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Métodos de Balanceamento
Conteúdo
 Introdução ........................................................................................................................ 1
 Método das tentativas....................................................................................................... 1
 Método algébrico ............................................................................................................. 1
 Método do íon-elétron...................................................................................................... 2
 Método da oxi-redução .................................................................................................... 3
 Auto oxi-redução................................................................................................... 3
 Balanceamento dependendo do meio............................................................................... 4
 Balanceamento em meio aquoso ........................................................................... 4
 Balanceamento em meio ácido.............................................................................. 4
 Balanceamento em meio básico............................................................................. 5
 Exercícios Propostos ........................................................................................................ 6
Introdução
O objetivo deste material é apresentar os métodos de balanceamento de equações
existentes.
Para que uma equação encontre-se devidamente balanceada, é necessário que se tenha
um balanço de cargas, ou seja, a carga final dos produtos deve ser igual à carga final dos
reagentes e que átomos de um mesmo elemento químico estejam presentes em igual quantidade
tanto nos reagentes quanto nos produtos.
Costuma-se sempre utilizar os menores números inteiros para o balanceamento de uma
equação química.
Método das tentativas
Consiste em, como o nome sugere, balancear a equação química por meio de tentativas
sucessivas para achar os coeficientes que corretamente completam a equação.
Não será dada nenhuma ênfase especial a esse método no artigo.
Método algébrico
Consiste em atribuir coeficientes algébricos à equação para serem futuramente
determinados por meio da resolução de um sistema.
É em geral bastante eficaz, mas pode vir a tornar-se bastante trabalhoso dependendo do
número de espécies envolvidas na equação.
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Exemplo resolvido:
1) Balanceie a seguinte equação: NH4NO3 → N2O + H2O
aNH4NO3 → bN2O + cH2O
A fim de que a equação encontre-se balanceada, deve-se ter o mesmo número de átomos
de um dado elemento químico no lado esquerdo (reagentes) da equação quanto do lado direito
(produtos).
Dessa forma,
2𝑎 = 2𝑏 (𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝑁𝑖𝑡𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜)
4𝑎 = 2𝑐 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝐻𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜
3𝑎 = 𝑏 + 𝑐 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝑂𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜
𝑎 = 2
Atribui-se, então, um valor arbitrário a uma das variáveis a fim de resolver-se o sistema.
No caso acima, foi atribuído a variável a o valor 2.
Resolvendo o sistema encontra-se:
𝑎 = 2
𝑏 = 2
𝑐 = 4
∴
𝑎 = 1
𝑏 = 1
𝑐 = 2
, 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑑𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑎 𝑒𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑑𝑎 é 𝑑𝑎𝑑𝑎 𝑝𝑜𝑟:
1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O
2) Balanceie a seguinte equação: NH4NO3 → N2 + H2O + O2
aNH4NO3 → bN2 + cH2O + dO2
2𝑎 = 2𝑏
4𝑎 = 2𝑐
3𝑎 = 𝑐 + 2𝑑
𝑎 = 1
∴
𝑎 = 1
𝑏 = 1
𝑐 = 2
𝑑 =
1
2
∴
𝑎 = 2
𝑏 = 2
𝑐 = 4
𝑑 = 1
2NH4NO3 → 2N2 + 4H2O + 1O2
Observação: Deve-se sempre utilizar os menores números inteiros para
efetuar-se o balanceamento das equações.
Exercício:
1) Balanceie a seguinte equação:
Método do íon-elétron
Consiste em dividir a equação em duas semi-reações, uma de oxidação e a outra de
redução, balanceá-las e depois fazer com que o número de elétrons de uma semi-reação seja
igual ao da outra para que ao somá-las seja possível obter-se a equação global já balanceada.
Exemplo resolvido:
3) Balanceie a seguinte equação: Cu2+
+ Ni → Ni2+
+ Cu
O cobre sofre redução, passando de NOX + 2 para 0. Já o níquel sofre oxidação,
passando de NOX 0 para +2.
Dessa forma tem-se:
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𝑆𝑒𝑚𝑖 − 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: Ni → Ni2+
+ 2𝑒−
𝑆𝑒𝑚𝑖 − 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝐶𝑢2+
+ 2𝑒−
→ 𝐶𝑢
𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑔𝑙𝑜𝑏𝑎𝑙: 𝐶𝑢2+
+ 𝑁𝑖 → 𝑁𝑖2+
+ 𝐶𝑢
Método da oxi-redução
Consiste em igualar o número de elétrons cedidos pela espécie(s) que se oxida(m) com
o número de elétrons recebido pela(s) espécie(s) que se reduz(em).
Calcula-se inicialmente a variação de NOX sofrida pelas espécies que se
oxidam/reduzem. Feito isso, calcula-se o delta de cada espécie, isto é, a variação do NOX
sofrida multiplicada pela atomicidade da espécie nos produtos (direita) ou nos reagentes
(esquerda) – uma vez escolhido onde será feita a contagem da atomicidade, deve-se sempre
fazer a contagem nesse lado.
Calculado o delta de cada espécie, somam-se os deltas das espécies que se oxidam de
modo a obter-se o delta de oxidação. De forma análoga procede-se com o delta das espécies que
se reduzem.
Uma vez obtido o delta de oxidação e o delta de redução faz-se uma inversão de seus
valores, isto é, nas espécies que colaboraram para o delta de oxidação coloca-se como
coeficiente do balanceamento o número correspondente ao delta de redução e nas espécies que
colaboraram para o delta de redução coloca-se como coeficiente de balanceamento o número
correspondente ao delta de oxidação – o coeficiente deve ser colocado no lado em que foi feita a
contagem de atomicidade das espécies.
Exemplo resolvido:
4) Na equação: 𝐴𝑠2 𝑆3 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 𝑁𝑂, tem-se
 Fazendo a contagem de atomicidade do lado dos reagentes:
𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝑆: − 2 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 6 ∴ ∆ = 8 ∙ 3 ∴ ∆ = 24
𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝑁: + 5 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 2 ∴ ∆ = 3 ∙ 1 ∴ ∆= 3
Procedendo conforme explicado, obtém-se: 3𝐴𝑠2 𝑆3 + 24𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑆𝑂4 +
𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 𝑁𝑂. O balanceamento final da equação é feito pelo método das tentativas de modo a
obter-se: 1𝐴𝑠2 𝑆3 + 8𝐻𝑁𝑂3 + 2𝐻2 𝑂 → 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 8𝑁𝑂.
 Fazendo a contagem de atomicidade do lado dos produtos:
𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝑆: − 2 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 6 ∴ ∆ = 8 ∙ 1 ∴ ∆ = 8
𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝑁: + 5 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 2 ∴ ∆ = 3 ∙ 1 ∴ ∆= 3
Procedendo conforme explicado, obtém-se: 𝐴𝑠2 𝑆3 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 3𝐻2 𝑆𝑂4 +
𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 8𝑁𝑂. O balanceamento final da equação é feito pelo método das tentativas de
modo a obter-se: 1𝐴𝑠2 𝑆3 + 8𝐻𝑁𝑂3 + 2𝐻2 𝑂 → 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 8𝑁𝑂.
Auto oxi-redução
Em alguns casos, uma mesma espécie pode sofrer tanto oxidação quanto redução.
Nesses casos, um artifício a ser utilizado é o de escrever duas vezes a espécie que sofre a auto
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oxi-redução de modo a se considerar que uma delas irá sofrer a oxidação e a outra a redução,
podendo o balanceamento da equação ser feito normalmente.
Exemplo resolvido:
5) Balanceie a seguinte equação: H2O2 → H2O + O2
Na reação descrita pela equação acima, o oxigênio sofre tanto uma oxidação quanto
uma redução. Procedendo conforme exposto, tem-se:
H2O2 + H2O2 → H2O + O2. Assume-se que o oxigênio que sofrerá oxidação é o oxigênio
da primeira água oxigenada e que o que sofrerá redução é o da segunda água oxigenada.
𝐹𝑎𝑧𝑒𝑛𝑑𝑜 𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 𝑑𝑒 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝑙𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠:
𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝑂: − 1 𝑝𝑎𝑟𝑎 0 ∴ ∆ = 1 ∙ 2 ∴ ∆ = 2
𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝑂: − 1 𝑝𝑎𝑟𝑎 − 2 ∴ ∆ = 1 ∙ 1 ∴ ∆= 1
Obtém-se: H2O2 + H2O2 → 2H2O + 1O2, e como se pode verificar, a equação já está
devidamente balanceada.
2H2O2 → 2H2O + 1O2
Balanceamento dependendo do meio
Em alguns casos, ao tentar-se balancear uma equação as espécies presentes na mesma
não são suficientes para que se consiga efetuar o balanceamento. Contudo, nesses casos,
informações sobre o meio reacional serão fornecidas e tornarão possíveis os balanceamentos das
equações.
Balanceamento em meio aquoso
A fim de se conseguir o balanceamento correto da equação, deve-se acrescentar água
aos produtos ou aos reagentes dependendo da situação.
Balanceamento em meio ácido
A fim de se conseguir o balanceamento correto da equação, deve-se acrescentar H+
aos
produtos/reagentes e H2O aos reagentes/produtos.
Exemplo Resolvido
Faça o balanceamento da seguinte equação, cuja reação química ocorre em meio ácido:
Cr207 + Fe2+
 Cr3+
+ Fe3+
.
Pode-se ver inicialmente que a equação Cr207 + Fe2+
 Cr3+
+ Fe3+
necessita de alguma
espécie no lado dos produtos que contenha átomos de oxigênio. Como a reação se dá em meio
ácido, pode-se acrescentar nos produtos moléculas de água e nos reagentes, a fim de se
balancear os átomos de hidrogênio, íons H+
.
Dessa forma, obtém-se: Cr2O7 + H+
+ Fe2+
→ Cr3+
+ H2O + Fe3+
. O balanceamento da
equação pode ser feito por qualquer um dos três métodos apresentados inicialmente conforme
será mostrado abaixo:
1. Balanceamento pelo método algébrico:
aCr2O7 + bH+
+ c Fe2+
→ dCr3+
+ eH2O + fFe3+
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2𝑎 = 𝑑
7𝑎 = 𝑒
𝑏 = 2𝑒
𝑐 = 𝑓
𝑏 + 2𝑐 = 3𝑑 + 3𝑓 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠
𝑎 = 1 (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑎𝑡𝑟𝑖𝑏𝑢𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑟𝑏𝑖𝑡𝑟𝑎𝑟𝑖𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒)
∴
𝑎 = 1
𝑑 = 2
𝑒 = 7
𝑏 = 14
𝑐 = 𝑓 = 8
𝐂𝐫𝟐 𝐎 𝟕 + 𝟏𝟒𝐇+
+ 𝟖 𝐅𝐞 𝟐+
→ 𝟐𝐂𝐫 𝟑+
+ 𝟕𝐇 𝟐 𝐎 + 𝟖𝐅𝐞 𝟑+
2. Balanceamento pelo método do íon-elétron:
Semi-reação de oxidação: Fe2+ → Fe3+ + e−
Semi-reação de redução: 𝐶𝑟2 𝑂7 + 14𝐻+
+ 8𝑒−
+ → 2𝐶𝑟3+
+ 7𝐻2 𝑂
Reação global: 𝑪𝒓 𝟐 𝑶 𝟕 + 𝟏𝟒𝑯+
+ 𝟖𝑭𝒆 𝟐+
→ 𝟐𝑪𝒓 𝟑+
+ 𝟕𝑯 𝟐 𝑶 + 𝟖𝑭𝒆 𝟑+
3. Balanceando pelo método da oxi-redução:
Cr2O7 + H+
+ Fe2+
→ Cr3+
+ H2O + Fe3+
Redução: Cromo (+7 para +3) → ∆ = 4 ∙ 2 = 8 (há dois átomos de cromo nos
reagentes).
Oxidação: Ferro (+2 para +3) → ∆ = 1 ∙ 1 = 1 (há somente um átomo de ferro
nos reagentes).
Dessa forma, tem-se: 1Cr2O7 + H+
+ 8Fe2+
→ Cr3+
+ H2O + Fe3+
e o resto do
balanceamento é feito pelo método das tentativas, resultando na equação balanceada:
𝐂𝐫𝟐 𝐎 𝟕 + 𝟏𝟒𝐇+
+ 𝟖 𝐅𝐞 𝟐+
→ 𝟐𝐂𝐫 𝟑+
+ 𝟕𝐇 𝟐 𝐎 + 𝟖𝐅𝐞 𝟑+
Balanceamento em meio básico
A fim de se conseguir o balanceamento correto da equação, deve-se acrescentar OH−
aos produtos/reagentes e H2O aos reagentes/produtos dependendo da situação.
Um método mais prático consiste em balancear a equação inicialmente como se a
reação ocorresse em meio ácido e depois de balanceada acrescentar íons OH−
aos produtos e
aos reagentes a fim de se eliminar os íons H+
, considerando que H+
+ OH-
= H2O.
Exemplo resolvido:
6) Balanceie a seguinte equação, cuja reação química se dá em meio básico:
𝐶𝑙𝑂−
+ 𝐶𝑟𝑂2
−
→ 𝐶𝑟𝑂4
2−
+ 𝐶𝑙−
Balanceando pelo método do íon-eletron (como se fosse meio ácido):
Semi-reação de redução: 𝐶𝑙𝑂−
+ 2𝑒−
+ 2𝐻+
→ 𝐶𝑙−
+ 𝐻2 𝑂
Semi-reação de oxidação: CrO2
−
+ 2𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑟𝑂4
2−
+ 3𝑒−
+ 4𝐻+
Como o meio é básico, somam-se íons 𝑂𝐻−
aos produtos e aos reagentes tanto
na semi-reação de oxidação quanto na semi-reação de redução a fim de se
eliminarem os íons H+
.
Semi-reação de redução: 𝐶𝑙𝑂−
+ 2𝑒−
+ 2𝐻+
+ 2𝑂𝐻−
→ 𝐶𝑙−
+ 𝐻2 𝑂 + 2𝑂𝐻−
(x3)
Semi-reação de oxidação: CrO2
−
+ 2𝐻2 𝑂 + 4𝑂𝐻−
→ 𝐶𝑟𝑂4
2−
+ 3𝑒−
+ 4𝐻+
+ 2𝑂𝐻−
(x2)
Equação global balanceada: 𝟑𝑪𝒍𝑶−
+ 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟐
−
+ 𝟐𝑶𝑯−
→ 𝟑𝑪𝒍−
+ 𝟐𝑪𝒓𝑶 𝟒
𝟐−
+ 𝑯 𝟐 𝑶.
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Exercícios Propostos
1) Al(s) + NH4NO3(s) → N2(g) + H2O(g) + Al2O3(g)
2) Fe2O3 + C → CO2 + Fe
3) S + HNO3 → NO2 + H2O + H2SO4
4) C + HNO3 → NO2 + H2O + CO2
5) HNO3 + I2 → HIO3 + NO + H2O
6) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
7) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
8) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + H2O + NO
9) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
10) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O
11) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O
12) As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO
13) Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + K2SO4 + H2O
14) MnO4
–
+ C2O4
2–
+ H+
→ Mn2+
+ H2O + CO2
15) K2Cr2O7 + H2S + H3PO4 → K3PO4 + CrPO4 + S + H2O
16) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
17) Ag + H2SO4 → Ag2SO4 + H2O + SO2
18) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O
19) Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NH4NO2 + H2O
20) MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2
21) KClO3 + H2SO4 → HClO4 + ClO2 + K2SO4 + H2O
22) NO2 + NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
23) KClO3 → KCl + KClO4
24) Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O
25) MnO4
–
+ H2O2 + H+
→ Mn2+
+ O2 + H2O
26) Cr2O7
2–
+ SO3
2–
+ H+
→ Cr3+
+ SO4
2–
+ H2O
27) MnO2 + As2O3 + H+
→ Mn2+
+ As2O5 + H2O
28) CuS + H+
+ NO3
–
→ Cu2+
+ NO + S + H2O
29) MnO4
–
+ NO2
–
+ H+
→ Mn2+
+ NO3
–
+ H2O
30) I –
+ NO2
–
→ I2 + NO (solução ácida)
31) MnO4
–
→ MnO4
2–
+ O2 (solução alcalina)
32) Cr2O7
2–
+ I –
+ H+
→ Cr3
+
+ I2 + H2O

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100 métodos de balanceamento

  • 1. http://www.rumoaoita.com / - Material escrito por: Marlos Cunha (ITA – T-12) Métodos de Balanceamento Conteúdo  Introdução ........................................................................................................................ 1  Método das tentativas....................................................................................................... 1  Método algébrico ............................................................................................................. 1  Método do íon-elétron...................................................................................................... 2  Método da oxi-redução .................................................................................................... 3  Auto oxi-redução................................................................................................... 3  Balanceamento dependendo do meio............................................................................... 4  Balanceamento em meio aquoso ........................................................................... 4  Balanceamento em meio ácido.............................................................................. 4  Balanceamento em meio básico............................................................................. 5  Exercícios Propostos ........................................................................................................ 6 Introdução O objetivo deste material é apresentar os métodos de balanceamento de equações existentes. Para que uma equação encontre-se devidamente balanceada, é necessário que se tenha um balanço de cargas, ou seja, a carga final dos produtos deve ser igual à carga final dos reagentes e que átomos de um mesmo elemento químico estejam presentes em igual quantidade tanto nos reagentes quanto nos produtos. Costuma-se sempre utilizar os menores números inteiros para o balanceamento de uma equação química. Método das tentativas Consiste em, como o nome sugere, balancear a equação química por meio de tentativas sucessivas para achar os coeficientes que corretamente completam a equação. Não será dada nenhuma ênfase especial a esse método no artigo. Método algébrico Consiste em atribuir coeficientes algébricos à equação para serem futuramente determinados por meio da resolução de um sistema. É em geral bastante eficaz, mas pode vir a tornar-se bastante trabalhoso dependendo do número de espécies envolvidas na equação.
  • 2. http://www.rumoaoita.com / - Material escrito por: Marlos Cunha (ITA – T-12) Exemplo resolvido: 1) Balanceie a seguinte equação: NH4NO3 → N2O + H2O aNH4NO3 → bN2O + cH2O A fim de que a equação encontre-se balanceada, deve-se ter o mesmo número de átomos de um dado elemento químico no lado esquerdo (reagentes) da equação quanto do lado direito (produtos). Dessa forma, 2𝑎 = 2𝑏 (𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝑁𝑖𝑡𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜) 4𝑎 = 2𝑐 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝐻𝑖𝑑𝑟𝑜𝑔ê𝑛𝑖𝑜 3𝑎 = 𝑏 + 𝑐 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑜 𝑂𝑥𝑖𝑔ê𝑛𝑖𝑜 𝑎 = 2 Atribui-se, então, um valor arbitrário a uma das variáveis a fim de resolver-se o sistema. No caso acima, foi atribuído a variável a o valor 2. Resolvendo o sistema encontra-se: 𝑎 = 2 𝑏 = 2 𝑐 = 4 ∴ 𝑎 = 1 𝑏 = 1 𝑐 = 2 , 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑑𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑎 𝑒𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑑𝑎 é 𝑑𝑎𝑑𝑎 𝑝𝑜𝑟: 1NH4NO3 → 1N2O + 2H2O 2) Balanceie a seguinte equação: NH4NO3 → N2 + H2O + O2 aNH4NO3 → bN2 + cH2O + dO2 2𝑎 = 2𝑏 4𝑎 = 2𝑐 3𝑎 = 𝑐 + 2𝑑 𝑎 = 1 ∴ 𝑎 = 1 𝑏 = 1 𝑐 = 2 𝑑 = 1 2 ∴ 𝑎 = 2 𝑏 = 2 𝑐 = 4 𝑑 = 1 2NH4NO3 → 2N2 + 4H2O + 1O2 Observação: Deve-se sempre utilizar os menores números inteiros para efetuar-se o balanceamento das equações. Exercício: 1) Balanceie a seguinte equação: Método do íon-elétron Consiste em dividir a equação em duas semi-reações, uma de oxidação e a outra de redução, balanceá-las e depois fazer com que o número de elétrons de uma semi-reação seja igual ao da outra para que ao somá-las seja possível obter-se a equação global já balanceada. Exemplo resolvido: 3) Balanceie a seguinte equação: Cu2+ + Ni → Ni2+ + Cu O cobre sofre redução, passando de NOX + 2 para 0. Já o níquel sofre oxidação, passando de NOX 0 para +2. Dessa forma tem-se:
  • 3. http://www.rumoaoita.com / - Material escrito por: Marlos Cunha (ITA – T-12) 𝑆𝑒𝑚𝑖 − 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: Ni → Ni2+ + 2𝑒− 𝑆𝑒𝑚𝑖 − 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝐶𝑢2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢 𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑔𝑙𝑜𝑏𝑎𝑙: 𝐶𝑢2+ + 𝑁𝑖 → 𝑁𝑖2+ + 𝐶𝑢 Método da oxi-redução Consiste em igualar o número de elétrons cedidos pela espécie(s) que se oxida(m) com o número de elétrons recebido pela(s) espécie(s) que se reduz(em). Calcula-se inicialmente a variação de NOX sofrida pelas espécies que se oxidam/reduzem. Feito isso, calcula-se o delta de cada espécie, isto é, a variação do NOX sofrida multiplicada pela atomicidade da espécie nos produtos (direita) ou nos reagentes (esquerda) – uma vez escolhido onde será feita a contagem da atomicidade, deve-se sempre fazer a contagem nesse lado. Calculado o delta de cada espécie, somam-se os deltas das espécies que se oxidam de modo a obter-se o delta de oxidação. De forma análoga procede-se com o delta das espécies que se reduzem. Uma vez obtido o delta de oxidação e o delta de redução faz-se uma inversão de seus valores, isto é, nas espécies que colaboraram para o delta de oxidação coloca-se como coeficiente do balanceamento o número correspondente ao delta de redução e nas espécies que colaboraram para o delta de redução coloca-se como coeficiente de balanceamento o número correspondente ao delta de oxidação – o coeficiente deve ser colocado no lado em que foi feita a contagem de atomicidade das espécies. Exemplo resolvido: 4) Na equação: 𝐴𝑠2 𝑆3 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 𝑁𝑂, tem-se  Fazendo a contagem de atomicidade do lado dos reagentes: 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝑆: − 2 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 6 ∴ ∆ = 8 ∙ 3 ∴ ∆ = 24 𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝑁: + 5 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 2 ∴ ∆ = 3 ∙ 1 ∴ ∆= 3 Procedendo conforme explicado, obtém-se: 3𝐴𝑠2 𝑆3 + 24𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 𝑁𝑂. O balanceamento final da equação é feito pelo método das tentativas de modo a obter-se: 1𝐴𝑠2 𝑆3 + 8𝐻𝑁𝑂3 + 2𝐻2 𝑂 → 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 8𝑁𝑂.  Fazendo a contagem de atomicidade do lado dos produtos: 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝑆: − 2 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 6 ∴ ∆ = 8 ∙ 1 ∴ ∆ = 8 𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝑁: + 5 𝑝𝑎𝑟𝑎 + 2 ∴ ∆ = 3 ∙ 1 ∴ ∆= 3 Procedendo conforme explicado, obtém-se: 𝐴𝑠2 𝑆3 + 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2 𝑂 → 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 8𝑁𝑂. O balanceamento final da equação é feito pelo método das tentativas de modo a obter-se: 1𝐴𝑠2 𝑆3 + 8𝐻𝑁𝑂3 + 2𝐻2 𝑂 → 3𝐻2 𝑆𝑂4 + 2𝐻3 𝐴𝑠𝑂3 + 8𝑁𝑂. Auto oxi-redução Em alguns casos, uma mesma espécie pode sofrer tanto oxidação quanto redução. Nesses casos, um artifício a ser utilizado é o de escrever duas vezes a espécie que sofre a auto
  • 4. http://www.rumoaoita.com / - Material escrito por: Marlos Cunha (ITA – T-12) oxi-redução de modo a se considerar que uma delas irá sofrer a oxidação e a outra a redução, podendo o balanceamento da equação ser feito normalmente. Exemplo resolvido: 5) Balanceie a seguinte equação: H2O2 → H2O + O2 Na reação descrita pela equação acima, o oxigênio sofre tanto uma oxidação quanto uma redução. Procedendo conforme exposto, tem-se: H2O2 + H2O2 → H2O + O2. Assume-se que o oxigênio que sofrerá oxidação é o oxigênio da primeira água oxigenada e que o que sofrerá redução é o da segunda água oxigenada. 𝐹𝑎𝑧𝑒𝑛𝑑𝑜 𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑡𝑎𝑔𝑒𝑚 𝑑𝑒 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑜 𝑙𝑎𝑑𝑜 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠: 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝑂: − 1 𝑝𝑎𝑟𝑎 0 ∴ ∆ = 1 ∙ 2 ∴ ∆ = 2 𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝑂: − 1 𝑝𝑎𝑟𝑎 − 2 ∴ ∆ = 1 ∙ 1 ∴ ∆= 1 Obtém-se: H2O2 + H2O2 → 2H2O + 1O2, e como se pode verificar, a equação já está devidamente balanceada. 2H2O2 → 2H2O + 1O2 Balanceamento dependendo do meio Em alguns casos, ao tentar-se balancear uma equação as espécies presentes na mesma não são suficientes para que se consiga efetuar o balanceamento. Contudo, nesses casos, informações sobre o meio reacional serão fornecidas e tornarão possíveis os balanceamentos das equações. Balanceamento em meio aquoso A fim de se conseguir o balanceamento correto da equação, deve-se acrescentar água aos produtos ou aos reagentes dependendo da situação. Balanceamento em meio ácido A fim de se conseguir o balanceamento correto da equação, deve-se acrescentar H+ aos produtos/reagentes e H2O aos reagentes/produtos. Exemplo Resolvido Faça o balanceamento da seguinte equação, cuja reação química ocorre em meio ácido: Cr207 + Fe2+  Cr3+ + Fe3+ . Pode-se ver inicialmente que a equação Cr207 + Fe2+  Cr3+ + Fe3+ necessita de alguma espécie no lado dos produtos que contenha átomos de oxigênio. Como a reação se dá em meio ácido, pode-se acrescentar nos produtos moléculas de água e nos reagentes, a fim de se balancear os átomos de hidrogênio, íons H+ . Dessa forma, obtém-se: Cr2O7 + H+ + Fe2+ → Cr3+ + H2O + Fe3+ . O balanceamento da equação pode ser feito por qualquer um dos três métodos apresentados inicialmente conforme será mostrado abaixo: 1. Balanceamento pelo método algébrico: aCr2O7 + bH+ + c Fe2+ → dCr3+ + eH2O + fFe3+
  • 5. http://www.rumoaoita.com / - Material escrito por: Marlos Cunha (ITA – T-12) 2𝑎 = 𝑑 7𝑎 = 𝑒 𝑏 = 2𝑒 𝑐 = 𝑓 𝑏 + 2𝑐 = 3𝑑 + 3𝑓 𝑏𝑎𝑙𝑎𝑛𝑐𝑒𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎𝑠 𝑎 = 1 (𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑎𝑡𝑟𝑖𝑏𝑢𝑖𝑑𝑜 𝑎𝑟𝑏𝑖𝑡𝑟𝑎𝑟𝑖𝑎𝑚𝑒𝑛𝑡𝑒) ∴ 𝑎 = 1 𝑑 = 2 𝑒 = 7 𝑏 = 14 𝑐 = 𝑓 = 8 𝐂𝐫𝟐 𝐎 𝟕 + 𝟏𝟒𝐇+ + 𝟖 𝐅𝐞 𝟐+ → 𝟐𝐂𝐫 𝟑+ + 𝟕𝐇 𝟐 𝐎 + 𝟖𝐅𝐞 𝟑+ 2. Balanceamento pelo método do íon-elétron: Semi-reação de oxidação: Fe2+ → Fe3+ + e− Semi-reação de redução: 𝐶𝑟2 𝑂7 + 14𝐻+ + 8𝑒− + → 2𝐶𝑟3+ + 7𝐻2 𝑂 Reação global: 𝑪𝒓 𝟐 𝑶 𝟕 + 𝟏𝟒𝑯+ + 𝟖𝑭𝒆 𝟐+ → 𝟐𝑪𝒓 𝟑+ + 𝟕𝑯 𝟐 𝑶 + 𝟖𝑭𝒆 𝟑+ 3. Balanceando pelo método da oxi-redução: Cr2O7 + H+ + Fe2+ → Cr3+ + H2O + Fe3+ Redução: Cromo (+7 para +3) → ∆ = 4 ∙ 2 = 8 (há dois átomos de cromo nos reagentes). Oxidação: Ferro (+2 para +3) → ∆ = 1 ∙ 1 = 1 (há somente um átomo de ferro nos reagentes). Dessa forma, tem-se: 1Cr2O7 + H+ + 8Fe2+ → Cr3+ + H2O + Fe3+ e o resto do balanceamento é feito pelo método das tentativas, resultando na equação balanceada: 𝐂𝐫𝟐 𝐎 𝟕 + 𝟏𝟒𝐇+ + 𝟖 𝐅𝐞 𝟐+ → 𝟐𝐂𝐫 𝟑+ + 𝟕𝐇 𝟐 𝐎 + 𝟖𝐅𝐞 𝟑+ Balanceamento em meio básico A fim de se conseguir o balanceamento correto da equação, deve-se acrescentar OH− aos produtos/reagentes e H2O aos reagentes/produtos dependendo da situação. Um método mais prático consiste em balancear a equação inicialmente como se a reação ocorresse em meio ácido e depois de balanceada acrescentar íons OH− aos produtos e aos reagentes a fim de se eliminar os íons H+ , considerando que H+ + OH- = H2O. Exemplo resolvido: 6) Balanceie a seguinte equação, cuja reação química se dá em meio básico: 𝐶𝑙𝑂− + 𝐶𝑟𝑂2 − → 𝐶𝑟𝑂4 2− + 𝐶𝑙− Balanceando pelo método do íon-eletron (como se fosse meio ácido): Semi-reação de redução: 𝐶𝑙𝑂− + 2𝑒− + 2𝐻+ → 𝐶𝑙− + 𝐻2 𝑂 Semi-reação de oxidação: CrO2 − + 2𝐻2 𝑂 → 𝐶𝑟𝑂4 2− + 3𝑒− + 4𝐻+ Como o meio é básico, somam-se íons 𝑂𝐻− aos produtos e aos reagentes tanto na semi-reação de oxidação quanto na semi-reação de redução a fim de se eliminarem os íons H+ . Semi-reação de redução: 𝐶𝑙𝑂− + 2𝑒− + 2𝐻+ + 2𝑂𝐻− → 𝐶𝑙− + 𝐻2 𝑂 + 2𝑂𝐻− (x3) Semi-reação de oxidação: CrO2 − + 2𝐻2 𝑂 + 4𝑂𝐻− → 𝐶𝑟𝑂4 2− + 3𝑒− + 4𝐻+ + 2𝑂𝐻− (x2) Equação global balanceada: 𝟑𝑪𝒍𝑶− + 𝟐 𝑪𝒓𝑶 𝟐 − + 𝟐𝑶𝑯− → 𝟑𝑪𝒍− + 𝟐𝑪𝒓𝑶 𝟒 𝟐− + 𝑯 𝟐 𝑶.
  • 6. http://www.rumoaoita.com / - Material escrito por: Marlos Cunha (ITA – T-12) Exercícios Propostos 1) Al(s) + NH4NO3(s) → N2(g) + H2O(g) + Al2O3(g) 2) Fe2O3 + C → CO2 + Fe 3) S + HNO3 → NO2 + H2O + H2SO4 4) C + HNO3 → NO2 + H2O + CO2 5) HNO3 + I2 → HIO3 + NO + H2O 6) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O 7) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 8) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + H2O + NO 9) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO 10) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O 11) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O 12) As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO 13) Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + K2SO4 + H2O 14) MnO4 – + C2O4 2– + H+ → Mn2+ + H2O + CO2 15) K2Cr2O7 + H2S + H3PO4 → K3PO4 + CrPO4 + S + H2O 16) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O 17) Ag + H2SO4 → Ag2SO4 + H2O + SO2 18) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O 19) Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NH4NO2 + H2O 20) MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 21) KClO3 + H2SO4 → HClO4 + ClO2 + K2SO4 + H2O 22) NO2 + NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O 23) KClO3 → KCl + KClO4 24) Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O 25) MnO4 – + H2O2 + H+ → Mn2+ + O2 + H2O 26) Cr2O7 2– + SO3 2– + H+ → Cr3+ + SO4 2– + H2O 27) MnO2 + As2O3 + H+ → Mn2+ + As2O5 + H2O 28) CuS + H+ + NO3 – → Cu2+ + NO + S + H2O 29) MnO4 – + NO2 – + H+ → Mn2+ + NO3 – + H2O 30) I – + NO2 – → I2 + NO (solução ácida) 31) MnO4 – → MnO4 2– + O2 (solução alcalina) 32) Cr2O7 2– + I – + H+ → Cr3 + + I2 + H2O