14) Cuando se realiza la combustión de un compuesto orgánico que contiene exclusivamente
carbono, hidrógeno y nitrógeno se obtienen como productos 1,32g de CO2 , 0,81g de H2O y
0,46g de NO2 . Determina:
a) Su fórmula empírica.
b) Su fórmula molecular sabiendo que 13,45 gramos del compuesto orgánico en estado
gaseoso, a 400oC y 2 atm ocupan un volumen de 6,29 litros.
Datos: Masas atómicas C = 12 u; H = 1 u; O = 16 u; N =14 u.
R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1
Respuestas
Respuesta:
Explicación:
Calculamos los moles obtenidos de CO2, H2O y NO2:
CO2: 1,32 g / 44 g/mol = 0.03 mol CO2
H2O: 0.81 g / 18 g/mol = 0.045 mol H2O
NO2: 0.46 g / 46 g/mol = 0.01 mol NO2
En 1 mol de CO2 hay 1 mol de C; en 1 mol de H2O hay 2 mol de H, y en 1 mol de NO2 hay 1 mol de N, por tanto, los moles obtenidos de C, H y N son
C: 0.03 mol de C
H: 0.09 mol de H
N: 0.01 mol de N
La fórmula debe tener subíndices enteros que estén en la misma proporción que estos 3 números; para encontrarlos, dividimos los tres entre el menor de ellos, que es 0.01:
C: 0.03 / 0.01 = 3
H: 0.09 / 0.01 = 9
N: 0.01 / 0.01 = 1
La fórmula empírica del compuesto es, entonces, C3H9N
Si la fórmula real fuera esta, su masa molar sería 3·12 + 9·1 + 1·14 = 59 g/mol
Comprobamos el valor real de la masa molar M aplicando la ley de los gases, teniendo en cuenta que el número de moles es m/M:
P·V = (m/M)·R·T
2 · 6,29 = (13.45/M) · 0.082 · 673
M = 13.45 · 0.082 · 673 / (2 · 6.29) = 59 g/mol
que coincide con la de la fórmula empírica, luego la fórmula molecular real será idéntica a su fórmula empírica: C3H9N
Si resultara que la masa molar real fuera un múltiplo de la masa molar de la fórmula empírica, como por ejemplo 118, que es el doble de 59, la fórmula real sería "doble" de la empírica, o sea, C6H18N2.