TRABALHO DE QUIMICA GERAL REACÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

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INSTITUTO DE CIÊNCIAS DE SAÚDE TENHA ESPERANÇA – INCISTE 
CURSO DE TÉCNICOS DE FARMÁCIA MÉDIO INICIAL TURMA – 6 
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL 
TRABALHO DE INVESTIGAÇÃO 
TEMA: REACÇÕES REDOX 
 
 
ELEMENTOS DO GRUPO: 
 DELÍCIA MOISÉIS CUMBI 
 MARTA MANUEL JOAQUÍM 
 MARIA FERNANDO VAJULO 
 RASSUL GUSTAVO FATO 
 CÍNTIA AMÉLIA JOAQUIM 
 
DOCENTE: 
SEBASTIÃO JOB CUATIA 
 
 
 
BEIRA, MARÇO DE 2022
 
ÍNDICE 
1. Introdução ........................................................................................................................... 1 
2. Reacções de oxidação e redução ........................................................................................ 2 
2.1. Oxidante e redutor ....................................................................................................... 3 
2.2. Regras para o acerto de equações de oxidação redução método da semi reação ........ 4 
2.3. Número de oxidação (nox) .......................................................................................... 4 
2.4. Tipos de Reações Redox. ............................................................................................ 5 
3. Conclusão ........................................................................................................................... 7 
4. Referências Bibliográficas .................................................................................................. 8 
 
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1. Introdução 
Neste capítulo procede-se a uma contextualização científico-pedagógico de oxidaçãoredução. 
Descrevem-se alguns conceitos fundamentais de oxidação-redução, conceitos associados ao 
tema e algumas aplicações de redox no nosso dia-a-dia. 
O estudo da extensão de reações de oxi-redução ou simplesmente equilíbrio “REDOX”, 
envolve o fenômeno de transferência de cargas. O principal objetivo é estabelecer fundamentos 
teóricos sobre a habilidade que uma substância tem de reagir como “doadora” ou “aceptora” 
de elétrons. 
Pertencem a esta categoria certas reações do domínio biológico e outras de interesse industrial 
como: a fotossíntese, as células a combustíveis, purificação de metais e a oxidação da glucose 
(fornece-se energia para a síntese de proteínas, para transporte de fluídos e para atividade 
muscular). A combustão é também uma reação redox: existe combustível (fornece energia para 
a queima, madeira, papel, alguns metais, etc) e comburente, substância que reage quimicamente 
com o combustível (geralmente oxigénio). 
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2. Reacções de oxidação e redução 
As reações de oxidação e redução envolvem transferências de elétrons de uma espécie 
molecular ou iônica para outra. Os dois processos ocorrem simultaneamente e não podem 
coexistir independentemente. 
I. Oxidação: é um processo que resulta na perda de um ou mais elétrons pelas substâncias 
(átomos, íons ou moléculas) seu estado de oxidação altera-se para valores mais 
positivos. 
II. Redução: é um processo que resulta em ganho de um ou mais elétrons pelas substâncias 
(átomos, íons ou moléculas) seu estado de oxidação atinge valores mais negativos (ou 
menos positivos). 
 Agente oxidante: é aquele que aceita elétrons e é reduzido durante o processo. 
 Agente redutor: é aquele que perde elétrons e que se oxida no processo. 
Como a redução e oxidação ocorrem concomitantemente, duas meias reações se combinam 
para dar uma oxi-redução (dupla redox). Para o caso geral, a oxi-redução é dada como: 
𝑀𝑒𝑖𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝐴𝑜𝑥 + 𝑛𝑒
− → 𝐴𝑟𝑒𝑑 
𝑀𝑒𝑖𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝐵𝑟𝑒𝑑 → 𝐵𝑜𝑥 + 𝑛𝑒
− 
𝑅𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖 − 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝐴𝑜𝑥 + 𝐵𝑟𝑒𝑑 ↔ 𝐴𝑟𝑒𝑑 + 𝐵𝑜𝑥 
Assim, uma reação de oxi-redução envolve a reação de um redutor (𝐵𝑟𝑒𝑑) com um oxidante 
(𝐴𝑜𝑥). O redutor ou agente redutor é o reagente que perde elétrons e então é oxidado. O oxidante 
ou agente oxidante ganha elétrons e então é reduzido. Exemplo: 
𝐶𝑢0 → 𝐶𝑢2+ + 2𝑒− (𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜) 
Na equação de uma semi-reação de oxidação, os eletrões perdidos sempre aparecem do lado 
direito da seta. O seu estado não é dado porque eles estão em trânsito e não têm um estado 
físico definido. As espécies reduzidas e oxidadas, juntas, formam um par redox. 
2𝐴𝑔+ + 2𝑒− → 2𝐴𝑔0 ( 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜) 
Na equação de uma semi-reação de redução, os eletrões ganho sempre aparecem à 
esquerda da seta. 
𝐶𝑢0 + 2𝐴𝑔+ → 𝐶𝑢2+ + 2𝐴𝑔0 (𝑜𝑥𝑖 − 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜) 
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Como consequência da transferência de elétrons, ocorre à alteração do estado de oxidação das 
espécies participantes da reação de oxidação-redução e então dizemos que ocorre alteração no 
número de oxidação das espécies. Existem algumas regras para estabelecer o número de 
oxidação de espécies carregadas ou não, algumas são: 
a. Em todo composto a soma algébrica do número de oxidação é zero; 
b. Nos íons, cátions e ânions, a soma algébrica do número de oxidação é igual à carga 
elétrica do íon; 
c. O número de oxidação do oxigênio gasoso, e de toda substância simples, é zero; 
d. O número de oxidação do hidrogênio é +1 (com exceção dos hidretos metálicos); 
e. Na molécula de água e na maioria dos compostos o número de oxidação do oxigênio é 
–2, com exceção dos peróxidos, como H2O2. 
2.1.Oxidante e redutor 
A espécie que provoca oxidação numa reação redox é chamada agente oxidante (ou 
simplesmente “oxidante”). Ao agir, o oxidante aceita os eletrões liberados pelas espécies que 
se oxidam. Por outras palavras, o oxidante contém um elemento no qual o número de oxidação 
diminui. 
Oxidante em uma reação redox é a espécie que é reduzida. Por exemplo, o oxigénio aceita 
eletrões do cálcio (equação abaixo). Como o oxigénio aceita esses eletrões, seu número 
deoxidação diminui de 0 a 2 (uma redução). O oxigénio é, portanto o agente oxidante nessa 
reação. Os oxidantes podem ser elementos, iões ou compostos. 
A espécie que produz redução é chamado agente redutor (poder redutor). Como o redutor, 
fornece os eletrões para a espécie que está sendo reduzida, o redutor perde eletrões. Isto é, o 
redutor contém um elemento no qual o número de oxidação aumenta. Em outras palavras, o 
agente redutor numa reação redox é a espécie que é oxidada. 
Para identificar o redutor e o oxidante em uma reação redox, é necessário comparar os números 
de oxidação dos elementos antes e depois da reação, para ver o que mudou. 
O reagente que contém um elemento que é reduzido na reação é o agente oxidante, e o reagente 
que contém um elemento que é oxidado é o agente redutor. Por exemplo,quando um pedaço de 
zinco é colocado em uma solução de cobre (II), a reação é: 
𝑍𝑛 (𝑠) + 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛+2(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢 (𝑠) 
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O número de oxidação do zinco aumenta de 0 a +2 (oxidação) e o do cobre diminui de +2 a 0 
(redução). Portanto, como o zinco se oxida, o metal zinco é o redutor nesta reação, e, como o 
cobre se reduz, o ião cobre (II) é o oxidante. 
2.2.Regras para o acerto de equações de oxidação redução método da semi reação 
I. Separar a reação em duas semi reações uma de oxidação outra de redução. 
II. Acertar separadamente cada semi reação de acordo com a seguinte sequência. 
a. Acertar todos os átomos, excepto os de H e O. 
b. Acertar os átomos de O adicionando moléculas de H2O ao lado deficiente. 
c. Acertar os átomos de H. 
 Em solução ácida adicionar H+ ao lado deficiente. 
 Em solução alcalina adicionar H2O ao lado deficiente em H e OH- ao lado 
oposto, por cada átomo de H necessário. 
d. Fazer o balanço das cargas e acertá las adicionando e ao lado deficiente em cargas. 
III. Igualar a perda e ganho de eletrões, afetando cada equação com um coeficiente 
adequado. 
IV. Somar as duas semi reações e cortar o que se repete num lado e noutro. 
 
𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 6𝐹𝑒2− → 6𝐹𝑒3+ + 6𝑒− 
 𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝐶𝑟2𝑂7
2− + 14𝐻+ + 6𝑒− → 2𝐶𝑟3+ + 7𝐻2𝑂 
 6𝐹𝑒2+ + 𝐶𝑟2𝑂7
2− + 14𝐻+ → 6𝐹𝑒3+ +2𝐶𝑟3+ + 7𝐻2𝑂 
2.3.Número de oxidação (nox) 
O número de oxidação (também denominado estado de oxidação ou nox) refere-se ao número 
de cargas que um átomo teria numa molécula (ou num composto iônico) se houvesse 
transferência completa de eletrões. Por exemplo, podemos escrever as equações para a 
formação do HCl e do P4O10(s) da seguinte maneira: 
 
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Os números por cima dos símbolos dos elementos são os números de oxidação. Em ambas as 
reações não existem cargas sobre os átomos das moléculas dos reagentes. Portanto, os seus 
números de oxidação são zero. No entanto, para os produtos, considera-se que houve uma 
transferência completa de eletrões e que os átomos ganharam ou perderam eletrões. Os 
números de oxidação refletem o número de eletrões “transferidos”. 
Regras para atribuição do número de oxidação: 
I. No estado fundamental (substância simples), o número de oxidação é zero. Exemplo: 
(Na, K, O2 , P4 , S8) o nox é igual a zero. 
II. Para os iões monoatómicos o número de oxidação é a própria carga. Exemplo: Na(s)1+ 
o seu nox é +1 . 
III. A família dos alcalinos (1A), alcalinos terrosos (2A) e a prata, zinco e alumínio tem 
número de oxidação fixo. 1 A =1+; 2 A=2+; Al = 3+; Zn = 2+ e Ag = 1+. Quando formam 
compostos. 
IV. Número de oxidação do hidrogénio é 1+ (HCl, H2O, HCN, HNO3, etc), exceto quando 
formar compostos binários com os metais onde terá número de oxidação 1-. Exemplo: 
NaH, LiH, CaH2, etc. 
V. O nox do oxigénio num composto , é sempre igua a -2, excepto nos peróxidos (nox=-
1) e nos superóxidos (nox = -1/2). Exemplo: N2O3, HNO2, SO3, etc. 
VI. A soma algébrica dos nox de todos os átoos numa molécula, é igual a zero. 
VII. A soma algébrica dos nox de todos os atómos num ião composto é igual a carga deste 
ião. 
2.4.Tipos de Reações Redox. 
As reações redox podem ser comparadas com as reações de ácido-base (envolvem sempre um 
ácido e uma base). Para identificar uma reação redox o único caminho seguro é o de comparar 
o número de oxidação das espécies envolvidas. Se houver variação no número de oxidação, a 
reação é de natureza redox. 
a) Reações de combinação, síntese ou síntese: se dois reagentes A ou B forem uma 
substância simples, trata-se então de uma reação redox. Assim, todas as reações de 
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combustão, que envolvem oxigénio elementar, bem como muitas reações envolvendo 
outros elementos são reações redox: 
 
b) Reações de decomposição ou análise: quebra de um composto em dois ou mais 
componentes. Por exemplo: 
 
c) Reações de deslocamento, ou simples troca ou substituição: um ião ou átomo de 
um composto é substituído por um ião ou átomo de outro elemento. A maior parte das 
reações de deslocamento incluem-se numa das três subcategorias: deslocamento de 
hidrogénio, deslocamento de metal ou deslocamento de halogénio. Exemplo: 
 
d) Casos especiais de redox (auto-oxidação ou dismutação) 
São um tipo especial de reação redox. Um elemento num dado estado de oxidação é 
simultaneamente oxidado e reduzido. Um reagente numa reação de auto-oxidação contém 
sempre um elemento que pode ter pelo menos três estados de oxidação. O reagente está num 
estado de oxidação intermédio; isto é, para este elemento existe um estado de oxidação mais 
elevado e outro mais baixo. A decomposição do peróxido de hidrogénio é um exemplo. 
 
Neste caso, o número de oxidação do oxigénio no reagente é 1- aumenta para zero em O2 e 
diminui para 2- em H2O(g). 
 
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3. Conclusão 
O equilíbrio de oxidação e redução (redox) envolve transferência de elétrons. Na redução a 
espécie ganha elétrons e na oxidação a espécie perde elétrons. Os dois processos ocorrem 
simultaneamente e não podem coexistir independentemente. A reação de oxidação e redução 
envolve a reação de um agente redutor com um agente oxidante. O agente redutor é o reagente 
que perde elétrons e então é oxidado. O agente oxidante é o reagente que ganha elétrons e então 
é reduzido. 
 
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4. Referências Bibliográficas 
ALVARENGA , Paula. Reações de oxidação redução e eletroquímica. Instituto Superior de 
Agronomia – Universidade de Lisboa. 2017. 
SIRQUEIRA,Lindinalva Nunes. Analogia no ensino de oxidação – redução. Mestrado em 
Física e Química em Contexto Escolar Departamento de Química – Faculdade de Ciências 
Universidade do Porto. 2018 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M. at all. Fundamentos de Química Analítica. Tradução da 8 ed. 
americana. São Paulo: Ed. Thomson, 2007.