Balanceamento

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Profª Michele France 
2020.2 
BALANCEAMENTO DE 
EQUAÇÕES QUÍMICAS 
1 
Reações Químicas 
 
Lavoisier 
Equação Química 
Conceitos Importantes para uma melhor compreensão 
2 
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REAÇÃO QUÍMICA 
 É um processo de mudanças químicas, onde ocorre a 
conversão de uma substância, ou mais, em outras substâncias. 
 A + B C + D 
 Sódio + Água → Hidróxido de Sódio + Hidrogênio 
REAGENTES PRODUTOS 
 Na + H2O → NaOH + H2 
3 
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4 
Lei de Lavoisier ou Lei da conservação da massa 
LEI DE LAVOISIER 
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O Equações químicas 
5 
 2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g) 
Em uma 
equação 
química 
representa-se 
os estados 
físicos de 
cada reagente 
e produto. 
Sólido 
(s) 
Líquid
o (l) 
Gasos
o (g) 
Aquos
o (aq) 
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6 
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O Equações químicas 
EQUAÇÃO 
NÃO 
BALANCEADA 
Na + H2O → NaOH + H2 
EQUAÇÃO 
BALANCEADA 
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 
 CaCO3 (s) Δ CaO(s) + CO2(g) 
Para indicar que a reação requer calor 
(Temperatura) utiliza-se a letra grega 
Δ. 
NH3 Significa 
1 átomo de nitrogênio 
 
3 átomos de hidrogênio 
 
2 NH3 Significa 
2 x 1 = 2 átomos de nitrogênio 
 
2 x 3 = 6 átomos de hidrogênio 
Tendo duas vezes H2O, teremos 4 átomos de H e dois de O 
 
 2 x 2 = 4 átomos de hidrogênio 
2H2O Significa 
 2 x1 = 2 átomos de oxigênio 
Equação Química balanceada 
2H2 + O2 2H2O 
 
 
 Índice 
 Coeficiente 
7 
Coeficiente estequiométrico das substâncias 
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BALANCEAMENTO 
Os coeficientes estequiométricos são utilizados para 
mostrar que os átomos não são criados nem 
destruídos. 
8 
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Consiste em ajustar os coeficientes estequiométricos de modo que o 
número de átomos de cada elemento na equação química seja 
conservado. Isto é, o número de átomos de um determinado elemento é 
o mesmo no reagente e no produto 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Estequiometria
https://pt.wikipedia.org/wiki/Estequiometria
https://pt.wikipedia.org/wiki/Estequiometria
https://pt.wikipedia.org/wiki/Equa%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Equa%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Equa%C3%A7%C3%A3o_qu%C3%ADmica
https://pt.wikipedia.org/wiki/Reagente
9 
As equações químicas podem ser balanceadas 
por dois métodos: 
-Por tentativa: 
 Ácido base – sem transferência de elétrons. 
Reações de Oxidação e Redução 
(Redox): ocorre a transferência de elétrons. 
BALANCEAMENTO 
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Observe a equação: 
Observe que agora a Lei 
de Conservação das 
Massas foi respeitada (Eq. 
Balanceada). 
H2 + O2  H2O 
 
2H2 + O2  2 H2O 
 
 
 
 
H = 2 x 2 = 4 
O = 1 x 2 = 2 
10 
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BALANCEAMENTO 
H2 
H2 
O2 
+ 
H2O 
H2O 
11 
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BALANCEAMENTO 
12 R
e
gr
a
s 
pa
ra
 o
 B
a
la
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e
a
m
e
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o 
d
a
s 
E
qu
a
çõ
e
s 
1ª) Raciocine inicialmente com elementos que 
aparecem em uma 
única substância, em cada membro; 
2ª) Verificado esses elementos, escolha aquele que 
tenha 
maiores índices; 
3ª) Escolhido o elemento, transfira seus índices de 
um membro 
para outro, usando-os como coeficientes; 
4ª) Prossiga com o mesmo raciocínio até o término 
do 
balanceamento. 
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 N2 + H2 → NH3 
Reagentes 
N = 2 
H = 2 
Produtos 
N = 1 
H = 3 
Observe que se começa pelo H, seguindo a regra 1. 
Para acertar seus coeficientes, coloca-se 3 à frente do H2. Alterando 
a quantidade de H. 
Agora resta apenas acertar o N. Para isso deve-se colocar o 
coeficiente 2 no NH3: 
 N2 + 3H2 → 2 NH3 
Eq. Balanceada 13 
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 H2SO4 + KOH → K2SO4 + H2O 
Reagentes 
S = 1 
H = 3 
O = 5 
K = 1 
Produtos 
S = 1 
H = 2 
O = 5 
K = 2 
Note que o elemento que aparece em uma única substância e 
desbalanceado é o K. Por isso, colocamos o coeficiente 2 no KOH. 
Para finalizar, colocamos na água o coeficiente 2 para acertar o 
H e por conseguinte o O. 
H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O 
Eq. Balanceada 
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Exercício 1: Balancear a equação química que representa a queima 
do gás hidrogênio (H2) em presença de (O2) para formar água. 
H2 (g) + O2(g) H2O(l) 
Exercício 2: Balancear a equação química que representa a queima 
do gás metano (CH4) em presença de (O2) para formar dióxido de 
carbono e água. 
CH4 (g) + O2(g) CO2(g) + H2O(l) 
Exercício 3: Balancear a equação química abaixo: 
Al(l) + BaO(s) Δ Al2O3(s) + Ba(l) 
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Vamos exercitar? 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES POR 
OXIRREDUÇÃO 
16 
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NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) 
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REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO: 
1ª regra 
O Nox de cada 
átomo em uma 
substância simples 
é sempre zero. 
O2, O3, P4, S8, 
Cgraf, Cdiam 
2ª regra 
O Nox de um íon 
monoatômico é 
sempre igual à sua 
própria carga. 
 K+ Ba2+ F– N3– 
Nox: +1 +2 –1 –3 
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3ª regra: Existem elementos que apresentam Nox fixo em seus 
compostos. 
 
Metais Alcalinos (1A) 
(Li, Na, K, Rb Cs e Fr) 
 
Nox = + 1 
 
Exemplo: K2SO4. 
 Nox = + 1 
 
Metais Alcalinos-terrosos (2A) 
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra) 
 
Nox = + 2 
 
Exemplo: CaO. 
 Nox = + 2 
 
Zn (zinco) 
 
Nox = + 2 
 
Exemplo: ZnSO4. 
 Nox = + 2 
 
Ag (prata) 
 
Nox = + 1 
 
Exemplo: AgCℓ. 
 Nox = + 1 
 
Al (alumínio) 
 
Nox = + 3 
 
Exemplo: Aℓ2O3. 
 Nox = + 3 
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO: 
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REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO: 
4ª regra: O Nox do 
elemento hidrogênio (H), 
nas substâncias compostas, 
é geralmente +1. 
 HBr H2SO4 C6H12O6 
 +1 +1 +1 
Quando o hidrogênio 
estiver ligado a metal, 
formando hidretos 
metálicos, seu Nox é -1 . 
 NaH CaH2 
Nox: –1 –1 
 
21 
5ª regra: O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria 
dos seus compostos, é -2. 
 CO H2O H2SO4 C6H12O6 
 Nox: –2 –2 –2 –2 
 
No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é 
mais eletronegativo, o Nox do oxigênio é + 2: 
OF2 
 Nox: +2 
Nos peróxidos (O2)
2–, o Nox do oxigênio é -1. 
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO: 
Nox: 
H2O2 Na2O2 
+1 +1 -1 -1 
-2 +2 -2 +2 
Soma dos Nox: Zero Zero 
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE 
OXIDAÇÃO: 
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France 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de 
muitos outros elementos. 
 
Exemplo 1: 
 
● Determinação do Nox do fósforo (P) no H3PO4: 
 
H → Nox = +1P → Nox = X 
O → Nox = -2 
H 3 P O 4 
 3.( + 1 ) + X + 4.( - 2 ) = 0 
 
 X = + 5 
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QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo 2: 
 
● Determinação do Nox do Cromo (Cr) no K2Cr2O7: 
 
 K → Nox = + 1 
Cr → Nox = X 
 O → Nox = - 2 
K2 Cr2 O7 
2.( + 1 ) + 2.X + 7.( - 2 ) = 0 
 
 X = + 6 (Nox do Cr). 
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QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6ª regra: Num íon composto, o somatório dos Nox é 
igual à carga do íon. 
 
Exemplo 3: 
 
● Determinação do Nox do fósforo (P) no P2O7
- 4 : 
 
P → Nox = x 
O → Nox = - 2 
P2 O7
4- 
 2.X + 7.( - 2 ) = - 4 
 
X = + 5 (Nox do P). 
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Variação do Nox nas Reações de Óxido-redução 
 
Observando o exemplo da reação entre o cobre (Cu) e a 
solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3) e 
associando-o ao conceito de Nox, temos : 
 
● semirreação em que ocorre perda de elétrons é 
denominada reação de oxidação. 
 
● semirreação em que ocorre ganho de elétrons é 
denominada reação de redução. 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
Cu Cu2+ + 2e- 2Ag+ + 2e- 2 Ag 
0 
+
2 
+1 0 Nox 
Perda de e- 
Oxidação 
Aumento do Nox 
Ganho de e- 
Redução 
Diminuição do Nox 
QUÍMICA, 3ª ANO 
Oxirredução (Regras do Nox) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com isso, temos: 
 
-O cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente 
redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons prata (Ag+), 
provoca sua redução. 
 
- Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como 
agente oxidante, pois, ao receberem elétrons do cobre 
(Cu), provocam sua oxidação. Cu: perde elétrons Sofre oxidação Agente redutor 
Sofre redução Ag+: ganha elétrons Agente Oxidante 
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OBSERVE: 
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REGRAS PARA O BALANCEAMENTO: 
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REGRAS PARA O BALANCEAMENTO: 
31 
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33 
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
1º passo: Determinar os números de oxidação: 
+1 +7 -2 +1 -1 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2 
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 
2º passo: Determinação da variação da oxidação e da redução: 
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MnCl2 = ∆Nox = 5 → 5 será o coeficiente de Cl2 
Cl2 = ∆Nox = 2→ 2 será o coeficiente de MnCl2 
KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O 
3º passo: Inversão dos valores de ∆: 
4º passo: Balanceamento por tentativa: 
 
 KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O 
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O 
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Método para o Balanceamento de Equações Químicas sem Solvente: 
1. Atribuir o número de oxidação a todos os átomos; 
2. Observar quais os átomos que parecem perder e quais os que parecem 
ganhar elétrons e determine quantos elétrons são perdidos e ganhos; 
3. Se há mais de um átomo perdendo ou ganhando elétrons em uma unidade 
de fórmula, determine o total de elétrons perdidos ou recebidos por 
unidade de fórmula; 4. Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ou da perda pelo agente 
redutor, colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, 
no lado esquerdo da equação; 
5. Complete o balanceamento da equação por tentativa. Inicialmente 
balancei os átomos que ganharam ou perderem elétrons; em segundo lugar, 
todos os átomos, à exceção de O e H, em terceira, os átomos de O, e por 
último os átomos de H. 
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Exemplo: Realizar o balanceamento da equação abaixo. 
H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O 
H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O Etapa 1: 
H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O Etapa 2: 
+1 +3 -2 +1 +7 -2 +4 -2 +2 -2 +1 -2 +1 -2 
 +3 +7 +4 +2 
Oxidação: cada C perde 1 e- 
Redução: cada Mn ganha 5 e- 
36 
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H2C2O4 + KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O Etapa 3: 
 +3 +7 +4 +2 
Como há dois átomos de C 
por unidade fórmula, cada 
H2C2O4 perde 2 x 1 ou 2 e
- 
Cada KMNO4 ganha 5 e
- 
5 H2C2O4 + 2 KMnO4 CO2 + MnO + K2O + H2O Etapa 4: 
5 H2C2O4 + 2 KMnO4 10 CO2 + 2 MnO + K2O + 5 H2O Etapa 5: 
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Método para o Balanceamento de Equações Químicas em Soluções Aquosas: 
1. Atribuir o número de oxidação a todos os átomos; 
2. Note quais os átomos que perdem e os que ganham elétrons e determine quantos 
elétrons são perdidos e ganhos; 
3. Se mais de um átomo em uma unidade de fórmula perde ou ganha elétrons, 
determine a perda ou o ganho total por unidade de fórmula; 
4. Igualar o ganho de elétrons pelo agente oxidante com a perda do agente redutor, 
colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, no lado esquerdo 
da equação; 
5. Balancear os átomos que ganharam ou perderem elétrons adicionando 
coeficientes apropriados à direita da equação; 
6. Balancear todos os outros átomos, exceto o O e H; 
38 
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7. Balancear a carga (o somatório de todas as cargas iônicas) de maneira que seja a 
mesma em ambos os lados da equação, adicionando íons H+ ou OH-; 
a) Se a reação ocorre em solução ácida, adicionar íons H+ ao lado deficiente em 
cargas positivas; 
b) Se a reação ocorre em solução básica, adicionar íons OH- ao lado deficiente em 
cargas negativas; 
Exemplo: Realizar o balanceamento da equação abaixo. 
Cr2O7 
2- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ 
Cr2O7
2- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ Etapa 1: 
+6 -2 +2 +3 +3 
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Cr2O7
2- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ Etapa 2: 
+6 +2 +3 +3 
Redução: Ganho de 3 e- 
pelo Cr 
Oxidação: Perda de 1 e- pelo 
Fe 
Cr2O7
2- + Fe2+ Cr3+ + Fe3+ Etapa 3: 
+6 +2 +3 +3 
Ganho total 2 x 3 ou 6 e- 
por Cr2O7
2- 
Perde 1 e- por Fe2+ 
Cr2O7
2- + 6 Fe2+ Cr3+ + Fe3+ Etapa 4: 
40 
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Cr2O7
2- + 6 Fe2+ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ Etapa 5: 
 Feita... Etapa 6: 
Etapa 7: Carga total a esquerda = -2 +6(+2) = + 10 
 Carga total na direita = 2(+3) + 6(+3) = + 24 
 Carga positiva necessária adicionada a esquerda = + 14 
 14 H+ + Cr2O7
2- + 6 Fe2+ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ 
Etapa 8: 14 H+ + Cr2O7
2- + 6 Fe2+ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O 
41 
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