numero-de-oxidaao-balanceamento-de-equaoes

Prévia do material em texto

1
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
Disciplina: Química
Professor: Eber Barbosa
Número de Oxidação Balanceamento de Equações
]
RECIFE
Colégio Salesiano Sagrado Coração
Aluna(o): 	Nº: 	Turma: 3º ano 	
Recife, 	de 	de 2014
O pleno entendimento desse capítulo está diretamente associado ao prévio conhecimento das nomenclaturas das funções inorgânicas e das reações químicas que envolvem esses compostos inorgânicos. Também é fundamental o conhecimento da regra do octeto e suas consequências sobre as ligações químicas moleculares e iônicas.
01 – Introdução
Na
+
C
Na+C–
H	C	=	H	C
H
C
H+
+	C–
Oxidação: Corresponde à perda de elétrons por uma espécie química, com aumento do nox. Consequentemente
potencial de oxidação é a medida da tendência para sofrer oxidação, ou seja, perder elétrons.
Redução: Corresponde ao ganho de elétrons por uma espécie química, com redução do nox. Consequentemente
potencial de redução é a medida da tendência para sofrer redução, ou seja, ganhar elétrons.
Agente Oxidante
Substância reagente que provoca a oxidação de uma outra espécie. O agente oxidante é a espécie que sofre redução.
Agente Redutor
Substância reagente que provoca a redução de uma outra espécie. O agente redutor é a espécie que sofre oxidação.
Havendo rompimento da ligação covalente, o “H” perde o elétron (formando um cátion) e o “C” ganha o elétron (formando um ânion). As cargas obtidas por esses átomos após a quebra da ligação correspondem a seus números de oxidação (nox).
O par eletrônico posiciona-se mais próximo do átomo de cloro visto que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio.
Importante: Segundo a teoria de ácidos-bases de Usanovich...
O agente redutor atua como uma base.
O agente oxidante atua como um ácido.
Ganhou elétron = Redução
Perdeu elétron = Oxidação
Número de Oxidação (Nox)
Em compostos iônicos, corresponde à carga adquirida pelo átomo ao realizar a ligação química por transferência de elétrons.
Em compostos moleculares, corresponde à carga que o átomo pode adquirir quando ocorrer o rompimento da ligação covalente.
2
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
Reação de oxi–redução ou redox
É aquela em que ocorre oxidação e redução simultaneamente.
Exemplo para comentários:
02 – Regras Práticas para Determinar o Nox
2.A – Coluna 1A (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), Ag, NH4+...........................
Nox = +1 Obervação: O H nem sempre
tem carga + 1
Nox = +2
2.B – Coluna 2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra), Zn....................................
2.C – Coluna 3A (A).........................................................................
2.D – Coluna 6A (O, S, Se, Te, Po).....................................................
Nox = +3
Nox = –2
2.E – Coluna 7A (F, C, Br, I).............................................................
2.F – Substâncias simples.................................................................
Nox = –1
Nox = 0
2.G – Substância composta...............................................................
Nox total = 0
2.H – Íons simples.............................................................................
Nox = carga do íon
2.I – Íon composto............................................................................	Nox total = carga do íon
Exemplo: Determine o nox dos elementos presentes em cada substância:
CaS
CaSO4
SO2
NaC
NaCℓO3
+3	–2
Cℓ2O3
K2Cr2O7
+3	+6 –2
A2(SO4)3
0
O3
+3
Fe+3
–1
F–
4
SO –2
2 7
P O –4
2
H O
2 7
Cr O –2
Observações:
1ª) H + Ametal ..... H = +1	Metal + H ..... H = –1
2ª) O oxigênio em, alguns compostos, binários acompanhado de metais pode se apresentar com cargas
–1 (para os peróxidos) ou –½ (para os polióxidos ou superóxidos).
HCℓ
+1 –1
NaH
Apenas quando à direita do composto.
	0		+1	+2		0
	Fe(s)	+	H2SO4(aq)		FeSO4(aq)		+	H2(g)
	Carg	Carga diminuiu.
Redução.
a aumentou.				
Oxidação.
Fe = sofreu oxidação = agente redutor
H2SO4 = sofreu redução = agente oxidante. Na verdade foi o “H” que sofreu redução.
Considerando que esse “H” pertence ao ácido, então afirmamos que o H2SO4 sofreu redução, agindo como um oxidante.
Observação: A carga do ferro variou duas unidades. podemos afirmar que cada 1 mol de ferro transfere 2 mol de elétrons durante a reação.
	+2	–2 = 0	+2	+6	–8 = 0	+4	–4 = 0	+1	–1 = 0	+1	+5	–6 = 0
	+2	–2	+2	+6	–2	+4	–2	+1	–1	+1	+5	–2
+6	–6 = 0
+6 +18 –24 = 0
+1 +7
+1 +7 –2
KMnO4
–8 = 0
+1 –1
+1 –1
+1 +6 –2
+2 +12 –14 = 0
+6 –2
+6 –8 = –2
+5 –2
0
C2
+10 –14= –4
+1 –2
+2 –2 = 0
+6 –2
+12 –14= –2
+1 –2
Na2O
+1 –1/2	+2 –2
LiO2	MgO
+1 –1 = 0	+2 –2 = 0
+1 –1
Na2O2
+2 –1
CaH2
+1 –1	+2 –2 = 0	+2 –2 = 0	+2 –2 = 0
3
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
01 – (UFPE – 1a fase/89) Mergulhando uma lâmina de zinco numa solução contendo cátions Cu++, ocorre a seguinte reação:
Cu++(aq)	+	Zn(s)		Cu(s)	+
Zn++
(aq)
Assinale a alternativa correta:
O cátion cobre é o redutor porque se reduz.
O zinco é o redutor porque se reduz.
O zinco é o oxidante porque se reduz.
O cátion cobre é o oxidante porque se reduz.
O zinco é o oxidante porque se oxida.
02 – (UFPE – 1a fase/2002) O carbonato de sódio, um sal muito utilizado no tratamento e na neutralização de águas e soluções, pode ser obtido a partir da reação representada pela seguinte equação química não balanceada:
calor
NaHCO3(s)	+
+
Na2CO3(aq)	H2O(l)	CO2(g).
Sobre esta reação química, podemos afirmar que:
É uma reação de óxido-redução (redox).
É produzido 1,0 mol de CO2(g) quando 1,0 mol de NaHCO3(s) é decomposto.
Os produtos desta reação podem ser separados por evaporação.
É uma reação de neutralização.
NaHCO3(s) dissolve-se em água dissociando-se em Na+	e CO –	.
(aq)	3 (aq)
03 – (UFPE – 1a fase/91) Em qual dos processos abaixo ocorre uma reação de oxi-redução ?
a) NaC(s)	+
	AgC(s)	+	Na+
(aq)
b)
+
Ag+
(aq)
SO4–2(aq)
c)
Mn+2(aq) PbO2(s)
Pb(s)
	MnSO4(s)
+	4 H+
(aq)
+
2 SO4–2(aq)
+
d) CuSO4(s)	
	2 PbSO4(s)	+	2 H2O
Cu+2(aq)
+
SO4–2(aq)
	AgCrO3(s)
e) Ag+
(aq)
+
CrO3– (aq)
– (UFPE – 1a fase/93) As lâmpadas comuns consistem de um filamento de tungstênio, encapsulado num meio, contendo um gás inerte rarefeito. Assinale abaixo a alternativa correta.
O gás deve ser nobre para reagir com o oxigênio.
O tungstênio deve ter um baixo ponto de fusão.
A lâmpada deve ser vedada para evitar a oxidação com o oxigênio.
A pressão interna deve ser muito alta.
A luz aparece devido ao choque do gás com o metal tungstênio.
– (UFPE – 1a fase/2000) A ferrugem é o produto da reação do ferro com:
Nitrogênio e umidade do ar.
Oxigênio e umidade do ar.
Hidrogênio e umidade do ar.
Umidade do ar, apenas.
e) Hidrogênio e nitrogênio do ar.
06 – (FESP – UPE/88) O alúmem de ferro amoniacal é um sal duplo hidratado de fórmula
Fe2(SO4)3.(NH4)2.24H2O
O número de oxidação do nitrogênio neste composto é: a) + 2	b) +3	c) –3
d) +5
e) –5
Testes de Vestibulares
4
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
07 – (UFPE – 2a fase/2000) Dois frascos, A e B, contendo diferentes reagentes, estão hermeticamente fechados e são colocados nos pratos de uma balança, que fica equilibrada como mostra o diagrama abaixo:
A	B
Os frascos são agitados para que os reagentes entrem em contato. As seguintes reações ocorrem:
Frasco A: Na2SO4	+	Ba(NO3)2		2 NaNO3	+	BaSO4 (precipitado branco)
Frasco B:	+	H2SO4	
ZnSO4	+
Zn(s)	H2(g)
Podemos afirmar que:
I	II
0	Com o andamento das reações o braço da balança pende para o lado do frasco A.
1	Com o andamento das reações o braço da balança pende para o lado do frasco B.
2	Com o andamento das reações os braços da balança permanecem na mesma posição.
3	Este experimento envolve uma reação ácido-base.
4	Este experimento envolve uma reação de oxidação-redução.
08 – (UNICAP – Quí. I/93) Para responder a esta questão, considere a seguinte reação: KMnO4	+	HC		KC	+	MnC2	+	H2O	+	C2
	I	II	
	0	0	O nox do Mn, no permanganato de potássio é +2.
	1	1	O Mn+7 é o agente oxidante.
	2	2	O nox do cloro gasoso é –1.
	3	3	O ácido clorídrico é o redutor.
	4	4A reação é de óxido – redução.
09 – (UFPE – 1a fase/99) Algumas gotas de limão caíram sobre uma superfície de alumínio e, após algum tempo, essa superfície se apresentou com um brilho diferente do restante da superfície, onde não havia caído as gotas de limão. Podemos afirmar que a ação do limão sobre o alumínio provocou:
Uma reação ácido/base do tipo de Bronsted, na qual o limão agiu como ácido e alumínio como base.
Uma reação de simples dissolução do alumínio sem que o mesmo tenha sido modificado quimicamente.
Uma reação redox, na qual o alumínio foi reduzido.
Uma reação redox, na qual o alumínio foi oxidado.
Um efeito visual, não havendo assim, reação química, pois o alumínio é um metal inerte.
10 – (FESP – UPE/85) Considere os compostos a seguir: Permanganato de potássio, ácido nitroso, Perclorato de sódio, oxalato de sódio, Bromato de potássio, pirofostato de sódio, óxido férrico e sacarose. Podemos afirmar que o numero de oxidação do Mn, N, C, C, Br, P, Fe e C nos compostos, são respectivamente:
a) +7; +3; +7; +3; +5; +5; +3; 0
b) +7; +3; +6; +3; +5; +4; +3; –4
c) +4; +3; +6; +4; +5; +4; +3; +4	e) +7; +3; +1; –6; –5; –5; –3; –4
d) +7; +3; +7; +6; +5; +4; +3; 0
Ba(NO3)2
Na2SO4
H2SO4
Zn
5
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
11 – (Seriado UPE – 1º Ano/2008) Os números de oxidação do bismuto, crômio, manganês, carbono e oxigênio nos compostos NaBiO3, K2Cr2O7, K2MnO4, C12H22O11 e H2O2 são respectivamente:
a) +3, +6¸+4, +2, +3.
b) +5, +6, +6, 0, –1.
c) +5, +6, +7, –2, –1.	e) +5, +4, +6, 0, –2 .
d) +3, – 6, +4, 0, –2.
– (FESP – UPE/88) Qual das afirmativas abaixo é falsa?
O número de oxidação do cloro, no ácido clórico é +5.
O número de oxidação do iodo, no ácido hipoiodoso é +1.
O número de oxidação do ferro, no ferrocianeto de potássio é +2.
O número de oxidação do arsênio, no ácido arsênico é +5.
O número de oxidação do crômio, no bicromato de potássio é +3.
– (UFPE – 2a fase/90) Considere os itens verdadeiros na coluna I e os itens falsos na coluna II. Observando as seguintes reações,
+		+
C2(g)	2 Br– (aq)	2 C– (aq)	Br2(g)
+
Br2(g)	C– (aq)
	não reage
Podemos afirmar que:
I II
0	O cloro é mais eletronegativo que o bromo.
1	O íon brometo é um redutor mais fraco que o íon cloreto.
2	O cloreto está sendo reduzido.
3	O íon brometo é o oxidante.
4	O bromo é um oxidante mais fraco que o cloro.
14 – (FESP – UPE/91) Assinale na coluna I as proposições verdadeiras e na coluna II as proposições falsas.
I	II
0 O óxido de zinco, em condições apropriadas, reage com o ácido clorídrico ou com hidróxido de sódio.
1 Nos óxidos duplos, o metal funciona com dois números de oxidação diferentes.
2 No ácido clorídrico há três ligações dativas entre o cloro e o oxigênio.
3 A reação envolvendo o carbonato de sódio e o hidróxido de cálcio origina uma base e um sal insolúvel em água.
4 O número de oxidação do ferro no ferrocianeto de potássio é +3.
15 – (UFPE – 2a fase/2004) Uma bateria de telefone celular muito comum é a bateria de níquel-hidreto metálico. Nesta bateria, a reação global, escrita no sentido de descarga, é:
NiOOH + MH  Ni(OH)2 + M
Onde M é um metal capaz de se ligar ao hidrogênio e formar um hidreto metálico (MH). A partir dessa equação química podemos afirmar que:
I	II
0 O estado de oxidação do hidrogênio em MH é +1.
1 O NiOOH é o cátodo da célula.
2 O estado de oxidação do níquel em Ni(OH)2 é +2.
3 Para cada mol de Ni(OH)2 produzido, 2 mols de elétrons são transferidos do ânodo para o cátodo.
4 O agente redutor nesta reação é o hidreto metálico.
6
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
16 – (FESP – UPE/90) Os números de oxidação do Mn, Cr, P, C e N, nos compostos: permanganato de potássio, dicromato de sódio, ácido pirofosfórico, ácido carbônico e ácido nitroso, são respectivamente:
a) +7, +6, +5, +4 e +3
b) +6, +7, +5, +4 e +3
c) +7, +5, +4, +6 e +3	e) +7, +6, +5, +3 e +4
d) +7, +5, +4, – 6 e –3
17 – (Covest – Fis/2009) As reações de oxi-redução ocorrem através da transferência de elétrons e estão presentes em inúmeros processos naturais ou produzidos pelo homem. Elas ocorrem, por exemplo, na fotossíntese, nas pilhas e baterias. Qual das equações seguintes representa uma reação de oxi-redução?
H2O(ℓ)
AgNO3(s) +	
Na2SO4(aq) +
Ag+	+	NO 
(aq)	3 (aq)
 BaSO4(s) + 2 NaCℓ(aq)
d) NaOH(aq) + HCℓ(aq)  NaCℓ(aq) + H2O(ℓ)
BaCℓ2(aq)
e) CaCO3(s)  CaO(s) +
CO2(g)
c) H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g)
18 – (Covest – Asces/2010.2) O cromo metálico é importante na metalurgia porque é usado para a fabricação de aço inoxidável e para cromação. Pode ser obtido pela reação do mineral cromita, FeCr2O4, com carbono em um forno de arco elétrico:
FeCr2O4(s) + 4 C(s) 	Fe(s) + 2 Cr(s) +	4 CO(g)
Quanto a essa reação, é correto afirmar que:
o íon ferro e o carbono são oxidados.
o íon cromo e o carbono são reduzidos.
o íon cromo sofre redução, e o carbono sofre oxidação.
o íon ferro sofre oxidação, e o carbono sofre redução.
o oxigênio e o carbono sofrem oxidação.
19 – (UPE – Quí. I/2010) As afirmativas abaixo estão relacionadas ao processo de corrosão do ferro. Analise-as e conclua.
I	II
0 Na presença de ar seco e isento de oxigênio, o ferro é oxidado lentamente, transformando-se em ferrugem e cloreto férrico.
1 Durante o processo de corrosão, a ferrugem formada não se fixa à superfície do ferro, possibilitando a continuação do processo corrosivo.
2 No processo de corrosão do ferro, o oxigênio molecular presente no ar atmosférico é reduzido a íon hidróxido em solução.
3 O ferro ao ser oxidado libera os elétrons necessários à oxidação do oxigênio molecular presente no ar úmido.
4 O hidróxido de ferro (II), formado em uma das etapas do processo de corrosão do ferro, é oxidado pelo oxigênio gasoso na presença de água, transformando-se em ferrugem.
20 – (UFPE – CTG/2011.2) Este ano ocorreu um acidente na cidade de Maceió, onde foram liberadas substâncias tóxicas de uma indústria que realiza a eletrólise da água do mar. Importantes produtos desta indústria são Cℓ2, NaOH e NaOCℓ, HCℓO3, entre outros. Os números atômicos do H, Cℓ, O e Na, são, respectivamente, 1, 17, 8 e 11. Sobre estas substâncias, podemos afirmar que:
I	II
0 a molécula de Cℓ2 apresenta uma ligação dupla.
1 o NaOH sólido é um composto covalente onde o sódio realiza uma ligação sigma com o oxigênio.
2 o íon OCℓ– apresenta uma ligação covalente entre oxigênio e cloro, e o estado de oxidação do cloro é +1.
3 o HCℓO3 apresenta uma ligação covalente entre o hidrogênio e o oxigênio, em uma estrutura onde o cloro se encontra no estado de oxidação +5.
4 os nomes corretos para as espécies OCℓ– e HCℓO3 são, respectivamente, íon hipoclorito e ácido clórico.
7
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
03 – Número de Oxidação em Compostos Orgânicos
Nos compostos orgânicos formados por vários átomos de carbono, ao analisar o nox do carbono através da fórmula molecular, o valor determinado corresponde ao nox médio dos átomos de carbono pertencentes àquele
composto.
CH4
C6H12O6
C2H2F4
– (UFPE – 1a fase/94) Em qual dos compostos relacionados abaixo o carbono encontra-se mais oxidado?
CO	b) CH4	c) CO2	d) CH3OH	e) C6H12O6
– (UFPE – 1a fase/2000) Em qual das reações abaixo ocorre maior variação do estado de oxidação do carbono?
C11H23COOH	+	NaOH		C11H23COONa	+	H2O
b) CaC2	+	H2O	
c)	C2H2	+	5/2 O2	
CH4	+	2 O2	
CO	+	½ O2	
C2H2	+	CaO
2 CO2		+	H2O CO2	+	2 H2O
CO2
...dentro do intervalo de – 4 a + 4:
O nox do médio do carbono assume valores...
– 4 = estado mais reduzido do carbono ou estado de menor nível de oxidação.
+ 4 = estado menos reduzido do carbono ou estado de maior nível de oxidação.
Nas fórmulas moleculares dos compostos orgânicos:	H apresenta nox + 1
N apresenta nox – 3
O e S apresentam nox – 2
F, C, Br, I apresentam nox – 1
Exemplo: Determine o nox do carbono nas fórmulas moleculares seguintes compostos.–4	+4		+4	–4		–4	+6	–2		0	+12	–12		+3	–2	+4
	–4	+1		+4	–2		–2	+1	–2		0	+1	–2		+2	–5	+3
CO2	C2H6O
Estado mais oxidado do carbono.
Estado mais
reduzido do carbono.
O que não significa dizer que todos os átomos de carbono dessa molécula apresentam carga = 0.
Na verdade em média os carbonos têm carga = 0.
Testes de Vestibulares
8
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
03 – (UFPE – 1a fase/98) Metanol pode ser usado como combustível para veículos, mas é tóxico para os seres humanos. Sua reação com K2Cr2O7 em solução aquosa ácida produz formaldeido (formol). Este processo químico pode ser representado pela equação:
3 CH3OH	+	+
Cr2O7–2(aq)	2 Cr+3(aq)
8 H+		3 CH O	+	+	7 H O
(aq)	2	2
Na equação acima o reagente orgânico e o inorgânico sofrem, respectivamente, reações de:
Substituição, substituição.
Adição, eliminação.
Eliminação, adição.
Oxidação, redução.
Redução, oxidação.
04 – (UFPE – 2a fase/99) Considere as reações:
I
– C(grafite)
+
– C(grafite)	+
– CH4(g)	+
2 H2(g)
O2(g)
O2(g)



CH4(g)
CO2(g)
CO2(g)
+
2 H2O()
Podemos afirmar que:
I	II
0	Todas são reações de oxidação-redução.
1	Na reação I, o hidrogênio atua como redutor.
2	Na reação II, o carbono atua como redutor.
3	A maior variação de número de oxidação do carbono ocorre na reação III.
4	Somente as reações II e III são reações de oxidação-redução.
05 – (UFPE – Univasf/2008.2) Em uma célula à combustível de carbonato fundido, o metano é usado como combustível. Essa célula trabalha a altas temperaturas e usa uma mistura fundida de carbonatos de lítio e potássio como eletrólito. Em muitas dessas células, o metano é transformado em hidrogênio e monóxido de carbono, de acordo com a equação química balanceada. Em relação a esse processo, é correto afirmar que:
CH4(g) + H2O(g)
CO(g) + 3H2(g)
o metano é o agente oxidante.
a água é o agente redutor.
não há variação no número de oxidação do carbono.
não há variação no número de oxidação do hidrogênio.
o carbono no metano é oxidado.
06 – (UFPE – 1a fase/93) Em qual das reações abaixo não ocorre mudança no estado de oxidação do carbono?
CH4	+	O2		2 CO2	+	H2O
CO +	½ O2		CO2
H+
C +	O2		CO2
CO2	+	H2O	
c)
+	HCO3–
+	3 CO
Fe2O3	+	C		2 Fe
07 – (UFPE – CTG/2010.2) A energia que consumimos em nossos organismos pode ser representada como sendo oriunda da respiração, através da reação da glicose com o oxigênio, na seguinte reação:
C6(H2O)6 + 6 O2  6 CO2 +	6 H2O.
Se a mesma reação fosse realizada em uma célula eletroquímica, poderíamos dizer que:
o carbono atua como agente oxidante.
o oxigênio molecular estaria no cátodo.
o número de elétrons transferidos por mol de glicose é 6.
o número de oxidação do carbono na glicose é –4.
o hidrogênio atua como agente redutor.
800oC
Ni
9
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
08 – (UFPE – Ensino a distância/2010.2) O “bafômetro” é um instrumento usado pela polícia para testar motoristas suspeitos de terem ingerido alguma bebida alcoólica acima do permitido. A base química desse equipamento é uma reação redox. Se num bafômetro, que possui uma solução ácida de dicromato de potássio, for soprado ar contendo álcool, a seguinte reação química ocorrerá:
3 CH3CH2OH + 2 K2Cr2O7 + 8 H2SO4  3 CH3COOH + 2 Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + 22 H2O
cor laranja	cor verde
O nível de álcool no sangue do motorista pode ser determinado rapidamente medindo-se o grau de mudança da cor laranja para o verde.
Quanto a essa reação, é correto afirmar que:
o íon potássio sofre oxidação.
o íon hidrogênio sofre redução.
o etanol é o agente oxidante.
o íon dicromato sofre redução.
o íon dicromato é o agente redutor.
09 – (UFPE – Cursos a Distância/2010.2) Um teste simples para determinar se um fertilizante está contaminado por quantidade apreciável de mercúrio II (Hg2+) é adicionar água a uma amostra do fertilizante e mergulhar um fio de cobre polido nessa mistura. O aparecimento de uma película de mercúrio metálico sobre o fio de cobre é indicativo de contaminação do fertilizante com mercúrio. Sabendo que a equação química que ocorre é:
Cu(s) + Hg2+	⇄
(aq)
Cu2+
(aq) + Hg(s)
assinale a alternativa correta.
O cobre metálico é o agente oxidante.
O íon Hg2+ é o agente redutor.
O cobre metálico sofre oxidação.
Não há variação no número de oxidação do cobre.
1 mol de cobre recebe 2 mol de elétrons.
Resoluções de Testes Comentários Adicionais
10
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
04 – Balanceamento das Equações Químicas
4.A – Método das Tentativas
O balanceamento das equações químicas é uma conseqüência da Lei da Conservação das Massas de Lavoisier: A soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.
Para que ocorra conservação das massas é necessário que haja conservação da quantidade de átomos, ou seja, os átomos reagentes devem aparecer em mesma quantidade nos produtos.
Como exemplo vejamos a reação em que... Gás nitrogênio + gás hidrogênio	
gás amônia
N2	+	H2	
Ajustando as quantidades de átomos teremos:	N2
+	3 H2		2 NH3
ou seja...
Atenção para algumas nomenclaturas importantes...
2 NH3(g)
4.B – Proporcionalidade envolvendo o balanceamento das equações químicas
Segundo a Lei de Prost as reações químicas ocorrem obedecendo a proporções fixas e bem definidas. Como conseqüência, podemos concluir que aumentando ou diminuindo a quantidade de mols de um reagente ou produto da reação, as quantidades de mols dos demais reagentes e produtos serão aumentadas ou diminuídas na mesma proporção.
1 N2	+	3 H2	
2 NH3(g)
Então...
N
N
H
H
N
H	H
H
NH3
Observe que nessas condições ainda não temos o processo devidamente balanceado
Reagentes
Produtos
Índice do elemento
Tradução: reage com...
combinando-se com... tratado com ...
em contato com... consumindo...
Tradução: produzindo...
dando origem a... formando ...
Estado físico da substância:
(s) = sólido
() = líquido
(g) = gasoso
1 N2	+	3 H2	
Coeficientes da equação ou quantidade de mols.
consome
consumirem
Quando 2 mol de nitrogênio gasoso
6 mol de hidrogênio gasoso
Serão produzidos
4 mol de gás amônia
Isto é o
cálculo estequiométrico.
1 mol de nitrogênio gasoso
3 mol de hidrogênio gasoso
produzindo
2 mol de gás amônia
11
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
01 – (UFPE – 1a fase/2000) Considere as reações químicas abaixo:
1)
2)
3)
4)
5)
	2 K(S)	+
2 Mg(S)	+
PbSO4(aq)		C(g)		KC(S)
O2(g)		2 MgO(S)
+	Na2S(aq) 	PbS(S)				+	NaSO4(S)
	CH4(g)
SO2(g)	+
+	2 O2(g)
H2O()	
	CO2(g) H2SO4(aq	+	2 H2O()
)
Podemos afirmar que:
Todas estão balanceadas.
2, 3 e 4 estão balanceadas.
Somente 2 e 4 estão balanceadas.
Somente 1 não está balanceada
Nenhuma está corretamente balanceada, porque os estados físicos dos reagentes e produtos são diferentes.
– (UFPE – 2a fase/91) Marque, em seu cartão resposta, a soma dos coeficientes que tornam balanceada a equação da reação de combustão completa de 2 mols de heptano.
– (UFPE – 2a fase/92) Trinitrotolueno (TNT) combina-se explosivamente com o oxigênio produzindo CO2, H2O e N2, de acordo com a equação:
a C7H5N3O6	+	b O2		c CO2	+	d H2O	+ e N2
Qual a soma dos menores coeficientes inteiros que tornam esta equação balanceada ?
– (UFPE – 2a fase/95) A reação total da bateria de níquel – cádmio, usada em calculadoras de bolso, é: x Cd(s)	+	x NiO2(s)	+	y H2O		x Cd(OH)2(s)	+	x Ni(OH)2(s)
Se x = 26, qual o valor de y ?
– (UFPE – Serra Talhada/2007) O metano é um gás inodoro e incolor; sua molécula é tetraédrica e apolar (CH4), de pouca solubilidade na água; quase todos os gases naturais o contêm; quando adicionado ao ar se transforma em mistura de alto teor explosivo. A combustão total do metano pode ser descrita pela equação
+	z H2O(g).
CH4(g) + x O2(g)  y CO2(g)
Na equação balanceada, os coeficientes x, y e z, são respectivamente:
a) 2, 1 e 2	b) 1, 1 e 1	c) 1, 1 e 2	d) 1, 2 e 1
e) 2, 2, e 1
– (UFPE – Vitória e Caruaru/2007) O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é usado na fabricação de papel,tecidos, detergentes, entre outras aplicações. O NaOH pode ser obtido pela reação
aNa(s) + bH2O(ℓ)		cNaOH(aq) + dH2(g).
Os coeficientes a, b, c e d que equilibram estequiometricamente esta reação, são respectivamente:
a) 1, 1, 1 e 1	b) 1, 1, 2 e 1	c) 2, 2, 1 e 2	d) 2, 2, 2 e 1	e) 1, 2, 3 e 4
– (UFPE – 2a fase/88) A combustão completa de 1 mol de um alcano produz 224 litros de gás carbônico nas CNTP. Qual o número de átomos de hidrogênio por molécula do alcano ?
Testes de Vestibulares
12
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
) e
08 – (UFPE – 1a fase/95) Considere que se tem uma mistura reagente contendo quatro moléculas de hidrogênio ( quatro moléculas de nitrogênio (	), conforme a figura
Identifique a figura que representa o produto da equação da reação de produção de amônia
+	
N2(g)	3 H2(g)	2 NH3(g)
a)
c)
e)
b)
d)
09 – (UFPE – 1a fase/96) Interprete a reação e encontre os valores de A, B e C.
	2A(s)	+	6HBr(g)		A2Br6(s)	+	3H2(g)
	A átomos	+	B litros (CNTP)		C gramas	+	6 mols
Obs.: Peso - fórmula de A2Br6 = 534 g/mol Assinale a alternativa correta:
	a) A = 1,20 x 1024;	B = 268,8;	C = 534.	d) A = 2,41 x 1024;	B = 44,8;	C = 1068.
	b) A = 2,41 x 1024;	B = 22,4;	C = 1068.	e) A = 2,41 x 1024;	B = 268,8;	C = 1068.
	c)	A = 1,20 x 1024;	B = 134,4;	C = 534.			
– (UFPE – CTG/2010.2) Dentre os compostos abaixo, qual é o único que não produz 7 mols de dióxido de carbono a partir da combustão completa de 1 mol?
Tolueno	b) Metil-cicloexano	c) 2,3-dimetil-pentano	d) Cicloexanona	e) Ácido heptanóico
– (UFPE – 1ª fase/2009) A combustão completa de 1 L de um hidrocarboneto gasoso (que pode ser eteno, buteno, butano, propano ou etano) requer 6 L de O2, nas mesmas condições de temperatura e pressão. Logo, este hidrocarboneto deve ser o:
eteno	b) buteno	c) butano	d) propano	e) etano
– (FESP – UPE/93) Num incêndio de uma refinaria, entre outros gases é liberada grande quantidade de dióxido de carbono. Qual, entre os seguintes compostos, libera maior quantidade deste gás ?
2, 2, 3–trimetil – butano	b) 2, 2, 4–trimetil–pentano	c) C6H14	d) C7H16	e) 2, 3–dimetil–pentano
– (UFPE – 2a fase/99) Uma boca de fogão a gás queima 5,0  de butano (C4H10) por hora. Qual a velocidade da produção de gás carbônico nesta reação em /hora nas mesmas condições de temperatura e pressão?
13
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
– (Enem – 1ª Aplicação/2010) As mobilizações para promover um planeta melhor para as futuras gerações são cada vez mais frequentes. A maior parte dos meios de transporte de massa é atualmente movida pela queima de um combustível fóssil. A título de exemplificação do ônus causado por essa prática, basta saberque um carro produz, em média, cerca de 200 g de dióxido de carbono por Km percorrido.
Revista Aquecimento global. Ano 2, no 8. Publicação do instituto Brasileiro de Cultura Ltda.
Um dos principais constituintes da gasolina é o octano (C8H18). Por meio da combustão do octano é possível a liberação de energia, permitindo que o carro entre em movimento. A equação que representa a reação química desse processo demonstra que
no processo há liberação de oxigênio, sob a forma de O2.
o coeficiente estequiométrico para a água é 8 para 1 do octano.
no processo a consumo de água, para que haja liberação de energia.
o coeficiente estequiométrico para o oxigênio é de 12,5 para 1 de octano.
o coeficiente estequiométrico para o gás carbônico é de 9 para 1 do octano.
– (UFPE – 2ª fase/2009) O nitrogênio (Z=7) é um importante constituinte dos sistemas biológicos, particularmente nas proteínas. No entanto, boa parte do nitrogênio se encontra na atmosfera na forma de molécula diatômica. Industrialmente, sua fixação se dá pela reação do nitrogênio molecular com gás hidrogênio (Z=1), para produzir amônia. Sobre esse assunto, analise as afirmações abaixo.
I	II
0 A reação de fixação é uma reação redox, onde o nitrogênio atua como agente redutor.
1 O átomo de nitrogênio é mais eletronegativo que o átomo de hidrogênio.
2 A molécula de nitrogênio apresenta uma ligação σ (sigma) e duas ligações π (pi).
3 Cada átomo de nitrogênio, na molécula diatômica, apresenta um par de elétrons não compartilhados.
4 Os coeficientes estequiométricos do nitrogênio, do hidrogênio e da amônia na reação de fixação, são 1, 3 e 2, respectivamente.
16 – (UFPE – 2ª fase/2008) O ferro é um elemento muito comum em nosso planeta. Diversos compostos podem ser obtidos a partir dele. Um composto bastante interessante é o azul-da-prússia, que possui uma intensa coloração azul. Sua fórmula é Fe4[Fe(CN)6]3. Ele é facilmente obtido pela reação de íons Fe3+ com ferrocianeto de potássio K4Fe(CN)6. As massas atômicas dos elementos que participam nestes compostos são: Fe = 55,85 g·mol–1, K =39,10 g·mol–1, C = 12,01 g·mol–1, N = 14,01 g·mol–1, o que corresponde a uma massa de 859,3 g·mol–1 para o azul-da-prússia. Quanto a essa questão, podemos afirmar que:
I	II
0 no azul-da-prússia, o ferro está presente nos estados de oxidação +2 e +3.
1 no ferrocianeto de potássio, existe ligação iônica entre K+ e Fe(CN)64–.
2 a ligação entre C e N é covalente apolar, em todos os compostos apresentados acima.
3 o percentual (m/m) de ferro no azul-da-prússia é de (4 x 55,85/859,3)x100.
4 a reação de formação do azul-da-prússia é do tipo redox.
17 – (UFPE – 2ª fase/2008) O nitrogênio é um importante constituinte dos seres vivos, pois é parte de todo aminoácido. Além de presente na biosfera, ele também é encontrado no solo, nas águas e na atmosfera. Sua distribuição no planeta é parte do chamado ciclo do nitrogênio. Resumidamente, neste ciclo, estão presentes as etapas de fixação do nitrogênio atmosférico por microorganismos, que, posteriormente, é transformado em amônia. A amônia sofre um processo de nitrificação e é convertida a nitrato, que pode sofrer um processo de desnitrificação e ser finalmente convertido a nitrogênio molecular, retornando à atmosfera. Sobre esses processos, analise as afirmações a seguir.
I	II
0 Na reação de nitrificação, o nitrogênio é oxidado de –3 para +3.
1 A amônia é uma molécula volátil, porém em solos ácidos pode formar o íon amônio, não volátil.
2 O nitrogênio molecular é muito estável por apresentar uma ligação tripla e, por isto, sua transformação em amônia, por meios sintéticos, requer grandes quantidades de energia.
3 No processo de desnitrificação, o nitrogênio sofre uma redução de +5 para 0.
4 A maioria dos nitratos é solúvel em água.
14
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
– (UFPE – 1ª fase/2009) Soluções de dicromato de potássio (K2Cr2O7), juntamente com ácido sulfúrico, têm sido tilizadas, na lavagem de vidrarias de laboratório, particularmente, por serem sistemas bastante oxidantes. O produto da reação de oxidação do íon dicromato em meio ácido é o íon Cr3+. Sobre este sistema, podemos afirmar que:
na equação balanceada, para a semi-reação de redução do íon dicromato em meio ácido, 3 elétrons são transferidos por cada mol de dicromato reduzido.
o íon cromo (III) deve ser um agente redutor forte.
em solução de pH 3, o poder oxidante do dicromato deve ser maior que em pH 1.
o estado de oxidação do cromo, no dicromato de potássio, é +7.
o potencial de redução padrão do íon dicromato deve ser maior que do íon H+.
– (UFPE – 2ª fase/2012) O silano (SiH4) é preparado comercialmente pela reação de SiO2 com alumínio e hidrogênio sob alta pressão e alta temperatura, de acordo com a equação química não balanceada:
H2(g) + SiO2(s)
+ Aℓ(s)  SiH4(g) + Aℓ2O3(s).
Quando esta reação ocorre num recipiente fechado:
I II
0 cada mol de silano produzido consome dois mols de hidrogênio.
1 a relação molar entre o alumínio metálico e o óxido de alumínio é de 2:1.
2 a pressão final é metade da pressão inicial, se os gases forem ideais.
3 não é possível balancear a reação, pois o elemento hidrogênio não está presente em todos os produtos.
4 a pressão parcial de H2(g) não varia durante a reação.
20 – (UPE – Tradicional/2012)Uma das formas de detecção da embriaguez no trânsito é feita por meio de um bafômetro que contém um dispositivo com o sistema dicromato de potássio em meio ácido. Esse sistema em contato com álcool etílico, proveniente do bafo do motorista, provoca uma mudança na coloração. A equação simplificada que descreve o processo é apresentada a seguir:
Dados: massas molares, Cr = 52 g/mol; O = 16 g/mol.
+ 3 CH CHO
3	(g)
Cr2O 2–	+ 8 H+	+ 3 CH CH OH	 2 Cr3+
7 (aq)	(aq)	3	2	(g)	(aq)
Diante disso, analise as seguintes considerações:
+ 7 H O
2 (ℓ)
A equação descrita refere-se a um processo químico, e, para que ele ocorra, o meio deve estar ácido.
Há 216 gramas do íon dicromato em uma unidade de quantidade matéria, mol.
3 (três) mols de elétrons foram perdidos e ganhos na reação química.
A equação química necessita ser balanceada.
O íon dicromato é o agente redutor, e o álcool etílico, o agente oxidante.
São CORRETAS apenas
a) II e V.	b) I e IV.
c) I, II e V.
d) I e II.
e) I, III e IV
21 – (UPE – Tradicional/2012) O processo industrial de obtenção de ferro metálico consiste numa série de reações químicas que ocorrem em fornos a altas temperaturas. Uma delas, descrita a seguir, consiste na obtenção de ferro metálico a partir do seu óxido:
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe	+ 3 CO2.
Se 106 gramas de Fe2O3 são utilizadas para redução do ferro, então a quantidade de ferro obtida é igual a Dados: massas molares, Fe = 56 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol.
a) 70 kg.	b) 7 x 106 kg.	c) 0,7 x 103 kg.	d) 70 x 103 kg.	e) 700 x 106 kg.
15
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
22 – (UFPE – 1a fase/2003) Nas usinas siderúrgicas, a obtenção de ferro metálico a partir da hematita envolve a seguinte reação (não balanceada):

Fe2O3(s) + CO(g)	Fe(s) + CO2(g)
Percebe-se desta reação que o CO2 é liberado para a atmosfera, podendo ter um impacto ambiental grave relacionado com o efeito estufa. Qual o número de moléculas de CO2 liberadas na atmosfera, quando um mol de óxido de ferro (III) é consumido na reação? Considere: número de Avogadro igual a 6 x 1023 mol–1.
a) 6 x 1023	b) 24 x 1023	c) 12 x 1023	d) 36 x 1023	e) 18 x 1023
23 – (UPE – SSA 2º Ano/2011) Em laboratório, é possível se determinar a concentração do ácido sulfúrico por meio de uma titulação, utilizando-se a fenolftaleína como indicador do término da reação representada pela seguinte equação:
Na2SO4(aq) + 2 H2O(ℓ)
H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) 
Dado: massa molar, H2SO4 = 98 g/mol.
Considerando que uma alíquota de 20mL de uma solução de ácido sulfúrico foi titulada com 10mL de uma solução de hidróxido de sódio a 1,0 mol/L, a concentração em gramas por litro, g/L, do ácido é
a) 24,5.	b) 32,5.	c) 49,0.	d) 55,0.	e) 98,0.
24 – (UPE – SSA 1º Ano/2011) A rapadura é obtida pela concentração à quente do caldo da cana-de-açúcar; ua principal matéria prima possui grande teor energético, é rica em vitaminas, ferro e flúor, fatores que dependem da origem e do processamento. Além disso, possui um baixo custo, sendo tradicionalmente consumida pela população nordestina. Várias etapas para a produção de rapadura com base na cana-de-açúcar são necessárias, como lavagem, desfibramento, moagem, cristalização, moldagem e secagem. A rapadura obtida pode ser analisada quanto ao teor de íons Fe3+ por meio de reações químicas específicas. Uma delas pode ser representada pela equação química:
Fe3+
(aq)
+ 3 OH–1(aq)  Fe(OH)3(s).
Dados: Massas molares, H = 1g mol–1; O = 16g mol–1; Fe = 56 g mol–1. Com base no texto acima, analise as considerações a seguir:
Em 3 mols de íons OH–, há 3 vezes 6,02 x 1023 íons hidroxila.
A partir de 1 mol de Fe3+, obtêm-se 107 gramas de hidróxido férrico.
A quantidade de ferro na rapadura é a mesma em qualquer processo de produção.
A equação química que mostra a formação do hidróxido férrico precisa ser balanceada.
Os processos lavagem, moldagem e secagem são físicos, pois não alteram a constituição química das substâncias presentes.
Estão CORRETAS
a) I e IV.
b) II e III.
c) III e IV.
d) I, II e V.
e) I, II, III e IV.
25 – (UFPE – 2a fase/2001) O dióxido de carbono ou gás carbônico em altas concentrações é muito tóxico, podendo causar tonturas e desmaios. No caso do ambiente fechado das cápsulas espaciais, torna-se essencial a eliminação do dióxido de carbono produzido pela respiração dos astronautas. Esta eliminação é realizada passando-se continuamente o ar da cápsula por tubos contendo hidróxido de lítio, cuja reação é descrita pela seguinte equação química não balanceada:
LiOH(s) + CO2(g) 
Li2CO3(s) + H2O().
Admitindo-se que o dióxido de carbono tem comportamento ideal, qual é a massa em gramas, de hidróxido de lítio necessário para consumir 44,8 L de CO2 gasoso a 0C e 1 atm?
Considere as massas atômicas (g/mol):
H = 1, Li = 7, C = 12 e O = 16.
Dado: constante universal dos gases perfeitos, R = 0,082 atm L K -1 mol-1.
16
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
26 – (UFPE – 1a fase/2004) A ferrugem é composta principalmente por Fe2O3. Após o balanceamento da equação:
→
Fe(s) + O2(g)	Fe2O3(s),
a proporção de ferro e oxigênio necessária para formar 2 mol de óxido de ferro (III) será:
1 mol de Fe para 1 mol de O2
1 mol de Fe para 3 mol de O2
2 mol de Fe para 3 mol de O2	e) 3 mol de Fe para 2 mol de O2
4 mol de Fe para 3 mol de O2
– (UFPE – 2a fase/2002) A combustão de um hidrocarboneto, como o octano, C8H18, um dos principais componentes da gasolina comum, contribui significativamente para o aumento da concentração de CO2 na atmosfera, o qual é suspeito de contribuir para o efeito estufa e conseqüente aumento da temperatura média da Terra. Sabendo que, na pressão atmosférica e na temperatura de 0oC, um gás ideal ocupa o volume de 22,4 L, calcule o volume, em litros, de dióxido de carbono (gás carbônico) liberado pela combustão completa de 5/16 mols de C8H18, considerando comportamento ideal.
– (UPE – Vestibular Seriado 1º Ano/2010) Uma amostra de massa 8,48g de carbonato de sódio reagiu completamente com quantidade estequiométrica de ácido clorídrico diluído, originando entre outros produtos 2,64g de um gás. Em relação a essa reação, é verdadeiro afirmar que
Dados: ma ( Na ) = 23u, ma( C ) = 12u, ma( O ) = 16u, ma ( H ) = 1u, ma( Cℓ ) = 35,5u , N = 6,02 x 1023
foram formadas 3,612 x 1024 moléculas de gás nas CNTP e 0,18g de água no estado líquido.
o rendimento da reação calculado pela massa obtida do gás nas condições da experiência é igual a 75%.
cada 1,06g de carbonato de sódio reage exatamente com 3,65g de HCℓ, pois cada mol do sal reage exatamente com 3,65g de HCℓ.
admitindo-se um rendimento teórico de 100% para a reação, a massa de gás obtida será de 7,04g.
para cada 73,0g de HCℓ que reage exatamente com carbonato de sódio, formam-se 88,0g de gás, admitindo-se um rendimento de 100% para a reação.
– (FESP – UPE/2006 – Quí. II) 13,0 g de zinco impuro e sólido são totalmente consumidos por uma solução ácida de acido clorídrico. O gás, produzido na experiência, é convenientemente coletado sobre água, a uma temperatura de 27oC pressão total de 255 mmHg. O volume de gás coletado na experiência é igual a 12,3 L. (Admita que as impurezas não reagem com o ácido clorídrico).
Dados: ma(Zn) = 65 u, ma(H) = 1 u, ma(C) = 35,5 u, R = 0,082 L.atm/mol.K, 1 atm = 760 mmHg.
Sabendo que a pressão de vapor da água a 27oC é igual a 27 mmHg, pode-se concluir como verdadeiro que:
A massa de hidrogênio produzida na reação é igual a 0,40 g.
O zinco utilizado na experiência tem uma pureza igual a 90%.
Foram utilizados, na experiência, 9,03 . 1023 átomos de zinco.
A massa de zinco consumida na experiência é igual a 9,75g.
A massa de impurezas encontrada na amostra de zinco é igual 1,25g.
NO +	H2O
SiO2 Fe2O3
NH3
Si2H3
FeS2 d)
Fe2O3(s) +
+	O2 
+	O2 
+	O2 
CO(g)
 Fe(s) +
+	H2O
+	SO2 CO2(g)
e)
C(s)

Aℓ2O3(s) NaN3(s)
+
	Na(s) +
Aℓ(s) N2(g).
+
CO2(g)
f)
Gabarito
a)
b)
c)
d)
e)
f)
+
4 NH3	5 O2
 4 NO +
6 H2O
4 Si2H3 + 11 O2  8 SiO2 + 6 H2O
4 FeS2 + 11 O2  2 Fe2O3 + 8SO2 Fe2O3(s) + 3 CO(g)  Fe(s) + 3 CO2(g)
+
2 Aℓ2O3(s) +	3 C(s)	 4 Aℓ(s)	3 CO2(g)
2 NaN3(s) 	2 Na(s) + 3 N2(g).
Exercícios de Fixação
01 – Determine os menores coeficientes inteiros necessários ao balanceamento das seguintes equações químicas:
17
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
4.C – Balanceamento pelo método de oxi–redução
Já sabemos que balancear uma equação química significa ajustar os seus coeficientes de forma que o número de átomo dos compostos reagentes seja igual ao número de átomos dos produtos da reação.
Para isso deve-se seguir as regras abaixo:
1º ) Determinar o nox de todos os elementos em todas as substâncias que participam da reação.
2º) Observar o elemento onde ocorreu diminuição de carga, ou seja sofreu redução. Determina-se a variação de sua carga que deve ser multiplicada pelo maior índice apresentado (pelo elemento reduzido) nos compostos envolvidos na redução. Vamos chamar o valor obtido de delta ().
3º) Observar o elemento que apresentou um aumento de carga, ou seja, sofreu oxidação. Determina-se a variação de sua carga que deve ser multiplicada pelo maior índice apresentado (pelo elemento oxidado) nos compostos envolvidos na oxidação. Vamos chamar o valor obtido de delta ().
4º) Permutar os valore de delta. O delta da redução será coeficiente de uma das substâncias que apresenta o elemento oxidado e vice-versa.
5º) Os valores de delta serão utilizados como coeficientes para iniciar o balanceamento da equação. Os valores de delta devem ser colocados como coeficientes das substâncias em que o elemento oxidado ou reduzido apresentar o maior índice.
Após esses cinco passos segue-se o balanceamento da equação pelo método das tentativas.
Exemplos:
+6
K2Cr2O7	+
+3
Na2C2O4	+
H2SO4		K2SO4
+3
+	Cr2(SO4)3	+
+4
Na2SO4	+	H2O +	CO2
H2SO4	
2 K2Cr2O7	+	6 Na2C2O4	+	K2SO4	+ 2 Cr2(SO4)3	+
Na2SO4	+
H2O + CO2
O valor 2 entrará como coeficiente tanto do K2Cr2O7 como do Cr2(SO4)3 porque ambos apresentam o elemento “Cr” com mesmo índice...
Dando sequência ao balanceamento pelo método das tentativas, teremos...
2 K2Cr2O7 + 6 Na2C2O4 + 14 H2SO4	 2 K2SO4 + 2 Cr2(SO4)3 + 6 Na2SO4 + 14 H2O + 12 CO2
Simplificando todos os coeficientes teremos a equação balanceada com os menores coeficientes inteiros
possíveis...
1 K2Cr2O7	+ 3 Na2C2O4	+ 7 H2SO4		1 K2SO4	+ 1 Cr2(SO4)3 + 3 Na2SO4	+ 7 H2O + 6 CO2
Carga diminuiu.
Redução.
Os valores 6 e 2 serão escritos como coeficientes da equação, dando assim, início ao processo de balanceamento que seguirá pelo método das tentativas.
O valor 6 entrará como coeficiente do Na2C2O4 porque, entre os dois compostos que apresentam o
elemento carbono, ele é o que apresenta o “C” com maior índice (perceba que no C1O2 o índice do carbono é 1 e no Na2C2O4 o índice do “C” é 2).
Carga aumentou.
Oxidação.
Δ = 1 x 2 = 2
Δ = 3 x 2 = 6
6
2
18
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
– (FESP – UPE/88) Considere a equação química abaixo:
K2Cr2O7	+	H2S	+	H3PO4		K3PO4	+	CrPO4	+	S	+	H2O
Após convenientemente ajustada podemos afirmar que:
O coeficiente do enxofre é 2.
A soma dos coeficientes do H2S e H2O é 21.
O coeficiente do K3PO4 é 3.
A soma de todos os coeficientes das substâncias presentes na equação é 58.
A soma dos coeficientes das substâncias K2Cr2O7, H2S e H2O é 31.
– (FESP – UPE/93) O método mais usado em laboratório para obtenção de cloro, é através da oxidação do ácido clorídrico com permanganato de potássio. A equação abaixo representa a reação que ocorre nesse método (não ajustada).
KMnO4	+	HC	C2	+	KC	+	MnC2	+	H2O
Para se obter 10 mols de cloro são necessários:
a)
b)
c)
5 mols de KMnO4 e 5 mols de HC. 1 mol de KMnO4 e 16 mols de HC. 8 mols de KmnO4 e 28 mols de HC.
d)
e)
2 mols de KMnO4 e 30 mols de HC. 4 mols de KMnO4 e 32 mols de HC.
– (FESP – UPE/85) Seja a equação química abaixo:
As2S5	+	HNO3	+	H2O		H2SO4	+	H3AsO4	+	NO
Depois de convenientemente ajustada, pode-se afirmar que os coeficientes do ácido nítrico e do ácido arsênico são respectivamente:
a) 20 e 6	b) 40 e 6	c) 40 e 12	d) 12 e 40	e) 15 e 16
– (UPE – Seriado 3º Ano – 1º dia/ 2010) O ácido sulfúrico tem ação oxidante, quando concentrado, a quente e em certas condições experimentais.
Em relação à reação química representada pela equação abaixo, é CORRETO afirmar, após ajustada, que
K2Cr2O7 +	H2SO4 +	NaBr 	k2SO4 +	Cr2(SO4)3 +	Na2SO4
o ácido sulfúrico age quimicamente como um agente oxidante.
são consumidos 3 mols de H2SO4 para cada 3 mols de Na2SO4 formados.
d) o bicromato de potássio age quimicamente como agente redutor.
são consumidos 6 mols de NaBr para cada 7 mols de H2O formados.
na equação, a soma dos coeficientes do K2SO4 e H2O é igual a 12.
+	H2O	+	Br2
05 – (FESP – UPE/89) A soma dos coeficientes da equação abaixo, depois de ajustada convenientemente, é:
K2Cr2O7	+	H2S	+	H3PO4		K3PO4	+	CrPO4	+	S	+	H2O
a) 40	b) 115	c) 58	d) 48	e) 78
Testes de Vestibulares
19
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
– (FESP – UPE/96) Considere a equação abaixo:
P2S5	+	HNO3		H3PO4	+	H2SO4	+	NO2	+	H2O
Após convenientemente ajustada, é correto afirmar:
A soma dos coeficientes de H3PO4 e do H2SO4 é igual a 5;
A soma dos coeficientes do HNO3 e da H2O é igual a 36;
O coeficiente do ácido sulfúrico é igual ao coeficiente do NO2 menos 20:
O coeficiente do P2S5 é igual a unidade;
O coeficiente do NO2 é igual ao coeficiente do P2S5.
– (ENEM – Novembro de 2011) O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado como antisséptico e alvejante. Também pode ser empregado em trabalhos de restauração de quadros enegrecidos e no clareamento de dentes. Na presença de soluções ácidas de oxidantes, como o permanganato de potássio, este óxido decompõe-se, conforme a equação a seguir:
5 H2O2(aq) + 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq)  5 O2(g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(ℓ)
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química.
São Paulo: McGraw-Hill, 1992.
De acordo com a estequiometria da reação descrita, a quantidade de permanganato de potássio necessária para reagir completamente com 20,0 mL de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de hidrogênio é igual a
a) 2,0 × 100 mol.	b) 2,0 × 10–3 mol.	c) 8,0 × 10–1 mol.	d) 8,0 × 10–4 mol.	e) 5,0 × 10–3 mol.
– (ENEM – Novembro de 2011) Um dos problemas dos combustíveis que contêm carbono é que sua queima produz dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher um combustível, é analisar seu calor de
combustão ( ) completa de um mol de combustível no estado padrão.
 
 
O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbono e seu ( )
	Substância	Fórmula	 
 
	benzeno	C6H6(ℓ)	–3 268
	etanol	C2H5OH(ℓ)	–1 368
	glicose	C6H12O6(s)	–2 808
	metano	CH4(g)	–890
	Octano	C8H18(ℓ)	–5 471
ATKINS, P. Princípios de Química. Bookman, 2007 (adaptado).
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando queimado completamente, libera mais dióxido de carbono no ambiente pela mesma quantidade de energia produzida?
c) Glicose.	d) Octano.	e) Etanol.
a) Benzeno.	b) Metano.
Resoluções de Testes Comentários Adicionais
05 – Casos Particulares de Oxi–redução
5.A – Quando aparece a água oxigenada, H2O2, como reagente.
Nesse caso devemos: lembrar que o nox do oxigênio no H2O2 é – 1.
Calcular o  do oxigênio partindo-se da H2O2 para o H2O ou do H2O2 para o O2.
+2	0
+	MnSO4	+	H2O	+	O2
2 KMnO4	+	5 H2O2	+	H2SO4		K2SO4	+	2 MnSO4	+
5.B – Quando ocorre uma “auto-oxi-redução”.
Nesse caso, um elemento químico em parte se oxida e em parte se reduz.
H2O	+	O2
Adicionando o coeficiente 1 no HCℓO4 e 2 no CℓO2, prossiga, agora o balanceamento pelo método das tentativas...
KCO3	+	H2SO4		1 HCO4	+ 2 CO2	+	K2SO4	+	H2O
5.C – Reações com mais de uma oxidação e/ ou redução
+2 –2
SnS	+	HC
+5	+4
+	HNO3		SnC4
0	+2
+	S	+	NO	+	H2O
Carga diminuiu
redução
Empregando-se os valores 2 e 5 como coeficientes da equação, prossiga, agora, o balanceamento por tentativas:
oxidação
	K2SO4Δ = 1 x 2 = 2
Δ = 5 x 1 = 5
5
2
+7	–1
KMnO4	+	H2O2	+	H2SO4
Carga aumentou
Δ = 1 x 1 = 1
 Δ = 2 x 1 = 2	1	
2
	+5	+7	+4
	KCO3	+	H2SO4		HCO4	+	CO2	+	K2SO4	+	H2O
Importante: Os dois primeiros coeficientes entrarão, obrigatoriamente, nos produtos da equação.
 Redução Δ = 3 x 1 = 3	4	
 Oxidação Δ = 2 x 1 = 2	
ΔTotal = 4
 	Oxidação Δ = 2 x 1 = 2	3 
Prosseguindo por tentativas...
3 SnS	+	HC	+	4 HNO3		SnC4	+	S	+ 4 NO	+	H2O
20	Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
redução
oxidação
21
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
5.D – Quando a equação está na forma iônica.
Nesse caso, as regras práticas para o balanceamento continuam as mesmas. Apenas relembramos que no caso de um íon simples, o nox é a própria carga do íon e, no íon composto, a soma dos nox de todos os elementos é igual a carga do íon. Geralmente, no final do processo de balanceamento, há necessidade de se empregar o balanceamento de cargas, ou seja, a carga total dos reagentes = carga total dos produtos.
Exemplo1: Íons cromo III reagindo com bióxido de manganês em meio básico produzindo íons cromato e manganês II...
+3
Cr+3
+2
Mn+2
+	H2O
2 Cr+3 +	3 MnO	+	OH–	
2	4
2 CrO –2	+ 3
Mn+2
2
+	H O
Então vamos verificar o balanceamento de cargas...
+ 3 Mn+2	+	H2O
3 . ( +2 )
X = 4 ........... o coeficiente do OH– é igual a 4
Mn+2
Finalizando o balanceamento...
2 Cr+3 + 3 MnO2 + 4 OH–		2 CrO4–2	+ 3	+ 2 H2O
Exemplo2: A oxidação, em meio ácido, do ácido oxálico (H2C2O4) pelo permanganato de potássio (KMnO4) produzindo CO2 e íons Mn2+...
+	KMnO4(aq) +
H+
(aq)
H2C2O4(aq)	CO2(g)
	+
Mn2+
(aq)
+	8 H2O(ℓ) +
K+
(aq)
Exemplo3: Cloro gasoso reagindo com ácido oxálico em meio ácido produzindo íon cloreto e anidrido carbônico...
+	+
	Cℓ–	+	CO	+
(aq)	2
Cℓ2(g)	H2C2O4(aq)	H+ q)	H2O(ℓ)
(a
Exemplo4: Cloreto de cromo III reagindo com dióxido de manganês em meio básico produzindo íons cromato e cloreto de manganês II...
 Redução	Δ = 2 x 1 = 2	3	
 Oxidação	Δ = 3 x 1 = 3	2 	 Prosseguindo...
+4	+6
+	MnO2	+	OH–		CrO4–2	+
... Perceba que está faltando argumento para concluir...
quais os coeficientes do OH– e da H2O ?
2 Cr+3 + 3 MnO2 + X OH– 	2 CrO4–2
?
2 . ( +3 ) + X . ( – 1) = 2 . ( – 2) +
22
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
06 – Balanceamento pelo Método Algébrico
Esse método é baseado no fato de que uma equação química é na verdade uma igualdade matemática em que, para cada elemento químico, o número de átomos presentes no 1º membro é igual ao número de átomos presentes no 2º membro da equação. O método algébrico não é químico, é meramente matemático.
Equação exemplo:
FeSO4 +	KMnO4
Organização algébrica:
+	H2SO4 
Fe2(SO4)3 +
MnSO4 +
K2SO4 +	H2O
Balanceamento final:
FeSO4 +	KMnO4
+	H2SO4 
Fe2(SO4)3 +
MnSO4 +
K2SO4 +	H2O
Determine a soma dos menores coeficientes inteiro que tornam balanceadas as seguintes equações
+	MnO2 + H2SO4 	MnSO4 +	Br2 +	H2O +	NaHSO4
químicas: 01 –	NaBr
02 –	NaOH
+	Cℓ2 
NaCℓO +
NaCℓ +	H2O
03 – FeCℓ2
+	H2O2
+	HCℓ	
FeCℓ3
+	H2O
04 –	KMnO4
+	H2O2
+	H2SO4		K2SO4
+	MnSO4 +	H2O +	O2
05 –	K2Cr2O7 +
H2O2
+	H2SO4 
K2SO4	+	Cr2(SO4)3 + O2 +	H2O
06 – FeSO4
+	K2Cr2O7	+
H2SO4  Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3
+	K2SO4	+ H2O
Exercícios de Fixação
23
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
– (CEFET – Tecnólogo/2006) A fosfina (PH3) é um gás incolor, tóxico inflamável, de cheiro desagradável e que se forma durante a putrefação de cadáveres. Quando é formada, uma luz azulada é produzida, o que causa um susto a quem andar por um cemitério à noite. A fosfina pode ser obtida através da seguinte reação química:
P + KOH + H2O 	KH2PO2 + PH3
Ajustando os coeficientes da equação, a soma dos menores números inteiros de todos os coeficientes da equação será: a) 14	b) 19	c) 22	d) 11	e) 16
– (Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Pernambuco – IFPE/2010) A Fosfina de fórmula PH3 consiste em um gás incolor de alta inflamabilidade e é proveniente da decomposição de cadáveres (material orgânico). Esse gás se queima à temperatura ambiente e, se estiver presente na superfície dos túmulos e o clima for relativamente quente, ocorrerá uma explosão espontânea. O produto dessa explosão é uma chama azulada de 2 a 3 metros de altura. Essa substância é utilizada como fumigantes para eliminar insetos. Essa fosfina (PH3) pode ser obtida pela reação de oxirredução, como mostra a equação abaixo:
P +	KOH + H2O		KH2PO2	+ PH3
Assinale a alternativa que indica, corretamente, a soma dos menores números inteiros para essa equação, após o balanceamento.
a) 14	b) 23	c) 19	d) 20	e) 11
– (UFPE – 2ª fase/2012) A reação entre o íon permanganato (MnO4–) o íon oxalato, (C2O 2–) em meio aquoso ácido, é
4
utilizada para titulações em alguns laboratórios de análise química. Nesta reação encontram-se além de outros
produtos, o íon Mn2+ e o dióxido de carbono. A propósito dessa questão, avalie as afirmativas abaixo.
I	II
0 Nesta reação o íon permanganato é o agente oxidante.
1 O carbono é oxidado, perdendo 1 elétron.
2 Para balancear corretamente a reação química em questão (com coeficientes estequiométricos possuindo os menores valores inteiros possíveis), devemos adicionar 16 mols de íons H+ no lado dos reagentes.
3 O estado de oxidação do manganês no íon permanganato é +5.
4 São produzidos 4 mols de moléculas de água para cada mol de íon permanganato consumido.
04 – (UFPE – 2a fase/2013) A oxidação, em meio ácido, do ácido oxálico (H2C2O4) pelo permanganato de potássio (KMnO4) produz CO2 e íons Mn2+. O potencial padrão de redução do permanganato em meio ácido é +1,51 V. O potencial padrão de redução do Ce4+ a Ce3+ em meio ácido é +1,61 V. Podemos, então, afirmar que, nas condições padrão:
I	II
0 na reação do ácido oxálico com o permanganato de potássio, em meio ácido, são necessários 3 mols de H+ (além dos H+ provenientes do ácido oxálico), para cada mol de permanganato de potássio consumido.
1 na reação do ácido oxálico com o permanganato de potássio, o carbono é o agente redutor.
2 para oxidação do ácido oxálico, Ce4+ não pode substituir o permanganato de potássio, já que seu potencial de redução é maior.
3 em meio ácido, o íon Ce3+ é um agente redutor mais forte que o íon Mn2+.
4 se fosse possível substituir o íon permanganato pelo íon Ce4+ na reação com ácido oxálico, seriam consumidos 2 mols de Ce4+ para cada mol de ácido oxálico consumido. Resposta:
Testes de Vestibulares
24
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
05 – (UFPE – 2ª fase/2010) A reação de cloro gasoso (Cℓ2) com ácido oxálico (H2C2O4) em meio ácido tem como produtos íon cloreto (Cl–) e gás carbônico (CO2). Sobre esta reação, avalie os comentários abaixo.
I	II
0 O cloro gasoso atua como agente oxidante.
1 O carbono é oxidado de +2 para +4.
2 Além das substâncias mencionadas no texto, a equação balanceada para esta reação tem como reagente a água.
3 O coeficiente estequiométrico do Cℓ2 na equação balanceada é 1.
4 3 mols de elétrons são transferidos por cada mol de ácido oxálico que reage.
06 – (IFPE - Cursos Técnicos Subsequentes /2012) Três substâncias são de fundamental importância nas estações de tratamento de água (ETA): hipoclorito de sódio (NaCℓO), hipoclorito de cálcio *Ca(CℓO)2+ e cloro gasoso (Cℓ2), que são utilizadas como agente bactericida e são adicionadas à água durante o processo de tratamento. Essas substâncias liberam o íon hipoclorito (CℓO1–) que é responsável pela eliminação das bactérias. O hipoclorito pode ser determinado em laboratório pela adição de iodeto em meio ácido, como mostra a reação abaixo:
I1–	H1+
CℓO1– +	+	 Cℓ1– + I2 +	H2O
Assinale a alternativa correta quanto a essa reação.
O íon CℓO1– sofre oxidação.
Depois de equilibrada a soma dos menores números inteiros dos coeficientes do I1– e da H2O é 3.
O I2 é o agente redutor.
O H1+ sofre oxidação.
O I1– é o agente oxidante
07 – (UPE – Cursosà Distância/2011) Identifique os coeficientes que tornam as equações químicas, entre os elementos metálicos relacionadas a seguir, corretamente balanceadas.
Zn + HNO3 	Zn(NO3)2 + NO2 + H2O
Cu + H2SO4  CuSO4 + SO2 + H2O
Fe + HNO3	 Fe(NO3)3 + NO2 + H2O
Dados: Zn = 30; N = 7; O = 8; H = 1; Cu = 29; S = 16; Fe = 26
Assinale a alternativa que apresenta a correspondência CORRETA.
a) I) 1,4,1,2, 2 ; II) 1,2,1,1,2 ; III) 1,6,1,3,3
b) I) 1,1,1,4, 2 ; II) 1,1,1,2,1 ; III) 1,1,1,3,6
c) I) 1,1,1,2,1 ; II) 1,2,1,1,1 ; III) 6,1,1,1,3
d) I) 2,1,1,1,4 ; II) 2,1,1,2,1 ; III) 3,1,6,1,1
e) I) 4,1,1,2,1 ; II) 2,1,2,1,1 ; III) 1,6,3,1,1
08 – (IFPE – Superior/2012) Em um laboratório de tratamento de efluente, um laboratorista pretende desprezar uma sobra de 8,0g de hidróxido de sódio (NaOH) com pureza igual a 100% e acrescenta 200mL de solução 0,1mol/L de HCℓ; no entanto, após medir o pH da solução resultante, observa que o mesmo encontra-se acima de 7. Para neutralizar o restante da solução, utiliza uma solução 0,2 mol/L do mesmo ácido. Indique a alternativa que apresenta corretamente o volume de HCℓ 0,2 mol/L que deve ser acrescentado a esse recipiente para neutralizar o restante da base. Considere que a massa de NaOH inicial não vai alterar o volume final.
Dado: massa molar em, g/mol, do NaOH = 40.
d) 600 mL	e) 900 mL
a) 500 mL	b) 300 mL	c) 400 mL
Resoluções de Testes Comentários Adicionais
25
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
(Páginas 3, 4, 5 e 6)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
	01	D
	02	C
	03	C
	04	C
	05	B
	06	C
	07	FFVVF = Covest FFVVV = Wans Heber
	08	FVFVV
	09	D
	10	A
	11	B
	12	E
	13	VFFFV
	14	VVFVF
	15	FVVFV
	16	A
	17	C
	18	C
	19	FVVFV
	20	FFVVV
(Páginas 7, 8 e 9)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
	01	C
	02	D
	03	D
	04	VVVVF
	05	E
	06	B
	07	B
	08	D
	09	C
		
		
		
Gabarito de:
Número de Oxidação (74 questões)
Resoluções de Testes Comentários Adicionais
26
Número de Oxidação e Balanceamento de Equações
(páginas 11, 12, 13, 14, 15 e 16)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
	01	C
	02	54
	03	69
	04	52
	05	A
	06	D
	07	22
	08	C
	09	E
	10	D
	11	B
	12	B
	13	20
	14	D
	15	FVVVV
	16	VVFFF
	17	FVVVV
	18	E
	19	VVVFF
	20	D
	21	C
	22	E
	23	A
	24	D
	25	96
	26	D
	27	56
	28	B
	29	D
		
		
		
(Páginas 18 e 19)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
	01	D
	02	E
	03	B
	04	D
	05	C
	06	D
	07	D
	08	C
		
		
		
		
(Páginas 74, 75 e 76)
(Página 22) Exercícios de fixação
K2SO4	+ 7 H2O
2 NaBr + 1 MnO2 + 3 H2SO4  1 MnSO4 + 1 Br2 + 2 H2O + 2 NaHSO4
4 NaOH + 2 Cℓ2  2 NaCℓO + 2 NaCℓ + 2 H2O
2 FeCℓ2	+	1 H2O2	+ 2 HCℓ	 2 FeCℓ3	+ 2 H2O
4) 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4  1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2
5) K2Cr2O7 + 4 H2SO4 + 3 H2O2  K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 O2 + 7 H2O
6) 6 FeSO4 + K2Cr2O7 + 7 H2SO4		3 Fe2(SO4)3	+	Cr2(SO4)3	+
(Páginas 23 e 24)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
	01	A
	02	A
	03	VVVFV
	04	VFFFV
	05	VFFVF
	06	B
	07	A
	08	E
Comunique-se com seu professor: quimicaeber@hotmail.com
Fontes de Pesquisa
Equações para balancear já com gabaritos: http://www.webqc.org/balancedchemicalequations-070430-12.html
Outras fontes para argumentação teórica: http://www.rumoaoita.com/site/attachments/100_M%C3%A9todos%20de%20Balanceamento.pdf http://www.infoescola.com/quimica/equacao-global-da-reacao/ http://www.agamenonquimica.com/docs/exercicios/geral/exe_reacoes_quimicas.pdf