Linguagem química – balanceamento de equações

Como se sabe, toda equação química precisa estar balanceada. Mas essa exigência não é simplesmente uma norma ou regra estabelecida pelos químicos. As equações químicas são representações das reações químicas, que acontecem o tempo todo na natureza, na água, no nosso corpo, na atmosfera etc., obedecendo a uma série de leis naturais descobertas pelos químicos; mas não “inventada” por eles.

Uma dessas leis é a Lei de Conservação das Massas, que afirma que “a massa dos reagentes é sempre igual à massa dos produtos”, descoberta por Lavoisier, no século 16. A explicação para esta lei é que, simplesmente, os átomos que formam as substâncias reagentes são os mesmos que formam as substâncias dos produtos. Então, já que o número de átomos de cada elemento não se altera em uma transformação química, a equação que a representa precisa estar de acordo com esse fato; ou seja, estar corretamente balanceada.

O número de elétrons e de prótons dos átomos também não se altera em uma reação química. Por isso, em todas as reações e equações químicas, o total de cargas elétricas (diferença entre os totais de prótons e de elétrons) dos reagentes é sempre igual às dos produtos.

Métodos de balanceamento Existem quatro métodos para balancear as equações químicas, sendo os dois primeiros para as equações em geral. O primeiro método, chamado “método por tentativas”, é bem simples, mais adequado às equações pequenas, com poucas substâncias. O segundo método é o “método algébrico”, muito útil para reações maiores e mais complexas. Os outros dois, o “método íon-elétron” e o “método redox”, são específicos para reações de oxi-redução, ou seja, quando há perda e ganho de elétrons durante a transformação química.

Métodos gerais 1 – Método por tentativas Este método consiste em, simplesmente, ir tentando balancear o número de átomos, elemento por elemento, nos reagentes e nos produtos. Não existe uma regra específica, nem um elemento preferencial para se começar o balanceamento. Você pode escolher qualquer ordem.

Dica:

Para vários exemplos de equações, a ordem “metais, ametais, carbono, hidrogênio e oxigênio”, chamada de ”macho”, costuma dar certo, no método de tentativas, mas não é uma regra e nem dá certo para todos os tipos de reações.

LEMBRE-SE: Nunca modifique as fórmulas das substâncias, mudando o valor dos seus índices para fazer o balanceamento; apenas use os coeficientes, ou seja, os números que multiplicam as fórmulas.

Exemplo: gás oxigênio formando gás ozônio Fórmulas: O2 (gás oxigênio) e O3 (gás ozônio)

Equação não balanceada: O2 → O3

1º passo: Usando os coeficientes 3 e 2, para que multipliquem os índices 2 e 3 das fórmulas, teremos o total de seis átomos do elemento oxigênio, tanto nos reagentes quanto nos produtos.

Equação balanceada: 3 O2 → 2 O3

Equação balanceada com os estados físicos:

3O2 (g) → 2O3 (g)

Exemplo: ácido clorídrico reagindo com hidróxido de cálcio, formando água e cloreto de cálcio (neutralização total, que ocorre em meio aquoso) Fórmulas: HCl (ácido clorídrico), Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio), H2O (água) e CaCl2 (cloreto de cálcio)

Equação não balanceada: HCl + Ca(OH)2 → H2O + CaCl2

2º passo: Analisando a equação, verificamos que o número de átomos de cálcio (Ca, metal) já está igual nos reagentes e nos produtos. O número de átomos de cloro (Cl, ametal) está desigual, sendo 1 nos reagentes e 2 nos produtos, o que pode ser corrigido com o coeficiente 2, no ácido clorídrico.

2 HCl + Ca(OH)2 → H2O + CaCl2

3º passo: Verificando o hidrogênio (H), vemos que agora temos 4 átomos nos reagentes, sendo dois no ácido e dois no hidróxido; e apenas 2 nos produtos, na molécula de água. Para corrigir, basta colocar o coeficiente 2 na molécula de água.

2 HCl + Ca(OH)2 → 2 H2O + CaCl2

4º passo: O número de oxigênios já ficou automaticamente balanceado, sendo dois no hidróxido de cálcio (reagente) e dois na molécula de água (produto).

Equação balanceada: 2 HCl + Ca(OH)2 → 2 H2O + CaCl2

Equação balanceada, incluindo os estados físicos:

2HCl(aq)+ Ca(OH)2(aq) → 2 H2O(l)+ CaCl2(aq)

LEMBRE-SE: Os estados físicos usados em equações químicas são indicados por letras minúsculas entre parênteses, subscritas após a fórmula de cada substância. São: “s” para sólido;

“l” para líquido; “g” e “v” para gás ou vapor; e “aq” para aquoso, quando a substância está dissolvida em água. Se a substância estiver na água, mas não estiver dissolvida, poderá estar no estado sólido (como um precipitado), ou líquido (como óleo na água) ou gás (como as bolhas de um refrigerante); nestes casos, não se usa a notação “aq”, mas as notações “s”, “l” ou “g”. Para a água, nunca se usa a notação “aq”, pois não se considera que ela possa estar dissolvida nela mesma.

2 – Método algébrico Esse é um método muito útil para equações mais complexas, mas exige um bom raciocínio matemático para deduzir e armar equações. As variáveis das equações são os coeficientes estequiométricos sendo que podem ser solucionadas por substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes). Exemplo: decomposição do nitrato de amônio em monóxido de dinitrogênio e água

Equação não balanceada: NH4NO3 → N2O + H2O

1º passo:

Identificar os coeficientes algébricos: aNH4NO3 → bN2O + cH2O

2º passo: 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 (existem dois átomos de N em cada molécula NH4NO3 e N2O) Para o hidrogênio: 4a = 2c (quatro hidrogênios no nitrato de amônio e dois na água) Para o oxigênio: 3a = b + c (três oxigênios no nitrato, um no óxido e outro na água)

3º passo: Resolver o sistema de equações Se 2a = 2b, então a = b. Se 4a = 2c, então 2a = c. Se for atribuído o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se: a = 2, b = 2, c = 4. Mas, como os coeficientes devem ter os menores valores inteiros possíveis, simplificamos para: a = 1, b = 1, c = 2.

4º passo: Substituir os valores obtidos na equação original:

1 NH4NO3 → 1 N2O + 2 H2O

Retirando os coeficientes de valor 1: NH4NO3 → N2O + 2 H2O

Equação balanceada com os estados físicos:

NH4NO3 (s)→ N2O (g) + 2 H2O (l)

Métodos para reações de oxi-redução “Oxidação” significa “perda de elétrons”; enquanto “redução” significa “ganho de elétrons”. A palavra “oxidação” é uma referência às reações em que praticamente todos os elementos perdem elétrons para o oxigênio, em especial os metais, nas reações de corrosão, como o “enferrujamento” do ferro. A palavra “redução” se refere à diminuição do valor numérico da carga elétrica do átomo, pois, quanto mais um átomo ganha elétrons, mais sua carga elétrica aumenta em valores negativos, ou seja, decresce numericamente.

Número de oxidação (Nox) – o que é? “Número de oxidação” - ou simplesmente “nox” - de um átomo é a sua carga elétrica, que pode ser “real” ou “relativa”. Quanto maior é o número de oxidação de um átomo, significa que ele perdeu (carga real) ou deixou afastar (carga relativa) um número maior de elétrons. Quanto menor é o número de oxidação, significa que o átomo ganhou (carga real) ou atraiu com mais intensidade (carga relativa) um número maior de elétrons.

Carga real Quando um átomo, de fato, ganhou ou perdeu um ou mais elétrons, ele adquire cargas elétricas negativas ou positivas. É o caso dos íons monoatômicos. Na reação abaixo, por exemplo, o cálcio metálico (Ca) tem carga zero, pois o número de prótons é igual ao número de elétrons. Como os átomos de cálcio ainda não perderam nem ganharam elétrons, seu número de oxidação é zero.

Ca(s) + HNO3 (aq) ! H2 (g) + Ca(NO3)2 (s)

Nox do Ca no cálcio metálico = zero

LEMBRE-SE: todas as substâncias simples (formadas apenas por átomos do mesmo elemento) têm Nox zero, pois átomos iguais não conseguem retirar ou doar elétrons uns para os outros e nem podem ficar positivos ou negativos, sem que outros átomos de outros elementos se aproximem.

Mas, no nitrato de cálcio, formado na reação, a carga e o Nox do cálcio é 2+. O cálcio sendo um metal alcalino terroso, tem tendência sempre de perder dois elétrons para ficar estável, principalmente quando ligado a ametais (nitrogênio e oxigênio, do íon nitrato, NO3

-1).

Ca(s) + HNO3 (aq) ! H2 (g) + Ca(NO3)2 (s)

Nox do Ca no nitrato de cálcio = 2+

Carga relativa Quando dois elementos estão compartilhando elétrons, em ligação covalente, eles não perderam nem ganharam elétrons. Mas, se considerarmos que o elemento mais eletronegativo atrai os elétrons da ligação covalente com maior intensidade, pode-se dizer que, de uma forma “relativa”, ele adquiriu cargas negativas, se comparado ao outro elemento. Por outro lado, o elemento que não atrai tão intensamente os elétrons da ligação, deixa esses elétrons se afastarem; e, portanto, adquire uma ou mais cargas positivas. No caso do ácido hipocloroso (HClO), por exemplo, o oxigênio é o átomo central e está ligado por ligações covalentes normais ao hidrogênio e ao cloro. Sendo mais eletronegativo, o oxigênio puxa

mais para si os pares de elétrons compartilhados nas ligações; ou seja, além de atrair elétrons que são dele, também puxa elétrons que são do hidrogênio e do cloro.

Ácido hipocloroso Na ligação entre oxigênio e cloro, o oxigênio atrai com mais intensidade o elétron do cloro, deixando o cloro com carga “relativa” positiva 1+. O oxigênio adquire uma carga relativa igual a 2-, já que “ganha” um elétron do hidrogênio e um do cloro.

LEMBRE-SE: A soma dos Nox dos átomos de uma substância qualquer sempre será zero (H = 1+, Cl = 1+, O = 2-, soma: zero); a não ser que se trate de um cátion ou ânion composto. Nesses casos, a soma dos Nox será sempre a carga do próprio íon.

Adicionando mais um átomo de oxigênio à molécula, temos o ácido cloroso (HClO2). O novo oxigênio se aproveita de um par de elétrons não ligante do cloro e forma uma ligação covalente adicional. O cloro, então, “cede” um elétron para o oxigênio, em ligação covalente normal e dois outros elétrons para o outro oxigênio, em ligação covalente adicional, num total de três elétrons, ficando com Nox 3+.

Ácido cloroso O átomo de cloro está ligado a dois oxigênios, sendo um por covalência normal, em que cede um elétron, e outro por covalência adicional, cedendo mais dois elétrons. Por isso, seu Nox é 3+. Os dois oxigênios têm Nox 2- e o hidrogênio, 1+. Novamente a soma dos Nox da fórmula dá total igual a zero.

Mais outros átomos de oxigênio podem ser adicionados ao cloro, em seus pares de elétrons não ligantes. Se for adicionado mais um oxigênio, teremos o ácido clórico (HClO3), em que o Nox do cloro sobe para 5+. Mais um último oxigênio adicionado, teremos o ácido perclórico (HClO4), com o Nox do igual a 7+.

Ácido clórico (HClO3), em que o cloro está com nox 5+;

e ácido perclórico (HClO4), em que o cloro está com nox 7+.

Percebemos que, na verdade, o cloro não perdeu elétrons, pois fez ligações covalentes, em que os elétrons estão compartilhados. Vale lembrar que a tendência comum do cloro é ganhar um elétron, formando o íon cloreto (Cl1-), já que é um halogênio, com sete elétrons de valência; e não tem tendência de perder elétrons. Mas, ligado aos oxigênios, ele deixa seus elétrons mais distantes de si, criando “cargas relativas” positivas, como se tivesse perdido esses elétrons.

Assim, o cloro possui os seguintes números de oxidação (Nox):

Algumas substâncias formadas pelo elemento cloro, em diferentes graus de oxidação

zero 1- 1+ 3+ 5+ 7+

Cl2 HCl, NaCl, CaCl2

HClO, NaClO, Ca(ClO)2

HClO2, NaClO2,

Mg(ClO2)2

HClO3, NaClO3,

Mg(ClO3)2

HClO4, NaClO4, Al(ClO4)3

Gás cloro, substância simples.

Ácido clorídrico, cloreto de

sódio, cloreto de cálcio.

Ácido hipocloroso, hipoclorito de

sódio, hipoclorito de

cálcio.

Ácido cloroso, clorito de

sódio, clorito de magnésio.

Ácido clórico, clorato de

sódio, clorato de magnésio.

Ácido perclórico,

perclorato de sódio,

perclorato de alumínio.

Elementos com vários Nox têm maior capacidade de formar compostos variados. Os mesmos valores servem

para os outros elementos da mesma coluna da família do cloro (halogênios), exceto para o flúor (F). Este, sendo o elemento mais eletronegativo de todos da tabela periódica, não cede elétrons para nenhum outro

elemento e, portanto, não tem Nox positivo, apenas os Nox zero (gás flúor, F2) e 1- (o íon fluoreto, F1-

).

Substâncias formadas pelo elemento cobre, em diferentes graus de oxidação

Cobre metálico (Nox zero),

óxido cúprico (CuO, cobre com Nox 2+ e oxigênio 2-) e óxido cuproso (Cu2O, cobre com Nox 1+ e oxigênio 2-).

Disponível em:

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:OxydesDeCuivre.JPG Acesso: 11.01.2014

Número de oxidação (Nox) – como calcular O cálculo do número de oxidação é bem simples, principalmente para as substâncias mais comuns. Para a grande maioria dos compostos, podemos generalizar alguns valores fixos para alguns átomos, como oxigênio (2-) e para o hidrogênio (1+). Sabendo que a soma dos Nox dos átomos de uma fórmula é sempre zero, fica fácil calcular o Nox daqueles elementos que têm mais variedade de Nox.

Exemplo: qual é o “nox” do enxofre (S) no ácido sulfúrico (H2SO4)? Como temos dois hidrogênios, e cada um tem Nox 1+, temos um total de 2+ para os hidrogênios. Como são quatro oxigênios e cada um tem Nox 2-, temos um total de 8- para os oxigênios. Como 8- + 2- dá 6-, o enxofre tem Nox 6+, para que o total da fórmula seja zero.

Ou, na forma de equação: 2(+1) + 4(-2) + S = 0 + 2 – 8 + S = 0 - 6 + S = 0 S = +6

Exemplo: qual é o Nox do manganês (Mn), no óxido permangânico (Mn2O7)? 2 Mn + 7(-2) = 0

2 Mn – 14 = 0 2 Mn = +14 Mn = +7

Exemplo: qual é o “nox” do oxigênio no peróxido de hidrogênio (H2O2)? No caso do peróxido de hidrogênio ou “água oxigenada”, temos que saber que os dois oxigênios estão ligados entre si, por ligação - uma covalente, e que, portanto, nenhum deles consegue atrair os elétrons com mais intensidade que o outro. Em cada ligação hidrogênio-oxigênio, o par de elétrons é mais atraído pelo oxigênio do que pelo hidrogênio; portanto, o oxigênio “ganha” um elétron, que é do hidrogênio, ficando com Nox 1-, enquanto cada hidrogênio fica com Nox 1+, já que “cede” um elétron.

Peróxido de hidrogênio ou água oxigenada (H2O2) Cada oxigênio tem Nox 1-, o que não é o comum para esse

elemento. Cada hidrogênio fica com Nox 1+. Matematicamente, +1-1-1+1 = 0.

Disponível em: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:H2O2_gas_structure.svgAcesso:

12.12.2013

Soluções aquosas, com diferentes sais do elemento vanádio (V),

cujos estados de oxidação variam de 5+ até 2+, da esquerda para a direita. Disponível em: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Vanadium_oxidation_states.jpg Acesso: 11.12.2013

3 – Método íon-elétron Esse é um dos métodos específicos para reações de oxidação-redução, também chamadas de “oxi-redução” ou “redox”.

O método íon-elétron se baseia no desmembramento da equação global de oxi-redução, em duas semi-reações: a de oxidação e a de redução. Certamente a redução não acontece sem que a oxidação ocorra e vice-versa, pois, quando um átomo perde elétrons, outro átomo os recebe. Mas desmembrar a equação geral dessa forma permite justamente equilibrar mais facilmente o número de elétrons ganhos e perdidos; e, como consequência, balancear a equação como um todo.

Exemplo: reação do sulfato de cobre com alumínio metálico, originando sulfato de alumínio e cobre metálico.

Equação não balanceada: CuSO4 + Al → Al2(SO4)3 + Cu

1º passo: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução. No composto CuSO4, o cobre iônico possui Nox +2 (Cu2+), é solúvel e tem coloração azul. Ele se transforma em cobre puro, metálico, com Nox zero (Cu ou Cuº), que é um sólido de cor avermelhada. Isso acontece pelo ganho de dois elétrons para cada átomo de cobre, ou seja, redução. Por outro lado, o alumínio metálico passa de Nox zero (Al ou Alº) para o estado de oxidação +3 (Al3+), solubilizando-se em água e corroendo o metal. Isto se dá pela perda de três elétrons para cada átomo de alumínio, que é a oxidação.

2º passo: Escrever as semi-equações.

Redução: Cu2+ + 2e- → Cuº Oxidação: Alº → Al3+ + 3e-

3º passo: Equilibrar o número de elétrons ganhos e perdidos.

(Cu2+ + 2 e- → Cuº) x 3 = 3 Cu2+ + 6 e- → 3 Cuº

(Alº → Al3+ + 3 e-) x 2 = 2 Alº → 2 Al3+ + 6 e-

Reação de oxi-redução. Ao invés de alumínio, a foto mostra o ferro

metálico (prego) sofrendo oxidação. Já que é um metal comum, o ferro perde elétrons para o cátion cobre (Cu

2+), de cor azul, que está presente na solução

aquosa. O cobre não é um elemento metálico comum, mas um metal nobre; portanto, tende a ficar com os

elétrons do ferro, sofrendo redução de Nox de 2+ para zero e passando

para o estado metálico, que é o sólido de cor marrom avermelhada. Assim, a cor azul vai

desaparecendo, na medida em que o sólido marrom avermelhado vai surgindo. Esta reação é ainda mais rápida, quando

se usa uma esponja de aço no lugar do prego. O sulfato de cobre II (CuSO4) é um sal azul

facilmente obtido em lojas de produtos para piscinas.

Disponível em: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Fe-

nagel_in_CuSO4.jpgAcesso: 11.01.2014

4º passo: Somar as semi-equações, cancelando os elétrons cedidos e ganhos.

3 Cu2+ + 2 Alº → 3 Cuº + 2 Al3+

Depois, inserindo o ânion sulfato (SO42-) para os cátions, temos:

3 CuSO4 + 2 Alº → 3 Cuº + 2 Al2(SO4)3

Como o alumínio precisa ser multiplicado por dois, no índice da fórmula do sulfato de alumínio, pode-se cancelar o coeficiente 2 dessa substância (em vermelho).

Equação balanceada: 3 CuSO4 + 2 Alº → 3 Cuº + Al2(SO4)3

Inserindo os estados físicos:

3 CuSO4 (aq)+ 2 Alº (s) → 3 Cuº (s)+Al2(SO4)3 (aq)

4 – Método “redox” Esse método também leva em conta o número de elétrons perdidos e ganhos, mas calculados pela variação do número de oxidação (Nox) dos elementos envolvidos.

Se, no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas, para completar os coeficientes restantes.

Exemplo: óxido férrico reagindo com monóxido de carbono, formando ferro metálico e dióxido de carbono. Esta reação ocorre no alto-forno siderúrgico para a produção de ferro metálico.

Equação não balanceada: Fe2O3 + CO → Fe + CO2

1º passo: Identificar os elementos que sofrem oxidação e redução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação.

O Nox do oxigênio é 2- para todos os compostos envolvidos, não sofrendo oxidação nem redução. O Nox do Ferro varia de 3+ para zero e sofre redução. E o Nox do carbono de 2+, no monóxido para 4+ no dióxido, sofre oxidação.

ΔFe = de 3+ para zero = 3 (variação de Nox do ferro)

ΔC = 2+ para 4+ = 2 (variação de Nox do carbono)

2º passo: Multiplicar a variação de Nox dos elementos, pela sua respectiva atomicidade no lado dos reagentes da equação. O valor obtido será o coeficiente estequiométrico da espécie que sofreu processo reverso.

Para o ferro, a variação foi 3; mas, como existem dois átomos de ferro no lado dos reagentes, obtém-se o número 6. Este número será colocado como coeficiente do carbono, na molécula de CO.

Para o carbono, a variação foi 2; como existe apenas um carbono no lado dos reagentes, o número obtido continua 2. Este número será colocado como coeficiente da substância que contém ferro, na fórmula do óxido férrico.

2 Fe2O3 + 6 CO → Fe + CO2

3º passo: Para prosseguir, continuamos com o método de tentativas. Como o número de carbonos nos reagentes é seis, multiplicamos os carbonos dos produtos também por seis.

2 Fe2O3 + 6 CO → Fe + 6 CO2

Como o número de átomos de ferro é quatro nos reagentes, multiplicamos por quatro o ferro metálico dos produtos.

2 Fe2O3 + 6 CO → 4 Fe + 6 CO2

O número de oxigênios ficou automaticamente balanceado, com doze átomos de cada lado (nos reagentes: 2 x 3, no óxido férrico, somando com 6, no monóxido de carbono, igual a 12; nos produtos: 6 x 2, no dióxido de carbono, igual a 12).

4º passo: Como todos os coeficientes estão com números múltiplos de dois, devemos simplificar a equação:

1 Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

Retirando os coeficientes de valor um e acrescentando os estados físicos, temos a equação balanceada:

Fe2O3 (s)+ 3 CO(g)→ 2Fe(s)+ 3CO2 (g)

Exemplo: dicromato de potássio reagindo com enxofre e água, produzindo hidróxido de potássio, óxido de cromo III e dióxido de enxofre.

Equação não balanceada: K2Cr2O7 + H2O + S → KOH + Cr2O3 + SO2

1º passo: Determinar os números de oxidação de cada elemento, nos reagentes e nos produtos:

+1 +6 -2 +1 -2 0 +1 -2 +1 +3 -2 +4 -2

K2Cr2O7 + H2O + S → KOH + Cr2O3 + SO2

2º passo: Determinar a variação dos Nox dos elementos que sofreram redução (cromo) e oxidação (enxofre).

Cr = ∆Nox = 3 (multiplicando pela atomicidade 2) = 6 → será o coeficiente de S.

S = ∆Nox = 4 (multiplicando pela atomicidade 1) = 4 → será o coeficiente de K2Cr2O7

4 K2Cr2O7 + H2O + 6 S → KOH + Cr2O3 + SO2

3º passo: Balanceamento por tentativas :

4 K2Cr2O7 + 4 H2O + 6 S → 8 KOH + 4 Cr2O3 + 6 SO2

Dividindo todos os coeficientes por 2, para ficar com os menores coeficiente inteiros:

2 K2Cr2O7 + 2 H2O + 3 S → 4 KOH + 2 Cr2O3 + 3 SO2

Acrescentando os estados físicos:

2K2Cr2O7 (aq) + 2H2O(l) + 3S(s)→ 4KOH(aq) + 2Cr2O3 (s) + 3SO2 (g)

Exercícios - Lista de equações não balanceadas.

FAÇA o balanceamento e INDIQUE, para todas as equações, o elemento que:

A) perdeu elétrons C) recebeu elétrons E) sofreu oxidação

B) sofreu redução D) é o agente oxidante F) é o agente redutor

1) MnO2 2 + H2O + Cl2

2) HI + HIO3 2O + I2

3) KMnO4 + HClO4 4 + Mn(ClO4)2 + H2O + O2

4) Ni2P2O7 + Cl2 + H4P2O7 4(P2O7)3 + HCl

5) Fe3(PO4)2 + NaMnO4 + H3PO4 FePO4 + Na3PO4 + Mn3(PO4)2 + H2O

6) Al(MnO4)3 + H2O2 + H2SO4 2(SO4)3 + MnSO4 + H2O + O2

7) K2Cr2O7 3 + H2O + O2

8) Ca(MnO4)2 + Na2O2 + H4P2O7 2P2O7 + Mn2P2O7 + Na4P2O7 + H2O + O2

9) NiSO3 + HNO3 + H2SO3 2(SO3)3 + NO + H2O

10) Ba(MnO4)2 + Zn(OH)2 BaMnO4 + ZnMnO4 + H2O + O2

11) PtSO4 + Na2Cr2O7 + H2SO4 4)2 + Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

12) Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + CO2 + H2O

13) Cu + HNO3 3)2 + NO + H2O

14) NO2 + H2 3 + NO

15) Hg2S + HNO3 4 + Hg(NO3)2 + NO + H2O

16) P4 + HNO3 + H2 3PO4 + NO

17) K2Cr2O7 + SnCl2 3 + SnCl4 + H2O

18) H3AsO3 + HIO3 3AsO4 + H2O

19) NH3 + O2 2O

20) NaClO + NaCl + H2SO4 Na2SO4 + H2O + Cl2

21) C2H4 + KMnO4 + H2 2H6O2 + MnO2 + KOH

22) MnO4- + H+ 2+ + H2O + O2

23) BrO3- + I- + H+ - + I2 + H2O

24) CrO42- + I- + H+ +3 + I2 + H2O

25) Co2+ + BrO- + H+ 3+ + Br2 + H2O

26) MnO4- + Fe2+ + H+ 2+ + Fe3+ + H2O

27) MnO4- + SnO2

2- + H2 2 + SnO32- + OH-

28) CrO2- + Na2O2 + H2 4

2- + Na+ + OH-

29) Bi3+ + SnO22- + OH- 3

2- + H2O + Bi

30) Zn + MnO2 + NH4+ 2+ + Mn2O3 + NH3 + H2O

31) Sn2+ + MnO4- + H+ 4+ + Mn2+ + H2O

32) MnO4- + SO2 + H2

2+ + SO42- + H+

Tabela de Nox

H

+1, -1

Li +1

Be +2

B +3

C +2, +4, -4

N -3, +3, +5

O -2

F -1

Na +1

Mg +2

Al +3

Si

+4

P -3, +3, +5

S -2, +4, +6

Cl -1, +1, +3, +5, +7

K +1

Ca +2

Cr +2, +3, +6

Mn +2, +3, +4, +6, +7

Fe +2, +3

Co +2, +3

Ni +2, +3

Cu +1, +2

Zn +2

As -3, +3, +5

Se -2, +4, +6

Br -1, +1, +3, +5, +7

Rb +1

Sr +2

Ag +1

Cd +2

Sn +2, +4

Sb -3, +3, +5

Te -2, +4, +6

I -1, +1, +3, +5, +7

Cs +1

Ba +2

Pt +2, +4

Au +1, +3

Hg +1, +2

Pb +2, +4

Bi +3, +5

Fr +1

Ra +2

Principais Nox dos elementos mais comuns.

Há um comportamento parecido para os elementos de uma mesma família, em especial dos elementos típicos. O comportamento dos elementos de transição,

mesmo os da mesma família, varia mais; inclusive, quanto aos números de oxidação. Os números de oxidação “zero” não aparecem nas tabelas de Nox, pois todos os elementos

possuem Nox zero, se estiverem na forma de substâncias simples. A coluna dos gases nobres não foi incluída, pois eles não tendem a ganhar ou perder elétrons.

LEMBRE-SE: O elemento que perde elétrons é aquele que forçou outro elemento a recebê-los; portanto, sofreu oxidação e forçou outro elemento a se reduzir. Por isso, é chamado “agente redutor”. Da mesma forma, porém de modo inverso, o elemento que ganhou elétrons favoreceu a perda dos mesmos pelo outro elemento, sofrendo redução e forçando a oxidação de outro elemento. Por isso, é chamado de “agente oxidante”.

Balanceador automático de equações químicas Acesse o site abaixo e insira a equação na qual haja dúvida, para você obter o balanceamento, de acordo com as instruções descritas. É bem prático e interessante! Use apenas para conferir seus resultados nos exercícios, para não atrapalhar seu treinamento. Bom aprendizado!

http://pt.webqc.org/balance.php