Atividade 20 – Estequiometria – Balanceamento de Equações Químicas

Estequiometria é o cálculo que permite relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química com o auxílio das equações químicas correspondentes.

Balanceamento de Equações Químicas

Conteúdos e temas: relacionar quantidades de reagentes e produtos, que participam de uma reação química; proporção em número de partículas, massa e energia nas transformações químicas.

Competências e habilidades: representar transformações químicas por meio de equações químicas; interpretar equações químicas em termos de quantidades de partículas, massa e energia; realizar cálculos de massas moleculares; identificar, representar e aplicar as proporções em número de partículas, massa e energia na resolução de problemas químicos.
Sugestão de estratégias de ensino: aula expositiva dialogada; registros dos tópicos principais; resolução de exercícios e problemas.
Sugestão de recursos: exercícios propostos.
Sugestão de avaliação: participação na aula e resolução dos exercícios e problemas propostos.

 

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).

Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os menores valores inteiros possíveis.

Balanceamento por tentativa

No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.

De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.

O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteirosdenominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:

Exemplo, para se formar uma molécula de água:

Os números em vermelhos,são os coeficientes, e indicam que para se forma uma molécula de água é necessário se ter 1 molécula de Hidrogênio (1 H2) e meia molécula de Oxigênio (1/2 O2 )

Quando escrevemos uma equação química, ela deve estar corretamente balanceada, ou seja, os coeficientes devem estar corretamente indicados. Caso contrário, não estará observando o fato de os átomos se conservarem e com a proporção errada a reação não ocorerá.

Uma forma de se balancear uma reação química é pelo método de tentativas, que constitui dar valores arbitrários aos coeficientes estequiométrico de modo a tentar igualar os números de átomos dos reagentes e dos produtos.

Exemplo:

A combustão do etanol (C2H6O), álcool combustível, produz gás carbônico e água. A reação está representada a seguir:

Vamos analisar o número  de átomos nos reagente e nos produtos:

Nota-se que os números dos átomos carbonos dos reagentes (CR) e dos carbonos dos produtos (CP) são diferentes, e o mesmo se nota nos hidrogênios dos produtos (HP) e dos reagentes (HR).

Para que a reação ocorra é necessário fazer o balanceamento ( obs: sempre deixe o Oxigênio para ser balanceado no final ).

– Vamos fazer por etapas;

1°) Balancear o Carbono

– Observe que nos reagentes temos 2 Carbonos e nos produtos temos 1 Carbono, como podemos igualar:

2 C = x 1C

– Qual valor multiplicado por 1 dará 2? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

x = 2

O valor de “X” será o coeficiente do carbono do produto

Agora vamos balancear o hidrogênio

2°) Balancear o Hidrogênio

– Observe que temos 6 Hidrogênios no reagentes e 2 Hidrogênios nos produtos

– Qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? (sempre o coeficiente menor é multiplicado)

6H = y2H

y = 3

O valor de “y” será o coeficiente do hidrogênio do produto.

ATENÇÃO: Note que a quantidade de oxigênio foi alterada devido ao balanceamento dos produtos, agora temos:

Se colocarmos um coeficiente no C2H6O vai ser alterado toda a reação então o coeficiente é colocado no O2

3°) – Então qual valor multiplicado por 2 dará 6 ? ( lembrando que já se tem um Oxigênio no C2H6O)

2z = 6

Z = 3 coeficiente do O2

Agora vamos ver se o balanceamento esta correto:

 

Os números dos átomos dos produtos e dos reagentes estão iguais, com isso a reação está balanceada.

Balanceamento resumido

Dicas para balanceamento de equações;

Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 

1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.

2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos

3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos

4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS

5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produto

Vamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Bem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Podemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.

Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.

Segundo passo:

Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto. Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.

Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :

C + 2 HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

O terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :

Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos. Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO 2 )

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Agora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio. Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Fácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO 2  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.

C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Resolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.

1/2 C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Se você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.

Em uma reação química os números colocados antes da fórmula de cada substância, seja reagente ou produto, são chamados de coeficientes estequiométricos ou simplesmente, coeficientes. Estes informam a proporção entre as quantidades em mols dos participantes de uma dada reação química.

Exercícios Balanceamento
1) As equações a seguir são de reações de deslocamento entre ametais, e não estão balanceadas, então forneça os coeficiente que tornem as equações
balanceadas.
a) Cl2 + HI → HCl + I2
b) F2 CaCl → CaF2 + Cl2
c) Br2 + H2S → HBr + S8

2) Forneça os coeficientes que torne a equações balanceadas.
a) Na2O + HCl  → NaCl + H2O
b) SO2 + NaOH  → Na2SO3 + H2O
c) N2O4 + H2O  → HNO2 + HNO3

3) complete as equações químicas com os coeficiente que faltam para balancear a equação.
a) 1 CaH2 + __ H2O  → __ Ca(OH)2 + 2 H2
b) __ CH2O + 1 O2  → __ CO2 + 1 H2O
c) __ C4H8O2 + __ O2  → 4 CO2 + __ H2O
d) ___ (NH4)3PO4 + 3 BaBr2  → 1 Ba3(PO4)2 + ___ NH4Br

Aula 23

Estequiometria

Se em uma reação química é conhecido a quantidade de reagente (ou reagentes) pode-se calcular a quantidade de produtos formados.

Se em uma reação química a quantidade de produto formado (ou produtos) é conhecida pode se calcular a quantidade de regentes consumidos.

Em geral, as reações químicas combinam proporções definidas de compostos químicos. Já que a matéria não pode ser criada ou destruída, a quantia de cada elemento deve ser a mesma antes, durante e após a reação, ou seja, a quantidade de produtos tem que ser iguais às quantidades de reagentes. E  a estequiometria é o cálculo da quantidade de reagentes e produtos da reação, baseado nas leis das reações químicas.

 

Regra geral para a estequiometria

 Escrever a equação química do processo.

 Fazer o balanceamento da  equação química.

 Montar as proporções baseando-se nos dados e nas perguntas do problema.

Utilizar regras de três para chegar à resposta.

 

Exemplos

1) A reação de formação da água é:

– Qual a quantidade em grama de oxigênio e de hidrogênio necessário para se ter 72g de H2O?

 

 Montar a reação química

 Balancear a equação

 

 montar as proporções

 fazer regra de 3

Para se ter 72g de água será preciso reagir 8g de hidrogênio com 64g de Oxigênio.

Fonte: https://quimik.webnode.com.br

 

Aula 26

SITUAÇÃO DE APRENDIZAGEM 6 PREVISÃO DAS QUANTIDADES DE REAGENTES E DE PRODUTOS NAS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS

Nesta Situação de Aprendizagem, você terá condições de prever, nas transformações químicas,
as quantidades de reagentes a ser utilizadas e as de produtos a ser obtidas. Nas indústrias, esse cálculo
é essencial para não haver desperdício de matéria-prima e para prever quanto será produzido
na transformação.
Atividade 1 – Prevendo quantidades envolvidas nas transformações químicas:
relação entre massa e quantidade de matéria
Exercícios em sala de aula
1. Observe a representação da combustão do gás hidrogênio (H2) e complete a tabela, indicando o
nome das substâncias e a quantidade de matéria, em mol, de cada uma delas.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)

Nome das substâncias

Quantidade de matéria em mol 2 mol

2. Observe novamente a equação anterior, considerando a proporção entre reagentes e produtos, e
responda:
a) Se pretendermos obter 8 mol de água, qual deverá ser a quantidade de matéria utilizada,
em mol, de gás hidrogênio? E a de gás oxigênio?
b)Ao utilizarmos 6 mol de gás hidrogênio, qual será a quantidade de matéria necessária,
em mol, de gás oxigênio? Que quantidade de matéria, em mol, de água será formada?

Balanceamento de equações químicas

Balanceamento de equações químicas

A maneira de representar uma reação química é denominada equação química.

Os números que indicam a proporção entre as quantidades de moléculas, numa equação química, são chamados de coeficientes ou coeficientes estequiométricos.

Observe a decomposição da água:

2H2O à 2H2 + O2

Nesta equação, o coeficiente da água é 2, o do hidrogênio é 2 e o do oxigênio é 1 e não o vemos porque não há necessidade de ser escrito.

Essa equação pode ser lida da seguinte maneira: Duas moléculas de água reagem para formar duas moléculas de hidrogênio e uma de oxigênio.

Lembre-se  que o que vem antes da seta chama-se reagente e depois da seta os produtos:

     REAGENTES  à  PRODUTOS 

Os reagentes são como ingredientes em uma receita de bolo e é claro que o produto será o bolo quando estiver pronto.

No balanceamento, os coeficientes devem estar corretamente indicados, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Respeitando a Lei de Lavoisier que enuncia sobre as reações químicas realizadas em sistema fechado, onde as massas dos produtos é igual as massas dos reagentes. Se a equação não estiver balanceada, não estará respeitando o fato de os átomos se conservarem.

De forma prática, realizar o balanceamento de uma equação química é igualar a quantidade dos átomos dos elementos presentes nos reagentes com a quantidade desses mesmos átomos dos elementos presentes nos produtos.

O recurso que utilizamos para realizar o balanceamento de uma equação química é a utilização de números inteirosdenominados de coeficientes, posicionados sempre à esquerda da fórmula da substância, seja ela do produto, seja do reagente. Convencionalmente, sempre utilizamos os menores números inteiros possíveis. Veja a representação a seguir:

Como o balanceamento de equações é feito sempre por tentativa, não existem regras específicas que nos ajudem. Todavia, algumas orientações podem ser úteis. 

1º Sempre iniciar o balanceamento pela maior fórmula. Entende-se como maior fórmula aquela que apresenta a maior quantidade de átomos.

2º Escolher os elementos que aparecem uma única vez nos reagentes e uma única vez nos produtos

3º Escolher o elemento que as quantidades NÃO são iguais nos reagentes e produtos

4º Se no 2º passo ainda houver elementos bons para que se possa trabalhar o balanceamento, o ideal é dar prioridade para os elementos cujas quantidades NÃO SÃO NÚMEROS MÚLTIPLOS DOS REAGENTES e PRODUTOS

5º Dar sequência ao balanceamento por elementos que já estão definidos, ou seja balanceados, seja no reagente ou no produto

Vamos utilizar um bom exemplo com o Carbono e o  Ácido nítrico  que reagem para formar gás carbônico, óxido nítrico e água. Mesmo sendo uma reação de óxido-redução, é possível determinar seus coeficientes.

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Bem, seguindo as nossas dicas , iremos analisar o primeiro passo:

C + HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

Podemos descartar o Oxigênio de imediato, já que ele se repete várias vezes no produto.

Todos os outros C, H e N aparecem 1 única vez tanto nos reagentes como nos produtos porém temos que começar por apenas um deles.

Segundo passo:

Observando a quantidade de átomos de C no reagente, percebemos que é a mesma no produto, portanto não nos serve para começar e da mesma maneira o N com 1 átomo no reagente e 1 átomo no produto. Então percebemos o H que tem 1 átomo no reagente e 2 átomos no produto. Finalmente encontramos por quem iremos começar.

Se dois átomos de hidrogênio saem , dois átomos deverão entrar e portanto :

C + 2 HNO 3 à CO 2 + NO 2 + H 2 O

O terceiro e quarto passo serão definidos a seguir :

Quando adicionamos o número 2 como coeficiente, deve-se lembrar que acabou de ser alterada a quantidade de Nitrogênio (N)  e de Oxigênio (O). Então agora temos entrando como reagente 2 átomos de N e 2 átomos de O, que estabelecendo as proporções e Leis de Lavoisier, deverão sair também recombinados nos produtos. Então, já podemos adicionar o coeficiente 2 à molécula de óxido nítrico (NO 2 )

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Agora pense um pouco. Como temos 6 átomos de Oxigênio entrando deverão sair em quantidade igual. Porém em nossos produtos temos 3 moléculas que tem o átomo de O, e quando completamos o óxido nítrico com o coeficiente 2, temos aí 4 átomos de Oxigênio só nessa molécula que somados a molécula de d’água, totalizam 5 átomos de Oxigênio. Pergunta-se o que será feito com o átomo que se encontra na molécula de gás carbônico que nos demonstra 2 átomos e que se somados aos outros átomos de oxigênio dos produtos, totalizam 7 átomos ?

C + 2 HNO 3 à CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Fácil, adicionamos o coeficiente 1/2  na molécula que tem o CO 2  onde temos o Carbono, para balanceá-lo. Se multiplicarmos 1/2 . 2 = 1.

C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Resolvido o problema do Oxigênio, vamos pensar no átomo de Carbono que ficou com 1/2 átomo no produto. Resolveremos introduzindo o mesmo coeficiente no reagente, balanceando por final o Carbono.

1/2 C + 2 HNO 3 à 1/2 CO 2 + 2 NO 2 + H 2 O

Se você necessitar que a resolução seja em números inteiros, transforme-os. Se o denominador é o número 2, multiplique tudo por 2 e pronto.

  1. 1/2 C + 2.2HNO 3 à 2.1/2 CO 2 + 2.2 NO 2 + 2.1 H 2 O                                                                                           Teremos o seguinte :
  2. 1C + 4 HNO 3 à  1 CO 2 + 4 NO 2 + 2  H 2 O , como o coeficiente 1 não tem necessidade de ser escrito:    C + 4 HNO 3 à  CO 2 + 4 NO 2 + 2  H 2 O

Exemplos de balanceamento

A) C2H6O + O2 → CO2 + H2O

A maior fórmula é o C2H6O (possui nove átomos). Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 C2H6O + O2 → CO2 + H2O

Assim, concluímos que ela possui dois átomos de carbono (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente). Agora, para igualar a quantidade de átomos de carbono no reagente e no produto, colocamos o coeficiente 2 na fórmula onde o carbono aparece no produto.

1 C2H6O + 2 O2 → 2 CO2 + H2O

Depois, voltamos à fórmula inicial e observamos que nela o hidrogênio apresenta seis átomos (6 vezes 1). Por isso, nos produtos, na fórmula onde está o hidrogênio, colocamos o coeficiente 3, porque 3 vezes 2 resulta em 6.

1 C2H6O + O2 → 2 CO2 + 3 H2O

Observação: Não foi analisado o oxigênio anteriormente porque ele aparece em mais de uma fórmula no produto e no reagente. Sempre que isso acontecer, ele ficará por último. Isso também pode acontecer com outro elemento.

Para finalizar, falta o coeficiente no O2. Vamos tomar como referência a quantidade do oxigênio no produto porque todas as fórmulas possuem coeficiente. No produto, há sete átomos de oxigênio (2.2 + 3.1), logo, deve haver sete no reagente. É visível que já existe um átomo na fórmula do C2H6O; assim, basta colocar o coeficiente 3 (3 vezes o 2 do O2 resultará em 6 átomos). Somando os seis átomos com 1 do 1 C2H6O, teremos os sete.

1 C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O

B) Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

A maior fórmula é o Na2CO3 por ter seis átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

Analisando a equação, percebemos que ela apresenta dois átomos de sódio (multiplicamos a quantidade 2 da fórmula pelo coeficiente). Assim, vamos até a fórmula em que o sódio aparece no produto (NaCl) e colocamos o coeficiente 2, haja vista que 2 vezes o número de átomos na fórmula igualará a quantidade de átomos de sódio no reagente e no produto.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + CO2

Ainda analisando a primeira fórmula, vemos que ela tem um átomo de carbono, que é exatamente a quantidade de carbono na fórmula do produto. Assim, a fórmula do produto recebe o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + 1 CO2

Nessa reação, temos oxigênio no reagente apenas na fórmula em que foi iniciado o balanceamento. Nessa fórmula, há 3 oxigênios (vezes 1 do coeficiente). Por isso, nesse exemplo, podemos trabalhar com o oxigênio antes de terminar o balanceamento. Como no produto temos 2 oxigênios no CO2 e 1 no H2O, o H2O deverá receber obrigatoriamente o coeficiente 1.

1 Na2CO3 + HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2

Para finalizar, vamos colocar o coeficiente 2 na frente do HCl para igualar as quantidades nos produtos e reagentes.

1 Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + 1 H2O + 1 CO2

 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

A maior fórmula é o Fe2(CO3)3 por ter 14 átomos. Por isso, ela recebe o coeficiente 1.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Como há dois átomos de ferro (2.1), na fórmula em que há o ferro no produto, colocamos o coeficiente 1, pois nela já existem dois átomos desse elemento.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

Retornando à fórmula inicial, vemos que ela possui três átomos de carbono (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente). Assim, na fórmula em que há o carbono no produto, colocamos o coeficiente 3, pois nela há apenas 1 átomo de carbono.

1 Fe2(CO3)3 + H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2

O próximo a ser observado é o enxofre (S), pois o oxigênio aparece em várias fórmulas, e a fórmula em que o enxofre está no produto já recebeu o coeficiente 1. Nessa fórmula, observamos que existem três átomos de enxofre (3.1.1, respectivamente 3 dos parênteses, 1 da fórmula e 1 do coeficiente), assim, na fórmula em que esse elemento está no reagente, colocamos o coeficiente 3.

1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + H2O + 3 CO2

Para finalizar, basta colocar o coeficiente 3 no H2O para que a quantidade de hidrogênio se iguale com a do reagente (seis átomos – 3.2).

1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4 → 1 Fe2(SO4)3 + 3 H2O + 3 CO2

Observação: Se o coeficiente 1 não for o ideal para iniciar o balanceamento, poderá ser utilizado qualquer outro número. Vale ressaltar que números fracionários também podem ser utilizados como coeficientes caso haja necessidade.

D) C + O2 → CO

Para balancear a equação, basta posicionarmos o coeficiente ½ no O2, pois ½ vezes 2 é igual a 1 (que é a quantidade do produto).

C + 1O2 → CO
2

EXERCÍCIOS BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES

A) C2H6O +  O2   →    CO2  +  H2O

B) Na2CO3 +  HCl     →   NaCl  +  H2O  +  CO2

C) C6H12O6    →  C2H6O  +  CO2

D) C4H10 +  O2      →      CO2  +  H2O

E) FeCl3 +  Na2CO3    →    Fe2(CO3)3  +  NaCl

F) NH4Cl +  Ba(OH)2     →       BaCl2  +  NH3  +  H2O

G) Ca(OH)2 +  H3PO4     →    Ca3(PO4)2  +  H2O

H) Fe2(CO3)3 +  H2SO4   →     Fe2(SO4)3  +  H2O  +  CO2

I) Na2O +  (NH4)2SO4  →    Na2SO4  +  H2O  +  NH3

J) FeS2 +  O2   →   Fe2O3  +  SO2

K) NH3 +  O2   →      NO  +  H2O

L) KMnO4 +  H2SO4    →  Mn2O7  +  K2SO4  +  H2O

M) CS2 +  O2    →      CO2  +  SO2

N) H3PO4 +  CaO   →     Ca3(PO4)2  +  H2O

O) Na2CO3 +  H3PO4   →     Na3PO4  +  H2O  +  CO2

P) KMnO4  →  K2MnO4  +  MnO2  +  O2

Q) Na +  KNO3       →     Na2O  +  K2O  +  N2

R) Ni(CO)4  →   Ni  +  CO

S) CaC2 +  H2O    →      C2H2  +  CaO

QUESTÕES DE VESTIBULAR

01 (FUVEST) A decomposição térmica de 1 mol de dicromato de amônio é representada pela equação:

(NH4)2Cr2O7     →    N2  +  CrxOy  +  z H2O

Os valores de xy e z são, respectivamente:

  1. a) 2, 3 e 4
  2. b) 2, 7 e 4
  3. c) 2, 7 e 8
  4. d) 3, 2 e 4
  5. e) 3, 2 e 8

02 (ESAL/MG) A equação química:

Mg(OH)2  +  x HCl              →                MgCl2  +   H2O

fica estequiometricamente correta se x for igual a:

  1. a) 1
  2. b) 2
  3. c) 3
  4. d) 4
  5. e) 5

03 (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro é tratado com um banho de “licor de cromo”, preparado através da reação representada pela equação:

Na2Cr2O7  +  x SO2  +  H2O          →        y Cr(OH)SO4  +  Na2SO4

Depois de balanceada com os menores coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta:

                x             y

  1. a) 3 2
  2. b) 2 3
  3. c) 2 2
  4. d) 3 3
  5. e) 2 1

04 (UNIP/SP) A soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação:

Cl2  +  NH3   →     N2H4  +  NH4Cl      é

  1. a) 4
  2. b) 15
  3. c) 21
  4. d) 8
  5. e) 6

 

 

05 (OSEC/SP) A soma dos coeficientes da equação abaixo é igual a

Br2  +  KOH   →   KBrO3  +  KBr  +  H2O

  1. a) 13
  2. b) 20
  3. c) 19
  4. d) 15
  5. e) 18

 

 

(UFC/2007) Alguns compostos químicos são tão instáveis que sua reação de decomposição é explosiva. Por exemplo, a nitroglicerina se decompõe segundo a equação química abaixo:

x C3H5(NO3)3 (l) –>   y CO2 (g) + z H2O (l) + w N2 (g) + k O2 (g)

A partir da equação, a soma dos coeficientes x + y + z + w + k é igual a:
A) 11
B) 22
C) 33
D) 44
E) 55

 

 

Resolução:
Após balanceamento, a equação fica assim representada:
4 C3H5(NO3)3 (l) –>   12 CO2 (g) + 10 H2O (l) + 6 N2 (g) + 1 O2 (g)

Logo, a soma será 33.
Resp.: C

 

GABARITOS

 

  1. A) 1, 3, 2, 3 K)           4, 5, 4, 6
  2. B) 1, 2, 2, 1, 1 L)            2, 1, 1, 1, 1
  3. C) 1, 2, 2 M)          1, 3, 1, 2
  4. D) 2, 13, 8, 10 N)           2, 3, 1, 3
  5. E) 2, 3, 1, 6 O)           3, 2, 2, 3, 3
  6. F) 2, 1, 1, 2, 2 P)            2, 1, 1, 1
  7. G) 3, 2, 1, 6 Q)           10, 2, 5, 1, 1
  8. H) 1, 3, 1, 3, 3 R)           1, 1, 4
  9. I) 1, 1, 1, 1, 2 S)            1, 1, 1, 1
  10. J) 4, 11, 2, 8

 

01 A       02 D       03 A       04 D       05 E

Métodos de Balanceamento

MÉTODO DAS TENTATIVAS

Como o nome já sugere, consiste na escolha de números arbitrários de coeficientes estequiométricos. Assim, apesar de mais simples, pode se tornar a forma mais trabalhosa de balancear uma equação.

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: Fe3O4 + 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 +8/3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4.

Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida.

ΔFe = 8/3 – 2 = 2/3 (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: 2/3 . 3 = 2

Para o carbono: 2 . 1 = 2

Portanto, o coeficiente do Fe3O4 é igual a 2, e o coeficiente do CO também.

2Fe3O4 + 2CO → FeO + CO2

Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis, tem-se:

Fe3O4 + CO → 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.

Como a atomicidade do carbono no CO2 é igual a 1, multiplicando-se pela variação do Nox 2, obtém-se o coeficiente 2 para o FeO. Do mesmo modo, sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3, multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO, obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO2.

Agora, basta balancear o lado dos produtos:

Fe3O4 + CO → 2FeO + 2/3CO2

Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-se multiplicar a equação por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO2:

Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2

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: 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 dos lados 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.

EXERCÍCIOS BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES

A) C2H6O +  O2   →    CO2  +  H2O

B) Na2CO3 +  HCl     →   NaCl  +  H2O  +  CO2

C) C6H12O6    →  C2H6O  +  CO2

D) C4H10 +  O2      →      CO2  +  H2O

E) FeCl3 +  Na2CO3    →    Fe2(CO3)3  +  NaCl

F) NH4Cl +  Ba(OH)2     →       BaCl2  +  NH3  +  H2O

G) Ca(OH)2 +  H3PO4     →    Ca3(PO4)2  +  H2O

H) Fe2(CO3)3 +  H2SO4   →     Fe2(SO4)3  +  H2O  +  CO2

I) Na2O +  (NH4)2SO4  →    Na2SO4  +  H2O  +  NH3

J) FeS2 +  O2   →   Fe2O3  +  SO2

K) NH3 +  O2   →      NO  +  H2O

L) KMnO4 +  H2SO4    →  Mn2O7  +  K2SO4  +  H2O

M) CS2 +  O2    →      CO2  +  SO2

N) H3PO4 +  CaO   →     Ca3(PO4)2  +  H2O

O) Na2CO3 +  H3PO4   →     Na3PO4  +  H2O  +  CO2

P) KMnO4  →  K2MnO4  +  MnO2  +  O2

Q) Na +  KNO3       →     Na2O  +  K2O  +  N2

R) Ni(CO)4  →   Ni  +  CO

S) CaC2 +  H2O    →      C2H2  +  CaO

QUESTÕES DE VESTIBULAR

01 (FUVEST) A decomposição térmica de 1 mol de dicromato de amônio é representada pela equação:

(NH4)2Cr2O7     →    N2  +  CrxOy  +  z H2O

Os valores de xy e z são, respectivamente:

  1. a) 2, 3 e 4
  2. b) 2, 7 e 4
  3. c) 2, 7 e 8
  4. d) 3, 2 e 4
  5. e) 3, 2 e 8

02 (ESAL/MG) A equação química:

Mg(OH)2  +  x HCl              →                MgCl2  +   H2O

fica estequiometricamente correta se x for igual a:

  1. a) 1
  2. b) 2
  3. c) 3
  4. d) 4
  5. e) 5

03 (PUCCAMP) Num “sapato de cromo”, o couro é tratado com um banho de “licor de cromo”, preparado através da reação representada pela equação:

Na2Cr2O7  +  x SO2  +  H2O          →        y Cr(OH)SO4  +  Na2SO4

Depois de balanceada com os menores coeficientes inteiros possíveis, ela apresenta:

                x             y

  1. a) 3 2
  2. b) 2 3
  3. c) 2 2
  4. d) 3 3
  5. e) 2 1

04 (UNIP/SP) A soma dos menores coeficientes inteiros que balanceiam a equação:

Cl2  +  NH3   →     N2H4  +  NH4Cl      é

  1. a) 4
  2. b) 15
  3. c) 21
  4. d) 8
  5. e) 6

 

 

05 (OSEC/SP) A soma dos coeficientes da equação abaixo é igual a

Br2  +  KOH   →   KBrO3  +  KBr  +  H2O

  1. a) 13
  2. b) 20
  3. c) 19
  4. d) 15
  5. e) 18

 

 

(UFC/2007) Alguns compostos químicos são tão instáveis que sua reação de decomposição é explosiva. Por exemplo, a nitroglicerina se decompõe segundo a equação química abaixo:

x C3H5(NO3)3 (l) –>   y CO2 (g) + z H2O (l) + w N2 (g) + k O2 (g)

A partir da equação, a soma dos coeficientes x + y + z + w + k é igual a:
A) 11
B) 22
C) 33
D) 44
E) 55

 

 

Resolução:
Após balanceamento, a equação fica assim representada:
4 C3H5(NO3)3 (l) –>   12 CO2 (g) + 10 H2O (l) + 6 N2 (g) + 1 O2 (g)

Logo, a soma será 33.
Resp.: C

 

GABARITOS

 

  1. A) 1, 3, 2, 3 K)           4, 5, 4, 6
  2. B) 1, 2, 2, 1, 1 L)            2, 1, 1, 1, 1
  3. C) 1, 2, 2 M)          1, 3, 1, 2
  4. D) 2, 13, 8, 10 N)           2, 3, 1, 3
  5. E) 2, 3, 1, 6 O)           3, 2, 2, 3, 3
  6. F) 2, 1, 1, 2, 2 P)            2, 1, 1, 1
  7. G) 3, 2, 1, 6 Q)           10, 2, 5, 1, 1
  8. H) 1, 3, 1, 3, 3 R)           1, 1, 4
  9. I) 1, 1, 1, 1, 2 S)            1, 1, 1, 1
  10. J) 4, 11, 2, 8

 

01 A       02 D       03 A       04 D       05 E

Fontes:

SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química geral, São Paulo – SP: Editora Ática, 2002. 25ª Edição, 2ª impressão. 448 págs.

Adicionar aos favoritos o Link permanente.
bbraga

Sobre bbraga

Atuo como professor de química, em colégios e cursinhos pré-vestibulares. Ministro aulas de Processos Químicos Industrial, Química Ambiental, Corrosão, Química Geral, Matemática e Física. Escolaridade; Pós Graduação, FUNESP. Licenciatura Plena em Química, UMC. Técnico em Química, Liceu Brás Cubas. Cursos Extracurriculares; Curso Rotativo de química, SENAI. Operador de Processo Químico, SENAI. Curso de Proteção Radiológica, SENAI. Busco ministrar aulas dinâmicas e interativas com a utilização de Experimentos, Tecnologias de informação e Comunicação estreitando cada vez mais a relação do aluno com o cotidiano.

Deixe uma resposta

O seu endereço de e-mail não será publicado. Campos obrigatórios são marcados com *