4 2LIVRO-Reações de oxirredução - QGI

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QUÍMICA GERAL E 
INORGÂNICA
Josemere Both
Reações de oxirredução
Objetivos de aprendizagem
Ao final deste texto, você deve apresentar os seguintes aprendizados:
 „ Identificar as reações de oxirredução.
 „ Definir oxidação e redução em função do número de oxidação.
 „ Distinguir agente oxidante e agente redutor.
Introdução
Assim como as demais ciências, a química envolve não apenas a obser-
vação e a descrição de fenômenos naturais por meio da realização de 
experimentos controlados, em laboratório, mas também a tentativa de 
generalizar os resultados das observações, tentando entender como e 
por que ocorrem. 
Neste capítulo, você iniciará os estudos de uma importante generaliza-
ção feita pelos químicos: o comportamento de substâncias que possuem 
caráter oxidante e redutor. O termo “oxidante” não deve ser desconhecido 
para você, pois esse fenômeno, de oxidação, está presente em alimentos 
(quando a superfície da maçã escurece ao ser cortada e deixada em 
contato com o ar), na formação de ferrugem (a partir da interação de 
um metal com oxigênio e água) e até no aspecto envelhecido da pele. 
Após identificar as reações em que as substâncias oxidam, estuda-
remos também o processo de redução, pois esses dois fenômenos não 
acontecem isoladamente. Nesse contexto, você vai conhecer as reações 
químicas que envolvem a transferência de elétrons entre reagentes. Esses 
processos, denominados reações de oxirredução, envolvem substâncias 
com tendência a doar elétrons e substâncias com tendência a receber 
elétrons.
Ao longo dos estudos, você verá que nem sempre é fácil perceber, 
apenas observando a equação química, que uma reação envolve trans-
ferência de elétrons, mas isso será descomplicado quando estudarmos os 
processos de oxidação e redução pelo conceito de número de oxidação. 
Ao final, você entenderá que uma substância que oxida em uma reação 
química é o agente redutor, e uma substância que reduz é o agente 
oxidante.
O que são reações de oxirredução?
Entre as primeiras reações estudadas pelos pioneiros da Química estavam 
aquelas que envolviam o oxigênio. Você já dever ter visto inúmeros exemplos 
de reações de combustão, em que a queima dos combustíveis e as reações dos 
metais com oxigênio dão origem a óxidos que, por sua vez, eram descritas 
pelo nome genérico: oxidação. Já a retirada do oxigênio dos óxidos metálicos 
para a obtenção de metais puros era descrita pelo termo redução. Entretanto, 
com o passar dos tempos, os cientistas perceberam que as reações envolvendo 
oxigênio eram, na realidade, casos especiais de um fenômeno mais geral, em 
que os elétrons são transferidos de uma substância para outra. As reações 
que envolvem transferência de elétrons passam a ser chamadas coletivamente 
de reações de oxirredução, ou apenas reações redox (BRADY; RUSSEL; 
HOLUM, 2002).
O termo oxidação foi aplicado à perda de elétrons por um reagente, enquanto 
redução foi aplicado ao ganho de elétrons por um segundo reagente envolvido 
em uma mesma reação química (ATKINS; JONES, 2012). Para ilustrar esses 
conceitos em uma reação química, poderemos utilizar a reação simples entre o 
sódio (Na) e o cloro (Cl), que envolve uma perda de elétron pelo sódio (oxidação 
do sódio) e um ganho de elétrons pelo cloro (redução do sódio). A maneira de 
se representar essas mudanças em forma de equação inclui os elétrons que 
serão perdidos e recebidos pelo símbolo de e-, como segue:
Na → Na+ + e- (oxidação)
Cl2 + 2e- → 2 Cl- (redução)
Nessa situação, dizemos que o sódio é oxidado, e o cloro, reduzido. 
Vamos analisar outra situação que envolve transferência de elétrons. A 
reação entre o zinco metálico (Zn) e o ácido clorídrico (HCl) é uma maneira 
simples de obter gás hidrogênio (H2) em laboratório. A formação de H2(g) ocorre 
quando os íons H+(aq), presentes na solução, tomam contato com o pedaço de 
zinco, recebem elétrons do metal e se transformam em H2(g). A corrosão do 
zinco ocorre porque seus átomos, presentes no sólido, ao perderem elétrons 
para os H+(aq), transformam-se em íons Zn2+(aq), que deixam o sólido e passam 
Reações de oxirredução2
para os íons H+(aq), transformando-se em íons Zn2+(aq), que deixam o sólido e 
passam para a solução. A reação química que ocorre pode ser equacionada 
da seguinte forma: 
Representando o elétron como e-, podemos indicar, nessa equação química, 
a transferência de elétrons do zinco para os íons hidrogênios: 
No exemplo, cada Zn perde 2 e-, e cada H+ recebe 2 e-. As equações podem 
ser também representadas da seguinte forma: 
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
2H+ + 2 e- → H2(g)
Oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo, não existindo uma sem 
a outra, pois o total de elétrons perdidos por uma espécie química deve ser 
igual ao total de elétrons ganhos por outra espécie, ou seja, o número de elé-
trons permanece inalterado (eles não aparecem, nem desaparecem) (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). Assim, podemos somar ambas as equações, a oxidação 
do zinco e a redução do hidrogênio, obtendo a equação global do processo: 
3Reações de oxirredução
Os conceitos de oxidação e redução são fáceis de aplicar na reação entre 
zinco metálico com solução aquosa de ácido clorídrico, pois a transferência de 
elétrons do Zn para o H+ é relativamente fácil de ser percebida. Existem, porém, 
processos de oxirredução em que a transferência de elétrons não é tão evidente 
na equação química. É o caso, por exemplo, do processo representado por 
NH3 + O2 → NO + H2O. Casos como esse evidenciam a necessidade de intro-
duzir um outro conceito para tornar mais clara a identificação da ocorrência 
de reações de oxirredução. Esse conceito é o número de oxidação, introduzido 
na química para facilitar a análise de processos de transferência de elétrons. 
O Quadro 1 pode ajudá-lo a organizar seu raciocínio ao procurar por 
reações de oxirredução e usar suas terminologias. 
Fonte: Adaptado de Kotz e Treichel Júnior (2005, p. 154).
Oxidação Redução
Em termos do número 
de oxidação
Aumento do número de 
oxidação de um átomo
Diminuição do 
número de oxidação 
de um átomo
Em termos de elétrons Perda de elétrons 
por um átomo 
Ganho de elétrons 
por um átomo 
Em termos de oxigênio Ganho de um ou 
mais átomos de O
Perda de um ou 
mais átomos de O
Quadro 1. Reconhecendo reações de oxirredução
Oxidação e redução em função do 
número de oxidação
O número de oxidação (Nox) de um elemento em um composto particular é 
obtido de acordo com um conjunto de regras, que serão descritas mais adiante. 
No caso de íons simples, monoatômicos, como NaCl, os números de oxidação 
são idênticos às cargas relativas dos íons. Desse modo, o número de oxidação 
do Na+, no cloreto de sódio, é Nox = +1, e o número de oxidação do Cl- é Nox = -1. 
Isso ocorre porque são compostos iônicos, em que átomos de um elemento 
metálico se unem a um elemento não metálico, envolvendo cátions e ânions 
que compõem o retículo cristalino. Nestes, os átomos dos elementos que estão 
Reações de oxirredução4
presentes, de fato, estão sob a forma de íons. Assim, consideramos que cada um 
deles apresenta carga elétrica. Essas cargas elétricas dos íons de um elemento 
em um composto iônico informam o número de oxidação desse elemento no 
composto (ATKINS; JONES, 2012). Alguns exemplos de compostos iônicos 
além do NaCl são: MgBr2, CaS e Al2O3.
Como já vimos, o Nox do NaCl, o MgBr2, o número de oxidação do Mg é +2, 
e o do bromo é -1. No CaS, o número de oxidação do cálcio é +2, e o do enxofre 
é -2. No Al2O3, o número de oxidação do alumínio é +3, e do oxigênio é -2.
A grande utilidade do conceito do número de oxidação deve-se ao fato 
de ele também poder ser aplicado a átomos em compostos moleculares (JES-
PERSEN; HYSLOP; BRADY, 2017), e não apenas a compostos iônicos, como 
vimos nos exemplos até agora. É importante compreender que,nesses casos, 
o número de oxidação não está ligado ao valor relativo de nenhuma carga de 
um átomo. Para garantir que não haja confusão entre os números de oxidação 
e as cargas elétricas reais, vamos colocar o sinal antes do algarismo quando 
quisermos escrever os números de oxidação, e depois do algarismo quando 
quisermos representar cargas elétricas. Assim, um íon de sódio tem carga 1+, 
e o número de oxidação é Nox = +1.
Um termo frequentemente utilizado, com o mesmo significado de número 
de oxidação, é estado de oxidação (CHANG; GOLDSBY, 2013). Voltando ao 
exemplo do NaCl, em que o sódio tem Nox = +1, dizemos que ele está no estado 
oxidado +1. De modo semelhante, dizemos que o cloro, no mesmo composto, 
está no estado de oxidação -1. Algumas vezes, é conveniente especificar o 
estado de oxidação de um elemento quando escrevemos o seu nome. Isso 
é feito escrevendo o número de oxidação entre parênteses, em algarismos 
romanos, após o nome do elemento. O ferro (III), por exemplo, representa 
ferro no estado de Nox = +3. 
Com esses novos termos definidos, podemos utilizá-los para determinar 
uma reação de oxirredução – uma reação de oxirredução é uma reação quí-
mica em que ocorrem variações nos números de oxidação. O Nox é definido 
do seguinte modo (ATKINS; JONES, 2012):
 „ A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação.
 „ A redução corresponde à diminuição do número de oxidação.
5Reações de oxirredução
Veremos que é fácil analisar reações de oxirredução observando as variações 
nos números de oxidação. Para isso, no entanto, devemos ter um procedimento 
simples para associar números de oxidação a átomos. 
Determinação dos números de oxidação (Nox)
Como mostrado anteriormente, é possível determinar o número de oxidação 
de um elemento observando a fórmula em que ele se encontra. Caso não seja 
tão óbvio, devemos procurar por uma variação no número de oxidação de um 
elemento no curso da reação. O Nox de um átomo em um íon ou molécula é 
definido como a carga que um átomo tem, ou aparenta ter, conforme deter-
minado por algumas regras de atribuição dos números de oxidação (KOTZ; 
TREICHEL JÚNIOR, 2005). É importante que você compreenda a lógica 
envolvida em cada uma dessas regras, o que torna mais fácil sua assimilação. 
Essas regras são (ATKINS; JONES, 2012):
1ª regra: cada átomo em um elemento (ou substância simples) apresenta número 
de oxidação igual a zero, pois, como os átomos são todos do mesmo elemento 
químico, não há diferença de eletronegatividade entre eles e, assim, o número 
de oxidação do elemento é zero. Como exemplo de substâncias simples forma-
das por elementos metálicos (portanto, substâncias metálicas), podemos citar 
Fe, Zn, Cu, Au, Ag, Pb, entre outros. Como exemplos de substâncias simples 
formadas por elementos não metálicos (portanto, substâncias moleculares), 
podemos citar H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2, S8, C(graf), C(diam), entre outros.
2ª regra: para íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à carga do 
íon. Elementos dos grupos periódicos 1A-3A formam íons monoatômicos com 
carga positiva e número de oxidação igual ao número do grupo. O Mg forma 
o íon Mg2+ e, portanto, seu Nox = +2.
3ª regra: o flúor sempre tem o Nox = -1 em todos os seus compostos.
4ª regra: Cl, Br e I sempre têm Nox = -1 em compostos, exceto quando combi-
nados com oxigênio e flúor. Isso significa que o Cl tem Nox = -1 em NaCl (em 
que Na é +1, conforme previsto pelo fato de que ele é um elemento do grupo 
1A). Porém, no íon ClO-, o Cl tem Nox +1 (e o oxigênio tem Nox = -2). Isso se 
justifica com a próxima regra.
Reações de oxirredução6
5ª regra: o Nox do H é +1, e do O é -2 na maioria de seus compostos. Embora 
essa regra se aplique a um enorme número de compostos, existem exceções 
importantes.
Sobre o hidrogênio e seus compostos — Compostos químicos (substâncias 
compostas) são formados por dois ou mais elementos químicos. Quando o 
hidrogênio se liga aos não metais (o que ocorre por ligações covalentes, exem-
plo A, em que são mais eletronegativos que ele, atrairá menos intensamente 
o elétron do que o outro elemento ligado). Assim, seu Nox será +1. Ao ligar-se 
aos metais, formando os hidretos metálicos (exemplo B), o hidrogênio, por ser 
mais eletronegativo que eles, terá Nox = -1. Assim, podemos enunciar que: o 
Nox do hidrogênio em seus compostos é +1, exceto nos hidretos metálicos, em 
que Nox = -1. No caso de CaH2, o Nox do Ca é +2 (igual ao número do grupo), 
e o do H é Nox = -1.
A B
Sobre o oxigênio e seus compostos — O oxigênio está no grupo 16 (ou 6A) 
da tabela periódica. Apresenta 6 elétrons na camada de valência e completa 
o octeto ao receber ou compartilhar 2 elétrons. No caso de ligação iônica, o 
oxigênio recebe dois elétrons para completar o octeto e transforma-se em íon 
O2- (íon óxido), adquirindo o número de oxidação -2 (Nox = -2). É, por exemplo, 
o caso dos óxidos iônicos Na2O e CaO (exemplos C e D).
C D
No caso de ligação covalente, o oxigênio recebe dois elétrons para completar 
o octeto. Acontece que, como o oxigênio só não é mais eletronegativo que o 
flúor, ao se combinar com os demais elementos, atrai os elétrons compartilhados 
mais intensamente do que o outro átomo ligado, ficando com Nox = -2. É o que 
acontece, por exemplo, em H2O e CO2 (exemplos E e F).
7Reações de oxirredução
E F
Assim, o oxigênio em substâncias compostas adquire, em geral, número 
de oxidação -2. Porém, ao se ligar ao flúor, a situação se inverte, pois o flúor 
é mais eletronegativo que o oxigênio. No OF2, portanto, o número de oxidação 
do oxigênio será Nox = +2.
Outra situação que destoa do valor -2 para o oxigênio é nos peróxidos. O 
H2O2, peróxido de hidrogênio, comercializado em solução aquosa com o nome 
de água oxigenada, é um peróxido molecular cuja estrutura está ilustrada no 
exemplo G. Por causa dessa estrutura, o número de oxidação do oxigênio é 
-1. O oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, mas se iguala com o 
outro oxigênio. Na estrutura dos peróxidos dos metais alcalinos e alcalinos-
-terrosos (exemplo H e I), existe o íon O22- (íon peróxido). Já que, nesse íon, 
dois átomos de oxigênio têm carga 2-, concluímos que cada um tem Nox = -1. 
G H I
Assim, podemos generalizar que o Nox do oxigênio em seus composto é -2. 
Exceções são o fluoreto de oxigênio, OF2, em que é Nox= -2, e os peróxidos, 
em que é -1. 
6ª regra: a soma algébrica dos números de oxidação em um composto neutro 
deve ser zero. Uma molécula é uma espécie quimicamente neutra. Como 
elétrons não aparecem nem desaparecem, para cada carga positiva atribuída 
dentro de uma molécula, deve-se atribuir também uma carga negativa. Em 
outras palavras, quando somamos os números de Nox de todos os átomos que 
são parte de uma molécula, necessariamente, obteremos zero como resposta. 
Veja os exemplos J e L.
Reações de oxirredução8
J L
Um composto iônico, considerado como um todo, é um conjunto de cátions 
e ânions que, considerados individualmente, apresentam carga elétrica: os 
cátions são positivos, e os ânions, negativos. Contudo, o total de cargas po-
sitivas deve contrabalançar o total de negativas, resultando em um composto 
eletricamente neutro, ou seja, no qual a caga total é nula.
7ª regra: Em um íon poliatômico, a soma deve ser igual à carga do íon. 
Essa regra, como a anterior, envolve a ideia de contabilizar os elétrons. 
Se a sua espécie é eletricamente neutra, a soma dos números de oxidação 
dos átomos que a compõem é igual a zero, que é a carga total da espécie. 
Por outro lado, se estamos diante de uma espécie química eletricamente 
carregada, como NO3-, SO42-, PO43-, O22- e NH4+, a soma de todos os números 
de oxidação deve resultar na carga elétrica dessa espécie química. Veja 
os exemplos M e N.
M N
Vamos agora, usando o que aprendemos até aqui, analisar alguns exemplosque ilustram a aplicação dessas regras, especialmente, no caso em que elas 
não cobrem a situação de todos os átomos em uma fórmula para determinar 
números de oxidação.
9Reações de oxirredução
Exemplo 1
O dissulfeto de molibdênio, MoS2, devido à sua estrutura, pode ser usado como lu-
brificante seco, de modo semelhante à grafite. Quais são os números de oxidação 
dos átomos de MoS2?
Resposta:
Temos, nesse exemplo, um composto binário formado por um metal e um não metal. 
Logo, vamos supor que o MoS2 contém íons, com a finalidade de obtermos os números 
de Nox. O molibdênio é um metal de transição e, assim, não existe regra simples para 
descobrir quais são seus íons. O enxofre, no entanto, é um não metal do grupo VI A, e 
seu íon é S2-. Uma vez conhecido o Nox do enxofre, podemos utilizar a regra 6 (a regra 
da soma) para determinar o número de oxidação do molibdênio. 
Dissulfeto de molibdênio (MoS2)
Para a soma ser nula, o valor de x deve ser +4. Portanto, os números de Nox devem 
ser Mo Nox = +4 e S Nox = -2.
Exemplo 2
O íon clorito, ClO2
-, é um poderoso desinfetante, e soluções desse íon são usadas 
algumas vezes para desinfetar sistemas de ar-condicionado em automóveis. Qual é o 
Nox do cloro e do oxigênio nesse íon? 
Resposta:
Examinando as regras, podemos perceber que existe uma que se aplica ao oxigênio 
(regra 5). Assim, vamos utilizá-la juntamente com a regra de soma (regra 6) para obter 
o número de oxidação do cloro. 
Íon clorito (ClO2
-)
Para a soma ser -1, o valor de x deve ser +3, que deve ser o número de oxidação do 
cloro. Assim, Nox de Cl = +3 e O = -2.
Reações de oxirredução10
Exemplo 3
O cálcio reage com o hidrogênio para formar o composto CaH2. Quais são os Nox dos 
átomos nessas substâncias?
Resposta:
O cálcio é um metal do grupo II A. Portanto, esperamos que apareça como Ca2+ em 
seus compostos. Então, de acordo com a regra 2, o número de oxidação do Ca deve 
ser +2. A regra 6 diz que a soma dos números é igual à carga da molécula, que é nula 
nesse caso. Temos também uma regra para o hidrogênio (regra 5). Nesse caso, o 
hidrogênio ligado a um metal forma um hidreto metálico. O hidrogênio, por ser mais 
eletronegativo que o Ca, terá o número de oxidação -1. Obtemos então:
Hidreto de cálcio (CaH2)
Exemplo 4
A bolsa inflável como dispositivo de segurança em automóveis modernos é inflada 
pela decomposição muito rápida de um composto iônico, o nitreto de sódio, NaN3. A 
reação produz sódio elementar e nitrogênio gasoso. Qual é o Nox médio do nitrogênio 
no nitreto de sódio?
Resposta:
O sódio, em compostos iônicos, aparece como íon Na+. Logo, o íon nitreto (N3
-) deve 
ter carga 1- (pois NaN3 é neutro).
Nitreto de sódio (NaN3)
A soma dos números de oxidação dos três átomos de nitrogênio nesse íon deve ser 
-1, portanto cada nitrogênio deverá ter o Nox = -1/3.
Exemplo 5
Nesse exemplo, vamos utilizar o número de oxidação na análise de reação de oxirre-
dução. Identifique a substância oxidada, a substância reduzida, bem como os agentes 
oxidante e redutor na reação:
2 KCl + MnO2 + 2 H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + 2 H20
11Reações de oxirredução
Resposta:
Para identificar variações de oxidação e redução utilizando os números de oxidação, 
primeiramente, devemos associar esses números a cada átomo em ambos os lados 
da equação. Empregando as regras, temos: 
Agora, vamos procurar pela variação, sempre lembrando que um decréscimo do 
número de oxidação indica redução, e um aumento, oxidação.
Logo, o Cl no KCl é oxidado, e o Mn no MnO2 é reduzido. O agente redutor é o KCl, 
e o agente oxidante é o MnO2.
Balanceamento de equações químicas de reações de oxirredução
Em uma reação de oxirredução, há transferência de elétrons. Já que elétrons se conser-
vam, o número total de elétrons cedidos pelo agente redutor (que contém o elemento 
que oxida) deve ser igual ao número total de elétrons recebidos pelo agente oxidante 
(que contém o elemento que reduz). Utilizando esse simples princípio, o balanceamento 
de equações complexas de oxirredução pode ser bastante facilitado. Vamos começar 
analisando um exemplo já conhecido e que está corretamente balanceado.
Cada átomo de zinco perde dois elétrons, e cada íon H+ recebe um elétron. O número 
de elétrons perdidos ou recebidos é dado pelo módulo da variação do número de 
oxidação dos elementos, representado por ∆.
Reações de oxirredução12
De acordo com o balanceamento, dois íons H+ reagem com um átomo de zinco. 
Ambos H+ recebem dois elétrons, o mesmo número de elétrons perdidos pelo átomo 
de zinco. Esquematicamente:
Perceba que, empregando o ∆ do elemento zinco como coeficiente do H+ e o ∆ do 
elemento hidrogênio como coeficiente do Zn, realizamos o correto balanceamento 
da equação que, nesse caso, não apenas expressa a conservação dos átomos, mas 
também a conservação dos elétrons.
Vamos a outro exemplo!
A reação química entre sulfeto de hidrogênio e ácido nítrico, representada pela 
equação química:
H2S + HNO3 → H2SO4 + NO + H2O 
Primeiramente, determinamos o número de oxidação de todos os elementos pre-
sentes, tanto nos reagentes como nos produtos (pare a leitura por um momento e 
faça isso como exercício). A seguir, registramos os números de oxidação que variam 
e o módulo dessas variações (∆).
Assim, temos esquematicamente:
Portanto, colocando o coeficiente 3 na frente do H2S e o coeficiente 8 na frente do 
HNO3, asseguramos que o balanceamento expresse que o número de elétrons perdidos 
é igual ao número de elétrons recebidos.
3 H2S + 8 HNO3 → H2SO4 + NO + H2O 
13Reações de oxirredução
Agente oxidante e agente redutor
Sabendo das regras que determinam os números de oxidação, é possível de-
finir quais reações podem ser classificadas como oxirredução e quais devem 
ser de outro tipo. Em muitos casos, entretanto, uma reação de oxirredução 
parecerá óbvia, pois envolve um elemento não combinado ou algum tipo bem 
conhecido de oxidante ou redutor. O Quadro 2 apresenta agentes oxidantes 
e redutores comuns. 
Fonte: Adaptado de Kotz e Treichel Júnior (2005, p. 152).
Agente 
oxidante
Produto de 
reação
Agente redutor Produto da 
reação
O2, oxigênio O
2-, íon óxido ou O 
combinado em H2O
H2, hidrogênio H
+
(aq), íon 
hidrogênio ou 
H combinado 
em H2O ou com 
outras moléculas 
Halogênios, 
F2, Cl2, Br2 ou I2 
Íon haleto, F-, 
Cl-, Br- ou I-
M, metais como 
Na, K, Fe e Al
Íons metálicos 
como Na+, K+, Fe2+ 
ou Fe3+ e Al3+ 
HNO3, ácido 
nítrico 
Óxido de 
nitrogênio*, 
como NO e NO2 
C, carbono (usado 
para produzir 
óxidos metálicos)
CO e CO2
Cr2O7
2-, íon 
dicromato
Cr3+, íon cromo (III) 
(em solução ácida)
MnO4
-, íon 
permanganato
Mn2+, íon 
manganês (II) (em 
solução ácida) 
* NO é produzido com HNO3, ao passo que NO2 é um produto de ácido concentrado.
Quadro 2. Agentes oxidantes e redutores comuns
O restante do balanceamento pode ser feito sem grandes dificuldades, por meio de 
tentativa e erro, ou de outra forma. A equação corretamente balanceada é:
3 H2S + 8 HNO3 → 3 H2SO4 + 8 NO + 4 H2O 
Reações de oxirredução14
As civilizações antigas aprenderam a transformar óxidos e sulfetos me-
tálicos em metais, ou seja, a reduzir o minério ao metal puro. Um exemplo 
moderno é a redução do óxido de ferro (III) com o monóxido de carbono para 
formar o ferro metálico.
Nessa reação, o monóxido de carbono é o reagente que causa a redução 
do minério de ferro a ferro metálico, de modo que o monóxido de carbono 
é chamado de agente redutor. Quando Fe2O3 é reduzido pelo monóxido de 
carbono, o oxigênio é removido do minério de ferro e adicionado ao monóxido 
de carbono, que é oxidado pela adição do oxigênio para formar o dióxido de 
carbono. Todo o processo em que o oxigênio é adicionado a outra substância é 
uma oxidação. Na reaçãodo oxigênio com magnésio, por exemplo, o oxigênio 
é o agente oxidante porque é o agente responsável pela oxidação (CHANG; 
GOLDSBY, 2013). 
As teorias trabalhadas até o momento apontam para conclusões importantes:
 „ Se uma substância for oxidada, outra substância, na mesma reação, 
deve ser reduzida.
 „ O agente redutor é oxidado, e o agente oxidante é reduzido.
 „ A oxidação é o oposto da redução. Por exemplo, a remoção do oxigênio 
é redução, e a adição do oxigênio é oxidação.
15Reações de oxirredução
Agora, podemos destacar o agente oxidante e o agente redutor em uma 
reação de oxirredução.
Vamos analisar outro exemplo para compreender esses conceitos, a reação 
entre a prata e o cobre metálico. Quando uma substância aceita elétrons, 
dizemos que ela é reduzida, porque há uma redução na carga em um átomo 
da substância. Na equação iônica líquida mostrada aqui, o Ag+ carregado po-
sitivamente é reduzido a Ag(s) sem carga ao aceitar elétrons do cobre metálico. 
Uma vez que o cobre fornece os elétrons para a prata e faz com que os íons 
Ag+ sejam reduzidos, o Cu é o agente redutor.
Quando a substância perde elétrons, a carga positiva em um átomo da 
substância aumenta. Dizemos que a substância foi oxidada. Em nosso exemplo, 
o cobre libera elétrons ao passar para Cu²+, de forma que o cobre é oxidado. 
Para que isso aconteça, algo deve estar disponível para receber os elétrons 
oferecidos pelo cobre. Nesse caso, o Ag+ é o receptor de elétrons, e sua carga 
é reduzida a zero na prata metálica. Assim, o Ag+ é o agente que causa a 
oxidação do cobre metálico, de modo que o Ag+ é o agente oxidante. Em cada 
reação de oxirredução, um reagente é reduzido (e, consequentemente, é o 
agente oxidante), e outro é oxidado (e, consequentemente, é o agente redutor). 
Podemos resumir os conceitos de agente redutor e agente oxidante da seguinte 
forma (KOTZ; TREICHEL JÚNIOR, 2005):
A reação de oxirredução X + Y → Xn+ + Yn- pode ser dividida em duas 
partes: 
a) X → Xn+ + n e- : X é oxidado, perdendo n elétrons para Y, formando 
Xn+. X é o agente redutor do processo.
Reações de oxirredução16
b) Y + n e- → Yn- : Y é reduzido, ganhando n elétrons fornecidos por X 
para formar Yn-. Y é o agente oxidante no processo.
Vamos aplicar esse resumo de conceitos para identificar o agente redutor 
e o agente oxidante em outros exemplos. 
Exemplo 1 
A reação entre o cloro com sódio metálico.
Na libera 1 e– por átomo.
O número de oxidação aumenta.
Na é oxidado e Na+ e é o agente redutor.
Cl2 ganha 2 e
– por molécula.
O número de oxidação diminui 1 por Cl.
Cl2 é reduzido a Cl
– e é o agente oxidante.
2 Na(g) + Cl2(g) -> 2NaCl(s) 
O cloro acaba como Cl-, tendo adquirido 2 elétrons (de dois átomos de Na) por 
molécula de Cl2. Dessa forma, o número de oxidação de cada átomo de cloro diminui 
de 0 para -1. Isso significa que o Cl2 foi reduzido e é, portanto, o agente oxidante. 
Exemplo 2
O ácido nítrico, HNO3, é um excelente agente oxidante. Em reação com o cobre metálico, 
o ácido oxida o cobre metálico, formando nitrato de cobre (II), e o íon nitrato do HNO3 
é reduzido ao gás castanho NO2. A equação iônica global para a reação é:
 
17Reações de oxirredução
O nitrogênio foi reduzido de +5 (no íon NO3
-) para +4 (em NO2); consequentemente, 
o íon nitrato na solução ácida é um agente oxidante. O cobre metálico, como todos 
os metais, é o agente redutor; aqui, cada átomo do metal fornece dois elétrons para 
produzir o íon Cu2+. 
Nas reações do sódio com o cloro e do cobre com ácido nítrico, os metais são 
oxidados. Isso é típico de muitos metais que, em geral, são bons agentes redutores. 
Certamente, os metais alcalinos e alcalinos terrosos são agentes redutores especial-
mente bons. 
Exemplo 3
Outro exemplo de metal como agente redutor é a reação do potássio com a água. 
Aqui, o potássio reduz o hidrogênio da água ao gás H2. 
Exemplo 4 
O alumínio metálico é outro bom agente redutor, capaz de reduzir o óxido de ferro 
(III) a ferro metálico em uma reação chamada térmita. 
Nessa reação, a quantidade de calor liberada é tão grande que o ferro é produzido 
no estado fundido.
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012.
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Reações de oxirredução18
Leitura recomendada
BROWN, T. L.; LEMAY JÚNIOR, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. ed. Rio 
de Janeiro: Pearson Education, 2005.
19Reações de oxirredução
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