Aula 2 F.M. Quimica Helton Moreira Balanceamento por Tentativas, Oxirreducao e Formulas Quimicas

Prévia do material em texto

1 
 
Foca na Medicina 
Aula 2 – Química 
Material do Aluno 
Professores: Helton Moreira 
 
Balanceamento por Tentativas, Oxirredução e Fórmulas Químicas 
1.Introdução 
Acertar os coeficientes ou balancear uma equação química é igualar o número total 
de átomos de cada elemento, no primeiro e no segundo membros da equação. 
 
2. Método das Tentativas 
Regras Práticas: 
a) Raciocinar com o elemento que aparece apenas uma vez no primeiro e segundo 
membros da equação. 
b) Preferir o elemento que possua maiores índices. 
c) Escolhido o elemento, transpor seus índices de um membro para o outro, usando-os 
como coeficientes. 
d) Prosseguir com os outros elementos, usando o mesmo raciocínio, até o final do 
balanceamento. 
 
Ex. : Al + O2  Al2O3 
Regra a ) Indiferente, pois, tanto o Al quanto o O aparecem apenas uma vez em cada 
membro 
Regra b ) Al + 3 O2  Al2O3 
Regra c ) Al + 3 O2  2 Al2O3 
Regra d ) 4 Al + 3 O2  2 Al2O3 
 
3. Método Redox 
3.1. Conceitos Importantes 
a) Oxidação  reação com perda de elétrons (aumento do nox) 
b) Redução  Reação com ganho de elétrons (redução do nox) 
2 
 
c) Agente Oxidante  substância que provoca a oxidação (contém o elemento que sofre 
redução). 
d) Agente Redutor  substância que provoca a redução (contém o elemento que sofre 
oxidação). 
Exemplo. 
Ca3 (PO4)2 + 3 SiO2 + 5C  3 CaSiO3 + 2 P +5 CO 
- elemento que sofreu oxidação: C 
- elemento que sofreu redução: P 
- agente oxidante: Ca3(PO4)2 
- agente redutor : C 
 
3.2 Regras Práticas 
a) Procura todos os elementos que sofrem oxieredução e determinar seus Nox antes e 
depois da reação. 
b) Calcular a variação total () do Nox do oxidante e do redutor, da seguinte maneira :  = 
variação do Nox do elemento x número de átomos 
c) Tomar o  do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa. 
d) Prosseguir com o Método das Tentativas. 
 
I. Redução do óxido férrico (hematita) com carvão (método metalúrgico de obtenção do 
ferro e aço): 
 
 
balanceamento final: 
2 3 2
agente redutoragente oxidante
2Fe O 3C 3CO 4Fe  
 
 
 
 
 
3 
 
 
II. Oxidação do monóxido de carbono com pentóxido de diiodo: 
 
 
 
As variações 2 e 10 (por molécula do agnete) devem ser simplificadas por 2 para 
obtermos coeficientes mais simples. Assim, o número 1 torna-se o coeficiente de I2O5 e o 5 
torna-se o coeficiente de CO: 
 
5CO + 1I2O5  CO2 + I2 
 
Em seguida, por tentativa, obtemos os coeficientes restantes: 
 
2 5 2 2
agente redutor agente oxidante
5CO 1I O 5CO 1I  
 
 
Prova: dez átomos de oxigênio de cada lado. 
 
 
OBSERVAÇÃO: 
 
O balanceamento poderia ter sido feito do segundo para o primeiro membro, 
seguindo o mesmo procedimento. 
 
 
III. Oxidação da água oxigenada com permanganato de potássio, em presença de ácido 
sulfúrico: 
4 
 
 
 
 
No balanceamento por tentativas, admitimos que todo o oxigênio do H2O2 se 
transformou em gás oxigênio (O2). Assim: 
 
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  1K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2(g) 
 
 
CASOS PARTICULARES QUE PODEM OCORRER : 
 
 
a. Quando parte dos átomos de um elemento varia de Nox: 
 
EXEMPLO: 
 
1. 
 
5 
 
Balanceamento final: 
3 3 2 2 2
agente redutor agente oxidante
1Cu 4HNO 1Cu(NO ) 2H O 2NO   
 
 
2. 
 
 
 
Nesse caso, o cloro apresenta dois Nox no segundo membro. Imaginamos, então, 
que a reação ocorre no sentido inverso (da direita para a esquerda) e partimos do segundo 
membro: 
 
 
Balanceamento final: 
2 2 2 2
agente oxidante agente redutor
1MnO 4HCl 1MnCl 2H O 1Cl   
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
b. quando ocorre uma reação auto-redox : 
 
 
EXEMPLO: 
 
1. Auto-redox do cloro em presença de soda cáustica: 
 
Balanceamento final: 3Cl2 + 6NaOH  5NaCl + 1NaClO3 + 3H2O 
 
2. Auto-redox do dióxido de nitrogênio, em meio aquoso: 
 
 
 
 
c. Quando ocorre uma equação iônica 
 
EXEMPLO: 
 
1. Redução de cátion férrico com cátion estanoso: 
7 
 
 
Balanceamento total: 3 2 2 42Fe 1Sn 2Fe 1Sn      
 
Nas equações iônicas, a prova é feita com as cargas elétricas. Assim, temos: 
 
1º membro : 2 ( 3) 2 8
2º membro : 2 ( 2) 4 8
    

    
 
 
Essa equação iônica pode subtender a equação molecular entre os cloretos férrico e 
estanoso: 
2FeCl3 + SnCl2  2FeCl2 + SnCl4 
 
 
2. Reação do ânion sulfeto (redutor) com o ânion permanganato (oxidante), em meio ácido 
(representado por H+): 
 
8 
 
Balanceamento total: 
2 2 2
4 4 28MnO 5S 24H 8Mn 5SO 12H O
        
 
Ordem de acertos: Mn, S, H2O e H+. 
 
Prova com as cargas elétricas: 
1º membro : 8 ( 1) 5 ( 2) 24 ( 1) 6
2º membro : 8 ( 2) 5 ( 2) 6
         

      
 
 
Essa equação iônica pode subentender a seguinte equação molecular: 
8KMnO4 + 5Na2S + 12H2SO4  8MnSO4 + 4K2SO4 + 5Na2SO4 + 12H2O 
 
Cálculo de fórmulas 
1. Composição Centesimal ou Fórmula Centesimal 
Consiste em indicar o percentual, em massa, de cada átomo presente no composto. 
Ex.: Em um mol de moléculas de metano (CH4) existem 12g de carbono e 4g de 
hidrogênio, portanto temos presentes no composto 75% de carbono e 25% de hidrogênio, 
em massa. 
2. Fórmula Mínima ou Empírica 
Consiste em representar, através de fórmula, a menor razão possível entre os átomos 
presentes no composto. 
Ex.: Como na água oxigenada (H2O2) temos uma razão de 1 átomo de hidrogênio para 1 
átomo de oxigênio teremos para fórmula empírica HO. 
3. Fórmula Molecular 
Consiste em representar, através de fórmula simbólica, o número de átomos de cada 
elemento presente na molécula de um composto. 
Ex.: H2O2 - indica a presença de 2 átomos de hidrogênio e 2 átomos de oxigênio em cada 
molécula de água oxigenada 
 
9 
 
EXERCÍCIOS COMENTADOS 
 
1. Calcular a composição centesimal do metanol (CH4O). 
Solução: Em um mol do composto teremos 1mol de C, 4mols de H e 1mol de O, que em 
massa representam, respectivamente, 12g, 4g e 16g em um total de 32g. 
100% _________32g 
X% de C ______ 12g X = 37,5% 
 
100% __________32g 
Y% de H _______4g Y = 12,5% 
 
100% ___________32g 
Z% de O ________16g Z = 50% 
 
2. Calcule a fórmula empírica de um composto que apresenta para composição 
centesimal: 80% de carbono e 20% de hidrogênio. 
Solução: 
1º passo: Estabelece-se uma base de cálculo, por exemplo 100g. 
2º passo: Calcula-se a massa de cada um dos elementos presentes C => 80g H => 
20g 
3º passo: Calcula-se o número de mols de cada elemento. C =>80/12 = 6,67mols H 
=>20/1 = 20mols 
4º passo: Estabelece-se uma razão em mols (que também será uma razão em número de 
átomos) entre os elementos presentes. Transforma-se esta razão para os menores inteiros 
possíveis. 
6,67 mols de C : 20 mols de H 
10 
 
1 mol de C : 3 mols de H 
Esta razão já mostra a fórmula empírica do composto : C1H3 
 
3. Calcule as fórmulas empírica e molecular de um composto que apresenta para 
composição centesimal: 32% de carbono, 4% de hidrogênio e 64% de oxigênio, 
sendo sua massa molecular igual a 150g/mol. 
Solução: 
1ºpasso: Estabelece-se uma base de cálculo, por exemplo, a própria massa molecular 
150g. 
2ºpasso: Calcula-se a massa de cada um dos elementos presentes: 
C => 48g H => 6g O => 96g 
3º passo: Calcula-se o número de mols de cada elemento. C => 48/12 = 4 mols H => 
6/1 = 6 mols 
O => 96/16 = 6 
4º passo: Estabelece-se uma razão em mols (que também será uma razão em número de 
átomos) entre os elementos presentes. Nesse caso como foi utilizadaa massa molecular 
como base de cálculo, a razão encontrada já é a fórmula molecular. 
4 mols de C : 6 mols de H : 6 mols de O 

Fórmula Molecular: C4H6O6 
5ºpasso: De posse da fórmula molecular basta reduzir a razão para os menores inteiros 
possíveis que teremos a fórmula empírica. 
Fórmula Molecular: C4H6O6 
Fórmula Empírica: C2H3O3 
 
 
 
 
11 
 
Desenvolvendo Competências 
1. (Fuvest SP/2001/2ªFase) 
O minério caliche, cujo principal componente é o salitre do Chile, contém cerca de 0,1%, 
em massa, de iodato de sódio (NaIO3). A substância simples I2 pode ser obtida em um 
processo que envolve a redução desse iodato com hidrogenossulfito de sódio (NaHSO3), 
em meio aquoso. Nessa redução também são produzidos íons sulfato, íons H+ e água. 
a) Escreva a equação iônica balanceada que representa a formação de iodo nessa solução 
aquosa, indicando o oxidante e o redutor. 
b) Calcule a massa de caliche necessária para preparar 10,0 kg de iodo, pelo método 
acima descrito, considerando que todo o iodato é transformado em iodo. 
Dados: massas molares (g/mol) 
NaIO3 ... 198 
I2 .......... 254 
 
2. (Unesp SP/2004/Biológicas) 
O peróxido de hidrogênio (H2O2) pode participar de reações de óxido-redução como 
oxidante ou como redutor. Por exemplo, em meio ácido, íons dicromato (Cr2O
2
7
) são 
reduzidos a íons crômico (Cr3+) pelo peróxido de hidrogênio, conforme a reação 
representada pela equação: 
 
Cr2O
2
7
 (aq) + 3H2O2 (l) + 8H+ (aq)  
 2Cr3+ (aq) + 3O2 (g) + 7H2O (l) 
 
a) Indique a variação do número de oxidação (NOX) dos íons dicromato (Cr2O
2
7
) a íons 
crômico (Cr3+) e do oxigênio do peróxido de hidrogênio (H2O2), quando este é oxidado a 
oxigênio gasoso (O2). 
b) Escreva a equação química balanceada da semireação de redução do peróxido de 
hidrogênio à água em meio ácido. 
 
 
 
 
12 
 
3. (Unicamp SP/1993) 
O óxido de cobre-II, CuO, é reduzido pelo H2(g) a cobre metálico, em uma aparelhagem 
esquematizada abaixo: 
 
 
a) faça a equação da reação química correspondente. 
b) Além do hidrogênio, qual outro componente encontra-se na mistura gasosa? 
4. (Ufg GO/1993/2ªFase) 
Após a incineração de lixo, faz-se a determinação de carbono não queimado e matéria 
fermentável por um método que se fundamenta na equação de reação a seguir:Na2C2O4 + 
KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O . A respeito dessa 
equação de reação, pede-se: 
a) o agente oxidante e o agente redutor. 
b) o balanceamento da equação. 
 
5. (Unifesp SP/2003/2ªFase) 
A produção de ácido nítrico, pelo método de Ostwald, pode ser descrita como se ocorresse 
em 3 etapas sequenciais. 
I. Oxidação catalítica da amônia gasosa pelo oxigênio, formando monóxido de nitrogênio. 
II. Oxidação do monóxido de nitrogênio pelo oxigênio, formando dióxido de nitrogênio. 
III. Reação do dióxido de nitrogênio com água, formando ácido nítrico e monóxido de 
nitrogênio, o qual é reciclado para a etapa II. 
a) Sabendo-se que para oxidar completamente 1,70 g de amônia são necessários 
exatamente 4,00 g de oxigênio, deduza os coeficientes estequiométricos dos reagentes 
envolvidos na etapa I. Escreva a equação, corretamente balanceada, representativa dessa 
reação. 
13 
 
b) Escreva as equações representativas, corretamente balanceadas, das reações 
correspondentes às etapas II e III. 
6. (Fesp PE) 
A pirita de ferro, conhecida como “ouro dos trouxas”, tem a seguinte composição 
centesimal: 46,67% de Fe e 53,33% de S. Sabe-se também que 0,01 mol de pirita tem 
massa correspondente a 1,20g. A fórmula que corresponde à pirita é: 
Dados: Fe = 56u; S = 32u 
a) FeS2 
b) FeS 
c) Fe2S 
d) Fe2S3 
e) Fe3S 
7. (Fuvest SP) 
Uma substância de massa molecular 120 contém 40% de C, 53,3% de O e 6,7% de H. 
qual sua fórmula molecular? 
a) C2H2O4 
b) C2H4O2 
c) CH2O 
d) C4H8O4 
e) C4H2O4 
 
8. (Unicamp SP) 
Sabe-se que 1,0 mol de um composto contém 72 g de carbono (C), 12 mols de átomos de 
hidrogênio (H) e 12×1023 átomos de oxigênio (O). Admitindo o valor da constante de 
Avogadro como sendo 6,0×1023 mol-1 e com base na Classificação Periódica dos Ele-
mentos, escreva: 
a) a fórmula molecular do composto; 
b) a fórmula mínima do composto. 
 
 
 
14 
 
9. (Uff RJ/1ªFase) 
Foram aquecidos 1,83 g de uma amostra de Al2(SO4)3 hidratado, até que toda a água 
fosse eliminada. A amostra anidra pesou 0,94 g. Determine a fórmuia molecular do sal 
hidratado. 
 
10. (Acafe SC/2002/Julho) 
A queima de um mol de vitamina C consome 5 mols de oxigênio, produz 6 mols de gás 
carbônico e 4 mols de água. 
Assinale a alternativa que indica a fórmula molecular da vitamina C. 
a) C6H10O8 
b) C3H4O3 
c) C6H8O6 
d) C3H8O6 
e) C4H6O6 
 
 
Gabarito: 
1) 
a) 2 IO

3
 + 5 HSO

3
  3 H+ + 5 SO
2
4
 + H2O + I2 
 2 I+5 + 10 e–  I2 
 S+4  S+6 + 2 e– 
 Oxidante: IO

3
 
 Redutor: HSO

3
 
b) Y = 15,59 toneladas 
2) a) varia de +6 para +3. Logo, nox= 3 
b) 3H2O2  3H2O + 3 O2 
 
3) a) CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2O(g) 
b) H2O(g) 
15 
 
 
4)a) agente oxidante: KMnO4 
 agente redutor: Na2C2O4 
b) 5Na2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO41K2SO4 + 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 10CO2 + 8H2O 
5) a) 0,125 mol O2 
Equação–I 
4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g) 
b) 
2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) 
3NO2(g) + H2O(l)  2HNO3(aq) + NO(g) 
 
6) Letra A 
7) Letra D 
8) a) C6H12O2 
 b) C3H6O 
9) Al2(SO4)3 . 18 H2O 
10) Letra C