Nox e Balanceamento por
Óxido-Redução
Professor Benevides Almeida
Especialista em Ensino de Química
Escolas: Impulso Pré-vestibular e da EREMCC.
Petrolina, 2013
NÚMERO DE OXIDAÇÃO
 Definição 1: carga real ou relativa de um
elemento em um composto.
Exemplos:
1) Compostos iônicos:
Na+Cl-  Nox (Na+) = +1 e Nox (Cl-) = -1
2) Compostos moleculares:
HCl
 [ H ]+ + [ Cl ]-  Nox (H) = +1
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Nox (Cl) = -1
Nox Real
 Determinação do Nox pela fórmula estrutural:
Depende basicamente da observação da diferença de
eletronegatividade entre os átomos de cada ligação 
(F > O > N > Cl , etc.)
Exemplo:
H–O–N=O
O
 Nox (H) = +1
Nox (N) = +5
Nox (O) = -2
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Nox Médio
 Determinação do Nox pela Fórmula Molecular:
Nesse caso o cálculo realizado se refere ao Nox Médio.
Regras Gerais:
1) Substâncias simples Nox = zero.
2) Íons simples Nox = carga do íon.
3) Íons compostos, a soma algébrica dos Nox dos
elementos é igual a carga do íon.
4) Nas moléculas, a soma algébrica dos Nox dos elementos
é igual a zero.
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Nox de Referência
 Nox Fixos:
Metais Alcalinos (1A) = +1
Metais Alcalinos Terrosos (2A) = +2
Alumínio (Al) = +3 / Prata (Ag) = +1
Zinco (Zn) = +2 / Flúor (F) = -1
 Nox de Radicais Importantes:
Hidroxila (OH-) = -1 / (CN-) = -1 / (NH4+) = +1
 Oxigênio (O) = -2 / Hidrogênio (H) = +1 (em geral)
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Exercícios de fixação:
Determine o número de oxidação do elemento destacado em
cada um dos compostos a seguir:
01. S8
02. ZnS
03. HBrO4
04. NaHCO3
05. BaH2
06. K2 Cr2 O7
07. Ca3 (PO4)2
08. PbI2
09. CH2 Cl2
10. HCOOH
11. Co2+
12. NH41+
13. CN114. MnO4215. P2O54Prof. Benevides Almeida
REAÇÕES QUÍMICAS
 Definição: processos de transformações químicas que
sofrem as substâncias.
Exemplo:
2H2 + O2  2H2O
2H–H + O=O

2O–H
 Componentes da Equação:
H
1° Membro: Reagentes (H2 e O2)
2° Membro: Produtos (H2O)
Coeficientes: indicam a proporção entre reagentes e
produtos da reação (2:1:2) Prof. Benevides Almeida
Reações de Oxi-redução
 Definição: reações em que ocorrem variações do Nox
de alguns elementos “transferência de elétrons”.
Oxidação: perda de elétrons  Nox aumenta
 Agente redutor.
Redução: ganho de elétrons  Nox diminui
 Agente oxidante
Exemplos:
1) 4Fe + 3O2  Fe2O3
2) 2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
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Exercícios de fixação:
1. Na reação representada pela equação química a seguir:
MnO2 + 4HCl + Zn  MnCl2 + ZnCl2 + 2H2O
a) o elemento que se oxida é:
b) o elemento que se reduz é:
c) o elemento que ganha elétrons é:
d) o elemento que perde elétrons é:
e) o agente oxidante é:
f) o agente redutor é:
2. (UCSal) O elemento X reage com o elemento Z, conforme o
processo: Z3- + X  Z1- + X2Nesse processo:
a) Z ganha elétrons de X.
b) X ganha elétrons de Z.
c) X e Z cedem elétrons.
d) X e Z perdem elétrons.
e) X e Z ganham elétrons.
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Exercícios de fixação:
3. Para uma reação de óxido-redução:
a) o agente redutor sofre redução.
b) a substância que perde elétrons é o agente redutor.
c) o número de oxidação do agente oxidante aumenta.
d) o número de oxidação do agente redutor diminui.
e) a substância que perde elétronsé o agente oxidante.
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Balanceamento de Equações
 Definição: determinação dos coeficientes, proporção
molar, das substâncias envolvidas na reação.
 Método das tentativas:
Exemplo 1:
1 N2 + 3H2  2NH3
Obs. Método adequado para
no máximo quatro substâncias
entre reagentes e produtos.
Coeficientes: 1 : 3 : 2
Exemplo 2: C2H6O + O2 
CO2 + H2O
Exemplo 3: H3PO4 + Ca(OH)2  Ca3(PO4)2 + H2O
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Método Redox
 Método de oxi-redução: obtido procurando igualar
o número de elétrons dos elementos que se oxidaram
com os que se reduziram na reação, os demais
coeficientes são determinados por tentativa.
Exemplos:
1) HNO3 + P4 + H2O  H3PO4 + NO
2) S + HNO3  NO2 + H2O + H2SO4
3) NaCl + KMnO4 + H2SO4  Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O + Cl2
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Casos Especiais: Oxi-redução
 Oxidação ou redução parcial:
Exemplo: Cu + HNO3  Cu( NO3)2 + NO + H2O
 Auto oxi-redução:
Exemplo: Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O
 Presença de água oxigenada:
Ex.1: K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4  K2SO4 + Cr2( SO4)3 + H2O + O2
Ex.1: CrCl2 + H2O2 + NaOH  Na2CrO4 + NaCl + H2O
 Três elementos com variação de Nox:
Exemplo: As2S3 + HCl + HNO3  H2SO4 + H3AsO4 + NO
 Equação escrita na forma iônica:
Exemplo: Bi+3+ SnO2-2 + OH-  SnO3-2 + H2O + Bi
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Exercícios propostos:
1. (UCSal) Qual das reações abaixo está incorreta em
relação ao princípio da conservação dos átomos nas
reações químicas?
a) C2H6O + 3O2  2CO2 + 3H2O
b) Na2 SO4 + BaCl2  BaSO4 + 2NaCl
c) KI + AgNO3  AgI + KNO3
d) H2 + O2  H2O
e) N + 3H  NH3
2. (UCSal) A equação incompleta:
(a)....Zn + 10H + NO3-  (b)...Zn2 + 1NH4++ 3H2O
ficará totalmente balanceada quando os coeficientes (a)
e (b) forem iguais a:
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
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Exercícios propostos:
3. (UFBA) Após equilibrar a equação a seguir, indique a proposição ou
proposições verdadeiras:
I-(aq) + H2SO4(aq) + H(aq) + NO3-(aq) I2(g) + H2S(g) + H2O
(01) I- é reduzido.
(02) H2 SO4 é o agente oxidante.
(04) O coeficiente estequiométrico do I- é 8.
(08) H+ é oxidado.
(16) O número de oxidação do enxofre no H2S é +2.
4. (UFBA – 2000/2aetapa) Considere a equação química não balanceada
representada aseguir:
MnO4-(aq) + H2O2(l) + H(aq)  Mn2(aq) + H2O(l) + O2(g)
(01) A soma dos menores coeficientes estequiométricos inteiros que
balanceiam a equação é 28.
(02) Ovolume de gás desprendido durante essa reação , nas CNTP, é de
1000L.
(04) São necessários 5 mols de H(aq) para reagir com 118,9g de MnO4-(aq)
(08) O MnO4-(aq) é o agente redutor.
(16) O H2O2(l) é um peróxido molecular.
(32) Todo oxigênio do MnO4-(aq), nessa reação, é transformada em O2(g)
(64) MnO4-(aq) é o ânion permaganato. Prof. Benevides Almeida
Exercícios propostos:
5. (UESB-2000) O setor automobilístico brasileiro pretende
atender uma demanda, cada vez maior, de veículos a
álcool, devido ao preço mais convidativo do combustível. A
combustão completa do etanol, no carburador do carro, é
representada pela equação química não balanceada:
CH3CH2OH(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O(g)
A soma dos menores coeficientes inteiros que balaceiam a
equação é igual a:
a) 9
b) 8
c) 7
d) 6
e) 5
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REAÇÕES
INORGÂNICAS
 Reações de Síntese ou Adição
 Decomposição ou Análise
 Simples Troca ou Deslocamento
 Dupla Troca
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Reações de Síntese
 Reações de Síntese ou Adição: número variável de
reagentes e formação de um único produto.
A + B

AB
Exemplos destacados:
1) Elemento + O2  Óxido
Ex.: 2Mg + O2  2MgO
2) Óxido básico + H2O  Base
Ex.: MgO + H2O  Mg(OH)2
3) Óxido ácido + H2O  ácido
Ex.: SO3 + H2O  H2SO4
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Reações de Decomposição
 Decomposição ou Análise: quando uma única
substância é decomposta em várias.
AB  A + B
Exemplos destacados:
1) 2H2O2  2H2O + O2 (fotólise)
2) H2O  H2 + O2 (eletrólise)
3) CaCO3  CaO + CO2 (calcinação ou pirólise)
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Exercícios de fixação:
Complete, balanceando, cada equação a seguir:
01. Na + O2 
02. Ca + O2 
03. NH3 + HCl 
04. SO2 + H2O 
05. K2O + H2O 
06. N2O5 + H2O 
07. BaO + H2O 
08. CaCO3 
09. H2O2
10. KClO3




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Reações de Simples Troca
 Simples Troca ou Deslocamento: reação entre
uma substância simples e uma composta formando
outra substância simples e outra composta.
AB + C  AC + B (reação de oxi-redução)
Exemplos destacados:
1) 2Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2
2) CuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu
3) NaBr + Cl2  NaCl + Br2
Obs. Só existe deslocamento quando a substância simples é mais
reativa que o elemento combinado.
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Exercícios de fixação:
Complete, balanceando, cada equação a seguir:
01. Mg + HBr 
02. Ca + H2SO4 
03. K + H2Cr2O7 
04. Ba + H4P2O7 
05. K + H2O 
06. Ag + HI 
07. KI + Cl2 
08. NaBr + I2 
09. Ag + HNO3 (conc) 
10. Cu + H2SO4 (conc) 
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Reações de Dupla Troca
 Dupla Troca: reação de duas substância que
permutam entre si dois elementos ou radicais,
formando dois novos compostos.
AB + CD  AD + CB
Exemplos destacados:
1) NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
2) 2NaCl + H2SO4  Na2SO4 + 2HCL
3) Na2S + 2HCl  2NaCl + H2S
Prof. Benevides Almeida
Exercícios de fixação:
Complete, balanceando, cada equação a seguir:
01. H2SO4 + KOH 
02. H2Cr2O7 + Ca(OH)2 
03. H3PO4 + Ba(OH)2 
04. H4P2O7 + Mg(OH)2 
05. CaCO3 + HCl 
06. NH4Cl + NaOH 
07. NaCl + H2SO4 
08. KBr + AgNO3 
09. AgCl + Na2SO4 
10. NH4OH + NaOH 
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