o multiplica) hasta obtener números enteros.
¿Cómo puedo calcular la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica?
Divide la masa molar del compuesto entre la masa de la fórmula empírica para obtener n y multiplica cada subíndice por n. CH2O (30,03) con M = 180 da n = 6, C6H12O6.
¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto con 40,0 % de C, 6,70 % de H y 53,3 % de O?
CH2O. La razón molar es 3,33 : 6,65 : 3,33, que se simplifica a 1 : 2 : 1.
¿Cuál es la fórmula empírica de un compuesto con 64,8 % de C, 13,6 % de H y 21,6 % de O?
C4H10O. Moles: C 5,40, H 13,5, O 1,35. Al dividir entre 1,35 se obtiene 4 : 10 : 1.
¿Y si los porcentajes no suman 100?
La calculadora funciona con cualquier cantidad, porque solo importa la proporción. Si falta un elemento en el análisis (a menudo el oxígeno), añádelo como 100 menos la suma.
¿Pueden coincidir la fórmula empírica y la molecular?
Sí, cuando n = 1. El agua (H2O) y el dióxido de carbono (CO2) son ejemplos.
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