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!