Balanceamento de Equações

Balanceamento de Equações de Oxi-Redução
pelo Método do Íon-Elétron
Reações Iônicas:
Ao se escreverem equações iônicas líquidas, deve-se tomar o cuidado de se usar fórmulas
somente para os compostos ou íons que possuem existência química verdadeira, como MnO2,
H3AsO3 e HAsO42–. Mesmo em solução, não existem as espécies Mn4+, As3+ e As5+. As seguintes
regras devem ser observadas.
(a) As substâncias iônicas são escritas na forma iônica somente se os íons estiverem separados uns
dos outros no meio em que ocorre a reação. Ou seja, se a substância estiver sólida, ela deve ser
representada na fórmula molecular. Se estiver em solução aquosa, deve ser representada por
seus íons constituintes. Sais ou óxidos pouco solúveis devem ser escritos na fórmula molecular.
(b) Ácidos forte, tais como HCl e HNO3, devem ser escritos na forma ionizada, mas os ácidos fracos como HNO2, H2S e HOAc, são sempre escritos na forma molecular.
(c) Íons complexos devem ser escritos na sua forma complexa integral, por exemplo, [Fe(CN)6]3–,
[Cu(NH3)4]2+ e [Ag(CN)2]–.
Baseado nas regras acima, escrever-se-ão sempre equações iônicas líquidas, ou seja, ao invés de escrever-se
3 H2S + 8 HCl + K2Cr2O7 → 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O
escrever-se-á
3 H2S + 8 H+ + Cr2O72– → 3 S + 2 Cr3+ + 7 H2O
Método do Íon-Elétron:
Ele é baseado no princípio de dividir para conquistar: A equação é dividida em duas partes
mais simples, denominadas semi-equações (uma de oxidação e outra de redução), que são balanceadas separadamente e então recombinadas para dar a equação iônica líquida balanceada.
Como um exemplo, considere-se a reação entre soluções de SnCl2 e HgCl2, que fornece o
Hg2Cl2 insolúvel como um dos produtos e Sn4+ em solução como o outro. Aplicando-se o método
do íon-elétron, começa-se por escrever a equação iônica líquida que mostra apenas aquelas substâncias que estão realmente envolvidas na reação; deixa-se de forma quaisquer íons espectadores.
Para a reação em análise, os reagentes são Sn2+, Hg2+ e Cl–. Os produtos são Hg2Cl2 e Sn4+. A equação iônica líquida é, portanto,
Sn2+ + Hg2+ + Cl– → Sn4+ + Hg2Cl2
A seguir, divide-se a equação em duas semi-equações. São elas
Oxidação : Sn 2+ → Sn 4+

Redução : Hg 2+ + Cl – → Hg 2 Cl 2
O próximo passo é balancear as semi-equações. Existem dois requisitos que têm de ser satisfeitos: Para que uma equação qualquer envolvendo íons possa ser balanceada,
1. O número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação deve ser o mesmo.
2. A carga deve ser igual em ambos os lados da equação.
O primeiro requisito é satisfeito colocando-se os coeficientes apropriados nas semi-equações para
balancear os átomos. A primeira semi-equação já contém um átomo de estanho de cada lado, logo
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nada tem de ser feito nela. A segunda semi-equação é balanceada colocando-se o coeficiente 2 na
frente tanto do Hg2+ quanto do Cl–.
Oxidação : Sn 2+ → Sn 4+

Redução : 2 Hg 2+ + 2 Cl – → Hg 2 Cl 2
O segundo requisito é satisfeito adicionando-se às semi-equações o número de elétrons perdidos ou
ganhos. Na primeira semi-equação, cada íon estanoso (Sn2+) perdeu 2 elétrons. Na segunda semiequação, cada íon mercúrico (Hg2+) recebeu 1 elétron. Como, pela estequiometria, tem-se dois íons
mercúrico, tem-se um recebimento total de 2 elétrons. Tem-se então as duas semi-equações balanceadas:
Oxidação : Sn 2+ → Sn 4+ + 2 e –

Redução : 2 Hg 2+ + 2 Cl – + 2 e – → Hg 2 Cl 2
Ao se adicionar as duas semi-equações, faz-se uso de um dos princípios básicos sobre as
reações redox: O número total de elétrons ganhos deve sempre ser igual ao número total de elétrons perdidos. Nestas duas semi-equações, esta condição já está satisfeita, logo pode-se simplesmente adicioná-las, cancelando todas as espécies que aparecerem em ambos os lados da equação.
Oxidação : Sn 2+ → Sn 4+ + 2 e –

Redução : 2 Hg 2+ + 2 Cl – + 2 e – → Hg 2 Cl 2
Sn2+ + 2 Hg2+ + 2 Cl– → Sn4+ + Hg2Cl2
Reações que envolvem H+ ou OH–
Em muitas reações redox em solução aquosa, H+ ou OH– são consumidos ou produzidos.
Estas reações também envolvem normalmente a água como um produto ou um reagente. Por exemplo, se o ácido clorídrico concentrado é adicionado a permanganato de potássio, o cloreto do
ácido é oxidado a cloro pelo permanganato, o qual é reduzido produzindo Mn2+ em solução. Durante esta reação, o íon hidrogênio é consumido à medida que ele se combina com os átomos de oxigênio do permanganato para dar moléculas d’água. Durante a reação, portanto, a quantidade de íons
hidrogênio em solução diminui, como também a de cloreto e permanganato.
H+ e OH– não são apenas reagentes ou produtos em muitas reações, mas a presença ou ausência deles podem também afetar os outros produtos das reações. Por exemplo, o permanganato é
usado como um agente oxidante em solução ácida, sendo o produto da redução geralmente o Mn2+.
Mas se a solução for básica, o permanganato é reduzido ao insolúvel MnO2. Portanto, quando se
realiza uma reação redox, é importante conhecer a acidez ou a basicidade da solução.
Quando se usa o método do íon-elétron para o balanceamento de equações, não é necessário
saber se o H+ ou o OH– são um reagente ou um produto, ou se a água é consumida ou produzida.
Tudo que se precisa saber é se a reação está ocorrendo em solução ácida ou básica.
Reações que ocorrem em meio ácido
Em qualquer solução aquosa ácida, duas das principais espécies são a H2O e o H+. Estas
podem ser usadas no método do íon-elétron para balancear os átomos de hidrogênio e oxigênio nas
semi-equações. A abordagem geral é essencialmente a mesma que foi utilizada no balanceamento
da equação da reação entre o Sn2+, o Hg2+ e o Cl–. Ela é bastante sistemática e pode ser dividida nas
seguintes etapas:
1. Identifique os números de oxidação dos átomos que estão sofrendo oxidação ou redução.
2. Escreva a equação iônica líquida para a reação.
3. Divida a equação em semi-equações de oxidação e de redução.
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4. Balanceie todos os átomos, com exceção do hidrogênio e do oxigênio.
5. Adicione os elétrons perdidos ou ganhos em cada semi-equação.
6. Adicione o número de H+ necessários, do lado mais negativo de cada semi-equação, de
forma que a carga total em ambos os lados da semi-equação seja a mesma.
7. Balanceie os átomos de hidrogênio adicionando o número necessário de H2O do outro
lado de cada semi-equação.
8. Multiplique cada semi-equação pelos fatores apropriados de forma a igualar o número de
elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos.
9. Adicione as duas semi-equações, cancelando todas as espécies que aparecerem em ambos os lados da equação.
Reações que ocorrem em meio básico
Em uma solução aquosa básica, as espécies predominantes são a H2O e a OH–, logo estas
são as espécies que devem ser usadas para se conseguir o balanço material. As etapas a serem seguidas são idênticas às do meio ácido, com exceção de uma:
6. Adicione o número de OH– necessários, do lado menos negativo de cada semi-equação,
de forma que a carga total em ambos os lados da semi-equação seja a mesma.
Exercício:
Com relação aos processos químicos abaixo (meio aquoso), forneça as equações iônicas balanceadas pelo método do íon-elétron.
(a) K2Cr2O7 + KI → CrCl3 + I2
(meio ácido)
(b) Zn + KNO3 → NH3 + K2ZnO2
(meio básico)
(c) KMnO4 + KCl → MnCl2 + Cl2
(meio ácido)
–
(meio ácido)
(d) K[AuCl4] + H2O2 → Au + Cl + O2
(e) PbS + H2O2 → PbSO4 + H2O
(meio básico)
(f) K2SO3 + H2O2 → K2SO4 + H2O
(meio básico)
2+
+
(g) Sn + HNO3 → Sn + NH4 + H2O
(h) KBr + H2SO4 → Br2 + K2SO3
(i) Sb2S3 + HCl + HNO3 → [SbCl6]– + SO42– + NO + H2O
(j) NaHXeO4 + NaOH → Na4XeO6 + Xe + O2 + H2O
(l) ClO2 + NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
(m) HgS + HCl + HNO3 → [HgCl4]2– + NO + H2O + S
(n) Ag + KCN + O2 → K[Ag(CN)2] + KOH
(o) WO3 + SnCl2 + HCl → W3O8 + [SnCl6]– + H2O
(p) CH3CH2CH2OH + Cr2O72– + H2SO4 → CH3CH2COH + Cr2(SO4)3 + H2O
Questão-Desafio (a quem interessar possa):
[Cr(N2H4CO)6]4[Cr(CN)6]3 + KMnO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + MnSO4 + CO2 + KNO3 + K2SO4 + H2O
Prof. Dr. Eduardo Bessa Azevedo