Balanceamento e Relações Estequiométricas

Teoria Completa

Balanceamento

Ao escrever uma equação química, devemos seguir algumas regrinhas.

Uma delas é a das proporções atômicas. O que significa que o número de átomos de um elemento nos reagentes deve ser igual ao número de átomos do mesmo elemento nos produtos.

Por exemplo, nessa equação química:

C H 4 + 2   O 2 → C O 2 + 2   H 2 O

Temos o mesmo número de mols de carbonos nos reagentes e nos produtos! Mas calma que você já vai entender mais sobre 😊

Essa regra é uma consequência direta do princípio de Lavoisier, da conservação da massa. Segundo ela, a massa total dos produtos será igual a massa total dos reagentes. E a massa de cada elemento, individualmente, também deverá ser conservada durante a reação.

Baseados nessas regras, vamos sempre balancear as equações químicas para que os números de átomos de um mesmo elemento seja igual nos dois lados da seta.

Para isso, vamos alterar os coeficientes (o número na frente dos compostos, que indica o número de mols dos compostos).

Atenção! Quando um mesmo composto/elemento possui coeficiente e índice, vamos multiplicar esses números para determinar a quantidade dessa espécia presente.

Por exemplo:

3 O 2 : temos 3 mols de gás oxigênio e 6 mols de átomos de oxigênio.

C a ( N O 3 ) 2 : temos 1 mol de nitrato de cálcio, 1 mol de átomos de cálcio, 2 mols de átomos de nitrogênio, 6 mols de átomos de oxigênio e 2 mols do ânion N O 3 - .

Uma equação balanceada deve ter coeficientes inteiros e de menores valores possíveis.

Métodos de Balanceamento: método das tentativas

O método mais simples de balanceamento é o método das tentativas, no qual a gente fica tentando acertar os coeficientes, errando, tentando de novo...

Mas um chute consciente é melhor do que um chute qualquer. Por isso, existe um passo-a-passo pra esse método:

  1. Vamos procurar um elemento que esteja presente em apenas um composto em um dos membros (reagentes ou produtos) e fixar seu coeficiente;
  2. Se isso ocorrer para mais de um elemento, escolhemos o que possui maior índice (subscrito);
  3. A partir do coeficiente fixado, vamos ajustando os coeficientes dos outros compostos.

Exemplo: C 2 H 6 O + O 2 → C O 2 + H 2 O

Contando, vemos que nos reagentes temos 2 mols de carbono, 6 mols de hidrogênio e 3 mols de oxigênio. Já nos produtos, temos 1 mol de carbono, 3 mols de oxigênio e 2 mols de hidrogênio.

Olhando para os reagentes (comece pelo produtos, se preferir), o primeiro passo nos leva ao C ou H, presentes em apenas um composto. O passo 2 nos aconselha a escolher o H, com maior índice. Mas ambos estão no mesmo composto, então nem faz diferença. Vamos fixar o coeficiente desses caras como 1.

1 C 2 H 6 O + O 2 → C O 2 + H 2 O

Com isso, precisamos de 2 carbonos e 6 hidrogênios do lado direito:

1 C 2 H 6 O + O 2 → 2 C O 2 + 3 H 2 O

E agora ficamos com 7 oxigênios nos produtos. Portanto, precisaremos desses 7 oxigênios nos reagentes.

C 2 H 6 O + 3 O 2 → 2 C O 2 + 3 H 2 O

Equação balanceada!

Método REDOX

O próximo método é o método da oxirredução, ou método redox. Ele só pode ser utilizado em reações que envolvem oxirredução. Ou seja, quando existe alguém trocando de NOX.

Em reações redox ocorre transferência de elétrons. E como todos os elétrons perdidos por alguém devem ser capturados por outro alguém, fazemos o balanceamento do número de elétrons.

Em outras palavras, a variação do NOX dos caras que estão sendo oxidados, deve ser igual à variação do NOX dos caras que estão sendo reduzidos.

E o passo-a-passo será:

  1. Determinar o NOX de geral;
  2. Identificar átomos sofrendo oxidação e redução, calculando seus ∆ N O X (variação do NOX);
  3. Multiplicar os ∆ N O X pelos índices dos átomos;
  4. Determinar coeficientes dos caras envolvidos na oxirredução para que o ∆ N O X positivo seja igual, em módulo, ao ∆ N O X negativo;
  5. Ajustar demais coeficientes por tentativa.

E um exemplo pra não ficar muito abstrato: K M n O 4 + H C l → K C l + M n C l 2 + C l 2 + H 2 O

Determinando o NOX de geral: sendo da família dos alcalinos, o K terá NOX +1. O oxigênio costuma ter NOX -2. O C l combinado com alguém tem NOX -1 e, com ele mesmo, tem NOX 0. O hidrogênio costuma ter NOX +1 e os outros caras nós calculamos por diferença, para que a carga de cada composto seja igual a zero (a menos que outra carga esteja indicada).

No segundo passo, identificamos quem está sofrendo oxidação e quem está sofrendo redução:

E calculamos os ∆ N O X :

∆ N O X M n = 2 - 7 = - 5

∆ N O X C l = 0 - ( - 1 ) = 1

No passo 3, multiplicamos o ∆ N O X pelo índice dos átomos. Como o índice do M n é 1, nada se altera. Mas o C l aparece com índice 2. Portanto:

∆ N O X M n = - 5 x 1 = - 5

∆ N O X C l = 1 x 2 = 2

No quarto passo, determinamos os coeficientes do M n e do C l como o| ∆ N O X | do outro. Ou seja, 5 para o Cl e 2 para Mn. Perceba que, dessa forma, o módulo dos dois ∆ N O X será igual a 10   ( 5 x 2 ) .

2 K M n O 4 + H C l → K C l + M n C l 2 + 5 C l 2 + H 2 O

Agora temos 2 mols de M n e 2 mols de K nos reagentes, que precisam aparecer nos produtos.

  2 K M n O 4 + H C l → 2 K C l + 2 M n C l 2 + 5 C l 2 + H 2 O

Observe que escolhemos os elementos que só aparecem em um composto, conforme o método das tentativas. Com isso, ficamos com 16 mols de C l nos produtos, que devem aparecer nos reagentes:

2 K M n O 4 + 16 H C l → 2 K C l + 2 M n C l 2 + 5 C l 2 + H 2 O

Ajustando o número de oxigênio e hidrogênio:

2 K M n O 4 + 16 H C l → 2 K C l + 2 M n C l 2 + 5 C l 2 + 8 H 2 O

Beleza! Geral balanceado (inclusive os elétrons).

Método do íon-elétron

Tá vendo que teve uma galera aí em cima que não teve o NOX alterado? O método do íon-elétron vai trabalhar apenas com quem sofre alteração de NOX.

Nesse método, a gente vai olhar pras semi-reações de oxidação e redução separadas. Elas são balanceadas separadamente e, depois, juntamos as duas “rebalanceando”. É muito semelhante ao método da oxirredução.

Uma particularidade do método é que, geralmente, ele é usado para meios ácido ou básicos.

Em meio ácido, identificaremos o membro da equação com déficit de cargas positivas (excesso de elétrons ou ânions) e colocaremos H + para balancear.

Em meio básico, identificamos o membro com déficit de cargas negativas e colocamos O H - .

Adicionamos água em qualquer um dos membros para o balanceamento atômico de H e O.

E o nosso passo-a-passo de lei fica assim:

  1. Identificar elementos que estão sofrendo oxirredução;
  2. Escrever a equação iônica líquida (onde aparecem os cátions e ânions na forma aquosa, além de precipitados e gases);
  3. Dividir a reação global nas semi-reações de oxidação e redução, incluindo os elétrons ganhos ou perdidos;
  4. Caso o meio seja básico, adicionar O H - nos membros com excesso de carga positiva; caso o meio seja ácido, adicionar H + nos membros com excesso de carga negativa;
  5. Adicionar H 2 O no membro que for necessário para balanceamento dos átomos (afinal estamos em meio aquoso e podemos consumir e/ou formar água a vontade);
  6. Multiplique as semi-reações de modo que o número de elétrons ganhos em uma seja igual ao número de elétrons perdidos na outra;
  7. Some as duas semi-reações, formando a reação global novamente.

Método algébrico

O último método que veremos é o método algébrico, no qual o balanceamento de cada elemento nos leva a uma equação. O balanceamento global é, então, feito resolvendo um sistema de equações.

Olha só: F e 3 O 4 + C O → F e O + C O 2

Começamos atribuindo coeficientes “algébricos” aos compostos:

a F e 3 O 4 + b C O → c F e O + d C O 2

E então fazemos o balanceamento de cada elementos, considerando que o número de átomos de um lado deve ser igual ao número de átomos do outro lado.

3 a = c   p a r a   o   F e

4 a + b = c + 2 d   p a r a   o   O

b = d   p a r a   o   C

Com 4 incógnitas e três equações, não podemos resolver esse balanceamento por esse método!

Para: N H 4 N O 3 → N 2 O + H 2 O

Atribuindo coeficientes algébricos:

a N H 4 N O 3 → b N 2 O + c H 2 O

E o balanceamento elemento a elemento:

2 a = 2 b   p a r a   o   N

4 a = 2 c   p a r a   o   H

3 a = b + c   p a r a   o   O

Resolvendo o sistema:

a = b 2 a = c 3 a = b + c

Atribuindo o valor arbitrário 1 para a :

a = 1 c = 2 . a = 2 b = a = 1

E a equação balanceada fica:

1 N H 4 N O 3 → 1 N 2 O + 2 H 2 O

Relações Estequiométricas

O princípio de Lavoisier nos leva ainda à lei das proporções constantes (Lei de Proust).

Essa lei nos diz que, se 2 g de H reagem com 16 g de O para formar 18 g de H 2 O , 4 g de H reagem com 32 g de O para formar 36 g de H 2 O . Ou seja, as proporções nas quais as espécies se combinam são constantes.

E isso é a base da estequiometria.

Com uma equação devidamente balanceada e sabendo a quantidade de reagente utilizado, podemos determinar quantidade de produto formado.

Ou, sabendo a quantidade de produto que queremos formar, podemos calcular quanto de reagente precisamos.

E, matematicamente, tudo que vamos precisar é de regra de três!

Pra entender melhor como isso tudo funciona, a gente preparou uma série de exercícios de fixação pra você.

Expandir

Exercício Resolvido #1

USP – Lista de Exercícios de Estequiometria. Questão 11.

Torne balanceadas por inspeção as seguintes equações:

a) Z n S + H C l → Z n C l 2 + H 2 S

b) H C l + C r → C r C l 3 + H 2

c) H 2 + B r 2 → H B r

MOSTRAR SOLUÇÃO COMPLETA

Passo 1

Por inspeção é aquele coisa né: tentativa e erro. Mas tentativas conscientes minimizam os erros (e o tempo utilizado).

Então vamos seguir nosso passo-a-passo.

a) Escolher um elemento que, em um dos lados, só apareça em um composto: qualquer um pode ser escolhido.

Escolher um elemento com índice maior.

Vamos de C l nos produtos então. Você também pode optar pelo H .

Fixando o coeficiente do Cl como 1:

Z n S + H C l → 1 Z n C l 2 + H 2 S

Precisaremos de 2 H C l no lado dos reagentes para balancear o número de C l .

Z n S + 2 H C l → Z n C l 2 + H 2 S

E a equação já está balanceada! Confere aí.

Passo 2

b) Escolhe alguém que só aparece em um composto em um dos membros: todos elementos.

Nesse caso, escolhemos o de maior índice: C l no membro dos produtos.

Fixando coeficiente 1 para ele:

H C l + C r → 1 C r C l 3 + H 2

Precisaremos de 3 H C l no membro dos reagentes para balancear o número de C l .

3 H C l + C r → 1 C r C l 3 + H 2

O número de C r está ok, mas temos 3 H nos reagente e 2 nos produtos. Então:

3 H C l + C r → 1 C r C l 3 + 3 2 H 2

A equação está “semi-balanceada”. O correto é deixar a equação com os menores coeficientes inteiros possíveis. Para isso, multiplicamos tudo por 2, obtendo:

6 H C l + 2 C r → 2 C r C l 3 + 3 H 2

Pronto!

Passo 3

c) Escolhendo o H no lado esquerdo porque só aparece em um composto e tem o maior índice (sim, pode escolher o B r ). Vamos fixar ele com o coeficiente 1. Para balancear o número de H vamos precisar de 2 H B r nos produtos:

H 2 + B r 2 → 2 H B r

E o número de B r também ficou certinho.

Show!

Resposta

a) Z n S + 2 H C l → Z n C l 2 + H 2 S

b) 6 H C l + 2 C r → 2 C r C l 3 + 3 H 2

c) H 2 + B r 2 → 2 H B r

Exercício Resolvido #2

UFRJ – Química Geral I (Estequiometria, teoria atômica e periódica). Prof. Emerson. Questão 01.

Faça o balanceamento das seguintes equações:

a) S O 2 ( g ) + O 2 ( g ) → S O 3 ( g )

b) P 2 O 5 s + H 2 O l → H 3 P O 4 a q

c) C H 4 g + C l 2 g → C C l 4 l + H C l g

d) A l 4 C 3 ( s ) + H 2 O ( l ) → A l ( O H ) 3 ( s ) + C H 4 ( g )

MOSTRAR SOLUÇÃO COMPLETA

Passo 1

a) S O 2 g + O 2 g → S O 3 g

No item a, a gente tem uma reação de oxirredução. Você pode resolver por tentativa ou por oxirredução.

Por tentativa:

Optando por fixar o coeficiente do S , que só aparece em um composto no lado esquerdo, em 1, no lado direito também temos que colocar 1, para balancear o S dos dois lados:

1 S O 2 g + O 2 g → 1 S O 3 g

Com isso, ficamos com 3 O no lado direito. Como já temos 2 O no S O 2 fixado, ficou faltando apenas 1 O :

1 S O 2 g + 1 2 O 2 g → 1 S O 3 g

Como precisamos de número inteiros, multiplicamos a equação por 2, obtendo:

2 S O 2 g + O 2 g → 2 S O 3 g