Problemas química . Baborin

1. Fórmulas moleculares y composición centesimal. Problemas Baborin.
1. Hallar la composición centesimal de los compuestos:
a) Bromuro de potasio, K Br.
b) Sulfato de amonio, (NH4)2SO4.
c) Fosfato de calcio, Ca3(PO4)2.
d) Permanganato de potasio, KMnO4.
a) Masa molar: 79,9+39,1=119 g/mol
% 𝑲 =
𝟑𝟗,𝟏
𝟏𝟏𝟗
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟐,𝟖𝟓 %
% 𝑩𝒓 =
𝟕𝟗,𝟗
𝟏𝟏𝟗
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟕,𝟏𝟓 %
b) Masa Molar: 14,01*2+1,00*8+32,1+16*4=118,11 g/mol
% 𝑵 =
𝟏𝟒,𝟎𝟏 ∗ 𝟐
𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟏,𝟐 %
% 𝑯 =
𝟖,𝟎
𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔, 𝟏 %
% 𝑺 =
𝟑𝟐,𝟏
𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟒,𝟑 %
% 𝑶 =
𝟏𝟔 ∗ 𝟒
𝟏𝟑𝟐,𝟏𝟐
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟖,𝟒 %
c) Masa Molar: 40,1*3+31,0*2+16*8=310,3 g/mol
% 𝑪𝒂 =
𝟒𝟎,𝟏 ∗ 𝟑
𝟑𝟏𝟎,𝟑
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟖,𝟖 %
% 𝑷 =
𝟑𝟏,𝟎 ∗ 𝟐
𝟑𝟏𝟎,𝟑
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟎,𝟎 %
% 𝑶 =
𝟏𝟔,𝟎 ∗ 𝟖
𝟑𝟏𝟎,𝟑
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟏,𝟐 %
d) Masa molar: 39,1+54,9+16,0*4=158,0 g/mol
% 𝑲 =
𝟑𝟗,𝟏
𝟏𝟓𝟖,𝟎
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟒,𝟕 %
% 𝑴𝒏 =
𝟓𝟒,𝟗
𝟏𝟓𝟖,𝟎
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟑𝟒,𝟖 %
% 𝑶 =
𝟏𝟔 ∗ 𝟒
𝟏𝟓𝟖,𝟎
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟎,𝟓 %
2. Calcular el tanto por ciento de cobre existente en los compuestos:
a) Óxido de cobre (I), Cu2 O.
b) Cloruro de cobre (I), Cu Cl.
c) Sulfuro de cobre (II), Cu S.
d) Sulfato de cobre (II) pentahidratado, CuSO4. 5 H2O.
a) Masa molar: 63,5*2+ 16,0= 143,0 g/ mol
% 𝑪𝒖 =
𝟔𝟑,𝟓 ∗ 𝟐
𝟏𝟒𝟑,𝟎
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟖𝟖, 𝟖 %
b) Masa molar: 63,5+35,3=99,0 g/mol
% 𝑪𝒖 =
𝟔𝟑,𝟓
𝟗𝟗,𝟎
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟒,𝟏 %
c) Masa molar: 63,5+32,1= 95,6 g/mol
% 𝑪𝒖 =
𝟔𝟑,𝟓
𝟗𝟓,𝟔
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟔𝟔,𝟒 %

2. d) Masa molar: 63,5+32,1+16,0*4+18,0*5=249,6 g/ mol
% 𝑪𝒖 =
𝟔𝟑,𝟓
𝟐𝟒𝟗,𝟔
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟓,𝟒 %
3. Al analizar una sal de níquel se encuentra que en 2,841 g de la misma hay 1,507 g de
metal. La sal podía ser Ni Cl2, Ni Br3, Ni(CN)2 y NiSO4. ¿Cuál fue el compuesto
analizado?
% 𝑵𝒊 =
𝟏, 𝟓𝟎𝟕
𝟐, 𝟖𝟒𝟏
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟓𝟑, 𝟎 %
Buscamos el % de níquel en cada compuesto:
% 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊𝑪𝒍𝟐 =
𝟓𝟖,𝟕
𝟓𝟖,𝟕 + 𝟑𝟓,𝟓 ∗ 𝟐
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟓,𝟑 %
% 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊𝑩𝒓𝟑 =
𝟓𝟖,𝟕
𝟓𝟖,𝟕 + 𝟕𝟗,𝟗 ∗ 𝟑
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟐,𝟔 %
% 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊(𝑪𝑵)𝟐 =
𝟓𝟖,𝟕
𝟓𝟖,𝟕 + 𝟏𝟐,𝟎 ∗ 𝟐 + 𝟏𝟒,𝟎 ∗ 𝟐
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟓𝟑,𝟎 %
% 𝑵𝒊 𝒆𝒏 𝑵𝒊𝑺𝑶𝟒 =
𝟓𝟖,𝟕
𝟓𝟖, 𝟕 + 𝟑𝟐,𝟏 + 𝟏𝟔,𝟎 ∗ 𝟒
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟓,𝟑 %
El compuesto es el cianuro de níquel (II).
4. Calcular el tanto por ciento de agua de cristalización existente en los compuestos:
a) Ca Cl2. 6 H2O.
b) Na2SO4. 10 H2O.
c) K Al (SO4)2. 12 H2O.
d) (COOH)2. 2 H2O.
a) Masa molar: 40,1+35,5*2+6*18,0=219,1 g/ mol
% 𝑯𝟐𝑶 =
𝟔 ∗ 𝟏𝟖,𝟎
𝟐𝟏𝟗,𝟏
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟗,𝟑 %
b) Masa molar: 23,0*2+32,1+16,0*4+18,0*10=322,1 g/mol
% 𝑯𝟐𝑶 =
𝟏𝟖𝟎
𝟑𝟐𝟐,𝟏
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟓𝟓,𝟗 %
c) Masa molar:39,1+27,0+32,1*2+16,0*8+12*18,0=474,3 g/mol
% 𝑯𝟐𝑶 =
𝟏𝟐 ∗ 𝟏𝟖,𝟎
𝟒𝟕𝟒,𝟑
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒𝟓,𝟓 %
d) Masa molar: 12,0*2+16,0*4+1,0*2+18,0*2=126,0 g/mol
% 𝑯𝟐𝑶 =
𝟐 ∗ 𝟏𝟖,𝟎
𝟏𝟐𝟔,𝟎
∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟐𝟖,𝟔 %
5. Un óxido de manganeso contiene 63,19 % de metal. Hallar la fórmula empírica de
este óxido.
𝟔𝟑,𝟏𝟗 𝒈𝑴𝒏 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒏
𝟓𝟒,𝟗𝟒 𝒈 𝑴𝒏
= 𝟏, 𝟏𝟓𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑴𝒏
(𝟏𝟎𝟎 − 𝟔𝟑,𝟏𝟗)𝒈 𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝟏𝟔,𝟎𝟎 𝒈 𝑶
= 𝟐, 𝟑𝟎𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑴𝒏
=
𝟐,𝟑𝟎𝟎
𝟏,𝟏𝟓𝟎
= 𝟐
Fórmula: MnO2
6. A partir de 6,827 g de un óxido de hierro se obtienen 24,60 g de sulfato de hierro (II)
hidratado, Fe SO4. 7 H2O. Calcular la fórmula empírica de este óxido y explicar la
anomalía acerca de la valencia fraccionaria aparente del hierro en este compuesto.

3. Masa molar del sulfato de hierro: 55,85+32,07+16,00*4+18,00*7=277,92 g/mol
𝟐𝟒,𝟔𝟎 𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐
𝟐𝟕𝟕,𝟗𝟐 𝒈
∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐
= 𝟎, 𝟎𝟖𝟖𝟓𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭𝒆
𝟎,𝟎𝟖𝟖𝟓𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝑭𝒆 ∗
𝟓𝟓,𝟖𝟓 𝒈 𝑭𝒆
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆
= 𝟒,𝟗𝟒𝟒 𝒈 𝑭𝒆
(𝟔,𝟖𝟐𝟕 − 𝟒, 𝟗𝟒𝟒)𝒈 𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝟏𝟔,𝟎𝟎 𝒈 𝑶
= 𝟎, 𝟏𝟏𝟕𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭𝒆
=
𝟎,𝟏𝟏𝟕𝟕
𝟎, 𝟎𝟖𝟖𝟓𝟏
= 𝟏,𝟑𝟑
Multiplicamos por tres para obtener la relación de números enteros:
𝑭𝒆𝟑𝑶𝟒
La explicación de la aparente valencia fraccionaria seria que es un óxido mixto de las
valencias 2 y 3, de aquí el valor fraccionario de la valencia del hierro (2,67)
7. Al calentar 9,476 g de bórax, un hidrato de tetraborato disódico. Na2B4O7, se
eliminan 4,475 g de agua. Hallar la fórmula del bórax.
Masa molar del tetraborato:22,99*2+10,82*4+16,00*7=201,26 g
𝟒,𝟒𝟕𝟓 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟎, 𝟐𝟒𝟖𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
(𝟗,𝟒𝟕𝟔 − 𝟒, 𝟒𝟕𝟓)𝒈 𝒕𝒆𝒕𝒓𝒂𝒃𝒐𝒓𝒂𝒕𝒐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
𝟐𝟎𝟏,𝟐𝟔 𝒈
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟖𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒕𝒆𝒕𝒓𝒂𝒃𝒐𝒓𝒂𝒕𝒐
=
𝟎,𝟐𝟒𝟖𝟔
𝟎, 𝟎𝟐𝟒𝟖𝟓
= 𝟏𝟎
𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂:𝑵𝒂𝟐𝑩𝟒𝑶𝟕.𝟏𝟎 𝑯𝟐𝑶
8. Se calientan 1,256 g de un cloruro de platino y queda un residuo de 0,7275 g de
platino. Hallar la fórmula de este cloruro de platino.
𝟎,𝟕𝟐𝟕𝟓 𝒈 𝑷𝒕 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝑷𝒕
𝟏𝟗𝟓,𝟎𝟗 𝒈 𝑷𝒕
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟑𝟕𝟐𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝒕
(𝟏,𝟐𝟓𝟔 − 𝟎, 𝟕𝟐𝟕𝟓)𝒈 𝑪𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
𝟑𝟓,𝟒𝟔 𝒈 𝑪𝒍
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟒𝟗𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑷𝒕
=
𝟎, 𝟎𝟏𝟒𝟗𝟎
𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟕𝟐𝟗
= 𝟒
Fórmula: PtCl4
9. El cloruro de cobre (II), CuCl2, se combina con el amoníaco, NH3, para formar un
amoniacato, compuesto de adición de una sal con el amoníaco, análogo a un hidrato.
3,617 g de CuCl2 se combinan con 2,748 g de NH3. Hallar la fórmula del compuesto.
Masa molar de CuCl2:63,54+35,46*2=134,46 g/mol
Masa molar amoníaco: 17,00 g/mol
𝟑,𝟔𝟏𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐
𝟏𝟑𝟒,𝟒𝟔 𝒈
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟔𝟗𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐
𝟐,𝟕𝟒𝟖 𝒈 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐
𝟏𝟕 𝒈 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐
= 𝟎, 𝟏𝟔𝟏𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒎𝒐𝒏í𝒂𝒄𝒐
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵𝑯𝟑
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐
=
𝟎,𝟏𝟔𝟏𝟔
𝟎,𝟎𝟐𝟔𝟗𝟎
= 𝟔
𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂: 𝑪𝒖𝑪𝒍𝟐.𝟔 𝑵𝑯𝟑
10. Un cloruro de mercurio, sólido, contiene un 84,97 % de mercurio. El compuesto se
sublima y en estado de vapor su densidad con respecto al aire es igual a 16,4. Hallar
la fórmula molecular de este cloruro de mercurio.
𝟖𝟒,𝟗𝟕 𝒈 𝑯𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝒈
𝟐𝟎𝟎,𝟔𝟏 𝒈 𝑯𝒈
= 𝟎,𝟒𝟐𝟑𝟔 moles Hg

4. (𝟏𝟎𝟎 − 𝟖𝟒,𝟗𝟕)𝒈 𝑪𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍
𝟑𝟓,𝟒𝟔 𝒈 𝑪𝒍
= 𝟎, 𝟒𝟐𝟑𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝒈
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
= 𝟏
Fórmula empírica: Hg Cl
Aplicando la fórmula de los gases ideales:
𝑴𝟏
𝑴𝟐
=
𝒅𝟏
𝒅𝟐
𝑴𝟏
𝟐𝟖,𝟗
= 𝟏𝟔,𝟒
𝑴𝟏 = 𝟏𝟔,𝟒 ∗ 𝟐𝟖,𝟗 = 𝟒𝟕𝟑,𝟗𝟔
𝑴𝟏
𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓
=
𝟒𝟕𝟑,𝟗𝟔
𝟐𝟎𝟎,𝟔𝟏+𝟑𝟓,𝟒𝟔
= 𝟐
𝑷𝒐𝒓 𝒕𝒂𝒏𝒕𝒐,𝒍𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒔:𝑯𝒈𝟐𝑪𝒍𝟐
11. El sulfito de sodio, NaSO3, se combina con el azufre para formar tiosulfato de sodio,
Na2SxO3. Hallar la fórmula del tiosulfato de sodio sabiendo que si se oxida a sulfato
se precipita al estado de sulfato de bario, BaSO4, 0,318 g de tiosulfato de sodio dan
lugar a 0,939 g de sulfato de bario.
Masa molar del sulfato de sodio: 137,36+32,07+16,00*4=233,43 g/mol
𝟎,𝟗𝟑𝟗 𝒈 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒
𝟐𝟑𝟑,𝟒𝟑 𝒈
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒
𝟎,𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 =, 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺 .
A partir de los datos del enunciado podemos escribir:
𝟎, 𝟑𝟏𝟖 𝒈 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐
(𝟐𝟐,𝟗𝟗∗𝟐+𝟑𝟐,𝟎𝟕∗𝒙+𝟏𝟔,𝟎𝟎∗𝟑) 𝒈
∗
𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒕𝒊𝒐𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟐𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
Esto nos permite tener una ecuación con una incógnita (x) , la resolución nos
proporciona x=2.
12. El fluoruro de torio hidratado contiene 18,66 % de agua de cristalización. A partir de
0,866 g de fluoruro anhidro se obtienen 0,445 g de fluoruro de calcio, Ca F2. Hallar la
fórmula del fluoruro de torio hidratado.
𝟎,𝟒𝟒𝟓 𝒈 𝑪𝒂 𝑭𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂 𝑭𝟐
(𝟒𝟎,𝟎𝟖 ∗ 𝟐 ∗ 𝟏𝟗,𝟎𝟎)𝒈
∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒂 𝑭𝟐
= 𝟎,𝟎𝟏𝟏𝟑𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭
A partir de los datos del problema, suponiendo que su fórmula es Th F :
𝟎, 𝟖𝟔𝟔 𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒇𝒍𝒖𝒐𝒓𝒖𝒓𝒐 𝒕𝒐𝒓𝒊𝒐
(𝟐𝟑𝟐, 𝟎𝟓 + 𝟏𝟗, 𝟎𝟎 ∗ 𝒙)𝒈
∗
𝒙 𝒎𝒐𝒍 𝑭
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒇𝒍𝒖𝒐𝒓𝒖𝒓𝒐 𝒕𝒐𝒓𝒊𝒐
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟏𝟑𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑭
Obtenemos para x: 4. Fórmula fluoruro Th F4.
Para el agua de hidratación, con el % dado:
𝟏𝟖,𝟔𝟔 𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟏, 𝟎𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
(100-18,66) g fluoruro∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍
(𝟐𝟑𝟐,𝟎𝟓+𝟏𝟗,𝟎𝟎)𝒈
= 𝟎,𝟐𝟔𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒇𝒍𝒖𝒐𝒓𝒖𝒓𝒐
= 𝟒
Fórmula: Th F4. 4 H2O
13. Se calientan 6,192 g de cloruro de bario hidratado y se obtienen 5,280 g de cloruro
anhidro. Mediante el nitrato de plata, 0,663 g de la sal hidratada dan lugar a 0,778 g
de cloruro de plata, Ag Cl. Averiguar la fórmula empírica del cloruro de bario
hidratado.
Cantidad de agua en la sal hidratada: 0,912 g , en moles son 0,507 moles agua.
De los datos del cloruro de plata:

5. 𝟎,𝟕𝟕𝟖 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈𝑪𝒍
𝟏𝟒𝟑,𝟑𝟑 𝒈 𝑨𝒈𝑪𝒍
= 𝟎,𝟎𝟎𝟓𝟒𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒈𝑪𝒍 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
De la cantidad de sal hidratada utilizada:
𝟎, 𝟔𝟔𝟑 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂𝒕𝒂𝒅𝒂 ∗
𝟓, 𝟐𝟖𝟎 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒆
𝟔, 𝟏𝟗𝟐 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒂𝒕𝒂𝒅𝒂
= 𝟎, 𝟓𝟔𝟓𝟑𝟓 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒆
Suponemos la fórmula buscada BaClx:
𝟎,𝟓𝟔𝟓𝟑𝟓 𝒈 𝒔𝒂𝒍 ∗
𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪𝒍
𝟏𝟑𝟕,𝟑𝟔 + 𝒙 ∗ 𝟑𝟓,𝟒𝟓
= 𝟎,𝟎𝟎𝟓𝟒𝟑
Despejando x obtenemos: x = 2.
Fórmula: BaCl2.
Para el agua de hidratación:
𝟓,𝟐𝟖𝟎 𝒈 𝒔𝒂𝒍 𝒂𝒏𝒉𝒊𝒅𝒓𝒆 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
𝟐𝟎𝟖,𝟐𝟔 𝒈 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟓𝟑𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐
= 𝟐
Fórmula final: 𝑩𝒂𝑪𝒍𝟐. 𝟐 𝑯𝟐𝑶
14. Al hidrolizar una cierta cantidad de sulfuro de aluminio se forman 2,252 g de
hidróxido de aluminio, Al(OH)3, y se desprenden 1,058 litros de gas sulfhídrico, H2S,
medidos secos a 20º C y 752 mm. Calcular la fórmula empírica del sulfuro de
aluminio.
𝟐,𝟐𝟓𝟐 𝒈 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑
𝟕𝟕,𝟗𝟖 𝒈 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑
= 𝟎,𝟎𝟐𝟖𝟖𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒍
𝟕𝟓𝟐 𝒎𝒎 ∗
𝟏 𝒂𝒕𝒎
𝟕𝟔𝟎 𝒎𝒎
= 𝟎,𝟗𝟖𝟗𝟓 𝒂𝒕𝒎
𝑷 ∗ 𝑽 = 𝒏 ∗ 𝑹 ∗ 𝑻 ;𝒏 =
𝑷 ∗ 𝑽
𝑹 ∗ 𝑻
=
𝟎, 𝟗𝟖𝟗𝟓 𝒂𝒕𝒎 ∗ 𝟏, 𝟎𝟓𝟖 𝑳
𝟎, 𝟎𝟖𝟐 𝒂𝒕𝒎 ∗
𝑳
𝑲𝒎𝒐𝒍
∗ 𝟐𝟗𝟑 𝑲
= 𝟎,𝟎𝟒𝟑𝟓𝟕 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐𝑺 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒍
= 𝟏, 𝟓 =
𝟑
𝟐
Fórmula: 𝑨𝒍𝟐𝑺𝟑
15. Se reduce una cierta cantidad de un óxido metálico en corriente de hidrógeno y se
obtienen 0,2751 g de H2O. El residuo metálico se disuelva en un ácido y se precipita
con gas sulfhídrico; se forman 2,618 g de sulfuro. El calor específico del metal es
aproximadamente 0,03. Identificar el metal en la tabla de pesos atómicos y hallar
fórmulas del óxido y del sulfuro metálicos. (El peso equivalente del metal en el óxido
y en el sulfuro es el mismo).
Aplicamos la ley de Dulong y Petit:
𝑴𝒂𝒔𝒔𝒂 𝒂𝒕ó𝒎𝒊𝒄𝒂 =
𝟔,𝟑
𝒄𝒂𝒍
𝒎𝒂𝒔𝒔𝒂𝒂𝒕ó𝒎𝒊𝒄𝒂 𝒈𝒓𝒂𝒎𝒐
𝑪𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒄𝒊𝒇𝒊𝒄𝒐 𝒎𝒆𝒕𝒂𝒍
=
𝟔, 𝟑
𝟎, 𝟎𝟑
= 𝟐𝟏𝟎 𝒈 /𝒎𝒐𝒍
Mirando los pesos atómicos en la taula deducimos que el metal es el bismuto (masa
atómica 209 g/mol).
𝟎,𝟐𝟕𝟓𝟏 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂 ∗
𝟏𝒎𝒐𝒍 𝒂𝒈𝒖𝒂
𝟏𝟖 𝒈 𝒂𝒈𝒖𝒂
= 𝟎,𝟎𝟏𝟓𝟐𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒂𝒈𝒖𝒂 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
La fórmula del sulfuro será Bi2Sx. La fórmula del óxido también será Bi2Ox. Por tanto,
los moles de oxígeno y los de azufre han de ser los mismos.
𝟐, 𝟔𝟏𝟖 𝒈 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒖𝒓𝒐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒖𝒓𝒐
(𝟐𝟎𝟗 ∗ 𝟐 + 𝒙 ∗ 𝟑𝟐, 𝟎𝟕)𝒈𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒇𝒖𝒓𝒐
∗
𝒙 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒖𝒓𝒐
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟐𝟖
De esta expresión obtenemos x: x=3.
Fórmulas: 𝑩𝒊𝑺 𝟑 𝒚 𝑩𝒊𝑶𝟑.

6. 16. Al quemar 0,739 g de tolueno se forman 2,471 g de CO2 y 0,578 g de H2O. A 100º C y
722 mm, un matraz de 325,6 cm3
de capacidad contiene 0,932 g de substancia en
estado de vapor. Hallar la fórmula molecular del tolueno.
𝟐,𝟒𝟕𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪
𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟓𝟔𝟏𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟔𝟕𝟑𝟗 𝒈 𝑪
𝟎,𝟓𝟕𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶
= 𝟎, 𝟎𝟔𝟒𝟐𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎,𝟎𝟔𝟒𝟐𝟐 𝒈 𝑯
La suma de estas masas da 0,739 g , por tanto, el compuesto está formado
únicamente de C y H.
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪
= 𝟏,𝟏𝟒
La masa molecular será:
𝑴 =
𝒅 ∗ 𝑹 ∗ 𝑻
𝑷
=
𝟎, 𝟗𝟑𝟐
𝟎,𝟑𝟐𝟓𝟔 ∗ 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 ∗ 𝟑𝟕𝟑
𝟕𝟐𝟐
𝟕𝟔𝟎
= 𝟗𝟐,𝟏𝟔
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝑴
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂
=
𝟗𝟐,𝟏𝟔
𝟏𝟐, 𝟎𝟏 + 𝟏,𝟏𝟒
= 𝟕
Por tanto: 1,14*7 =8.
Fórmula:
𝑪𝟕𝑯𝟖
17. Se queman en un tubo de combustión 0,580 g de un compuesto de carbono,
hidrógeno y oxígeno, y se obtienen 1,274 g de CO2 y 0,696 g de H2O. Al volatilizar
0,705 g del compuesto en un aparato Víctor Meyer se desplazan 295 cm3
de aire
medidos sobre agua a 28º C y 767 mm. La presión de vapor del agua a 28º C es de
28,3 mm. A partir de estos datos averiguar la fórmula molecular de este compuesto.
𝟏,𝟐𝟕𝟒 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪
𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟖𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟑𝟒𝟕𝟕 𝒈 𝑪
𝟎,𝟔𝟗𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶
= 𝟎, 𝟎𝟕𝟕𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎, 𝟎𝟕𝟕𝟑 𝒈 𝑯
Por diferencia entre estos gramos y los totales de compuesto encontraremos el
oxígeno:
𝒈 𝑶 = 𝟎, 𝟓𝟖𝟎 − 𝟎,𝟑𝟒𝟕𝟕 − 𝟎, 𝟎𝟕𝟕𝟑 = 𝟎, 𝟏𝟓𝟓 𝒈 𝑶
𝟎,𝟏𝟓𝟓 𝒈 𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝟏𝟔 𝒈 𝑶
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟗𝟔𝟗 𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝒎𝒐𝒍 𝑪
𝒎𝒐𝒍 𝑶
= 𝟑
𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝒎𝒐𝒍 𝑶
= 𝟖
𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂:𝑪𝟑𝑯𝟖𝑶
Calculamos la masa molecular:
𝑴 =
𝒅 ∗ 𝑹 ∗ 𝑻
𝑷
=
𝟎,𝟕𝟎𝟓
𝟎,𝟐𝟗𝟓 ∗ 𝟎, 𝟎𝟖𝟐 ∗ (𝟐𝟕𝟑 + 𝟐𝟖)
𝟕𝟓𝟕
𝟕𝟔𝟎
= 𝟓𝟖,𝟒𝟓
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝑴
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂
=
𝟓𝟖,𝟒𝟓
𝟏𝟐, 𝟎𝟏 ∗ 𝟑 + 𝟖 ∗ 𝟏 + 𝟏𝟔
= 𝟏
La fórmula empírica y molecular coinciden.
18. Al oxidar 1,306 g de un ácido orgánico diprótico (dibásico) se forman 1,714 g de CO2 y
0,526 g de H2O. Obtenida la sal de plata de este ácido, 5,217 g de la misma dejan por
calcinación 3,236 g de plata. Hallar la fórmula de este ácido.

7. 𝟏, 𝟕𝟏𝟒 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪
𝟒𝟒. 𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟑𝟖𝟗𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟒𝟔𝟕𝟕 𝒈 𝑪
𝟎,𝟓𝟗𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶
= 𝟎, 𝟎𝟓𝟖𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎, 𝟎𝟓𝟖𝟒 𝒈 𝑯
𝒈 𝑶 = 𝟏, 𝟑𝟎𝟔 − 𝟎,𝟒𝟔𝟕𝟕 − 𝟎, 𝟎𝟓𝟖𝟒 = 𝟎, 𝟕𝟕𝟗𝟗 𝒈 𝑶
𝟎𝟕𝟕𝟗𝟗𝒈 𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝟏𝟔 𝒈 𝑶
= 𝟎, 𝟎𝟒𝟖𝟕𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝑶
Fórmula empírica:
𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝒎𝒐𝒍 𝑪
= 𝟏,𝟐𝟓
𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝒎𝒐𝒍 𝑪
= 𝟏,𝟓
𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂: 𝑪𝟒𝑯𝟔𝑶𝟓
Como es un ácido diprotico cada mol de ácido hará precipitar dos moles de plata.
𝟑,𝟐𝟑𝟔 𝒈 𝑨𝒈 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈
𝟏𝟎𝟕,𝟖𝟖 𝒈 𝑨𝒈
= 𝟎,𝟎𝟑𝟎𝟎 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑨𝒈
Por tanto, en 5,217 g de ácido habrá (0,0300/2) moles de ácido.
La masa molecular de la sal de plata será:
𝑴 =
𝟓,𝟐𝟏𝟕 𝒈
𝟎,𝟎𝟏𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔
= 𝟑𝟒𝟕,𝟖 𝒈/𝒎𝒐𝒍
Si en un mol de sal de plata hay dos moles de sal, a la cantidad anterior le tendremos
que restar 2*A(Ag) y sumarle 2*A(H):
𝑴 (á𝒄𝒊𝒅𝒐) = 𝟑𝟒𝟕,𝟖 − 𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟕,𝟖𝟖 + 𝟐 ∗ 𝟏,𝟎𝟎 = 𝟏𝟑𝟒,𝟎𝟒 𝒈/𝒎𝒐𝒍
𝑴
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂
= 𝟏
La fórmula empírica y molecular coinciden.
Fórmula semidesarrolada:
19. Se investiga la fórmula molecular de la urea. Al oxidar 1,515 g de substancia se
forman 1,110 g de CO2 y 0,909 g de agua. Al liberar el nitrógeno contenido, 0,2536 g
de urea dan lugar a 102,6 cm3
de nitrógeno medidos sobre agua a 17º C y 758 mm-
Para la determinación del peso molecular, 0,169 g de substancia desalojan en un
aparato Víctor Meyer 68 cm3
de aire medidos en aquellas mismas condiciones de
temperatura y presión. A partir de estos datos calcular la fórmula molecular de la
urea. La presión de vapor del agua a 17º C es de 14,5 mm.
𝟏,𝟏𝟏𝟎 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪
𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟐𝟓𝟐𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟑𝟎𝟐𝟗 𝒈 𝑪
𝟎,𝟗𝟎𝟗 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶
= 𝟎, 𝟏𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎, 𝟏𝟎𝟏 𝒈 𝑯
Con los datos del nitrógeno:
𝒂 =
𝑷∗𝑴∗𝑽
𝑹∗𝑻
=
𝟕𝟓𝟖−𝟏𝟒,𝟓
𝟕𝟔𝟎
∗𝟐𝟖∗𝟎,𝟏𝟎𝟐𝟔
𝟎,𝟎𝟖𝟐∗𝟐𝟗𝟎,𝟏𝟓
= 𝟎, 𝟏𝟏𝟖𝟏𝟐 𝒈 𝑵𝒊𝒕𝒓ó𝒈𝒆𝒏𝒐
A partir de estos datos y por proporción podemos encontrar los gramos y moles de
nitrógeno en los 1,515 g de urea:
𝟏,𝟓𝟏𝟓 𝒈 𝒖𝒓𝒆𝒂 ∗
𝟎,𝟏𝟏𝟖𝟏𝟐 𝒈 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐
𝟎,𝟐𝟓𝟑𝟔 𝒈 𝒖𝒓𝒆𝒂
= 𝟎, 𝟕𝟎𝟓𝟔 𝒈 𝑵 ;𝟎, 𝟎𝟓𝟎𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵
La diferencia entre los gramos totales y los gramos de nitrógeno, carbono y
hidrógeno nos dará el oxígeno presente:

8. 𝒈 𝑶 = 𝟏, 𝟓𝟏𝟓 − 𝟎,𝟑𝟎𝟐𝟗 − 𝟎, 𝟏𝟎𝟏 − 𝟎,𝟕𝟎𝟓𝟔 = 𝟎,𝟒𝟎𝟒𝟒 𝒈 𝑶 ;𝟎, 𝟎𝟐𝟓𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
𝒎𝒐𝒍 𝑵
𝒎𝒐𝒍 𝑪
= 𝟐
𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝒎𝒐𝒍 𝑪
= 𝟒
𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝒎𝒐𝒍 𝑪
= 𝟏
Fórmula empírica: 𝑪𝑶𝑵𝟐𝑯𝟒
𝑴 =
𝒅∗𝑹∗𝑻
𝑷
=
𝟎,𝟏𝟔𝟗𝟎,𝟕𝟎𝟓
𝟎,𝟐𝟎,𝟎𝟔𝟖𝟗𝟓
∗𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟗𝟎,𝟏𝟓)
𝟕𝟓𝟖−𝟏𝟒,𝟓
𝟕𝟔𝟎
= 𝟔𝟎,𝟒𝟒
𝒈
𝒎𝒐𝒍
𝑴
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂
= 𝟏
Fórmula molecular: 𝑪𝑶𝑵𝟐𝑯𝟒
20. Se analiza una substancia orgánica que contiene nitrógeno y azufre. Al quemar 1,186
g de la misma se forman 1,992 g de CO2 y 0,476 g de H2O. Oxidando el azufre
combinado a ácido sulfúrico y precipitando con una sal de bario, 0,635 g de
substancia dan lugar a 0,943 g de BaSO4. Por tratamiento con ácido sulfúrico
concentrado el nitrógeno pasa a amoníaco (método Kjeldahl): 3,832 g del compuesto
dan lugar a 0,415 g de NH3. El peso molecular de la substancia es aproximadamente
159. Hallar la fórmula molecular de esta substancia.
𝟏,𝟗𝟗𝟐 𝒈 𝑪𝑶𝟐 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪
𝟒𝟒.𝟎𝟏 𝒈 𝑪𝑶𝟐
= 𝟎, 𝟎𝟒𝟓𝟐𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪 ;𝟎,𝟓𝟒𝟑𝟔 𝒈 𝑪
𝟎,𝟒𝟕𝟔 𝒈 𝑯𝟐𝑶 ∗
𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑯
𝟏𝟖,𝟎𝟎 𝒈 𝑯𝟐𝑶
= 𝟎, 𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯 ;𝟎,𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗 𝒈 𝑯
Con los datos del método Kjeldahl:
𝟎,𝟒𝟏𝟓 𝒈 𝑵𝑯𝟑 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵
𝟏𝟕,𝟎𝟏 𝒈 𝑵𝑯𝟑
= 𝟎,𝟎𝟐𝟒𝟑𝟗𝟖 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵 ;𝟎, 𝟑𝟒𝟏𝟖 𝒈 𝑵
Por proporcionalidad obtenemos los gramos y moles de N en la muestra de 1,186 g:
𝟏, 𝟏𝟖𝟔 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐 ∗
𝟎, 𝟑𝟒𝟏𝟖 𝒈 𝑵
𝟑, 𝟖𝟑𝟐 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐
= 𝟎, 𝟏𝟎𝟓𝟕𝟗 𝒈 𝑵 ; 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟓𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵
Para el azufre utilizamos los datos del sulfato de bario:
𝟎, 𝟗𝟒𝟑 𝒈 𝑩𝒂𝑺𝑶𝟒 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑺
(𝟏𝟑𝟕, 𝟑𝟔 + 𝟑𝟐, 𝟎𝟕 + 𝟏𝟔, 𝟎𝟎 ∗ 𝟒)𝒈
= 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝑺 ; 𝟎, 𝟏𝟐𝟗𝟐𝟒 𝒈 𝑺
Por proporcionalidad sabremos El azufre en los 1,186 g:
𝟏, 𝟏𝟖𝟔 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐 ∗
𝟎, 𝟏𝟐𝟗𝟐𝟒 𝒈 𝑺
𝟎, 𝟔𝟑𝟓 𝒈 𝒄𝒐𝒎𝒑𝒖𝒆𝒔𝒕𝒐
= 𝟎, 𝟐𝟒𝟏𝟗𝟔 𝒈 𝑺; 𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
Por diferencia entre los gramos encontrados y los gramos de muestra encontramos
los gramos y moles de O:
𝒈 𝑶 = 𝟏, 𝟏𝟖𝟔 − 𝟎,𝟓𝟒𝟑𝟔 − 𝟎, 𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗 − 𝟎,𝟏𝟎𝟓𝟕𝟗 − 𝟎,𝟐𝟒𝟏𝟗𝟔 = 𝟎,𝟐𝟒𝟏𝟖 𝒈
𝟎,𝟐𝟒𝟏𝟖 𝒈 𝑶 ∗
𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶
𝟏𝟔 𝒈 𝑶
= 𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟏𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
Dividimos los moles de cada elemento por la cantidad menor, moles de S:
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑪
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
=
𝟎,𝟎𝟒𝟓𝟐𝟔
𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗
= 𝟔
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑵
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
=
𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟓𝟓
𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗
= 𝟏
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯
𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
=
𝟎,𝟎𝟓𝟐𝟖𝟗
𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗
= 𝟕

9. 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶
𝑴𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑺
=
𝟎, 𝟎𝟏𝟓𝟏𝟏
𝟎, 𝟎𝟎𝟕𝟑𝟗
= 𝟐
𝑭ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂:𝑪𝟔𝑯𝟕𝑶𝟐𝑵 𝑺
𝑴𝒂𝒔𝒂 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒄𝒖𝒍𝒂𝒓
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒆𝒎𝒑í𝒓𝒊𝒄𝒂
= 𝟏
La fórmula empírica coincide con la molecular.