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Generado el: 20 de julio de 2026 a las 21:34

Calculadora de fórmula empírica

Datos de entrada

Porcentaje del elemento 140 %
Masa molar del elemento 112,011 g/mol
Porcentaje del elemento 26,7 %
Masa molar del elemento 21,008 g/mol
Porcentaje del elemento 353,3 %
Masa molar del elemento 316 g/mol

Generado con OneCalc · https://onecalc.app/es/chemistry/empirical-formula

Química

Calculadora de fórmula empírica

Determina la fórmula empírica de un compuesto a partir de la composición porcentual de sus elementos. Introduce el porcentaje en masa y la masa molar de cada elemento para obtener la relación de moles más simple en números enteros.

Datos de entrada

%
0 – 100 %
g/mol
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0 – 100 %
g/mol
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0 – 100 %
g/mol

Resultados

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Los porcentajes no suman alrededor del 100 %. El cálculo de la fórmula empírica supone que los porcentajes cubren todo el compuesto.

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Qué indica la fórmula empírica

La fórmula empírica da la relación de átomos más simple en números enteros dentro de un compuesto. Responde a "¿en qué proporciones están combinados los elementos?" en lugar de "¿cuántos átomos hay en una molécula?". La glucosa, el peróxido de hidrógeno y el ácido acético se reducen a fórmulas empíricas compactas —CH₂O, HO y CH₂O— aunque sus moléculas sean mayores. Esta calculadora toma el porcentaje en masa de cada elemento y devuelve esa relación más simple.

De la composición porcentual a la relación

El método se apoya en una suposición práctica: imagina exactamente 100 g del compuesto. Entonces el porcentaje en masa de cada elemento es también su masa en gramos. Convierte cada masa en moles dividiéndola entre la masa molar del elemento y luego divide cada cantidad de moles entre la más pequeña de ellas.

ni=wiMiri=ninmin⁡n_i = \frac{w_i}{M_i} \qquad r_i = \frac{n_i}{n_{\min}}
SímboloMagnitudUnidad
wᵢPorcentaje en masa del elemento i%
MᵢMasa molar del elemento ig/mol
nᵢMoles por 100 gmol
rᵢRelación de moles—

Las relaciones rᵢ, redondeadas a números enteros pequeños, se convierten en los subíndices de la fórmula.

Ejemplo resuelto

Se determina que un compuesto contiene, en masa, 40,0 % de carbono, 6,7 % de hidrógeno y 53,3 % de oxígeno. Tomando una muestra de 100 g:

nC=40,012,011=3,33nH=6,71,008=6,65nO=53,316,00=3,33n_\text{C} = \frac{40,0}{12,011} = 3,33 \qquad n_\text{H} = \frac{6,7}{1,008} = 6,65 \qquad n_\text{O} = \frac{53,3}{16,00} = 3,33

La cantidad más pequeña es 3,33 mol, así que al dividir:

C:3,333,33=1H:6,653,33=2O:3,333,33=1\text{C}: \frac{3,33}{3,33} = 1 \qquad \text{H}: \frac{6,65}{3,33} = 2 \qquad \text{O}: \frac{3,33}{3,33} = 1

La fórmula empírica es CH₂O.

De la fórmula empírica a la molecular

La fórmula molecular es siempre un múltiplo entero de la fórmula empírica. Para hallar el multiplicador, divide la masa molar medida del compuesto entre la masa de la fórmula empírica:

k=MmolecularMempiricalk = \frac{M_\text{molecular}}{M_\text{empirical}}

La fórmula empírica CH₂O tiene una masa de 12,011 + 2(1,008) + 16,00 = 30,03 g/mol. La glucosa tiene una masa molar de 180,16 g/mol, así que k = 180,16 ÷ 30,03 ≈ 6. Multiplicando cada subíndice por 6 se obtiene la fórmula molecular C₆H₁₂O₆.

Cuando las relaciones no son números enteros

El paso de redondeo es la principal limitación del método. Si una relación calculada queda cerca de 1,5, 1,33 o 1,25, los valores no son errores de redondeo: apuntan a un múltiplo común mayor. Multiplica cada relación por el menor factor que elimine la fracción: ×2 para medios, ×3 para tercios, ×4 para cuartos. Una relación de 2,5, por ejemplo, indica que los subíndices reales son 5 y 2 tras duplicar. Redondea directamente solo cuando un valor esté a unos 0,1 de un número entero, la diferencia esperada cuando los porcentajes se dan con un decimal.

Reducciones frecuentes

CompuestoFórmula molecularFórmula empírica
GlucosaC₆H₁₂O₆CH₂O
Peróxido de hidrógenoH₂O₂HO
BencenoC₆H₆CH
Ácido acéticoC₂H₄O₂CH₂O
AguaH₂OH₂O

Preguntas frecuentes (FAQ)

¿Qué es una fórmula empírica?

La fórmula empírica indica la relación de átomos más simple en números enteros dentro de un compuesto. Para la glucosa (C₆H₁₂O₆), la fórmula empírica es CH₂O porque la relación atómica 6:12:6 se simplifica a 1:2:1. No indica el número real de átomos de una molécula —eso lo hace la fórmula molecular—, solo sus proporciones relativas.

¿Cómo se obtiene la fórmula empírica a partir de la composición porcentual?

Supón una muestra de 100 g, de modo que el porcentaje en masa de cada elemento sea su masa en gramos. Divide cada masa entre la masa molar del elemento para obtener los moles y luego divide cada cantidad de moles entre la más pequeña. Al redondear esos cocientes a números enteros se obtienen los subíndices. Para 40 % C, 6,7 % H, 53,3 % O los moles son 3,33, 6,65, 3,33; al dividir entre 3,33 quedan 1, 2, 1, así que la fórmula es CH₂O.

¿Qué relación hay entre la fórmula empírica y la molecular?

La fórmula molecular es un múltiplo entero de la fórmula empírica. Divide la masa molar real del compuesto entre la masa de la fórmula empírica para obtener ese multiplicador. La fórmula empírica de la glucosa es CH₂O (masa 30,03 g/mol); la masa molar de la glucosa es 180,16 g/mol, y 180,16 ÷ 30,03 ≈ 6, por lo que la fórmula molecular es C₆H₁₂O₆.

¿Qué hacer si las relaciones de moles no son números enteros?

Las fracciones pequeñas suelen indicar que conviene multiplicar cada relación por un factor común en lugar de redondear. Una relación cercana a 1,5 se convierte en 3 al duplicar ambos valores; cerca de 1,33 (4/3), multiplica por 3; cerca de 1,25 (5/4), por 4. Redondea solo cuando un valor esté a unos 0,1 de un número entero, ya que ese margen refleja porcentajes redondeados y no una fracción real.

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