Como os químicos descobriram que a glicose é C6H12O6 sem conseguir enxergar uma molécula? A resposta está na balança. Medindo quanto de cada elemento existe em uma amostra e convertendo essas massas em quantidade de matéria, é possível chegar à proporção entre os átomos. Esse é o tema da determinação de fórmulas químicas, presença frequente no ENEM e nos vestibulares. Neste resumo você aprende a calcular a fórmula centesimal, a fórmula mínima e a fórmula molecular, a interpretar uma análise por combustão e a descobrir quantas moléculas de água há em um hidrato.
Autoria: Dr. Genilson Pereira Santana.
1. Por que é possível determinar uma fórmula?
A base de tudo é a Lei de Proust, ou lei das proporções definidas: uma substância pura tem sempre a mesma composição em massa, seja qual for sua origem. A água de um rio, da chuva ou produzida em laboratório apresenta sempre 1 g de hidrogênio para cada 8 g de oxigênio. Como conhecemos a massa molar de cada elemento, essa proporção em massa pode ser convertida em proporção em número de átomos: 1 g de H corresponde a 1 mol de átomos, e 8 g de O, a 0,5 mol. A razão 1 : 0,5 é o mesmo que 2 : 1, ou seja, H2O.
2. Os quatro tipos de fórmula
| Fórmula | O que informa | Exemplo: glicose |
|---|---|---|
| Molecular | Número real de átomos de cada elemento na molécula | C6H12O6 |
| Mínima ou empírica | Menor proporção inteira entre os átomos | CH2O |
| Centesimal ou percentual | Porcentagem em massa de cada elemento | C 40,0%; H 6,7%; O 53,3% |
| Estrutural | Como os átomos estão ligados | cadeia de 6 carbonos com grupos OH e C=O |
A fórmula molecular é sempre um múltiplo inteiro da mínima. Em alguns casos as duas coincidem, como na água (H2O) e no etanol (C2H6O). Compostos iônicos, como o NaCl, não formam moléculas: sua fórmula indica apenas a proporção entre os íons e é, portanto, uma fórmula mínima. Para revisar a notação, veja Entenda como são as fórmulas químicas.
3. Fórmula centesimal
Para calcular a porcentagem de um elemento, basta comparar a massa dele na fórmula com a massa molar do composto:
%X = (número de átomos de X × massa molar de X ÷ massa molar do composto) × 100
Exemplo: nitrogênio na ureia. A ureia, CO(NH2)2, tem massa molar 12 + 16 + 2 × (14 + 2) = 60 g/mol. Como há dois átomos de nitrogênio, %N = 28 ÷ 60 × 100 = 46,7%. Esse teor elevado explica por que a ureia é um dos fertilizantes nitrogenados mais usados na agricultura.
| Substância | Fórmula | Composição centesimal |
|---|---|---|
| Água | H2O | H 11,1%; O 88,9% |
| Gás carbônico | CO2 | C 27,3%; O 72,7% |
| Glicose | C6H12O6 | C 40,0%; H 6,7%; O 53,3% |
| Hematita | Fe2O3 | Fe 70,0%; O 30,0% |
| Carbonato de cálcio | CaCO3 | Ca 40,0%; C 12,0%; O 48,0% |
Confira sempre se a soma das porcentagens dá 100%. É o jeito mais rápido de achar um erro de conta.
4. Fórmula mínima: o roteiro de cinco passos
Este roteiro resolve a maior parte das questões. Vamos aplicá-lo à glicose (C 40,0%; H 6,7%; O 53,3%):
- n
- Porcentagem em gramas: considere 100 g de amostra. Assim, 40,0% de C viram 40,0 g de C.
- Gramas em mol: divida cada massa pela massa molar do elemento. C: 40,0 ÷ 12 = 3,33; H: 6,7 ÷ 1 = 6,7; O: 53,3 ÷ 16 = 3,33.
- Divida pelo menor valor: 3,33 ÷ 3,33 = 1; 6,7 ÷ 3,33 = 2; 3,33 ÷ 3,33 = 1.
- Ajuste para inteiros: aqui os valores já são inteiros.
- Escreva a fórmula: CH2O.
n
n
n
n
n
Quando a divisão pelo menor não dá números inteiros, multiplique todos os valores pelo mesmo número:
| Se o resultado terminar em | Multiplique por | Exemplo |
|---|---|---|
| ,50 | 2 | 1 : 1,5 → 2 : 3 (Fe2O3) |
| ,33 ou ,67 | 3 | 1 : 2,67 → 3 : 8 (C3H8) |
| ,25 ou ,75 | 4 | 1 : 1,25 → 4 : 5 |
| ,20, ,40, ,60 ou ,80 | 5 | 1 : 1,4 → 5 : 7 |
Pegadinha clássica: arredondar 1,5 para 2 ou 2,67 para 3. Isso muda a substância. Só arredonde valores muito próximos de um inteiro, como 2,01 ou 2,98, que surgem do arredondamento das porcentagens do enunciado.
5. Da fórmula mínima à molecular
Para chegar à fórmula molecular, é preciso conhecer a massa molar do composto. O fator n indica quantas vezes a fórmula mínima se repete:
n = M(composto) ÷ M(fórmula mínima)
| Fórmula mínima | M do composto (g/mol) | n | Fórmula molecular |
|---|---|---|---|
| CH (13 g/mol) | 26 | 2 | C2H2 (acetileno) |
| CH (13 g/mol) | 78 | 6 | C6H6 (benzeno) |
| CH2O (30 g/mol) | 60 | 2 | C2H4O2 (ácido acético) |
| CH2O (30 g/mol) | 180 | 6 | C6H12O6 (glicose) |
| NO2 (46 g/mol) | 92 | 2 | N2O4 |
A massa molar pode vir pronta no enunciado ou ser calculada. Para gases nas CNTP, M = densidade × 22,4 L/mol, ou M = massa ÷ número de mol, com n = volume ÷ 22,4 L/mol. Em outras condições, use a equação dos gases, PV = nRT. Mais exemplos estão em Cálculo de fórmulas empíricas e moleculares.
6. Análise elementar por combustão
Para descobrir a composição de um composto orgânico, o químico queima a amostra em excesso de oxigênio. Todo o carbono se transforma em CO2 e todo o hidrogênio em H2O. Os dois produtos são retidos em absorventes e pesados: primeiro a água (em perclorato de magnésio ou cloreto de cálcio), depois o gás carbônico (em hidróxido de sódio). A partir das massas:
m(C) = m(CO2) × 12/44 m(H) = m(H2O) × 2/18 m(O) = m(amostra) − m(C) − m(H)
Exemplo: 0,30 g de um açúcar produziram 0,44 g de CO2 e 0,18 g de H2O. Então m(C) = 0,12 g, m(H) = 0,02 g e m(O) = 0,30 − 0,14 = 0,16 g. Em mol: C 0,01; H 0,02; O 0,01. A fórmula mínima é CH2O. Se a massa molar for 180 g/mol, n = 6 e o açúcar é C6H12O6.
7. Hidratos: quantas águas há no cristal?
Alguns sais incorporam moléculas de água ao cristal, a chamada água de cristalização. O sulfato de cobre hidratado, de cor azul, é um exemplo. Ao ser aquecido, ele perde a água e fica branco. A diferença de massa revela o x da fórmula CuSO4·xH2O.
Exemplo: 2,50 g do sal azul, depois de aquecidos, deixam 1,60 g de CuSO4 anidro. A água perdida é 0,90 g, ou 0,90 ÷ 18 = 0,050 mol. O sal anidro corresponde a 1,60 ÷ 160 = 0,010 mol. Logo, x = 0,050 ÷ 0,010 = 5, e a fórmula é CuSO4·5H2O.
8. Exemplo resolvido: vitamina C
O ácido ascórbico, abundante no camu-camu e na acerola, contém 40,9% de C, 4,55% de H e 54,55% de O em massa. Sua massa molar é 176 g/mol.
| Etapa | C | H | O |
|---|---|---|---|
| Massa em 100 g | 40,9 g | 4,55 g | 54,55 g |
| ÷ massa molar | 3,41 | 4,55 | 3,41 |
| ÷ menor valor (3,41) | 1 | 1,33 | 1 |
| × 3 (termina em ,33) | 3 | 4 | 3 |
A fórmula mínima é C3H4O3, com massa 88 g/mol. Como n = 176 ÷ 88 = 2, a fórmula molecular é C6H8O6.
9. Como o tema cai no ENEM
As questões trazem um contexto (alimentos, fármacos, minérios, fertilizantes ou poluentes) e costumam pedir uma de três coisas: a porcentagem de um elemento, a fórmula mínima a partir de dados de análise ou a fórmula molecular a partir da mínima e da massa molar. Fique atento aos erros mais comuns:
- n
- Comparar porcentagens diretamente, sem converter massa em mol.
- Arredondar cedo demais (1,5 não é 2).
- Responder com a fórmula mínima quando o enunciado dá a massa molar e pede a molecular.
- Esquecer que, na combustão, o oxigênio da amostra é calculado por diferença.
- Contar átomos errado em fórmulas com parênteses, como CO(NH2)2.
n
n
n
n
n
Teste rápido
1. A hematita contém 70% de ferro e 30% de oxigênio em massa (Fe = 56; O = 16). Qual é a sua fórmula?
Ver resposta
Fe: 70 ÷ 56 = 1,25 mol; O: 30 ÷ 16 = 1,875 mol. Dividindo por 1,25: 1 : 1,5. Multiplicando por 2: Fe2O3.
2. Um hidrocarboneto tem fórmula mínima CH2 e massa molar 84 g/mol. Qual é a fórmula molecular?
Ver resposta
n = 84 ÷ 14 = 6, então a fórmula é C6H12 (cicloexano).
3. A queima de 2,4 g de magnésio produziu 4,0 g de óxido (Mg = 24; O = 16). Qual é a fórmula do óxido?
Ver resposta
O oxigênio incorporado é 4,0 − 2,4 = 1,6 g. Mg: 0,1 mol; O: 0,1 mol. Proporção 1 : 1, então MgO.
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