Reações de Oxi Redução

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REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
1. ESTADO DE OXIDAÇÃO (NÚMERO DE OXIDAÇÃO)
Conceitos de oxidação e redução:
Li • + • F Li+ F- (transferência - iônica)
H • + • Cl H — Cl (compartilhamento - covalente)
Oxidação: perda de elétrons
Redução: aquisição de elétrons
Agente oxidante: provoca oxidações, adquire elétrons e se torna reduzido
Agente redutor: provoca reduções, perde elétrons e se torna oxidado
* Conceito de número de oxidação (Nox)
Carga que um átomo teria se ambos os elétrons, em cada ligação, fossem
considerados pertencentes ao elemento mais eletronegativo ou: número de elétrons
que o átomo perdeu ou ganhou
Exs.:
Na+ Cl- Na Nox = 1+
Cl Nox = 1-
Fe2+ O2 - Fe Nox = 2+
O Nox = 2-
+ -
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* Para os compostos covalentes: carga elétrica teórica que o átomo iria adquirir
se houvesse quebra da lig. covalente
H Cl ou H — Cl
Caso houvesse uma ruptura nesta ligação:
H Cl [H] + + [ Cl ] -
HCl H Nox = 1+
Cl Nox = 1-
* Regras para atribuição dos números de oxidação (Nox):
1. O número de oxidação de qualquer elemento, em sua forma elementar, é
zero, independente da complexidade da molécula. Assim, os átomos no N2, F2,
P4 e S8 têm Nox zero. Nos elementos (Na, Ca, C,...) e nas substâncias simples
(H2, O2, N2, ...), o Nox de cada átomo é zero.
2. O número de oxidação de qualquer íon simples (um átomo) é igual à carga
do íon. Os íons Na+, Al3+ e S2- têm Nox 1+, 3+, 2-, respectivamente.
3. A soma de todos os Nox de todos os átomos em um composto neutro é zero.
Para um íon complexo (com mais de um átomo), a soma algébrica dos Nox
deve ser igual à carga do íon.
4. Nos compostos, o flúor tem sempre Nox = 1-.
5. Nos compostos, os elementos do Grupo 1A (exceto o H), têm sempre Nox =
1+.
6. Nos compostos, os elementos do Grupo 2A têm sempre Nox = 2+.
••
•• + -
••
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••••
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••
7. Um elemento do grupo 7A tem Nox 1- nos compostos binários com metais
(compostos que contêm apenas dois elementos diferentes). Por ex., o Cl tem Nox
= 1- no FeCl2, CuCl3 e NaCl.
8. O oxigênio, usualmente, tem um Nox 2-, sendo a principal exceção no caso
dos peróxidos (H2O2, Na2O2, ...) em que é 1-.
9. O hidrogênio possui, quase sempre, Nox = 1+, exceto nos hidretos metálicos
(NaH, CaH2, ...) em que é 1-.
10. Para íons poliatômicos familiares, como o SO4
2- ou NO3
-, a carga do íon pode
ser considerada como o Nox global do íon.
Exemplos:
• Qual o Nox do P, na substância H3PO4?
H 3 · (1+) = 3+
P 1 · (x) = x
O 4 · (2-) = 8-
Soma dos Nox = 0 3 +x -8 = 0  x = 5+
•Qual o Nox do Cr no íon CrO7 
2-?
Cr 2 · (x) = 2x
O 7 · (2-) = 14-
Soma dos Nox = 2- 2x -14 = -2  x = 6+
2. BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX
Reações de oxi-redução: reações onde há transferência de elétrons
2.1. Método da variação do número de oxidação
“ Numa reação de oxi-redução, o número total de elétrons perdidos no
processo de oxidação tem que ser igual ao número total ganho durante a
redução”
Regra geral:
1. Atribuir os números de oxidação de todos os átomos na equação
2. Identificar quais os átomos que variam de Nox
3. Calcular a variação total () no número de oxidação tanto para a oxidação
quanto para a redução, da seguinte maneira:
 = (variação do Nox do elemento) x (número de átomos do
elemento na molécula considerada)
4. Tomar o  do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa,
observando se o processo de oxi-redução é total ou parcial, pois:
4.1. Para oxi-redução total: entre as duas moléculas que contêm o
elemento que está sofrendo oxi-redução, usar o maior 
1.1. Para oxi-redução parcial: usar o  do elemento que está com Nox
diferente dos demais
5. Finalmente, equilibrar o restante da equação por inspeção
Ex.: Balancear a equação:
P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO
1° Atribuir os números de oxidação de todos os átomos na equação e identificar
quais os átomos que variam de Nox:
Nox 0 1+ 5+ 2- 1+ 2- 1+ 5+ 2- 2+ 2-
P + H N O3 + H2 O H3 P O4 + N O
oxidação (5-0 = 5)
redução (5-2 = 3)
2° Calcular o , observando que temos uma oxi-redução total (não há outros
átomos dos elementos que sofrem oxi-redução fora da linha). Assim, selecionar o
maior  e permutar entre o oxidante e redutor:
P + H N O3 + H2 O H3 P O4 + N O
 = 5x1 = 5  = 3x1 = 3 ou  = 5x1 = 5  = 3x1 = 3
3° Como  é igual para ambos os elementos, podemos usar qualquer um entre os 
dois dos compostos que sofrem oxidação ou redução:
3 P + 5 H N O3 + H2 O H3 P O4 + N O
4° Prosseguimos o balanceamento por inspeção:
3 P + 5 H N O3 + 2H2 O 3H3 P O4 + 5N O
A B C
Explicação:
 representa o número total de elétrons que o elemento irá ceder ou receber
Assim:
P: perde 5 elétrons
N: ganha 3 elétrons
Para igualarmos os números de elétrons, fazemos a inversão:
P perde 5 elétrons 3 P perdem 15 elétrons
N ganha 3 elétrons 5 N ganham 15 elétrons
cargas dos reagentes =  cargas dos produtos
Ex.: Balancear a equação:
MnO2 + HCl MnCl2 + H2O + Cl2
1° Atribuir os números de oxidação de todos os átomos na equação e identificar
quais os átomos que variam de Nox:
Nox 4+ 2- 1+ 1- 2+ 1- 1+ 2- 0
Mn O2 + H Cl Mn Cl2 + H2 O + Cl2
oxidação (1-0 = 1)
redução (4-2 = 2)
2° Calcular o , observando que temos uma oxi-redução parcial (há outros átomos
dos elementos que sofrem oxi-redução fora da linha) e permutar entre o oxidante e
redutor. Como para o Mn o  é igual em ambos os membros, podemos usar
qualquer um dos Mn; para o Cl, que sofre oxidação parcial, devemos usar  do Cl
que possui Nox diferente, que está no 2° membro:
Mn O2 + H Cl Mn Cl2 + H2 O + Cl2
 = 2x1 = 2  = 2x1 = 2  = 1x2 = 2
Mn O2 + H Cl 2Mn Cl2 + H2 O + 2Cl2
4° Prosseguimos o balanceamento por inspeção:
1Mn O2 + 4H Cl 1Mn Cl2 + 2H2 O + 1Cl2
C B A
Ex.: Balancear a equação:
K + KNO3 N2 + K2O
1° Atribuir os números de oxidação de todos os átomos na equação e identificar
quais os átomos que variam de Nox:
Nox 0 1+ 5+ 2- 0 1+ 2-
K + K N O3 N2 + K2O
oxidação (1-0 = 1)
redução (5-0 = 5)
2° Calcular o , observando que temos uma oxi-redução parcial (há outros átomos
dos elementos que sofrem oxi-redução fora da linha) e permutar entre o oxidante e
redutor. Para o N, o  será maior no 2° membro; para o K, que sofre oxidação
parcial, devemos usar  do K que possui Nox diferente, que está no 1° membro
(note que o  é maior no K do 2° membro) :
K + K N O3 N2 + K2O
 = 1x1 = 1  = 5x2 = 10
10K + K N O3 1N2 + K2O
4° Prosseguimos o balanceamento por inspeção:
10K + 2K N O3 1N2 + 6 K2O
*Casos particulares:
Quando ocorre uma auto-oxi-redução
Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 + H2O
1° Atribuir os números de oxidação de todos os átomos na equação e identificar
quais os átomos que variam de Nox. Neste caso, um mesmo elemento (Cl) se oxida
e se reduz:
Nox 0 1+ 1- 1+ 1- 1+ 5+ 2- 1+ 2-
Cl2 + Na OH Na Cl + Na Cl O3 + H2O
oxidação (5-0 = 5)
redução (0- (-1) = 1)
2° Calcular o . Evidentemente, neste caso, os cálculos de  só podem ser feitos
no 2° membro:
Cl2 + Na OH Na Cl + Na Cl O3 + H2O
 = 1x1 = 1  = 5x1= 5
Cl2 + Na OH 5Na Cl + 1 Na Cl O3 + H2O
3° Prosseguimos o balanceamento por inspeção:
3 Cl2 + 6Na OH 5Na Cl + 1 Na Cl O3 + 3 H2O
B A
Quando aparece água oxigenada (H2O2) como reagente
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
1° Atribuir os números de oxidação de todos os átomos na equação e identificar
quais os átomos que variam de Nox.
1+ 7+ 2- 1+ 1- 1+ 6+ 2- 1+ 6+ 2- 2+ 6+ 2- 1+ 2- 0
K Mn O4 + H2 O2 + H2 S O4 K2 S O4 +Mn S O4 + H2 O + O2
oxidação (0- (-1) = 1)
redução (7- 2 = 5)
- Note que H2O2 pode agir como oxidante e redutor. Neste caso, contudo, ele só
pode estar sofrendo oxidação, uma vez que KMnO4 o está sofrendo redução
2° Calcular o . Neste caso, o  do oxigênio deve ser calculado sempre no H2O2 :
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O +
O2
 = 5x1 = 5  = 2x1= 2
2KMnO4 + 5H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O + 
O2
3° Prosseguimos o balanceamento por inspeção:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3 H2SO4 1K2SO4 + 2MnSO4 + 8 H2O +5O2
A C B
D
Equações escritas na forma iônica
MnO4
- + I- + H+ Mn2+ + I2 + H2O
1° Neste caso, as regras continuam as mesmas. Apenas lembramos que, no caso de
um íon simples, o Nox é a própria carga elétrica do íon e, no caso de um íon
composto, a soma dos Nox de todos os elementos é igual à carga do íon:
7+ 2- 1- 1+ 2+ 0 1+ 2-
Mn O4
- + I- + H+ Mn2+ + I2 + H2O
oxidação (0- (-1) = 1)
redução (7- 2 = 5)
2° Calcular o , observando que temos uma oxi-redução total Assim, selecionar o
maior  e permutar entre o oxidante e redutor:
MnO4
- + I- + H+ Mn2+ + I2 + H2O
 = 5x1 = 5  = 5x1 = 5  = 2x1= 2
MnO4
- + I- + H+ 2 Mn2+ + 5 I2 + H2O
3° Prosseguimos o balanceamento por inspeção:
2MnO4
- + 10I- + 16H+ 2 Mn2+ + 5 I2 + 8H2O
B A
D
C
2.2. Método do íon-elétron
Usado para balancear equações iônicas representativas de reações de oxi-redução
em solução.
Regra geral:
1. Envolve a divisão da equação global em duas semi-reações, uma para a etapa de
oxidação e outra para a de redução
2. Cada semi-reação é balanceada materialmente (em termos de átomos) e, então,
eletricamente (em termos de elétrons)
3. Finalmente, as semi-reações balanceadas são adicionadas, de modo que os
elétrons sejam cancelados em ambos os lados da equação final
* As equações redox podem ocorrer em solução aquosa, que contém as espécies
H2O , H
+ e OH-. Estas soluções podem ser ácidas ou básicas:
Semi-reações em meio ácido (espécies predominantes: H2O e H
+)
- para balancear um átomo de hidrogênio, adicionamos um íon hidrogênio, H+, ao
outro lado da equação;
- para balancear um átomo de oxigênio, adicionamos uma molécula de água do lado
deficiente em oxigênio e, então, dois íons H+ ao lado oposto, para remover o
desbalanceamento do hidrogênio
Semi-reações em meio básico (espécies predominantes: H2O e OH
-)
- para balancear um átomo de hidrogênio, adicionamos uma molécula de água ao
lado da semi-reação deficiente em hidrogênio e, ao outro lado, adicionamos um íon
hidroxila;
- para balancear um átomo de oxigênio, adicionamos dois íons hidroxila ao lado
deficiente em oxigênio e uma molécula de água ao outro lado
Ex.: balancear a equação abaixo :
Sn2+ + Hg2+ + Cl- Hg2Cl2 + Sn
4+
1° Dividir a equação em duas semi-reações (oxidação e redução). Lembre-se que os 
átomos, em cada lado da semi-reação, devem ser do mesmo tipo):
Sn2+ Sn4+
Hg2+ + Cl- Hg2Cl2
2° Balancear cada semi-reação em termos de átomos:
Sn2+ Sn4+
2 Hg2+ + 2 Cl- Hg2Cl2
3° Balancear cada semi-reação em termos de cargas, de modo que a carga total, em 
ambos os lados, seja a mesma:
Sn2+ Sn4+ + 2e-
2e- + 2 Hg2+ + 2 Cl- Hg2Cl2
4° Tornar o número de elétrons ganhos igual ao número de elétrons perdidos e 
somar as semi-reações:
Sn2+ Sn4+ + 2e-
2e- + 2 Hg2+ + 2 Cl- Hg2Cl2
Sn2+ + 2Hg2+ + 2Cl- Hg2Cl2 + Sn
4+
* Note que tanto os átomos quanto as cargas estão equilibrados
Ex.: Balancear a equação abaixo em solução ácida:
Cr2O7
2- + H2S Cr
3+ + S
1° Dividir a equação em duas semi-reações (oxidação e redução) e balancear cada
semi-reação em termos de átomos e, em seguida, em termos de elétrons, considerando
a presença do oxigênio e do hidrogênio:
H2S S + 2H
+
H2S S + 2H
+ + 2e-
14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
2° Somar as semi-reações, de modo que todos os elétrons, na equação final, se 
cancelem:
H2S S + 2H
+ + 2e- (x3)
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
3H2S 3 S + 6H
+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
3H2S + 8H
+ + Cr2O7
2- 3 S + 2Cr3+ + 7H2O 
8
Ex.: Balancear a equação abaixo em solução básica:
Pb(OH)3
- + OCl- PbO2 + Cl
-
(embora possamos usar H2O e OH
- diretamente, a técnica mais simple é equilibrar
primeiro a reação como se ela ocorresse em solução ácida e depois fazer a conversão
para ajustá-la às condições de uma solução básica)
1° Dividir a equação em duas semi-reações e balancear cada semi-reação em termos 
de átomos e, em seguida, em termos de elétrons:
Pb(OH)3
- PbO2 + H2O + H
+
Pb(OH)3
- PbO2 + H2O + H
+ + 2e-
2H+ + OCl- Cl- + H2O
2e- + 2H+ + OCl- Cl- + H2O
2° Somar as semi-reações 
2e- + 2H+ + OCl- Cl- + H2O
Pb(OH)3
- PbO2 + H2O + H
+ + 2e-
Pb(OH)3
- + H+ + OCl- Cl- + PbO2 + 2H2O
A equação está equilibrada para uma solução ácida. A seguir, fazemos a conversão 
para solução básica:
H+ + Pb(OH)3
- + OCl- Cl- + PbO2 + 2H2O
1° Adicionamos a cada lado, o mesmo número de OH- que o número de H+
existentes na equação:
OH- + H+ + Pb(OH)3
- + OCl- Cl- + PbO2 + 2H2O + OH
-
forma H2O
H2O + Pb(OH)3
- + OCl- Cl- + PbO2 + 2H2O + OH
-
2° Cancelando-se um de cada lado, chegamos à equação final balanceada:
H2O + Pb(OH)3
- + OCl- Cl- + PbO2 + 2H2O + OH
-
Pb(OH)3
- + OCl- Cl- + PbO2 + H2O + OH
-