NÚMERO DE OXIDAÇÃO
INTRODUÇÃO
Na química há reações chamadas reações de óxido-redução que são de extrema importância no nosso dia-a-dia. Essas
reações (que serão estudadas na próxima unidade) podem apresentar a propriedade de converter energia química em
elétrica, ou seja, podem gerar energia elétrica. Veja, por exemplo, o caso das pilhas e baterias que utilizamos
corriqueiramente. Na realidade, dentro de uma pilha, ocorre uma reação de óxido-redução, capaz de geral energia
elétrica.
Entretanto, antes de iniciarmos o estudo dessas reações necessitamos de um conceito fundamental – o conceito de
número de oxidação (NOX) – que será abordado nessa unidade.
DEFINIÇÃO DE NOX
De maneira geral, definimos NOX como sendo uma carga real ou virtual que um átomo apresenta dentro de uma
estrutura química.
Mas o que isto quer dizer?
Vamos observar alguns exemplos.
SAL CLORETO DE SÓDIO
No sal NaCl, a ligação entre sódio (Na) e e cloro (Cl) é do tipo iônica. Observe o esquema abaixo:
A foto acima mostra que o íon sódio atuou como doador de elétron para o íon cloreto e ambos, dessa forma,
adquiriram estabilidade.
Porém, ambos apresentam cargas elétricas, o sódio positiva e o cloreto negativa. Dizemos então que o número de
oxidação (NOX) do sódio é +1 e o NOX do cloro é – 1. Na verdade estamos dizendo que o NOX é a própria carga (ou a
carga real) do átomo.
Outro exemplo:
SULFETO DE CÁLCIO
Agora houve a trasnferência de 2 elétrons co cálcio para o enxofre. Aqui, o NOX do cálcio vale +2 e o NOX do enxofre
vale – 2
CONCLUSÃO: O nox do íon é a carga que este íon apresenta, ou seja, a carga real do íon.
Porém, nem todos os compostos que existem são formados por íons. Observe a seguinte estrutura:
METANO
H
H
C
H
H
Cada ligação mostrada acima é do tipo covalente, ou seja, não há íons nessa molécula. Nesse caso, como podemos
calcular o NOX de cada átomo?
Primeiramente vamos considerar que as eletronegatividades dos átomos envolvidos são diferentes:
H eletronegatividade 2,1
C eletronegatividade 2,6
Podemos concluir que as ligações entre Carbono e Hidrogênio são covalentes polares, ou seja, o par de elétrons está
levemente deslocado no sentido do átomo de carbono devido à sua maior eletronegatividade.
As setas indicam o deslocamento do par de elétrons da ligação no sentido do carbono.
Agora podemos refletir sobre a seguinte questão.
Se todas as ligações dessa molécula fossem iônicas, quem seria o ânion? E quem seria o cátion?
O ânion seria o carbono, já que devido à sua maior eletronegatividade pode atrair os elétrons dos hidrogênios. Aliás, os
hidrogênios seriam os cátions devido à sua menor eletronegatividade.
Outra questão:
Se todas as ligações dessa molécula fossem iônicas, quais seriam as cargas do carbono e dos hidrogênios?
O carbono “atrai” 4 elétrons, sendo um de cada hidrogênio. Então, caso as ligações fossem iônicas, o carbono teria
carga – 4.
Os hidrogênios “afastam” 1 elétron cada. Assim, se as ligações fossem iônicas, cada hidrogênio teria carga + 1.
No entanto, não podemos dizer que os átomos acima apresentam realmente essas cargas, pois não estão realizando
ligações iônicas, mas sim covalentes polares. Dessa maneira dizemos que o carbono apresenta carga virtual – 4 e os
hidrogênios apresentam carga virtual – 1.
Como o NOX é definido como sendo a carga real ou virtual, podemos afirmar que o NOX do carbono vale – 4 e o nox dos
hidrogênios valem +1, cada.
Observe agora outro exemplo:
Agora, quem “atrai” os elétrons compartilhados é o átomo de cloro, pois este é mais eletronegativo do que o carbono.
Portanto, se todas as ligações fossem iônicas, o carbono teria carga + 4 e cada átomo de cloro
Nessa molécula o NOX do carbono vale + 4, enquanto que o NOX de cada átomo de cloro vale – 1.
IMPORTANTE: Notar que alguns elementos podem apresentar valores de NOX variáveis, como, por exemplo, o
carbono que nos exemplos acima apresentou NOX – 4 (no metano) e +4 (no tetracloreto de carbono).
Essa diferença se deve ao fato de o carbono estar ligado a átomos diferentes átomos.
REGRAS PRÁTICAS PARA O CÁLCULO DO NOX
Abaixo seguem algumas regras que visam facilitar os cálculos dos NOX dos elementos em uma série de situações. Para
todas as regras há uma breve explicação (para que evitemos a decoreba pura e simples).
1 – NAS SUBSTÂNCIAS SIMPLES O NOX DOS ÁTOMOS É SEMPRE ZERO.
Explicação
Observe as seguintes estruturas:
N
N
Cl
Cl
Br Br
O
O
Como são formadas por um único tipo de átomo, suas ligações são covalentes apolares, ou seja, os átomos
participantes não apresentam nem carga real, nem virtual. Por isso o NOX de cada elemento vale zero.
2 – NOS COMPOSTOS IÔNICOS, O NOX DE CADA ÁTOMO CORRESPONDE À SUA CARGA
Explicação
Conforme vimos na definição o NOX é a carga de cada átomo. Nesse caso, basta sabermos a carga do íon, que
saberemos seu NOX.
Observe a estrutura do sulfeto de alumínio, que é um composto iônico.
3 – O NOX DO OXIGÊNIO, NA MAIORIA DAS SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS VALE – 2
Explicação
O átomo de oxigênio adquire estabilidade ao receber dois elétrons. Portanto, numa ligação iônica sua carga seria
sempre – 2. Daí dizermos que seu NOX é geralmente – 2.
Mas em que casos essa regra “falha”?
Observe o exemplo o peróxido de hidrogênio (H2O2), popularmente conhecido como “água oxigenada”:
Nessa molécula, cada átomo de oxigênio “atrai” 1 elétron de cada hidrogênio, devido à diferença de eletronegatividade
entre os átomos.
Assim, a carga virtual do oxigênio vale – 1, enquanto a carga virtual de cada hidrogênio vale +1.
Dessa maneira vamos considerar então o seguinte:
O NOX DO OXIGÊNIO, NA MAIORIA DOS COMPOSTOS VALE – 2, COM EXCEÇÃO DOS PERÓXIDOS, ONDE SEU NOX
VALE – 1.
4 – O NOX DO HIDROGÊNIO, VALE +1 NA MAIORIA DAS SUBSTÂNCIAS COMPOSTAS
Explicação
O átomo de hidrogênio tem a tendência de realizar ligações do tipo covalente, em que compartilha elétrons.
No entanto, observe a escala de eletronegatividade de alguns ametais:
Observe que a eletronegatividade do hidrogênio é menor que a da maioria dos ametais, ou seja, o átomo de hidrogênio
quase sempre tem a tendência de ceder 1 elétron. Portanto seu nox tende a ser +1.
Vejamos alguns casos:
Nesse caso os hidrogênios são menos eletronegativos em relação ao enxofre.
Outro caso:
Novamente, os átomos de hidrogênio são menos eletronegativos em relação ao átomo de nitrogênio.
ATENÇÃO: QUANDO O ÁTOMO DE HIDROGÊNIO LIGA-SE A UM METAL, ATUA COMO RECEPTOR DE ELÉTRONS, E,
PORTANTO, APRESENTA NOX = - 1.
OBSERVE:
Concluímos então que, na ligação iônica o NOX do hidrogênio vale – 1, enquanto que na ligação covalente polar o
NOX vale +1.
5 – A SOMA DE TODOS OS NOX EM UM COMPOSTO NEUTRO DEVE VALER ZERO
Explicação
Uma molécula ou composto iônico é eletricamente neutro. Isso significa que a quantidade de cargas negativas é sempre
igual a zero.
Vamos observar a molécula de ácido sulfúrico:
Como já sabíamos anteriormente que o NOX do oxigênio vale – 2 e o NOX do hidrogênio
NOX do enxofre.
vale – 1, podemos calcular o
6 – EM ÍONS POLIATÔMICOS, A SOMATÓRIA DOS VALORES DE NOX DEVE SER SEMPRE IGUAL À CARGA DO ÍON
Explicação
Como os íons possuem cargas, a soma dos NOX não poderia vale zero (como nas moléculas neutras).
Observe:
7 – ALGUNS ELEMENTOS METÁLICOS APRESENTAM NOX CONSTANTE:
Explicação
Os metais são elementos que tendem a doar elétrons. Dessa maneira podemos prever seu NOX desde que saibamos
previamente o número de elétrons que podem doar para adquirir estabilidade. Observe a tabela abaixo que apresenta
as cargas de alguns cátions importantíssimos:
CARGA (NOX)
ÍONS IMPORTANTES
+1
Família 1A (Li, Na K, Rb Cs Fr) e prata Ag
+2
Família 2A (Be Mg, Ca, Sr Ba, Ra) e zinco Zn
+3
Alumínio Al e Bismuto Bi
Ferro Fe+2/Fe+3
Ouro Au+1/Au+3
Manganês Mg+2/Mg+4
ÍONS COM CARGAS DUPLAS
Cobre Cu+1/Cu+2
Agora vamos exercitar os conceitos que foram aprendidos.
Chumbo Pb+2/Pb+4
Para isso calcule os NOX de todos os átomos apresentados nas seguintes estruturas:
a) KCl b) H2O c) H3PO4 d) SO3 – 2 e) NH4+ 1 f) O3 g) HNO3 h) Fe2O3 i) FeO j) Fe3O4
k) K2CrO4 l) K2Cr2O7
O gabarito encontra-se abaixo.
Agora, calcule os NOX de todos os átomos nas fórmulas estruturais abaixo:
CH3
NH2
H2C
O
H3C
H3C HC
C
C
O
C
O
C
H3C
OH
O
CH3
O
O
F
F
-
F
H3C
P
F
F
O
C
CH
OH
O
P
O
O
-
NH2
F
-
-
P
O
-
O
O
OH
H2C
O
C
NH
HC
C
H2N
NH2
NH
HC
O
Para conferir as respostas deste exercício procure os plantões.
GABARITO:
a) K = +1 Cl = -1
b) H = +1 O = -2
c) H = +1 P = - 5 O = -2
d) S = + 4 O = 2
e ) N = - 3 H = +1
f) O = 0
g) H = + 1 N = + 5 O = - 2
h) Fe = +3 O = - 2
i) Fe = +2 O = - 2
j) Fe = + 8/3 O = - 2
k) K = +1 Cr = +7 O = - 2
l) K = +1 Cr = + 6 O = - 2
O
HO
C
H
H
C
OH
H
C
OH
H2C
C
NH
C
OH