Balanceador de equações químicas e estequiometria

Balanceie equações químicas por eliminação de Gauss, calcule quantidades estequiométricas, encontre reagentes limitantes, calcule o rendimento percentual e identifique tipos de reação. Ver também: Tabela periódica | Massa molar.

Introduza uma equação química usando = como separador (p. ex., Fe + O2 = Fe2O3, H2 + O2 = H2O, C3H8 + O2 = CO2 + H2O).

Como funciona: o balanceador conta os átomos de cada lado, constrói uma matriz de coeficientes e resolve-a por eliminação de Gauss para encontrar os menores coeficientes inteiros. A calculadora de estequiometria usa as massas molares de todas as espécies para converter entre massa e moles.
O que é uma equação química balanceada?

Uma equação química é uma receita escrita em átomos. A lei da conservação da massa diz que os átomos não são criados nem destruídos numa reação, por isso o lado esquerdo e o lado direito têm de contar exatamente os mesmos átomos — e balancear é a contabilidade que o impõe. Os números grandes à frente de cada fórmula (os coeficientes) são os botões que se rodam até a contagem de cada elemento coincidir: o ferro a enferrujar precisa de 4 Fe + 3 O2 = 2 Fe2O3, e não de 1 + 1 = 1. Balancear é álgebra pura, e é por isso que esta página consegue fazê-lo por eliminação de Gauss e depois recontar cada elemento para mostrar Esquerda = Direita. Os coeficientes fracionários são legítimos em termoquímica (por mole de reação); as receitas de laboratório eliminam os denominadores multiplicando tudo.

A regra a reter: os coeficientes contam moles, não moléculas individuais. 2H2 + O2 = 2H2O lê-se « 2 mol de hidrogénio mais 1 mol de oxigénio dão 2 mol de água » — e é também por isso que 10 g de H2 e 32 g de O2 não são a mesma quantidade de reação.
Estequiometria: a ponte das moles

Não se pesam moles; pesam-se gramas. Todo o problema de estequiometria é a mesma travessia de três passos: gramas → moles (divide-se pela massa molar), moles de uma espécie → moles de outra (multiplica-se pelo rácio dos coeficientes), moles → gramas (multiplica-se pela outra massa molar). O passo do meio é onde a equação balanceada faz o seu trabalho. Para a amostra acima, 10 g de H2 são 4,960 mol; a equação 2H2 + O2 = 2H2O dá depois 2,480 mol de O2 (79,4 g) consumidos em paralelo, e até 4,960 mol de H2O (89,4 g) formados. As massas molares vêm diretamente da tabela periódica — a página Massa molar é a ferramenta dedicada a esse passo.

Reagente limitante: lógica de sanduíche

Com dois reagentes, um deles esgota-se primeiro e a reação para aí — o reagente limitante decide tudo, e o outro está em excesso. A comparação é moles divididas pelos coeficientes: o quociente menor é o que se esgota primeiro. A amostra faz o ponto contraintuitivo: 32 g de O2 são três vezes mais pesados do que 10 g de H2, mas o O2 é o reagente limitante (1,000 mol ÷ 1 ganha a 4,960 mol ÷ 2), por isso o rendimento teórico é apenas 36,03 g de H2O e sobram 2,96 mol de H2 por usar. A massa sozinha nunca resolve a questão — os coeficientes da equação têm de estar na comparação.

Rendimento teórico, real e percentual

O rendimento teórico é o que o reagente limitante permite se cada molécula colaborar; o rendimento real é o que de facto isola; rendimento percentual = real/teórico × 100%. Os 85 g em 100 g da amostra são classificados como « Bom/Razoável » — as sínteses reais perdem rendimento por reações secundárias, separação incompleta, produto deixado no material de vidro e equilíbrios que se recusam a acabar. Um rendimento percentual acima de 100% é um sinal de alarme de produto húmido ou contaminado, não um milagre.

Tipos de reação num relance

O painel de classificação lê a forma de uma equação balanceada: duas coisas que se tornam uma só são síntese, uma coisa que se parte é decomposição, um elemento que troca de sítio com outro num composto é deslocamento simples, dois compostos que trocam parceiros são deslocamento duplo. Queimar qualquer coisa com O2 para produzir CO2 e H2O é combustão, e qualquer reação que mova electrões entre espécies é também redox — as categorias sobrepõem-se (a amostra 2H2 + O2 = 2H2O é síntese, combustão e redox ao mesmo tempo). A contabilidade redox tem página própria: Redox e eletroquímica.

Ideias erradas comuns
  • Balancear mudando os índices. H2O e H2O2 são substâncias diferentes; só os coeficientes à frente são seus para ajustar.
  • A massa menor é o reagente limitante. A amostra é a refutação: 32 g de O2 pesam mais do que 10 g de H2 e continuam a limitar. Compare moles por coeficiente, nunca gramas em bruto.
  • Uma equação balanceada significa que a reação acontece. Balancear não diz nada sobre a velocidade (cinética) nem sobre até onde vai (equilíbrio) — veja o Equilíbrio químico.
  • Rendimento acima de 100% significa mais produto do que o possível. Significa que o produto medido arrasta água ou impurezas; a reação não violou lei nenhuma.

Ferramentas relacionadas: Massa molar (a ponte gramas–moles de que esta página depende), Equilíbrio químico (até onde as reações vão de facto) e Redox e eletroquímica (reações de transferência de electrões).