Balanceamento por oxirredução

Número de Oxidação (NOX)

O número de oxidação (NOX) de um elemento é a carga elétrica que ele adquire quando faz uma ligação iônica ou o caráter parcial (δ) que ele adquire quando faz uma ligação predominantemente covalente.

Isso significa que corresponde à tendência de um átomo de atrair os elétrons envolvidos nas ligações que realiza. Por isso, a maioria dos elementos químicos apresenta diversos números de oxidação, dependendo do composto que ele está formando.

No entanto, existem alguns elementos, que normalmente são os mais eletropositivos ou mais eletronegativos, que apresentam o mesmo NOX em uma série de compostos diferentes. Esses elementos estão na tabela abaixo:

Com base nesses valores e nas regras a seguir, é possível determinar qual será o NOX dos outros elementos presentes em diferentes substâncias:

  • O NOX de substâncias simples é sempre igual a zero. Exemplos: N2, O2, H2, Na, Fe, Al.
  • O NOX de íons é igual a sua carga. Exemplos:

Na1+: NOX= +1

O2-: NOX= -2

F1-: NOX= -1

  • A soma dos NOX dos elementos de um composto sempre dá igual a zero;
  • A soma dos NOX dos elementos em um íon composto é sempre igual à carga do íon.

Veja como usar essas informações para calcular o NOX de vários elementos:

1.      H2SO4:

  • O NOX do H é igual a +1;
  • O NOX do O é igual a -2;
  • A soma dos NOX desses compostos é igual a zero;
  • Precisamos saber apenas o NOX do enxofre (S), que chamaremos de x:

Cálculo do Nox do enxofre no ácido sulfúrico

2.      Na4P2O7:

  • O Na é um metal alcalino, então seu NOX é igual a +1;
  • O NOX do O é igual a -2;
  • A soma dos NOX desses compostos é igual a zero;
  • Precisamos saber apenas o NOX do fósforo (P), que chamaremos de x. Não se esquecendo de multiplicar pelo índice 2:

Cálculo do Nox do fósforo

3.      NH41+:

  • Nesse caso temos um íon composto, então a soma dos NOX será igual à carga, que é +1:

Cálculo do Nox do nitrogênio

Oxidação e Redução

A oxidação e a redução são fenômenos que ocorrem simultaneamente em reações em que há transferência de elétrons entre os átomos. Esses fenômenos também são chamados de oxirredução, oxidorredução ou redox.

A oxidação ocorre quando o elemento perde elétrons e o seu número de oxidação (Nox) aumenta.

O Nox, como poderá ser visto no texto  Número de Oxidação (Nox), é a carga elétrica que o elemento adquire quando faz uma ligação iônica ou o caráter parcial que ele adquire quando faz uma ligação predominantemente covalente.

Já a redução ocorre quando o elemento ganha elétrons e o seu número de oxidação diminui.

Veja um exemplo: na formação do sal de cozinha (cloreto de sódio – NaCl), o sódio cede definitivamente um elétron para o cloro, formando o cátion Na+, ou seja, ele sofre oxidação, pois perdeu um elétron e seu Nox aumentou de zero para +1. Simultaneamente, o cloro recebe um elétron, formando o ânion cloreto (Cl), ou seja, sofre redução, pois seu Nox passou de zero para -1.

0                   0               +1  -1
2 Na(s) + 1 Cl2(g) → 2 NaCl(s)

Nesse exemplo, o sódio é chamado de agente redutor, pois foi ele quem forneceu o elétron para o cloro, provocando a sua redução. Já o cloro é o agente oxidante, pois ele provocou a oxidação do sódio, recebendo o elétron dele.

Resumidamente, temos:

Resumo dos principais conceitos relacionados às reações de oxirredução

As reações de oxirredução são bastante comuns em nosso cotidiano, como quando um prego enferruja. O prego é feito de ferro, que com o tempo se oxida em contato com o oxigênio e com a água, formando o Fe2O3 . 3H2O, que é a ferrugem:

Fe(s) → Fe2+ + 2e (oxidação do ferro)
O2 + 2H2O + 4e → 4OH (redução do oxigênio)
2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2 ou Fe2O3 . 3H2O (equação geral da formação da ferrugem)

Portanto, nessa reação, o ferro sofre oxidação, sendo o agente redutor; e o oxigênio sofre redução, sendo o agente oxidante.

Na formação da ferrugem, o ferro sofre oxidação e o oxigênio sofre redução
Na formação da ferrugem, o ferro sofre oxidação e o oxigênio sofre redução

Balanceamento por oxirredução

QUÍMICA

Todo balanceamento de reações por oxirredução leva em conta que o número de elétrons cedidos deve ser igual ao número de elétrons doados.

balanceamento de uma equação de oxirredução se baseia na igualdade do número de elétrons cedidos com o número de elétrons recebidos. Um método simples de se realizar esse balanceamento é dado pelos passos a seguir:

Passos para a realização do balanceamento por oxirredução

Vejamos na prática como aplicar esses passos, por meio do seguinte exemplo:

Reação entre uma solução aquosa de permanganato de potássio e ácido clorídrico:

KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

*1º passoDeterminar os números de oxidação:

Esse passo é importante porque normalmente não conseguimos visualizar rapidamente quais são as espécies que sofrem oxidação e redução.

+1  +7   -2          +1  -1         +1  -1          +2   -1            0          +1  -2
KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

*2º passo: Determinação da variação da oxidação e da redução:

Balanceamento de reação por oxirredução

Observe que o manganês (Mn) sofre redução e o cloro (Cl) sofre oxidação.

MnCl2 = ∆Nox = 5

Cl2 =  ∆Nox = 2

No caso do cloro, podemos notar que o HCl originou 3 compostos (KCl, MnCl2, e Cl2), mas o que nos interessa é o Cl2, pois é o seu Nox que sofreu variação. Cada cloro que forma Clperde 1 elétron; como são necessários 2 cloros para formar cada Cl2, são perdidos então dois elétrons.

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

Nesse passo, os valores de ∆ são trocados entre as espécies citadas, tornando-se os coeficientes delas:

MnCl2 = ∆Nox = 5 → 5 será o coeficiente de Cl2

Cl2 =  ∆Nox = 2→ 2 será o coeficiente de MnCl2

KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O

Nesse momento já é possível conhecer dois coeficientes da equação.

Observação: normalmente, na maioria das reações, essa inversão de valores é efetuada no 1º membro. Mas, como regra geral, isso deve ser feito no membro que tiver maior número de átomos que sofrem oxirredução. Se esse critério não puder ser observado, invertemos os valores no membro que tiver maior número de espécies químicas. Foi isso o que foi realizado aqui, pois o 2º membro possui mais substâncias.

4º passo: Balanceamento por tentativa:

KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O

  • Visto que no segundo membro há dois átomos de manganês, conforme mostrado pelo coeficiente, no primeiro também deverá haver. Portanto, temos:

2        KMnO4 + HCl → KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O

  • Com isso, a quantidade de potássio (K) no 1º membro ficou de 2, que será o mesmo coeficiente para esse átomo no segundo membro:

2        KMnO4 + HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O

  • A quantidade de cloros (Cl) no 2º membro é de 16 no total, por isso o coeficiente do HCl do 1º membro será:

2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + H2O

  • O número de hidrogênios do 1º membro é 16, por isso o coeficiente da água (H2O) do 2º membro será igual a 8, pois a multiplicação do índice do hidrogênio (2) por 8 é igual a 16:

2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O

  • Para conferir se a equação está corretamente balanceada podemos ver dois critérios:

1º) Verificar se a quantidade de cada átomo nos dois membros está igual:

2 KMnO4 + 16 HCl → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 Cl2 + 8 H2O

K =2                          K =2

            Mn = 2                      Mn = 2

            Cl = 16                      Cl = 16

            H = 16                       H = 16

            O = 8                         O = 8

2º) Ver se o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos:

Quantidade total de elétrons recebidos e perdidos

 

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

No balanceamento por oxirredução, o número de elétrons cedidos pela espécie redutora deve ser igual ao recebido pela espécie oxidante
No balanceamento por oxirredução, o número de elétrons cedidos pela espécie redutora deve ser igual ao recebido pela espécie oxidante

 

FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas.

Lista de Exercícios
Questão 1

Faça o balanceamento da equação a seguir:

K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)

Questão 2

As reações a seguir representam as etapas envolvidas na obtenção de ácido acético (CH3CO2H) a partir de eteno (C2H4).

C2H4(aq) + O2(g) → CH3CHO(l)
eteno                       acetaldeído

CH3CHO(l)+ O2(g) → CH3CO2H
acetaldeído                ácido acético

A seguir são dadas as fórmulas estruturais do eteno, acetaldeído e do ácido acético:

Determine:

a) o Nox dos átomos de carbono nos compostos orgânicos;

b) os agentes redutor e oxidante em ambas as reações;

c) balanceie as duas equações químicas.

QUESTÃO 1

Faça o balanceamento da equação a seguir:

K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)

QUESTÃO 2

As reações a seguir representam as etapas envolvidas na obtenção de ácido acético (CH3CO2H) a partir de eteno (C2H4).

C2H4(aq) + O2(g) → CH3CHO(l)
eteno                       acetaldeído

CH3CHO(l)+ O2(g) → CH3CO2H
acetaldeído                ácido acético

A seguir são dadas as fórmulas estruturais do eteno, acetaldeído e do ácido acético:

Determine:

a) o Nox dos átomos de carbono nos compostos orgânicos;

b) os agentes redutor e oxidante em ambas as reações;

c) balanceie as duas equações químicas.

QUESTÃO 3

(PUC-SP modificada) Sabe-se que cobre metálico reage com ácido nítrico diluído e produz óxido de nitrogênio IV, água e um composto iônico no qual o cobre tem seu maior número de oxidação, dentre os dois mais comuns. Formule e ajuste a equação da reação entre cobre e ácido nítrico diluído.

QUESTÃO 4

Em 1856, Berthelot preparou metano segundo a reação representada pela equação abaixo, não balanceada:

CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4

a) Acerte os coeficientes estequiométricos pelo método da oxidorredução.

b) Indique o elemento que se oxida mostrando a variação dos números de oxidação.

RESPOSTAS

Questão 1

2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g)

Passos:

1º passo: Determinar os números de oxidação:

 +1  +6   -2        +1   -2       0        +1  -2  +1      +3    -2       +4 -2
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)

2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução:

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

K2Cr2O7= ∆Nox = 2 . 3 = 6 → 6 será o coeficiente de S

S=  ∆Nox = 1 . 4 = 4→ 4 será o coeficiente de K2Cr2O7

4K2Cr2O7(aq) + H2O(l) S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)

4º passo: Balanceamento por tentativa:

4 K2Cr2O7(aq) + 4 H2O(l) + 6 S(g) → 8 KOH(aq) + 4 Cr2O3(s) + 6 SO2(g)

* Dividindo todos os coeficientes por 2 para ficar com os menores coeficiente inteiros:

2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g)

 

Questão 2

a)

b) Em ambas as equações, o O2 (sofre redução) é o agente oxidante. Na primeira equação, o agente redutor é o eteno e na segunda, o acetaldeído.

c) 2 C2H4(aq) + 1 O2(g) → 2 CH3CHO(l)

2 CH3CHO(l)+ 1 O2(g) → 2 CH3CO2H

Questão 3

1 Cu(s) + 4 HNO3(aq) → 2 NO2(g) + 1 Cu(NO3)2(aq) + 2  H2O(l)

Passos:

1º passo: Determinar os números de oxidação:

  0           +1  +5  -2         +4 -2          +2   +5   -2          +1  -2
Cu(s) +  HNO3(aq) →  NO2(g) +  Cu(NO3)2(aq) + H2O(l)

2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução: ∆

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

NO2= ∆Nox = 1 . 1 = 1 → 1 será o coeficiente de Cu(NO3)2

Cu(NO3)2=  ∆Nox = 1 . 2 = 2→ 2 será o coeficiente de NO2

Cu(s) +  HNO3(aq) → 1 NO2(g) + 2 Cu(NO3)2(aq) +  H2O(l)

4º passo: Balanceamento por tentativa:

1 Cu(s) + 4 HNO3(aq) → 2 NO2(g) + 1 Cu(NO3)2(aq) + 2  H2O(l)

Voltar a questão

Questão 4

CS2 + 2 H2S + 8 Cu → 4 Cu2S + 1 CH4

Passos:

1º passo: Determinar os números de oxidação:

+4 -2    +1 -2      0       +1   -2    -4 +1
CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4

2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução: ∆

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

CS2= ∆Nox = 1 . 8 = 8 → 8 será o coeficiente de Cu

Cu =  ∆Nox = 1 . 1 = 1→ 1 será o coeficiente de CS2

1CS2 + H2S + 8Cu → Cu2S + CH4

4º passo: Balanceamento por tentativa:

1 CS2 + 2 H2S + 8 Cu → 4 Cu2S + 1 CH4

RESPOSTAS

Questão 1

2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g)

Passos:

1º passo: Determinar os números de oxidação:

 +1  +6   -2        +1   -2       0        +1  -2  +1      +3    -2       +4 -2
K2Cr2O7(aq) + H2O(l) + S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)

2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução:

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

K2Cr2O7= ∆Nox = 2 . 3 = 6 → 6 será o coeficiente de S

S=  ∆Nox = 1 . 4 = 4→ 4 será o coeficiente de K2Cr2O7

4K2Cr2O7(aq) + H2O(l) S(g) → KOH(aq) + Cr2O3(s) + SO2(g)

4º passo: Balanceamento por tentativa:

4 K2Cr2O7(aq) + 4 H2O(l) + 6 S(g) → 8 KOH(aq) + 4 Cr2O3(s) + 6 SO2(g)

* Dividindo todos os coeficientes por 2 para ficar com os menores coeficiente inteiros:

2 K2Cr2O7(aq) + 2 H2O(l) + 3 S(g) → 4 KOH(aq) + 2 Cr2O3(s) + 3 SO2(g)

Questão 2

a)

b) Em ambas as equações, o O2 (sofre redução) é o agente oxidante. Na primeira equação, o agente redutor é o eteno e na segunda, o acetaldeído.

c) 2 C2H4(aq) + 1 O2(g) → 2 CH3CHO(l)

2 CH3CHO(l)+ 1 O2(g) → 2 CH3CO2H

Questão 3

1 Cu(s) + 4 HNO3(aq) → 2 NO2(g) + 1 Cu(NO3)2(aq) + 2  H2O(l)

Passos:

1º passo: Determinar os números de oxidação:

  0           +1  +5  -2         +4 -2          +2   +5   -2          +1  -2
Cu(s) +  HNO3(aq) →  NO2(g) +  Cu(NO3)2(aq) + H2O(l)

2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução: ∆

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

NO2= ∆Nox = 1 . 1 = 1 → 1 será o coeficiente de Cu(NO3)2

Cu(NO3)2=  ∆Nox = 1 . 2 = 2→ 2 será o coeficiente de NO2

Cu(s) +  HNO3(aq) → 1 NO2(g) + 2 Cu(NO3)2(aq) +  H2O(l)

4º passo: Balanceamento por tentativa:

1 Cu(s) + 4 HNO3(aq) → 2 NO2(g) + 1 Cu(NO3)2(aq) + 2  H2O(l)

 

Questão 4

CS2 + 2 H2S + 8 Cu → 4 Cu2S + 1 CH4

Passos:

1º passo: Determinar os números de oxidação:

+4 -2    +1 -2      0       +1   -2    -4 +1
CS2 + H2S + Cu → Cu2S + CH4

2º passo: Determinar a variação da oxidação e da redução: ∆

3º passo: Inversão dos valores de ∆:

CS2= ∆Nox = 1 . 8 = 8 → 8 será o coeficiente de Cu

Cu =  ∆Nox = 1 . 1 = 1→ 1 será o coeficiente de CS2

1CS2 + H2S + 8Cu → Cu2S + CH4

4º passo: Balanceamento por tentativa:

1 CS2 + 2 H2S + 8 Cu → 4 Cu2S + 1 CH4

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Sobre bbraga

Atuo como professor de química, em colégios e cursinhos pré-vestibulares. Ministro aulas de Processos Químicos Industrial, Química Ambiental, Corrosão, Química Geral, Matemática e Física. Escolaridade; Pós Graduação, FUNESP. Licenciatura Plena em Química, UMC. Técnico em Química, Liceu Brás Cubas. Cursos Extracurriculares; Curso Rotativo de química, SENAI. Operador de Processo Químico, SENAI. Curso de Proteção Radiológica, SENAI. Busco ministrar aulas dinâmicas e interativas com a utilização de Experimentos, Tecnologias de informação e Comunicação estreitando cada vez mais a relação do aluno com o cotidiano.

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