22.7: Cambios en el número de oxidación en las reacciones redox
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El zinc es un componente importante de muchos tipos de baterías. Este metal se extrae como compuestos de zinc, uno de los cuales es el carbonato de zinc. Para obtener el metal puro, el mineral debe pasar por los siguientes procesos químicos:
- Se utilizan altas temperaturas y blastos de aire caliente para asar el mineral.
\[\ce{ZnCO_3} \left( s \right) + \text{heat} \rightarrow \ce{ZnO} \left( s \right) + \ce{CO_2} \left( g \right)\nonumber \] - Después el\(\ce{ZnO}\) se trata con carbono.
\[\begin{align*} \ce{ZnO} \left( s \right) + \ce{C} \left( s \right) + \text{heat} &\rightarrow \ce{Zn} \left( g \right) + \ce{CO} \left( g \right) \\ \ce{ZnO} \left( s \right) + \ce{CO} \left( g \right) + \text{heat} &\rightarrow \ce{Zn} \left( g \right) + \ce{CO_2} \left( g \right) \end{align*}\nonumber \]
El resultado es el metal puro, que luego puede ser fabricado en una variedad de productos.
Cambios en el número de oxidación en las reacciones redox
Considere la siguiente reacción entre el hierro elemental y el sulfato de cobre:
\[\ce{Fe} + \ce{CuSO_4} \rightarrow \ce{FeSO_4} + \ce{Cu}\nonumber \]
En el transcurso de la reacción, el número de oxidación de\(\ce{Fe}\) aumenta de cero a\(+2\). El número de oxidación del cobre disminuye de\(+2\) a\(0\). Este resultado está de acuerdo con la serie de actividades. El hierro está por encima del cobre en la serie, por lo que será más probable que se forme\(\ce{Fe^{2+}}\) mientras se convierte el\(\ce{Cu^{2+}}\) cobre metálico\(\left( \ce{Cu^0} \right)\).
Una pérdida de electrones cargados negativamente corresponde a un aumento en el número de oxidación, mientras que una ganancia de electrones corresponde a una disminución en el número de oxidación. Por lo tanto, el elemento o ion que se oxida sufre un incremento en el número de oxidación. El elemento o ion que se reduce sufre una disminución en el número de oxidación. En la siguiente tabla se resumen los procesos de oxidación y reducción.
| Tabla\(\PageIndex{1}\): Procesos de Oxidación y Reducción | |
|---|---|
| \ (\ PageIndex {1}\): Procesos de Oxidación y Reducción” style="vertical-align:middle; "> Oxidación | Reducción |
| \ (\ PageIndex {1}\): Procesos de Oxidación y Reducción” style="vertical-align:middle; ">Pérdida completa de electrones (reacción iónica). | Ganancia completa de electrones (reacción iónica). |
| \ (\ PageIndex {1}\): Procesos de Oxidación y Reducción” style="vertical-align:middle; ">Ganancia de oxígeno. | Pérdida de oxígeno. |
| \ (\ PageIndex {1}\): Procesos de Oxidación y Reducción” style="vertical-align:middle; ">Pérdida de hidrógeno en un compuesto molecular. | Ganancia de hidrógeno en un compuesto molecular. |
| \ (\ PageIndex {1}\): Procesos de Oxidación y Reducción” style="vertical-align:middle; ">Incremento en el número de oxidación. | Disminución en el número de oxidación. |
Ejemplo\(\PageIndex{1}\)
Utilizar cambios en el número de oxidación para determinar qué átomos se oxidan y qué átomos se reducen en la siguiente reacción. Identificar el agente oxidante y reductor.
\[\ce{Fe_2O_3} \left( s \right) + 3 \ce{CO} \left( g \right) \rightarrow 2 \ce{Fe} \left( s \right) + 3 \ce{CO_2} \left( g \right)\nonumber \]
Solución:
Paso 1: Planear el problema.
Utilice las reglas del número de oxidación para asignar números de oxidación a cada átomo en la ecuación equilibrada. Los coeficientes no afectan los números de oxidación. El átomo oxidado aumenta en número de oxidación y el átomo reducido disminuye en número de oxidación.
Paso 2: Resolver.
\[\overset{+3}{\ce{Fe_2}} \overset{-2}{\ce{O_3}} \left( s \right) + 3 \overset{+2}{\ce{C}} \overset{-2}{\ce{O}} \left( g \right) \rightarrow 2 \overset{0}{\ce{Fe}} \left( s \right) + 3 \overset{+4}{\ce{C}} \overset{-2}{\ce{O_2}} \left( g \right)\nonumber \]
El elemento carbono se oxida debido a que su número de oxidación aumenta de\(+2\) a\(+4\). El ion hierro (III) dentro del\(\ce{Fe_2O_3}\) se reduce debido a que su número de oxidación disminuye de\(+3\) a\(0\). El monóxido de carbono\(\left( \ce{CO} \right)\) es el agente reductor ya que contiene el elemento que se oxida. El\(\ce{Fe^{3+}}\) ion es el agente oxidante ya que se reduce en la reacción.