oxidação

Na reação supracitada, o zinco passa de nox 0 para nox +2, perdendo 2 elétrons.
Redução: ganho de elétrons ou redução do número de oxidação.
Cu2+(aq)+2e−→ Cu(s)
Na reação acima, o cobre possuía nox +2 e passou, após o processo de redução, a ter nox 0, incorporando mais dois elétrons em sua estrutura.

Reações de oxirredução
Reações químicas que envolvem fluxo de elétrons entre espécies químicas e alteração do estado de oxidação de elementos envolvidos na reação.
A energia química, presente na reação, é passível de conversão em energia elétrica através de um sistema eletroquímico apropriado.
Exemplo:
CS2+H2S+Cu→ Cu2S+CH4 (equação não balanceada)
Neste caso, o C passa de nox +4, em CS2, para nox -4, em CH4. O Cu altera o seu estado de oxidação de 0, em Cu, para +1, em Cu2S. Enxofre e hidrogênio não perdem nem ganham elétrons.
Assim, dizemos que o CS2, substância que contém o elemento que sofreu redução (C), é o agente oxidante, pois provocou a oxidação de outra espécie com sua redução. Utilizando raciocínio similar, consideramos o Cu, que é oxidado, um agente redutor.
Balanceamento por oxirredução
Para balancear reação acima, devemos utilizar a seguinte regra:
- após inferir o nox de todos os elementos envolvidos na reação, calcular a variação no estado de oxidação dos elementos que sofreram oxidação e redução;
- descobrir o valor de Δ (variação total de nox). Para descobrir a Δ do elemento que se reduziu e do que se oxidou, multiplica-se a variação de nox pelo seu maior valor de atomicidade entre as espécies da reação;
- atribuir Δ do oxidante (redutor) ao redutor (oxidante);
- continuar o balanceamento pelo método das tentativas.
No caso citado no último exemplo, temos: variações de nox:
C (sofre redução): 8
Cu (sofre oxidação): 1 variações totais de nox:
ΔC=8x1 (maior atomicidade em CS2) = 8
ΔCu=1x2(maior atomicidade em Cu2S) = 2
Portanto, atribuindo o ΔCu para o CS2e o ΔC para o Cu2S, a equação fica:
2CS2+H2S+Cu→