O Controle da Matéria e suas Transformações

Prévia do material em texto

U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 1 
 
O Controle da Matéria e suas Transformações 
 
6. Estequiometria e Balanceamento de Reações com Compostos Inorgânicos 
Ao abordarmos os conceitos a seguir, vamos deixar de fora os compostos orgânicos, pois 
possuem todo um conjunto de reações específicas que serão estudadas oportunamente nas séries 
seguintes do curso. Dentro da Inorgânica, também serão vistos outros tipos específicos de compostos 
e reações, mas também serão estudadas em anos subseqüentes, oportunamente. De caráter geral, ou 
melhor, dentro da Química Geral, há quatro categorias básicas de reações com compostos 
inorgânicos, válidos também para vários compostos orgânicos, mas não todos. 
6.1. Tipos de Reações 
Esta classificação se dá segundo o rearranjo das espécies envolvidas e são denominadas: 
Reações de Síntese, de Decomposição, de Simples Troca e de Dupla Troca. Qualquer reação ocorre 
pela redução da Energia Livre de Gibbs, o que pode ser visualizado facilmente quando surge um 
precipitado (sólido) ou a formação de um gás. Veja as definições destas reações a seguir e alguns 
exemplos de cada tipo de reação. 
 
REAÇÕES DE SÍNTESE (A + B ���� C): Também conhecidas como reações de adição ou 
composição, são reações que dois ou mais reagentes produzem obrigatoriamente apenas um produto, 
como a síntese da água a partir dos ases oxigênio e hidrogênio e a síntese do cloreto de sódio a partir 
da reação do cloro gasoso com sódio metálico. A reação de formação do cloreto de amônio também 
é uma reação de síntese, mas pode ser entendida como uma reação de neutralização, pois envolve um 
ácido reagindo com uma base para dar origem a um sal. Neste caso, a água não está envolvida, pois 
os reagentes não são sólidos, situação necessária sem a qual seriam preciso soluções aquosas para 
que a reação ocorresse, como será vista na reação de dupla troca abaixo. Veja as duas rações: 
2 H2(g) + O2(g) � H2O(l) Cl2(g) + 2 Na(s) � 2 NaCl(s) NH3(g) + HCl(g) � NH4Cl(s) 
 
REAÇÕES DE DECOMPOSIÇÃO (A ���� B + C): Também conhecidas como reações de análise, 
são reações que há, obrigatoriamente, apenas um reagente, gerando dois ou mais produtos, como na 
decomposição do carbonato de cálcio pelo calor, produzindo óxido de cálcio e gás carbônico, a 
explosão do nitrato de amônio, gerando gás óxido de dinitrogênio e água e a decomposição do 
hidróxido ferroso, gerando óxido ferroso e água. Veja as reações abaixo: 
CaCO3(s) � CaO(s) + CO2(g) NH4NO3(s) � N2O(g) + H2O(l) Fe(OH)2(s) � FeO(s) + H2O(l) 
 
REAÇÕES DE SIMPLES TROCA (A + XY ���� AY + X): São reações que envolvem transferência 
de elétrons obrigatoriamente (reações redox ou de oxi-redução), pois somente substâncias simples 
podem estar isoladas e somente espécies carregadas podem estar em compostos, de modo que 
deverão trocar de situação, com a substância isolada e a que vai se isolar doando ou recebendo 
elétrons. Uma das espécies do composto se mantém inalterada. A pilha de Daniell é um exemplo 
disso, onde o íon cúprico se torna metal e o zinco metálico se torna íon zinco (II), com o sulfato 
permanecendo inalterado ou a oxidação do sódio metálico pela água, com a geração de hidrogênio 
gasoso e hidróxido de sódio. Repare que a água H2O pode ser entendida como HOH, ou seja como 
hidróxido de hidrogênio e assim, o sódio trocou de lugar com o hidrogênio. 
Cu(SO4)(aq) + Zn(s) � Cu(SO4)(aq) + Zn(s) H2O(l) + Na(s) � NaOH(aq) + ½H2(g) 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 2 
 
REAÇÕES DE DUPLA TROCA (AB + XY ���� AY + XB): A mais simples reação inorgânica é da 
dupla troca, pois ocorre quando numa mistura de dois sais iônicos, os seus íons são trocados entre si, 
sem a mudança no estado de oxidação. É a típica reação de neutralização, pois ocorrem quando 
ácidos e bases reagem entre si para formação de água (menor energia livre de Gibbs), mas também 
ocorrem quando há precipitação (formação de sólidos por liberação de calor) ou evolução de gás 
(aumento da entropia). Veja os exemplos abaixo, com a neutralização do ácido clorídrico com 
hidróxido de sódio, produzindo cloreto de sódio e água, ou na reação de precipitação do sulfato de 
bário, um sólido branco que se forma quando os íons bário e sulfato estão juntos em uma solução. 
HCl(aq) + NaOH(aq) � NaCl(aq) + H2O(l) Ba(NO3)2(aq) + Na2SO4(aq) � 2 NaNO3(aq) + BaSO4(s) 
 
Devido ao aumento da entropia, qualquer reação que forme gás é favorecida em reações de 
dupla troca, como a formação do ácido fluorídrico, que sai da solução como gás depois de trocar 
com o cloro seu próton. Também ocorre fenômeno similar na formação do hidróxido de amônio, 
composto instável que se decompõe em amônia gasosa e água e quando carbonatos entram em 
contato com ácidos, formando ácido carbônico, que se decompõe em gás carbônico e água. Lógico 
que podem ser entendidas como uma seqüência de reações, dupla troca seguida de decomposição, 
mas a reação de dupla troca é empurrada pela decomposição, que é espontânea pela formação de gás. 
HCl(aq) + NaF(aq) � NaCl(aq) + HF(g) 
NaOH(aq) + NH4Cl(aq) � NaCl(aq) + NH4OH(g) � NaCl(aq) + NH3(g) + H2O(l) 
2 HNO3(aq) + Na2CO3(aq) � 2 NaNO3(aq) + H2CO3(aq) � 2 NaNO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
 
6.2. Lei de Lavoisier 
Vimos que as substâncias podem sofrer alterações por reações químicas, ou seja, são sujeitas 
a rearranjos dos elementos ou espécies químicas, mas observe que nos dois lados da equação, 
reagentes e produtos são separados por uma seta única (�) se a reação for irreversível (os produtos 
não podem ser rearranjados para retornarem a organização original sob a condição especificada ou 
sob nenhuma circunstância) ou por uma seta de duplo sentido (�) se a reação for reversível (os 
produtos podem ser rearranjados para retornarem a organização original nestas condições). Repare 
também que há sempre a mesma quantidade de elementos, ou seja, se há 4 átomos de hidrogênio 
somando sua ocorrência em todos os reagentes, então deverá haver a mesma quantidade nos 
produtos, considerandos todos os produtos que o contenham. 
O francês Antoine Lavoisier tornou mundialmente conhecida o que hoje se chama Lei de 
Lavoisier. De acordo com ela, em qualquer transformação químcia, nunca se cria nem se perde 
matéria, apenas é possível transformá-la de uma forma a outra. Portanto, não se pode criar algo do 
nada e nem aniquilar a matéria. Logo, tudo que existe provém de matéria preexistente, só que em 
outra forma, assim como, tudo o que se consome, apenas perde a forma original, passando a adotar 
uma outra. Toda a matéria envolvida em reações químicas ou físicas é proveniente do próprio 
planeta, apenas havendo o transporte de uma forma para outra e a elaboração de outros compostos e 
subprodutos, que podem, por fim, serem dispostos no solo, água e ar, ou serem reutilizados. 
Preocupado em utilizar métodos quantitativos, ou seja, controlar toda a matéria, observável 
ou não, Lavoisier fez uso da Balança. Ele tinha uma balança como um de seus principais 
instrumentos para as atividades experimentais. Por volta de 1774, este químico francês realizava 
experiências sobre a combustão e a calcinação de substâncias. Observou que, nessas reações, sempre 
resultavam produtos com menor ou maior massa do que as substâncias usadas na reação. Para a 
combustão, a massa dos produtos eram sempre menores, pois as cinza de uma madeira que queimava 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 3sempre pesava menos que a madeira usada na combustão. Para a calcinação, os óxidos de metias 
sempre tinham massa maior do que os metais utilizados na oxidação. Assim, Lavoisier propôs que 
havia algo invisível que se desprendia ou se incoprporava a matéria e nomeou esta substância de 
oxigênio (que quer dizer gerador de ácidos). A massa aumentada ou reduzida dos compostos 
resultantes correspondia à massa da substância inicialmente empregada, somada ou subtraida da 
massa do gás oxigênio a ela incorporada ou dela desprendida através da reação. 
Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que, numa reação 
química que se processe num sistema fechado (onde não há entrada nem saida de matéria), a massa 
permanece constante, ou seja, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos 
produtos: m(reagentes) = m(produtos). Assim, por exemplo, quando 2 g de H2 gasoso reagem com 16 g O2 
também gasoso, fechados em um sistema, de modo a resultar na formação de 18 g de H2O também 
gasosa devido a alta temperatura resultante desta reação explosiva. Do mesmo modo, quando 12 g de 
C reagem com 32 g de O2 fechado em um sistema ocorre a formação de 44 gramas de CO2. Isso 
pode até parecer óbvio e evidente hoje, mas nem sempre o foi. Queimando-se magnésio, cientistas 
anteriores a Lavoisier observavam um aumento de massa, enquanto que, queimando enxofre, 
notavam uma perda de massa. Coube a Lavoisier, percebendo que esses ensaios deveriam ser feitos 
em sistemas fechados, esclarecer que as diferenças de massas eram devidas à absorção ou liberação 
de gases durante as reações. Assim, através de seus trabalhos, Lavoisier pôde enunciar uma lei que 
ficou conhecida como Lei da Conservação das Massas ou Lei de Lavoisier: 
"Numa reação química que ocorre em sistema fechado, a massa total antes da reação é 
igual à massa total após a reação"; ou: 
"Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de 
átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos 
reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados"; ou ainda, filosoficamente: 
"Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma". 
Atualmente sabemos que a lei de Lavoisier como inicialmente foi proposta nem sempre se 
verifica fora das reações químicas. É possível a perda de massa no decurso de uma reação nuclear 
liberando-se energia (fenômeno explicável pela teoria da relatividade de Einstein). O que deverá se 
verificar sempre no universo é a primeira lei da termodinâmica, que é a lei da conservação de 
energia, que estabelece que a quantidade total de energia em um sistema isolado permanece 
constante, seja esta energia condensada na forma de matéria ou não. Uma consequencia dessa lei é 
que energia não pode ser criada nem destruída. Porque a energia é associada com massa na teoria da 
relatividade de Einstein (E = mc2), a conservação de energia também implica na conservação de 
massa em sistemas isolados (isto é, a massa de um sistema isolado não pode mudar, pois é 
impossível que energia entre ou deixe o sistema). Mas por hora, vamos nos deter somente na Lei de 
Lavoisier, sobre a conservação de massa em reações químicas. 
Pela Lei de Lavoisier, numa equação química, a quantidade de matéria deve ser mantida 
intacta, antes e depois da reação. Pensando do ponto de vista de quantidade de matéria, significa que 
o número de átomos de cada elemento deve ser igual em ambos os lados da equação. Para realizar o 
balanceamento, temos que colocar um número, denominado coeficiente estequiométrico, antes dos 
símbolos. Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1, não é preciso escrever. Mas antes, 
vamos entender uma fórmula química, do ponto de vista da quantidade de matéria, ou seja, da 
quantidade de átomos contida nela. Veja as ilustrações a seguir e sempre pense nos dois lados de 
uma equação, ou seja, o lado esquerdo (dos reagentes) e o lado direito (dos produtos). Os elementos 
que tiverem de um lado devem estar do outro, e nas mesmas quantidades, não importando de que 
tipo de substância eles estão fazendo parte de cada lado. Mas, antes vamos entender como é 
representada uma substância e como saber quantos átomos há nela. Veja a molécula de água abaixo: 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 4 
 
 
Uma molécula de água tem esta fórmula muito conhecida H2O. O sub-índice 2 à direita do símbolo 
químico do hidrogênio (H) significa que a molécula de água contém 2 átomos de hidrogênio. Como não há sub-
índice no símbolo químico do oxigênio (O), entende-se que é 1. 
O sub-índice nos símbolos químicos especificam a natureza do composto e não podem ser 
alterados em um balanceamento. Compreenda que HNO3 é o ácido nítrico (forte), enquanto o HNO2 
é o ácido nitroso (fraco). H2O é a água e podemos lavar os cabelos normalmente, mas H2O2 é a água 
oxigenada (peróxido de hidrogênio) e se lavarmos os cabelos com ela, seu caráter oxidante irá 
descolorir todo nosso cabelo. O CO é tóxico, mas o CO2 não. Lembre-se destas informações sempre 
que for fazer um balanceamento químico: NUNCA altere um sub-índice a pretexto de balancear 
uma equação química!!! 
A seguir, podemos ver a presença do coeficiente estequiométrico na molécula de água. O 
coeficiente estequiométrico é um número colocado à frente da fórmula de um composto e, por 
exemplo, se o coeficiente estequiométrico for 2 significa que há duas moléculas deste composto, 
como no caso a seguir, em que há duas moléculas de água. 
 
Fazendo uma analogia, pensemos em uma motocicleta comum: há um guidão e duas rodas 
nela. Ela não vai ser uma motocicleta normal se possuir dois guidões e uma só roda. Se eu tiver duas 
motocicletas então sim eu terei dois guidões, um em cada moto, e terei também 4 rodas, duas em 
cada moto. Para contar o número de átomos total num composto, devemos multiplicar o coeficiente 
estequiométrico pelo sub-índice. Isso significa que no caso acima, temos um total de 4 átomos de 
hidrogênio (2 x 2) e 2 átomos de oxigênio (2 x 1). Isso seria similar ao caso da motocicleta, 2 motos 
vezes duas rodas cada, 4 rodas ao total e duas motos vezes um guidão, igual a 2 guidões ao todo. 
Devemos lembrar (NOVAMENTE!!!) que para ajustar uma equação química usamos unicamente os 
coeficientes estequiométricos, em nenhum caso, trocamos os sub-índices das fórmulas. Se fizermos 
isso vamos alterar a identidade da substância. Vejamos o exemplo do balanceamento da equação de 
síntese da água a partir dos a partir dos gases hidrogênio e oxigênio. 
H2 + O2 � H2O 
A equação não está balanceada, pois nos reagentes (esquerdo) há 2 átomos de hidrogênio 
(gás H2) e 2 de oxigênio (gás O2), mas no produto (direito) há 2 átomos de hidrogênio e somente 1 
de oxigênio (molécula de H2O). É preciso corrigir o número de átomos de oxigênio em um lado da 
equação, mantendo o número de átomos de hidrogênio sempre igual dos dois lados. Vejamos duas 
maneiras ERRADAS (vermelho) de se fazer isso e depois, duas maneiras CORRETAS (azul). 
Primeira tentativa ERRADA: H2 + O2 � H2O2 
Neste caso, corrigimos o número de átomos de oxigênio alterando o sub-índice. A equação 
está balanceada, mas H2O2 não é a água, pois alteramos a natureza do composto. Em balanceamento 
químico devemos Respeitar Integralmente a natureza das substâncias. A equação química diz que 
formou água (apesar de não estar balanceada), mas isso basta como ordem suprema, ou seja: Água é 
água e Fim de Papo. Não poderemos alterar sua fórmula como argumento para o balanceamento. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. AlbertoA. Cavalheiro 
 5 
 
Segunda tentativa ERRADA: H2 + O2 � 2 H2O 
Agora, corrigimos o número de átomos de oxigênio com um coeficiente estequiométrico, 
mas alteramos o número de hidrogênio, ficando 4 átomos de hidrogênio do lado direito, enquanto há 
somente dois do lado esquerdo. Respeitamos a natureza da substância, mas não podemos aceitar que 
o balanceamento de um elemento justifique o desbalanceamento de qualquer outro. Uma equação 
química balanceada deve ter TODOS, repito, TODOS os elementos completamente balanceados. 
Nunca caia nestas besteiras acima!!! Agora vejamos duas maneiras corretas. 
Primeira tentativa CORRETA: 2 H2 + O2 � 2 H2O 
Se continuássemos balanceando a segunda tentativa errada, chegaríamos ao correto. Primeiro 
poderíamos corrigir o número de átomos de oxigênio, colocando o coeficiente estequiométrico 2 na 
água, como havia sido feito. Com isso, alteramos o número de átomos de hidrogênio, o que resulta 
no exposto na segunda tentativa errada, mas antes de darmos por terminado, também corrigimos o 
número de átomos de hidrogênio, adicionando o coeficiente 2 no gás H2. Conte os átomos agora: há 
4 átomos de hidrogênio dos dois lados e 2 átomos de oxigênio dos dois lados também. Assim, a 
equação está balanceada, pois nenhum dos átomos dos reagentes aparece em maior ou menor 
quantidade no lado dos produtos. Vejamos outra maneira de balancearmos esta equação. 
Segunda tentativa CORRETA: H2 + ½ O2 � H2O 
Corrigimos o número de átomos de oxigênio, alterando diretamente o coeficiente do gás 
oxigênio para ½. O número de átomos de hidrogênio já estava correto, mas o de oxigênio não. Como 
não podemos alterar o número de oxigênio da água pelo sub-índice, colocamos um multiplicador no 
oxigênio que faz com que multiplicando pelo sub-índice, resulte no número 1. O número que 
multiplicado por 2 resulte em 1 é o ½. Agora há 2 átomos de hidrogênio dos dois lados e 1 átomo de 
oxigênio dos dois lados também. Lembre-se: a quantidade de cada elemento em cada lado da 
equação é a soma total dos produtos dos coeficientes estequiométricos de cada substância pelo sub-
índice do elemento contido nela. Podemos fazer uso de coeficientes fracionados, como o ½, quando 
a equação é mais facilmente balanceada alterando somente um coeficiente. Fora isso, devemos 
sempre usar números inteiros. Algumas equações são facilmente balanceadas. Isso leva apenas 
alguns minutos, mas algumas são um pouco mais complicadas. Para facilitar esse tipo de operação, 
vamos aplicar o "Método das Tentativas", seguindo 3 regrinhas básicas: 
1. Começar pelo elemento que aparece somente uma vez em cada lado. 
2. Se houver mais de um neste caso, comece pelo que possua o maior sub-índice, ou seja, aquele 
que já inicia em maior quantidade em um dos lados. 
3. Procure sempre acertar o coeficiente de elementos isolados por último. 
Exemplo 1: A queima do etanol é descrita pela seguinte equação química. 
 
Devemos começar o acerto pelo elemento que apareça uma só vez de cada lado da equação 
(nesse caso temos o carbono e o hidrogênio, pois o carbono só aparece no etanol de um lado e no gás 
carbônico do outro). Comecemos então pelo hidrogênio, pois há mais deste elemento do que carbono 
na fórmula do etanol. Portanto, devemos multiplicar a água (adicionar o coeficiente estequiométrico 
3 na água) de modo que a quantidade de hidrogênio na forma de água seja igual à de hidrogênio na 
forma de etanol. O mesmo vale para o carbono e multiplicamos o gás carbônico por 2. Assim, ficam 
2 átomos de carbono e 6 átomos de hidrogênio de cada lado da equação: 
 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 6 
 
Falta somente o oxigênio e é interessante que deixemos por último sempre os compostos 
contendo somente um tipo de elemento isolado, ou seja: se mexermos somente no gás oxigênio 
agora, nenhum outro elemento será alterado, pois o gás oxigênio contém somente o elemento 
oxigênio em sua molécula, ou seja, é uma substância simples. Continuando, temos 4 oxigênios 
pertencentes ao CO2 e 3 oxigênios da água, somando um total de 7 oxigênios do lado dos produtos e 
apenas 3 do lado dos reagentes (1 átomo de oxigênio do C2H6O e 2 átomos do O2). Como podemos 
resolver isso? Basta multiplicar o oxigênio por três, o que totaliza 6 átomos de oxigênio do oxigênio 
gasoso mais o 1 átomo de oxigênio contido no etanol (que não podemos alterá-lo mais), dando um 
total de 7 átomos de oxigênio no lado esquerdo (reagentes). O resultado final é dado abaixo: 
 
Antes de partirmos para o próximo exemplo, introduzimos uma outra notação em compostos 
químicos, que é o uso de parênteses. Observe a novidade abaixo, onde os parênteses na fórmula do 
fosfato de cálcio e um sub-índice fora dele (nesse caso, o número 2) indicando que os sub-índices de 
cada elemento dentro dos parênteses deve ser multiplicado pelo sub-índice fora dos parênteses (2) e 
depois, no balanceamento, multiplicado também pelo coeficiente estequiométrico. 
 
Exemplo 2: Formação do fosfato de cálcio: 
 
Para começarmos o balanceamento, contemos o número de átomos de cálcio (Ca) e o de 
fósforo (P), que aparecem uma vez de cada lado da equação. Mas por onde começar? Pela regra dois, 
devemos começar pelo elemento que tiver o maior sub-índice, nesse caso o cálcio (Ca), que possui 
sub-índice 3. Devemos, portanto, multiplicar o cálcio do lado esquerdo por 3. O próximo é o fósforo, 
mas ao contarmos o número de átomos de fósforo de cada lado, descobrimos que já estão iguais, 2 
de cada lado. Falta só o oxigênio e ocorre a mesma coisa, ou seja, já há a mesma quantidade deles 
em cada lado, ou seja, 8. Incrível!!!! A equação já estava balanceada assim que acertamos o cálcio? 
Sim, mas vamos conferir com cuidado. Veja na tabela abaixo como fazer no início de treinamento. 
 
Lado esquerdo (reagentes) Lado direito (produtos) 
Coeficiente 3 no CaO 3 Ca 3 Ca Sub-índice 3 no Ca3(PO4)2 
Sub-índice 2 no P2O5 2 P 2 P Sub-índice 2 no Ca3(PO4)2 
Coeficiente 3 no CaO (3 O) 
+ sub-índice 5 no P2O5 (5 O) 8 O 8 O 
Sub-índice 2 no parêntesis X sub-
índice 4 no oxigênio do Ca3(PO4)2 
 
É comum também encontrarmos equações já balanceadas, como a decomposição do 
carbonato de cálcio já comentada: CaCO3 � CaO + CO2 ou outras em solução aquosa em que 
alguns elementos nem aparecem na equação ou surgem da hidrólise da água e oxi-redução. Nestes 
casos, o balanceamento é mais complexo e veremos mais à frente. Na página a seguir há uma série 
de reações não balanceadas e ao lado delas, já balanceadas. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 7 
 
Por fim, devemos fazer completar a notação de uma equação química, especificando o estado 
físico que elas se estão. Há 5 possibilidades, sendo três delas óbvias, pois se tratam dos estados 
físicos da matéria, são eles: sólido (s), líquido (l) e gasosos (g). Para soluções aquosas, usa-se (aq) e 
a quinta maneira, é para solventes não aquosos, devendo ser especificado uma associação para a 
notação, como amônia no estado líquido (am), etanol (et) ou outra qualquer. Como o quinto caso é 
raro, nos preocuparemos com os 4 primeiros. 
Veja agora, as reações balanceadas abaixo, contendo seus estados físicos: 
Ni(s) + O2(g) � NiO(s), fica: 2Ni(s) + O2(g) � 2NiO(s) 
Mg(s) + Cl2(g) � MgCl2(s), já está balanceada. 
Fe(s) + O2(g) � Fe2O3(s), fica: 2Fe(s) + 3O2(g) � 2Fe2O3(s) 
FeO(s) + C(s) ���� Fe(l) + CO2(g) fica: 2FeO(s) + C(s) ���� 2Fe(l) + CO2(g) 
Perceba que o ferro metálico está no estado líquido, pois quando há a combustão de grande 
quantidade de carvão, como em um alto-forno de uma siderúrgica,o calor gerado faz com que a 
temperatura se eleve muito, superando a temperatura de fusão do ferro, para que o ferro fundido 
possa escoar por grades, onde é separado para posterior tratamento. No começo não será fácil saber 
todos os estado físicos de cada substância, pois é um conhecimento que se adquire com o tempo, 
mas vale aqui algumas regrinhas, apesar de insuficientes e ainda assim, haver exceções. Pegue uma 
tabela na mão e localize os elementos dos compostos abaixo para ir se acostumando com suas 
posições, enquanto memoriza estas regras. 
1. Todo sal (NaCl, AgNO3, KI, CaCO3, etc), óxido de metal (CaO, Na2O, Fe2O3, MnO2, etc) e semi-metal 
(SiO2, Sb2O3, etc), metal na forma metálica (Fe, Mn, Cr, etc) estão no estado sólido, a não ser que esteja 
mencionada a alta temperatura. Exceção para o Hg (mercúrio), Br (bromo) em temperaturas ordinárias e 
Ga (gálio) acima de 30°C. Reações de combustão liberam muito calor e geralmente a temperatura alta 
fundem algum composto ou evaporam outros, como a água. 
2. A água é gasosa se for combustão ou especificada alta temperatura, do contrário será líquida. 
3. Toda molécula diatômica homogênea, ou seja, substância simples (N2, H2, O2, etc), os ácidos não 
oxigenados (terminados em ídricos, como HF, HCl, H2S, etc) e os óxidos ácidos (óxidos de não-metais, 
como SO3, NO2, CO2, etc) são gasosos, salvo quando esteja mencionada baixíssima temperatura. Algumas 
exceções, como o P2O5, que é líquido. 
4. Para soluções aquosas deve ser utilizado (aq.) para todos compostos iônicos (NaCl, AgNO3, KCl, etc) e 
moleculares (CH3COOH, NH3, etc) solúveis em água, cátions (H+, Ca+2, etc) e ânions (OH-, SO4-2, etc). 
5. Hidrocarbonetos de baixo peso molecular são gasosos, como o metano (CH4), etano (CH3CH3), propano 
(CH3CH2CH3) e butano (CH3CH2CH2CH3). Pesos médios, a partir de 5 carbonos, como o pentano 
(CH3CH2CH2CH2CH3) são líquidos e com mais de 18 carbonos são sólidos. 
6. Os alcoois, aldeidos e cetonas leves (até 8 carbonos) são líquidos e os mais pesados são sólidos. 
7. Os ácidos carboxílicos de de 1 e 2 carbonos são líquidos, o resto são sólidos. 
8. Quase todo composto não contemplado nestas regras é sólido, como: S8, P4, etc, mas é possível encontrar 
exceções em muitos casos devido a alguma peculiaridade estrutural. 
O termo volátil é uma característica dos líquidos, mas há líquidos que se evaporam abaixo de 
seu ponto de ebulição. Mas, na prática, só é considerado volátil o líquido que se evapora 
rapidamente em temperatura ambiente. Compostos iônicos são todos sólidos em temperatura 
ambiente e, portanto, não podem ser voláteis. Muitos compostos inorgânicos são voláteis, mas a 
grande predominância dos compostos orgânicos, que são divididos em 2 classes: orgânicos leves 
(massa molar pequena), que são líquidos voláteis em sua grande maioria e, os orgânicos pesados 
(massa molar a grande), que são sólidos ou líquidos não voláteis ou fixos. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 8 
 
Observe estas equações balanceadas. É somente para treinamento de balanceamento 
(desconsidere a ausência dos estados físicos e das duplas setas �). Copie em uma folha as reações 
não balanceadas e tente balanceá-las. Depois volte aqui e confira com as reações balanceadas. 
 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 9 
 
7. Balanceamento de Reações Redox 
As reações Redox são as mais difíceis de se balancear. Nem sempre, é claro, como podemos 
ver nestes primeiros casos, mas vamos tratar de algumas logo a frente, de algumas reações que, 
realmente vão precisar de autênticos manuais para fazer o balanceamento. Depois a gente se habitua, 
mas no começo vai parecer tarefa hercúlea, isso porque há reações mais difíceis de balancear pelo 
modo empírico, que é quando nos parece óbvio quais os índices que devem ser inseridos para tornar 
a equação balanceada. Antes de partirmos para a maratona, vamos dar uma corrida em volta da 
quadra de nossa casa , bem devagar. Veja a reação de oxidação do magnésio metálico por ácido 
fluorídrico, segundo a reação: HF(g) + Mg(s) ���� MgF2(s) + H2(g). O Mg está correto, mas o H e o F 
não. Corrigimos o H, colocando o coeficiente estequiométrico 2 na frente do HF e corrigimos 
automaticamente o F. Balanceamos como antes e deu certo: 2 HF(g) + Mg(s) ���� MgF2(s) + H2(g). 
Vamos conferir os elétrons, que é outra base de balanceamento, pois os elétrons não podem 
ser criados nem destruídos. O F não mudou de estado, pois era fluoreto F- no HF e continuou no 
MgF2. Somente o H e o Mg mudaram. O H era H+ e passou para zero: 2H+ + 2e- � H2. O Mg era 
zero e passou para Mg+2: Mg � Mg+2 + 2e-. Veja que dois elétrons foram liberados pelo magnésio e 
estes mesmo dois elétrons foram capturados pelo hidrogênio. Um só átomo de magnésio liberou dois 
elétrons, mas precisou dois átomos de hidrogênio, capturando um elétron cada um, resultando em 
dois elétrons, igual ao número deles liberado pelo magnésio. Tudo bem! Isso o balanceamento já 
sinalizava, ou seja, 2 átomos de hidrogênio para 1 de magnésio. Dê mais umas voltas para ganhar 
condicionamento físico ebalanceie as reações a seguir, conferindo também os elétrons: 
H2SO4(l) + Al(g) ���� Al2(SO4)3(s) + H2(g) e I2(g) + HCl(g) ���� HI(g) + Cl2(g). 
Agora vamos apertar o ritmo, observando o caso a seguir, típico da siderurgia, onde o carvão 
mineral é usado para reduzir o ferro contido no minério, produzindo ferro metálico e dióxido de 
carbono: Fe2O3(s) + C(s) ���� Fe(l) + CO2(g). Apesar de ainda ser possível fazer o balanceamento pelo 
método tradicional, neste caso pode se perder muito tempo em tentativas e erros. Para estes casos, há 
um recurso para fazermos o balanceamento, desmembrando a reação em semi-reações e não só pelos 
elementos, mas também pelos elétrons. Este recurso será obrigatório para reações redox em meio 
aquoso, onde a água entra nas reações, sendo formada ou consumida. Tentemos primeiro balancear 
pelo modo tradicional e depois, passe a próxima página para ver o balanceamento pelo 
desmembramento. 2 Fe2O3(s) + 3 C(s) ���� 4 Fe(l) + 3 CO2(g). Comecemos pelo oxigênio (maior 
quantidade), multiplicando os compostos que contém oxigênio com coeficientes estequiométricos 
com números inversos a quantidade inicial e depois acertamos o ferro e o carbono, pois estão em 
substâncias simples. Não foi tão difícil, mas vamos começar a treinar agora pelo método correto para 
quando realmente precisar. Primeiro, montamos a reação somente com o compostos que têm ferro na 
fórmula, depois fazemos o mesmo com o carbono. Balanceamos os átomos, identificamos o Nox de 
cada lado da reação e quantos elétrons estão envolvidos. 
Fe2O3 ���� 2 Fe, balanceado somente o ferro. 
C ���� CO2, não é necessário balancear o carbono. 
O Nox do carbono no C é 0 e no CO2 é +4. 
Agora verifique quanto elétrons estão envolvidos em cada reação. O Nox do ferro no Fe2O3 é 
+3 e no Fe é 0, então cada ferro ganhou 3 elétrons, como são 2 ferros, total de elétrons 6. O único 
carbono perde 4 elétrons. 
Fe2O3 + 6e- ���� 2Fe 
C ���� CO2 + 4e- 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 10
 
Agora balancearemos os elétrons nas duas semi-reações. Sempre multiplique uma equação 
pelo número de elétrons da outra para tornar o número de elétrons ganho e perdidos iguais. Assim, 
ao multiplicarmos a semi-reação do ferro por 4 e a do carbono por 6, teremos: 
4Fe2O3 + 24e- ���� 8Fe 
6C ���� 6CO2 + 24e- 
Somam-se as duasreações, já excluindo o número de elétrons, pois já acertamos por ele e 
sabemos que serão cancelado nos dois lados.: 
4Fe2O3 ���� 8Fe 
6C ���� 6CO2 
4Fe2O3 + 6C ���� 8Fe + 6CO2 
Agora simplifique, sempre que possível. todos os números são pares, então divida por 2. 
2Fe2O3 +3C ���� 4Fe +3CO2 Veja que ficou idêntico ao balanceado anteriormente. 
O processo parece longo e desnecessário, mas não se iluda. Somente com este método será 
possível balancear daqui para frente. Se duvidar, tente balancear a reação abaixo, que envolve a 
oxidação do íon férrico a ferroso com o uso do dicromato, que r se converte em cromo (III). 
Cr2O7-2(aq) + Fe+2(aq) →→→→ Cr+3(aq) + Fe+3(aq) 
Como pôde perceber, não é possível de nenhuma maneira. Não há oxigênio nos produtos. É 
como se ele tivesse desaparecido. A primeira opção que pode lhe vir à mente é colocar o oxigênio 
molecular (O2) nos produtos e acabar com o problema, certo!? Afinal de contas isso foi feito lá atrás 
para a oxidação do ferro metálico resultando em óxido de ferro (página 31). Podemos colocá-lo 
como gasoso ou aquoso, já que o oxigênio se dissolve em água também. 
Cr2O7-2(aq) + Fe+2(aq) →→→→ 2Cr+3(aq) + Fe+3(aq) + 7/2 O2(aq ou g) 
Vejamos o argumento (ERRADO): O cromo está com Nox +6, pois O = -2 x 7 = -14, o que 
faz com que os dois cromos devam ser, juntos = +12, pois há uma carga residual de -2 no ânion. Nos 
produtos, o cromo é +3, e como são dois cromos, então houve um ganho de 6 elétrons ao todo pelos 
cromos (isso é verdade). Um ferro perdeu um elétron, pois passou de +2 para +3 (isso também é 
verdade). Faltam 5 elétrons que deveriam vir do oxigênio. São sete oxigênios e cada um deles 
perdeu dois elétrons, pois todos eles passaram de -2 para 0. Logo, houve a perda de 14 elétrons (até 
aqui, tudo verdade). Conclusão (aqui é que onça bebe água): Se os 7 átomos de oxigênio 
perderam, ao todo, 14 elétrons e o ferro perdeu mais 1, então 15 elétrons foram perdidos. No entanto, 
se cada átomo de cromo ganhou 3 elétrons que, juntos, somam 6 elétrons, então 9 elétrons sumiram 
no mundo, pois houve perda de 14 elétrons e ganho de somente 6, ou seja, 14 - 6 = 9. Não poderia 
haver sumido elétrons. Em reações de oxi-redução, a subtração dos elétrons ganhos menos os 
perdidos devem ser sempre zero, ou seja, os elétrons ganhos e perdidos devem ser iguais. 
Antes que você fique perdido tentando provar coisas e gastar energia tentando achar a 
solução, lembrem-se de como se representam equações redoxes em solução (item 3 do material 
anterior). Só devem aparecer espécies que contenham elementos que realmente mudam de Nox. 
Logo, nem poderíamos colocar um oxigênio molecular nesta expressão, pois se por acaso ele fosse 
espécie que mudasse de Nox, já deveria estar na reação e não omisso. Só devem omitir espécies que 
não mudam de Nox e isso nos leva a constatação de que o oxigênio contido no dicromato (Nox = -2) 
deve continuar com este Nox no lado dos produtos, mas com mesmo Nox. Portanto, se fosse 
necessário colocar oxigênio no lado dos produtos este deveria ser na forma de óxido O-2(aq), que se 
balancearia facilmente, como abaixo, na forma de hidroxila OH- ou na forma de água H2O, que traria 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 11
 
novo problema de balanceamento, pois inclui o aparecimento de hidrogênio. Mas vejamos a primeira 
hipótese, considerando a inclusão do íon óxido, que já adianto, seria errada: 
Cr2O7-2(aq) + Fe+2(aq) →→→→ 2Cr+3(aq) + Fe+3(aq) + 7 O-2(aq) ERRADO!!! 
O balanceamento com O-2 como mostrado acima, estaria correto do ponto de vista de 
balanceamento, mas não do ponto de vista químico, pois as reações em soluções seguem as leis de 
equilíbrio das espécies contidas no meio, onde a água, por ser solvente e estar em grande quantidade, 
desempenha papel crucial. Há fenômenos recorrentes nas reações em soluções aquosas, que tornam 
algumas coisas INACEITÁVEIS na representação das equações químicas. Vejamos quais são os 
absurdos químicos nas reações químicas. 
1. Metais alcalinos (família IA) não existem em soluções aquosas na sua forma reduzida 
(metálica), porque se oxidariam violentamente na água. Ex: K(s) + H2O(l) ���� K+(aq) + H2(g) 
2. Carbonato (CO3-2) não resiste a solução ácida, decompondo-se em gás carbônico e água. 
Ex: Na2CO3(s) + 2H+(aq) ���� 2Na+(aq) + H2CO3(aq) ���� 2Na+(aq) + CO2(g) + H2O(l) e nem 
poderia coexistir com íons alcalinos terrosos (família IIA), pois se precipitaria na forma 
de carbonato. Ex: Sr+2(aq) + CO3-2(aq) ���� SrCO3(s). 
3. Nenhum íon metálico em solução (exceto os da família IA) resiste a uma solução básica 
(contendo OH-), pois se precipita como hidróxido, podendo se desidratar a óxido com o 
tempo ou instantaneamente. Ex: Ni+2(aq) + 2OH-(aq) ���� Ni(OH)2(s) ���� NiO(s) + H2O(l) 
4. Íon óxido se converte instantaneamente em hidróxido quando estiver em solução 
aquosa: Ex: O-2(aq) + H2O(l) ���� 2OH-(aq). Se houver metais vale a regra anterior. 
5. Qualquer sal insolúvel não pode ter seus íons coexistindo isoladamente em solução, pois 
se precipitariam imediatamente. Ex: Cl-(aq) + Ag+(aq) ���� AgCl(s). 
6. Haletos não podem existir em meio ácido, pois sairiam como hidrácidos gasosos em 
presença de prótons H+. Ex: Cl-(aq) + H+(aq) ���� HCl(g). 
 
Então, para balancearmos reações Redox, precisamos das informações químicas e, para 
memorizarmos com mais facilidade no início, temos que seguir 7 regras para o balanceamento, onde 
6 regras são idênticas para qualquer reação redox, enquanto a quarta regra ou regra central, vai 
depender do meio ser ácido (excesso de prótons H+) ou básico (excesso de íon hidroxilas OH-). Veja: 
1. Monte as semi-reações, posicionando os compostos que contenham as espécies que 
mudam de Nox em pares de reagente produto; 
 
2. Balanceie os elementos principais que mudam de Nox, inserindo coeficientes 
estequiométricos tanto quanto forem necessários nas duas semi-reações; 
 
3. Balancei os átomos de oxigênio com moléculas de água, tantas quantas forem 
necessárias, pois em cada molécula de água há apenas um átomo de oxigênio (H2O) e cada uma 
delas acerta em um o número de oxigênios em um lado da semi-reação. 
 
Antes de partir para a regra número 4, que é acertar o número de átomos de hidrogênio, é 
preciso saber se o meio é ácido ou básico. Se for ácido, então os prótons (H+) podem existir no meio 
sem problemas, pois se o meio fosse básico eles seriam neutralizados pelas hidroxilas, gerando água. 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 12
 
4a. Acerte o número de átomos de hidrogênio colocando H+ tanto quanto forem 
necessários para acertar o número deles em cada semi-reação; 
Se o meio for básico, não poderemos acertar os átomos de hidrogênio com prótons, porque 
há hidroxilas em excesso. Assim, a diferença de hidrogênio é balanceada com moléculas de água do 
lado que falta hidrogênio, e igual quantidade do lado que tem excesso de hidrogênio. Como a 
diferença entre a água e a hidroxila é de apenas um hidrogênio a mais na água, se colocarmos 1 par 
de H2O/OH-, então manteremos o oxigênio intacto (um de cada lado) enquanto aumentaremos em 1 
o número de hidrogênio do lado em que a água foi adicionada. Então: 
 
4b. Acerte o número de átomos de hidrogênio colocando um par H2O/OH-, sendo que a 
água vai do lado que falta hidrogênio e a hidroxila vai do lado que tem mais hidrogênio; 
Agora, vamos a última regra há hidroxilas em excesso. Assim, a diferença de hidrogênio é 
balanceada com moléculas de água do 
 
5. Determine o tanto de elétrons envolvidos em cadasemi-reação, baseado na soma de 
cargas totais dos dois lados da semi-reação, adicionando elétrons no lado menos negativo ou 
mais positivo. 
 
6. Multiplique as semi-reações inteiras para tornar o número de elétrons iguais nas 
duas semi-reações, multiplicando uma semi-reação pelo número de elétrons da outra. 
 
7. Some as duas semi-reações, desprezando os elétrons (já que foram igualados 
propositalmente para serem cancelados), deixando todos os reagentes das duas semi-reações 
como reagentes na somatória e todos os produtos na somatória dos produtos (separados pela 
seta da reação). Simplifique se for necessário. 
 
Vamos ao exemplo prático para compreender isso, continuando com o balanceamento que 
estávamos fazendo antes de termos desviado do assunto. Mas lembre-se: Desviamos propositalmente 
para que você saiba que cada regra tem seu fundamento. Voltando a reação de oxi-redução entre 
cromo e ferro demonstrada anteriormente, colocamos ela novamente abaixo, para partimos com 
segurança para o balanceamento, seguindo cada regra com enorme rigor e atenção em cada detalhe, 
conferindo os coeficiente, as cargas para que ao final, a reação esteja completamente balanceada e 
estritamente correta do ponto de vista químico. 
 
Veja a equação novamente e acompanhe as regras e sua aplicação neste balanceamento. 
Cr2O7-2(aq) + Fe+2(aq) →→→→ Cr+3(aq) + Fe+3(aq) 
 
1. Monte as semi-reações, posicionando os compostos que contenham as espécies que 
mudam de Nox em pares de reagente produto; 
Cr2O7-2 →→→→ Cr+3 Semi-reação do cromo 
Fe+2 →→→→ Fe+3 Semi-reação do ferro 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 13
 
2. Balanceie os elementos principais que mudam de Nox, inserindo coeficientes 
estequiométricos tanto quanto forem necessários nas duas semi-reações; 
Cr2O7-2 →→→→ 2Cr+3 Coeficiente estequiométrico 2 no Cr+3 iguala a quantidade de cromo 
nos dois lados da semi-reação. 
Fe+2 →→→→ Fe+3 Não é preciso balancear o ferro, pois já há um átomo de ferro de 
cada lado da semi-reação. 
 
3. Balancei os átomos de oxigênio com moléculas de água, tantas quantas forem 
necessárias, pois em cada molécula de água há apenas um átomo de oxigênio (H2O) e cada uma 
delas acerta em um o número de oxigênios em um lado da semi-reação. 
Cr2O7-2 →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O O tanto de moléculas de águas adicionada é idêntico ao 
número de oxigênios a mais existente do outro lado. 
Fe+2 →→→→ Fe+3 Não é preciso balancear o oxigênio, pois não há em nenhum lado. 
 
Como há metais em solução na forma iônica isolada, então a solução deve ser ácida, já que, 
se fosse básica, os íons de ferro e de cromo estariam precipitados como hidróxido. Então: 
 
4a. Acerte o número de átomos de hidrogênio colocando H+ tanto quanto forem 
necessários para acertar o número deles em cada semi-reação; 
Cr2O7-2 + 14 H+ →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O O tanto de prótons adicionado é idêntico ao número 
de átomos de hidrogênio a menos que outro lado. 
Fe+2 →→→→ Fe+3 Não é preciso balancear o hidrogênio, pois não há em nenhum lado. 
 
5. Determine o tanto de elétrons envolvidos em cada semi-reação, baseado na soma de 
cargas totais dos dois lados da semi-reação, adicionando elétrons no lado menos negativo ou 
mais positivo. 
Cr2O7-2 + 14 H+ + 6e- →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O O tanto de elétrons adicionado é tal qual torne a 
somatória de cargas iguais nos dois lados. Como havia 
+12 (+14 -2) nos regentes e +6 (2.+3) nos produtos 6 
elétrons no lado mais positivo abate a carga para +6, 
ficando uma carga de +6 nos dois lados da equação. 
Fe+2 →→→→ Fe+3 + 1e- Basta 1 elétron para diminuir em 1 a carga mais positiva do lado do 
ferro +3, tornando os dois lados com somatória de carga +2. 
 
6. Multiplique as semi-reações inteiras para tornar o número de elétrons iguais nas 
duas semi-reações, multiplicando uma semi-reação pelo número de elétrons da outra. 
(x 1) Cr2O7-2 + 14 H+ + 6e- →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O Cr2O7-2 + 14 H+ + 6e- →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O 
(x 6) Fe+2 →→→→ Fe+3 + 1e- 6 Fe+2 →→→→ 6 Fe+3 + 6 e- 
 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 14
 
7. Some as duas semi-reações, desprezando os elétrons (já que foram igualados 
propositalmente para serem cancelados), deixando todos os reagentes das duas semi-reações 
como reagentes na somatória e todos os produtos na somatória dos produtos (separados pela 
seta da reação). Simplifique se for necessário. 
Cr2O7-2 + 14 H+ + 6e- →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O 
6 Fe+2 →→→→ 6 Fe+3 + 6 e- 
Cr2O7-2 + 14 H+ + 6 Fe+2 →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O + 6 Fe+3 
 
Para saber se não há modo de simplificar procure pelas seguintes ocorrências: 
a) Há pelo menos uma espécie com coeficiente estequiométrico 1 
b) Há pelo menos uma espécie com coeficiente estequiométrico impar e uma par. 
c) Não há espécies iguais nos dois lados da equação. 
d) Não há um divisor comum para todas as espécies na equação. 
Como não há modo de simplificar a equação, o balanceamento está terminado. 
Cr2O7-2 + 14 H+ + 6 Fe+2 →→→→ 2Cr+3 + 7 H2O + 6 Fe+3 
 
Agora vamos balancear uma reação em meio aquoso básico. A equação está abaixo. E já 
podemos ver que é básica pelo fato de o selênio não estar como íon isolado e o iodeto I- estar 
coexistindo em solução, pois caso fosse ácida ele sairia como gás iodídrico HI, como diz a regra 6 
das soluções aquosas na página 11. 
SeO3-2(aq) + IO-(aq) →→→→ SeO4-2(aq) + I-(aq) 
 
1. Monte as semi-reações, posicionando os compostos que contenham as espécies que 
mudam de Nox em pares de reagente produto; 
SeO3-2→→→→ SeO4-2. Espécies com selênio 
IO- →→→→ I- Espécies com iodo 
 
2. Balanceie os elementos principais que mudam de Nox, inserindo coeficientes 
estequiométricos tanto quanto forem necessários nas duas semi-reações; 
SeO3-2→→→→ SeO4-2. Não há necessidade de balancear: um selênio de cada lado 
IO- →→→→ I- Não há necessidade de balancear: um iodo de cada lado 
 
3. Balancei os átomos de oxigênio com moléculas de água, tantas quantas forem 
necessárias, pois em cada molécula de água há apenas um átomo de oxigênio (H2O) e cada uma 
delas acerta em um o número de oxigênios em um lado da semi-reação. 
SeO3-2 + H2O →→→→ SeO4-2 Uma água no lado dos reagentes 
IO- →→→→ I- + H2O Uma água no lado dos produtos 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 15
 
4b. Acerte o número de átomos de hidrogênio colocando um par H2O/OH-, sendo que a 
água vai do lado que falta hidrogênio e a hidroxila vai do lado que tem mais hidrogênio; 
SeO3-2 + H2O + 2 OH- →→→→ SeO4-2 + 2 H2O 2 pares H2O/OH-, sendo a água nos produtos 
IO- + 2 H2O →→→→ I- + H2O + 2 OH- 2 pares H2O/OH-, sendo a água nos reagentes 
 
5. Determine o tanto de elétrons envolvidos em cada semi-reação, baseado na soma de 
cargas totais dos dois lados da semi-reação, adicionando elétrons no lado menos negativo ou 
mais positivo. 
SeO3-2 + H2O + 2 OH- →→→→ SeO4-2 + 2 H2O + 2e- 2 elétrons no lado menos negativo 
IO- + 2 H2O + 2e-→→→→ I- + H2O + 2 OH- 2 elétrons no lado menos negativo 
 
6. Multiplique as semi-reações inteiras para tornar o número de elétrons iguais nas 
duas semi-reações, multiplicando uma semi-reação pelo número de elétrons da outra. 
SeO3-2 + H2O + 2 OH- →→→→ SeO4-2 + 2 H2O + 2e- Os elétrons estão iguais 
IO- + 2 H2O + 2e-→→→→ I- + H2O + 2 OH- Os elétrons estão iguais 
 
7. Some as duas semi-reações, desprezando os elétrons (já que foram igualados 
propositalmente para seremcancelados), deixando todos os reagentes das duas semi-reações 
como reagentes na somatória e todos os produtos na somatória dos produtos (separados pela 
seta da reação). Simplifique se for necessário. 
SeO3-2 + H2O + 2 OH- →→→→ SeO4-2 + 2 H2O + 2e- 
IO- + 2 H2O + 2e-→→→→ I- + H2O + 2 OH- 
SeO3-2 + H2O + 2 OH- + IO- + 2 H2O →→→→ SeO4-2 + 2 H2O + I- + H2O + 2 OH- 
 
Simplifique as águas e as hidroxilas, pois aparecem nos dois lados da equação. 
SeO3-2 + H2O + 2 OH- + IO- + 2 H2O →→→→ SeO4-2 + 2 H2O + I- + H2O + 2 OH- 
Finalizando: 
SeO3-2 + IO- →→→→ SeO4-2 + I- 
Incrível: Já estava balanceado desde o início!!! Isso prova que as regras funcionam bem, pois 
apesar de todas as alterações, inserções, multiplicações e soma, a equação que estava correta, voltou 
a ser correta. Mas não se anime: Isso é muito raro e só foi colocado aqui para provar a metodologia. 
Veja outro exemplo, também em meio básico, pois o manganês está na forma precipitada de 
óxido. 
MnO4-(aq) + S2-(aq) →→→→ S(s) + MnO2(s) 
Semi-reações: 
MnO4- →→→→ MnO2 Espécies com manganês 
S2-→→→→ S : Espécies com enxofre 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 16
 
Balanceamentos dos elementos: 
MnO4- →→→→ MnO2 Já está correto 
S2-→→→→ S : Já está correto 
 
Balanceamentos do oxigênio: 
MnO4- →→→→ MnO2 + 2 H2O 
S2-→→→→ S : Não precisa 
 
Balanceamentos do hidrogênio com o par H2O/OH-: 
MnO4- + 4 H2O →→→→ MnO2 + 2 H2O + 4 OH- 
S2-→→→→ S : Não precisa 
 
Balanceamentos dos elétrons: 
MnO4- + 4 H2O + 3e-→→→→ MnO2 + 2 H2O + 4 OH- 
S2-→→→→ S + 2e- 
 
Acerto dos elétrons: 
(x 2) MnO4- + 4 H2O + 3e-→→→→ MnO2 + 2 H2O + 4 OH- 
2 MnO4- + 8 H2O + 6e-→→→→ 2 MnO2 + 4 H2O + 8 OH- 
 
(x 3) S2-→→→→ S + 2e- 
3 S2-→→→→ 3 S + 6e- 
 
Soma das equações: 
2 MnO4- + 8 H2O + 6e-→→→→ 2 MnO2 + 4 H2O + 8 OH- 
3 S2-→→→→ 3 S + 6e- 
2 MnO4- + 8 H2O + 3 S2-→→→→ 2 MnO2 + 4 H2O + 8 OH- + 3 S 
 
Simplificando: 
2 MnO4- + 4 8 H2O + 3 S2-→→→→ 2 MnO2 + 4 H2O + 8 OH- + 3 S 
2 MnO4- + 4 H2O + 3 S2-→→→→ 2 MnO2 + 8 OH- + 3 S 
 
Não há mais como simplificar, finaliza: 
2 MnO4- + 4 H2O + 3 S2-→→→→ 2 MnO2 + 8 OH- + 3 S 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 17
 
Lista de Exercícios 
 
1. Relacione os quatros tipos de reações químicas inorgânicas e suas equações 
genéricas. Dê dois exemplos de cada uma que não estejam no material de estudo. 
 
2. Os processo químicos de precipitação e de evolução de gases estão associados à 
espontaneidade das reações. Cite dois exemplos de cada caso que não estejam no 
material de estudo. 
 
3. Enuncie a Lei de Lavoisier e diga qual o equipamento de laboratório que ele usou. 
 
4. Quantos átomos de cada elemento existem nas fórmulas abaixo? 
a) H2O b) ZnSO4 c) NaCl d) (NH4)2(CO2)2 e) Ca3(PO4)2 f) NaCH3CO2 
 
5. Quantos átomos de cada elemento existem em cada lado das equações abaixo? 
a) NaOH + ZnCl2 � NaCl + Zn(OH)2 
b) (NH4)2SO4 + SrCl2 � SrSO4 + NH4Cl 
c) NO + H2 � N2 + H2O 
d) CH3COOH + Mg(OH)2 � Mg(CH3CO2)2 + H2O 
e) NaF + H2SO4 � HF + Na2SO4 
f) CH3CH2OH + O2 � CO2 + H2O 
 
6. Defina da melhor maneira o coeficiente estequiométrico. 
 
7. Porque não se podem alterar os sub-índices dos compostos químicos a pretexto de 
balancear uma equação química? 
 
8. Balanceie as equações da questão 5. 
 
9. Coloque os estados físicos das substâncias contidas nas questões 4 e 5. 
 
10. Defina o termo volátil 
U N I V E R S I D A D E E S T A D U A L D E M A T O G R O S S O D O S U L 
Curso de Química - Unidade de Naviraí - 2010 
Disciplina de Química Geral - Prof. Dr. Alberto A. Cavalheiro 
 18
 
11. Balanceie as equações abaixo e ponha os estados físicos, como no exemplo dado. 
 P4(_s_) + 5 O2(_g_) � 2 P2O5(_g_) 
__S8(__) + __O2(__) � __SO3(__) 
__FeS2(__) + __O2(__) � __Fe2O3(__) + __SO2(__) 
__Al(__) + __FeO(__) � __Al2O3(__) + __Fe(__) 
__H3PO4(__) + __NaOH(__) � __Na3PO4(__) + __H2O(__) 
__HCl(__) + __Mg(OH)2(__) � __MgCl2(__) + __H2O(__) 
__H2SO4(__) + __NaOH(__) � __Na2SO4(__) + __H2O(__) 
__FeCl3(__) + __NH4OH(__) � __Fe(OH)3(__) + __NH4Cl(__) 
__Al2(CO3)3(__) � __Al2O3(__) + __CO2(__) 
__KClO3(__) � __KCl(__) + __O2(__) 
 
12. Defina uma reação Redox ou de Oxi-Redução. 
 
13. Defina as reações de oxidação e de redução, baseado na transferência de elétrons. 
 
14. Balanceie as reações Redoxes abaixo. 
a) HF(g) + Na(s) � NaF (s) + H2(g) 
b) Fe3O4(s) + C(s) � Fe(l) + CO(g) 
c) NH4NO3(s) � N2O(g) + H2O(g) 
d) Sn+2(aq) + Cl2(g) � Sn+4(aq) + Cl-(aq) 
e) H2O2(l) � H2O(l) + O2(g) 
 
15. Balanceie as reações Redoxes em meio aquoso abaixo, identificando se o meio é 
ácido ou básico e simplificando no final, caso seja possível. 
a) H2O2(aq) + Br2(aq) � BrO3-(aq) 
b) H2S(aq) + Br2(aq) � HSO4-(aq) + Br-(aq) 
c) C2O4-2(aq) + MnO4-(aq) � CO2(g) + Mn+2(aq) 
d) H2O2(l) + MnO4-(aq) � O2(g) + Mn+2(aq) 
e) Cr2O7-2(aq) + Fe+2(aq) � Cr+3(aq) + Fe+3(aq) 
f) I2(aq) + S2O3-2(aq) � I-(aq) + S4O6-2(aq)