Química Redox

Ciências da Natureza e suas
Tecnologias – QUÍMICA
OXIRREDUÇÃO (REGRAS DO Nox)

QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
As reações de oxidação
e redução, também
chamadas de reações
redox, são fenômenos
muito frequentes no
nosso cotidiano. Como
exemplo, temos:
- Um material sofrendo
combustão (queima); Imagem:
Sebastian
Ritter
/
Creative
Commons
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Alike
2.5
Generic

QUÍMICA, 3ª ANO
- O processo de enferrujamento do ferro;
- A queima (combustão) de combustíveis nos
veículos;
(a)
Imagem: (a): shuets udono from Tokyo, JPN / Creative Commons Attribution-Share Alike 2.0 Generic
(b)
Imagem: (b): Autor deconhecido / GNU Free Documentation License

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- Quando se descolore o cabelo com água
oxigenada;
(a)
Imagens:
(a):
Studio
Harcourt
Paris
/
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Commons
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(b):
Kt.twentyone
/
GNU
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Documentation
License
(b)

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- O funcionamento de pilhas e baterias, que
movimentam as calculadoras, carros,
brinquedos, rádios, televisões e muitas outras
coisas.
Imagem: Lead holder / Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported

QUÍMICA, 3ª ANO
Como definição temos:
● Oxidação é a perda de elétrons;
● Redução é o ganho de elétrons.
● Reações de Oxirredução é quando há
transferência de elétrons.

QUÍMICA, 3ª ANO
Observando a estrutura da matéria, as reações
de oxidação e redução envolvem a
transferência de elétrons entre os átomos.
Contudo, sabe-se que a oxidação e a redução
ocorrem juntas na mesma reação química (1).

QUÍMICA, 3ª ANO
Como exemplo deste fenômeno temos:
O Magnésio (Mg) sofrendo oxidação (perdendo
2 elétrons) e o Oxigênio (O) sofrendo redução
(ganhando 2 elétrons).
Mg
O
Mg ++O =

QUÍMICA, 3ª ANO
Outro exemplo é introduzirmos um fio de
zinco (Zn) em uma solução aquosa de
sulfato de cobre (CuSO4).
Verificamos, após certo tempo, que ocorre
a formação de um depósito de cobre e que a
solução aos poucos, vai deixando de ser
azul, que é característica dos íons Cu2+.
Zn(s) + Cu 2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

QUÍMICA, 3ª ANO
Corrosão de um prego de ferro com fio
de cobre enrolado, em meio de agar
agar com ferroxil (hexacianoferrato (III)
de potássio, indicador de iões ferro, e
fenolftaleína, indicador de iões
hidróxido). Resultados após 3 dias.
Devido à presença de cobre, o ferro é
corroído mais rapidamente por
sacrifício. O indicador é azul perto do
ferro, o que indica libertação de iões
ferro para o meio (oxidação do ferro -
zona anódica) e rosa perto do cobre, o
que indica a libertação de iões
hidróxido para o meio (redução do
oxigénio - zona catódica) (2).
Imagem: Ricardo Maçãs /
Creative Commons Attribution-
Share Alike 3.0 Unported.

QUÍMICA, 3ª ANO
Podemos representar a reação pela seguinte equação
química:
Zn(s) + Cu+2
(aq) → Zn+2
(aq) + Cu(s)
Assim, temos as seguintes semirreações:
● Semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn+2
(aq)+ 2 elétrons
● Semirreação de redução:
Cu+2
(aq) + 2 elétrons → Cu(s)

QUÍMICA, 3ª ANO
Podemos notar que, devido à transferência de elétrons,
ocorreu uma mudança na carga elétrica das espécies
químicas. Essas cargas elétricas são denominadas
número de oxidação (Nox).
O conhecimento do número de oxidação é de grande
importância para o entendimento dos processos de
óxido-redução (3).
Vamos agora estudar as maneiras de determiná-lo.

QUÍMICA, 3ª ANO
Número de Oxidação (Nox)
No caso dos compostos iônicos, chama-se
Número de Oxidação (Nox) a própria carga
elétrica do íon, ou seja, o número de elétrons
que o átomo realmente perdeu ou ganhou (4).
No MgO (óxido de magnésio)
Mg+2: Nox = +2
O-2: Nox = -2

QUÍMICA, 3ª ANO
Nos compostos covalentes, não há um átomo
que perca e outro que ganhe elétrons, já que os
átomos estão apenas compartilhando elétrons.
Entretanto, podemos estender o conceito de
número de oxidação também para os compostos
covalentes (5).

QUÍMICA, 3ª ANO
Dizendo que:
Seria a carga elétrica teórica que o
átomo iria adquirir se houvesse quebra da
ligação covalente, ficando os elétrons com o
átomo mais eletronegativo (6).

QUÍMICA, 3ª ANO
Por exemplo: No ácido clorídrico (HCℓ), o cloro
é mais eletronegativo que o hidrogênio e, em
consequência, atrai o par eletrônico covalente
para o seu lado.
H Cl
δ+
δ-
H Cl

QUÍMICA, 3ª ANO
Se, por influência externa, houver uma ruptura
dessa ligação, é evidente que o par eletrônico
ficará com o cloro (7).
Então:
No HCℓ (ácido clorídrico)
H+1: Nox = +1
Cℓ-1: Nox =-1

QUÍMICA, 3ª ANO
Dado o conceito de número de oxidação (Nox),
podemos ampliar o conceito de oxidação e
redução dizendo (8):
- Oxidação é a perda de elétrons ou aumento
do número de oxidação de um elemento.
- Redução é o ganho de elétrons ou diminuição
do número de oxidação de um elemento.

QUÍMICA, 3ª ANO
Esquematicamente temos:
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7 Nox.
Oxidação
Redução

QUÍMICA, 3ª ANO
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO Nox
É fácil calcular o Nox de um elemento que
aparece numa substância, sem que seja
necessário construir as fórmulas eletrônicas
dos compostos, usando as seguintes regras:

QUÍMICA, 3ª ANO
1ª regra: O Nox de cada átomo em uma substância
simples é sempre zero.
Neste caso, como os átomos apresentam a mesma
eletronegatividade, numa eventual quebra da ligação,
nenhum perde ou ganha elétrons (9).
Exemplos: O2, O3, P4, S8, Cgraf, Cdiam
2ª regra: O Nox de um íon monoatômico é sempre igual
à sua própria carga.
K+ Ba2+ F– N3–
Nox: +1 +2 –1 –3

QUÍMICA, 3ª ANO
3ª regra: Existem elementos que apresentam Nox fixo
em seus compostos. (10)
Metais Alcalinos (1A)
(Li, Na, K, Rb Cs e Fr)
Nox = + 1 Exemplo: K2SO4.
Nox = + 1
Metais Alcalinos-terrosos (2A)
(Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra)
Nox = + 2 Exemplo: CaO.
Nox = + 2
Zn (zinco) Nox = + 2 Exemplo: ZnSO4.
Nox = + 2
Ag (prata) Nox = + 1 Exemplo: AgCℓ.
Nox = + 1
Al (alumínio) Nox = + 3 Exemplo: Aℓ2O3.
Nox = + 3

QUÍMICA, 3ª ANO
4ª regra: O Nox do elemento hidrogênio (H), nas
substâncias compostas, é geralmente +1.
HBr H2SO4 C6H12O6
Nox: +1 +1 +1
Quando o hidrogênio estiver ligado a metal, formando
hidretos metálicos, seu Nox é -1 .
NaH CaH2
Nox: –1 –1

QUÍMICA, 3ª ANO
5ª regra: O Nox do elemento oxigênio (O), na maioria
dos seus compostos, é -2.
CO H2O H2SO4 C6H12O6
Nox: –2 –2 –2 –2
No composto fluoreto de oxigênio (OF2), como o flúor é
mais eletronegativo, o Nox do oxigênio é + 2:
OF2
Nox: +2
Nos peróxidos (O2)2–, o Nox do oxigênio é -1.
Nox:
H2O2 Na2O2
+1 +1
-1 -1
-2
+2
-2
+2
Soma dos Nox: Zero Zero

QUÍMICA, 3ª ANO
6ª regra: Os halogênios apresentam Nox = - 1, quando
formam compostos binários (2 elementos), nos quais
são mais eletronegativos (12).
HCl MnBr2 CF4
Nox = –1 –1 –1
7ª regra: A soma dos Nox de todos os átomos
constituintes de um composto iônico ou molecular é
sempre zero (13).
Nox:
Soma dos Nox:
NaCl HCl CaO CO
+1 - 1 +1 - 1 +2 - 2 +2 - 2
Zero Zero Zero Zero

QUÍMICA, 3ª ANO
Conhecendo essas regras, podemos calcular o Nox de
muitos outros elementos (14).
Exemplo 1:
● Determinação do Nox do fósforo (P) no H3PO4:
H → Nox = +1
P → Nox = X
O → Nox = -2
H 3 P O 4
3.( + 1 ) + X + 4.( - 2 ) = 0
X = + 5

QUÍMICA, 3ª ANO
Exemplo 2:
● Determinação do Nox do Cromo (Cr) no K2Cr2O7:
K → Nox = + 1
Cr → Nox = X
O → Nox = - 2
K2 Cr2 O7
2.( + 1 ) + 2.X + 7.( - 2 ) = 0
X = + 6 (Nox do Cr).

QUÍMICA, 3ª ANO
8ª regra: Num íon composto, o somatório dos Nox é
igual à carga do íon.
Exemplo 3:
● Determinação do Nox do fósforo (P) no P2O7
- 4 :
P → Nox = x
O → Nox = - 2
P2 O7
4-
2.X + 7.( - 2 ) = - 4
X = + 5 (Nox do P).

• (1)CrCl3: x + 3 . (-1) = 0 => x= +3 *Não é
potencialmente cancerígeno*
(2)CrO3: x + 3 . (-2) = 0 => x= +6 *Cancerígeno*
(3)Cr2O3: 2x + 3 . (-2) = 0 => x= +3 *Não é
potencialmente cancerígeno*
(4)K2CrO4: 2 .1 + x + 4 . (-2) => x = +6 *Cancerígeno*
(5)K2Cr2O7: 2 .1 + 2x + 7 . (-2) => x=
+6 *Cancerígeno*

QUÍMICA, 3ª ANO
Variação do Nox nas Reações de Óxido-redução
Observando o exemplo da reação entre o cobre (Cu) e a
solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3) e
associando-o ao conceito de Nox, temos (15) :
● semirreação em que ocorre perda de elétrons é
denominada reação de oxidação.
● semirreação em que ocorre ganho de elétrons é
denominada reação de redução.
Cu Cu2+ + 2e-
2Ag+ + 2e- 2 Ag
0 +2 +1
0
Nox
Perda de e-
Oxidação
Aumento do Nox
Ganho de e-
Redução
Diminuição do Nox

QUÍMICA, 3ª ANO
Com isso, temos:
-O cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente
redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons prata (Ag+),
provoca sua redução (16).
- Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como
agente oxidante, pois, ao receberem elétrons do cobre
(Cu), provocam sua oxidação.
Cu: perde elétrons Sofre oxidação Agente redutor
Sofre redução
Ag+: ganha elétrons Agente Oxidante

• As reações são:
1- NaN3 ----> Na(s) + N2(g)
2- Na(s) + KNO3(s) ----> Na2O(s) + K2O(s) + N2(g)
Observando que elas NÃO estão balanceadas.
Na primeira reação:
Em NaN3 o sódio (metal alcalino) sempre possui Nox=+1, assim para a molécula ser
neutra, o "N3" tem que ter carga -1.
Como são três átomos de N, cada um terá carga, ou seja, Nox=-1/3
Nos produtos dessa reação o nitrogênio apresenta-se na forma de N2(g). Como
neste caso ele é uma substancia simples seu Nox=0, ou seja, o nitrogênio sofreu
oxidação nesta reação.
Na segunda reação:
Em KNO3 temos o K que sempre tem Nox=+1 (metal alcalino também), assim "NO3"
terá carga -1.
O oxigênio neste caso, por ser mais eletronegativo que o nitrogênio, terá seu Nox
padrão de ligação que é -2.
Como há 3 oxigênios, a carga que o "O3" representa é -6. Se "NO3" em carga -1 e
"O3" tem carga -6, o nitrogênio terá carga (Nox) +5.
Nos produtos o nitrogênio também está como substância pura, ou seja, co Nox=0.
Nesta reação então, o nitrogênio sofreu redução (oxidando o sódio).

A - Verdadeira.
+1 -1 +1 +3 -2
AgBr AgNO₂
B - Falsa o estado de oxidação da enxofre diferente.
+ 1 +2 -2 +1 +4 -2
Na₂S₂O₃ Na₂SO₃
C - Falso - O nox é o mesmo.
+ 1 +2 -2 +1 +4 -2
D - Falso - Na₂SO₃ estão em um estado mais oxidado que no Na₂S₂O₃ .
+ 1 +2 -2 +1 +4 -2
E - Falso - o nox do oxigênio nos dois composto é o mesmo.
+1+5 +5 -2 +1 +3 -2
KN (SO₄)₂ AgNO₂

QUÍMICA, 3ª ANO
Com isso, verificamos a importância das
reações redox e aprendemos as regras
e mecanismos de como calcular o
número de oxidação (Nox) das
substâncias iônicas e moleculares.

QUÍMICA, 3ª ANO
Referência Bibliográfica:
FELTRE, Ricardo, Química. 6. ed. São Paulo: Moderna,
2004.
FLEURY. Eduardo; MORTIMER, A. H. Química, 2:
ensino médio. São Paulo: Scipione, 2010.
SALVADOR, Edgard; USBERCO, João. Química. Volume
único. 5. ed. reform. São Paulo: Saraiva, 2002.

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