Número de Oxidação (Nox).

É o número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos covalentes) de uma espécie química.
Exemplos:
     No “NaCl“ o átomo de sódio cedeu 1 elétron para o átomo de cloro. Então:
.  O sódio origina o íon sódio (Na¹⁺).
e
.  O cloro origina o íon cloreto ( Cl ^–1).
A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto.
     Nox = + 1
     A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto.
     Nox = – 1
Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo.
Exemplo:
H – Cl
O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então:
O cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será – 1, e o hidrogênio tem o seu elétron afastado, então o seu Nox será + 1.
Podemos associar os conceitos de oxidação e redução ao de número de oxidação.
Oxidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação (Nox).
Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação (Nox).
A espécie química que provoca a redução de um elemento chama-se agente redutor e, a espécie química que provoca a oxidação de um elemento chama-se agente oxidante.

REGRAS PRÁTICAS PARA DETERMINAR O Nox

1ª regra:
Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a zero.
Exemplos:
     O₂: Nox de cada átomo de oxigênio é zero.
N₂: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero.
Ag: Nox do átomo de prata é zero.

2ª regra:
O Nox de alguns elementos em substâncias compostas é constante.
O hidrogênio tem Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos têm Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual a   + 2.
O oxigênio tem Nox igual a – 2.
Os halogênios em halogenetos têm Nox igual –1.
A prata (Ag) tem Nox igual a + 1.
O zinco (Zn) tem Nox igual a + 2.
O alumínio (Al) tem Nox igual a + 3.
O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual a – 2.
Exemplos:
     NaCl  

• O sódio tem Nox = + 1
• O cloro tem Nox = – 1

     Ca(OH)₂
.  O cálcio tem Nox = + 2.
.  O hidrogênio tem Nox = +1.
.  O oxigênio tem Nox = – 2.
     H₂S
.  O hidrogênio tem Nox = + 1.
.  O enxofre tem Nox = – 2.

Casos particulares importantes

   Nos hidretos metálicos o “hidrogênio” possui Nox igual a – 1.
   Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a – 1.
Exemplos:
     H₂O₂

Este composto é um peróxido
.  O hidrogênio tem Nox = +1.
.  O oxigênio tem Nox = – 1.
NaH
Este composto é um hidreto metálico
.  O sódio tem Nox = +1.
.  O hidrogênio tem Nox = – 1.
3ª regra:
     A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a zero.
Exemplo:
NaOH
. O Nox do sódio é + 1.
. O Nox do oxigênio é – 2.
. O Nox do hidrogênio é + 1.
Calculando a soma algébrica, teremos:
(+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0
     Esta regra possibilita a cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante.
Exemplo:
     CO₂
. O Nox do carbono é desconhecido ( x ).
. O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2.
Então:
x +  2 . ( – 2 ) = 0
x – 4 = 0
x = + 4
Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4.

4ª regra:
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon.
Exemplo:
NH₄⁺¹
. O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ).
. Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1.
. O íon tem carga + 1.

Calculando a soma algébrica, teremos:
x + 4 . ( + 1 ) = + 1
x + 4 = 1
x = 1 – 4
x = – 3

                                                                     Clique para ampliar
Noção sobre reação de oxirredução:

                                                                      Clique para ampliar

Exercícios:
1. (MACKENZIE-SP) sabendo que o cloro pertence à família dos halogênios, a substância na qual o cloro apresenta número de oxidação máximo é:
a)  Cl₂O₅.
b)  HCl.
c) Cl₂O.
d) HClO₄.
e)  Cl₂.
2. Considere os compostos de fórmulas:
           NaNO₂; H₂PO₃; Ba₂As₂O₇
Os Nox dos elementos que pertencem ao grupo 15, presentes nesses compostos, são, respectivamente:
a) + 1 + 1 e + 2.
b) + 2, - 4 e - 5.
c) + 3, - 2 e - 5.
d) + 3 + 1 e + 3.
e) + 3 + 4 e + 5.
3. Os números de oxidação do enxofre nas espécies SO₂ e SO₄^2- são, respectivamente:
a) zero e + 4.
b) + 1 e – 4.
c) + 2 e + 8.
d) + 4 e + 6.
e) – 4 e – 8.
4.  Descobertas recentes da medicina indicam a eficiência do óxido nítrico, NO, no tratamento de determinado tipo de pneumonia. Sendo facilmente oxidado a NO₂, quando preparado em laboratório, o ácido nítrico deve ser recolhido em meio que não contenha oxigênio. Os Nox do nitrogênio no NO e NO₂ são, respectivamente:
a) + 3 e + 6.
b) + 2 e + 4.
c) + 2 e + 2.
d) zero e + 4.
e) zero e + 2.
5. Assinale a alternativa cuja equação química não representa uma reação de oxi-redução:
a) N₂ + H₂ → 2NH₃.
b) Cl₂ + NaI → NaCl + I₂.
c) Fe + HCl → FeCl₂ + H₂.
d) C₂H₆O + O₂ → CO₂ + H₂O.
e) Na₂O + HCl → NaCl + H₂O.
6. Na equação representativa de uma reação de oxi-redução:
Ni   +   Cu ²⁺   →   Ni²⁺   +   Cu
a) O íon Cu²⁺ é o oxidante porque ele é oxidado.
b) O íon Cu²⁺ é o redutor porque ele é reduzido.
c) O Ni é redutor porque ele é oxidado.
d) O Ni é o oxidante porque ele é oxidado.
e) O Ni é o oxidante e o íon Cu²⁺ é o redutor.
 7. Na reação de oxi-redução H₂S + I₂ → S + 2HI, as variações dos números de oxidação do enxofre e do iodo são, respectivamente:
a) +2 para zero e zero para +1.
b) zero para +2 e +1 para zero.
c) zero para -2 e -1 para zero.
d) zero para -1 e -1 para zero.
e) –2 para zero e zero para -1.
8.  Para uma reação de óxido-redução:
a) o agente redutor sofre redução.
b) a substância que perde o elétron 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 elétron é o agente oxidante.
9.  O elemento X reage com o elemento Z, conforme o processo:
Z^3–  +  X → Z^1–  + X^2–
     Nesse 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 cedem e ganham elétrons, respectivamente.
10. Tratando-se o fósforo branco (P₄) com solução aquosa de ácido nítrico (HNO₃) obtêm-se ácido fosfórico e monóxido de nitrogênio, segundo a equação química equilibrada.

3 P₄ + 20 HNO₃ + 8 H₂O → 12 H₃PO₄ + 20 NO

Os agentes oxidante e redutor dessa reação são, respectivamente:
a) P₄ e HNO₃.
b) P₄ e H₂O.
c) HNO₃ e P₄.
d) H₂O e HNO₃.
e) H₂O e P₄.
11. O ferro galvanizado apresenta-se revestido por uma camada de zinco. Se um objeto desse material for riscado, o ferro ficará exposto às condições do meio ambiente e poderá formar o hidróxido ferroso. Nesse caso, o zinco, por ser mais reativo, regenera o ferro, conforme a reação representada abaixo:
Fe(OH)₂  +  Zn →   Zn(OH)₂  +  Fe
       Sobre essa reação pode-se afirmar:
a) O ferro sofre oxidação, pois perderá elétrons.
b) O zinco sofre oxidação, pois perderá elétrons.
c) O ferro sofre redução, pois perderá elétrons.
d) O zinco sofre redução, pois ganhará elétrons.
e) O ferro sofre oxidação, pois ganhará elétrons.
12.  Na reação representada pela equação abaixo, concluímos que todas as afirmações estão corretas, exceto:
2 Na  +  2  H₂O  → 2  NaOH  + H₂
a) O sódio é o agente redutor.
b) O íon hidroxila é reduzido.
c) O sódio é oxidado.
d) A água é o agente oxidante.
e) O hidrogênio é reduzido.
13. Em uma reação de oxi-redução, o agente oxidante:
a) perde elétrons.
b) sofre oxidação.
c) aumenta sua carga positiva.
d) sofre redução.
e) passa a ter carga nula.
14. O processo em que um átomo cede elétron a outro é denominado transformação de oxidoredução, que pode ser identificada na situação seguinte:
a) Envelhecimento do ouro.
b) Formação de ferrugem.
c) Conservação de alimentos.
d) Dissolução de comprimidos efervescentes.
e) Reação de neutralização entre um ácido e uma base de Arrhenius.
Gabarito:
1.(D); 2.(E); 3.(D); 4.(B); 5.(E); 6.(C); 7.(E); 8.(B); 9.(B); 10.(C); 11.(B); 12.(B); 13.(D); 14.(B).

Referencia ao blog : http://www.agracadaquimica.com.br