balanceamento de equações peac

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Projeto Educacional Alternativa Cidadã – PEAC 
Extensão Universitária da Universidade Federal do Rio Grande do Sul 
EXERCÍCIOS DE QUÍMICA 
Prof. Fabiana, Turma A 
www.alternativacidada.blogspot.com 
 
Química PEAC www.alternativacidada.blogspot.com 1 
 
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES 
O balanceamento de equações é de 
fundamental importância na Química, pois só com uma 
equação corretamente balanceada é possível realizar-se 
cálculos estequiométricos, variação de entalpia, 
determinação da constante de velocidade de uma 
reação, etc 
Todos nós já ouvimos a famosa frase atribuída a 
Lavoisier: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo 
se transforma” - este seria um resumo da Lei da 
Conservação das Massas, onde, numa reação química, 
átomos não são criados nem destruídos. O mesmo 
conjunto de átomos está presente tanto antes quanto 
depois de uma reação, sendo que as mudanças que 
acontecem durante a reação envolvem apenas a 
reestruturação/distribuição dos átomos. Dessa forma, 
observem a equação não balanceada da síntese da água: 
 
H2(g) + O2(g)  H2O(l) (Eq1) 
 
 Observando os reagentes e produtos, temos: 
 
 
 
 Nos reagentes, temos um átomo de oxigênio a 
mais que nos produtos e, uma vez que átomos não são 
criados nem destruídos em uma reação, uma equação 
química tem que ter um número igual de átomos de cada 
elemento em cada “lado da seta”, assim é necessário 
apenas um dos dois átomos de oxigênio para formar um 
mol de água, ficando a equação da seguinte forma 
 
H2(g) + 1/2O2(g)  H2O(l) (Eq2) 
 
Abaixo temos a “representação” atômica da 
equação acima: 
 
 
 Se vocês observarem, verão que tanto nos 
reagentes quanto nos produtos, a quantidade de átomos 
é a mesma. E se eu utilizar 1 mol de oxigênio ao invés de 
1/2? 
 Serão necessários 2 mols de hidrogênio, pois 
toda a equação será multiplicada por 2: 
 
2H2(g) +1O2(g)  2H2O(l) (Eq3) 
 
 E na “representação” atômica: 
 
 
Os passos para o balanceamento de uma 
equação química são: 
1°- Identifique quem são os reagentes e produtos; 
2°- Equacione a reação química, com as fórmulas 
dos reagentes e produtos; 
3°- Observe o número de átomos presentes no 
lado dos reagentes e dos produtos e vá pelo 
método de “tentativa e erro” até acertar os 
coeficientes de todas as substâncias envolvidas na 
reação. 
 
OBS: a equação balanceada deve conter os menores 
números possíveis. (veja as equações 2 e 3 para a síntese 
da água: entre as duas, a que possui os menores 
coeficientes é a 2, portanto é com esta que 
trabalharíamos para efetuar cálculos estequiométricos, 
p. exemplo); 
 
- DICA 1: deixe o balanceamento dos átomos de 
hidrogênio e oxigênio por último, quando estes 
estiverem presentes na reação; 
 
EX: Para a reação 
NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O 
 
 Observando os reagentes, temos: 1Na, 1S, 3H e 
5O**. Já do lado dos produtos temos: 2Na, 1S, 2H e 5O. 
A quantidade de enxofre está constante, assim nada 
faremos, já o Na temos que multiplicar por 2 no lado dos 
reagentes para ficar igual dos dois lados: 
 
2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + H2O 
 
 Com isso ajustamos a quantidade de Na e 
passamos a ter 4H e 6O nos reagentes. Como agora 
temos 4H no lado dos reagentes, vamos multiplicar por 2 
no lado dos produtos: 
 
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2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O 
 
 Contando novamente o número de átomos para 
os dois lados: 
Reagentes: 2Na, 1S, 4H e 6O 
Produtos: 2Na, 1S, 4H e 6O 
 
 Portanto, a equação está balanceada! 
 
**Lembrem-se que o índice indica o número de átomos 
presentes na molécula, sendo assim, no HNO3 temos 
1H, 1N e 3O!!! 
 
- DICA 2: no balanceamento das reações de combustão, 
deixe o átomo de oxigênio por último. 
EX: Reação de combustão do metano. Lembrem-se dos 
três passos já citados para o balanceamento de uma 
equação: 
1°- Identifique quem são os reagentes e produtos: 
metano, oxigênio (SEMPRE presente numa combustão), 
gás carbônico e água (são SEMPRE os produtos na reação 
de combustão de hidrocarbonetos); 
2°- Equacione a reação química, com as fórmulas dos 
reagentes e produtos: 
CH4 + O2  CO2 + H2O 
 
3°- Observe o número de átomos presentes no lado dos 
reagentes e dos produtos e vá pelo método de “tentativa 
e erro” até acertar os coeficientes de todas as 
substâncias envolvidas na reação: 
 Assim: 
Reagentes: 1C, 4H, 2O 
Produtos: 1C, 2H, 3O 
 
 Vamos manter o número de carbonos já que 
este é igual dos dois lados. Seguindo a DICA 2, vamos 
ajustar o oxigênio por último, multiplicando o hidrogênio 
do lado dos produtos por 2, ficando assim com 4H dos 
dois lados da equação: 
CH4 + O2  CO2 + 2H2O 
 
Agora temos 4O do lado dos produtos, bastando 
então multiplicar por 2 no lado dos reagentes e a 
equação está balanceada! 
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O 
 
 Fazendo uma “representação” atômica da 
reação, temos 
 
 
 Bom, agora é a vez de vocês se exercitarem. 
Faça o balanceamento das equações seguintes pelo 
método de “tentativa e erro”: 
 
1- Ag2O  Ag + O2 
2- Al + O2  Al2O3 
3- Al(OH)3 + H4SiO4  Al4(SiO4)3 + H2O 
4- BaCl2 + H2SO4  HCl + BaSO4 
5- BaO + As2O3  Ba3(AsO4)2 
6- C2H4 + O2  CO2 + H2O 
7- C3H2 + O2  CO2 + H2O 
8- Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + CO + P4 
9- CaO + P2O5  Ca3(PO4)2 
10- CH4 + O2  CO2 + H2O 
11- Cr + O2  Cr2O3 
12- Cu + O2  CuO 
13- Cu(OH)2 + H4P2O7  Cu2P2O7 + H2O 
14- Fe + H2O  Fe3O4 + H2 
15- Fe3O4 + CO  Fe + CO2 
16- FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2 
17- H2 + Cl2  HCl 
18- H3PO3  H2O + P2O3 
19- HCl + Na3AsO3  NaCl + H3AsO3 
20- HNO2  H2O + NO2 + NO 
21- I2 + NaOH  NaI + NaIO3 + H2O 
22- K2Cr2O7 + KOH  K2CrO4 + H2O 
23- KClO2  KCl + O2 
24- KClO3  KCl + O2 
25- KClO4  KCl + O2 
26- KNO3  KNO2 + O2 
27- Mn3O4 + Al  Mn + Al2O3 
28- N2O4  NO2 
29- N2O5  NO2 + O2 
30- NH3 + HCl  NH4Cl 
31- NH4NO2  N2 + H2O 
32- NH4NO3  N2O + H2O 
33- P + O2  P2O3 
34- P + O2  P2O5 
35- P4 + O2  P2O5 
36- PBr5 + H2O  H3PO4 + HBr 
37- PCl3 + H2O  H3PO3 + HCl 
 
 
	BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
	O balanceamento de equações é de fundamental importância na Química, pois só com uma equação corretamente balanceada é possível realizar-se cálculos estequiométricos, variação de entalpia, determinação da constante de velocidade de uma reação, etc
	Todos nós já ouvimos a famosa frase atribuída a Lavoisier: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma” - este seria um resumo da Lei da Conservação das Massas, onde, numa reação química, átomos não são criados nem destruídos. O mesmo...