Balanceamento em Equações Iônicas
1. Introdução
Até agora, aprendemos a balancear reações químicas usando átomos e moléculas completas.
Mas algumas reações ocorrem em soluções aquosas, onde os compostos iônicos se dissociam em íons.
Nessas situações, podemos escrever a equação iônica, que mostra apenas os íons que realmente participam da reação.
Aqui, vamos aprender a balancear essas equações.
2. O que é uma Equação Iônica?
Uma equação iônica é uma forma simplificada de representar uma reação química em solução aquosa.
Ela foca apenas nas espécies químicas que realmente reagem, ignorando os íons que não sofrem alteração (chamados de íons espectadores).
Exemplo:
Equação molecular: NaCl (aq) + AgNO₃ (aq) → AgCl (s) + NaNO₃ (aq)
Equação iônica: Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq) + Ag⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq) → AgCl (s) + Na⁺ (aq) + NO₃⁻ (aq)
Agora, removemos os íons espectadores (Na⁺ e NO₃⁻):
Equação iônica líquida: Cl⁻ (aq) + Ag⁺ (aq) → AgCl (s)
Para encontrar a equação iônica, você precisa entender de solubilidade de ácidos, bases e sais, para saber quais ficarão na forma molecular e quais na forma iônica.
Mas, não se preocupe! Seu assunto aqui é balanceamento, as questões já trarão a equação iônica, você só precisa aprender a BALANCEÁ-LAS!
3. Como Balancear Equações Iônicas?
O balanceamento de equações iônicas segue um método semelhante ao balanceamento tradicional, mas com algumas regras extras:
1️ Calcular o Nox de cada elemento
2️ Ver quem oxidou e ver quem reduziu
3️ Calcular o número de elétrons transferidos
4️ Inverter os resultados
5️ Tentativa, com um acréscimo: a última conferência é para a quantidade das cargas, que precisa ser igual nos dois lados
4. Exemplos
Exemplo 1:
ClO⁻ + I⁻ + H⁺ → Cl⁻ + I₂ + H₂O
1️ Calcular o Nox de cada elemento
[Cl⁺O²⁻]⁻ + I⁻ + H⁺ → Cl⁻ + (I⁰)₂ + (H⁺)₂O²⁻
2️ Ver quem oxidou e ver quem reduziu
REDUÇÃO: Cl⁺ → Cl⁻
OXIDAÇÃO: I⁻ → I⁰
3️ Calcular o número de elétrons transferidos
OXIDAÇÃO:
(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação).
Para o iodo, o maior índice é 2, nos produtos. Logo: (0 - (-1)) x 2 = 1 x 2 = 2.
REDUÇÃO:
(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação).
Para o cloro, o maior índice é 1, nos dois lados. Logo: (1 - (-1)) x 1 = 2 x 1 = 2.
Os dois números são divisíveis por 2, então simplificando:
Número na oxidação = 2 / 2 = 1. Número na redução = 2 / 2 = 1.
4️ Inverter os resultados
O número de elétrons transferidos na oxidação foi 1. Usaremos esse 1 para balancear o elemento que reduziu. No caso, o cloro (Cl).
Balancearemos nos dois lados, pois possuem o mesmo índice.
1 ClO⁻ + I⁻ + H⁺ → 1 Cl⁻ + I₂ + H₂O
O número de elétrons transferidos na redução foi 1. Usaremos esse 1 para balancear o elemento que oxidou. No caso, o iodo (I).
Balancearemos nos produtos, pois possui maior índice.
1 ClO⁻ + I⁻ + H⁺ → 1 Cl⁻ + 1 I₂ + H₂O
5️ Tentativa, com um acréscimo: a última conferência é para a quantidade das cargas, que precisa ser igual nos dois lados
1 ClO⁻ + I⁻ + H⁺ → 1 Cl⁻ + 1 I₂ + H₂O
Temos 2 iodos nos produtos, então precisamos multiplicar o I⁻ por 2.
1 ClO⁻ + 2 I⁻ + H⁺ → 1 Cl⁻ + 1 I₂ + H₂O
Agora que vem a diferença de um balanceamento normal para um balanceamento iônico: o equilíbrio das cargas!
Nos produtos, todos os compostos com carga já estão balanceados. Nesse momento, os produtos possuem uma carga de 1-, devido ao Cl⁻.
Nos reagentes, já temos uma carga de 3-, devido ao 1 ClO⁻ + 2 I⁻.
Sabendo disso, precisamos balancear o H⁺ de forma que a carga final dos reagentes também seja -1.
Se a carga dos reagentes é 3- e a dos produtos é 1-, precisamos multiplicar o H⁺ por 2, para que aumentem duas cargas positivas e equilibre tudo.
1 ClO⁻ + 2 I⁻ + 2 H⁺ → 1 Cl⁻ + 1 I₂ + H₂O
CARGAS BALANCEADAS! Tudo volta ao normal. Se temos 2 H nos reagentes, precisamos multiplicar por o H₂O por 1.
1 ClO⁻ + 2 I⁻ + 2 H⁺ → 1 Cl⁻ + 1 I₂ + 1 H₂O
Conferindo os oxigênios: um nos reagentes, um nos produtos. Balanceamento certo, sem surpresa.
Exemplo 2:
MnO₄⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O
1️ Calcular o Nox de cada elemento
[Mn⁷⁺(O²⁻)₄]⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ + (H⁺)₂O²⁻
2️ Ver quem oxidou e ver quem reduziu
REDUÇÃO: Mn⁷⁺ → Mn²⁺
OXIDAÇÃO: Fe²⁺ → Fe³⁺
3️ Calcular o número de elétrons transferidos
OXIDAÇÃO:
(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação).
Para o ferro, o maior índice é 1, nos dois lados. Logo: (3 - 2) x 1 = 1 x 1 = 1.
REDUÇÃO:
(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação).
Para o manganês, o maior índice é 1, nos dois lados. Logo: (7 - 2) x 1 = 5 x 1 = 5.
4️ Inverter os resultados
O número de elétrons transferidos na oxidação foi 1. Usaremos esse 1 para balancear o elemento que reduziu. No caso, o manganês (Mn).
Balancearemos nos dois lados, pois possuem o mesmo índice.
1 MnO₄⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → 1 Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O
O número de elétrons transferidos na redução foi 5. Usaremos esse 5 para balancear o elemento que oxidou. No caso, o ferro (Fe).
Balancearemos nos dois lados, pois possuem o mesmo índicie.
1 MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + H⁺ → 1 Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + H₂O
5️ Tentativa, com um acréscimo: a última conferência é para a quantidade das cargas, que precisa ser igual nos dois lados
1 MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + H⁺ → 1 Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + H₂O
Já temos 4 oxigênios nos reagentes, então precisamos multiplicar o H₂O por 4.
1 MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + H⁺ → 1 Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O
Temos 8 hidrogênios nos produtos, então precisamos multiplicar o H⁺ por 8.
1 MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8 H⁺ → 1 Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4 H₂O
Nesse caso, a gente não precisou olhar para as cargas para balancear. No entanto, precisamos conferir se elas estão sendo respeitadas.
Total de cargas nos reagentes: 1 x (-1) + 5 x (+2) + 8 x (+1) = 10 + 8 - 1 = 17+.
Total de cargas nos produtos: 1 x (+2) + 5 x (3+) = 2 + 15 = 17+.
Balanceamento, mais uma vez, finalizado e correto.
5. Exercícios para Fixação
Agora é sua vez! Balanceie as equações iônicas abaixo:
1️ Co²⁺ + BrO⁻ + H⁺ → Co³⁺ + Br₂ + H₂O
2️ Cl₂ + OH⁻ → Cl⁻ + ClO₃⁻ + H₂O
Gabarito
1️ 2 Co²⁺ + 2 BrO⁻ + 4 H⁺ → 2 Co³⁺ + 1 Br₂ + 2 H₂O
2️ 3 Cl₂ + 6 OH⁻ → 5 Cl⁻ + 1 ClO₃⁻ + 3 H₂O
Conclusão
Agora você já sabe como balancear equações iônicas e por que isso é útil em reações em solução aquosa.
No próximo capítulo, veremos o método do íon-elétron e balanceamento em meio ácido! 🔥🧪
