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Biblioteca de Química
Curso: Biblioteca de Química > Unidade 5
Lição 1: Balanceamento de equações químicas- Introdução às reações químicas
- Balanceamento de equações químicas
- Balanceamento de equações químicas mais complexas
- Compreensão visual sobre o balanceamento de equações químicas
- Balanceamento de outra reação de combustão
- Balanceamento de equação química com substituição
- Balanceando equações químicas 1
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Balanceamento de outra reação de combustão
Balanceamento da reação de combustão do etano, C₂H₆.
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- O vídeo "Compreensão visual sobre o balanceamento de equações químicas" é igual a este.(24 votos)
- Nunca tinha aprendido isso na Escola. E a KHAN ACADEMY fez parecer tão ridiculamente fácil.(8 votos)
- Concordo, o ensino nas escola está deixado muito a desejar...(6 votos)
- Muito boa a explicação, assim que se aprende, passo a passo, com calma e explicando claramente.
Gostaria de saber se existem exercícios para podermos praticar depois.(6 votos) - Ué ? mesmo vídeo do anterior ?(4 votos)
- Se trata do mesmo balanceamento da equação anterior(4 votos)
- Existe um erro no final desta questão o balanceamento do hidrogênio de um lado tem 4 e do outro 12 portanto não esta balanceada, acho que na hora da transcrição ele colocou apenas dois hidrogênio ao invés dos 6 que existiam.(4 votos)
- Não concordo. Não vi erro algum, o balanceamento ocorreu com 14 O.(6 votos)
- Parece o mesmo vídeo do anterior!!(2 votos)
- E se quisermos deixar o coeficiente com números fracionados, qual o problema ? A questão dos números inteiros é mais estética ou algo obrigatório ?(2 votos)
- Se a molécula é a forma estrutural de uma substância, então ao meu ver não teria como existir 0,5 (1/2) de uma molécula de água por exemplo, pois deixaria de ser água.(5 votos)
- É o Mesmo video!! Só que desta vez o cara se esqueceu de colocar a plaquinha dizendo que não éram 6 atomos más 3. kkkkk(1 voto)
- Professor eu tenho uma dúvida:
Como eu sei que o índice do produto permanece o mesmo ou não, antes de balancear? Porque em algumas questões é dado apenas o reagente, assim eu monto lá, porém em algumas os números dos índices se alteram antes de balancear, por exemplo, Al + O² ---> Al² + O³, o Al quando estava como reagente só tinha 1, mas depois de reagir com o O² ele ganhou mais 1, assim como o próprio O².(1 voto)
Transcrição de vídeo
RKA1JV Temos aqui agora uma nova reação de combustão,
só que em vez do etileno, agora eu tenho o etano, C₂H₆ e esse etano se encontra no estado gasoso. Ele está reagindo com o oxigênio molecular, que é O₂, para formar, no caso, dióxido de carbono, CO₂,
e água no estado líquido. Como você pode perceber, essa equação
não está balanceada, aqui do lado esquerdo, por exemplo,
nós temos 2 carbonos, e aqui do lado direito, apenas 1 carbono. Aqui do lado esquerdo, nós temos também 6 hidrogênios, e do lado direito, apenas 2 hidrogênios. Agora, aqui do lado esquerdo, nós temos 2 oxigênios
e do lado direito são 6 oxigênios ao total, já que são 2 oxigênios do CO₂
e 1 oxigênio do H₂O. Então, a gente precisa fazer esse
balanceamento aqui dessa equação, mas como a gente pode fazer isso? Então, como vimos no exemplo do etileno, é bom a gente deixar essa molécula aqui simples por último porque, afinal de contas, a gente consegue
alterar o número de oxigênios aqui sem grandes efeitos colaterais, a gente não precisa
alterar nem o carbono e nem o hidrogênio. Então, tudo bem, vamos começar
o nosso balanceamento. Eu vou começar o meu balanceamento novamente
aqui pelo carbono e pelo hidrogênio, que, é claro, como já falei,
vai ter efeito sobre o oxigênio, mas, por sorte, a gente consegue alterar esse oxigênio aqui no final e balancear toda a equação. Como no exemplo anterior, eu comecei
a balancear pelo carbono, agora, vou começar pelo hidrogênio
apenas por diversão, então vamos lá. Aqui do lado dos reagentes,
eu tenho 6 hidrogênios, então, do lado dos produtos,
eu tenho apenas 2 hidrogênios, então, eu faço aquela pergunta de sempre: como eu consigo transformar esses
2 hidrogênios em 6 hidrogênios? Você vai ver que é muito simples,
basta multiplicar aqui por 3, então, agora eu tenho 3 dessas moléculas de água, sendo que, em cada molécula de água,
tenho 2 hidrogênios, então, eu terei 6 hidrogênios. Agora sim, o hidrogênio já está balanceado. Vamos partir agora para o carbono. Lembre-se que quero deixar
esse oxigênio aqui para o final, então vamos lá para o carbono. Aqui do lado, desse lado esquerdo,
nós temos 2 carbonos, e observando aqui do lado direito,
aqui do lado dos produtos, eu percebo que eu tenho apenas 1 carbono. E como eu consigo fazer esse
1 carbono se transformar em 2 carbonos? É muito simples, basta multiplicar aqui por 2. Agora que eu tenho duas dessas moléculas,
sendo que cada molécula tem 1 carbono, então, eu terei 2 carbonos. Agora, o carbono já está balanceado
em ambos os lados dessa equação. Tenho 2 carbonos aqui do lado esquerdo
e 2 carbonos aqui do lado direito, então, agora a gente começa
a balancear esse oxigênio aqui. Desse lado esquerdo, nós temos
apenas 2 oxigênios, agora, do lado direito,
a gente tem esse CO₂, em que cada molécula do dióxido de carbono
tem 2 oxigênios. Mas, como a gente tem duas moléculas
de dióxido de carbono, eu vou ter aqui 4 oxigênios. A mesma coisa aqui na molécula de água, como uma molécula de água tem apenas 1 oxigênio
e eu tenho 3 dessas moléculas de água, eu terei 3 oxigênios. Então, a gente coloca aqui 3 oxigênios. Agora, se você somar 4 com 3, vai perceber que a gente tem 7 oxigênios aqui do lado direito dessa equação. Então, é preciso também que eu tenha
7 oxigênios aqui desse lado. Só que, como aqui eu já tenho uma molécula de oxigênio diatômica, ou seja, já tenho 2 oxigênios, como eu consigo transformar esse 2 em 7? A gente pode vir aqui e multiplicar por 3,5,
ou seja, três e meio. Se você vier aqui e fizer uma multiplicação simples, ou seja, 2 vezes alguma coisa, isso tem que dar igual a 7, esse número que tem que estar aqui é 3,5
já que 2 vezes 3,5 é igual a 7. Então, aqui a gente já tem agora esses 7 oxigênios, então, a gente já tem uma equação balanceada. Mas, como você já viu nos vídeos anteriores, não é legal a gente colocar aqui
um decimal multiplicando uma molécula, porque realmente soa muito estranho a gente ter meia molécula, isso é uma noção um pouco bizarra. Então, o ideal é transformar esse
número aqui em um inteiro. E por qual o número que eu posso multiplicar esse 3,5
para transformá-lo em um inteiro? 2 vezes 3,5 dá 7,
que é um inteiro. Aqui eu também multiplico por 2,
aqui por 2 e aqui por 2. Mas vamos reescrever essa equação aqui agora,
para deixá-la totalmente balanceada. Então, vamos lá, C₂H₆, não vou colocar a forma gasosa
só para a gente ganhar tempo, mais O₂. Isso aqui reagindo e formando CO₂ e água, água no estado líquido. Então, vamos lá, multiplicar
toda essa equação aqui por 2. Aqui, no caso desse gás etano, já é implícito
que aqui a gente tenha o número 1, então 1 vezes 2 vai ser igual a 2 desse etano. Aqui no oxigênio, a mesma coisa,
3,5 vezes 2 vai dar 7, 7 desse oxigênio diatômico. Ali no dióxido de carbono,
2 vezes 2 vai ser igual a 4. E aqui é a mesma coisa com essa
molécula de água no estado líquido, 3 vezes 2, isso aqui é igual a 6. Então, agora já estamos com a equação
totalmente balanceada. Claro, já estava balanceada antes,
mas eu não tinha o número inteiro aqui. A gente teve que multiplicar tudo isso por 2
para ter números inteiros aqui na frente. E agora que a gente conseguiu fazer isso, a gente está totalmente feliz com essa equação balanceada.