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Por: CHAGAS, Douglas.
BALANCEAMENTO
O balanceamento de equações químicas consiste em igualar o número de elementos do produto com os reagentes. Após escrevermos uma equação química, temos que verificar sempre se o número de átomos de cada elemento, que tem que ser o mesmo em ambos os lados da equação, ou seja, deixar a equação balanceada se essa por sua vez não estiver. Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número chamado coeficiente estequiométrico antes dos símbolos. Lembrando que:
- para ajustar uma equação química usamos unicamente os coeficientes;
-Os coeficientes usados no balanceamento de uma equação química devem ser sempre os menores números inteiros possíveis, pois não dá para imaginar 1/2 molécula de oxigênio;
Exemplo: A queima de álcool
C2H6O + O2 → CO2+ H2O
Balanceando temos:
C2H6O + 3O2 → 2CO2+ 3H2O
2 métodos para facilitar, temos:
Balanceamento de reações de óxido-redução:
Em certas reações podemos encontrar átomos que ganham elétrons e outros que os perdem. Quando um átomo perde elétrons, ele se oxida e o seu nox aumenta. Quando um átomo ganha elétrons, ele se reduz e o seu nox diminui.
Os processos de oxidação e redução são sempre simultâneos. O átomo que se oxida, cede seus elétrons para que outro se reduza. O átomo que se reduz recebe os elétrons de quem se oxida. Assim, quem se oxida é agente redutor e quem se reduz é agente oxidante.
A igualdade na quantidade dos elétrons na redução e na oxidação é a base do balanceamento de reações pelo método de óxido-redução.
Regras para o balanceamento:
1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz.
2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.
3º) Encontrar os Δ (^) oxid e Δ (^) red.
Δ (^) oxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento Δ (^) red = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento As atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos). 4º) Se possível, os Δ (^) oxid e Δ (^) red podem ser simplificados. Exemplificando: Δ (^) oxid = 4 Δ (^) red = 2 Simplificando... Δ (^) oxid = 2 Δ (^) red = 1 5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução: O Δ (^) oxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz. O Δ (^) red se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida.
6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na conservação dos átomos.
Exemplo:
A água oxigenada atuando como oxidante
FeCl 2 + H2O 2 + HCl → FeCl 3 + H2O
No primeiro membro, o oxigênio da água oxigenada tem nox = -1, já no segundo membro, no H (^) 2O, tem nox = -2. Isto caracteriza uma redução envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade do oxigênio na substância de partida (H (^) 2O (^) 2) é igual a 2. Δ (^) red = 2 x 1 = 2 No primeiro membro, o ferro do FeCl 2 tem NOx = +2, já no segundo membro, no FeCl3, tem NOx = +3. Isto caracteriza uma oxidação envolvendo 1 elétron. Como a atomicidade do ferro na substância de partida (FeCl (^) 2) é igual a 1.
Δ (^) oxid = 1 x 1 = 1 Invertendo os coeficientes. 2 FeCl 2 + 1 H2O 2 + HCl → FeCl 3 + H2O Os demais coeficientes da equação são obtidos por tentativas. 2 FeCl 2 + 1 H2O 2 + 2 HCl → 2 FeCl 3 + 2 H2O Balanceamento de reações por tentativas
Tanto o H 2 quanto o I 2 poderiam ser usados pois possuem o índice mais alto: 2 Usando o índice do H 2 como coeficiente no HI ...
H 2 + I 2 → 2 HI A equação está balanceada.
