Fórmula empírica y molecular por combustión en la PAU

Una combustión completa transforma el carbono de una muestra en dióxido de carbono y el hidrógeno en agua. Esos productos permiten recuperar cantidades de elementos, pero sus masas no se trasladan directamente a la fórmula. Primero se pasa a moles y después se construye una proporción.

Trabajaremos con muestras hipotéticas que contienen exclusivamente C, H y O. Suponemos combustión completa y recogida cuantitativa de los productos, sin humedad previa ni contaminantes. Son problemas originales de balance, no instrucciones para realizar combustiones ni análisis de sustancias reales.

Qué dato aporta cada producto

Cada mol de CO₂ contiene un mol de átomos de C. Cada mol de H₂O contiene dos moles de átomos de H. Por tanto, nC=mCO₂/MCO₂ y nH=2·mH₂O/MH₂O.

El oxígeno merece otro tratamiento. En la combustión se aporta O₂ externo, de modo que no todo el oxígeno de CO₂ y H₂O procede de la muestra. Cuando sabemos que la muestra solo contiene C/H/O, calculamos mO=mmuestra−mC−mH y después nO=mO/MO.

Usaremos masas molares simplificadas C=12,0; H=1,0; O=16,0; CO₂=44,0 y H₂O=18,0, en g·mol⁻¹. Los datos están construidos con esos valores para mostrar el método sin incertidumbre experimental.

Ejercicio 1: recuperar la proporción y su múltiplo

Una muestra de 1,80 g produce 2,64 g de CO₂ y 1,08 g de H₂O. Su masa molar es 90,0 g·mol⁻¹. Obtén las fórmulas empírica y molecular.

Paso 1. Carbono. nC=2,64/44,0=0,0600 mol; mC=0,0600·12,0=0,720 g.

Paso 2. Hidrógeno. nH₂O=1,08/18,0=0,0600 mol. Por tanto, nH=0,120 mol y mH=0,120 g. Omitir el factor dos daría un resultado diferente y erróneo.

Paso 3. Oxígeno de la muestra. mO=1,80−0,720−0,120=0,960 g; nO=0,960/16,0=0,0600 mol.

Paso 4. Proporción mínima. Dividimos 0,0600:0,120:0,0600 entre 0,0600. Resulta 1:2:1, así que la fórmula empírica es CH₂O.

Paso 5. Fórmula molecular. La masa de CH₂O es 30,0 g·mol⁻¹. El factor es 90,0/30,0=3. Multiplicamos todos los subíndices y obtenemos C₃H₆O₃.

La masa molar no permite escoger arbitrariamente un subíndice y mantener los demás. La fórmula molecular debe conservar la proporción empírica completa. Estos datos tampoco identifican una estructura química única: distintos compuestos pueden compartir fórmula molecular.

Ejercicio 2: cuando el factor molecular es uno

Otra muestra C/H/O de 1,48 g produce 3,52 g de CO₂ y 1,80 g de agua. La masa molar medida es 74,0 g·mol⁻¹.

Paso 1. Cantidades de C y H. nC=3,52/44,0=0,0800 mol; mC=0,960 g. nH=2·1,80/18,0=0,200 mol; mH=0,200 g.

Paso 2. Oxígeno. mO=1,48−0,960−0,200=0,320 g. nO=0,320/16,0=0,0200 mol.

Paso 3. Dividir por la menor cantidad. 0,0800:0,200:0,0200 se convierte en 4:10:1. La fórmula empírica es C₄H₁₀O.

Paso 4. Contrastar la masa. 4·12,0+10·1,0+16,0=74,0 g·mol⁻¹. El factor molecular vale uno; por tanto, la fórmula molecular también es C₄H₁₀O.

No se simplifica 4:10:1 entre dos porque el último número dejaría de ser entero. El conjunto de subíndices debe expresarse con enteros y sin un divisor común mayor que uno.

Ejercicio 3: proporciones con un medio

Un análisis original ya reducido a moles relativos proporciona C:H:O=1:1,5:1. La masa molar molecular es 118 g·mol⁻¹. ¿Qué fórmulas son compatibles con esos datos ideales?

Paso 1. Eliminar el medio conjuntamente. Multiplicamos toda la relación por dos: 2:3:2. La fórmula empírica es C₂H₃O₂.

Paso 2. Masa empírica. 2·12+3·1+2·16=59 g·mol⁻¹.

Paso 3. Múltiplo molecular. 118/59=2. La fórmula molecular es C₄H₆O₄.

Redondear 1,5 a 2 habría generado CH₂O, que no conserva la relación de partida. En datos experimentales reales se valoran incertidumbres y cercanía a razones sencillas; aquí los valores ideales permiten decidir sin esa ambigüedad.

Un balance inverso detecta los errores

Para la primera muestra, la fórmula C₃H₆O₃ y la masa 1,80 g corresponden a 0,0200 mol de moléculas. Contienen 0,0600 mol de C y 0,120 mol de H: se recuperan 0,0600 mol de CO₂ y 0,0600 mol de agua, es decir, las masas iniciales de productos.

Si la masa de oxígeno por diferencia sale negativa, no existe una muestra C/H/O compatible con esos datos bajo los supuestos fijados. Revisa unidades, masas molares, factor dos del agua y composición declarada antes de inventar un subíndice negativo.

Por último, conserva separadas fórmula y estructura. La combustión informa de cantidades de elementos; no decide por sí sola si hay un alcohol, un éter u otro grupo funcional. Esa identificación exigiría datos estructurales adicionales.

Material para seguir practicando

Relaciona este ejercicio con la explicación de referencia. Puedes consultar también el recurso gratuito. Es un apoyo de estudio; descargarlo no implica matrícula ni sustituye las instrucciones oficiales de tu convocatoria.

La base conceptual se puede contrastar en esta fuente del editor académico. Los datos numéricos y las preguntas de esta página son originales y didácticos; no se atribuyen a un examen oficial.

Preguntas frecuentes

¿Todo el oxígeno de los productos procedía de la muestra?

No. Parte puede proceder del oxígeno empleado en la combustión; el oxígeno de una muestra C/H/O se obtiene aquí por diferencia de masas.

¿La combustión determina siempre la fórmula molecular?

No. Primero proporciona proporciones empíricas; para elegir un múltiplo molecular hace falta información adicional como la masa molar.

¿Se puede redondear una proporción de 1,5 a 2?

No. Hay que buscar un factor común que convierta todas las proporciones en enteros compatibles, como multiplicar por dos.

Reconstruye la muestra para comprobar sus subíndices

Vuelve desde C₃H₆O₃ a su masa molar y desde los moles de carbono e hidrógeno a las masas de CO₂ y agua: ese recorrido inverso detecta subíndices incompatibles. Para preparar la asignatura con un itinerario más amplio, consulta el curso disponible y revisa su comunidad, precio y condiciones antes de comprar. Si preparas otra comunidad, elige la tuya desde el catálogo PAU.