Balanceamento de Reações Químicas

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Teoria

Opa, seja muito bem vindo ao Responde Aí! Bora aprender como fazer o balanceamento das reações químicas?

Relações Estequimétricas

Temos e se formando a partir da reação de e , mas repara que a gente precisa de um mol de metano e dois mols de oxigênio para formar um mol de dióxido de carbono e dois mols de água. É proporção entre as substâncias que a a gente chama de Estequimetria! 🤩

-Mas o que o princípio de Lavoisier tem com isso? 😖

É muito simples, se eu tenho átomos de oxigênio do lado direito da reação, eu preciso de átomos lado esquerdo, reagindo. Mesmo que esses átomos estejam ligados de uma forma diferente!

Usamos esse mesmo raciocínio pra cada átomo que esta presente em uma reação química. Mas agora, bora aprender balancear essas equações?!

📢 Clique para saber mais:

Pelo princípio de Lavoisier Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. Com as reações químicas não poderiam ser diferente e é para isso que a gente usa as Relações Estequiométricas!

Por exemplo, se liga nessa reação aqui:

Método 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:

Passo a passo do balanceamento pelo método das tentativas

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

Exemplo: Faça o balanceamento da reação a seguir pelo método das tentativas

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


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

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

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

Equação balanceada!

Você também pode conferir esse conteúdo em vídeo:

Método de Balanceamento: 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.

Passo a passo do balanceamento pelo método REDOX

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

E pelo método REDOX

O primeiro passo é determinar o NOX de todo mundo, então:

  • Sendo da família dos alcalinos, o terá NOX ;
  • O oxigênio costuma ter NOX ;
  • O combinado com alguém tem NOX e, com ele mesmo, tem NOX ;
  • O hidrogênio costuma ter NOX ;
  • O NOX dos demais elementos a gente calcula por diferença.

Dessa forma ficamos com:

NOX dos elementos
NOX dos elementos

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

Oxidação e Redução
Oxidação e Redução

E calculamos os :

No passo 3, multiplicamos o pelo índice dos átomos. Como o índice do é , nada se altera. Mas o aparece com índice . Portanto:

No quarto passo, determinamos os coeficientes do e do como o do outro. Ou seja, para o e para . Perceba que, dessa forma, o módulo dos dois será igual a .

Agora temos mols de e mols de nos reagentes, que precisam aparecer nos produtos.

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

Ajustando o número de oxigênio e hidrogênio:

Prontinho! Reação balanceada!

Método de Balanceamento: Método do Íon-elétron


No método de balanceamento íon-elétron 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 e colocaremos para balancear. Em meio básico, identificamos o membro com déficit de cargas negativas e colocamos . Adicionamos água em qualquer um dos membros para o balanceamento atômico de e . E o nosso passo-a-passo de lei fica assim:

Passo a passo do balanceamento pelo método do íon-elétron

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

Prontinho! Agora bora praticar com exercícios?

Exemplo: Faça o balanceamento da reação a seguir pelo método REDOX

Método de Balanceamento: Método REDOX

Método de Balanceamento: Método do Íon-elétron

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

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

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

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 )

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

Por oxirredução:

Identificamos os NOX da galera e quem está sofrendo oxirredução:

Calculamos os ∆ N O X :

∆ N O X S = + 6 - 4 = + 2

∆ N O X O = - 2 - 0 = - 2

Mas existem dois oxigênios passando do NOX 0 para - 2 . Portanto:

∆ N O X S = + 2 x 1 = + 2

∆ N O X O = - 2 x 2 = - 4

Devemos, então, usar o coeficiente 4 para o S e coeficiente 2 para o O nos compostos com os quais trabalhamos:

4 S O 2 g + 2 O 2 g → S O 3 g

Balanceando o S (e conferindo o O ), obtemos:

4 S O 2 g + 2 O 2 g → 4 S O 3 g

Que deve ser simplificado para os menores coeficientes possíveis:

2 S O 2 g + O 2 g → 2 S O 3 g

Prontinho!

Passo 2

b) Não há oxirredução. Vamos fazer por tentativa?

Do lado esquerdo, vamos escolher o P por estar em apenas um composto e com índice 2. Observe que o O aparece em mais de um composto e o H vai complicar sua vida porque no outro lado ele aparece com índice maior.

Você pode escolher eles mesmo assim? Pode! Mas talvez te lebe a mais tentativas e mais erros!

Vamos fixar o P com coeficiente 1:

1 P 2 O 5 s + H 2 O l → H 3 P O 4 a q

Como temos 2 P do lado esquerdo, vamos colocar 2 P do lado direito:

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

Balanceando o H :

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

E conferimos que existem 8 O nos dois membros!

Passo 3

c) Vamos de tentativa e erro:

No lado esquerdo, o H é quem aparece com maior índice, estando em apenas um composto. Vamos fixar o coeficiente dele em 1:

1 C H 4 g + C l 2 g → C C l 4 l + H C l g

Assim precisamos de 4 H C l na direita para balancear a quantidade de H e 1 C C l 4 porque a quantidade de C também está fixada.

1 C H 4 g + C l 2 g → 1 C C l 4 l + 4 H C l g

Com 8 C l do lado direito, vamos precisar de 4 C l 2 na esquerda, para igualar o número de C l .

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

Fechou!

Passo 4

d) Vontade de fixar o A l no lado esquerdo. Com aquele índice grandão, deve ser um bom começo. Bora fixar o coeficiente dele como 1. Assim vamos precisar de 4 A l ( O H ) 3 para fechar o número de A l dos dois lados. E 3 C H 4 pra fechar o número de C .

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

Com isso, ficamos com 12 O do lado direito, que devem aparecer no lado esquerdo:

A l 4 C 3 ( s ) + 12 H 2 O ( l ) → 4 A l ( O H ) 3 ( s ) + 3 C H 4 ( g )

E os dois lados ficaram com 24 H !

Balanceado!

Resposta

a) 2 S O 2 g + O 2 g → 2 S O 3 g

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

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

d) A l 4 C 3 ( s ) + 12 H 2 O ( l ) → 4 A l ( O H ) 3 ( s ) + 3 C H 4 ( g )

Exercício Resolvido #3

Faça o balanceamento das seguintes equações químicas pelo método do íon-elétron:

a) M n O 4 - + N O 2 - → M n 2 + + N O 3 -   ( m e i o     á c i d o )

b) Z n 0 + M n O 4 - → Z n O 2 2 - + M n O 2   ( m e i o   a l c a l i n o )

Passo 1

a) Primeiro a gente identifica quem sofre oxidação e quem sofre redução, certo?

A equação dada já é a iônica, podemos ainda indicar que geral aí é aquoso.

Vamos escrever as semi-reações de oxidação e redução separadas, incluindo os elétrons ganhos ou perdidos.

M n O 4 - + 5 e - → M n 2 +

Porque o M n precisa de 5 elétrons para passar de NOX +7 para NOX +2.

Como o enunciado informa que estamos em meio ácido, vamos colocar H + no membro que está com déficit de cargas positivas.

Olhando ali pra semi-reação, a gente vê que temos 2 cargas positivas no lado direito e 6 cargas negativas no lado esquerdo. Precisamos de 8 H + no lado esquerdo para respeitar o princípio da neutralidade. E colocamos água do outro lado para balancear os H e O .

M n O 4 - + 5 e - + 8 H + → M n 2 + + 4 H 2 O

Para a semi-reação de oxidação:

N O 2 - → N O 3 - + 2 e -

Porque o N perde dois elétrons para passar de NOX +5 para NOX +3. Ajustando as cargas com a adição de H + e adicionando água para balancear H e O , chegamos a:

H 2 O + N O 2 - → N O 3 - + 2 e - + 2 H +

Como o número de elétrons ganhos deve ser igual ao número de elétrons cedidos, precisamos multiplicar as equações de modo que o número de elétrons em ambas seja o mesmo.

Temos 5 elétrons em uma e 2 elétrons em outra. O MMC de 5 e 2 é 10. Portanto, vamos multiplicar a primeira equação por 2 e a segunda por 5, chegando a:

2 M n O 4 - + 10 e - + 16 H + → 2 M n 2 + + 8 H 2 O

5 H 2 O + 5 N O 2 - → 5 N O 3 - + 10 e - + 10 H +

Agora sim os números de elétrons estão iguais!

Vamos juntar as duas reações somando elas:

2 M n O 4 - + 10 e - + 16 H + → 2 M n 2 + + 8 H 2 O

          5 H 2 O + 5 N O 2 - → 5 N O 3 - + 10 e - + 10 H +          

2 M n O 4 - + 10 e - + 16 H + +   5 H 2 O + 5 N O 2 - → 2 M n 2 + + 8 H 2 O + 5 N O 3 - + 10 e - + 10 H +          

E simplificamos, cortando quem aparece dos dois lados. Nessa etapa, os elétrons devem desaparecer, pois forçamos o fato de que o número de elétrons fosee igual nos dois lados!

2 M n O 4 - + 6 H + + 5 N O 2 - → 2 M n 2 + + 3 H 2 O + 5 N O 3 -          

Equação balanceada!

Passo 2

b) Começamos pela identificação de quem sofre oxidação e quem sofre redução, certo?

Agora escrevemos as semi-reações de oxidação e redução separadas, incluindo os elétrons ganhos ou perdidos.

M n O 4 - + 3 e - → M n O 2

Porque o M n precisa de 3 elétrons para passar de NOX +7 para NOX +4.

Como o enunciado informa que estamos em meio alcalino (básico), vamos colocar O H - no membro que está com déficit de cargas negativas.

Olhando ali pra semi-reação, a gente vê que tem 4 cargas negativas do lado esquerdo, enquanto o lado direito está neutro. Vamos adicionar 4 O H - no lado direitoo para respeitar o princípio da neutralidade. E colocamos água do outro lado para balancear os H e O .

M n O 4 - + 3 e - + 2 H 2 O → M n O 2 + 4 O H -

Para a semi-reação de oxidação:

Z n o → Z n O 2 2 - + 2 e -

Porque o Z n perde 2 elétrons para passar de NOX 0 para NOX +2.

Ajustando as cargas com a adição de O H - e adicionando água para balancear H e O , chegamos a:

Z n o + 4 O H - → Z n O 2 2 - + 2 e - + 2 H 2 O

Como o número de elétrons ganhos deve ser igual ao número de elétrons cedidos, vamos multiplicar a semi-reação de redução por 2 e a semi-reação de oxidação por 3, obtendo:

2 M n O 4 - + 6 e - + 4 H 2 O → 2 M n O 2 + 8 O H -

3 Z n o + 12 O H - → 3 Z n O 2 2 - + 6 e - + 6 H 2 O

Agora sim os números de elétrons estão iguais!

Vamos juntar as duas reações somando elas:

2 M n O 4 - + 6 e - + 4 H 2 O → 2 M n O 2 + 8 O H -

  3 Z n o + 12 O H - → 3 Z n O 2 2 - + 6 e - + 6 H 2 O  

2 M n O 4 - + 6 e - + 4 H 2 O + 3 Z n o + 12 O H - → 2 M n O 2 + 8 O H - + 3 Z n O 2 2 - + 6 e - + 6 H 2 O

E simplificando, cortando quem aparece dos dois lados:

2 M n O 4 - + 3 Z n o + 4 O H - → 2 M n O 2 + 3 Z n O 2 2 - + 2 H 2 O

E chegamos à equação balanceada!

Resposta

a) 2 M n O 4 - + 6 H + + 5 N O 2 - → 2 M n 2 + + 3 H 2 O + 5 N O 3 -          

b) 2 M n O 4 - + 3 Z n o + 4 O H - → 2 M n O 2 + 3 Z n O 2 2 - + 2 H 2 O

Exercício Resolvido #4

Quantos mols de C O 2 podem ser liberados de 1,00 mol de calcário, C a C O 3 ?

Passo 1

Não tem pegadinha nem enrolação.

Se você só tem 1,00 mol de C a C O 3 , você só tem 1,00 mol de átomos de carbono e, portanto, só pode produzir 1,00 mol de C O 2 .

C a C O 3 → C a O +   C O 2

Resposta

1,00 mol de C O 2 .

Exercício Resolvido #5

Inflamou-se uma amostra de 0,5000 g de ácido cítrico, que contém apenas C ,   H   e   O . Produziram-se 0,6871 g de C O 2 e 0,1874 g de H 2 O . O peso molecular do composto é 192 g/mol. Qual a fórmula molecular do ácido cítrico?

Passo 1

Voltamos para fórmulas químicas né?

Mas antes disso, precisamos pensar no ácido cítrico se inflamando, formando C O 2 e H 2 O .

Ao “inflamar” o ácido cítrico, estamos queimando ele. Então se trata de uma reação de oxidação que ocorre entre o ácido cítrico e o gás oxigênio, formando, quando completa, C O 2 e H 2 O .

Então a reação será algo como (não balanceada):

á c i d o   c í t r i c o + O 2 → C O 2 + H 2 O

Considerando que o ácido cítrico é formado exclusivamente por H , C e O , podemos representá-lo assim:

C x H y O z + O 2 → C O 2 + H 2 O   ( n ã o   b a l a n c e a d a )

Passo 2

Como foi dada a massa de C O 2 e H 2 O formados, e podemos descobrir a massa de O 2 consumida (por diferença entre a massa de produtos e reagentes), assim como a massa molar dessa galera, vamos descobrir o número de mols envolvidos na reação.

M M H 2 O = 2 x 1,0 08 + 1 x 16,0 0 = 18,0 2   g / m o l

M M C O 2 = 1 x 12,0 1 + 2 x 16,0 0 = 44,0 1   g / m o l

M M O 2 = 2 x 16,0 0 = 32,0 0   g / m o l

m H 2 O = 0,1874   g

m C O 2 = 0,6871   g

m O 2 = 0,1874 + 0,6871 ) - ( 0,5000 = 0,3745   g

Assim, a massa dos reagentes é igual a massa dos produtos!

n H 2 O = 0,1874 18,0 2 = 0,01 04   m o l

n C O 2 = 0,6871 44,0 1 = 0,0156   m o l

n O 2 = 0,3745 32,0 0 = 0,0117   m o l

Passo 3

Assim, nossa equação química “semi-balanceada” fica igual a:

C x H y O z + 0,0117   O 2 → 0,0156   C O 2 + 0,0104   H 2 O

Para transformar os coeficientes em números inteiros, vamos fixar o menor coeficiente ( 0,0104 ) como 1. Para isso, usamos um fator de conversão igual a: 1 0,0104 = 96,15 .

Multiplicando esse fator pelos demais coeficientes, chegamos a:

C x H y O z + 1,125   O 2 → 1,500   C O 2 + 1,000   H 2 O

Ainda não estamos com números inteiros.

Para que o 1,125 vira um número inteiro, ele precisa ser multiplicado por 8 . Aplicando o fator 8 a todos os coeficientes, temos:

C x H y O z + 9   O 2 → 12   C O 2 + 8   H 2 O

Passo 4

Vamos fazer o balanceamento elemento por elemento.

Como temos 12 carbonos do lado direito da equação, precisamos ter 12 carbonos no lado esquerdo, e ele só pode vir do ácido cítrico.

C 1 2 H y O z + 9   O 2 → 12   C O 2 + 8   H 2 O

Contando os hidrogênios e os oxigênios:

C 1 2 H 1 6 O 1 4 + 9   O 2 → 1 2   C O 2 + 8   H 2 O

Mas perceba que estamos considerando um único mol de ácido cítrico contendo todos esses átomos. Talvez ao invés de C 12 H 16 O 14 , tenhamos 2 C 6 H 8 O 7 .

Portanto, dividindo os índices por dois, chegamos a fórmula mínima do ácido cítrico:   C 6 H 8 O 7 .

Passo 5

Agora vamos calcular a massa molar da fórmula mínima:

M M m í n i m a = 6 x M M C + 8 x M M H + ( 7 x M M O )

M M m í n i m a = 6 x 12,01 + 8 x 1,008 + 7 x 16,00 = 192,1   g / m o l

Como a massa molar do ácido cítrico foi fornecida como 192 g/mol, concluímos que a fórmula mínima é, na verdade, a fórmula molecular!

Resposta

C 6 H 8 O 7

Exercício Resolvido #6

O acetileno ( C 2 H 2 ), que é usado como combustível nos maçaricos de solda, é produzido numa reação entre carbureto de cálcio ( C a C 2 ) e água.

C a C 2 + 2 H 2 O → C a ( O H ) 2 + C 2 H 2 ( g )

a) Quantos moles e quantos gramas de C 2 H 2 serão produzidos a partir de 2,50 mol de C a C 2 ?

b) Quantos moles de água serão consumidos ao produzirem-se 3,20 mol de C 2 H 2 ?

Passo 1

Primeiro dá uma conferida se aquela equação tá balanceada. Vai que...

1 mol de cálcio de cada lado, dois mols de carbono, 4 mols de hidrogênio e dois de oxigênio. Beleza!

Passo 2

a) Agora, se ela está balanceada, olhando pra ela podemos ver que 1 mol de C a C 2 produz 1 mol de C 2 H 2 .

Portanto, a partir de 2,5 mol de C a C 2 , pode-se produzir 2,5 mol de C 2 H 2 .

Assim os compostos guardam entre si a proporção molar 1:1.

Agora vamos ver quantos gramas são 2,5   m o l s   de C 2 H 2 .

1 m o l - 26

2,5 m o l s - m

m = 65 g

Passo 3

b) Pela equação vemos que 2 moles de água são consumidos para cada mol de C 2 H 2 produzido.

Portanto, para produzirmos 3,20 mol de de C 2 H 2 , precisamos do dobro de moles de água. Ou seja: 6,40 mol.

Resposta

a) 2,5 mol, 65 g

b) 6,4 mol

Exercício Resolvido #7

Um pequeno pedaço de zinco, Z n ( s ) , é totalmente dissolvido em 50,00   m L de uma solução 1,035   m o l . L - 1 de H C l ( a q ) .

Z n ( s ) + 2 H C l ( a q ) → Z n C l 2 ( a q ) + H 2 ( g )

Quando a reação termina, a concentração de H C l ( a q ) nos 50,00   m L de solução é 0,812   m o l . L - 1 . Qual a massa de zinco dissolvido?

Passo 1

A questão é simples se você fizer com calma. Olha só:

O Z n reage com H C l , formando o cloreto de zinco, conforme a reação dada.

Quando isso ocorre, ele passa do estado sólido para o estado aquoso, sendo dissolvido pela solução.

Agora percebe que a solução de H C l tem uma concentração final diferente da concentração inicial?

Isso acontece porque parte do H C l da solução foi consumido para dissolver o Z n .

A gente vai precisar calcular quantos mols de H C l foram consumidos e, por estequiometria, definir quantos mols de Z n foram dissolvidos.

Beleza?

Passo 2

Vamos fazer uma regrinha de três pra definir quantos mols de H C l nós temos na solução inicial:

Pois a concentração é de 1,035 mol por litro e queremos saber quantos mols temos no volume de 50,00 mL (0,05 L). Calculando:

x = 1,035   x   0,05 = 0,05175   m o l

Fazendo o mesmo para a solução final de H C l :

y = 0,812   x   0,05 = 0,04060   m o l

A diferença entre o número de mols inicial e final é a quantidade de mols consumida no processo:

x - y = 0,05175 - 0,04060 = 0,01115   m o l

Passo 3

Pela equação:

Z n ( s ) + 2 H C l ( a q ) → Z n C l 2 ( a q ) + H 2 ( g )

Vemos que a cada 2 mol de H C l consumidos, consome-se/dissolve-se 1 mol de Z n .

Portanto, como consumimos 0,01115 mol de H C l , dissolvemos a metade disso de Z n :

n Z n = 0,0115 2 = 5,575 . 10 - 3   m o l

Passo 4

Agora, sabendo que temos 5,575 . 10 - 3 mol de Z n dissolvidos na solução, precisamos passar esse resultado para gramas, pois o enunciado pede a massa de Z n .

Sabendo que:

M M Z n = 65,38

Calculamos a massa de Z n por:

n Z n = m Z n M M Z n

m Z n = n Z n   x   M M Z n = 5,575 . 10 - 3   x   65,38 = 0,3645   g

Resposta

0,3645   g

Exercício Resolvido #8

Enuncie as 4 Leis Ponderais que regem as relações estequiométricas das reações químicas e explique-as.

Passo 1

Bom, aqui é uma questão totalmente teórica.

De fato, 4 Leis Ponderais (relativo às massas) regem a estequiometria. Vamos ver uma por uma.

Passo 2

Lei da Conservação da Massa (Princípio de Lavoisier)

A gente pode enunciá-la como: “A massa total das substâncias que reagem entre si é igual a massa total das substâncias que se formar na reação.”

Ou seja, o famoso nada se cria, tudo se transforma.

Assim, sempre que analisarmos uma reação, a massa dos produtos será igual a massa dos reagentes.

Obs: a teoria da relatividade, de Einstein, mostrou como a massa pode se transformar em energia. Nesse caso ela não é conservada. No entanto, pra processos normais a perda de massa é mínima ou inexistente, não devendo ser considerada.

Passo 3

Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust)

A lei diz que: “Uma substância pura, qualquer que seja a sua origem, apresenta sempre a mesma composição em massa”.

O que significa que não interessa o processo de obtenção de determinada substância. Se você tem uma substância, ela tem obrigatoriamente a mesma composição sempre.

Por isso a composição centesimal dos compostos é constante.

Passo 4

Lei das Proporções Múltiplas (Lei de Dalton)

Segunda a Lei de Dalton: “As diferentes massas com que uma substância se combina com uma massa fixa de outra substância (dando diferentes compostos) guardam entre si uma relação expressa por números inteiros e simples”.

Podemos ilustrar a lei usando como exemplo as diferentes formas com que nitrogênio e oxigênio se combinam:

Portanto, mantendo a massa de nitrogênio constante, as massas de oxigênio guardam entre si uma relação de números inteiros.

Passo 5

-

Lei das Proporções Recíprocas (Lei de Richter)

Segundo a Lei de Richter: “Quando uma massa fixa de uma substância reage com diferentes substâncias, se estas reagirem entre si, o farão com as mesmas massas, ou então, com valores múltiplos ou submúltiplos”.

Oi?

Só com exemplo pra entender essa aí.

Olha só, o hidrogênio vai ser o cara da massa fixa reagindo com outros caras:

1 g de hidrogênio + 20 g de cálcio = 21 g de hidreto de cálcio

1 g de hidrogênio + 12 g de carbono = 13 g de acetileno

1 g de hidrogênio + 8 g de oxigênio = 9 g de água

E segundo a Lei de Richter, caso cálcio, carbono e oxigênio reajam entre si, eles vão reagir com a mesma massa (20 g, 12 g e 8 g, respectivamente), ou com múltiplos dessas massa.

De fato, quando cálcio, carbono e oxigênio reagem entre si, fica assim:

40 g de cálcio + 12 g de carbono + 48 g de oxigênio = 100 g de carbonato de cálcio

É isso. E lei é lei, então sempre funciona!

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #9

Balanceie a equação química abaixo pelo método de oxirredução e determine a massa de ácido sulfúrico, H 2 S O 4 , necessária para a liberação de 10 L de H 2 S . Considere o gás sulfídrico como gás ideal.

H I + H 2 S O 4 → H 2 S + H 2 O + I 2

A reação ocorre sob 1 atm e temperatura igual a 28°C. Dado: R = 0,08 2   a t m . L / m o l . K .

Passo 1

No método da oxirredução começamos identificando quem está sofrendo a oxidação e quem está sofrendo a redução, através da análise do NOX da galera:

Passo 2

Hora de calcular a variação de NOX dos caras envolvidos nas reações redox.

∆ N O X S = - 2 - + 6 = - 8

∆ N O X I = 0 - - 1 = + 1

Como os índices de S e I são iguais a 1, não precisamos multiplicar seu ∆ N O X .

Passo 3

Agora vamos pegar a equação e colocar o ∆ N O X I como coeficiente do S e o ∆ N O X S como coeficiente do I . Nessa etapa usam-se os módulos das variações.

8 H I + 1 H 2 S O 4 → H 2 S + H 2 O + I 2

Passo 4

A partir daqui fazemos os demais ajustes por tentativa.

Com 1 S do lado esquerdo, o coeficiente do H 2 S também deverá ser 1.

8 H I + 1 H 2 S O 4 → 1 H 2 S + H 2 O + I 2

Com 8 I do lado esquerdo, formaremos 4 I 2 .

8 H I + 1 H 2 S O 4 → 1 H 2 S + H 2 O + 4 I 2

Temos 10 H do lado esquerdo e 2 H no H 2 S . Portanto o coeficiente da água deverá ser 4.

8 H I + H 2 S O 4 → H 2 S + 4 H 2 O + 4 I 2

Equação balanceada!

Passo 5

O enunciado nos diz que estão sendo liberados 10 L de H 2 S gasoso.

Vamos utilizar a lei dos gases ideais para transformar esse volume em número de mols.

P V = n R T

Sabemos que:

P = 1   a t m

V = 10   L

R = 0,08 2   a t m . L / m o l . K

T = 28 + 273 = 301   K

Com as unidades devidamente ajustadas, calculamos:

1.10 = n . 0,082.301

n = 0,405   m o l

Passo 6

Agora queremos saber quantos gramas de H 2 S O 4 precisamos para produzir 0,405 mol de H 2 S .

Pela equação que balanceamos, vemos que a proporção molar entre o H 2 S O 4 consumido e o H 2 S produzido é de 1 para 1.

8 H I + H 2 S O 4 → H 2 S + 4 H 2 O + 4 I 2

Portanto, vamos consumir 0,405 mol de H 2 S O 4 .

E pra saber quantas gramas isso representa:

M M H 2 S O 4   = 2 x M M H + 1 x M M S + 4 x M M O

M M H 2 S O 4   = 2 x 1,01 + 1 x 32,06 + 4 x 16,00 = 98,08   g / m o l

n = m M M

m = n . M M = 0,405.98,08 = 39,72   g

Resposta

8 H I + H 2 S O 4 → H 2 S + 4 H 2 O + 4 I 2

39,72 g

Exercício Resolvido #10

Uma amostra de 0,4834 g, contendo ferro e outras substâncias, reagiu com solução ácida de maneira que todo o ferro, F e ( s ) , passasse para a forma de F e ( a q ) 2 + . O F e 2 + da solução resultante reagiu estequiometricamente, conforme a reação abaixo, com 45,48 mL de K 2 C r 2 O 7 0,016   m o l . L - 1 . Qual é a percentagem em massa de ferro na amostra?

6 F e ( a q ) 2 + + K 2 C r 2 O 7 ( a q ) + 14 H ( a q ) + → 6 F e ( a q ) 3 + + 2 C r ( a q ) 3 + + 7 H 2 O ( l ) + 2 K ( a q ) +

Passo 1

Normalmente, nesse tipo de questão, precisamos pensar de trás pra frente.

O enunciado nos diz que uma amostra contendo F e reagiu de modo a formar F e 2 + .

Depois o F e 2 + formado reagiu com 45,48 mL de uma solução 0,016 mol. L - 1 de K 2 C r 2 O 7 .

E o que significa pensar de trás para frente nesse caso?

Vamos usar aquele último dado para descobrir quanto de K 2 C r 2 O 7 foi consumido (em número de mols); depois, por estequiometria, veremos quantos mols de F e 2 + reagem com essa quantidade de K 2 C r 2 O 7 ; por último, compararemos a massa de F e 2 + com a da amostra original para descobrir qual a porcentagem dela era feita de ferro.

Passo 2

Beleza! Começamos determinando o número de mols de K 2 C r 2 O 7 contidos em 45,48 mL de uma solução daquela concentração por regra de três:

Pois em 1 litro temos 0,016 mols e queremos determinar quantos mols teremos em 0,04548 L (45,48 mL).

x = 0,016 x 0,04548 = 7,28 . 10 - 4   m o l = 0,728   m m o l

Então sabemos que o F e 2 + consumiu 0,728 mmol de K 2 C r 2 O 7 .

Passo 3

Pela equação química fornecida (sempre bom conferir se ela está balanceada):

6 F e ( a q ) 2 + + K 2 C r 2 O 7 ( a q ) + 14 H ( a q ) + → 6 F e ( a q ) 3 + + 2 C r ( a q ) 3 + + 7 H 2 O ( l ) + 2 K ( a q ) +

Vemos que para cada mol de K 2 C r 2 O 7 , 6 mols de F e 2 + são consumidos. Portanto, o número de mols de F e 2 + envolvido no processo foi de:

n F e = 6 x 0,728 . 10 - 3 = 4,368 . 10 - 3 m o l

E com a massa molar do ferro, passamos para a massa de ferro na amostra.

Observação: consideramos a massa de F e ( s ) = massa de F e 2 + .

M M F e = 55,85   g / m o l

n = m M M

m F e = n F e . M M F e = 4,368 . 10 - 3 . 55,85 = 0,2440   g

Portanto, a amostra inicial continha 0,2440 g de ferro.

Passo 4

A porcentagem de ferro na amostra inicial pode ser calculado pela razão entre a massa de ferro e a massa total da amostra:

% F e = 0,2440 0,4834 = 50,5 %

Resposta

50,5% de ferro.

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