“O balanceamento de reações químicas consiste no ajuste dos coeficientes estequiométricos dos elementos que participam de uma transformação.” (FELTRE, 2005)
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Seu princípio norteador é a Lei de Conservação das Massas (ou Lei de Lavoisier), na qual a soma de massa/ou de átomos dos reagentes deve ser igual à soma dos produtos formados, melhor dizendo, “tudo o que entra, sai”. A busca pelo balanceamento das equações químicas nos permite usar as informações quantitativas a nível prático para a realização de cálculos estequiométricos, preparação de soluções, preparação de sínteses e controle de reações em bancada ou em escala. Existem duas fórmulas de balanceamento: método da tentativa e erro (ou método por tentativas) e método REDOX.
Balanceamento por tentativa e erro
É o método mais simples de balanceamento. Como o próprio nome já diz, envolve tentativa e erro até que se ajustem os coeficientes estequiométricos a ponto de concluir se a quantidade de determinado átomo do produto é a mesma nos reagentes. Para ilustrar o balanceamento de uma reação, começaremos pelo exemplo mais simples, e depois iremos refinar com um exemplo mais complexo.
Exemplo 1:
H2(g) + O2(g)→H2O(l)
Temos acima a equação de formação da água, notamos que ao lado dos reagentes (à esquerda da seta), há dois átomos de Hidrogênio e dois átomos de Oxigênio, enquanto que ao lado dos produtos (à direita da seta) há a molécula de água que é composta por dois átomos de Hidrogênio e um átomo de Oxigênio. Ora, pela Lei de Conservação das Massas (ou Lei de Lavoisier), sabemos que deve ser a mesma quantidade de átomos nos reagentes e nos produtos, e no enunciado temos quantidades diferentes. Para isso, começaremos a fazer o balanceamento.
Passo 1: Observamos que no lado dos reagentes há dois átomos de Oxigênio, enquanto do lado dos produtos há apenas 1 átomo. Desse modo, acrescentamos o número 2 ao lado da fórmula da água:
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H2(g) + O2(g)→2H2O(l)
Passo 2: Temos agora que 2 átomos de Oxigênio estão nos reagentes, e 2 átomos de Oxigênio estão nos produtos. Assim, os átomos de Oxigênio estão balanceados. Mas ao adicionarmos o coeficiente 2 ao lado da molécula de H2O, resultamos em 4 átomos de Hidrogênio, enquanto no lado dos reagentes temos apenas dois. Para balancearmos os átomos de Hidrogênio restantes, devemos acrescentar o número 2 ao lado do átomos de Hidrogênio que está como reagente:
2H2(g) + O2(g)→2H2O(l)
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Passo 3: Vemos agora que não há mais o que balancear, sendo assim, devemos contar a quantidade de átomos dos reagentes para confirmar se é a mesma dos produtos. Desse modo, temos:
Reagentes
- 2H2(g) = 2×2 = 4 átomos de Hidrogênio
- O2(g) = 2×1 = 2 átomos de Oxigênio
Produtos
- 2H2O(l) = 2×2 átomos de Hidrogênio = 4 átomos
- O2(g) = 2×1 átomos de Oxigênio = 2 átomos
Exemplo 2:
Mg(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq)→Al(OH)3(aq) + MgSO4(aq)
Temos acima uma equação química não balanceada, pois a quantidade de matéria dos reagentes não é a mesma que nos produtos. Para isso, devemos balancear a equação como fizemos no exemplo anterior. Usaremos as mesmas técnicas com menor grau de detalhe comparado ao com a reação de formação da água.
Passo 1: Sempre começamos pelo elemento que aparece apenas uma vez em ambos os lados da reação representada. Assim, damos início ao balanceamento através dos átomos de Al. Vemos que nos reagentes há 2 átomos de Alumínio, enquanto nos produtos há apenas 1 átomo, desse modo, colocamos o número 2 em frente ao átomo de Al nos produtos:
Mg(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq)→2Al(OH)3(aq) + MgSO4(aq)
Passo 2: Após a inserção do número 2 junto á molécula, temos 2Al(OH)3(aq). O contra-íon OH– aparece também ao lado dos reagentes. No caso da molécula 2Al(OH)3(aq), temos 3 OH- X 2 = 6 OH–, enquanto no lado dos reagentes junto com o átomo de Mg, há apenas 2 íons OH–. Logo, é necessário colocar um número logo à frente do átomo de magnésio que, multiplicado a 2 dê 6 íons OH–:
3Mg(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq)→2Al(OH)3(aq) + MgSO4(aq)
Passo 3: Temos do lado dos reagentes 3 átomos de Magnésio, Mg; enquanto que ao lado dos produtos, há apenas 1 átomo desse elemento, assim, adicionamos o número 3 do lado do Mg que está nos produtos:
3Mg(OH)2(aq) + Al2(SO4)3(aq)→2Al(OH)3(aq) + 3MgSO4(aq)
Passo 4: Vemos que agora não há mais o que balancear, procedendo assim para a confirmação do número de átomos presentes ao lado dos reagentes e ao lado dos produtos:
Reagentes
- 3Mg(OH)2 = 3 átomos de Mg x 1 = 3 átomos de Mg
- 3Mg(OH)2 = 3 átomos de O x 2 = 6 átomos de O
- 3Mg(OH)2 = 3 átomos de H x 2 = 6 átomos de H
- 1Al2(SO4)3 = 2 átomos de Al x 1 = 2 átomos de Al
- Al2(SO4)3 = 3 átomos de S x 1 = 3 átomos de S
- Al2(SO4)3 = 4 átomos de O x 3 = 12 átomos de O
- Mg = 3
- O = 12+6 = 18
- Al = 2
- S = 3
- H = 6
Total geral de átomos dos reagentes
Produtos
- 2Al(OH)3 = 2 átomos de Al x 1 = 2 átomos de Al
- 2Al(OH)3 = 3 átomos de O x 2 = 6 átomos de O
- 2Al(OH)3 = 3 átomos de H x 2 = 6 átomos de H
- 3MgSO4 = 3 átomos de Mg x 1 = 3 átomos de Mg
- 3MgSO4 = 3 átomos de S x 1 = 3 átomos de S
- 3MgSO4 = 4 átomos de O x 3 = 12 átomos de O
- Mg = 3
- O = 12+6 = 18
- S = 3
- H = 6
- Al = 2
Total geral de átomos dos produtos
Balanceamento por oxidação-redução (ou balanceamento REDOX)
Um método que envolve um pouco de álgebra e conhecimento de números de oxidação. Neste método, usamos como informações primordiais o número de oxidação das espécies envolvidas, qual espécie reduz e qual espécie oxida, o número de elétrons envolvidos na reação e o ajuste estequiométrico por tentativa e erro:
Exemplo 1:
KMnO4(s) + HCl→KCl(s) + MnCl2(s) + Cl2(s) + H2O(l)
Passo 1: Determinamos o número de oxidação de todas as espécies que participam da reação.
Pelos números de oxidação das espécies atômicas acima, podemos ver que o Manganês, Mn, reduziu de +7 para +2, ganhando elétrons, e o Cloro oxidou de -1 para 0, perdendo elétrons. Desse modo, temos um valor de Δnox para o Mn = 7 – 2 = 5 e Δnox para Cl = 1×2 moléculas de Cl2 = 2.
Passo 2: Inverter os valores de Δnox
De posse dos valores de diferença de número de oxidação, devemos inverter os valores obtidos no passo anterior.
- ΔnoxCl = 5
- ΔnoxMn = 2
Desse modo, temos:
KMnO4(s) + HCl→KCl(s) + 2MnCl2(s) + 5Cl2(s) + H2O(l)
Passo 3: Balanceamento por tentativa
Após ajustar o coeficiente das espécies redutoras e oxidantes, devemos balancear por tentativas o resto da equação. Como este tipo de balanceamento já foi abordado neste artigo, daremos o resultado final:
2KMnO4(s) + 16HCl→2KCl(s) + 2MnCl2(s) + 5Cl2(s) + 8H2O(l)
Passo 4: Verificar o total de elétrons envolvidos
Para isso, devemos multiplicar o número de elétrons de Δnox pelo coeficiente de cada espécie, desde que tenha reduzido ou oxidada.
- ΔElétrons Cl2 = 5 x 2 = 10 elétrons
- ΔElétrons KMnO4 = 2 x 5 = 10 elétrons
Ambas as espécies, a que reduz e a que oxida, devem ter um valor de ΔElétrons iguais, evidenciando assim a conservação de número de elétrons que migrou de um átomo que perdeu (oxidou) para o átomo que ganhou (reduziu) estes elétrons.
Referências
FELTRE, R. Fundamentos de Química: vol. Único. 4 ed. São Paulo: Moderna, 2005.
Por Douglas Benício
Graduado em Química - Licenciatura (UEM)
Benício, Douglas. Balanceamento de reações químicas. Todo Estudo. Disponível em: https://www.todoestudo.com.br/quimica/balanceamento-de-reacoes-quimicas. Acesso em: 03 de May de 2024.
1. [UFPB/2011]
3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4→3CH3COOH + 2Cr2(SO4)3 + 2K2SO4 + 11H2O
Na reação acima, as substâncias oxidante e redutora são respectivamente:
a) K2Cr2O7 e CH3CH2OH
b) CH3COOH e K2Cr2O7
c) CH3COOH e H2SO4
d) K2Cr2O7 e CH3COOH
e) H2SO4 e CH3COOH
2. [UDESC/2010]
MnO4– + I– + H+→Mn+2 + I2 + H2O
Assinale a alternativa que corresponde aos coeficientes corretamente balanceados:
a) 1; 1; 1; 2; 5; 1
b) 2; 10; 16; 2; 5; 8
c) 2 ; 10 ; 1 ; 2 ; 5 ; 1
d) 2 ; 10 ; 1 ; 2 ; 5; 8
e) 1 ; 4 ; 8 ; 1 ; 2 ; 4
1. [A]
Para responder a esta pergunta devemos ter conhecimento sobre número de oxidação, e saber identificar na equação química quem sofre fenômeno de oxidação e quem sofre redução. Lembrando que a oxidação envolve a perda de elétrons e consequente aumento do número de oxidação, enquanto a redução envolve ganho de elétrons com diminuição do número de oxidação. A substância que sofre redução é chamada de agente oxidante, pois sua redução provoca a oxidação de outra substância; a que sofre oxidação é chamada de agente redutora, pois sua oxidação provoca a redução de outra substância. Calculando o Nox dos elementos, encontramos o átomo de Cr em ambos os lados da equação química. Do lado dos reagentes o átomo de Cr tem Nox = +6, enquanto do lado dos produtos seu Nox = +3. Notamos que houve uma redução do número de oxidação, portanto o Cromo se reduz ganhando 3 elétrons, pois 6 – 3 = 3.
Como temos a espécie K2Cr2O7 com átomo de Cromo reduzindo, esta é a agente oxidante, que provoca a oxidação. Por eliminação nos resta as alternativas A e D. Como a molécula de CH3CH2OH é a que reage com K2Cr2O7 e esta última é agente redutor, logo, CH3CH2OH deve sofrer a redução, sendo um agente que vai oxidar a molécula contendo átomo de Cromo.
2. [B]
MnO4– + I– + H+→Mn+2 + I2 + H2O
Da reação acima, podemos identificar as espécies que reduzem e as que oxidam. O átomo de Mn do lado dos reagentes tem Nox = +7, enquanto do lado dos produtos tem Nox = +2, portanto Mn reduz ganhando elétrons, a diferença entre os valores de ΔElétrons = 7-2 = 5. O átomo de I do lado dos reagentes está na forma iônica de iodeto, tendo seu Nox = -1, enquanto do lado dos produtos está em sua forma bimolecular de I2, tendo Nox = 0. Logo, seu ΔElétrons deve ser a diferença de Nox multiplicado a quantidade de átomos de iodo do lado dos produtos: ΔElétrons = 2×1 = 2. De posse dos dados de variação de número de elétrons, é feita a inversão dos valores correspondentes a cada elemento, ficando a equação com os seguintes coeficientes estequiométricos:
MnO4– + I– + H+→ 2Mn+2 +5I2 + H2O
Após a inversão dos valores de diferença de elétrons, balanceamos por tentativa e erro, resultando na equação:
2MnO4– + 10I– + 16H+→2Mn+2 +5I2 + 8H2O