Número de oxidação (NOX): o que cai no ENEM e nos vestibulares

Resumo rápido

Número de oxidação, NOX, é a carga que um átomo teria se a ligação fosse totalmente iônica, isto é, se os elétrons compartilhados fossem entregues ao átomo mais eletronegativo. Ele serve para identificar quem perdeu elétrons, quem ganhou elétrons, quem oxidou e quem reduziu, e para balancear reações de oxirredução. É um tema 🔥 Quente no ENEM e nos vestibulares, porque aparece em pilhas, ferrugem, respiração, fotossíntese e em toda a Química de oxirredução da sala de estudo.

As regras de ouro são poucas: substância simples tem NOX zero, a soma dos NOX em um composto neutro é zero, e em um íon a soma é igual à carga do íon. Com isso e com os valores fixos de alguns elementos, você calcula o NOX de quase qualquer átomo.

Regras para determinar o NOX

Regra 1: em substância simples, como \(\text{O}_2\), \(\text{H}_2\), \(\text{Fe}\) e \(\text{S}_8\), o NOX de cada átomo é zero, porque não há diferença de eletronegatividade para deslocar elétrons. Regra 2: em íons simples, o NOX é igual à carga do íon: \(\text{Na}^+\) tem NOX +1, \(\text{Ca}^{2+}\) tem +2, \(\text{Cl}^-\) tem −1. Regra 3: em compostos neutros, a soma de todos os NOX é zero; em íons poliatômicos, a soma é igual à carga do íon.

Alguns elementos têm NOX quase fixo e servem de ponto de partida: hidrogênio é +1 na maioria dos compostos, exceto nos hidretos metálicos, em que é −1; oxigênio é −2 na maioria, exceto nos peróxidos, em que é −1, e no fluoreto de oxigênio, em que é +2; metais alcalinos são +1 e alcalinoterrosos são +2; flúor é sempre −1. Com esses valores, isolamos o NOX do elemento desconhecido.

Exemplo resolvido: qual é o NOX do enxofre no ácido sulfúrico, \(\text{H}_2\text{SO}_4\)? Hidrogênio vale +1 cada, total +2; oxigênio vale −2 cada, total −8; a soma deve ser zero, logo \(2 + \text{NOX(S)} – 8 = 0\), então \(\text{NOX(S)} = +6\). Outro exemplo: no íon sulfato, \(\text{SO}_4^{2-}\), temos \(\text{NOX(S)} + 4 \times (-2) = -2\), logo \(\text{NOX(S)} = +6\) novamente, o que faz sentido, pois o enxofre mantém o mesmo estado nos dois casos.

Mais exemplos: no permanganato, \(\text{MnO}_4^-\), temos \(\text{NOX(Mn)} – 8 = -1\), logo \(\text{NOX(Mn)} = +7\), um oxidante forte. No dicromato, \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\), temos \(2 \times \text{NOX(Cr)} – 14 = -2\), logo \(\text{NOX(Cr)} = +6\). No metano, \(\text{CH}_4\), o hidrogênio vale +1 cada, total +4, logo o carbono vale −4, mostrando que o NOX pode ser negativo mesmo para o carbono, quando ele está ligado a um elemento menos eletronegativo que ele, como o hidrogênio.

Oxidação, redução, oxidante e redutor

Oxidação é a perda de elétrons, com aumento do NOX. Redução é o ganho de elétrons, com diminuição do NOX. Um macete útil é “oxidação é perda, redução é ganho”, lembrando que o agente oxidante é quem provoca a oxidação de outro e, para isso, ele próprio se reduz, ganhando elétrons. O agente redutor provoca a redução de outro e, para isso, ele próprio se oxida, perdendo elétrons. Ou seja: oxidante reduz, redutor oxida — a inversão é proposital e cai muito em prova.

Exemplo resolvido: na reação \(\text{Zn} + \text{CuSO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{Cu}\), o zinco vai de NOX 0 para +2: perdeu 2 elétrons, oxidou e é o agente redutor. O cobre vai de +2 no sulfato para 0 no metal: ganhou 2 elétrons, reduziu e é o agente oxidante, pois o íon \(\text{Cu}^{2+}\) provocou a oxidação do zinco. A soma de elétrons perdidos é igual à soma de elétrons ganhos, como deve ser em toda oxirredução.

Outro exemplo clássico é a ferrugem: o ferro metálico, NOX 0, oxida para \(\text{Fe}^{3+}\) na ferrugem, perdendo elétrons, enquanto o oxigênio, NOX 0, reduz para −2 no óxido, ganhando elétrons. Por isso a ferrugem é uma oxirredução lenta, acelerada pela umidade e pelo sal, que facilitam o transporte de elétrons e íons.

Na respiração celular, a glicose oxida, perdendo elétrons e hidrogênios, e o oxigênio reduz, formando água. Na fotossíntese, o caminho é inverso: a água oxida, liberando oxigênio, e o dióxido de carbono reduz, formando glicose. É o mesmo par oxidação-redução, em sentidos opostos, sustentando a vida, tema que dialoga com Carboidratos.

Balanceamento por oxirredução

Para balancear uma reação de oxirredução, o método do NOX é o mais seguro: primeiro determine os NOX de todos os átomos e identifique quem oxidou e quem reduziu. Depois calcule a variação total de NOX, que é a variação por átomo multiplicada pelo número de átomos do elemento na fórmula. Os elétrons perdidos devem igualar os ganhos, então os coeficientes são ajustados para igualar essas variações. Por fim, balanceie os demais elementos por tentativa, deixando hidrogênio e oxigênio por último, e confira se a soma das cargas está igual nos dois lados.

Exemplo: \(\text{KMnO}_4 + \text{HCl} \rightarrow \text{KCl} + \text{MnCl}_2 + \text{Cl}_2 + \text{H}_2\text{O}\). O manganês vai de +7 para +2, variação de 5 elétrons ganhos por átomo. O cloro vai de −1 para 0 no \(\text{Cl}_2\), variação de 1 elétron perdido por átomo, mas são 2 átomos por molécula de \(\text{Cl}_2\), logo 2 elétrons por molécula. Para igualar 5 e 2, usamos o mínimo múltiplo comum 10: 2 moléculas de permanganato para 5 moléculas de cloro. A partir daí, o restante do balanceamento segue por tentativa, chegando à equação balanceada: \[2\text{KMnO}_4 + 16\text{HCl} \rightarrow 2\text{KCl} + 2\text{MnCl}_2 + 5\text{Cl}_2 + 8\text{H}_2\text{O}\] Confira: potássio 2 e 2, manganês 2 e 2, cloro 16 e 16, hidrogênio 16 e 16, oxigênio 8 e 8. O método parece longo, mas é mecânico e evita erros.

Em meio ácido, quando faltam oxigênio ou hidrogênio, completam-se com \(\text{H}_2\text{O}\) e \(\text{H}^+\); em meio básico, usa-se \(\text{OH}^-\). Nas provas do ENEM, o mais cobrado é identificar oxidante, redutor e variação de NOX, e não o balanceamento completo de equações longas, mas saber o método garante os pontos quando ele aparece.

Tabela 1: regras práticas de NOX

Tabela 2: oxidação e redução lado a lado

Mapa mental

• NOX
  • Substância simples: zero
  • Soma zero em composto neutro; igual à carga em íon
  • H +1, O −2, alcalinos +1, alcalinoterrosos +2
• Oxirredução
  • Oxidação: perde elétrons, NOX sobe
  • Redução: ganha elétrons, NOX desce
  • Oxidante reduz; redutor oxida
• Balanceamento
  • Identificar variação de NOX
  • Igualar elétrons perdidos e ganhos
  • Completar por tentativa, H e O por último

SAQ — Perguntas e respostas curtas

1. O que é número de oxidação?
A carga que um átomo teria se a ligação fosse totalmente iônica.

2. Qual é o NOX de um elemento em substância simples?
Zero.

3. Qual é a soma dos NOX em um composto neutro?
Zero; em um íon, é igual à carga do íon.

4. Qual é o NOX do oxigênio em \(\text{H}_2\text{O}_2\)?
−1, pois é um peróxido, exceção à regra do −2.

5. O que acontece com o NOX na oxidação?
Aumenta, porque o átomo perde elétrons.

6. Quem é o agente oxidante?
Quem provoca a oxidação de outro e, para isso, ele próprio se reduz.

7. Na reação zinco com sulfato de cobre, quem oxida?
O zinco, que vai de 0 para +2 e é o agente redutor.

8. Por que a ferrugem é uma oxirredução?
Porque o ferro oxida, perdendo elétrons, e o oxigênio reduz, ganhando elétrons.

Questões comentadas

As questões abaixo são inéditas, no estilo ENEM, criadas para esta matéria.

Questão 1. O NOX do enxofre em \(\text{H}_2\text{SO}_4\) é:
a) −2.
b) +2.
c) +4.
d) +6.
e) 0.
Gabarito: D. \(2 \times (+1) + \text{NOX(S)} + 4 \times (-2) = 0\), logo \(\text{NOX(S)} = +6\).

Questão 2. O NOX do manganês em \(\text{MnO}_4^-\) é:
a) +2.
b) +4.
c) +6.
d) +7.
e) −1.
Gabarito: D. \(\text{NOX(Mn)} – 8 = -1\), logo \(\text{NOX(Mn)} = +7\).

Questão 3. Em uma reação, um átomo vai de NOX +2 para 0. Ele sofreu:
a) oxidação e perdeu elétrons.
b) redução e ganhou elétrons.
c) oxidação e ganhou elétrons.
d) redução e perdeu elétrons.
e) nenhuma mudança.
Gabarito: B. A diminuição do NOX indica ganho de elétrons, ou seja, redução.

Questão 4. Na reação \(\text{Zn} + \text{CuSO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{Cu}\), o agente oxidante é:
a) o zinco metálico.
b) o íon \(\text{Cu}^{2+}\).
c) o íon sulfato.
d) o cobre metálico.
e) o zinco no produto.
Gabarito: B. O \(\text{Cu}^{2+}\) ganha elétrons, reduz-se e provoca a oxidação do zinco.

Questão 5. O NOX do oxigênio em \(\text{H}_2\text{O}_2\) é −1 porque:
a) o oxigênio sempre vale −1.
b) o peróxido é uma exceção à regra do −2.
c) o hidrogênio vale −1.
d) a molécula é um íon.
e) o oxigênio é substância simples.
Gabarito: B. Nos peróxidos, o oxigênio tem NOX −1, e não −2.

Questão 6. O NOX do carbono em \(\text{CH}_4\) é:
a) +4.
b) −4.
c) 0.
d) +2.
e) −2.
Gabarito: B. Quatro hidrogênios +1 somam +4, logo o carbono vale −4 para a soma ser zero.

Dica do professor

Comece sempre pelos valores fixos: H, O, alcalinos e alcalinoterrosos. Depois monte a equação da soma e isole o desconhecido. Se o resultado sair fora do intervalo usual do elemento, revise os sinais: o erro quase sempre está em um sinal trocado. Veja também Água e Sais Minerais e Lipídios para oxirredução no organismo.

Atenção / cuidado

• Não confunda agente oxidante com quem oxida: oxidante reduz, redutor oxida.
• Não esqueça as exceções do hidrogênio e do oxigênio.
• Em íons, a soma dos NOX é a carga do íon, e não zero.
• NOX não é carga real em ligações covalentes, mas um modelo de contagem.
• No balanceamento, multiplique a variação pelo número de átomos do elemento.

Conexão com outras áreas

Biologia: respiração, fotossíntese e ferrugem. Física: pilhas, corrente elétrica e transferência de elétrons. Indústria: metalurgia, corrosão e proteção de metais. Cotidiano: pilhas, baterias, alvejantes e conservação de alimentos.

Incidência: 🔥 Quente — cai no ENEM e nos vestibulares. Matéria: Química 2 | Eletroquímica | Tema: Número de oxidação (NOX).