Balanceamento de equações químicas mais complexas

RKA1JV Vamos ver agora se a gente consegue balancear equações químicas um pouco mais complexas. Essa equação aqui, por exemplo, que representa a reação de combustão, aqui nós temos o etileno reagindo com o oxigênio, afinal de contas, ele precisa de energia para realizar essa reação. Isso aqui está formando um dióxido de carbono mais água. Se você reparar bem, nós temos esse "g" aqui que representa que esse etileno está no estado gasoso, assim como esse oxigênio diatômico, que é o oxigênio que a gente encontra com mais abundância na natureza. Formando também o dióxido de carbono no estado gasoso e água, e esse "l" aqui representa que essa água se encontra no estado líquido. Então, antes de realizar esse balanceamento, eu te encorajo, novamente, a pausar este vídeo e tentar fazer isso sozinho. Conseguiu? Se você não conseguiu, provavelmente, foi porque você tentou começar esse balanceamento por esse oxigênio diatômico aqui, não foi? Afinal de contas, você deve ter falado: "nossa, ele está sozinho aqui, então, vou começar por ele que é muito mais fácil!" O problema é que, se você começar a fazer esse balanceamento por esse oxigênio, você vai ter que mexer aqui nesse carbono e, quando você começar a mexer nesse carbono aqui, você também vai ter que começar a mexer nesse carbono aqui do lado dos reagentes, e, claro, você vai ter que mexer nesse hidrogênio também. Você vai partir para o outro lado, vai ter que mexer nesse hidrogênio para balancear, mas, automaticamente, você vai estar mexendo nesse oxigênio. Voltando novamente para cá, você vai ter que alterar, novamente, esse oxigênio desse lado. E você vai ficar nesse ciclo sem fim aqui e vai ser muito difícil chegar a uma resolução. Então, o que eu lhe aconselho fazer? Esqueça esse oxigênio, deixe-o aqui para o final, vamos começar pela molécula mais complexa aqui, que é esse etileno, então, a primeira coisa que a gente vai fazer é começar balancear aqui por esse etileno. Se você observar, você vai ver que a gente tem 2 carbonos, e do outro lado, a gente tem apenas 1 carbono, mas como que eu consigo fazer esse 1 carbono se transformar em 2 carbonos? De uma forma muito simples, multiplicando aqui por 2. Então, 2 vezes 1, na verdade, eu vou ter aqui 2 carbonos. Então, o carbono já está balanceado. Agora você poderia pensar: "tudo bem, então, agora que eu já balanceei esse carbono, vamos começar por esse O₂ aqui". Não, não, não faça isso! Deixe esse O₂ para o final, vamos balancear esse hidrogênio aqui agora. Se você observar, você vai ver que aqui você tem 4 desses hidrogênios, 4 átomos de hidrogênio. Do outro lado, tem apenas 2 átomos de hidrogênios, mas como é que eu consigo fazer esse 2 se transformar em um 4? Simples, multiplicando aqui por 2. 2 vezes 2 desse hidrogênio, na verdade, agora vou ter 4 hidrogênios, então, se eu tenho 4 hidrogênios aqui desse lado e 4 hidrogênios desse lado, o hidrogênio também já está balanceado. Agora sim, por último, eu vou balancear esses oxigênios. Então, vamos lá, se você observar bem aqui do lado dos produtos, você vai ver que, por exemplo, neste dióxido de carbono aqui, eu tenho 2 desse dióxido de carbono, então, na verdade, eu vou ter 2 desses 2 átomos de oxigênio que, na verdade, me dá 4 oxigênios. E nesta molécula de água, tenho 2 destas moléculas de água, então, na verdade, aqui me dá 2 átomos de oxigênio, vamos lá. 2 átomos de oxigênio. Então, do lado dos produtos, eu tenho 4 mais 2 que me dá 6 oxigênios, a gente volta aqui e observa do lado dos reagentes. Aqui, neste caso, tenho apenas uma molécula de oxigênio diatômico, então, na verdade, como é que eu consigo fazer esse O₂ se transformar em 6 oxigênios? É muito simples também, basta vir aqui e multiplicar isso por 3. Então, 3 vezes este oxigênio diatômico, na verdade, me dá 6 átomos de oxigênio. Então, pronto, agora a gente já tem a nossa equação, que representa a reação de combustão, totalmente balanceada.