Determinar fórmulas químicas é uma habilidade-chave no ENEM porque conecta leitura de dados, contas proporcionais e compreensão de estrutura da matéria. O objetivo é sair de informações experimentais (porcentagens, massas, dados de combustão ou massa molar) e chegar à fórmula empírica (proporção mais simples) e à fórmula molecular (quantidade real de átomos na molécula). Palavras-chave para SEO e revisão: determinação de fórmulas químicas, fórmula empírica, fórmula molecular, análise centesimal, combustão, massa molar, hidrato, ENEM.
Fórmula empírica é a razão inteira mais simples entre os átomos. Ex.: CH2O. Fórmula molecular indica quantos átomos a molécula realmente tem. Ex.: C6H12O6. Em compostos iônicos, fala-se unidade-fórmula (proporção iônica mínima), não “molecular”.
Como decidir entre empírica e molecular? Primeiro ache a empírica pelas proporções experimentais. Depois compare a massa molar real (dada no enunciado) com a massa da empírica; o quociente deve ser um número inteiro n. Então, (empírica) × n = (molecular).
Passo a passo para a fórmula empírica a partir da composição centesimal
- Converta % em massa assumindo 100 g de amostra (52% → 52 g).
- Converta massa em mol (n = m/M).
- Divida todas as quantidades de mol pelo menor valor para obter a razão.
- Se surgirem frações “limpas”, multiplique tudo: 1,5 ×2; 1,33 ×3; 1,25 ×4; 1,2 ×5; 1,67 ×3; 0,75 ×4.
- Escreva a fórmula empírica com índices inteiros mínimos.
Exemplo 1 (centésimos clássicos)
Dados: 40,0% C; 6,7% H; 53,3% O.
• Em 100 g: C = 40/12 ≈ 3,33 mol; H = 6,7/1 = 6,7 mol; O = 53,3/16 ≈ 3,33 mol.
• Dividindo pelo menor (3,33): C ≈ 1; H ≈ 2; O ≈ 1 → empírica = CH2O.
• Se a massa molar real for 180 g/mol: M(CH2O) = 30 g/mol; 180/30 = 6 → molecular = (CH2O)6 = C6H12O6.
Passo a passo para a fórmula molecular (dado M real)
- Calcule M da empírica.
- Faça n = M(real)/M(empírica).
- Se n ~ inteiro (1, 2, 3, 4…), multiplique todos os índices da empírica por n.
- Se n não ficar inteiro, revise arredondamentos ou dados (erro comum é arredondar cedo demais).
Exemplo 2 (massa molar que “duplica”)
Dados: composição resulta em empírica C2H6O (M = 46 g/mol).
• Se M(real) = 92 g/mol → n = 92/46 = 2 → molecular = C4H12O2.
• Observação: em orgânica real, C2H6O é etanol/éter dimetílico (isomeria); C4H12O2 é um diol possível. O que importa no ENEM é o procedimento.
Determinação a partir de dados de combustão (orgânicos C, H, O)
• Todo C vira CO2; todo H vira H2O; o O pode vir do composto e/ou do O2.
• Use massas de CO2 e H2O para descobrir mol de C e H.
• Encontre a massa do O por diferença (massa da amostra − mC − mH) e converta em mol.
• Ache a razão simples e a empírica.
Exemplo 3 (combustão com números “redondos”)
Amostra de 0,500 g gera 0,733 g de CO2 e 0,300 g de H2O.
• n(C) = 0,733/44 ≈ 0,01666 mol → m(C) ≈ 0,01666×12 ≈ 0,200 g.
• n(H) = (0,300/18)×2 = 0,03333 mol → m(H) ≈ 0,03333 g.
• m(O no composto) = 0,500 − 0,200 − 0,03333 ≈ 0,2667 g → n(O) ≈ 0,2667/16 ≈ 0,01667 mol.
• Razão C:H:O ≈ 0,01666 : 0,03333 : 0,01667 → dividindo por 0,01666 → 1 : 2 : 1 → empírica = CH2O.
• Se M(real) = 60 g/mol, n = 60/30 = 2 → molecular = C2H4O2.
Hidratos: encontre n na notação “·nH2O”
• Aqueça (no problema) e meça a perda de massa como água.
• n(H2O) = (m(água perdida)/18).
• n(sal anidro) = (m(anidro)/M(sal)).
• Razão n(H2O):n(sal) → inteiro simples.
Exemplo 4 (hidrato do cobre)
2,50 g de CuSO4·nH2O aquecem e viram 1,60 g de CuSO4.
• m(água) = 0,90 g → n(H2O) = 0,90/18 = 0,050 mol.
• n(CuSO4) = 1,60/159,6 ≈ 0,0100 mol.
• Razão = 0,050 : 0,010 = 5 : 1 → n = 5 → CuSO4·5H2O.
Cuidados de arredondamento que salvam questão
• Segure 2–3 casas significativas nas etapas; arredonde no final.
• Se aparecer 1,49–1,51, trate como 1,5 (×2).
• Se aparecer 1,33–1,34, pense em 4/3 (×3).
• Se aparecer 1,66–1,67, pense em 5/3 (×3).
• Se aparecer 1,25, pense em 5/4 (×4).
• Tolerância típica: ±0,02 a ±0,05 na razão antes do ajuste final.
Erros comuns (e como evitar)
• Trocar índice por coeficiente: índice pertence à substância; coeficiente pertence à reação.
• Esquecer que compostos iônicos não têm “fórmula molecular”; escreva a unidade-fórmula mínima.
• Dividir por um valor “quase zero” porque esqueceu de converter g → mol. Sempre passe por mol.
• Parar com frações no índice: leve tudo a inteiros mínimos multiplicando pelos fatores adequados.
Como o ENEM costuma cobrar
• Análise centesimal → empírica → molecular (fornecem M real).
• Dados de combustão (massas de CO2 e H2O).
• Hidratos e perda/ganho de massa.
• Questões qualitativas (mesma empírica, diferentes moléculas → isomeria; mistura x composto → proporções variáveis x definidas).
Atalhos que economizam tempo
• Em 100 g de amostra, as porcentagens “viram” gramas direto.
• Multiplique primeiro para eliminar frações claras (½, ⅓, ¼, ⅔, ¾).
• Faça uma checagem de massa molar: empírica muito “leve” frente a M real geralmente indica n = 2, 3, 4…
Mini-roteiro universal
- Transforme dados em mol de cada elemento.
- Encontre a menor razão inteira → empírica.
- Compare com M real → ache n.
- Multiplique a empírica por n → molecular.
- Revise coerência química (valências usuais, presença/ausência de íons, estado físico).
Exemplos-âncora para memorizar
• CH2O (30 g/mol) é empírica muito comum; glicose (180) → n = 6.
• C2H6O (46) pode ser molécula final se M = 46; se M = 92 → (C2H6O)2.
• CuSO4·5H2O é o hidrato azul clássico; perda de 5 H2O ao aquecer justifica proporção 5:1.
Resumo SEO para revisar: determinação de fórmulas químicas; fórmula empírica; fórmula molecular; análise centesimal; combustão (CO2 e H2O); hidratos (·nH2O); massa molar; arredondamento e fatores (×2, ×3, ×4, ×5); ENEM Química.
SIMULADO ENEM
(1) Uma substância apresenta 54,5% de C, 9,1% de H e 36,4% de O em massa. Sua massa molar é 88 g/mol. A fórmula molecular é:
A) C2H4O2
B) C3H8O2
C) C4H8O2
D) C3H6O3
E) C4H12O
Comentário de resolução: em 100 g → C: 54,5/12 ≈ 4,54 mol; H: 9,1/1 ≈ 9,10 mol; O: 36,4/16 ≈ 2,275 mol. Dividindo por 2,275 → C ≈ 2, H ≈ 4, O ≈ 1 → empírica = C2H4O (M = 44 g/mol). M(real)/M(empírica) = 88/44 = 2 → molecular = C4H8O2. Gabarito: C.
(2) A combustão completa de 0,500 g de um composto orgânico contendo C, H e O produz 0,733 g de CO2 e 0,300 g de H2O. A fórmula empírica do composto é:
A) CHO
B) CH2O
C) C2H4O
D) CH4O
E) C2H6O
Comentário de resolução: n(C) = 0,733/44 ≈ 0,01666 mol; n(H) = (0,300/18)×2 ≈ 0,03333 mol; m(O no composto) = 0,500 − (0,01666×12) − 0,03333 ≈ 0,2667 g → n(O) ≈ 0,01667 mol. Razão C:H:O ≈ 1 : 2 : 1 → empírica = CH2O. Gabarito: B.
(3) Ao aquecer 3,60 g de um hidrato de sulfato de magnésio, restam 1,76 g do sal anidro (MgSO4; M ≈ 120 g/mol). A fórmula do hidrato é MgSO4·nH2O. O valor de n é:
A) 1
B) 2
C) 5
D) 6
E) 7
Comentário de resolução: m(água) = 3,60 − 1,76 = 1,84 g → n(H2O) = 1,84/18 ≈ 0,1022 mol. n(MgSO4) = 1,76/120 ≈ 0,01467 mol. Razão água:sal ≈ 0,1022 : 0,01467 ≈ 6,97 : 1 → arredonda para 7 : 1 → n = 7 → MgSO4·7H2O. Gabarito: E.
Com prática nesses roteiros curtos, você transforma dados brutos em fórmulas empíricas e moleculares com segurança — exatamente o que o ENEM espera quando explora composição, combustão e hidratos.
ENEMPEDIA 
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