OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

ClNa+ –

Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS

Redução é o GANHO de ELÉTRONS

É o número que mede a CARGA REAL

ou

APARENTE de uma espécie química

Nox = + 1 Nox = – 1ClNa+ –

Em compostos covalentes

Em compostos covalentes

H Cl

H H

δ –δ +Nox = + 1 Nox = – 1

Nox = ZERO Nox = ZERO

É a perda de elétronsou

aumento do Nox

É o ganho de elétronsou

diminuição do Nox

1ª REGRA 1ª REGRA

Todo átomo em uma substância simples

possui Nox igual a ZERO

Todo átomo em uma substância simples

possui Nox igual a ZERO

H2 Nox = 0P4 He

2ª REGRA 2ª REGRA

Todo átomo em um íon simples

possui Nox igual a CARGA DO ÍON

Todo átomo em um íon simples

possui Nox igual a CARGA DO ÍON

Nox = + 33+ Al Nox = + 22+ Ca Nox = – 1– F Nox = – 22 – O

REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX

3ª REGRA 3ª REGRA

Alguns átomos em uma substância composta

possui Nox CONSTANTE

Alguns átomos em uma substância composta

possui Nox CONSTANTE

Ag, 1A H,

Nox = + 1 Nox = + 1

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

NO3 Ag

Nox = + 1

Br K

Nox = + 1

Cd, 2A Zn,

Nox = + 2 Nox = + 2

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

CO3 Ca

Nox = + 2

Br2 Mg

Nox = + 2

Al

Nox = + 3 Nox = + 3

O3 Al Br3 Al2

Nox = + 3

calcogênios (O, S, Se, Te, Po)

quando for o mais eletronegativo

(no final da fórmula)

calcogênios (O, S, Se, Te, Po)

quando for o mais eletronegativo

(no final da fórmula)

Nox = – 2 Nox = – 2 O Al2 S H23

Nox = – 2 Nox = – 2

halogênios (F, Cl, Br, I, At)

quando for o mais eletronegativo

(no final da fórmula)

halogênios (F, Cl, Br, I, At)

quando for o mais eletronegativo

(no final da fórmula)

Nox = – 1 Nox = – 1 Cl Al F H3

Nox = – 1 Nox = – 1

A soma algébrica do Nox de todos os átomos em

uma substância composta é igual a ZERO

A soma algébrica do Nox de todos os átomos em

uma substância composta é igual a ZERO

4ª REGRA 4ª REGRA

(+1)

NaOHNaOH

(+1)

(– 2)

(+1) + (– 2) + (+1) = 0 (+1) + (– 2) + (+1) = 0

(+3)

Al2O3Al2O3

(– 2)

2 x (+3) + 3 x (– 2) = 0 2 x (+3) + 3 x (– 2) = 0

(+6) + (– 6) = 0 (+6) + (– 6) = 0

(+2) (– 2)

2 X (+2) + 2 x x + 7 x (– 2) = 0 2 X (+2) + 2 x x + 7 x (– 2) = 0

x

10

2 x =

4 + 2x – 14 = 0 4 + 2x – 14 = 0

2x = 14 – 42x = 14 – 4

2x = 102x = 10 x = + 5x = + 5

exemplo

(+1) (– 2)

1 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 01 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 0

x

1 + x – 4 = 0 1 + x – 4 = 0

x = 4 – 1x = 4 – 1

x = + 3x = + 3

(+1) (– 2)

2 X (+1) + x + 4 x (– 2) = 02 X (+1) + x + 4 x (– 2) = 0

x

2 + x – 8 = 0 2 + x – 8 = 0

x = 8 – 2x = 8 – 2

x = + 6x = + 6

A soma algébrica do Nox de todos os átomos em

Um complexo é igual à CARGA DO ÍON

A soma algébrica do Nox de todos os átomos em

Um complexo é igual à CARGA DO ÍON

5ª REGRA 5ª REGRA

( x )

SO4SO4

(– 2)

x + 4 x (– 2) = – 2 x + 4 x (– 2) = – 2 2 –

x – 8 = – 2 x – 8 = – 2

x = 8 – 2 x = 8 – 2

x = + 6x = + 6

( x )

P2O7P2O7

(– 2)

2 x x + 7 x (– 2) = – 4 2 x x + 7 x (– 2) = – 4 4 –

2x – 14 = – 4 2x – 14 = – 4

2x = 14 – 4 2x = 14 – 4

2x = 10 2x = 10 10

2 x =

x = + 5x = + 5

01) (Vunesp) No mineral perovskita, de CaTiO3, o número de

oxidação do titânio é:

a) + 4.

b) + 2.

c) + 1.

d) – 1.

e) – 2.

Ca Ti O3

+ 2 x – 2R EGRAS PR ÁTI CAS

SU BST. SI M PLES: Nox = 0

SU BST. COM PO STA: Nox = 0

Í ONS SI M P LES: Nox = C ARGA D O Í ON

Í ONS COM P LEXO: Nox = CARGA DO Í ON

N ox constante em compostos

H , Ag, L i, Na, K , R b, C s, Fr: N ox = + 1

Zn, Cd, Be, M g, C a, Sr, Ba, R a: N ox = +2

O, S, Se, Te, Po : N ox = - 2 ( )fim da fórmula

F, Cl, Br, I , At: N ox = -1 ( )fim da fórmula

2 + x – 6 = 0

x = 6 – 2

x = + 4

02) Nas espécies químicas BrO3 , Cl2 e Hl, os halogênios têm

números de oxidação, respectivamente, iguais a:

1 –

a) – 5, zero e – 1.

b) – 5, – 5 e – 1.

c) – 1, – 5 e + 1.

d) zero, zero e + 1.

e) + 5, zero e – 1.

Br O3 Cl2 HI1 –x – 2

R EGRAS PR ÁTI CAS

SU BST. SI M PLES: Nox = 0

SU BST. COM PO STA: Nox = 0

Í ONS SI M P LES: Nox = C ARGA D O Í ON

Í ONS COM P LEXO: Nox = CARGA DO Í ON

N ox constante em compostos

H , Ag, L i, N a, K , R b, C s, Fr: N ox = + 1

Zn, Cd, Be, M g, C a, Sr, Ba, R a: N ox = +2

O, S, Se, Te, Po : N ox = - 2 ( )fim da fórmula

F, Cl, Br, I , At: N ox = -1 ( )fim da fórmula

x – 6 = – 1

x = 6 – 1

x = + 5

Nox = zero Nox = – 1

O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem

Nox = - 1

O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem

Nox = - 1

Ca H

Nox = – 1Nox = – 1

2 Al H

Nox = – 1Nox = – 1

3

01) Nas espécies químicas MgH2 e H3PO4 o número de

oxidação do hidrogênio é, respectivamente:

a) + 1 e + 3.

b) – 2 e + 3.

c) – 1 e + 1.

d) – 1 e – 1.

e) – 2 e – 3.

MgH2

Nox = – 1

H3PO4

Nox = + 1

HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS:

Nox = – 1

HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS:

Nox = – 1

O oxigênio nos peróxidos tem

Nox = - 1

O oxigênio nos peróxidos tem

Nox = - 1

H O

Nox = – 1Nox = – 1

22Na O

Nox = – 1Nox = – 1

22

01) Nos compostos CaO e Na2O2 o oxigênio tem número de

oxidação, respectivamente, igual a:

a) – 2 e – 2.

b) – 2 e – 1.

c) – 1 e – 1.

d) – 2 e – 4.

e) – 2 e + 1. Nox = – 2

Na2O2CaO

Nox = – 1

OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS

Nox = – 1

OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS

Nox = – 1

As reações que apresentam os fenômenos de

OXIDAÇÃO e REDUÇÃO

são denominadas de reações de óxido-redução

(oxi-redução ou redox).

As reações que apresentam os fenômenos de

OXIDAÇÃO e REDUÇÃO

são denominadas de reações de óxido-redução

(oxi-redução ou redox).

Fe + 2 HCl H2 + FeCl20 +2

OXIDAÇÃO

+1 0

REDUÇÃO

Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃOEsta é uma reação de OXI-REDUÇÃO

Fe + 2 HCl H2 + FeCl20 +2+1 0

REDUTOR

A espécie química que provoca a redução chama-seAGENTE REDUTOR

A espécie química que provoca a redução chama-seAGENTE REDUTOR

A espécie química que provoca a oxidação chama-seAGENTE OXIDANTE

A espécie química que provoca a oxidação chama-seAGENTE OXIDANTE

OXIDANTE

01) Na equação representativa de uma reação de oxi-redução:

Ni + Cu Ni + Cu 2+ 2+

a) O íon Cu é o oxidante porque ele é oxidado.

b) O íon Cu 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 é o redutor.

2+

2+

2+

02) Tratando-se o fósforo branco (P4) com solução aquosa de

ácido nítrico (HNO3) obtêm-se ácido fosfórico e monóxido de

nitrogênio, segundo a equação química equilibrada.

3 P4 + 8 H2O 12 H3PO4+ 20 HNO3 + 20 NO

Os agentes oxidante e redutor dessa reação são,

respectivamente:

a) P4 e HNO3.

b) P4 e H2O.

c) HNO3 e P4.

d) H2O e HNO3.

e) H2O e P4.

+2+5

REDUÇÃO OXIDANTE

+50

OXIDAÇÃO REDUTOR

03) (UVA – CE) Na obtenção do ferro metálico a partir da hematita,

uma das reações que ocorre nos altos fornos é:

“Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2”.

Pela equação, pode-se afirmar que o agente redutor e o número de

oxidação do metal reagente são, respectivamente:

a) CO2 e zero.

b) CO e + 3.

c) Fe2O3 e + 3.

d) Fe e – 2.

e) Fe e zero.

Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2

0 +4+ 2+ 3 – 2 – 2 – 2

Redução

OXIDANTE

Oxidação

REDUTOR

04) Assinale a afirmativa correta em relação à reação

2 HCl + NO2 H2O + NO + Cl2

a) O elemento oxigênio sofre redução.

b) O elemento cloro sofre redução.

c) O HCl é o agente oxidante.

d) O NO2 é o agente redutor.

e) O NO2 é o agente oxidante.

2 HCl + NO2 H2O + NO + Cl2+1+4+1 –1 –2 –2 +2 –2 0

Oxidação /// REDUTOR

Redução /// OXIDANTE

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

Regras para o balanceamento:Regras para o balanceamento:

1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz.

2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.

3º) Encontrar os Δoxid e Δred :

Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade

do elementoΔred = número de elétrons recebidos x

atomicidade do elementoAs atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos).Atomicidade – Representa o maior número de átomos daquele elemento.4º) Se possível, os Δoxid e Δred podem ser

simplificados. Exemplificando ...Δoxid = 4         Δred = 2  

simplificando ...Δoxid = 2         Δred = 1 

5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução:

O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz.

O Δred se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida.

6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na conservação dos átomos.

Os exemplos a seguir ajudarão à compreensão

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

S + HNO3 NO2 + H2O + H2SO4 S + HNO3 NO2 + H2O + H2SO4

O S oxida; vai de nox = 0 para nox = +6. Esta oxidação envolve 6 elétrons e a atomicidade do S é 1:

Δoxid = 6 x 1 = 6Δoxid = 6 x 1 = 6

O N reduz; vai de nox = +5 para nox = +4. Esta redução envolve 1 elétron e a atomicidade do N é 1:

Δred = 1 x 1 = 1Δred = 1 x 1 = 1

Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

1S + 6 HNO3 => NO2 + H2O + H2SO4 1S + 6 HNO3 => NO2 + H2O + H2SO4

Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:

1S + 6 HNO3 => 6 NO2 + 2 H2O + 1H2SO41S + 6 HNO3 => 6 NO2 + 2 H2O + 1H2SO4

Mais Exemplos?

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

NaBr   +   MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +   Br2   +   H2O   +   NaHSO4NaBr   +   MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +   Br2   +   H2O   +   NaHSO4

O Br oxida; vai de nox = -1 para nox = 0. Esta oxidação envolve 1 elétron e a atomicidade do Br no Br2 é 2:

Δoxid = 1 x 2 = 2Δoxid = 1 x 2 = 2

O Mn reduz; vai de nox = +4 para nox = +2. Esta redução envolve 2 elétrons e a atomicidade do Mn no MnO2 é 1:

Δred = 2 x 1 = 2Δred = 2 x 1 = 2

Invertendo os coeficientes obtidos, como manda o método, temos:

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

NaBr   +   1MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +  1 Br2   +   H2O   +   NaHSO4NaBr   +   1MnO2   +   H2SO4   =>   MnSO4   +  1 Br2   +   H2O   +   NaHSO4

Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:

NaBr + 1MnO2 + 3H2SO4  => 1MnSO4 + 1 Br2 + 2H2O + 2NaHSO4NaBr + 1MnO2 + 3H2SO4  => 1MnSO4 + 1 Br2 + 2H2O + 2NaHSO4

Mais Exemplos?

Uma mesma substância contém os átomos que se oxidam e também os que se reduzem

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

NaOH   +   Cl2   =>   NaClO   +   NaCl   +   H2ONaOH   +   Cl2   =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O

Os átomos de Cl no Cl2 tem nox igual a zero.

No segundo membro temos:Cl com nox = +1 no NaClO Cl com nox = -1 no NaCl. Como a única fonte de Cl na reação é o Cl2, a reação pode ser reescrita:

NaOH   +   Cl2   + Cl2 =>   NaClO   +   NaCl   +   H2ONaOH   +   Cl2   + Cl2 =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O

Como o Cl2 vai ser o elemento de partida tanto para a oxidação

quanto para a redução, a atomicidade nos dois processos será igual a 2. A oxidação envolve mudança do nox do Cl no Cl2 de zero para +1, ou seja, um elétron:

Δoxid = 1 x 2 = 2Δoxid = 1 x 2 = 2

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

Na redução o nox do Cl no Cl2 vai de zero para -1, ou seja, um elétron.

Δred = 1 x 2 = 2Δred = 1 x 2 = 2

Neste caso podemos simplificar:

Δoxid = Δred = 1Δoxid = Δred = 1

NaOH   +   1Cl2   + 1Cl2 =>   NaClO   +   NaCl   +   H2ONaOH   +   1Cl2   + 1Cl2 =>   NaClO   +   NaCl   +   H2O

Para os outros coeficientes deve ser usado o: método de tentativa:4NaOH  +  1Cl2   + 1Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O4NaOH  +  1Cl2   + 1Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O

4NaOH  +  2Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O4NaOH  +  2Cl2 =>  2NaClO  +   2NaCl   +  2H2O

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

A água oxigenada atuando como oxidante

FeCl2  +   H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2OFeCl2  +   H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O

O oxigênio da água oxigenada tem nox = -1, no H2O, tem nox = -2. Reduziu envolvendo 1 elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2: Δred = 2 x1 = 2Δred = 2 x1 = 2

O ferro do FeCl2 tem nox = 2+, já no segundo membro, no FeCl3, tem nox = 3+. Oxidou envolvendo 1 elétron. A atomicidade do ferro na substância de partida (FeCl2) é igual a 1: Δoxid = 1 x 1 = 1Δoxid = 1 x 1 = 1

Invertendo os coeficientes:

2FeCl2  +   1H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O22FeCl2  +   1H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O2

2FeCl2  +   1H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O22FeCl2  +   1H2O2 + HCl   =>   FeCl3   +   H2O2

Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

A água oxigenada atuando como redutor

O Mn no MnO4, possui nox = 7+. No MnSO4, o Mn tem nox = a 2+.

Reduziu envolvendo 5 elétrons. A atomicidade do Mn na substância de partida (KMnO4) é igual a 1:

Δred = 5 x1 = 5Δred = 5 x1 = 5

No primeiro membro temos o oxigênio com dois nox diferentes:nox = 1- na água oxigenada e nox = 2 - no H2SO4 e KMnO4

Como o O2 é gerado a partir da água oxigenada, ela será a

substância de partida. O oxigênio, na água oxigenada tem nox = 1-. No O2 tem nox igual a zero. Oxidou com variação de um

elétron. A atomicidade do oxigênio na substância de partida (H2O2) é igual a 2:

Δoxid = 1 x 2 = 2Δoxid = 1 x 2 = 2

KmnO4  +   H2O2 + H2SO4   =>   K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O2KmnO4  +   H2O2 + H2SO4   =>   K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O2

Balanceamento de Reações de Oxido-ReduçãoBalanceamento de Reações de Oxido-Redução

Invertendo os coeficientes:

2KmnO4  +   5H2O2 + H2SO4   =>  K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O22KmnO4  +   5H2O2 + H2SO4   =>  K2SO4   +   MnSO4 + H2O + O2

Para os outros coeficientes deve ser usado o método de tentativa:

2KmnO4  +   5H2O2 + 3H2SO4   => 1K2SO4   +   2MnSO4 + 8H2O + 5O2 

2KmnO4  +   5H2O2 + 3H2SO4   => 1K2SO4   +   2MnSO4 + 8H2O + 5O2