Balanceamento de equações químicas passo a passo

Os coeficientes podem mudar; os índices, não

Cada fórmula fixa a composição de uma substância. A H₂O tem sempre dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio; mudá-la para H₂O₂ descreve o peróxido de hidrogênio, um composto diferente. Por isso o balanceamento é feito apenas com coeficientes, os números na frente das fórmulas, que dizem quantas unidades de fórmula de cada substância participam.

Uma equação balanceada tem o mesmo número de átomos de cada elemento nos dois lados. Como os átomos conservam sua massa, a massa total dos reagentes é então igual à massa total dos produtos, o que fornece uma verificação independente útil. Quando aparecem íons, a soma das cargas à esquerda também deve ser igual à soma à direita.

Os coeficientes são escritos como os menores números inteiros que balanceiam a equação. 4 H₂ + 2 O₂ → 4 H₂O está balanceada, mas não nos menores termos; dividindo por 2, obtém-se 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. O coeficiente 1 não é escrito.

Uma ordem de inspeção que evita andar em círculos

A inspeção funciona melhor com uma ordem fixa, porque balancear um elemento pode desbalancear outro que você já acertou. A ordem abaixo deixa para depois os elementos que aparecem em várias fórmulas, e especialmente os elementos livres, como O₂ ou um metal, porque mudar o coeficiente de um elemento livre não perturba mais nada.

A contagem final é o que mais importa. Liste cada elemento com sua quantidade em cada lado, multiplicando cada índice pelo coeficiente e por qualquer índice fora dos parênteses. Leva um minuto e detecta quase todos os deslizes.

• Escreva fórmulas corretas para todas as substâncias, inclusive os elementos diatômicos (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂), e não as altere depois.
• Dê à fórmula mais complexa um coeficiente de teste igual a 1.
• Balanceie os elementos que aparecem em apenas um reagente e um produto.
• Balanceie os íons poliatômicos que passam inalterados, como unidades únicas.
• Balanceie em seguida o hidrogênio e o oxigênio, e os elementos livres por último.
• Elimine qualquer fração multiplicando todos os coeficientes pelo denominador e depois reduza aos menores números inteiros.
• Faça a contagem de cada elemento, e da carga total, nos dois lados.

Exemplo resolvido: combustão do 2-propanol

O 2-propanol (álcool isopropílico), C₃H₈O, queima em oxigênio dando dióxido de carbono e água: C₃H₈O + O₂ → CO₂ + H₂O. Dê ao C₃H₈O o coeficiente 1. O carbono aparece em um reagente e em um produto, então 3 C exigem 3 CO₂. O mesmo vale para o hidrogênio: 8 H exigem 4 H₂O.

O oxigênio fica por último porque O₂ é um elemento livre. O lado direito agora tem 3 × 2 + 4 × 1 = 10 átomos de O. O combustível já fornece 1 O, então o O₂ deve fornecer 9 átomos, um coeficiente de 9/2. Multiplicando tudo por 2, obtém-se 2 C₃H₈O + 9 O₂ → 6 CO₂ + 8 H₂O.

Contagem: C 6 = 6; H 16 = 16; O 2 + 18 = 20 à esquerda e 12 + 8 = 20 à direita. Uma verificação de massa com as massas atômicas padrão da IUPAC arredondadas para duas casas decimais (C 12.01, H 1.01, O 16.00) concorda para as quantidades molares mostradas: 2(60.11 g) + 9(32.00 g) = 408.22 g de reagentes e 6(44.01 g) + 8(18.02 g) = 408.22 g de produtos.

Um deslize comum é esquecer o átomo de oxigênio dentro do combustível e escrever 5 O₂ para cada C₃H₈O. A contagem o revela de imediato: 11 átomos de O à esquerda e 10 à direita.

Íons poliatômicos como unidades únicas

Quando um íon poliatômico, como sulfato, nitrato ou fosfato, aparece inalterado nos dois lados, conte-o como uma unidade em vez de contar seus átomos separadamente. Isso encurta a contabilidade e evita o erro de contagem mais frequente, esquecer que um índice fora dos parênteses multiplica tudo o que está dentro: Ca(NO₃)₂ contém 2 N e 6 O.

Exemplo resolvido: o hidróxido de bário reage com o ácido fosfórico, dando fosfato de bário e água, Ba(OH)₂ + H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + H₂O. Comece pelo Ba₃(PO₄)₂. Ele contém 3 Ba, então use 3 Ba(OH)₂, e 2 unidades de fosfato, então use 2 H₃PO₄.

Para a água, pense nela como H–OH: cada molécula se forma a partir de um H do ácido e um OH da base. O lado esquerdo agora tem 3 × 2 = 6 grupos OH e 2 × 3 = 6 átomos de H ácidos, então se formam 6 H₂O: 3 Ba(OH)₂ + 2 H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O. Contagem: Ba 3 = 3; P 2 = 2; H 6 + 6 = 12 e 6 × 2 = 12; O 6 + 8 = 14 e 8 + 6 = 14.

Use a abordagem por unidades apenas quando o íon sobrevive intacto. Se o nitrato é convertido em NO em uma reação redox, por exemplo, o nitrogênio e o oxigênio devem ser contados separadamente.

Balanceando a carga em equações iônicas

Uma equação iônica pode balancear os átomos e ainda assim estar errada. Considere alumínio metálico colocado em uma solução de íons cobre(II): Al(s) + Cu²⁺(aq) → Al³⁺(aq) + Cu(s). Há um Al e um Cu de cada lado, mas a carga é 2+ à esquerda e 3+ à direita.

Cada átomo de Al perde 3 elétrons e cada íon Cu²⁺ ganha 2. O mínimo múltiplo comum é 6, então 2 Al reagem com 3 Cu²⁺: 2 Al(s) + 3 Cu²⁺(aq) → 2 Al³⁺(aq) + 3 Cu(s). Carga: 3(2+) = 6+ à esquerda e 2(3+) = 6+ à direita; átomos Al 2 = 2 e Cu 3 = 3.

Os elétrons não aparecem em uma equação global, de modo que uma diferença de carga sempre significa que a equação ainda não está balanceada: um coeficiente está errado ou falta uma espécie como H⁺, OH⁻ ou H₂O. Para equações redox mais complexas, sobretudo em meio ácido ou básico, o método das semirreações é mais confiável que a inspeção.

O método algébrico para equações difíceis

Algumas equações, muitas vezes reações redox em que um elemento termina em vários produtos, resistem à inspeção. Atribua uma letra a cada coeficiente, escreva uma equação por elemento, fixe uma das letras em 1 e resolva. Para o permanganato de potássio e o ácido clorídrico: a KMnO₄ + b HCl → c KCl + d MnCl₂ + e Cl₂ + f H₂O.

O potássio dá a = c; o manganês dá a = d; o oxigênio dá 4a = f; o hidrogênio dá b = 2f; o cloro dá b = c + 2d + 2e. Fazendo a = 1, obtém-se c = 1, d = 1, f = 4 e b = 8, e então 8 = 1 + 2 + 2e, logo e = 5/2. Multiplicando por 2: 2 KMnO₄ + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl₂ + 5 Cl₂ + 8 H₂O. Contagem: K 2, Mn 2, O 8, H 16 e Cl 16 em cada lado.

Se, depois de fixar uma letra em 1, as equações dos elementos ainda deixam um coeficiente indeterminado, a equação tem mais de uma forma balanceada independente. Isso geralmente significa que ela combina duas reações separadas, e é necessária informação química adicional, como qual espécie é oxidada e qual é reduzida em cada semirreação, para escolher a forma correta.

Erros de balanceamento e a contagem que os detecta

Cada um dos erros abaixo é detectado pela mesma contagem final, elemento por elemento e depois a carga. Faça da contagem a última linha fixa de toda equação, e não um extra opcional.

Se a contagem continua falhando para o mesmo elemento, volte à ordem de inspeção e verifique se esse elemento foi balanceado cedo demais.

• Mudar um índice para forçar o balanceamento, como escrever H₂O₂ para a água. Compare cada fórmula com a equação não balanceada de que você partiu.
• Escrever um elemento diatômico como átomos isolados, como O em vez de O₂.
• Esquecer de multiplicar através dos parênteses, de modo que Ba₃(PO₄)₂ é contado como tendo 4 O em vez de 8.
• Deixar frações, ou coeficientes com um fator comum, na resposta final.
• Balancear os átomos mas não a carga em uma equação com íons.
• Balancear primeiro um elemento livre e depois ter de refazê-lo a cada outra mudança.