Balanceamento de equações

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BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
A estequiometria  de uma reação química é de suma importância por informar o reagente limitante, a massa e volume (no caso de gases) finais dos produtos, a quantidade de reagentes que deve ser adicionada para que determinada quantidade de produto seja obtido, dentre outros dados. Portanto, o balanceamento de equações químicas  deve ser feita sempre que se deseja retirar alguma informação acerca de uma reação fornecida.
Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de maneira correta, deve-se atentar para os seguintes princípios:
1)      Lei de conservação de massa: Essa lei indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser sempre igual à soma das massas de todos os produtos (princípio de Lavoisier).
2)      Lei das proporções definidas: Os produtos de uma reação são dotados de uma relação proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12g de carbono reagem com 36g de oxigênio para formar 48g de dióxido de carbono, 6g de carbono reagem com 18g de oxigênio para formar 24g de dióxido de carbono.
3)      Proporção atômica: De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas de ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O2) para formar 2 moléculas de ozônio (O3).
Introdução 
O objetivo deste material é apresentar os métodos de balanceamento de equações existentes. Para que uma equação encontre-se devidamente balanceada, é necessário que se tenha um balanço de cargas, ou seja, a carga final dos produtos deve ser igual à carga final dos reagentes e que átomos de um mesmo elemento químico estejam presentes em igual quantidade tanto nos reagentes quanto nos produtos. 
Costuma-se sempre utilizar os menores números inteiros para o balanceamento de uma equação química. 
MÉTODO DAS TENTATIVAS 
Consiste em, como o nome sugere, balancear a equação química por meio de tentativas 
sucessivas para achar os coeficientes que corretamente completam a equação. 
Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os menores valores inteiros possíveis.
Mesmo este método mais simples, é necessário que sejam seguidas algumas etapas:
- escolher elemento ou ou radical que apareça apenas uma vez, nos reagentes e nos produtos. Escolher os de maiores índices.
- transpor estes índices de um membro para outro, usando-os como coeficientes
- seguir pelo mesmo raciocínio com os outros elementos
Exemplo:
Al + O2 → Al2O3
Al + 3 O2 → Al2O3
Al + 3 O2 → 2 Al2O3
4Al + 3 O2 → 2 Al2O3
Exercícios: Equilibre as reações pelo método das tentativas:
Alumínio + ácido sulfúrico ( hidrogênio + sulfato de alumínio
Alumínio + sulfato cúprico ( cobre + sulfato de alumínio
Amônia + oxigênio (( monóxido de nitrogênio + água
Clorato de potássio + enxofre (( cloreto de potássio + dióxido de enxofre
Dióxido de enxofre + oxigênio (( trióxido de enxofre
Iodeto de hidrogênio + ácido sulfúrico ( iodo + sulfeto de hidrogênio + água
Ferro + oxigênio (( óxido férrico
Óxido férrico + carbono ( ( ferro + monóxido de carbono
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MÉTODO ALGÉBRICO
Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os coeficientes estequiométricos. Sendo que, essas equações podem ser solucionadas por substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes).
Exemplo: NH4NO3 → N2O + H2O
Passo 1: Identificar os coeficientes.
aNH4NO3 → bN2O + cH2O
Passo 2: Igualar as atomicidades de cada elemento respeitando a regra da proporção atômica. Assim, deve-se multiplicar a atomicidade de cada elemento da molécula pelo coeficiente estequiométrico identificado anteriormente.
Para o nitrogênio: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH4NO3)
Para o hidrogênio: 4a = 2c			Para o oxigênio: 3a = b + c
Ou seja, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no lado dos reagentes e no lado dos produtos.
Passo 3: Resolver o sistema de equações
Se 2a = 2b, tem-se que a = b.		Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c.
Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se:
a = 2, b = 2, c = 4.
Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis:
a = 1, b = 1, c = 2.
Passo 4: Substituir os valores obtidos na equação original
1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O, ou simplesmente, NH4NO3 → N2O + 2H2O
MÉTODO REDOX
Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos de modo a igualar o número de elétrons cedidos com o número de elétrons ganhos. Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar com os coeficientes restantes.
Exemplo: Fe2O3 + CO → FeO + CO2
Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxirredução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação.
Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. O Nox do Ferro varia de +3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4.
Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida.
ΔFe = 3 – 2 = 1 (variação de Nox do ferro)
ΔC = 4 – 2 = 2 (variação de Nox do carbono)
Passo 2: Multiplicar a variação de Nox pela respectiva atomicidade no lado dos reagentes e atribuir o valor obtido como o coeficiente estequiométrico da espécie que sofreu processo reverso. Assim, o número obtido pela multiplicação da variação de Nox do ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO.
Para o ferro: 1 . 2 = 2
Para o carbono: 2 . 1 = 2
Portanto, o coeficiente do Fe2O3 é igual a 2, e o coeficiente do CO também.
2Fe2O3 + 2CO → FeO + CO2
Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantes
Para completar o balanceamento, pode-se realizar o mesmo procedimento utilizado no lado dos reagentes (multiplicando a variação de Nox pela atomicidade do elemento na molécula) ou realizar o método de tentativas.
A primeira opção é a mais viável, embora para equações mais simples (como a indicada como exemplo) possa ser utilizado o segundo método. O fato é que ambos os métodos devem levar à mesma resposta final.
Agora, basta balancear o lado dos produtos:
2Fe2O3  + 2 CO → 4 FeO + 2 CO2
Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-se dividir a equação por 2:
Fe2O3  + CO → 2FeO + CO2
Exercícios: Balanceie, quando necessário, as seguintes reações. Diga se as reações são ou não reações de oxi-redução. Nas reações que forem, identifique os elementos que estão se reduzindo e se oxidando.
a) Cu(s) + Cl2(g) ( CuCl2(s)
b) Na2CO3(aq) + 2HClO4(aq) ( CO2(g) + H2O(l) + NaClO4(aq)
c) S2O32¯(aq) + I2(aq) ( S4O62¯(aq) + I¯(aq)
d) Cr(s) + O2(g) ( Cr2O3(s)
MÉTODO ÍON-ELÉTRON
Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi-equações. Sendo que, para a semi-equação de redução deve-se acrescentar os elétrons no lado dos reagentes e o ânion no lado dos produtos. De forma análoga, para a semi-equação de oxidação, deve-se adicionar os elétrons no lado dos produtos junto à espécie oxidada, enquanto que no lado de reagentes deve estar a espécie mais reduzida.
Exemplo 1: 	CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu
Passo 1: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução
No composto CuSO4, o cobre possui Nox +2 e transforma-se em cobre puro com Nox 0. Assim como, o Níquel puro passa do estado 0 para o estado de oxidação +2. Portanto, o cobre 2+ sofre redução e o níquel oxidação.
Passo 2: Escrever as semi-equações
Cu2+  + 2e- → Cu
Ni → Ni2+  + 2e-
Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os elétrons cedidos com os ganhos
Cu2+  + Ni → Ni2+  + Cu, ou simplesmente, CuSO4  + Ni → NiSO4  + Cu
Caso a quantidade de elétrons cedidos e ganhos não fosse igual, as duas semi-equações deveriam ser multiplicadas por números inteiros de modo a equilibrar as cargas.
Se a equação inicial possuir íons H+ em um doslados ou átomos de oxigênio, também em um dos lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de hidrogênio e a segunda com moléculas de água.
Balanceamento de Equações pelo Método ÍON-ELÉTRON em meio ácido/básico 
a. Escrever uma semi-reação correspondente à redução do agente oxidante e outra reação correspondente à oxidação do agente redutor. 
b. Cada semi-reação é inicialmente balanceada em termos de números de átomos, tendo em seguida as cargas de ambos os membros ajustada pelo acréscimo de elétrons ao lado da equação deficiente em termos de carga negativa. 
c. O meio (ácido ou básico) em que a reação se processa é freqüentemente de grande importância. Os pares H+/H2O e OH-/H2O são utilizados nas semi equações, quando necessário, sobretudo quando espécies oxigenadas estiverem envolvidas. 
Nestes casos o íon H+ estará presente no lado da equação com excesso de oxigênio e o íon OH- estará presente no lado onde houver deficiência de oxigênio. 
d. Finalmente, as semi-reações ajustadas são somadas, observando-se o princípio básico da oxirredução. 
Exemplo 2: 	KMnO4 + KI + H2SO4 → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
O passo inicial é tentar apresentar a equação iônica, a fim de facilitar a visão de quem realmente está reagindo e quem são os ditos “espectadores”. Nitidamente esta reação ocorre em meio ácido, estando o ácido sulfúrico presente nos reagentes.
MnO4- + I- + H+ → Mn+2 + I2 + H2O
O KMnO4, violeta, solúvel, está em solução como o íon permanganato, MnO4- que vai se reduzir ao íon manganoso, Mn+2, solúvel e incolor. O KI está presente como o íon iodeto, I- que vai se oxidar a I2.
Redução: 
MnO4- → Mn+2
MnO4 - → Mn+2 + H2O
MnO4- + H+ → Mn+2 + H2O
MnO4- - + H+ + e- → Mn+2 + H2O
MnO4- - + H+ +e- → Mn+2 + 4 H2O
MnO4- + 8H+ + e- → Mn+2 + 4 H2O
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4 H2O
** Esta reação só ocorre em meio ácido, pH abaixo de 3,2. Em outras palavras, o H+ não está presente apenas para o balanceamento correto, ele é indispensável no processo. Aliás, as reduções do íon permanganato são extremamente influenciadas pelo pH. Pesquise sobre sua redução a íon manganato, MnO4-2 e ao dióxido de manganês, MnO2. 
Oxidação:
I- → I2
2I- → I2
2I- → I2 + 2e-
Combinando as duas equações e multiplicando cada uma, por certo número capaz de igualar os elétrons ganhos e perdidos. Neste exemplo o total de elétrons envolvidos = 10.
Por outro lado, deve ser observado que em toda equação iônica a soma das cargas do primeiro membro será obrigatoriamente igual à soma das cargas do segundo membro. 
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn+2 + 4H2O (x2)
2I- → I2 + 2e- 	(x5)
_________________________________
2MnO4- + 10 I- + 16H+ +10e- → 2Mn+2 + 5I2 + 8H2O + 10e-
Eliminando os elétrons dos dois lados, e lembrando que eles não devem aparecer na equação final:
2MnO4- + 10 I- + 16H+ → 2Mn+2 + 5I2 + 8H2O 
(carga +4 )			(carga +4)
Observar que cargas também estão balanceadas. Esta é a chamada Equação Iônica Essencial. Caso seja necessário, a equação molecular pode ser reescrita, agora com seus coeficientes corretos. Os elementos que não estavam presentes na equação iônica reaparecem aqui, e seu balanceamento é feito facilmente.
2 KMnO4 + 10 KI + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 6 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O
**Equações Iônicas de Oxirredução 
Para se escrever corretamente uma equação iônica de oxirredução, além de ser observar o princípio da igualdade da soma das cargas no primeiro e no segundo membro da equação, deverá ser obedecido o princípio básico da oxirredução, isto é: o número de elétrons ganhos pelo agente oxidante será igual ao número de elétrons perdidos pelo agente redutor. 
Exemplo 3: Meio básico
alumínio + íon nitrato + hidróxido de potássio ( íon amônio + aluminato de potássio
Al + NO3-+ KOH → NH4+ + [Al(OH)4]- 
Redução:
NO3- → NH4+
NO3- → NH4+ + H2O
NO3- + H+ → NH4+ + H2O
NO3- + H+ → NH4+ + H2O
NO3- + 10H+ → NH4+ + 3 H2O
NO3- + 10H+ + 8e- → NH4+ + 3 H2O
Como o meio reacional é básico, adiciona-se OH- nos dois membros, na mesma proporção do H+. O H+ e o OH- juntos, se transformam em H2O.
NO3-+ 10H+ + 8e- + 10OH- → NH4+ + 3 H2O + 10 OH-
NO3-+ 10H2O + 8e- → NH4+ + 3 H2O + 10 OH-
NO3-+ 7H2O + 8e- → NH4+ + 10 OH-
Oxidação:
Al → Al(OH)4 - 		( Al+3)
Al + 4 OH- → [Al(OH)4]- + 3e-
Combinando as duas equações e multiplicando de maneira a eliminar os elétrons:
3 NO3-- + 21 H2O + + 24e- → 3 NH4+ + 30 OH-
8Al + 32 OH- → 8 [Al(OH)4]- + 24e-
_________________________________________
3 NO3- + 8Al +21 H2O +2OH- → 3 NH4+ +8 [Al(OH)4]-
Exemplo 4: Redox com 3 reações
HCl + K2Cr2O7 → CrCl3 + Cl2 + KCl + KClO3 + H2O
*Cr2O7-2 → Cr+3
** Cl- → Cl2
*** Cl- → ClO3-
Exemplo 5: Auto redox
Clorato de potássio (( cloreto de potássio + oxigênio
→ Estes exemplos costumam ser os mais complicados para se resolver com íon elétron. Tente por outro método.
Exercícios:
Dicromato de potássio + sulfato ferroso + ácido sulfúrico ( sulfato de potássio + sulfato de cromo III + sulfato férrico + água 
Zinco + íon nitrato ( íon zinco + íon amônio (meio ácido)
íon clorato + íon crômico ( íon cloreto + íon cromato (meio básico) 
íon sulfeto + íon nitrato ( dióxido de nitrogênio + enxofre (meio ácido)
permanganato de potássio + ácido oxálico + ácido sulfúrico ( sulfato de potássio + sulfato de manganês II + dióxido de carbono + água