Reações de oxidação e redução

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Eletroquímica e Corrosão: Reações de 
oxidação e redução
MARCO AURÉLIO LIMA
Introdução
As reações de oxidação e redução, também
chamadas de reações redox, são fenômenos muito
frequentes no nosso cotidiano.
Oxirredução (Regras do Nox)
Como definição temos:
●Oxidação é a perda de elétrons;
● Redução é o ganho de elétrons.
● Reações de Oxirredução é quando há 
transferência de elétrons.
Oxirredução (Regras do Nox)
Como exemplo deste fenômeno temos:
O Magnésio (Mg) sofrendo oxidação (perdendo
2 elétrons) e o Oxigênio (O) sofrendo redução
(ganhando 2 elétrons).
Mg
O
Oxirredução (Regras do Nox)
Outro exemplo é introduzirmos um fio de zinco (Zn)
em uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4).
Verificamos, após certo tempo, que ocorre a
formação de um depósito de cobre e que a solução
aos poucos, vai deixando de ser azul, que é
característica dos íons Cu2+.
Zn(s) + Cu 2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
Oxirredução (Regras do Nox)
Podemos representar a reação pela seguinte equação
química:
Zn(s) + Cu+2(aq) → Zn+2 (aq) + Cu(s)
Assim, temos as seguintes semirreações:
● Semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn+2(aq)+ 2 elétrons
● Semirreação de redução:
Cu+2(aq) + 2 elétrons → Cu(s)
Oxirredução (Regras do Nox)
Podemos notar que, devido à transferência de elétrons, 
ocorreu uma mudança na carga elétrica das espécies 
químicas. Essas cargas elétricas são denominadas 
número de oxidação (Nox). 
O conhecimento do número de oxidação é de grande 
importância para o entendimento dos processos de 
óxido-redução.
Vamos agora estudar as maneiras de determiná-lo.
Oxirredução (Regras do Nox)
Número de Oxidação (Nox)
No caso dos compostos iônicos, chama-se
Número de Oxidação (Nox) a própria carga
elétrica do íon, ou seja, o número de elétrons
que o átomo realmente perdeu ou ganhou.
No MgO (óxido de magnésio)
Mg+2: Nox = +2
O-2: Nox = -2
Oxirredução (Regras do Nox)
Nos compostos covalentes, não há um átomo
que perca e outro que ganhe elétrons, já que os
átomos estão apenas compartilhando elétrons.
Entretanto, podemos estender o conceito de
número de oxidação também para os
compostos covalentes.
Dizendo que:
Seria a carga elétrica teórica que o átomo
iria adquirir se houvesse quebra da ligação
covalente, ficando os elétrons com o átomo
mais eletronegativo.
Oxirredução (Regras do Nox)
Por exemplo: No ácido clorídrico (HCℓ), o cloro
é mais eletronegativo que o hidrogênio e, em
consequência, atrai o par eletrônico covalente
para o seu lado.
H Cl
δ+
δ-
H Cl
Oxirredução (Regras do Nox)
Se, por influência externa, houver uma ruptura
dessa ligação, é evidente que o par eletrônico
ficará com o cloro.
Então:
No HCℓ (ácido clorídrico)
H+1: Nox = +1
Cℓ-1: Nox =-1
Oxirredução (Regras do Nox)
Dado o conceito de número de oxidação (Nox),
podemos ampliar o conceito de oxidação e
redução dizendo:
- Oxidação é a perda de elétrons ou aumento
do número de oxidação de um elemento.
- Redução é o ganho de elétrons ou diminuição
do número de oxidação de um elemento.
Oxirredução (Regras do Nox)
Esquematicamente temos:
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Nox.
Oxidação
Redução
Oxirredução (Regras do Nox)
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO Nox
É fácil calcular o Nox de um elemento que 
aparece numa substância, sem que seja 
necessário construir as fórmulas eletrônicas 
dos compostos, usando as seguintes regras:
Oxirredução (Regras do Nox)
1ª regra: O Nox de cada átomo em uma substância
simples é sempre zero.
Neste caso, como os átomos apresentam a mesma
eletronegatividade, numa eventual quebra da ligação,
nenhum perde ou ganha elétrons.
Exemplos: O2, O3, Cl2, H2
2ª regra: O Nox de um íon monoatômico é sempre igual
à sua própria carga.
K+ Ba2+ F– N3–
Nox: +1 +2 –1 –3
Oxirredução (Regras do Nox)
3ª regra: Existem elementos que apresentam Nox fixo
em seus compostos.
Metais Alcalinos (1A)
(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)
Nox = + 1 Exemplo: K2SO4.
Nox = + 1
Metais Alcalinos-terrosos (2A)
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)
Nox = + 2 Exemplo: CaO.
Nox = + 2
Zn (zinco) Nox = + 2 Exemplo: ZnSO4. 
Nox = + 2
Ag (prata) Nox = + 1 Exemplo: AgCℓ. 
Nox = + 1
Al (alumínio) Nox = + 3 Exemplo: Aℓ2O3. 
Nox = + 3
Oxirredução (Regras do Nox)
4ª regra: O Nox do elemento hidrogênio (H), nas
substâncias compostas, é geralmente +1.
HBr H2SO4
Nox: +1 +1
Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando
hidretos metálicos, seu Nox é -1 .
NaH CaH2
Nox: –1 –1
Oxirredução (Regras do Nox)
5ª regra: O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria 
dos seus compostos, é -2.
CO H2O H2SO4
Nox: –2 –2 –2 
No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é 
mais eletronegativo, o Nox do oxigênio é + 2: 
OF2
Nox: +2
Nos peróxidos (O2)2–, o Nox do oxigênio é -1.
Nox:
H2O2 Na2O2
+1 +1-1 -1
-2+2-2+2
Soma dos Nox: Zero Zero
Oxirredução (Regras do Nox)
6ª regra: Os halogênios apresentam Nox = - 1, quando
formam compostos binários (2 elementos), nos quais
são mais eletronegativos.
HCl MnBr2 CF4
Nox = –1 –1 –1
7ª regra: A soma dos Nox de todos os átomos
constituintes de um composto iônico ou molecular é
sempre zero.
Nox:
Soma dos Nox:
NaCl HCl CaO CO
+1 - 1 +1 - 1 +2 - 2 +2 - 2
Zero Zero Zero Zero
Oxirredução (Regras do Nox)
Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de
muitos outros elementos.
Exemplo 1:
● Determinação do Nox do fósforo (P) no H3PO4:
H → Nox = +1
P → Nox = X
O → Nox = -2
H 3 P O 4
3.( + 1 ) + X + 4.( - 2 ) = 0
X = + 5
Oxirredução (Regras do Nox)
Exemplo 2:
● Determinação do Nox do Cromo (Cr) no K2Cr2O7:
K → Nox = + 1
Cr → Nox = X
O → Nox = - 2
K2 Cr2 O7
2.( + 1 ) + 2.X + 7.( - 2 ) = 0
X = + 6 (Nox do Cr).
Oxirredução (Regras do Nox)
8ª regra: Num íon composto, o somatório dos Nox é
igual à carga do íon.
Exemplo 3:
● Determinação do Nox do fósforo (P) no P2O7- 4 :
P → Nox = x
O → Nox = - 2
P2 O7
4-
2.X + 7.( - 2 ) = - 4
X = + 5 (Nox do P).
Oxirredução (Regras do Nox)
Variação do Nox nas Reações de Óxido-redução
Observando o exemplo da reação entre o cobre (Cu) e a
solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3) e
associando-o ao conceito de Nox, temos:
● semirreação em que ocorre perda de elétrons é
denominada reação de oxidação.
● semirreação em que ocorre ganho de elétrons é
denominada reação de redução.
Cu Cu2+ + 2e- 2Ag+ + 2e- 2 Ag
0
+
2
+1 0
Nox
Perda de e-
Oxidação
Aumento do Nox
Ganho de e-
Redução
Diminuição do Nox
Oxirredução (Regras do Nox)
Com isso, temos:
-O cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente
redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons prata (Ag+),
provoca sua redução.
- Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como
agente oxidante, pois, ao receberem elétrons do cobre
(Cu), provocam sua oxidação.
Cu: perde elétrons Sofre oxidação Agente redutor
Sofre reduçãoAg+: ganha elétrons Agente Oxidante
Balanceamento de equações pelo 
método de oxirredução
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
EQUAÇÃO QUÍMICA de oxidação e redução:
2 SO
2(g)
+ O
2 (g) 
 2 SO
3(g)
4 Fe (s) + 3 O
2
(g)  2 Fe
2
O
3
(s)
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
Como chegaremos a estes coeficientes estequiométricos?
P + HNO
3
+ H
2
O H
3
PO
4
+ NO
+2+5+50
P :OXIDAÇÃO Δ = (+5) – 0 = 5
REDUÇÃO N : Δ = (+5) – (+2) = 3
3 35 2 5
Como o total de elétrons CEDIDOS e RECEBIDOS devem ser iguais,
devemos inverter estas variaçõesusando-as como coeficientes.
Prosseguimos o balanceamento por tentativas.
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
KMnO
4
+ HCl  KCl + MnCl
2
+ H
2
O + Cl
2
Para facilitar o balanceamento podemos seguir algumas regras:
a) Descobrir todos os elementos que sofreram oxidação e redução, isto é,
é, mudaram o número de oxidação
+7 +2– 1 0+1 +1 +1+1– 1 – 1– 2 – 2
b) Calculemos agora as variações de Nox desses elementos, que chamaremos
de (delta). Criamos então dois ramais; o de oxidação e o de redução 
Cl :OXIDAÇÃO Δ = 0 – (– 1) = 1
REDUÇÃO Mn :Δ = (+7) – (+2) = 5
c) Multiplicamos a variação do Nox do elemento, na substância escolhida, pela
sua atomicidade. Teremos, neste caso, a variação total do Nox.
Ramal de oxidação:
Ramal de redução:
Δt = 1 x 2 = 2
Δt = 5 x 1 = 5
Cl2
KMnO4
5 Cl2
2 KMnO4
d) Dar a inversão dos resultados para determinar os coeficientes.
2 52 2 816
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
Ag
(s)
+ H
2
S
(g)
+ O
2(g)
 Ag
2
S
(s)
+ H
2
O
(v)
Como chegaremos aos coeficientes estequiométricos?
Ag
(s)
+ H
2
S
(g)
+ O
2(g)
 Ag
2
S
(s)
+ H
2
O
(v)
0 +1 – 20
Oxidação: (Δ = 1 – 0 = 1)
Redução:(Δ = 0 – (– 2) = 2
Ramal de oxidação:
Ramal de redução:
Δt = 1 x 2 = 2 ou 1
Δt = 2 x 2 = 4 ou 2
Ag2S
O2
2 Ag2S
1 O2
Dar a inversão dos resultados para determinar os coeficientes.
21 224
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
Cl
2
+ NaOH  NaCl + NaClO
3
+ H
2
O
0 – 1 +5+1 +1 +1+1 +1– 2 – 2 – 2
NaCl Δ
T
= 1 X 1 = 1
NaClO
3
Δ
T
= 5 X 1 = 5
5 NaCl
1 NaClO
3
5 1 363
Encontraremos reações de oxirredução em mesmo elemento sofre
OXIDAÇÃO e REDUÇÃO
É um caso especial denominado de
AUTO OXIRREDUÇÃO
Redução: Δ = 0 – (– 1) = 1
Oxidação: Δ = 5 – 0 = 5
Neste caso calculamos a variação total no 2º membro da equação
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
Uma outra aplicação das reações da
Oxirredução é nos filtros de carvão ativo.
Os filtros contendo carvão ativo 
procuram eliminar o excesso de cloro na água tratada.
Pode ocorrer a reação:
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
Cl
2
+ C + H
2
O  CO
2
+ H 
+
+ Cl 
–
Vamos fazer o balanceamento desta equação?
0 +4 –10
Oxidação: Δ = 4 – 0 = 4
Redução: Δ = 0 – (– 1) = 1
Δ
T
= 1 X 2 = 2 ou 1
Δ
T
= 4 X 1 = 4 ou 2
Cl
2
C
2 Cl
2
1 C
41 122 4
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
Verifique que as cargas elétricas estão equilibradas:
1º membro: todas as substâncias são neutras
2º membro: 4 . (+1) + 4 . (– 1) = 0
2 Cl
2
+ C + 2 H
2
O  CO
2
+ 4 H 
+
+ 4 Cl
–
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
Exercícios de fixação do conteúdo:
01) Na equação representativa de uma reação de oxirredução:
Ni + Cu 
2+  Ni2 + + Cu 
a) o íon Cu
2+
é o oxidante porque ele é oxidado.
b) o íon Cu
2+
é o redutor porque ele é reduzido.
c) o Ni é redutor porque ele é oxidado.
d) o Ni é o oxidante porque ele é oxidado.
e) o Ni é o oxidante e o íon Cu
2+
é o redutor.
Balanceamento de equações pelo método de oxirredução
02) (UVA – CE) Na obtenção do ferro metálico a partir da hematita,
uma das reações que ocorre nos altos fornos é:
“Fe
2
O
3
+ 3 CO  2 Fe + 3 CO
2
”
Pela equação, pode-se afirmar que o agente redutor e o número
de oxidação do metal reagente são, respectivamente:
a) CO
2
e zero.
b) CO e + 3.
c) Fe
2
O
3
e + 3.
d) Fe e – 2.
e) Fe e zero.
Fe
2
O
3
+ 3 CO  2 Fe + 3 CO
2
0 +4+ 2+ 3 – 2 – 2 – 2
Redução
OXIDANTE
Oxidação
REDUTOR
Referências
 BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN Bruce E. 
Química: A ciência central. Ed. Pearson Education.
 KOTZ, J. C. TREICHEL, P. M. & WEAVER, G. C. Química geral e 
reações químicas. Volume 1. São Paulo: Cengage Learning, 
2010.
 Artigo Química Nova nº 4 –Maio 2001- Interações 
Intermoleculares