Reações e Balanceamento por oxirredução: o que cai no ENEM e nos vestibulares

Resumo rápido

Oxidação é perder elétrons, redução é ganhar elétrons — e uma nunca acontece sem a outra. Toda reação de oxirredução, também chamada de reação redox, é uma troca: uma espécie doa elétrons e outra os recebe, ao mesmo tempo. Quem perde elétrons aumenta seu número de oxidação (NOX) e é o agente redutor; quem ganha elétrons diminui seu NOX e é o agente oxidante. Parece um trava-língua, mas a lógica é simples: o oxidante oxida o outro e se reduz, enquanto o redutor reduz o outro e se oxida. Este é um tema ♨️ Morno no ENEM e nos vestibulares, sempre ligado ao número de oxidação (NOX) e às pilhas na lista de matérias de Química.

O método de balanceamento por oxirredução, o mais cobrado nas provas, consiste em identificar quem oxida e quem reduz, escrever as duas semirreações, igualar o número de elétrons trocados e só depois acertar os demais átomos, com água e íons hidrogênio em meio ácido ou água e íons hidróxido em meio básico. Se você dominar esse passo a passo, consegue balancear até as equações mais assustadoras, como as que envolvem dicromato ou permanganato, sem decorar nenhum coeficiente. O segredo é nunca começar pelos coeficientes: comece sempre pelo NOX.

O que é oxidação e o que é redução

Na Química, oxidação e redução não têm a ver, necessariamente, com oxigênio, apesar do nome. A definição moderna é eletrônica: oxidação é a perda de elétrons e redução é o ganho de elétrons. Uma forma famosa de memorizar é “OXI perde, RED ganha”. Quando um átomo perde elétrons, ele fica mais positivo, ou seja, seu NOX aumenta. Quando ganha elétrons, fica mais negativo e seu NOX diminui. Por isso o NOX é a ferramenta que revela quem está oxidando e quem está reduzindo em qualquer equação.

Considere o exemplo clássico da placa de zinco mergulhada em solução de sulfato de cobre: \(\text{Zn} + \text{CuSO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{Cu}\). O zinco metálico tem NOX zero, porque é uma substância simples. No produto \(\text{ZnSO}_4\), ele aparece como \(\text{Zn}^{2+}\), com NOX +2: perdeu dois elétrons, \(\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-\). Essa é a semirreação de oxidação. O cobre faz o caminho inverso: no \(\text{CuSO}_4\), está como \(\text{Cu}^{2+}\), com NOX +2, e no produto aparece como cobre metálico, com NOX zero: ganhou dois elétrons, \(\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}\). Essa é a semirreação de redução. Os dois elétrons perdidos pelo zinco são exatamente os dois ganhos pelo cobre: nada se cria, nada se perde, tudo se transfere. Observe ainda que o íon sulfato, \(\text{SO}_4^{2-}\), aparece dos dois lados sem mudar de NOX: o enxofre continua com +6 e o oxigênio com −2. Ele é um íon espectador, que apenas acompanha a reação. Separar quem participa da troca de elétrons de quem só está assistindo é uma das habilidades mais cobradas nas provas.

Revisão rápida de NOX

Antes de balancear qualquer coisa, é preciso calcular o NOX com segurança. As regras principais são: substância simples tem NOX zero, como \(\text{Zn}\), \(\text{Cu}\), \(\text{O}_2\) e \(\text{Cl}_2\); o NOX do hidrogênio é, em geral, +1, exceto nos hidretos metálicos, em que vale −1; o NOX do oxigênio é, em geral, −2, exceto nos peróxidos, em que vale −1; metais alcalinos valem +1 e alcalino-terrosos valem +2; a soma dos NOX de um composto neutro é zero, e em um íon a soma é igual à carga do íon.

Vamos treinar com o dicromato, \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\), que aparece em muitas questões. Chamando de x o NOX do cromo, temos \(2x + 7 \times (-2) = -2\), ou seja, \(2x = 12\) e \(x = +6\). Nos produtos da reação com ferro, o cromo aparece como \(\text{Cr}^{3+}\), com NOX +3. Cada átomo de cromo ganhou, portanto, 3 elétrons, e como são dois átomos de cromo na fórmula, o total é de 6 elétrons ganhos. Já o ferro vai de \(\text{Fe}^{2+}\) a \(\text{Fe}^{3+}\), perdendo 1 elétron por átomo. Para igualar os 6 elétrons, serão necessários 6 átomos de ferro. Esse raciocínio — multiplicar a variação de NOX pelo número de átomos do elemento na fórmula — é o coração do método de balanceamento por oxirredução, e é ele que determina os coeficientes principais da equação.

Oxidante e redutor: quem é quem, sem trocar

O agente oxidante é a espécie que provoca a oxidação de outra, e para isso ela mesma se reduz, ganhando elétrons. O agente redutor é a espécie que provoca a redução de outra, e para isso ela mesma se oxida, perdendo elétrons. A troca de nomes é a armadilha clássica das questões: o oxidante é quem reduz, e o redutor é quem oxida. Se a questão perguntar “qual é o agente oxidante?”, ela quer saber quem ganhou elétrons, ou seja, quem teve o NOX diminuído. Se perguntar “qual espécie sofreu oxidação?”, ela quer saber quem perdeu elétrons, ou seja, quem teve o NOX aumentado. São perguntas diferentes, e a prova adora colocá-las lado a lado para testar a atenção.

No exemplo do zinco com sulfato de cobre, o zinco é o agente redutor, porque perdeu elétrons e provocou a redução do cobre, enquanto o íon \(\text{Cu}^{2+}\) é o agente oxidante, porque ganhou elétrons e provocou a oxidação do zinco. Na reação do dicromato com o ferro, o dicromato é o oxidante, pois o cromo vai de +6 a +3, e o íon \(\text{Fe}^{2+}\) é o redutor, pois vai de +2 a +3. Uma dica prática: identifique primeiro quem oxida e quem reduz pelo NOX, e só depois nomeie os agentes, invertendo: quem oxidou é o redutor, quem reduziu é o oxidante. Feito nessa ordem, o erro quase desaparece. Vale lembrar ainda que permanganato, \(\text{MnO}_4^-\), e dicromato, \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\), em meio ácido, são oxidantes fortes usados em titulações, e a mudança de cor que acompanha a reação — o permanganato roxo que vira incolor, o dicromato alaranjado que vira verde — serve como indicador do fim da reação.

Semirreações: dividindo a reação em duas metades

Uma semirreação mostra apenas a oxidação ou apenas a redução, com os elétrons explícitos. Escrever as semirreações organiza todo o balanceamento, porque deixa claro quantos elétrons cada lado troca. Quando as duas têm o mesmo número de elétrons, basta somá-las e os elétrons se cancelam, gerando a equação global balanceada. Quando os números são diferentes, multiplicam-se as semirreações por fatores que igualem os elétrons, antes de somar.

Em meio aquoso, as semirreações costumam envolver água, íons hidrogênio ou íons hidróxido, e aí entra uma técnica de acerto que vale decorar. Em meio ácido, para acertar os oxigênios, adiciona-se água do lado que falta oxigênio; para acertar os hidrogênios, adiciona-se \(\text{H}^+\) do lado que falta hidrogênio; e para acertar as cargas, adicionam-se elétrons do lado mais positivo. Em meio básico, faz-se o mesmo acerto como se fosse meio ácido e, no final, neutraliza-se cada \(\text{H}^+\) com um \(\text{OH}^-\) do outro lado, formando água, e simplifica-se a água que aparecer nos dois lados. Veja a semirreação de redução do dicromato em meio ácido: \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow \text{Cr}^{3+}\). Primeiro acertam-se os cromos: \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow 2\text{Cr}^{3+}\). Depois os oxigênios, com 7 águas do lado direito: \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O}\). Depois os hidrogênios, com 14 íons \(\text{H}^+\) do lado esquerdo: \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O}\). Por fim as cargas: o lado esquerdo soma \(-2 + 14 = +12\), e o direito soma \(2 \times (+3) = +6\). Faltam 6 elétrons do lado esquerdo: \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-} + 14\text{H}^+ + 6e^- \rightarrow 2\text{Cr}^{3+} + 7\text{H}_2\text{O}\). Pronto: a semirreação está balanceada em átomos e em cargas, e confirma o que o cálculo de NOX já dizia, que o dicromato ganha 6 elétrons.

Método de balanceamento por oxirredução, passo a passo

O método completo segue uma ordem fixa. Primeiro, calcule o NOX de todos os elementos e identifique quem oxida e quem reduz. Segundo, calcule a variação total de NOX de cada lado: a variação por átomo multiplicada pelo número de átomos do elemento na fórmula. Terceiro, iguale as variações totais, usando os valores como coeficientes cruzados: o coeficiente da espécie que oxida recebe a variação da espécie que reduz, e vice-versa, simplificando quando possível. Quarto, acerte os demais elementos por tentativa, deixando hidrogênio e oxigênio por último. Quinto, acerte oxigênio com água e hidrogênio com \(\text{H}^+\) em meio ácido, ou com água e \(\text{OH}^-\) em meio básico. Sexto, confira tudo: número de átomos de cada elemento e carga total devem ser iguais nos dois lados.

Exemplo resolvido 1: zinco com sulfato de cobre

Equação inicial: \(\text{Zn} + \text{CuSO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{Cu}\). O zinco vai de NOX 0 a +2, variação de 2 elétrons perdidos. O cobre vai de +2 a 0, variação de 2 elétrons ganhos. As variações totais já são iguais, 2 e 2, então os coeficientes principais são todos iguais a 1, e a equação já está balanceada. Conferindo: 1 zinco, 1 cobre, 1 enxofre e 4 oxigênios de cada lado. Na prática, essa reação também é a base de uma pilha, a pilha de Daniell, em que o zinco é o ânodo, onde ocorre a oxidação, e o cobre é o cátodo, onde ocorre a redução. E há um sinal visível: quando a placa de zinco é mergulhada na solução azul de sulfato de cobre, a placa vai se desgastando, porque o zinco sólido vira íon e vai para a solução, e a solução vai perdendo a cor azul, porque os íons \(\text{Cu}^{2+}\) se depositam como cobre metálico avermelhado sobre a placa.

Exemplo resolvido 2: dicromato em meio ácido

Equação inicial: \(\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7 + \text{FeSO}_4 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Cr}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}\). O cromo vai de +6 no dicromato a +3 no sulfato de cromo, variação de 3 por átomo e de 6 no total, pois são dois cromos. O ferro vai de +2 no sulfato ferroso a +3 no sulfato férrico, variação de 1 por átomo. Para igualar 6 elétrons ganhos com 1 elétron perdido por ferro, são necessários 6 ferros: o coeficiente do \(\text{FeSO}_4\) é 6 e o do \(\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3\) é 3, porque cada fórmula tem dois ferros. O coeficiente do dicromato, do sulfato de cromo e do sulfato de potássio é 1, para acertar os dois potássios.

Agora acertam-se os sulfatos e o ácido: contando os grupos \(\text{SO}_4\), o lado direito tem \(3 + 9 + 1 = 13\) grupos, e o lado esquerdo já tem 6 vindos do \(\text{FeSO}_4\), então faltam 7, que vêm de 7 moléculas de \(\text{H}_2\text{SO}_4\). Com 7 ácidos, há 14 hidrogênios do lado esquerdo, o que exige 7 moléculas de água do lado direito. A equação balanceada fica: \(\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7 + 6\text{FeSO}_4 + 7\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Cr}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 7\text{H}_2\text{O}\). Conferindo os oxigênios: \(7 + 24 + 28 = 59\) do lado esquerdo e \(12 + 36 + 4 + 7 = 59\) do lado direito. Tudo fecha. Na prática, essa reação é usada na análise de ferro em laboratório, e a mudança de cor do alaranjado para o verde denuncia o fim da oxidação do ferro.

Exemplo resolvido 3: auto-oxirredução

Existe um caso especial chamado auto-oxirredução, ou dismutação, em que o mesmo elemento, na mesma substância, oxida e reduz ao mesmo tempo: parte dos seus átomos perde elétrons e parte ganha. O exemplo clássico é a reação do cloro com hidróxido de sódio diluído e frio: \(\text{Cl}_2 + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{NaClO} + \text{H}_2\text{O}\). No \(\text{Cl}_2\), o cloro tem NOX zero. No \(\text{NaCl}\), ele está com NOX −1, ou seja, ganhou 1 elétron e se reduziu. No hipoclorito, \(\text{NaClO}\), o cloro está com NOX +1, pois \(+1 + x + (-2) = 0\), logo \(x = +1\): ele perdeu 1 elétron e se oxidou. O cloro é, ao mesmo tempo, oxidante e redutor.

Para balancear, usa-se o mesmo método, lembrando que as variações são de 1 elétron para cada lado, então são necessários 1 cloro reduzido e 1 cloro oxidado, ou seja, 1 molécula de \(\text{Cl}_2\) no total, já que ela tem dois átomos. Acertando os demais: 2 sódios do lado direito exigem 2 \(\text{NaOH}\), e os 2 hidrogênios e 2 oxigênios do lado esquerdo se acertam com 1 água. A equação balanceada é: \(\text{Cl}_2 + 2\text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{NaClO} + \text{H}_2\text{O}\). Essa reação tem aplicação direta: o hipoclorito de sódio é o princípio ativo da água sanitária, produzida justamente pela reação do cloro com soda cáustica. Quando a questão fala de água sanitária, de alvejante ou de cloro em tratamento de água, ela está falando de oxirredução.

Erros comuns que custam pontos

O primeiro erro é confundir oxidante com espécie oxidada: o oxidante é quem se reduz, o redutor é quem se oxida. O segundo é esquecer de multiplicar a variação de NOX pelo número de átomos na fórmula, o que erra os coeficientes principais, como no caso do dicromato. O terceiro é balancear por tentativa uma equação longa, quando o método por NOX resolveria em poucos passos. O quarto é acertar o hidrogênio antes do oxigênio. O quinto é esquecer a carga dos elétrons nas semirreações. Por fim, não ache que toda reação com oxigênio é oxirredução: a neutralização entre ácido e base, sem variação de NOX, não é. O critério é sempre um só: houve variação de NOX? Se sim, é oxirredução; se não, não é.

Oxirredução no cotidiano: pilhas e ferrugem

As pilhas são o exemplo mais nobre da oxirredução aplicada: elas transformam energia química em energia elétrica justamente separando a oxidação da redução em dois eletrodos, ligados por um fio por onde os elétrons viajam. Na pilha de Daniell, o zinco oxida no ânodo, \(\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-\), e o cobre reduz no cátodo, \(\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}\). Os elétrons saem do zinco, percorrem o circuito externo e chegam ao cobre. É por isso que a pilha “acaba”: quando um dos reagentes se esgota, a troca de elétrons para. E é por isso também que pilhas recarregáveis funcionam: aplicando-se corrente elétrica no sentido inverso, força-se a reação contrária, regenerando os reagentes, no processo chamado de eletrólise.

A ferrugem é o lado indesejado da mesma química. O ferro exposto ao ar úmido oxida, perdendo elétrons, enquanto o oxigênio do ar reduz, ganhando esses elétrons, e forma óxidos hidratados de ferro, a ferrugem, de fórmula aproximada \(\text{Fe}_2\text{O}_3 \cdot x\text{H}_2\text{O}\). A água é essencial: sem umidade, o ferro praticamente não enferruja. A proteção usa a própria oxirredução a nosso favor: na proteção catódica, liga-se ao ferro um metal mais reativo, como zinco ou magnésio, que oxida no lugar dele, sacrificando-se para proteger a estrutura. É o caso do aço galvanizado, revestido de zinco, e dos blocos de magnésio presos ao casco de navios. Outros exemplos: a fotossíntese oxida a água e reduz o gás carbônico, e a respiração celular faz o inverso.

Mapa mental

• Oxidação: perda de elétrons; NOX aumenta; quem oxida é o agente redutor.
• Redução: ganho de elétrons; NOX diminui; quem reduz é o agente oxidante.
• NOX: substância simples vale 0; H vale +1; O vale −2, exceto em peróxidos, em que vale −1; soma zero em composto neutro e igual à carga em íon.
• Semirreações: escreva oxidação e redução separadas, com elétrons explícitos, e iguale o número de elétrons antes de somar.
• Balanceamento: variação de NOX por átomo vezes número de átomos; coeficientes cruzados; acerte O com água e H com \(\text{H}^+\) em meio ácido, ou com \(\text{OH}^-\) em meio básico; confira átomos e cargas.
• Exemplo simples: \(\text{Zn} + \text{CuSO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{Cu}\); zinco oxida, cobre reduz.
• Exemplo em meio ácido: \(\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7 + 6\text{FeSO}_4 + 7\text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Cr}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 7\text{H}_2\text{O}\).
• Auto-oxirredução: o mesmo elemento oxida e reduz ao mesmo tempo, como o cloro em \(\text{Cl}_2 + 2\text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{NaClO} + \text{H}_2\text{O}\).
• Cotidiano: pilhas transformam oxirredução em eletricidade; ferrugem é a oxidação do ferro pelo oxigênio úmido; proteção catódica usa metal de sacrifício.

SAQ — Perguntas e respostas rápidas

1. O que é oxidação? A perda de elétrons por uma espécie química, com aumento do seu NOX.

2. O que é redução? O ganho de elétrons por uma espécie química, com diminuição do seu NOX.

3. Quem é o agente oxidante? A espécie que ganha elétrons e provoca a oxidação de outra, reduzindo-se no processo.

4. Quem é o agente redutor? A espécie que perde elétrons e provoca a redução de outra, oxidando-se no processo.

5. Qual é o primeiro passo do balanceamento por oxirredução? Calcular o NOX de todos os elementos e identificar quem oxida e quem reduz.

6. Como se acerta o oxigênio em meio ácido? Adicionando água do lado que falta oxigênio, e depois acertando o hidrogênio com íons \(\text{H}^+\).

7. O que é auto-oxirredução? A reação em que o mesmo elemento, na mesma substância, oxida e reduz ao mesmo tempo, como o cloro na formação do hipoclorito.

8. Por que a proteção catódica evita a ferrugem? Porque um metal mais reativo, como o zinco, oxida no lugar do ferro, sacrificando-se para protegê-lo.

Questões comentadas

Questão 1. Na reação \(\text{Zn} + \text{CuSO}_4 \rightarrow \text{ZnSO}_4 + \text{Cu}\), o agente redutor é:

a) O íon \(\text{Cu}^{2+}\). b) O íon \(\text{SO}_4^{2-}\). c) O zinco metálico. d) O cobre metálico. e) O enxofre do sulfato.

Gabarito: c. O zinco vai de NOX 0 a +2, perdendo elétrons, ou seja, oxidando-se; quem se oxida é o agente redutor. O íon \(\text{Cu}^{2+}\) é o agente oxidante, e o sulfato é espectador.

Questão 2. Uma placa de ferro mergulhada em solução de sulfato de cobre fica coberta por uma camada avermelhada, e a solução azul vai desbotando. Isso acontece porque:

a) O ferro se reduz e o cobre se oxida. b) O ferro se oxida e o cobre se reduz. c) Não há reação de oxirredução, apenas dissolução. d) O sulfato se oxida. e) O cobre se dissolve sem trocar elétrons.

Gabarito: b. O ferro, mais reativo, perde elétrons e vai para a solução como \(\text{Fe}^{2+}\), enquanto os íons \(\text{Cu}^{2+}\) ganham esses elétrons e se depositam como cobre metálico avermelhado sobre a placa.

Questão 3. Na reação do cloro com hidróxido de sódio, \(\text{Cl}_2 + 2\text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{NaClO} + \text{H}_2\text{O}\), o cloro:

a) Apenas se oxida. b) Apenas se reduz. c) Não sofre variação de NOX. d) Sofre oxidação e redução ao mesmo tempo. e) Atua apenas como espectador.

Gabarito: d. O cloro vai de NOX 0 a −1 no \(\text{NaCl}\) e a +1 no \(\text{NaClO}\): é uma auto-oxirredução, em que o cloro é ao mesmo tempo oxidante e redutor.

Questão 4. Em uma pilha de Daniell, no eletrodo de zinco ocorre:

a) Redução do zinco. b) Oxidação do zinco, com liberação de elétrons. c) Redução do cobre. d) Deposição de cobre metálico. e) Nenhuma reação química.

Gabarito: b. O zinco é o ânodo da pilha: ele se oxida, \(\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-\), liberando os elétrons que percorrem o circuito externo até o cátodo de cobre, onde ocorre a redução.

Questão 5. Ao balancear por oxirredução a reação entre dicromato de potássio e sulfato ferroso em meio ácido, o coeficiente do sulfato ferroso é:

a) 1. b) 2. c) 3. d) 6. e) 7.

Gabarito: d. O cromo varia 3 por átomo e 6 no total, pois são dois cromos, enquanto cada ferro varia apenas 1, de +2 a +3; para igualar os 6 elétrons, são necessários 6 íons \(\text{Fe}^{2+}\), logo o coeficiente do \(\text{FeSO}_4\) é 6.

Dica do professor

Nunca comece uma equação de oxirredução pelos coeficientes: comece pelo NOX. Calcule todos os NOX, marque com setas quem sobe e quem desce, multiplique a variação pelo número de átomos na fórmula e só então escreva os coeficientes. Esse hábito de dois minutos evita a tentativa frustrada de acertar equações longas e transforma o balanceamento em um procedimento mecânico e seguro.

Atenção / cuidado

Não troque oxidante com espécie oxidada, nem redutor com espécie reduzida: o oxidante é quem se reduz e o redutor é quem se oxida. E não se esqueça de conferir a carga nas semirreações: uma semirreação com elétrons faltando ou sobrando está errada, mesmo que os átomos estejam certos. Por fim, lembre-se de que o critério de oxirredução é a variação de NOX, e não a presença de oxigênio: há oxirredução sem oxigênio e há reação com oxigênio que não é oxirredução.

Conexão com outras áreas

A oxirredução conecta a Química à Física, nas pilhas e na eletrólise, e à Biologia, na fotossíntese e na respiração celular, em que a troca de elétrons move a energia dos seres vivos. Para continuar, reveja a matéria sobre número de oxidação (NOX) e a matéria sobre pilhas, e navegue pela lista de matérias de Química para revisar eletroquímica completa.