Química · 9.ª–12.ª classe
Como identificar o agente oxidante e o redutor numa reação?
Resposta curta
Calcule o número de oxidação (nox) de cada elemento antes e depois da reação. A substância que contém o elemento cujo nox aumenta (que perde eletrões e se oxida) é o agente redutor; a que contém o elemento cujo nox diminui (que ganha eletrões e se reduz) é o agente oxidante.
Quando se aplica
Aplica-se a qualquer reação de oxidação-redução (redox), isto é, quando há transferência de eletrões e o nox de pelo menos dois elementos muda. Se nenhum nox mudar, a reação não é redox e não faz sentido falar em oxidante ou redutor. É o caso, por exemplo, de CaCO3 → CaO + CO2 ou da neutralização HCl + NaOH → NaCl + H2O.
A ideia que causa confusão
Os nomes parecem trocados, mas têm lógica: o oxidante é o que faz o outro oxidar-se, tirando-lhe eletrões, e por isso é ele próprio que se reduz. O redutor faz o outro reduzir-se, dando-lhe eletrões, e por isso é ele que se oxida.
| Papel | O que faz ao outro | O que lhe acontece | Eletrões | Nox |
|---|---|---|---|---|
| Agente oxidante | oxida o outro | reduz-se | ganha | diminui |
| Agente redutor | reduz o outro | oxida-se | perde | aumenta |
Método passo a passo
- Escreva a equação (já acertada, de preferência).
- Calcule o nox de todos os elementos, nos reagentes e nos produtos.
- Compare e encontre os elementos cujo nox mudou. Se nenhum mudou, a reação não é redox.
- Elemento com nox a subir = elemento que se oxida. A substância que o contém nos reagentes é o agente redutor.
- Elemento com nox a descer = elemento que se reduz. A substância que o contém nos reagentes é o agente oxidante.
- Verifique os eletrões: os que o redutor perde têm de ser iguais aos que o oxidante ganha.
- Escreva a resposta com a substância inteira (por exemplo «o oxidante é o CuSO4, onde o cobre se reduz de +2 para 0»), e não apenas o elemento.
Regras de nox úteis
- Elemento livre (Zn, O2, Cl2, H2): nox 0.
- Hidrogénio: +1 (exceto nos hidretos metálicos); oxigénio: −2 (exceto nos peróxidos, onde é −1).
- Metais do grupo 1: +1; do grupo 2: +2.
- A soma dos nox é igual à carga da espécie (0 numa molécula).
Pistas rápidas
- Costumam ser oxidantes: O2, halogéneos (Cl2, Br2), KMnO4, K2Cr2O7, H2O2 (em muitas reações).
- Costumam ser redutores: metais (Na, Mg, Zn, Fe, Al), H2, C e CO.
São apenas tendências: a função depende sempre da outra substância presente. Para ter certeza, calcule os nox.
Exemplos resolvidos
Exemplo 1 — Metal que desloca um metal
Enunciado: Na reação Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu, identifique o oxidante e o redutor.
Resolução:
- Zn: nox 0 → +2 (o nox sobe). Cu: +2 em CuSO4 → 0 (o nox desce). O enxofre (+6) e o oxigénio (−2) não mudam.
- O zinco perde 2 eletrões: oxida-se, logo o Zn é o redutor.
- O cobre(II) ganha 2 eletrões: reduz-se, logo o CuSO4 (o ião Cu2+) é o oxidante.
Resposta: redutor: Zn; oxidante: CuSO4. Verificação: 2 eletrões perdidos = 2 eletrões ganhos.
Exemplo 2 — Combustão do metano
Enunciado: Na reação CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O, quem é o oxidante e quem é o redutor?
Resolução:
- Carbono: em CH4, com H = +1, o nox do C é −4; em CO2, com O = −2, é +4. O nox sobe 8 unidades.
- Oxigénio: 0 em O2 → −2 em CO2 e em H2O. O nox desce.
- Hidrogénio: +1 dos dois lados, não muda.
- O CH4 cede 8 eletrões; as 2 moléculas de O2 (4 átomos) ganham 4 × 2 = 8.
Resposta: redutor: CH4; oxidante: O2. Verificação: 8 eletrões perdidos = 8 ganhos.
Exemplo 3 — Redução de um óxido
Enunciado: Em Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2, identifique o oxidante e o redutor.
Resolução:
- Fe: +3 → 0 (desce). C: +2 em CO → +4 em CO2 (sobe). O oxigénio fica em −2.
- O ferro ganha 3 eletrões por átomo (2 × 3 = 6 no total); o carbono perde 2 por átomo (3 × 2 = 6).
- O Fe2O3 contém o elemento que se reduz; o CO contém o que se oxida.
Resposta: oxidante: Fe2O3; redutor: CO. Verificação: 6 eletrões ganhos = 6 perdidos.
Exemplo 4 — Nível de exame: a mesma substância nos dois papéis
Enunciado: Na decomposição da água oxigenada, 2 H2O2 → 2 H2O + O2, identifique o oxidante e o redutor. Em seguida diga se a reação CaCO3 → CaO + CO2 é redox.
Resolução:
- Oxigénio no peróxido H2O2: com H = +1, o nox do O é −1.
- Em H2O o oxigénio é −2 (desceu, reduziu-se); em O2 é 0 (subiu, oxidou-se).
- Os dois comportamentos ocorrem em átomos de O do mesmo reagente: é uma desproporcionação (auto-oxidação-redução).
- Em CaCO3 → CaO + CO2: Ca +2, C +4, O −2 dos dois lados. Nenhum nox muda.
Resposta: na primeira reação, o H2O2 é simultaneamente oxidante e redutor. A segunda não é redox, pelo que não há oxidante nem redutor. Verificação: em H2O2 cada O passa de −1 a −2 ou a 0; 2 átomos descem 1 unidade cada (2 eletrões ganhos) e 2 átomos sobem 1 unidade cada (2 eletrões perdidos).
Erros frequentes
- Chamar «oxidante» ao que se oxida. O oxidante é o que se reduz. Se a dúvida surgir, pergunte primeiro «quem ganhou eletrões?» e só depois dê o nome.
- Dar a resposta só com o elemento («o cobre»), quando a pergunta pede o agente, ou seja, a substância (CuSO4 ou Cu2+), embora alguns programas aceitem o elemento. Confirme o critério do seu professor.
- Procurar o oxidante e o redutor numa reação que não é redox, como as de neutralização ou de precipitação.
- Esquecer o nox −1 do oxigénio nos peróxidos e concluir que o oxigénio não muda.
- Trocar os papéis nas reações com O2: o oxigénio livre costuma ser oxidante, porque o seu nox desce de 0 para −2.
- Não multiplicar a variação do nox pelo número de átomos (em Fe2O3 são 2 Fe, por isso 6 eletrões e não 3).
Exercícios propostos
1Exercício 1
Em Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2, indique o oxidante e o redutor.
Ver solução
Mg: 0 → +2 (sobe): redutor é o Mg. H: +1 → 0 (desce): oxidante é o HCl (o ião H+). O cloro mantém −1.
2Exercício 2
Em Cl2 + 2 KBr → 2 KCl + Br2, indique o oxidante e o redutor.
Ver dica
Compare o Cl em Cl2 com o Cl em KCl, e o Br em KBr com o Br em Br2.
Ver solução
Cl: 0 → −1 (desce): oxidante é o Cl2. Br: −1 → 0 (sobe): redutor é o KBr (o ião Br-). O potássio mantém +1.
3Exercício 3
Em CuO + H2 → Cu + H2O, indique o oxidante, o redutor e o que se oxida.
Ver solução
Cu: +2 → 0 (desce): oxidante é o CuO. H: 0 → +1 (sobe): redutor é o H2, que é a substância que se oxida. O oxigénio mantém −2.
4Exercício 4
Em Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O, determine os nox do cloro e classifique a reação.
Ver dica
Calcule o nox do Cl em NaClO sabendo Na = +1 e O = −2.
Ver solução
Cl2: 0. NaCl: −1. NaClO: +1 + x − 2 = 0, logo x = +1. O cloro desce de 0 para −1 e sobe de 0 para +1: o Cl2 é oxidante e redutor ao mesmo tempo (desproporcionação). Ganha 1 e perde 1 eletrão por cada par de átomos.
5Exercício 5
Em Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O, identifique o oxidante e o redutor e confirme o balanço de eletrões.
Ver dica
Comece por calcular o nox do crómio no dicromato: 2x + 7 × (−2) = −2.
Ver solução
Cr no dicromato: 2x − 14 = −2, logo x = +6. Cr: +6 → +3 (desce): oxidante é o Cr2O72-; cada Cr ganha 3 eletrões, 2 × 3 = 6. Fe: +2 → +3 (sobe): redutor é o Fe2+; 6 iões perdem 6 × 1 = 6 eletrões. Balanço: 6 ganhos = 6 perdidos.
Perguntas frequentes
Quando se usa este método do nox?
Sempre que a pergunta pede o oxidante, o redutor ou «o que se oxida/reduz» numa equação. O nox funciona em reações moleculares e iónicas, mesmo quando não se vê nenhum ião à primeira vista.
Existe um método mais rápido?
Quando as substâncias são conhecidas, as pistas (O2 e halogéneos como oxidantes; metais e H2 como redutores) permitem uma resposta quase imediata. Mesmo assim, em exame, confirme com o cálculo de dois nox, porque há exceções como o H2O2 e os hidretos.
Uma substância pode ser oxidante e redutora?
Pode. Acontece na desproporcionação (como no Cl2 em solução de NaOH) e com substâncias que têm um elemento em estado intermédio de oxidação, como o H2O2. O papel depende da outra substância com que reage.
Que erros são mais comuns?
Trocar «oxidante» com «o que se oxida», errar o nox do oxigénio nos peróxidos e procurar oxidantes em reações que não são redox.
Resumo
- Redutor: perde eletrões, oxida-se, o nox do seu elemento aumenta.
- Oxidante: ganha eletrões, reduz-se, o nox do seu elemento diminui.
- Só há oxidante e redutor se algum nox mudar; reações como a neutralização não são redox.
- Os eletrões perdidos pelo redutor são iguais aos ganhos pelo oxidante.
- A mesma substância pode ser oxidante e redutora (desproporcionação).
Onde aprofundar
- O manual de Química da sua classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola), confirmando a edição em vigor.
- O artigo do MeuGuia sobre cálculo do número de oxidação, para treinar a base deste método.
- O manual aberto OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre oxidação-redução.
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