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• Roberto Caceres

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AGENTE OXIDANTE SOBRE UNA ESPECIE SUSCEPTIBLE A LA OXIDACIÓN

Las 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.

La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, 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. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones. Reducción En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reduce presenta estas características: Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor. Disminuye su estado o número de oxidación. Número de oxidación La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso, el número de oxidación del elemento; aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. 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: Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos. Reglas para asignar el número de oxidación El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen. El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH 3, LiH)

El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na 2O2, H2O2). El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2. El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero. Reglas para asignar el número de oxidación • • • • •

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El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen. El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH 3, LiH) El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na 2O2, H2O2). El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2. El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

MEDIO ÁCIDO En medio ácido, los hidronios y el agua son añadidos a las semirreacciones para balancear la ecuación final. Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios. Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio. Ecuación sin balancear:

Oxidación: Reducción

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente. Oxidación: Reducción:

MEDIO BÁSICO En medio básico, se agregan Iones Hidróxido y agua para balancear las semirreacciones. Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio. 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). Oxidación: Reducción: Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior. Oxidación: Reducción: Obtenemos: Oxidación: Reducción: Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

Análisis inorgánico cualitativo

Un análisis cualitativo inorgánico sistemático de iones mediante un método por vía húmeda, supone la separación de iones en grupos por reacciones de precipitación selectiva. Se aíslan los iones individuales de los grupos, a través de una reacción de precipitación adicional, y se confirma la identidad del ion con un test de reacción, que produce un determinado precipitado o color. Tanto para cationes (iones con carga positiva) como para aniones (iones con carga negativa), existen diversas fórmulas para obtener estos resultados. La tabla 3 es un esquema abreviado del análisis de cationes de elementos metálicos con repercusiones medioambientales. ANÁLISIS ORGÁNICO CUALITATIVO El análisis orgánico se basa en ciertas reacciones químicas que detectan grupos funcionales concretos como alcohol, amina, aldehído, alqueno, éster, ácido carboxílico y éter. Las reacciones de prueba suelen realizarse sin separación previa. Por ejemplo, los alquenos (compuestos que tienen dobles enlaces carbono-carbono) pueden identificarse por la decoloración que producen en una disolución coloreada de bromo. En el análisis cualitativo, tanto orgánico como inorgánico, los métodos instrumentales son los preferidos en la actualidad por ser más sensibles y específicos. QUE ES UN AGENTE OXIDANTE? R.- Es un elemento que propicia la oxidación, es decir, la acción del oxigeno en otro elemento, por ejemplo, el agua es un agente oxidante de ciertos metales como el hierro. Oxidantes comunes • • • • • •

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Hipoclorito y otros hipohalitos como las lejías. Iodo y otros halógenos. Clorito, clorato, perclorato y compuestos halógenos análogos. Sales de permanganato, como el permanganato de potasio. Compuestos relacionados con el Cerio (IV). Compuestos cromados hexavalentes, como el ácido crómico, el ácido dicrómico y el trióxido de cromo, clorocromato de piridinio (PCC) y cromatos/dicromatos. Peróxidos, como el peróxido de hidrógeno (H2O2) o agua oxigenada. Reactivo de Tollens Sulfóxidos Ácido persulfúrico Ozono Tetróxido de osmio OsO4

QUE ES UN AGENTE REDUCTOR? R.- A ver, un agente reductor es aquel que se oxida, es decir, que cede electrones a otro compuesto / elemento.

Un mismo compuesto / elemento, puede ser que dependiendo con quien se enfrente sea reductor o oxidante..., o tambien puede que aumente su caracter reductor u oxidante o disminuya, 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. A parte de muchos analitos comunes en química, biología y en ciencias ambientales y de materiales que se pueden determinar por valoraciones redox, también se pueden determinar estados de oxidación exóticos de elementos en materiales no comunes, como los superconductores y materiales là ¡ser. Por ejemplo, el cromo añadido a cristales láser para aumentar su eficiencia se encuentra de ordinario en estados de oxidación +3 y +6, pero también en el estado no usual de +4. Una valoración redox es una buena manera de desentrañar la naturaleza de esta mezcla compleja de iones cromo .

Principio de electroneutralidad 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. Balance de ecuaciones Todo proceso redox requiere del balanceo estequiométrico de los componentes de las semireacciones para la oxidación y reducción. Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden iones hidrógeno (H+), hidroxilo (OH−), o moléculas de agua, y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación. 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. Se trata de una sustancia de color intenso anaranjado. Es un oxidante fuerte. En contacto con sustancias orgánicas puede provocar incendios.

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:

Reacciones Esta reacción se utiliza a veces para la determinación cualitativa del cromo(VI). 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. Ambos se disuelven en ácidos fuertes, el cromato de plomo también en presencia de base fuerte. Estas sustancias se utilizan como pigmentos en algunas pinturas amarillas. En disolución ácida y presencia de cloruro se forma el anión ClCrO 4- que puede cristalizar en forma de su sal potásica. Calentándolo con ácido clorhídrico concentrado se forma cloruro de cromil (Cl2CrO4), una sustancia anaranjada molecular que puede ser destilada de la mezcla de reacción. ¡CUIDADO! EL CLORURO DE CROMIL SE PUEDE DESCOMPONER DE FORMA EXPLOSIVA. Aplicaciones El dicromato de potasio se utiliza en la galvanotécnica para cromar otros metales, en la fabricación del cuero, en la fabricación de pigmentos, como reactivo en la industria química, para recubrimientos anticorrosivos del cinc y del magnesio y en algunos preparados de protección de madera. También está presente en los antiguos tubos de alcotest donde oxida el etanol del aire expirado al aldehído. En química analítica se utiliza para determinar la demanda química de oxígeno (DQO) en muestras de agua. Históricamente importante es la reacción del dicromato potásico con anilina impura que utilizó W.H.Perkin en la síntesis de la mauveina, el primer colorante artificial. Esta reacción era una de las primeras síntesis orgánicas industriales. Toxicología El dicromato de potasio es tóxico. En contacto con la piel se produce sensibilización y se pueden provocar alergias. Al igual que los cromatos, los dicromatos son cancerígenos. 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. Residuos que contienen dicromato de potasio se pueden tratar con sulfato de hierro(II)(FeSO4). Este reduce el cromo(VI) a cromo(III) que precipita en forma del hidróxido o del óxido

Permanganato de potasio

Permanganato de potasio El permanganato de potasio, permanganato potásico, minerales chamaleon, cristales de Condy, (KMnO4) es un compuesto químico formado por iones potasio (K+) y permanganato (MnO4−). Es un fuerte agente oxidante. Tanto sólido como en solución acuosa presenta un color violeta intenso. Usos Es utilizado como agente oxidante en muchas reacciones químicas en el laboratorio y la industria. Se aprovechan también sus propiedades desinfectantes y en desodorantes. Se utiliza para tratar algunas enfermedades parasitarias de los peces, o en el tratamiento de algunas afecciones de la piel como hongos o dermatitis. Además se puede administrar como remedio de algunas intoxicaciones con venenos oxidables como el fósforo elemental o mordeduras de serpientes. Una aplicación habitual se encuentra en el tratamiento del agua potable. En África, mucha gente lo usa para remojar vegetales con el fin de neutralizar cualquier bacteria que esté presente. Puede ser usado como reactivo en la síntesis de muchos compuestos químicos. Por ejemplo, una solución diluida de permanganato puede convertir un alqueno en un diol y en condiciones drásticas bajo ruptura del enlace carbono-carbono en ácidos. Esta reacción se aprovecha en la síntesis del ácido adípico a partir de ciclohexeno. 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. Una reacción más clásica es la oxidación de un grupo metilo unido a un anillo aromático en un grupo carboxilo. Esta reacción requiere condiciones básicas. En química analítica, una solucion acuosa estandarizada se utiliza con frecuencia como titulante oxidante en titulaciones redox debido a su intenso color violeta. El permanganato violeta se reduce al cation Mn +2, incoloro, en soluciones ácidas. En soluciones neutras, el permanganato sólo se reduce a MnO 2, un precipitado marrón en el cual el manganeso tiene su estado de oxidación +4. En soluciones alcalinas, se reduce a su estado +6, dando KMnO4.

Soluciones diluidas se utilizan como enjuague bucal (0,15 %), desinfectante para las manos (alrededor del 1.8 %). Se utiliza como reactivo para determinar el número Cappa de la pulpa de madera. 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. 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, que mezclado con glicerina pura provocará una reacción fuertemente exotérmica. Reacciones de este tipo ocurren al mezclar KMnO4 sólido con muchos materiales orgánicos. Sus soluciones acuosas son bastante menos peligrosas, especialmente al estar diluídas. Mezclando KMnO4 sólido con ácido sulfúrico concentrado forma Mn2O7 que provoca una explosión. La mezcla del permanganato sólido con ácido clorhídrico concentrado genera el peligroso gas cloro. El permanganato mancha la piel y la ropa (al reducirse a MnO 2) y debería por lo tanto manejarse con cuidado. Las manchas en la ropa se pueden lavar con ácido acético. Las manchas en la piel desaparecen dentro de las primeras 48 horas. Sin embargo, las manchas pueden ser eliminadas con un sulfito o bisulfito de sodio. 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., Heredia de C. Elsa. Fósforo, intoxicación por fósforo inorgánico. También en dermatología, por su acción fungicida.

Anexos