Aula 12 - Balanceamento de reações

Escrito por Fernando Garcia

Balanceamento de Reações

Sabemos que toda reação é representada em uma equação química. Contudo, similarmente a uma equação matemática, deve ser uma igualdade em quantidade. Deste modo, o mesmo número de átomos que tem nos reagentes devem estar nos produtos, para garantir tal igualdade devemos fazer um balanceamento dessa equação, visando uma igualdade de cargas e átomos dos dois lados. 

Balanceamento por tentativas

Suponhamos que temos uma reação simples como a seguinte: 

$CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$

Não precisamos pensar muito para conseguir balancear essa reação, basta adicionarmos coeficientes nos produtos e nos reagentes que façam com que o número de átomos de ambos os elementos seja o mesmo, tanto nos reagentes, quanto nos produtos. Assim, podemos ir tentando vários números até chegar na seguinte combinação de coeficientes: 

$CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

Balanceamento pelo método algébrico

Outro modo de resolver a questão de balanceamento de reações é pelo método algébrico. Ele consiste na formação de um sistema de equações com os coeficientes de cada substância envolvida. Vejamos a seguinte reação: 

$aN_2 + bH_2 \rightarrow cNH_3$

Supondo os coeficientes $a$, $b$ e $c$, como dispostos acima, devemos montar um sistema igualando a quantidade de cada elemento dos produtos com o reagente. Para isso, devemos pegar o coeficiente de cada substância que contém o elemento a ser analisado multiplicar o índice desse elemento pelo coeficiente da substância e somar tudo. Assim, temos as seguintes equações:

• Para o nitrogênio:

$2\cdot a = c$

• Para o hidrogênio:

$2\cdot b = 3\cdot c$

Tendo as duas equações escritas, basta chutar o valor de um dos coeficientes e resolver o sistema com base nele. Logo, chutando o valor de $a$ como sendo $1$, temos que o $b$ vale $3$ e o $c$ $2$. Deste modo, a equação balanceada fica: 

$N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$

Balanceamento pelo método redox

O nome já sugere que esse método é usado apenas em reações que envolvam oxirredução. Para exemplificar vamos pegar a mesma reação do primeiro tópico e rebalancear ela, só que dessa vez pelo método redox.

$CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$

Primeiro passo para balancearmos essa reação é calcular a variação de NOX do elemento que reduziu e do elemento que oxidou. No caso o elemento oxidado foi o carbono, seu NOX saiu de $-4$ para $+4$, logo uma variação de $8$. Já o elemento reduzido foi o oxigênio, que teve seu NOX abaixado de $0$ para $-2$, tendo assim uma variação de $2$ por átomo de oxigênio, como são dois átomos reduzidos no oxigênio gasoso, devemos multiplicar esse valor por $2$, obtendo assim uma variação total de $4$. 

Uma vez feita essa determinação das variações, fazemos uma inversão nas coisas. O coeficiente da substância do elemento reduzido de maior atomicidade (que contém mais átomos desse elemento) assume o valor da variação de NOX calculada para a espécie que oxidou e vice versa. Deste modo para a equação acima, temos: 

$4CH_4 + 8O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$

Para completar o balanceamento seguimos pelo método das tentativas, obtendo assim a equação balanceada: 

$4CH_4 + 8O_2 \rightarrow 4CO_2 + 8H_2O$

Dividindo tudo por 4:

$CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

Balanceamento pelo íon-elétron

Esse método é bastante empregado quando temos reações do tipo redox. Particularmente eu acho ele o mais seguro e menos suscetível a erros, contudo ele é o mais complicado já que teremos que trabalhar com semirreações. O processo todo consiste em separarmos uma reação redox em duas semirreações: Uma de oxidação e outra de redução. Ao balancear as, somamos elas de modo a cancelar os elétrons e obter a reação global já balanceada. 

Vamos usar como exemplo aqui a reação que ocorre entre uma solução de permanganato e uma solução ácida de cloreto ($HCl$). A reação não balanceada é a seguinte: 

$MnO_4^{-} + H^{+} + Cl^{-} \rightarrow Mn^{2+} + H_2O + Cl_2$

O primeiro passo para balancear ela é identificar a espécie que se reduz e a espécie que se oxida para montar as semirreações de forma separada. Neste caso, a semirreação de redução é entre o permanganato e o $Mn^{2+}$ e a de oxidação ocorre entre o $Cl^-$ e o $Cl_2$. Note que chegamos nessa conclusão no cálculo da variação do $NOX$ desses elementos nas substâncias em questão, o que já foi ensinado na aula anterior. Agora, vamos balancear a semi-equação de redução. 

Para essa tarefa, começamos com a seguinte equação: 

$MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}$

Após isso, balanceamos o elemento diferente de oxigênio e hidrogênio, neste caso é o manganês. 

$MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}$

Com ele balanceado, agora vamos balancear o oxigênio adicionando água na equação.

$MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$

Temos que balancear o hidrogênio adicionando H +, assim: 

$MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$

Falta apenas balancear a carga adicionando elétrons de modo a deixar a mesma carga dos dois lados. 

$MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$

Agora sim, temos a semirreação balanceada. Fazendo o mesmo processo com o $Cl^-$, temos a seguinte equação: 

$2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^-$

Note que para obtermos a reação global para o processo redox, temos que multiplicar essas semi reações de maneira que cancelem os elétrons, neste caso, basta multiplicar a do cloro por $5$, a do permanganato por $2$ e somar. Deste modo, a equação balanceada é: 

$2MnO_4^{-} + 16H^{+} + 10Cl^{-} \rightarrow 2Mn^{2+} + 8H_2O + 5Cl_2$

Gostaria apenas de fazer um pequeno adendo em um passo que foi feito no balanceamento das semirreações. Caso a reação seja feita em meio básico após o passo de adição de $H^{+}$ para balancear o hidrogênio, temos que somar aos dois lados da equação uma quantidade igual de $OH^{-}$ para neutralizar todo o ácido. Isso ocorre pois como o meio é básico, não podemos escrever $H^{+}$ na equação, já que sua concentração na solução é desprezível e teoricamente já foi todo consumido para a formação de $H_2O$. Pegando o exemplo do permanganato:  

$MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$

Adicionando hidroxila: 

$MnO_4^- + 8H_2O \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 8OH^{-}$

Cancelando as águas: 

$MnO_4^- + 4H_2O \rightarrow Mn^{2+} + 8OH^{-}$

Equação devidamente balanceada em meio básico. 

Conclusão

Saber balancear uma equação química propriamente é fundamental para se evoluir na química, servido como base principalmente para o assunto de estequiometria. Não esqueça de exercitar bastante esse conteúdo para pegar realmente a ideia principal. Bons estudos!