www.EquarparaEnsinoMedio.com.br - Química - Balanceamento Por Oxirreducão

Balanceamento por
Oxirredução

Para melhor entender essa aula você
deverá saber os seguintes tópicos:
 O que é uma reação química;
 Representação de uma reação química (equação
química);
 Quais os componentes de uma equação química;
 Como as reações químicas inorgânicas podem ser
classificadas;
 O que é balanceamento de equações químicas;
 Efetuar balanceamento pelo método de tentativas;
 Funções inorgânicas, especificamente classificação
de óxidos;
 Ligações químicas.

Objetivos dessa aula:
Ao final dessa aula você será capaz de:
⦿Calcular o número de oxidação de um elemento
em determinada substância ;
⦿Definir e compreender o que é uma reação de
oxirredução ;
⦿Efetuar o balanceamento de uma reação de
oxirredução ;
⦿Reconhecer e nomear os componentes de uma
reação de oxirredução.

Vocabulário
Reação de oxirreduçao: Reação química que
envolve transferência de elétrons entre reagentes;
Número de oxidação: É o número que mede a carga
real ou a carga parcial de uma espécie química;
Oxidação: É a perda de elétrons por uma espécie
química ;
Redução: É o ganho de elétrons por uma espécie
química ;
Agente redutor ou redutor: É a espécie que perde
elétrons ;

Vocabulário
Agente oxidante ou oxidante: É a espécie que
ganha elétrons ;
Balanceamento por oxirredução: Consiste em
atribuir coeficientes aos participantes da reação afim
de igualar o número de elétrons ganhos e perdidos ;
Equação iônica essencial: É uma equação
simplificada onde aparecem somente as partículas
que sofreram alguma alteração.

Transformações
da matéria
Transformações
físicas
Transformações
químicas Reações Químicas
Reações inorgânicas
Reações orgânicas
Relembrando...

Deslocamento
Dupla troca
Oxirredução
Decomposição ou análise
Classificação
Quanto à
complexidade
Quanto à
variação ou
não do Nox
Síntese ou Adição
Definição
Fenômeno em que os átomos se separam e se
rearranjam permanecendo praticamente intactos.
Reações
Químicas
Inorgânicas
Relembrando...
Não-oxirredução

Reação
de
Oxirredução
Definição Reação química que envolve transferência de
elétrons entre reagentes.
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Balanceamento
Processos
envolvidos
Regras para
calcular
Oxidação
Redução
Esquema Organizacional
Global
Regras
Equação iônica essencial
Definição
Equações
Caso particular
Auto-oxirredução ou
desproporcionamento
Mais de uma oxidação
e/ou redução

Reação
de
Oxirredução
Global

Reação de Oxirredução
Reações de oxirredução são reações químicas que
envolvem transferência de elétrons entre reagentes.
Elas são formadas por substâncias com tendência a
doar elétrons e substâncias com tendência a receber
elétrons.
Nem sempre é fácil perceber, pela equação
química, que uma reação envolve transferência de
elétrons, mas essa percepção será facilitada pelo
conceito de número de oxidação (Nox).

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Regras para
calcular
Global

Nox
É o número que mede a carga real ou a
carga parcial de uma espécie química
Definição
Parcial

Número de oxidação (Nox)
O Nox é o número que mede a carga real (ligação
iônica) ou carga parcial (ligação covalente) de uma
espécie química.
Fonte:http://www.grupoescolar.com/pesquisa/r
eacao-de-oxirreducao.html
Fonte:http://www.zun.com.br/oxidacao-
e-reducao-de-compostos-organicos/

Nox
Determinação
Compostos
iônicos
Compostos
covalentes
Definição
Parcial

Ligações
Químicas
Regra
do
Octeto
Descrição
Exceção
Considerações
Definição Os átomos se
combinam entre si
Estabilidade com oito elétrons na última camada
Estabilidade com dois
elétrons na última camada
Ocorre entre elétrons
da camada de
valência
Não altera a massa do
átomo
Átomos mais estáveis e menos
energéticos
Sem mudanças
no núcleo
Nova
configuração
mais estável
Próxima
de um gás
nobre
Imitando gás
nobre He
Relembrando...

Relembrando...
Ligações
Químicas
Caráter
Tipos de
Ligações
Iônica
Covalente
Metálica
Diferença de
eletronegatividade
(∆E )
Capacidade de
atrair elétrons de
outro átomo
Eletronegatividade ∆E>1,7
caráter
iônico
Definição
∆E<1,7
caráter
covalente
Regra
do
Octeto
Definição
Considerações

Ânion
Iônica ou
Eletrovalente
Ocorrência
Consequência
Formação
de íons de
cargas
opostas
Definição
Cátion
Metal + Ametal ou
Metal + H
Transferência
de elétrons
entre átomos Ganha
elétrons
Perde
elétrons
Retículo cristalino
iônico
Aglomerados de íons
positivos e negativos
Relembrando...
Covalente
Definição
Ocorrência Ametal + Ametal ou
Ametal + H
Compartilhamento de par de elétrons
Par compartilhado formado por um
elétron de cada átomo ligante
Consequência
Formação de
molécula
Estrutura
eletricamente neutra

Relembrando...
Ligações dos Grupos - A
Exemplos:
a) KCl → K(1A) Cl(7A) → K+
Cl-
b) CaI2 →Ca(2A) I(7A) → Ca+2
I-1
c)Al2S3 → Al(3A) S(6A) → Al+3
S-2

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Regras para
calcular
Global
Voltando à nossa aula...

Determinação
Compostos
iônicos
Compostos
covalentes
O Nox do elemento é a carga dele
no composto, ou seja o seu íon
O Nox negativo será o do elemento mais
eletronegativo e o Nox positivo será o do
elemento menos eletronegativo
Parcial

Determinação do Nox
•Nox em compostos iônicos:
É o número que exprime a carga real da espécie
química.
Ex: Composto formado de magnésio(IIA) e
oxigênio(VIA) (MgO).
Mg° doa 2 e–
e transforma-se em Mg2+
O recebe 2 e–
e transforma-se em O2–
Nox= -2
Nox= +2

•Nox em compostos covalentes:
É o número que representa a carga parcial do
átomo na molécula.
O Nox negativo é atribuído ao elemento mais
eletronegativo(o que atrai os elétrons na ligação
covalente).
O Nox positivo é atribuído ao elemento menos
eletronegativo(o que deixa atrair os elétrons na
ligação covalente).

Exemplo de Nox em compostos covalentes:
Metanal (H2CO)
Eletronegatividade: O > C > H
O oxigênio atraiu 2e–
do C: Nox = -2
Cada H deixou o C atrair 1e–
: Nox = +1
O carbono atraiu 2é e teve 2é atraídos
pelo
oxigênio: Nox = +2 -2 = 0

Nox
Determinação
Definição
Regras para
calcular
3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus
compostos. Exceção: peróxidos(O2
2-
) Nox
oxigênio= -1
4° Certos elementos possuem o mesmo Nox em
todos ou quase todos os seus compostos.
2° O Nox do hidrogênio é geralmente +1 em seus
compostos. Exceção: hidretos Nox hidrogênio= -1
1° O Nox de um elemento em uma substância
simples é zero.
5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos
numa espécie neutra é zero.
6° A soma algébrica do Nox total dos elementos
constituintes de um íon é igual a carga do íon.
Parcial

Regras para o cálculo
do Nox
Ex: H2
• H H
•Os elétrons da ligação estão igualmente
distribuídos entre os dois átomos(Nox= zero)
Outros exemplos: N2, O2, F2 e Al têm Nox igual a zero,
pois estão na forma de substância simples(não
combinados com outro elemento).
Nox = zero Nox = zero
simples é zero.

Ex: H2O, HNO3, NaOH, H3PO4
•A maioria das ligações feitas pelo H é covalente.
Sendo pouco eletronegativo, deixa atrair seu elétron
na ligação(Nox= +1).
do Nox
compostos.

Exceção à 2° regra:
Nos hidretos iônicos (metálicos), o Nox do
hidrogênio é -1.
Ex: NaH, CaH2
A ligação entre o H e o metal é iônica.
O metal doa elétron ao H (Nox= -1).
Os elétrons da ligação estão igualmente distribuídos
entre os dois átomos(Nox= zero)
do Nox

Ex: H2O, HNO3, Al2(SO4), H3PO4
Sendo o oxigênio altamente eletronegativo ele atrai
para si os elétrons da ligação(Nox= -2).
do Nox
compostos.

Exceções à 3° regra:
I. OF2
O flúor é o elemento mais eletronegativo da tabela
periódica. O flúor atrai os dois elétrons de ligação do
oxigênio(Nox=+2).
II. Nos peróxidos, o oxigênio adquire Nox=-1
Ex: H2O2, BaO2, K2O2
Observação: Os peróxidos são aqueles que ao
reagirem com água ou com ácidos diluídos formam
H2O2 (peróxido de hidrogênio)
Ele é formado por metal ou ametal + O2
2-
do Nox

•Metais alcalinos (grupo 1A): Em seus compostos
recebem sempre o Nox=+1.
•Metais alcalinos terrosos (grupo 2A): Em seus
compostos recebem sempre o Nox=+2.
•Alumínio(grupo 3A): Apresenta Nox sempre +3 nas
substâncias compostas.
•Flúor: Em todos os seus compostos possui Nox=-1.
do Nox

•Prata: apresenta Nox sempre +1 nas substâncias
compostas.
•Zinco: apresenta Nox +2 sempre nas substâncias
compostas.
Resumindo a 4° regra:
do Nox
Grupo ou elemento Nox
1A: H, Li, Na, K, Rb, Cs e Fr + 1
2A: Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra + 2
Al (grupo 3A) + 3
Flúor(F) - 1
Prata(Ag) + 1
Zinco(Zn) + 2

Ex1: NaOH
O Nox do sódio é + 1
O Nox do oxigênio é – 2
O Nox do hidrogênio é + 1
Calculando a soma algébrica, teremos:
(+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0
Esta regra possibilita a cálculo do Nox de um
elemento químico que não possui Nox constante.
do Nox

Ex2: CO2
O Nox do carbono é desconhecido ( x )
O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2.
Então:
x + 2 . ( – 2 ) = 0
x – 4 = 0
x = + 4
Portanto o Nox do átomo de carbono neste
composto é igual a + 4.
do Nox

Ex: NH4
+1
O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x )
Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1
O íon tem carga + 1.
Calculando a soma algébrica, teremos:
x + 4 . ( + 1 ) = + 1
x + 4 = 1 → x = 1 – 4
x = – 3
Então o Nox do átomo de nitrogênio é igual a – 3.
do Nox

1) (MACKENZIE-SP) Sabendo que o cloro pertence à
família dos halogênios, a substância na qual o cloro
apresenta número de oxidação máximo é:
a) Cl2O5
b) HCl
c) Cl2O
d) HClO4
e) Cl2
Vamos exercitar?

Resposta
Nox
Regras para
calcular
2-
) (Nox
oxigênio= -1)
compostos. Exceção: hidretos (Nox hidrogênio= -1)
simples é zero.

Resposta
Cl2O5
2X+ 5(-2)= 0
2x -10 = 0
2x = 10
x = 10/2
x = 5
Nox= +5
HCl
+1 +x = 0
x = -1
Nox= -1
Cl2O
2x -2= 0
2x = 2
x= 2/2
x= +1
Nox= +1
HClO4
+1 +x + 4(-2)= 0
+1 +x -8= 0
x -7 = 0
x = +7
Nox = +7
Cl
Nox = 0
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.
Letra dLetra d

2) (Fatec-SP) Os cálculos renais, popularmente
conhecidos como "pedras nos rins", são agregados
cristalinos compostos por alguns sais, dentre eles o
fosfato de cálcio, que se forma através da reação
entre os íons cálcio e fosfato presentes no sangue:
3 Ca2+
(aq) + 2 PO4
3-
(aq)  Ca3(PO4)2
O número de oxidação (Nox) do átomo de fósforo
do íon fosfato é:
a) +5
b) -5
c) +3
d) -3
e) -2
Vamos exercitar?

Resposta
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.

PO4
3-
x + 4(-2)= -3
x – 8= -3
x= 8 - 3
x= 5
Nox= +5
Resposta
Letra aLetra a
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1

3) (Vunesp-SP) No mineral perovsquita, de fórmula
mínima CaTiO3, o número de oxidação do titânio é:
a) +4
b) +2
c) +1
d) –1
e) –2
Agora é a sua vez!

CaTiO3
2 + x + 3(-2)= 0
2 + x -6 = 0
x -4 = 0
x = 4
Nox = +4
Resposta
Letra aLetra a
Nox Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
Grupo 2A
Nox= +2

4) (Unifor-CE) I2O5 + 5 CO 5 CO2 + I2
Na reação representada, o número de oxidação
do iodo varia de:
a) +7 para +2
b) +7 para zero
c) +5 para +2
d) +5 para zero
e) +5 para –2
Agora é a sua vez!

I2O5  I2
2x + 5(-2)= 0 Nox = 0
2x -10 = 0
2x = 10
x = 10/2
x = 5
Nox = +5
Resposta
Letra dLetra d
Nox Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Balanceamento
Processos
envolvidos
Regras para
calcular
Oxidação
Redução
Regras
Definição
Equações
Caso particular
Auto-oxirredução ou
desproporcionamento
Mais de uma oxidação
e/ou redução
Global

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Processos
envolvidos
Regras para
calcular
Oxidação
Redução
Global

Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
É a perda de elétrons por uma espécie
química.
Definição
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie que ao oxidar, age
reduzindo o outro reagente.
Característica Aumento do Nox
É o ganho de elétrons por uma espécie
química.Definição
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Espécie que ao reduzir, age
oxidando o outro reagente.
Característica Diminuição do Nox
Parcial

Oxidação e Redução
Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie
química, conhecida como redutor.
A espécie que oxida-se (é oxidada), age como um
agente redutor, causando a redução de outra
espécie do reagente.
Ex: Oxidação do cobre (Cu):
Cu (s) Cu2+
(aq) + 2 e-
Um átomo de cobre, no estado sólido, perde dois
elétrons, formando-se um íon, no estado aquoso, com
carga +2.
Nox = 0 Nox = +2
2 é

Redução é o ganho de elétrons por uma espécie
química, conhecida como oxidante.
A espécie que reduz-se (é reduzida) age como um
agente oxidante, causando a oxidação de outra
espécie do reagente.
Ex: Redução da prata (Ag):
Ag+
(aq) + e-
Ag (s)
Um íon de prata, com carga +1, no estado aquoso,
ganha um elétron, formando-se prata no estado
sólido.
Nox = +1 Nox = 0
1 é

A oxidação e a redução ocorrem ao mesmo
tempo, não existindo uma sem a outra, pois, na
transferência na transferência de elétrons entre
espécies químicas uma perde e outra ganha.
Resumindo:
Espécie oxidante ou agente oxidante  É aquela
que sofre redução, pois ganha elétrons. O seu Nox
diminui.
Espécie redutora ou agente redutor  É aquela
que sofre oxidação, pois perde elétrons. O seu Nox
aumenta.

Exemplo
Observação
macroscópica
Observação
microscópica
Formação de ferrugem

Dica para memorizar!
A espécie que sofre redução é aquela que ganha
elétrons, já que diminui o seu Nox, por isso ela é
chamada de agente oxidante.
Redução- ganha é- diminui Nox- agente oxidante
Renata gastou diNheiro com agua oxigenada.
Redução ganha é diminui Nox agente oxidante

A espécie que sofre oxidação é aquela que perde
elétrons, já que aumenta o seu Nox, por isso ela é
chamada de agente redutor.
Oxidação- perde é- aumenta Nox- agente redutor
Oxigenada pede aumeNto aguardado e recusado.
Oxidação perde é aumenta Nox agente redutor

Oxigenada pede aumeNto aguardado e recusado.
Oxidação perde é aumenta Nox agente redutor
Renata gastou diNheiro com agua oxigenada.
Redução ganha é diminui Nox agente oxidante

O elemento que sofre redução e o agente oxidante
estão, respectivamente, indicados em:
5) (UERJ) O carvão, ao contrário do hidrogênio, é
um combustível altamente poluente, pois sua queima
contribui para o aumento do efeito estufa e para a
ocorrência da chuva ácida.
A equação balanceada abaixo representa a principal
reação química que ocorre na combustão do carvão:
C(s) + O2(g) CO2(g)
a) O, C b) O, O2 c) C, O d) C, O2
Vamos exercitar?

Vamos exercitar?
O elemento que sofre redução e o agente oxidante
estão, respectivamente, indicados em:
5) (UERJ) O carvão, ao contrário do hidrogênio, é
um combustível altamente poluente, pois sua queima
contribui para o aumento do efeito estufa e para a
ocorrência da chuva ácida.
A equação balanceada abaixo representa a principal
reação química que ocorre na combustão do carvão:
C(s) + O2(g) CO2(g)
a) O, C b) O, O2 c) C, O d) C, O2

Resposta
Nox(carbono) = ?
x + 2(-2) = 0
X -4 = 0
x = 4
Nox= +4
C(s) + O2(g)  CO2(g)
0 0 +4 -2
Nox Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.

Resposta
C(s) + O2(g)  CO2(g)
0 0 +4 -2
redução
oxidação
Letra b: O, O2
Letra b: O, O2
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox

Vamos exercitar?
6) (Puc-MG) Uma bateria muito comum utilizada na
medicina é o marca-passo, que é colocado sob a
pele de pessoas com problemas cardíacos, com a
finalidade de regular as batidas do coração. A
reação responsável pela produção de corrente
elétrica pode ser representada pela equação:
HgO(s) + Zn(s) + H2O(l) Zn(OH)2(aq) + Hg(l)
A partir dessas informações, assinale a afirmativa
INCORRETA.

Vamos exercitar?
a) O mercúrio do HgO sofre uma redução.
b) O metal zinco atua como agente oxidante.
c) A variação do número de oxidação do mercúrio na
reação é de + 2 para 0.
d) O zinco aumenta o seu número de oxidação na
reação.

Nox Hg
x -2 = 0
x = 2
Nox = +2
Resposta
HgO(s) + Zn(s) + H2O(l)  Zn(OH)2(aq) + Hg(l)
+2 -2 0 +1 -2 +2 -2 +1 0
Nox Zn
x + 2(-2) + 2(+1) = 0
x -4 +2 = 0
x -2 = 0
X = 2
Nox = +2
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.

Resposta
HgO(s) + Zn(s) + H2O(l)  Zn(OH)2(aq) + Hg(l)
+2 0
a) O mercúrio do HgO sofre uma redução. correta
Redução
O metal zinco atua como agente oxidante. incorreta
oxidação
0 +2
c) A variação do número de oxidação do mercúrio na
reação é de + 2 para 0. correta
d) O zinco aumenta o seu número de oxidação na
reação. correta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
b)b)
Reação
Redox

Agora é a sua vez!
7) (UFRS) Por efeito de descargas elétricas, o ozônio
pode ser formado, na atmosfera, a partir da
sequência de reações representadas a seguir:
I — N2 + O2 2 NO
II — 2 NO + O2 2 NO2
III — NO2 + O2 NO + O3
Considerando as reações no sentido direto, pode-se
afirmar que ocorre oxidação do nitrogênio:
a) apenas em I.
b) apenas em II.
c) apenas em I e II.
d) apenas em I e III.
e) em I, II e III.

I — N2 + O2  2 NO
II — 2 NO + O2  2 NO2
III — NO2 + O2  NO + O3
Resposta
0 +2
NO2
x + 2(-2)= 0
x -4= 0
x = +4
Nox= +4
+2 +4
+2+4
NO
X -2= 0
X= +2
Nox= +2
oxidação
oxidação
reduçãoLetra cLetra c
Nox Regras para
calcular
3° O Nox do oxigênio é geralmente -2 em seus compostos.
Exceção: peróxidos(O2
2-
) Nox oxigênio= -1
5° A soma algébrica dos Nox de todos os átomos numa
espécie neutra é zero.
1° O Nox de um elemento em uma substância simples é zero.
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Balanceamento
Processos
envolvidos
Regras para
calcular
Oxidação
Redução
Definição
Parcial

Balanceamento
Definição
Atribuir coeficientes aos participantes da reação, de tal
modo que o total de elétrons perdidos seja igual ao
total de elétrons ganhos na reação
Parcial

Balanceamento
por oxirredução
Balancear uma equação de oxirredução consiste
em atribuir coeficientes aos participantes da reação,
de tal modo que o total de elétrons cedidos pelo
agente redutor seja igual ao total de elétrons ganhos
pelo agente oxidante.

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Balanceamento
Processos
envolvidos
Regras para
calcular
Oxidação
Redução
Definição
Parcial
Regras
Equações
Caso particular

Regras
3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer
uma proporção
4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox:
atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra
2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e
calcular a variação do Nox delas.
1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação
5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e
por segundo onde a atomicidade do elemento for maior
6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por
tentativa.
Parcial

Regras práticas de
balanceamento
1° Passo: Calcular o Nox de todas os átomos
participantes da reação.
2° Passo: Identificar as espécies que sofrem
redução(agente oxidante) e oxidação(agente
redutor) e calcular a variação do Nox de cada uma.
3° Passo: Analisar somente as espécies oxidantes
e redutoras afim de estabelecer uma proporção.

Regras práticas de
balanceamento
4° Passo: Determinar os coeficientes de cada
espécie em que houve variação de Nox: basta atribuir
o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra
espécie.
5° Passo: Colocar o coeficiente onde o Nox não
se repita na equação e, por segundo, onde a
atomicidade do elemento for maior.
6° Passo: Determinados os coeficientes iniciais,
determinar os demais por tentativa.

Relembrando...
Método das tentativas
Consiste em acertar os coeficientes da equação
simplesmente contando-se o número de átomos de
cada elemento participante dos reagentes e
produtos.
Ex:
Para igualarmos o número de átomos no reagente
e no produto, colocamos coeficientes, isto é, números
na frente de cada fórmula veja:

+6+6
Exemplo
H2S + Br2 + H2O H2SO4 +
HBr
1 -2 0 +1 -2 +1 +6 -2 +1 -1
H2S + Br2 + H2O H2SO4 +
HBr
Redução: ∆Nox= 1
Oxidação: ∆Nox=
8
-2-2 00 -1-1

Exemplo
3° Passo: Analisar somente as espécies oxidantes e
redutoras afim de estabelecer uma proporção.
oTodo o enxofre presente no H2S se oxidou,
originando H2SO4:
oTodo o bromo do Br2 se reduziu, originando HBr:
oCada bromo ganhou 1é, como no Br2 existem dois
bromos, o número total de elétrons ganhos é igual a 2:
Br2
HBr
H2S
H2SO4
∆Nox= 8
∆Nox= 1
Br2 = 2. ∆Nox=
2.1= 2

Exemplo
o ∆Nox de uma espécie como coeficiente da outra
espécie.
se repita na equação e por segundo onde a
H2S =∆ Nox= 8 8 será o coeficiente do Br2
Br2 =∆ Nox= 2 2 será o coeficiente do H2S
2H2S + 8Br2 + H2O H2SO4 +
HBr

Exemplo
Ao final do balanceamento é possível perceber que
o número de elétrons perdidos é igual ao número de
elétrons recebidos:
2H2S + 8Br2 + 8H2O 2H2SO4 +
16HBr
Elétrons perdidos Elétrons recebidos
1 Br2 = 2é 1 H2S = 8é
8 Br2 = 16é 2 H2S = 16é

8) (UEPG-PR) Talheres de prata comumente
apresentam manchas escuras em sua superfície, que
consistem em sulfeto de prata (Ag2S) formado pela
reação da prata com compostos contendo enxofre
encontrados em certos alimentos e no ar. Para limpar
talheres escurecidos basta colocá-los em uma panela
de alumínio com água quente e uma solução de soda
cáustica diluída e, em seguida, retirá-los e enxaguá-los
em água limpa, o que devolve o brilho característico
dos talheres, que ficam com o aspecto de novos.
Vamos exercitar?

Vamos exercitar?
Esse processo consiste na reação do alumínio da
panela com o sulfeto de prata, conforme a seguinte
equação, não balanceada:
Ag2S + Al + NaOH + H2O Ag + H2S + NaAlO2
Sobre essa reação, pede-se:
a) O agente oxidante e o agente redutor.
b) A soma dos coeficientes da equação
balanceada com os menores números inteiros
possíveis.

Resposta
Ag2S + Al + NaOH + H2O  Ag + H2S + NaAlO2
+1 -2 +1 -2 +1 +3 -2+1 -2 +10 +1 -20
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.
Nox (S)
Ag2S
2(+1) + x= 0
2 + x = 0
x = -2
Nox (S)
H2S
2(+1) + x= 0
2 + x = 0
x = -2

Resposta
+1 -2 +1 -2 +1 +3 -2+1 -2 +10 +1 -20
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
Redução
oxidação
a) Ag2S: agente oxidante
Al: agente redutor

Resposta
Regras
3° Analisar as espécies oxidantes e redutoras a fim de estabelecer
uma proporção
4° Determinar os coeficientes de cada espécie que variou o Nox:
atribuir o ∆ Nox de uma espécie como coeficiente da outra
2° Identificar as espécies que sofrem redução e oxidação e
calcular a variação do Nox delas.
1° Calcular o Nox de todas os átomos participantes da reação
5° Colocar o coeficiente onde o Nox não se repita na equação e
por segundo onde a atomicidade do elemento for maior
6° Determinados os coeficientes iniciais, determinar os demais por
tentativa.

Resposta
+1 -2 +1 -2 +1 +3 -2+1 -2 +10 +1 -20
Redução ∆ Nox= 1
Oxidação ∆Nox= 3
Ag2S  Ag 2. ∆Nox= 2.1= 2
Estabelecendo a proporção:
Al  NaAlO2 ∆Nox= 3

Resposta
3Ag2S + 2Al + 2NaOH + 2H2O  6Ag + 3H2S + 2NaAlO2
Trocando os coeficientes:
3Ag2S + 2Al + NaOH + H2O  Ag + H2S + NaAlO2
Determinar coeficientes por tentativas:
b) Soma dos coeficientes:
3+2+2+2+6+3+2= 2020

Vamos exercitar?
9) (Puc-RJ) Os coeficientes estequiométricos da
reação química balanceada dada a seguir são:
a KMnO4 (aq) + b FeCl2 (aq) + c HCl (aq) d MnCl2 (aq) +
e FeCl3(aq) + f KCl (aq) + g H2O (aq),
a) a = 1, b = 5, c = 8, d = 1, e = 5, f = 1, g = 4.
b) a = 5, b = 2, c = 3, d = 1, e = 2, f = 8, g = 10.
c) a = 3, b = 5, c = 3, d = 1, e = 3, f = 10, g = 8.
d) a = 2, b = 10, c = 3, d = 1, e = 2, f = 10, g = 8.
e) Nenhuma das alternativas apresenta o conjunto
correto de coeficientes estequiométricos.

Resposta
KMnO4 (aq) + FeCl2 (aq) + HCl (aq)  MnCl2 (aq) + FeCl3(aq) +
KCl (aq) + H2O (aq)
+1 +7 -2
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.
Nox (Mn)
KMnO4
+1 + x +4(-2)= 0
1 + x -8 = 0
x-7= 0
x= +7
+1 -2

Resposta
KCl (aq) + H2O (aq)
+1 +7 +1 -1 +3 -1+2 -1-2 -1+2
Nox FeCl2
(metal + ametal)
Fe+2
Cl-1
Nox (Fe)= + 2
Nox (Cl)= -1
+1 -1 +1 -2
Determinação
Compostos
iônicos
no composto, ou seja o seu íonNox
Nox (Fe) FeCl3
(metal + ametal)
Fe+3
Cl-1
Nox (Fe)= + 3
Nox (Cl)= -1
MnCl2
(metal + ametal)
Mn+2
Cl-1
Nox (Mn)= + 2
Nox (Cl)= -1
KCl
(metal + ametal)
K+1
Cl-1
Nox (K)= + 1
Nox (Cl)= -1

Resposta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
KCl (aq) + H2O (aq)
+1 +7 +1 -1 +3 -1+2 -1-2 -1+2
+1 -1 +1 -2
KMnO4  MnCl2 ∆Nox= 5
FeCl2  FeCl3 ∆Nox= 1

Resposta
a) a = 1, b = 5, c = 8, d = 1, e = 5, f = 1, g = 4.a) a = 1, b = 5, c = 8, d = 1, e = 5, f = 1, g = 4.
1KMnO4 (aq) + 5FeCl2 (aq) + HCl (aq)  MnCl2 (aq) + FeCl3(aq) +
KCl (aq) + H2O (aq)
1KMnO4 (aq) + 5FeCl2 (aq) + 8HCl (aq)  1MnCl2 (aq) + 5FeCl3(aq) +
1KCl (aq) + 4H2O (aq)

Agora é a sua vez!
10) (Cesgranrio-RJ) Dada a equação:
MnO2 + HCl + Zn MnCl2 + ZnCl2 + H2O,
os coeficientes, na ordem em que aparecem após o
balanceamento, são:
a) 1; 4; 2; 1; 2; 2.
b) 1; 4; 1; 1; 1; 2.
c) 2; 4; 2; 2; 2; 2.
d) 1; 2; 1; 1; 1; 2.
e) 2; 4; 1; 2; 1; 4.

Resposta
MnO2 + HCl + Zn  MnCl2 + ZnCl2 + H2O
+4 +1-2
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.
Nox (Mn)
MnO2
x +2(-2)= 0
x -4 = 0
x= +4
+2 -1-1 0 +1 -2
Determinação
Compostos
iônicos
ZnCl2
Zn +2
Cl-1
+2 -1

Resposta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
MnO2  MnCl2 ∆Nox= 2
Zn  ZnCl2 ∆Nox= 2
MnO2 + HCl + Zn  MnCl2 + ZnCl2 + H2O
+4 +1-2 +2 -1-1 0 +1 -2+2 -1

Resposta
b) 1; 4; 1; 1; 1; 2.b) 1; 4; 1; 1; 1; 2.
2MnO2 + 8HCl +2Zn  2MnCl2 + 2ZnCl2 + 4H2O
2MnO2 + HCl +2Zn  MnCl2 + ZnCl2 + H2O
Simplificando os coeficientes:
1MnO2 + 4HCl + 1Zn  1MnCl2 + 1ZnCl2 + 2H2O

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Balanceamento
Processos
envolvidos
Regras para
calcular
Oxidação
Redução
Regras
Definição
Equações
Caso particular
Parcial

Definição
Equação onde se escrevem somente as
partículas que de alguma forma sofreram
alteração.
Parcial

Equação iônica
essencial
Equação iônica trata-se de uma equação onde se
escrevem somente as partículas que de alguma forma
sofreram alteração. Ela é considerada uma equação
simplificada. O balanceamento é feito adotando-se o
mesmo procedimento realizado na equação
completa.

Definição
Aplicação
Equação onde se escrevem somente as
partículas que de alguma forma sofreram
alteração.
Mesmas regras utilizadas para balancear
uma equação completa
Parcial

+3+3
Exemplo
Cr2O7
2-
+ Cl-
+ H+
Cr3+
+ H2O +
Cl2
-2 -2 -1 +1 +3 +1 -2 0
Oxidação: ∆Nox= 1
+6+6 -1-1 00
Cr2O7
2-
+ Cl-
+ H+
Cr3+
+ H2O +
Cl2

Exemplo
oTodo o cromo presente no Cr2O7
2-
se reduziu,
originando Cr3+
:
oTodo o cloro do Cl-
se oxidou, originando Cl2:
oCada cromo ganhou 3é, como no Cr2O7
2-
existem
dois cromos, o número total de elétrons ganhos é igual
a 6:
Cl-
Cl2
Cr2O7
2-
Cr3+
∆Nox= 3
∆Nox= 1
Cr2O7
2-
= 2. ∆Nox=
2.3= 6

Exemplo
oCada cloro perdeu 1é, como no Cl2 existem dois
cloros, o número total de elétrons ganhos é igual a 2:
espécie.
Cr2O7
2-
= ∆Nox= 6 6 será o coeficiente do Cl2
Cl2 = ∆Nox= 2 2 será o coeficiente do Cr2O7
2-
Cl2 = 2. ∆Nox=
2.1= 2

Exemplo
2Cr2O7
2-
+ Cl-
+ H+
Cr3+
+ H2O +
6Cl2
Nesse caso não há repetição de Nox, mas a
atomicidade é diferente, por isso o coeficiente fica no
Cr2O7
2-
ao invés do Cr3+
e no Cl2 ao invés do Cl-
.

Exemplo
1Cl2 = 2é 1 Cr2O7
2-
= 6é
6Cl2 = 12é 2 Cr2O7
2-
= 12é
2Cr2O7
2-
+ 12Cl-
+ 28H+
2Cr3+
+14H2O +
6Cl2

Exemplo
No caso da equação iônica é possível constatar isso
de uma forma mais simples, basta o número de cargas
do reagente ser igual as do produto:
2Cr2O7
2-
+ 12Cl-
+ 28H+
4Cr3+
+14H2O +
6Cl2(-4) (-12) (+28) (+12) 00
Total: +12 Total: +12

11)(UFMT) Seja a reação do íon Sn2+
com o íon Hg2+
na
presença do íon cloreto, dada pela equação:
Hg2+
(aq) + Sn+2
(aq) + Cl-
(aq) Hg2Cl2(s) + Sn4+
(aq)
Pede-se:
a) Os menores coeficientes para reagentes e produtos
nessa reação.
b) A atuação do íon Sn2+
em termos de oxirredução.
Vamos exercitar?

11) (UFMT) Seja a reação do íon Sn2+
com o íon Hg2+
na
presença do íon cloreto, dada pela equação:
Hg2+
(aq) + Sn+2
(aq) + Cl-
(aq) Hg2Cl2(s) + Sn4+
(aq)
Pede-se:
a) Os menores coeficientes para reagentes e produtos
nessa reação.
b) A atuação do íon Sn2+
em termos de oxirredução.
Vamos exercitar?

Resposta
+2
Nox (Hg)
Hg2Cl2
Hg+1
Cl-1
+2
Hg2+
(aq) + Sn+2
(aq) + Cl-
(aq)  Hg2Cl2(s) + Sn4+
(aq)
-1
Determinação
Compostos
iônicos
-1+1 +4
Nox
Regras para
calcular

Resposta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
Hg2+
 Hg2Cl2 ∆Nox= 1.2= 2
Zn  ZnCl2 ∆Nox= 2
+2 +2
Hg2+
(aq) + Sn+2
(aq) + Cl-
(aq)  Hg2Cl2(s) + Sn4+
(aq)
-1 -1+1 +4

Resposta
a)a)
Hg2+
(aq) + 2Sn+2
(aq) + Cl-
(aq)  2Hg2Cl2(s) + Sn4+
(aq)
4Hg2+
(aq) + 2Sn+2
(aq) + 4Cl-
(aq)  2Hg2Cl2(s) + 2Sn4+
(aq)
Os menores coeficientes: Simplificando a equação
2Hg2+
(aq) + 1Sn+2
(aq) + 2Cl-
(aq)  1Hg2Cl2(s) + 1Sn4+
(aq)

Resposta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
b) Sn+2
 Sn4+
Sofre oxidação, agente redutor
+2 +2
Hg2+
(aq) + Sn+2
(aq) + Cl-
(aq)  Hg2Cl2(s) + Sn4+
(aq)
-1 -1+1 +4

12)(PUC-MG) Seja dada a seguinte equação de
redox:
CrO4
–2
+ I–
+ H+
Cr+3
+ I2 + H2O
A soma total dos coeficientes mínimos e inteiros das
espécies envolvidas, após o balanceamento da
equação, é igual a:
a) 24.
b) 26.
c) 29.
d) 35.
e) 37.
Agora é a sua vez!

Resposta
+6
Nox (Cr)CrO4
–2
x +4.(-2)= -2
x – 8= -2
x= 8-2
x= +6
-2
CrO4
–2
+ I–
+ H+
 Cr+3
+ I2 + H2O
-1 0+3 +1 -2
Nox
Regras para
calcular
+1
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.

Resposta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
CrO4
–2
 Cr+3
∆Nox= 3
I–
 I2 ∆Nox= 1.2=2
+6 -2
CrO4
–2
+ I–
+ H+
 Cr+3
+ I2 + H2O
-1 0+3 +1 -2+1

Resposta
Soma dos menores coeficientes:
2CrO4
–2
+ I–
+ H+
 Cr+3
+ 3I2 + H2O
2CrO4
–2
+ 6I–
+ 16H+
 2Cr+3
+ 3I2 + 8H2O
2 + 6 + 16+ 2 + 3 + 8 = 37 (e)

Reação
de
Oxirredução
Nox
Conceito
fundamental
Definição
Determinação
Balanceamento
Processos
envolvidos
Regras para
calcular
Oxidação
Redução
Regras
Definição
Equações
Casos
particulares
Parcial

Casos
particulares
Reações com mais de uma oxidação e/ou
redução
Reações de auto-oxirredução ou
desproporcionamento
Parcial

Casos particulares de
oxirredução
Em uma reação de oxirredução, o mais comum é
que uma espécie se oxide e outra se reduza. Porém
podem ocorrer casos que fogem a essa regra, mas o
importante é saber que o princípio para efetuar o
balanceamento é sempre o mesmo:
•Reações com mais de uma oxidação e/ou redução
Nessas reações podem ocorrer casos de duas ou
mais oxidações e apenas uma redução ou vice-versa.
N° de é perdidos = N° de é recebidosN° de é perdidos = N° de é recebidos

+2+2
Exemplo
SnS + HCl + HNO3 SnCl4 + S + NO +
H2O
+2 -2 +1 -1 +1 +5 -2 +4 -1 0 +2 -2 +1 -2
+2+2 +5+5 00
SnS + HCl + HNO3 SnCl4 + S + NO +
H2O +4+4-2-2

Exemplo
oTodo o estanho presente no SnS se oxidou,
originando SnCl4:
oTodo o enxofre presente no SnS se oxidou,
originando S:
Como ocorrem duas oxidações, o ∆Nox será igual à
soma dos ∆Nox:
SnS S
SnS SnCl4
∆Nox= 2
∆Nox= 2
SnS = ∆Nox= 2 SnCl4
SnS = ∆Nox= 2 S
∆Nox total= 4

Exemplo
oTodo o nitrogênio presente no HNO3 se reduziu,
originando o NO:
espécie.
SnS= ∆Nox total= 4 4 será o coeficiente do HNO3
HNO3 NO∆Nox= 3
HNO3 = ∆Nox= 3 3 será o coeficiente do SnS

Exemplo
3SnS + HCl + 4HNO3 SnCl4 + S + NO +
H2O
Quando o Nox não se repetir e a atomicidade for a
mesma, os coeficientes podem ser colocados no
reagente mesmo.

Exemplo
1 SnS = 4é 1 HNO3 = 3é
3 SnS = 12é 4 HNO3 = 12é
3SnS +12HCl + 4HNO3 3SnCl4 + 3S + 4NO
+8H2O

Casos particulares de
oxirredução
• Reações de auto-oxirredução ou
desproporcionamento
Nesse tipo de reação o mesmo elemento se oxida e
se reduz.
Ex:
NO2
-
+ H+
NO3
-
+ 2NO +
2H2O+3 -2 +1 +5 -2 +2 -2 +1 -2

Exemplo
+2+2+5+5+3+3
NO2
-
+ H+
NO3
-
+ NO +
H2O

Exemplo
Como a atomicidade de todos os elementos que
sofrem variação de Nox, nessa reação, é 1, não é
necessário estabelecer essa proporção.
oTodo o nitrogênio presente no NO2
-
se oxidou,
originando NO3
-
:
oTodo o nitrogênio presente no NO2
-
se reduziu,
originando NO:
NO2
-
NO3
-∆Nox= 2
NO2
-
NO∆Nox= 1

Exemplo
espécie.
NO3
-
= ∆Nox total= 2 2 será o coeficiente do NO
NO = ∆Nox= 1 1 será o coeficiente do NO3
-

Exemplo
Como nesse caso agente oxidante também é o
agente redutor, os coeficientes deverão ser trocados
nos produtos.
NO2
-
+ H+
1NO3
-
+ 2NO +
H2O

Exemplo
Lembrando que essa é uma equação iônica
essencial, então vamos verificar a se a soma das
cargas do reagente é igual a do produto.
3NO2
-
+ 2H+
1NO3
-
+ 2NO +
H2O
3NO2
-
+ 2H+
1NO3
-
+ 2NO +
H2O(-3) (+2) (-1) 0 0
Total:-1 Total: -1

13) Acerte os coeficientes das equações abaixo por
oxirredução:
a)As2S3 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3ASO4 + NO
b)Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 + H2O
Vamos exercitar?

13) Acerte os coeficientes das equações abaixo por
oxirredução:
a)As2S3 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3ASO4 + NO
b) Cl2 + NaOH NaCl + NaClO3 + H2O
Vamos exercitar?

Resposta
+3
Nox (As2S3)
As+3
S-2
Nox(As)= +3
Nox(S)= -2
-2 +1 -2+1
Nox
Regras para
calcular
-2
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.
a) As2S3 + HNO3 + H2O  H2SO4 + H3ASO4 + NO
Nox (N)  HNO3
+1 +x +3(-2)= 0
+1 +x -6= 0
x -5= 0
x= +5
+5 +1 -2
Nox (S)  H2SO4
2(+1) +x +4(-2)= 0
2 +x -8= 0
x -6= 0
x= +6
+6 +1 +5 -2 +2 -2

Resposta
+3 -2 +1
Nox
Regras para
calcular
-2
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.
+5 +1 -2
Nox (As)  H3ASO4
3(+1) +x +4(-2)= 0
3 +x -8= 0
x -5= 0
x= +5
Nox (N)  NO
x -2= 0
x= +2
-2+1+6 +1 +5 -2 +2 -2

Resposta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
As2S3  H3ASO4 ∆Nox= 2.2= 4
HNO3  NO ∆Nox= 3
Oxidação ∆ Nox= 2
Redução ∆Nox= 3
+3 -2 +1 -2
+5 +1 -2 -2+1+6 +1 +5 -2 +2 -2
As2S3  H2SO4 ∆Nox= 8.3=24
∆Nox= 28

Resposta
a) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O  9H2SO4 + 6H3ASO4 + 28NO
a) 3As2S3 + 28HNO3 + H2O  H2SO4 + H3ASO4 + NO
a) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O  9H2SO4 + 6H3ASO4 + 28NO

Resposta
0
Nox (NaClO3)
+1 +x + 3(-2)= 0
x +1 -6= 0
x -5= 0
x= +5
+1 -1
Nox
Regras para
calcular
2-
) Nox
oxigênio= -1
simples é zero.
-2 +1 +1 +5 -2 +1 -2
b) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O
+1

Resposta
Processos
envolvidos
Oxidação
Redução
Espécie
envolvida
Agente
redutor
Espécie
envolvida
Agente
oxidante
Reação
Redox
Cl2  NaCl ∆Nox= 1 . 2= 2
Redução ∆Nox= 1
Cl2  NaClO3 ∆Nox=5 . 2= 10
0 +1 -1-2 +1 +1 +5 -2 +1 -2
b) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O
+1

Resposta
b) Cl2 + NaOH  10 NaCl + 2NaClO3 + H2O
b) 6Cl2 + 12NaOH  10NaCl + 2NaClO3 + 6H2O
b) 6Cl2 + 12NaOH  10NaCl + 2NaClO3 + 6H2O

Bibliografia
Livros:
PERUZZO, T.M.; CANTO, E.L. Química. 2. edição,
Editora Moderna.
Feltre, R. Química Geral, Volume 1, Editora Moderna.

Bibliografia
Sites:
Numero de oxidação
http://pt.scribd.com/doc/66556517/Numero-de-
Oxidacao Acesso em: 31/07/12
Oxidação e redução
http://www.fisicaequimica.net/oxidacaoreducao/o
xidacaoreducao.htm Acesso em: 01/08/12
Oxirredução
http://www.profpc.com.br/oxirredu
%C3%A7%C3%A3o.htm Acesso em: 02/08/12

Imagens
Imagens
http://www.aulas-fisica-quimica.com/8q_01.html
http://www.soq.com.br/conteudos/ef/reacoesquimi
cas/

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