Autor: Angela, Anayana, Graziele, Ivana | Publicado: 2011-09-24T09:34:00-07:00

Por que devemos balancear uma Reação Química?



A&nbsp;estequiometria&nbsp;de uma reação química é de suma importância por informar o reagente
limitante, a massa e volume (no caso de&nbsp;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&nbsp;balanceamento de
equações químicas&nbsp;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)&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;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)&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;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)&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;Proporção atômica: De maneira
análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes estequiométricos devem
satisfazer as atomicidades das&nbsp;moléculas&nbsp;de
ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O2)
para formar 2 moléculas de&nbsp;ozônio (O3).

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

·&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;
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&nbsp;→ N2O + H2O

Passo 1: Identificar os coeficientes.

aNH4NO3&nbsp;→&nbsp;bN2O +&nbsp;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&nbsp;nitrogênio: 2a&nbsp;= 2b&nbsp;(pois existem 2 átomos de N
na molécula NH4NO3)

Para o hidrogênio: 4a&nbsp;= 2c

Para o oxigênio: 3a&nbsp;=&nbsp;b&nbsp;+&nbsp;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&nbsp;→ 1N2O + 2H2O, ou simplesmente,&nbsp;NH4NO3&nbsp;→&nbsp;N2O +&nbsp;2H2O



MÉTODO REDOX



Baseia-se nas variações dos&nbsp;números de oxidação&nbsp;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&nbsp;+
CO → FeO + CO2

Passo 1: Identificar os átomos que sofrem&nbsp;oxirredução&nbsp;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&nbsp;é
igual a 2, e o coeficiente do CO também.

2Fe3O4&nbsp;+
2CO → FeO + CO2

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

Fe3O4&nbsp;+
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&nbsp;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&nbsp;+
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&nbsp;+ CO&nbsp;→
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 devem-se acrescentar os elétrons no lado dos reagentes e o ânion no
lado dos produtos. De forma análoga, para a semi-equação de oxidação, devem-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&nbsp;+
Ni → NiSO4&nbsp;+ Cu

Passo 1:&nbsp;Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução

No composto CuSO4,
o&nbsp;cobre&nbsp;possui Nox +2 e transforma-se em
cobre puro com Nox 0. Assim como, o&nbsp;Níquel&nbsp;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+&nbsp;+ 2e → Cu

Ni → Ni2+&nbsp;+ 2e

Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os elétrons
cedidos com os ganhos

Cu2+&nbsp;+ Ni → Ni2+&nbsp;+ Cu, ou simplesmente, CuSO4&nbsp;+
Ni → NiSO4&nbsp;+ 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.

http://www.infoescola.com/quimica/balanceamento-de-equacoes-quimicas/