(UTESA)
3ER. Parcial.
Prof. Daniel E. Rodríguez C,M.A. (Farmacéutico).
Concepto de Redox.
Los conceptos de oxidación y reducción se fundamentan en los conocimientos de la estructura electrónica de toda la materia. En la actualidad se sabe que toda la materia es de naturaleza eléctrica y que los electrones de la última capa o capa externa son los electrones que determinan las propiedades de los átomos, de tal modo que el número de electrones que se ganan o que se pierden, ocasiona una carga aparente que se llama "número de oxidación.
Reacción de Oxidación- Reducción.
Es una reacción en la que hay pérdida y ganancia de electrones en la misma proporción.
Se puede definir la oxidación como la pérdida de electrones o el aumento en el número de oxidación y reducción, como la ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación.
Agente Oxidante.
Es la sustancia que gana electrones y que por lo tanto es la que se reduce en la reacción. Ejemplo:
+1 -1 0 +1 -1 0
AlCl3 + 3Na 3NaCl + Al
+3 -3= 0 +3 -3= 0
El aluminio pasó de +3 a 0, entonces se redujo y ganó +3 electrones. Es el oxidante.
El sodio pasó de cero a +3, entonces se oxidó, aumentó y perdió 3 electrones. Por lo tanto es el agente reductor de la reacción.
Agente Reductor
Es la sustancia que pierde electrones y que reduce al oxidante.
Por lo visto, de acuerdo con todo esto, el agente oxidante es quien se reduce y gana electrones y el agente reductor es quien se oxida y pierde electrones.
Se puede concluir diciendo que en una reacción Redox, el número total de electrones ganados por un átomo es siempre igual al número perdido por otro. Por eso, este proceso es un fenómeno simultáneo. Dicho de modo más simple; el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.
+2 -1 +3 -1
Más ejemplos: 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3
+4 -4=0 +6 -6=0
El hierro pasa de +4 a más +6, lo que indica que aumentó su número de oxidación y perdió dos electrones.
El cloro pasó de cero a -1, lo que indica que lo ganó, como la molécula de cloro es diatómica se duplican los electrones ganados.
0 +1 +5 -2 +2 +5 -2 +2 -2
3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O
+8+40-48=0 +6+30-36=0 +4 -4=0
El cobre pasó de cero a +6, se oxidó y perdió 6 electrones.
El nitrógeno pasó de +30 a +4, se redujo y ganó 4 electrones.
Un ejemplo de oxidación en los sistemas biológicos es encontrado en la ingesta de alcohol etílico. El organismo en el mismo momento que se ha ingerido algún tipo de bebida alcohólica, lucha por eliminar este tóxico del cuerpo por mecanismos bioquímicos complejos. Uno de estos mecanismos es el de oxidación. El 90% del etanol ingerido no es excretado en forma incambiada, sino que se metaboliza o es biotransformado fundamentalmente en el hígado, donde es oxidado, primero a aldehído acético, después a ión acetato y, finalmente, a través de formación de acetil-coenzima-A A, (biocatalizador) y el ciclo de los ácidos carboxílicos a dióxido de carbono. Ejemplo:
En el hígado: CH3 – CH2OH CH3CHO CH3COOH+CO2
En el laboratorio CH3 – CH2OH + KMnO4 CH3-COH + H2O +MNO2
H+
Agentes Oxidantes más Comunes:
Ácido Crómico al 20% en ácido acético.
Una gota de disolución de 2-6 g de ácido crómico en 2.3ml de H2SO4, diluido a 10ml con agua.
Permanganato de potasio al 2%
Ácido nítrico concentrado. HNO3.
Agua oxigenada al 30%
Nota: la solución de KMnO4 0.1N se prepara así: Se disuelve en agua 4.2g de KMnO4 y dilúyase a unos 1,100ml. Se deja reposar por 2 ó 3 días. Fíltrese a través de lana de vidrio. Se guarda en el refrigerador.
K2Cr2O7 y Na2Cr2O7 soluciones al 1 y 2%.
Agentes Reductores más Comunes.
Hidruro de sodio y boro al 10%. En metanol absoluto.
Hidruro de litio y aluminio al 10% en éter etílico absoluto.
Parte Práctica
A un mil. de solución de Hg CL2 al 1% agregue 1 mil, de amoniaco, observe y anote:
Colores antes_________________ y ____________________.
Colores después_______________ y ____________________.
Otros________________________ y ___________________.
Reacción: HgCl2 + 2NH3 HgNH2Cl + NH4Cl
¿Quién se oxida?_____________Electrones p.______________
¿Quién se reduce?____________Electrones g.______________
Agregue unos miligramos de estaño metálico a 1ml. De HCL concentrado y caliente. Observe y anote.
Colores antes_____________________ y _______________________
Colores después___________________ y _______________________
Otros___________________________.
Reacción: Sn + 2HCl SnCl2 + H2
Electrones
¿Quién se oxida?________________.P_____________________.
¿Quién se reduce?_______________.G_____________________.
Tome unos mg de NH4NO2, caliéntelos. Observe y anote. Explique qué sucede:
R: NH4NO2 ∆ N2 + 2H2O
Tómese unos mg de NH4NO3 caliente y observe. Explique qué sucede.
R: NH4NO3 ∆ N2O + 2H2O
Nota: El N2O es un anestésico produce o mantiene la combustión. Se le llama en medicina "gas hilarante", debido a que causa una especie de sisa convulsiva.
e) Tome unas láminas de cobre y agréguele unos mil. HNO3 diluido o concentrado. Observe y anote.
Con HNO3 diluidoCon HNO3 concentrado
8H++2NO -3+3Cu 3Cu+2NO+4H2O 4H++2NO3-+Cu Cu+2+
2NO2+2H2O
¿Quién se oxida?_________________, ¿Quién se reduce?_______________.
Otras observaciones: ______________________ _____________________.
Nota: Cuidado con el ácido nítrico, es peligroso, puede causar fuertes quemaduras.
F. Tome unos gránulos de zinc y añádase 2ml de HCl concentrado. Observe y anote.
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
¿Quién se oxida y quién se reduce?______________________
G. Tome un poco de papel de lonja (Al+3) y agregue unos mil de H2O, luego añada un ácido fuerte como HNO3 ó HCl. Observe qué sucede.
2Al +6HCl 2AlCl3 + 3H2
Explique quién se oxida y cuántos electrones pierde y quién se reduce y cuántos electrones gana.
H. Tómese unos mg de FeSO4, dilúyalos en unos ml. de H2O añádale 2ml de KMnO4 y unas gotas de H2SO4. Obsérvese y anote.
Colores de los reactivos antes de la reacción:
Colores de los reactivos después de la reacción:
Reacción: FeSO4 + KMnO4 +H2SO4 Fe2(SO4)3 + KHSO4 +MnSO4 + H2O:
Balancee la ecuación y explique qué sucede.
En un tubo de ensayo echar unos mil. de solución de cloruro de aluminio y agregar gota a gota solución de NH4OH. Observe y anote.
AlCl3 + 3NH4OH 3NH4Cl + Al(OH)3
Explique qué sucede:
Colores antes de la reacción: _________________ y ___________________
Colores después de la reacción: _______________ y ___________________
Nombre de los reactivos: _____________________.
Nombre de los productos: _____________________.
Química del Manganeso
El manganeso es un elemento que pertenece al grupo VIIB. Se puede encontrar en los óxidos MnO2, Mn2O3 y Mn3O4. El manganeso es valioso en la producción e acero, porque se combina con el oxigeno y el azufre para formar compuestos que se separan del cuerpo principal del metal fundido y por lo tanto, puede ser eliminado fácilmente. Este elemento se puede presentar con varios estados de oxidación, lo cual se aprovecha en distintas reacciones químicas. En el estado +7 es uno de los oxidantes mas fuertes, MnO -4. Este ión permanganato tiene un color violeta intenso que lo hace fácilmente reconocible, y su dramático cambio de color, cuando se reduce al ión incoloro Mn+2, lo hace excelente indicador para valoraciones.
El ión manganato MnO4-2; que representa el estado de oxidación +6 tiene un color verde intenso. Es inestable en solución ácida y se desproporciona para dar MnO2 y MnO-4.
El MnO2 es uno de los componentes de la pila de acero ordinaria. El estado +2 está representado por el color rosa del ión manganeso Mn+2. Existen el MnSO4, MnCl2 y el Mn(OH)3. El compuesto Mn2O7 es violentamente explosivo.
Reacciones con el KMnO4.
Nota: Mantenga el KMnO4 lejos de la llama, es un fuerte agente oxidante y los cristales pueden explotar si se calienta fuertemente.
Técnica:
Con una espátula agregue unos cristales del reactivo en un tubo de ensayo. Anote el color.
Caliente suavemente en la llama del mechero, con la boca hacia la pared y lejos de la llama. Obsérvese y anote.
Deje enfriar. Luego añádase 8 a 10 gotas de agua al tubo de ensayo. Mueva y mezcle el contenido.
Traspasar el líquido en un beaker. La parte sólida debe permanecer en el tubo. Obsérvese color del sólido remanente. Anote.
Busca los números de oxidación del manganeso en la tabla periódica.
Reacción:
+1 +7 -2
2KMnO4 ∆ K2MnO4
+2 +14 -16=0
+4 -2
K2MnO4 ∆ 2K + 2MnO2 + 2O2
+4 -4=0
¿Quién se oxidó? ____________________
¿Quién se redujo?____________________
Buscar # de oxidación de:
KMnO4_______________ y color_______________
K2MnO4_______________ y color_______________
MnO2 ________________ y color_______________
¿Cuál es la causa de que los cristales cambien de color?
Oxidación de Alcoholes.
Tome un mil. de etanol y unas gotas de KMnO4, échele unas gotas de ácido acético o sulfúrico. Observe y anote. Haga la reacción.
(Amarillo naranja) (verde).
3CH3 – CH2 OH + 2k2 Cr2O7 + 8H2SO4 3CH3-COOH + 2Cr(SO4)3 + H2O.
El Cromo y sus Propiedades
El cromo es un metal de transición duro y quebradizo, relativamente raro (0. 012%) de la corteza terrestre. Una de sus esplendidas propiedades es la resistencia a la corrosión, por lo que se usa en grandes cantidades para producir acero inoxidable y para cromar el acero corriente, protegiendo así contra la corrosión al hierro que contiene el acero. El cromo presenta varios estados de oxidación desde +2 hasta +6. Algunos compuestos del cromo se utilizan como pigmentos de pinturas y en la fabricación de cintas magnéticas de grabación. En la familia del cromo, también se encuentran el molibdeno (Mo) y el tungsteno (W). El cromado es muy conocido y el acero molibdeno es común, el tungsteno se utiliza como filamento en las bombillas eléctricas. En la capa más externa de (d) y (s), estos elementos poseen seis electores que pueden ser donados o compartidos con otros elementos al formar compuestos.
El cromo se obtiene de un mineral que se le llama cromita (FeCr2O4). Este metal toma su nombre del griego "Chroma" que significa color, ya que muchos compuestos del cromo son intensamente coloridos.
En disoluciones moderadamente básicas se puede encontrar el ión cromito CrO-2. En disolución es fuertemente básica al ión CrO-23 y Cr04-2.
En disoluciones ácidas encontramos el ión cromoso C2+2 de color azul, el ión Cr+3 y el ión dicromato Cr2O7-2. El nitrato crómico y el perclorato crómico son de color violeta. Cr(NO3), Cr(ClO4)3. El estado +6 del cromo es representado por dos iones: el cromato CrO4-2 amarillo y el dicromato Cr2O7-2 de color naranja.
Reacciones
Materiales y Equipos
K2Cr2O7, Na2Cr2O2, H2SO4, NaOH diluido, HCl diluido, Na2SO4, gradilla con tubos, probeta de 10 ml.
Coloque unos cristales de K2Cr2O7 en un tubo de ensayo bien seco y añádale unas gotas de H2SO4 concentrado. Observe y anote.
K2Cr2O7 H+ 2K + Cr2O3 + 2O2
Coloca 2 mil. de Na2Cr2O7 en un tubo, añádale unas gotas de NaOH diluido. Observe y anote.
Na2Cr2O7 + 2NaOH 2NaCrO3 + H2O+Na2O
Investigue cómo termina la reacción.
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