En primer lugar vamos a determinar los moles de [tex]CO_2[/tex] y [tex]H_2O[/tex] que suponen los gramos que se han obtenido:
[tex]0,69\ g\ CO_2\cdot \frac{1 mol}{44\ g} = 0,0157\ mol\ CO_2[/tex]
[tex]0,56\ g\ H_2O\cdot \frac{1 mol}{18\ g} = 0,0311\ mol\ H_2O[/tex]
Esto quiere decir que la sustancia inicial contiene 0,0157 mol de C y 0,0622 mol de H, porque el dióxido de carbono tiene un átomo de carbono en cada molécula mientras que el agua tiene dos átomos de hidrógeno en cada molécula.
Vamos a calcular qué cantidad de esos productos corresponden al C y al H:
[tex]0,0157\ mol\ CO_2\cdot \frac{12\ g\ C}{1\ mol\ CO_2} = 0,1884\ g\ C[/tex]
[tex]0,0622\ mol\ H_2O\cdot \frac{1\ g\ H}{1\ mol\ H_2O} = 0,0622\ g\ H[/tex]
Dado que todo el [tex]CO_2[/tex] de la combustión proviene del carbono de la sustancia y que todo el [tex]H_2O[/tex] proviene del hidrógeno de la sustancia, podremos saber qué cantidad de oxígeno contiene la sustancia que se quema: (0,5 - 0,1884 - 0,0622) g = 0,2494 g O.
Ahora determinamos los moles de O a los que equivalen estos gramos:
[tex]0,2494\ g\ O\cdot \frac{1\ mol}{16\ g} = 0,0156\ mol\ O[/tex]
Dividimos los moles de cada uno de los átomos de la sustancia inicial por el valor más pequeño de los tres, para ver en qué proporción se encuentran:
[tex]\frac{0,0157}{0,0157} = \bf 1\ (C)[/tex] ; [tex]\frac{0,0156}{0,0157} = \bf 1\ (O)[/tex] ; [tex]\frac{0,0622}{0,0157} = \bf 4 (H)[/tex]
Por lo tanto, la fórmula empírica (o fórmula mínima) será [tex]\bf CH_4O[/tex]
La masa molecular de esta fórmula empírica es: 1·12 + 4·1 + 1·16 = 32 g/mol. Los moles de sustancia quemados serían:
[tex]0,5\ g\ S\cdot \frac{1\ mol}{32\ g} = 0,0156\ mol\ S[/tex]
Es decir, que coincide con los moles de [tex]CO_2[/tex] y [tex]H_2O[/tex] que se han obtenido en la combustión, por lo que la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica y es [tex]\bf CH_4O[/tex].
