Agente Oxidante

AGENTE OXIDANTE SOBRE UNA ESPECIE SUSCEPTIBLE A LA OXIDACIÓNLas reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: EL AGENTE REDUCTOR: es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. EL AGENTE OXIDANTE: es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido. Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido. Principio de electro neutralidad Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales. 2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2 o más comúnmente: 2 NaCl → 2 Na + Cl2 La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox. Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor. aumenta. Este proceso es contrario al de oxidación. Suponer esto -que es un error común. EL NÚMERO DE OXIDACIÓN: Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida). El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce). LiH) . durante la reducción. el número de oxidación del elemento. excepto en los hidruros metálicos. Disminuye su estado o número de oxidación.La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones. disminuye. Es reducido por un agente reductor. Reglas para asignar el número de oxidación El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Implica la disminución de su estado de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características: Gana electrones. Durante el proceso. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. el número de oxidación de la especie que se reduce.implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos. Independientemente de la forma en que se representen. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Número de oxidación La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos. Actúa como agente oxidante. producto de la transferencia de electrones. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1. reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico. Reducción En química. donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH 3. En cambio. Por ejemplo.:Na 2O2. H2O2). El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion. excepto en los hidruros metálicos. en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2. donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH 3. H2O2). los hidronios y el agua son añadidos a las semirreacciones para balancear la ecuación final. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1.El número de oxidación del oxígeno combinado es –2. la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero. Independientemente de la forma en que se representen. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua. excepto en los peróxidos. y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios. El número de oxidación en los elementos metálicos. MEDIO ÁCIDO En medio ácido. donde su número de oxidación es –1 (ej. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1. O lo que es lo mismo. donde su número de oxidación es –1 (ej. El número de oxidación de una molécula es cero. excepto en los peróxidos. El número de oxidación de una molécula es cero. Reglas para asignar el número de oxidación • • • • • • • El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.:Na 2O2. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1. Ecuación sin balancear: Oxidación: Reducción . O lo que es lo mismo. cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion. El número de oxidación en los elementos metálicos. LiH) El número de oxidación del oxígeno combinado es –2. en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2. cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio. se agregan Iones Hidróxido y agua para balancear las semirreacciones.Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos. Análisis inorgánico cualitativo . respectivamente. Oxidación: Reducción: Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior. los electrones están balanceados. tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio. Oxidación: Reducción: Obtenemos: Oxidación: Reducción: Como se puede ver. Por ejemplo. Oxidación: Reducción: MEDIO BÁSICO En medio básico. así que procedemos a sumar las dos semirreacciones. Ecuacion sin balancear: Separamos las semirreacciones en Oxidación: Reducción: Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos). para obtener finalmente la ecuación balanceada. a través de una reacción de precipitación adicional.Un análisis cualitativo inorgánico sistemático de iones mediante un método por vía húmeda. Compuestos relacionados con el Cerio (IV). es decir. por ejemplo. Iodo y otros halógenos.. los alquenos (compuestos que tienen dobles enlaces carbono-carbono) pueden identificarse por la decoloración que producen en una disolución coloreada de bromo. La tabla 3 es un esquema abreviado del análisis de cationes de elementos metálicos con repercusiones medioambientales. perclorato y compuestos halógenos análogos. y se confirma la identidad del ion con un test de reacción. como el peróxido de hidrógeno (H2O2) o agua oxigenada. el agua es un agente oxidante de ciertos metales como el hierro. Las reacciones de prueba suelen realizarse sin separación previa. existen diversas fórmulas para obtener estos resultados. como el permanganato de potasio. Por ejemplo. Oxidantes comunes • • • • • • • • • • • • Hipoclorito y otros hipohalitos como las lejías. Tanto para cationes (iones con carga positiva) como para aniones (iones con carga negativa).Es un elemento que propicia la oxidación. Peróxidos. Reactivo de Tollens Sulfóxidos Ácido persulfúrico Ozono Tetróxido de osmio OsO4 QUE ES UN AGENTE REDUCTOR? R. aldehído. clorocromato de piridinio (PCC) y cromatos/dicromatos. los métodos instrumentales son los preferidos en la actualidad por ser más sensibles y específicos. que cede electrones a otro compuesto / elemento. es decir. tanto orgánico como inorgánico. ácido carboxílico y éter. En el análisis cualitativo. alqueno. amina. la acción del oxigeno en otro elemento. ANÁLISIS ORGÁNICO CUALITATIVO El análisis orgánico se basa en ciertas reacciones químicas que detectan grupos funcionales concretos como alcohol. un agente reductor es aquel que se oxida.. que produce un determinado precipitado o color. supone la separación de iones en grupos por reacciones de precipitación selectiva. Clorito. clorato. Se aíslan los iones individuales de los grupos. Compuestos cromados hexavalentes. Sales de permanganato. como el ácido crómico. el ácido dicrómico y el trióxido de cromo.A ver. éster. . QUE ES UN AGENTE OXIDANTE? R. se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.. puede ser que dependiendo con quien se enfrente sea reductor o oxidante. el cromo añadido a cristales láser para aumentar su eficiencia se encuentra de ordinario en estados de oxidación +3 y +6. o tambien puede que aumente su caracter reductor u oxidante o disminuya.. 2 Na+ + 2 Cl− → 2 Na + Cl2 o más comúnmente: 2 NaCl → 2 Na + Cl2 . como los superconductores y materiales là ¡ser. incluso hasta desaparecer. a medida que varia el pH del medi VALORACIONES REDOX Una valoraci ón redox esta ¡basada en una rehacían de oxidación reducción entre el ana Âlito y el valorarte. Por ejemplo. biología y en ciencias ambientales y de materiales que se pueden determinar por valoraciones redox. pero también en el estado no usual de +4.Un mismo compuesto / elemento. A parte de muchos analitos comunes en química. Una valoración redox es una buena manera de desentrañar la naturaleza de esta mezcla compleja de iones cromo . también se pueden determinar estados de oxidación exóticos de elementos en materiales no comunes. Principio de electroneutralidad Dentro de una reacción global redox.. La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción. Para reacciones en medio acuoso. Balance de ecuaciones Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción. y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación. síntesis El dicromato potásico se obtiene a partir del cromato potásico acidulando la disolución correspondiente: También se puede obtener por intercambio del catión a partir del dicromato de sodio y cloruro de potasio: . En contacto con sustancias orgánicas puede provocar incendios. hidroxilo (OH−). Se trata de una sustancia de color intenso anaranjado. o moléculas de agua. también llamado potencial redox. Dicromato de potasio Dicromato de potasio El dicromato de potasio (K2Cr2O7) es una sal del hipotético ácido dicrómico (este ácido en sustancia no es estable) H2Cr2O7. Es un oxidante fuerte. generalmente se añaden iones hidrógeno (H+). Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor. Estas sustancias se utilizan como pigmentos en algunas pinturas amarillas. En contacto con la piel se produce sensibilización y se pueden provocar alergias. el primer colorante artificial. Ambos se disuelven en ácidos fuertes. una sustancia anaranjada molecular que puede ser destilada de la mezcla de reacción. en la fabricación de pigmentos.H. En disolución ácida y presencia de cloruro se forma el anión ClCrO 4.Reacciones Esta reacción se utiliza a veces para la determinación cualitativa del cromo(VI). en la fabricación del cuero.Perkin en la síntesis de la mauveina. En el cuerpo son confundidos por los canales iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el núcleo de la célula. Allí son reducidos por la materia orgánica presente y el cromo(III) formado ataca a la molécula de la ADN. Este reduce el cromo(VI) a cromo(III) que precipita en forma del hidróxido o del óxido Permanganato de potasio . Históricamente importante es la reacción del dicromato potásico con anilina impura que utilizó W. En presencia de iones de bario o de plomo(II) en disolución neutra o ligeramente ácida precipitan los cromatos correspondientes en forma de sólidos amarillos.que puede cristalizar en forma de su sal potásica. Calentándolo con ácido clorhídrico concentrado se forma cloruro de cromil (Cl2CrO4). los dicromatos son cancerígenos. Residuos que contienen dicromato de potasio se pueden tratar con sulfato de hierro(II)(FeSO4). Aplicaciones El dicromato de potasio se utiliza en la galvanotécnica para cromar otros metales. como reactivo en la industria química. Toxicología El dicromato de potasio es tóxico. para recubrimientos anticorrosivos del cinc y del magnesio y en algunos preparados de protección de madera. el cromato de plomo también en presencia de base fuerte. En química analítica se utiliza para determinar la demanda química de oxígeno (DQO) en muestras de agua. También está presente en los antiguos tubos de alcotest donde oxida el etanol del aire expirado al aldehído. ¡CUIDADO! EL CLORURO DE CROMIL SE PUEDE DESCOMPONER DE FORMA EXPLOSIVA. Al igual que los cromatos. Esta reacción era una de las primeras síntesis orgánicas industriales. cristales de Condy. mucha gente lo usa para remojar vegetales con el fin de neutralizar cualquier bacteria que esté presente. el permanganato sólo se reduce a MnO 2. dando KMnO4. se reduce a su estado +6. minerales chamaleon. Se aprovechan también sus propiedades desinfectantes y en desodorantes. Usos Es utilizado como agente oxidante en muchas reacciones químicas en el laboratorio y la industria. . En química analítica. En África. permanganato potásico. una solucion acuosa estandarizada se utiliza con frecuencia como titulante oxidante en titulaciones redox debido a su intenso color violeta. Puede ser usado como reactivo en la síntesis de muchos compuestos químicos. Es un fuerte agente oxidante. El poder oxidante del ion permanganato se incrementa también en disolución orgánica utilizando condiciones de transferencia de fase con eter de corona para solubilizar el el potasio en este medio.Permanganato de potasio El permanganato de potasio. un precipitado marrón en el cual el manganeso tiene su estado de oxidación +4. o en el tratamiento de algunas afecciones de la piel como hongos o dermatitis. El permanganato violeta se reduce al cation Mn +2. Por ejemplo. Se utiliza para tratar algunas enfermedades parasitarias de los peces. Esta reacción requiere condiciones básicas. En soluciones neutras. incoloro. en soluciones ácidas. En soluciones alcalinas. una solución diluida de permanganato puede convertir un alqueno en un diol y en condiciones drásticas bajo ruptura del enlace carbono-carbono en ácidos. Tanto sólido como en solución acuosa presenta un color violeta intenso. Una reacción más clásica es la oxidación de un grupo metilo unido a un anillo aromático en un grupo carboxilo. Una aplicación habitual se encuentra en el tratamiento del agua potable. (KMnO4) es un compuesto químico formado por iones potasio (K+) y permanganato (MnO4−). Además se puede administrar como remedio de algunas intoxicaciones con venenos oxidables como el fósforo elemental o mordeduras de serpientes. Esta reacción se aprovecha en la síntesis del ácido adípico a partir de ciclohexeno. 15 %). Sus soluciones acuosas son bastante menos peligrosas. Mezclando KMnO4 sólido con ácido sulfúrico concentrado forma Mn2O7 que provoca una explosión.Soluciones diluidas se utilizan como enjuague bucal (0. En el laboratorio se emplea el KMnO4 junto con ácido clorhídrico en la síntesis de cloro elemental según la reacción: Historicamente el permanganato de potasio formaba parte de los polvos usados como flash en fotografía o para iniciar la reacción de termita. Elsa. La mezcla del permanganato sólido con ácido clorhídrico concentrado genera el peligroso gas cloro. Utilidades El permanganato de potasio se utiliza en algunas ocasiones para realizar lavados gástricos en ciertas intoxicaciones ejemplo: fósforo blanco ref: Uribe Granja Manuel G. que mezclado con glicerina pura provocará una reacción fuertemente exotérmica. Sin embargo. El permanganato mancha la piel y la ropa (al reducirse a MnO 2) y debería por lo tanto manejarse con cuidado. las manchas pueden ser eliminadas con un sulfito o bisulfito de sodio. Heredia de C. especialmente al estar diluídas. por su acción fungicida. Las manchas en la piel desaparecen dentro de las primeras 48 horas. Se utiliza como reactivo para determinar el número Cappa de la pulpa de madera. Anexos . También se ha descrito su uso en el camuflaje de los caballos blancos durante la segunda guerra mundial debido a la formación de MnO2 marrón. Precauciones El KMnO4 sólido es un oxidante muy fuerte. intoxicación por fósforo inorgánico. También en dermatología.8 %).. Fósforo. desinfectante para las manos (alrededor del 1. Reacciones de este tipo ocurren al mezclar KMnO4 sólido con muchos materiales orgánicos. Las manchas en la ropa se pueden lavar con ácido acético.