química 27/08/2012

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* balanceamento 

A estequiometria  de uma reação química é de suma importância por informar o reagente limitante, a massa e volume (no caso de gases) finais dos produtos, a quantidade de reagentes que deve ser adicionada para que determinadaquantidade de produto seja obtido, dentre outros dados. Portanto, o balanceamento de equações químicas deve ser feita sempre que se deseja retirar alguma informação acerca de uma reação fornecida.

Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de maneira correta, deve-se atentar para os seguintes princípios:

1)      Lei de conservação de massa: Essa lei indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser sempre igual à soma das massas de todos os produtos (princípio de Lavoisier).

2)      Lei das proporções definidas: Os produtos de uma reação são dotados de uma relação proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12g de carbono reagem com 36g de oxigênio para formar 48g de dióxido de carbono, 6g de carbono reagem com 18g de oxigênio para formar 24g de dióxido de carbono.

3)      Proporção atômica: De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas de ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O₂) para formar 2 moléculas de ozônio (O₃).

Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os menores valores inteiros possíveis.

Métodos de Balanceamento

MÉTODO DAS TENTATIVAS

Como o nome já sugere, consiste na escolha de números arbitrários de coeficientes estequiométricos. Assim, apesar de mais simples, pode se tornar a forma mais trabalhosa de balancear uma equação.

MÉTODO ALGÉBRICO

Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os coeficientes estequiométricos. Sendo que, essas equações podem ser solucionadas por substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes).

Exemplo: NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Passo 1: Identificar os coeficientes.

aNH₄NO₃ → bN₂O + cH₂O

Passo 2: Igualar as atomicidades de cada elemento respeitando a regra da proporção atômica. Assim, deve-se multiplicar a atomicidade de cada elemento da molécula pelo coeficiente estequiométrico identificado anteriormente.

Para o nitrogênio: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH₄NO₃)

Para o hidrogênio: 4a = 2c

Para o oxigênio: 3a = b + c

Ou seja, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no lado dos reagentes e no lado dos produtos.

Passo 3: Resolver o sistema de equações

Se 2a = 2b, tem-se que a = b.

Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c.

Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se:

a = 2, b = 2, c = 4.

Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis:

a = 1, b = 1, c = 2.

Passo 4: Substituir os valores obtidos na equação original

1NH₄NO₃ → 1N₂O + 2H₂O, ou simplesmente, NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

MÉTODO REDOX

Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos de modo a igualar o número de elétrons cedidos com o número de elétrons ganhos. Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar com os coeficientes restantes.

Exemplo: Fe₃O₄ + CO → FeO + CO₂

Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxirredução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação.

Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. O Nox do Ferro varia de +8/3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4.

Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida.

ΔFe = 8/3 – 2 = 2/3 (variação de Nox do ferro)

ΔC = 4 – 2 = 2 (variação de Nox do carbono)

Passo 2: Multiplicar a variação de Nox pela respectiva atomicidade no lado dos reagentes e atribuir o valor obtido como o coeficiente estequiométrico da espécie que sofreu processo reverso. Assim, o número obtido pela multiplicação da variação de Nox do ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO.

Para o ferro: 2/3 . 3 = 2

Para o carbono: 2 . 1 = 2

Portanto, o coeficiente do Fe₃O₄ é igual a 2, e o coeficiente do CO também.

2Fe₃O₄ + 2CO → FeO + CO₂

Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis, tem-se:

Fe₃O₄ + CO → FeO + CO₂

Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantes

Para completar o balanceamento, pode-se realizar o mesmo procedimento utilizado no lado dos reagentes (multiplicando a variação de Nox pela atomicidade do elemento na molécula) ou realizar o método de tentativas.

A primeira opção é a mais viável, embora para equações mais simples (como a indicada como exemplo) possa ser utilizado o segundo método. O fato é que ambos os métodos devem levar à mesma resposta final.

Como a atomicidade do carbono no CO₂ é igual a 1, multiplicando-se pela variação do Nox 2, obtém-se o coeficiente 2 para o FeO. Do mesmo modo, sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3, multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO, obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO₂.

Agora, basta balancear o lado dos produtos:

Fe₃O₄ + CO → 2FeO + 2/3CO₂

Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-se multiplicar a equação por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO₂:

Fe₃O₄ + CO → 3FeO + CO₂

MÉTODO ÍON-ELÉTRON

Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi-equações. Sendo que, para a semi-equação de redução deve-se acrescentar os elétrons no lado dos reagentes e o ânion no lado dos produtos. De forma análoga, para a semi-equação de oxidação, deve-se adicionar os elétrons no lado dos produtos junto à espécie oxidada, enquanto que no lado de reagentes deve estar a espécie mais reduzida.

Exemplo: CuSO₄ + Ni → NiSO₄ + Cu

Passo 1: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução

No composto CuSO₄, o cobre possui Nox +2 e transforma-se em cobre puro com Nox 0. Assim como, o Níquel puro passa do estado 0 para o estado de oxidação +2. Portanto, o cobre 2+ sofre redução e o níquel oxidação.

Passo 2: Escrever as semi-equações

Cu²⁺ + 2e → Cu

Ni → Ni²⁺ + 2e

Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os elétrons cedidos com os ganhos

Cu²⁺ + Ni → Ni²⁺ + Cu, ou simplesmente, CuSO₄ + Ni → NiSO₄ + Cu

Caso a quantidade de elétrons cedidos e ganhos não fosse igual, as duas semi-equações deveriam ser multiplicadas por números inteiros de modo a equilibrar as cargas.

Se a equação inicial possuir íons H+ em um dos lados ou átomos de oxigênio, também em um dos lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de hidrogênio e a segunda com moléculas de água.

** massa molar 

Unidade de massa atomica (u)
Esta unidade equivale a 1/12 da massa de um átomo de ¹²C. É representada pela letra minúscula u.

Massa Atômica
A massa atômica (MA) representa o quanto mais pesado que 1/12 de um átomo de carbono-12 um átomo de elemento químico qualquer é.

Por exemplo, o Oxigênio tem massa atômica de 16u , pois é mais pesado 16 vezes em relação à 1 parte de 12 de um átomo de carbono-12.

O átomo de Helio possui 4u , ou seja, ele é 3 vezes mais leve que um átomo de ¹²C.

Obs: muitas vezes o u  da unidade é omitido em tabelas periódicas ou provas de vestibulares.

Massa atômica de um elemento químico
Os elementos químicos podem possuir vários isótopos (mesmo número atômico porém massa diferente), mas não seria viável representá-los todos na tabela periódica. Por isso, as massas atômicas que vemos nessas tabelas, são médias ponderadas das massas dos diversos isótopos estáveis existentes no universo que esse elemento químico possui.

Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos estáveis:

- ¹⁶O – MA = 16u , equivale à 99,7% de todos os átomos de oxigênio do universo
- ¹⁷O – MA = 17u , são apenas 0,03% dos átomos de O
- ¹⁸O – MA = 18u , abundância de 0,2%

Fazendo a média ponderada:

Como era previsto, a média ponderada deu um valor próximo à 16, já que 99,7% dos átomos de oxigênio possuem essa MA.
Agora veremos o exemplo do Cloro. Isótopos estáveis de cloro:

- ³⁵Cl – MA = 35u , representa 75,4% dos átomos de cloro
- ³⁷Cl – MA = 37u , é 24,6% dos átomos de cloro

Massa Molecular
A massa molecular (MM) é a soma das massas atômicas dos átomos que compôem uma molécula. Por exemplo, numa molécula de água (H₂O) , teremos:

- H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
- O = 16u
- H₂O = 2u + 16u = 18u