Química dos ensinos fundamental e médio · Grades 1–12

13Conservação da massa e equações balanceadas

Uma tora de dois quilogramas queima numa lareira. De manhã, sobram algumas dezenas de gramas de cinza cinzenta. Será que quase dois quilogramas de matéria desapareceram durante a noite? Durante séculos, ninguém soube responder. A resposta veio de um químico que decidiu pesar tudo — inclusive os gases, que ninguém tinha pensado em pesar.

O que você já sabe

Numa reação química, os reagentes são consumidos e os produtos são formados; os átomos dos reagentes se rearranjam nos produtos, sem serem criados nem destruídos (Capítulo 12). Uma fórmula química como $\ce{H2O}$ lista os átomos de uma molécula; um número na frente, como em $\ce{3H2O}$ , conta moléculas (Capítulo 11).

Uma lareira na manhã seguinte: um pouco de cinza é tudo o que sobrou das toras.

13.1 A massa se conserva

No laboratório — Pesar uma reação num frasco fechado

O professor põe um pouco de vinagre num erlenmeyer e bicarbonato de sódio num balão de borracha encaixado no gargalo, depois coloca o conjunto numa balança: $212.4\,\mathrm{g}$ . O balão é levantado para que o bicarbonato caia no vinagre: a mistura borbulha e o balão incha com o gás formado. A balança continua marcando $212.4\,\mathrm{g}$ . A mesma reação num frasco aberto, sem o balão, “perde” massa: o gás escapa para a sala.

A mesma reação, pesada. No frasco fechado, a massa não muda; no frasco aberto, o gás vai embora e a balança marca menos.

Definição 13.1 (Conservação da massa)

A conservação da massa é a lei segundo a qual, numa reação química, a massa total dos produtos formados é igual à massa total dos reagentes consumidos. Nada se perde e nada se cria; a matéria só muda de forma.

Exemplo 13.2 (A tora, bem pesada)

Se fosse possível pesar a tora que queima e o oxigênio que ela tirou do ar antes, e a cinza, o dióxido de carbono e o vapor de água depois, os dois totais seriam iguais. A cinza é leve porque a maior parte dos produtos são gases, que sobem pela chaminé.

História — Lavoisier pesa tudo, de 1770 a 1789

Antoine-Laurent Lavoisier tinha por regra pesar todas as substâncias antes e depois de cada reação, em recipientes lacrados, para que nenhum gás pudesse sair ou entrar. Ele mostrou que os metais ganham massa quando enferrujam ou queimam, porque tiram alguma coisa do ar — o oxigênio, que foi ele quem batizou — e afirmou, em 1789, que numa reação nada se cria e nada se perde. A esposa dele, Marie-Anne Paulze Lavoisier, trabalhava ao seu lado, registrava os experimentos e desenhou os aparelhos para o livro dele.

Antoine-Laurent Lavoisier e Marie-Anne Paulze Lavoisier, por Jacques-Louis David, 1788.

13.2 Por que a massa se conserva

Proposição 13.3 (Os átomos se conservam, logo a massa se conserva)

Numa reação, os átomos só se rearranjam: cada átomo dos reagentes é encontrado de novo nos produtos. Cada átomo conserva a sua própria massa. Portanto, a massa total não pode mudar.

Exemplo 13.4 (O ferro que ganha massa)

Palha de aço queimada numa balança, num prato aberto, fica mais pesada: os átomos de ferro se juntaram a átomos de oxigênio tirados do ar, e o óxido de ferro formado pesa o ferro mais esse oxigênio. Queimada num frasco lacrado cheio de ar, em cima da balança, o conjunto não muda de massa: o oxigênio já estava dentro do frasco.

13.3 A equação química

Definição 13.5 (Equação química)

Uma equação química escreve uma reação com fórmulas: as fórmulas dos reagentes à esquerda, ligadas por $+$ , uma seta, e as fórmulas dos produtos à direita. Cada fórmula pode ter um número na frente. A equação é uma equação balanceada quando cada tipo de átomo aparece o mesmo número de vezes dos dois lados.

Definição 13.6 (Coeficiente estequiométrico)

O número escrito na frente de uma fórmula numa equação é o seu coeficiente estequiométrico: ele conta as moléculas (ou outras partículas) dessa espécie que participam. O coeficiente 1 não é escrito.

Notação 13.7 (Indicação do estado físico)

Uma letra entre parênteses depois de uma fórmula pode indicar o estado físico: (s) sólido, (l) líquido, (g) gasoso. Assim, $\ce{H2O(l)}$ é a água líquida e $\ce{H2O(g)}$ , o vapor de água.

Exemplo 13.8 (Ler uma equação)

\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)}

se lê: uma molécula de metano e duas moléculas de oxigênio reagem e dão uma molécula de dióxido de carbono e duas moléculas de água. À esquerda: 1 C, 4 H, 4 O. À direita: 1 C, 4 H, $2 + 2 = 4$ O. A equação está balanceada.

13.4 Balancear uma equação

Método 13.9 (Balancear uma equação)

Escreva as fórmulas corretas dos reagentes e dos produtos. Nunca mude uma fórmula depois: transformar $\ce{H2O}$ em $\ce{H2O2}$ descreveria outra substância.
Conte os átomos de cada tipo de cada lado.
Balanceie um tipo de átomo de cada vez com coeficientes, começando pelos átomos que aparecem numa só fórmula de cada lado; deixe o hidrogênio e o oxigênio para o fim.
Conte de novo; repita até que todos os tipos de átomo estejam balanceados.
Use os menores números inteiros.

Exemplo 13.10 (Hidrogênio e oxigênio)

Não balanceada: $\ce{H2 + O2 -> H2O}$ tem 2 O à esquerda e 1 à direita. Ponha 2 na frente de $\ce{H2O}$ : agora há 4 H à direita, então 2 na frente de $\ce{H2}$ :

\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}.

Verificação: 4 H e 2 O de cada lado.

Exemplo 13.11 (O ferro queimando no oxigênio)

O ferro e o oxigênio dão o óxido de ferro $\ce{Fe2O3}$ . Oxigênio: 2 à esquerda, 3 à direita; o menor número comum é 6, então 3 $\ce{O2}$ e 2 $\ce{Fe2O3}$ . Ficam 4 Fe à direita, então 4 Fe à esquerda:

\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3}.

A equação balanceada da queima do hidrogênio, desenhada com modelos: duas moléculas de hidrogênio e uma molécula de oxigênio dão duas moléculas de água.

13.5 Ler uma equação em moléculas

Proposição 13.12 (O que uma equação balanceada diz)

Os coeficientes de uma equação balanceada dão as proporções em que as partículas reagem e são formadas. Se a equação diz $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$ , então 200 moléculas de hidrogênio reagem com 100 moléculas de oxigênio e dão 200 moléculas de água; um milhão de moléculas de oxigênio precisam de dois milhões de moléculas de hidrogênio.

Exemplo 13.13 (O propano de um fogareiro de camping)

O propano, $\ce{C3H8}$ , queima no oxigênio e dá dióxido de carbono e água. Primeiro o carbono: 3 C, então 3 $\ce{CO2}$ . Hidrogênio: 8 H, então 4 $\ce{H2O}$ . Oxigênio à direita: $3 \times 2 + 4 = 10$ O, então 5 $\ce{O2}$ :

\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}.

Cada molécula de propano precisa de cinco moléculas de oxigênio.

13.6 Exercícios

Exercício 13.1 ★

Enuncie a lei de conservação da massa.

Solução

Solução de Exercício 13.1.

Numa reação química, a massa total dos produtos formados é igual à massa total dos reagentes consumidos.

Exercício 13.2 ★

Em $\ce{3CO2}$ , qual é o coeficiente estequiométrico? Quantos átomos de carbono e quantos átomos de oxigênio ele representa?

Solução

Solução de Exercício 13.2.

O coeficiente é 3. Ele representa 3 átomos de carbono e $3 \times 2 = 6$ átomos de oxigênio.

Exercício 13.3 ★

A equação $\ce{C + O2 -> CO2}$ está balanceada? Conte os átomos para verificar.

Solução

Solução de Exercício 13.3.

Sim: 1 C e 2 O de cada lado.

Exercício 13.4 ★

Balanceie $\ce{Mg + O2 -> MgO}$ .

Solução

Solução de Exercício 13.4.

$\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}$ : 2 Mg e 2 O de cada lado.

Exercício 13.5 ★★

Balanceie $\ce{N2 + H2 -> NH3}$ , a reação que produz a amônia.

Solução

Solução de Exercício 13.5.

Nitrogênio: 2 N à esquerda, então 2 $\ce{NH3}$ ; ficam 6 H à direita, então 3 $\ce{H2}$ : $\ce{N2 + 3H2 -> 2NH3}$ .

Exercício 13.6 ★★

$12\,\mathrm{g}$ de carbono queimam completamente e formam $44\,\mathrm{g}$ de dióxido de carbono. Que massa de oxigênio foi consumida?

Solução

Solução de Exercício 13.6.

Pela conservação da massa: $44 - 12 = 32\,\mathrm{g}$ de oxigênio.

Exercício 13.7 ★★

Olhe a figura dos dois frascos nas balanças. Por que a leitura do frasco aberto diminui? Massa foi destruída?

Solução

Solução de Exercício 13.7.

O gás formado escapa para a sala, e a balança não o pesa mais. Nenhuma massa é destruída: a massa que falta está no ar da sala.

Exercício 13.8 ★★

Balanceie $\ce{CH4 + O2 -> CO2 + H2O}$ passo a passo, dizendo que átomo você balanceia em cada passo.

Solução

Solução de Exercício 13.8.

Carbono: 1 de cada lado. Hidrogênio: 4 à esquerda, então 2 $\ce{H2O}$ . Oxigênio: $2 + 2 = 4$ à direita, então 2 $\ce{O2}$ : $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ .

Exercício 13.9 ★★

Um aluno balanceia $\ce{H2 + O2 -> H2O}$ escrevendo $\ce{H2 + O2 -> H2O2}$ . Por que isso está errado?

Solução

Solução de Exercício 13.9.

Transformar $\ce{H2O}$ em $\ce{H2O2}$ muda a substância: $\ce{H2O2}$ é o peróxido de hidrogênio (a água oxigenada), não a água. Só os coeficientes podem ser mudados: $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$ .

Exercício 13.10 ★★

Com $\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}$ , quantas moléculas de oxigênio são necessárias para queimar 20 moléculas de propano? Quantas moléculas de água são formadas?

Solução

Solução de Exercício 13.10.

$20 \times 5 = 100$ moléculas de oxigênio; $20 \times 4 = 80$ moléculas de água.

Exercício 13.11 ★★★

Balanceie $\ce{C2H6 + O2 -> CO2 + H2O}$ , a queima do etano. (Dica: tente dobrar o etano.)

Solução

Solução de Exercício 13.11.

Com 2 $\ce{C2H6}$ : 4 C, então 4 $\ce{CO2}$ ; 12 H, então 6 $\ce{H2O}$ ; oxigênio à direita $8 + 6 = 14$ , então 7 $\ce{O2}$ : $\ce{2C2H6 + 7O2 -> 4CO2 + 6H2O}$ .

Exercício 13.12 ★★★

Uma vela de $20.0\,\mathrm{g}$ queima numa caixa de vidro lacrada cheia de ar, que está sobre uma balança que marca $850.0\,\mathrm{g}$ ao todo. Quando a chama se apaga, a vela pesa $19.6\,\mathrm{g}$ . Quanto a balança marca? Explique.

Solução

Solução de Exercício 13.12.

Continua marcando $850.0\,\mathrm{g}$ . A caixa está lacrada: os $0.4\,\mathrm{g}$ de cera que queimaram viraram dióxido de carbono e vapor de água, que continuam dentro da caixa junto com o oxigênio que eles tomaram. Nada entrou nem saiu.

13.7 Problema: palha de aço num frasco lacrado

Problema 13.1

Problema de fim de semana — um ferro que queima, uma balança que não se mexe e o oxigênio tirado do ar

Num laboratório, um professor queima palha de aço, que é ferro quase puro, de dois jeitos. Primeiro, um chumaço é queimado num prato aberto sobre uma balança: a leitura aumenta. Depois, um chumaço de $0.28\,\mathrm{g}$ é queimado, aceso por uma faísca elétrica, dentro de um frasco fechado cheio de ar, colocado sobre a balança: a leitura não muda. O frasco contém cerca de $0.5\,\mathrm{g}$ de oxigênio. O ferro que queima no oxigênio forma o óxido de ferro $\ce{Fe2O3}$ ; com menos oxigênio, ele também pode formar $\ce{Fe3O4}$ .

Parte I — Duas pesagens.

No prato aberto, a massa aumenta. De onde vem a massa a mais?
No frasco fechado, a massa não muda. Explique.
Enuncie a lei ilustrada por essas duas pesagens.

Parte II — Duas equações.

Balanceie a equação $\ce{Fe + O2 -> Fe2O3}$ .
Balanceie a equação $\ce{Fe + O2 -> Fe3O4}$ .
Verifique a primeira equação contando os átomos de cada tipo de cada lado.
Segundo a primeira equação, quantas moléculas de oxigênio reagem com 400 átomos de ferro?

Parte III — Massas. No $\ce{Fe2O3}$ , cada $7\,\mathrm{g}$ de ferro estão combinados com $3\,\mathrm{g}$ de oxigênio. O chumaço de $0.28\,\mathrm{g}$ queima completamente e vira $\ce{Fe2O3}$ .

Que massa de oxigênio se combina com $0.28\,\mathrm{g}$ de ferro?
Qual é a massa de óxido de ferro formada?
Havia oxigênio suficiente no frasco? Explique.
O frasco é aberto depois de esfriar, e o ar entra com força. Explique por quê, e diga como a leitura da balança muda então.
Calcule a massa de oxigênio tirada do ar do frasco pela palha de aço que queimou.

Solução

Solução de Problema 13.1.

1. Do oxigênio do ar, que se combina com o ferro: o óxido de ferro pesa o ferro mais esse oxigênio.

2. Tudo fica dentro do frasco: o oxigênio consumido já estava no frasco, e o óxido formado fica lá. A massa total não muda.

3. A conservação da massa: numa reação, a massa total dos produtos é igual à massa total dos reagentes.

4. $\ce{4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3}$ .

5. $\ce{3Fe + 2O2 -> Fe3O4}$ .

6. À esquerda: 4 Fe, $3 \times 2 = 6$ O. À direita: $2 \times 2 = 4$ Fe, $2 \times 3 = 6$ O. Balanceada.

7. 4 átomos de ferro para 3 moléculas de oxigênio, então $400 \times \frac{3}{4} = 300$ moléculas de oxigênio.

8. $0.28 \times \frac{3}{7} = 0.12\,\mathrm{g}$ de oxigênio.

9. $0.28 + 0.12 = 0.40\,\mathrm{g}$ de óxido de ferro.

10. Sim: são necessários $0.12\,\mathrm{g}$ , e o frasco continha cerca de $0.5\,\mathrm{g}$ .

11. O oxigênio consumido saiu do ar do frasco (agora ele está dentro do óxido sólido), então o frasco contém menos gás do que antes e o ar da sala entra. A leitura da balança então aumenta, da massa do ar que entra.

12. Foram tirados $0.12\,\mathrm{g}$ de oxigênio do ar do frasco.

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