23 Oxirredução

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OXIRREDUÇÃO 
 
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Oxirredução 
Oxirredução é uma reação química em que há a ocorrência de oxidação e redução de átomos de 
substâncias (espécie química) presentes no processo. 
• Oxidação: É a perda de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. 
• Redução: É o ganho de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. 
Assim, durante uma reação de oxirredução,os elétrons transitam da espécie que os perde em direção 
à espécie que vai recebê-los, o que resulta na formação de uma corrente elétrica (energia elétrica). 
Agente redutor e agente oxidante 
A espécie química que sofre o fenômeno da oxidação é denominada de agente redutor, e a espécie 
que sofre o fenômeno da redução é chamada de agente oxidante. 
A determinação do agente oxidante e do agente redutor de uma reação de oxirredução é feita a partir 
da variação do NOX (quantidade de elétrons perdida ou recebida) de cada átomo das espécies quí-
micas presentes na reação. Veja: 
• Oxidação: causa aumento do NOX; 
• Redução: causa diminuição do NOX. 
Veja a variação do NOX dos átomos nas espécies químicas da equação abaixo: 
 
NOX dos componentes de uma equação química de oxirredução 
• O Ferro sofreu oxidação porque seu NOX aumentou de 0 para +3 do reagente para o produto; 
• O gás Cloro (Cl2) sofreu redução porque seu NOX diminuiu de 0 para -1 do reagente para o produto. 
• As reações de oxirredução são aquelas em que há transferência de elétrons entre as espécies quí-
micas envolvidas. Isso pode ser percebido por meio do número de oxidação (Nox) de cada elemento, 
que se trata da carga elétrica real, no caso de íons monoatômicos (um átomo que ganhou ou perdeu 
elétrons), e, no caso de compostos moleculares ou de íons polinuclerares, é a carga elétrica que ele 
teria se a ligação fosse rompida, ou seja, sua tendência de atrair os elétrons. 
• Assim, nós olhamos o Nox de cada elemento envolvido na reação e se percebermos que o seu Nox 
do reagente era menor que o do produto, isto é, aumentou, isso significa que ele perdeu elétrons na 
reação. Por outro lado, se o seu Nox no produto é menor, significando que ele diminuiu, quer dizer 
que essa espécie química ganhou elétrons. 
• Para entender melhor, vejamos um exemplo: Ao mergulhar uma fita de cobre metálico em uma so-
lução de nitrato de prata, notamos que, com o passar do tempo, forma-se uma camada cinza sobre o 
cobre, e a solução, que inicialmente era incolor, vai ficando azul, como se pode ver na imagem abai-
xo: 
 
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Precipitação de prata em cobre a partir de uma solução de nitrato de prata* 
• A cor azul deve-se à formação de cátions cobre (Cu2+) que ficam dissolvidos na solução. Isso signi-
fica que o cobre metálico (Cu0) perdeu elétrons para se transformar nesse cátion. Dessa forma, dize-
mos que ele sofreu uma oxidação. Acompanhe a seguir: 
• Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: Cu0
(s) → Cu2+
(aq) + 2 e- 
• Ao mesmo tempo, os íons prata (Ag+) que existiam na solução de nitrato de prata (AgNO3) recebe-
ram esses elétrons que o cobre perdeu e transformaram-se em prata metálica (Ag0), que se depositou 
na fita de cobre. Isso significa que os íons prata sofreram redução: 
• Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: 2 Ag+
(aq) + 2e-→ 2 Ag0
(s) 
• Visto que houve transferência de elétrons, com ocorrência simultânea de oxidação e de redução, 
esse é um exemplo de reação de oxirredução, que é dada pela soma das duas semirreações acima: 
• Reação de oxirredução: Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 
• Outros dois conceitos importantes nas reações de oxirredução são “agente oxidante” e “agente re-
dutor”. Como os próprios nomes dizem, o agente oxidante é o que causa a oxidação de outra espé-
cie química, enquanto o agente redutor é o que provoca a redução da outra. 
• No exemplo mencionado, o cobre metálico perdeu elétrons, ou seja, ele doou esses elétrons para o 
cátion prata, causando a sua redução. Portanto, o cobre é o agente redutor. Por outro lado, os cátions 
prata da solução de nitrato de prata foram os que receberam os elétrons do cobre, causando a oxida-
ção dele. Por isso, o nitrato de prata (e não o cátion prata) é o agente oxidante. 
• Observação importante: Note que a substância redutora é a que contém o átomo que forneceu os 
elétrons e a substância oxidante é a que contém o átomo que recebeu os elétrons. Assim, lembre-se 
de que os agentes oxidante e redutor não são os átomos isolados, mas as substancias que os con-
têm. 
• Resumidamente, temos: 
 
As principais classes de reações estudadas no Ensino Médio são as de precipitação, ácido/base 
e oxirredução. Esta última abrange uma série de reações muito versáteis e importantes, como 
a combustão, a corrosão, a fotossíntese, a extração de minérios, entre outras. Reações de oxirredu-
ção são também chamadas de oxidorredução ou redox, pois trata-se da combinação de semirreações 
de oxidação (em que ocorre perda de elétrons) e de redução (em que há ganho de elétrons), assim, 
pode-se dizer que reações desse tipo tratam da migração de elétrons de uma espécie a outra. 
Sempre que houver uma oxidação, haverá também uma redução, pois, como elétrons são partículas 
reais, que não podem ser simplesmente "perdidas" (já que na natureza "nada se perde, nem se cria", 
segundo Lavoisier), quando uma espécie perder elétrons, outra espécie necessariamente irá ganhá-
los, assim, sempre que uma espécie oxidar, outra irá reduzir. 
Por exemplo, em uma das etapas da formação da ferrugem, o ferro sólido é oxidado pelo ar úmido 
(O2 + H2O), e pode ser descrita da seguinte maneira: 
Semirreação de oxidação: 2Fe(s) → 2Fe2+
(s) + 4e- 
Semirreação de redução: O2(g) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-
(aq) 
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Reação global: 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) → 2Fe(OH)2(s) 
Neste caso, a espécie que está oxidando (perdendo elétrons) é o ferro, enquanto que quem está re-
duzindo (ganhando elétrons) é o oxigênio do O2. A espécie que oxida é chamada de agente redutor, 
pois é quem provoca a redução da outra espécie. Da mesma forma, quem sofre redução é chamado 
de agente oxidante. Assim, neste exemplo dado, o Fe(s) é agente redutor e O2(g) agente oxidante. 
É daí que vem o termo "antioxidante", produtos antioxidantes são aqueles que possuem substâncias 
capazes de atrasar ou inibir a oxidação de algum material e, portanto, podem ser agentes redutores. 
As reações de oxidação, embora sejam normais (e essenciais) nos organismos vivos, podem produzir 
radicais livres, potencialmente perigosos a estes organismos. Acredita-se que muitas doenças, co-
mo Alzheimer, Parkinson, diabetes, alguns tipos de câncer, dentre outras e até o envelhecimento da 
pele estejam atreladas a um "estresse oxidativo" (excesso de oxidação, por assim dizer) e por isso, 
remédios e alimentos antioxidantes, como uva, maçã, brócolis, linhaça, etc. são consumidos como 
formas de prevenção. 
Para verificar se uma reação é do tipo redox, basta identificar se há variação no número de oxida-
ção(NOx) das espécies envolvidas: se houver diminuição do NOx, significa que a espécie sofreu re-
dução, se houver aumento, oxidação e, portanto, trata-se de uma oxirredução. A espécie que sofreu 
redução é o agente oxidante, e a que sofreu oxidação, agente redutor. A seguir, um fluxograma para 
resumir essas informações: 
 
Oxirredução é um fenômeno químico em que há produção de energia elétrica a partir da ocorrência 
de oxidação e redução de espécies químicas. 
As reações redox ou de oxirredução estão entre as mais comuns e importantes, estando envolvidas 
em uma grande variedade de processos, como, por exemplo, a ferrugem, respiração dos animais e 
dentre outras mais. A principal característica dessas reações é a transferência de elétrons de um 
átomo oxidado para o átomo reduzido, como, por exemplo, na reação química a seguir: 
Zn(s) + 2H+
(aq) → Zn2+
(aq) + H2(g) 
Onde oátomo de zinco (Zn(s)) é oxidado e tem seus elétrons transferidos para os íons de hidrogê-
nio(H+
(aq)). A transferência de elétrons nas reações redox produz energia na forma de calor, no entan-
to a transferência de elétrons nestas reações também pode produzir energia na forma de eletricidade. 
Uma particularidade das reações de oxirredução é que são termodinamicamente favoráveis, isto é, 
são reações espontâneas. 
Definição 
Clássica 
Antigamente, o termo oxidação significava "combinar-se com o oxigênio". 
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Quando se adquiriu o conhecimento da estrutura dos átomos, verificou-se que, quando um elemento 
ou uma substância se combinava com o oxigênio, esta espécie química "perdia elétrons". 
Atual 
Modernamente, o termo "oxidação" significa "perder elétrons", ou ainda "aumento da reatividade", não 
necessariamente em presença de oxigênio (quando um elemento perde elétrons o seu estado de 
oxidação aumenta. Exemplo: Al0 → Al+3 + 3 e-). 
Reação Pilha De Daniell 
Na reação que ocorre na pilha de Daniell: 
O zinco perdeu 2 elétrons, aumentando o seu número de oxidação de 0 para +2, sofrendo, portanto, o 
fenômeno da oxidação. 
O reagente responsável pela oxidação é denominado "agente oxidante" ou simplesmente "oxidante" 
(embora ele mesmo se "reduza")ː no caso, é o CuSO4. 
O ganho de elétrons por uma espécie química é denominado redução. 
Nas pilhas, existem dois elétrodos. O elétrodo onde ocorre a oxidação é chamado de ânodo e o ele-
trodo onde ocorre a redução é chamado de cátodo. 
As reações de oxirredução envolvem a transferência de elétrons entre átomos, íons ou moléculas. 
Em uma reação de oxirredução ocorrem mudanças no número de oxidação (nox). A oxirredução con-
siste nos processos de oxidação e redução: 
• Oxidação: Resulta na perda de elétrons e aumento do nox. 
• Redução: Resulta no ganho de elétrons e diminuição do nox. 
Ao mesmo tempo que um elemento cede elétrons, outro irá recebê-los. Assim, o número total de elé-
trons recebidos é igual ao total de elétrons perdidos. 
São exemplos de reações de oxirredução a combustão, corrosão e fotossíntese. 
Exemplos 
Conforme o elemento que recebe ou doa os elétrons temos as seguintes denominações: 
• Agente Redutor: Aquele que sofre oxidação, provoca a redução e aumenta o seu número de nox. É 
o que perde elétrons. 
• Agente Oxidante: Aquele que sofre redução, provoca a oxidação e diminuiu o seu número de nox. É 
o que ganha elétrons. 
O nox representa a carga elétrica de um elemento no momento em que participa de uma ligação quí-
mica. 
Essa condição é relacionada com a eletronegatividade, que é a tendência que alguns elementos 
apresentam para receber elétrons. 
1. Observe o primeiro exemplo, note que na reação entre o Ferro e o Cloro ocorre mudança do nú-
mero de oxidação. O Cloro por ser mais eletronegativo ganha elétrons: 
 
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2. Reação entre o Ferro e o Oxigênio. O oxigênio é mais eletronegativo e acaba por receber elétrons 
e diminuindo o seu número de oxidação. 
 
Uma reação de oxirredução é caracterizada como um processo simultâneo de perda e ganho de elé-
trons, pois os elétrons perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por 
outros. 
Para entender, veja um exemplo: 
Uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)) é azul em razão da presença de íon Cu2+ dissolvidos 
nela. Se colocarmos uma placa de zinco metálico (Zn(s)) nessa solução, com o passar do tempo pode-
remos notar duas modificações: a cor da solução ficará incolor e aparecerá um depósito de cobre 
metálico na placa de zinco. 
Portanto, a reação que ocorre nesse caso é a seguinte: 
Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq) 
ou 
Zn(s) + Cu2+
(aq) + SO4
2-
(aq) → Cu(s) + Zn2+
(aq) + SO4
2-
(aq) 
ou ainda 
Zn(s) + Cu2+
(aq) → Cu(s) + Zn2+
(aq) 
Observe que houve uma transferência de elétrons do zinco para o cobre. Analisando isoladamente a 
transformação que ocorreu em cada um desses elementos, temos: 
• Zn(s) → Zn2+
(aq) 
O zinco perdeu 2 elétrons passando de zinco metálico para cátion. Nesse caso, o zinco sofreu uma 
oxidação. 
• Cu2+
(aq) → Cu(s) 
Já com o cobre ocorreu o contrário, ele ganhou 2 elétrons, passando de cátion cobre II para cobre 
metálico. O cobre sofreu uma redução. 
Isso explica as duas mudanças observadas, pois a solução ficou incolor porque os íons cobre se 
transformaram em cobre metálico, que se depositaram na placa de zinco. 
Visto que houve uma perda e um ganho de elétrons simultâneos, essa reação é um exemplo de rea-
ção de oxirredução, e por meio dela podemos estabelecer os seguintes conceitos que se repetem 
para todas as outras reações desse tipo: 
O metal mais reativo sofre a oxidação, assim, no exemplo proposto o zinco é mais reativo que o co-
bre. 
Outra reação de oxirredução que pode ser citada ocorre quando colocamos magnésio ou alumínio em 
uma solução de ácido clorídrico. Nessas reações o hidrogênio do ácido clorídrico recebe 3 elétrons 
vindos do alumínio (ou 2 elétrons vindos do magnésio), passando de cátion H+para gás hidrogênio 
(H2), enquanto que o metal se transforma no cátion: 
OXIRREDUÇÃO 
 
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2 Al(s) + 6 H+
(aq) → 2 Al3+
(aq) + 3H2 (g) 
Mg(s) + 2 H+
(aq) → Mg2+
(aq) + H2 (g) 
Os metais sofrem oxidação e o hidrogênio sofre redução. Abaixo temos uma figura que mostra que ao 
se adicionar o magnésio no ácido clorídrico ocorre uma efervescência, que é em razão da liberação 
do gás hidrogênio, e o magnésio desaparece, pois é consumido. 
As reações de oxirredução são aquelas em que ocorre transferência de elétrons de uma espécie 
química para outra, sendo que o átomo ou íon que recebe elétrons tem a sua carga ou número de 
oxidação (Nox) diminuido, e dizemos que ele sofreu uma redução. Por outro lado, a espécie que per-
de os elétrons, sofre oxidação, tendo o seu Nox aumentado. 
Portanto, ao realizar o balanceamento de equações que representam as reações de oxirredução, 
pretendemos igualar o número de elétrons que foram perdidos e recebidos. E para tal precisamos 
primeiramente determinar os Nox de todos os elementos das substâncias nos reagentes e nos produ-
tos, e, com isso descobrir quantos elétrons foram transferidos e quais espécies sofreram redução e 
oxidação. 
Se você tem alguma dúvida sobre como determinar o Nox de um elemento na substância, leia o tex-
to Número de Oxidação (Nox). 
Agora, vejamos um exemplo para visualizar como fazer isso. Abaixo temos a reação de oxirredução 
entre o cobre metálico e o nitrato de hidrogênio, com produção de nitrato de cobre II, monóxido de 
nitrogênio e água: 
Cu(s) + HNO3(aq) → Cu (NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l) 
1º passo – Determinar o Nox: 
Cu(s) + HNO3(aq) → Cu (NO3)2(aq) + NO(g) + H2O(l) 
 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 
 0 +1,+5,-2 +2,+5,-2 +2,-2 +1,-2 
Observe que o Cu teve seu Nox aumentado de zero para +2, o que significa que ele é a espécie que 
sofreu oxidação. Já o N é o que sofreu redução, pois o seu Nox diminuiu de +5 para +2. 
Agente oxidante: HNO3; 
Agente redutor: Cu(s). 
2º passo - Determinar a variação do Nox (ΔNox) para verificar o número de elétrons transferidos: 
Cu = ΔNox = 2 – 0 = 2 
N = ΔNox = 5 – 2 = 3 
Observação importante: Os valores encontrados para os ΔNox permanecem estes porque nas subs-
tâncias existem apenas um átomo de nitrogênio e de cobre. Mas, se fosse mais de dois átomos terí-
amos que levar isso em consideração. Por exemplo, considere a seguinte oxidação: C2O4
2- → 
CO2.Aqui, o carbono teve seu Nox aumentado de +3 para + 4, e o ?Nox daria igual a 1. Mas temos 
que todo carbono presente em C2O4
2- se oxidou, ou seja, cada átomo de carbono perdeu 1 elétron. 
Como em C2O4
2- existem 2 átomos de carbono, então, o número total de elétrons perdidos é igual a 2. 
3º Passo – Inverter os valores de ΔNox pelos coeficientes das substâncias: 
Visto que o ΔNox do Cu deu 2, então esseserá o coeficiente da substância que contém o N, que no 
primeiro membro é o HNO3 e no segundo membro da equação é o NO. E visto que ΔNox do N deu 3, 
então esse será o coeficiente da substância que contém o Cu, que no primeiro membro é o Cu e no 
segundo membro da equação é o Cu(NO3)2. 
Observe que, assim, o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebi-
dos: 
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Observação importante: Nesse caso, todas as substâncias envolvidas contêm a mesma quantidade 
de átomos de Cu e de N. Porém, se acontecer de essa quantidade for diferente, nós devemos esco-
lher o membro que tiver a maior quantidade de átomos que sofrem redução e oxidação. 
Aqui nós vamos escolher trabalhar com as substâncias do segundo membro, porque é o que tem 
maior número de substâncias. 
Fica assim, então: 
Cu(s) + HNO3(aq) → 3 Cu (NO3)2(aq) + 2 NO(g) + H2O(l) 
4º passo: Continuar balanceando pelo método de tentativas: 
* Se no segundo membro temos 3 Cu, esse será seu coeficiente no primeiro membro. E no segundo 
membro temos 8 N (lembre-se de multiplicar o índice pelo coeficiente em cada substância e depois 
somar com o que tiver nas outras substâncias), então esse será o coeficiente de HNO3 no primeiro 
membro. 
 3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu (NO3)2(aq) + 2 NO(g) + H2O(l) 
* Agora sabemos que a quantidade de átomos de H no primeiro membro é de 8, então o coeficiente 
de H2O no segundo membro será 4 (porque tem que multiplicar pelo índice “2”): 
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu (NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) 
Por fim, vamos verificar se o balanceamento está correto vendo se a quantidade de átomos de oxigê-
nios é igual nos dois membros: 
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu (NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l) 
O = 8 . 3 = 24 | O = (2 . 3 . 3) + 2 + 4 = 24 
Portanto, o balanceamento está correto. 
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