Se denomina reacción de reducción-oxidación, de óxido-reducción o, simplemente, reacción redox, a toda reacción química en la que uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.
Uno de los oxidantes que más se utiliza y de enorme aplicación en la industria es el permanganato debido a que es un oxidante muy fuerte y auto-indicador. La mayoría de sus aplicaciones, se utiliza en disolución ácida dando Mn (II) como producto de su reducción. No obstante, en algunas aplicaciones se utiliza en medio casi neutro o incluso alcalino, dando MnO2 como producto de reducción. En presencia de F o de P2O3
Se forman complejos de manganeso (III).
En disolución neutra, el permanganato se descompone lentamente
En disoluciones ácidas son aún menos estables.
La reacción esta auto-catalizada por el bióxido de manganeso. Las trazas de sustancias reductoras presentes en el agua destilada utilizada en la preparación de la disolución reducen permanganato a bióxido de manganeso, que cataliza la descomposición.
La descomposición de las disoluciones de permanganato resulta también catalizada por la luz.
Los permanganatos son las sales del ácido permangánico o permanganésico, de fórmula HMnO
Las valoraciones redox están basadas en la transferencia cuantitativa de electrones entre un electrolito valorante y la sustancia problema .El método de permanganometría (también conocido como permanganimetría o permanganatometría)se basa en las reacciones de oxidación de reductores por elión permanganato .La oxidación puede efectuarse tanto en medio ácido como en alcalino(o neutro).Las permanganimetrías son valoraciones o volumetrías de oxidación-reducción, es decir, en las que la reacción principal es una reacción en la que una sustancia se oxida y otra se reduce. Las permanganimetrías tienen todas en común que el agente oxidante es el permanganato potásico: KMnO4.Las Permanganimetrías son valoraciones de agentes que pueden oxidarse con permanganato. Se emplean en valoración de agua oxigenada, nitritos, materia orgánica, La reacción de reducción del permanganato es:
(MnO4)-+ 8H++ 5e- —>Mn2++ 4H2O
Si la disolución no es suficientemente ácida (pH>4), neutra o débilmente alcalina la reacción que tiene lugar es:
(MnO4)+2H2O+3e- —> MnO2(s) + 4OH-
El permanganato es un oxidante muy potente, de un color muy intenso. Esta última propiedad hace que sea posible utilizarlo como auto indicador. El punto final de la valoración se detecta por una aparición de un tono rosáceo en las disoluciones. Cuando no se puede utilizar el propio permanganato como indicador (por utilizarse muy diluido) se utiliza el ácido difenilaminoso sulfónico el complejo ortofenantrolina de hierro (II). El principal problema es la tendencia a oxidar el ioncloruro así como la inestabilidad de la disolución. Para preparar una disolución aproximadamente 0,1N de permanganato se siguen las siguientes instrucciones: Se disuelven unos 3,2g de permanganato potásico en aproximadamente 1 litro de agua destilada. Se hierve ligeramente y se mantiene a esa temperatura durante 1 hora. Se elimina el MnO2
Formado por filtración a vacío. La disolución se guarda en un frasco limpio y en la oscuridad .El KMnO4 no es patrón primario pues, aunque puede obtenerse puro sus disoluciones se descomponen en protones parcialmente dando MnO2 y debe ser valorado frente a un patrón primario como Na2C2O4.
Las permanganimetrías se pueden utilizar para valorar gran cantidad de sustancias. Dos ejemplos básicos son: determinación del hierro en un mineral: el fundamento es disolver la muestra de minerales hierro, hacer reaccionar el hierro para garantizar que el estado de oxidación es (II) y valorar el hierro con el permanganato. Otro ejemplo es la determinación de calcio en una piedra caliza: el fundamento consiste en precipitar el calcio del mineral disuelto con ácido oxálico, filtrarlo y disolverlo con ácido sulfúrico diluido. La valoración se realiza sobre el ácido oxálico liberado .En estas valoraciones no es necesario utilizar un indicador para detectar el punto final ya que el mismo KMnO4 actúa como tal pues en la forma oxidada es de color violeta rojizo e incoloro en la reducida.
Reacciones
El anión permanganato tiene un potencial normal de electrodo muy alto, lo que lo convierte en un oxidante muy fuerte capaz de oxidar al agua a oxígeno
2 MnO-4 + 2 H+ ? 2 O2 + H2 + 2 MnO2
Sin embargo, esta reacción es muy lenta, sobre todo en ausencia de luz y en medios neutros y alcalinos, lo que hace que esta sustancia sea cinéticamente estable en disolución acuosa. En disolución ácida, aunque lenta, la reducción del permanganto por el agua es observable.
Esta reacción también se puede ver activada aumentando la temperatura. Así, calentando permanganato en disolución alcalina se libera oxígeno elemental y se forma el anión manganato, MnO2-4, de color verde:
4 MnO-4 + 4 OH- ? 4 MnO2-4 + O2 + 2 H2O
En contacto con sustancias orgánicas provoca incendios. Así una gota de glicerina aplicada a un cono de 2-3 g de permanganato de potasio en polvo lleva rápidamente primero a la generación de humo y luego a una llama violácea por la presencia del potasio.
En disolución ácida su reducción suele llegar hasta el manganeso (2+), un catión casi incoloro o rosa muy pálido en disoluciones concentradas. La reacción es acelerada por la presencia de cationes manganeso (II) (reacción autocatalítica) y aprovechada en la permanganometría.
En disolución neutra o ligeramente básica la reducción sólo lleva hasta el óxido de manganeso (IV), MnO2, que precipita como un sólido marrón.
En disoluciones fuertemente alcalinas, el MnO-4 se reduce hasta manganeso (VI) en forma de anión manganato, de color verde
2 MnO-4 + H2O2 + 2 OH-? 2 MnO2-4 + O2 + 2 H2O
Sin embargo, con un exceso de una sustancia de gran poder reductor, incluso en medios fuertemente básicos se consigue la reducción hasta Mn (IV):
2 MnO-4 + 3 SO2-3 + H2O ? 2 MnO2 + SO2-4 + 2 OH-
El anión manganato, estable en disolución altamente alcalina, cuando se acidifica la disolución para dar manganeso en estados de oxidación (VII) y (IV)
3 MnO-4 + 4 H+ ? 2 MnO-4 + MnO2 + 2 H2O
A) DETERMINACION DE HIERRO
El hierro puede titularse en medio ácido con una solución valorada de permanganato de potasio en la reacción de pre titulación de hierro (III) a hierro (II) suele emplearse el reductor de solución de cloruro de estaño cuando se emplea el reductor de jones. También se producen en titanio, Vanadio y cromo, con el consecuente sobre el consumo del titulante. Por lo tanto en la técnica de reducción no debe utilizarse en presencia de estos elementos, a menos que esté en condiciones de conseguir el volumen total de permanganato empleada en la titulación .Cuando se emplea el cloruro estañoso nose reduce el titanio y el cromo, de modo que el método puede emplearse en presencia de estos elementos sin embargo el vanadio se reduce, consumiendo la solución titulante. Cuando existe vanadio y hierro, la solución puede producirse con cloruro estañoso .Luego se titula a la acidez adecuada, de referencia con bicromato en vez de permanganato ya que estas condiciones solo se oxida el Hierro (II)
La reducción en el reductor de jones pueden efectuarse en ácido sulfúrico o en ácido clorhídrico, pero la reducción con cloruro estañoso requiere ácido clorhídrico. En la titulación de Hierro (II) con permanganato en un medio de ácido clorhídrico se produce una reacción inducida en la que el cloruro se oxida parcialmente, ya puede ser a cloro molecular o ácido hipocloroso , provocando un ´excesivo consumo de permanganato .La presencia de manganeso (II) en solución evita esta reacción .Antes de la titulación de hierro (II) con permanganato en un medio ácido , se agrega manganeso (II) en forma de reactivo de zimmerman reinhardt.Este reactivo consiste en una solución de sulfato manganoso, MnSO4 en ácido sulfúrico y fosfórico diluido.
La adición de ácido fosfórico antes de la titulación, en un medio de ácido sulfúrico hace más sensible el viraje del color en el punto final .El ion fosfato forma un complejo estable e incoloro de fosfato férrico. Por lo tanto, el viraje del color es de incoloro a rosado y el permanganato sirve como indicador de punto final .El ausente de ácido fosfórico el viraje seria de amarillo o amarillo verdoso a rosado. El color amarillo o amarillo verdoso es característico del Fe cuando se halla presentes en concentraciones relativamente altas
B) DETERMINACION DE OXALATO O CALCIO
El permanganato reacciona con oxalato en medio ácido según la reacción:
5C2O4-2 + 2MnO4- + 16H3O ?10 CO2 + 2Mn2+ + 24 H2O
El medio que se emplea habitualmente es una solución diluida de ácido sulfúrico (alrededor de 1M). La reacción es lenta a temperatura ambiente, y debe efectuarse a temperatura entre 50 y 60 oc
Las primeras gotas de solución de permanganato añadidas no se decoloran rápidamente , y no debe agregarse más hasta que se observe la decoloración .Esto indica que la reacción es lenta al principio , pero cuando aparece la primera traza Mn (II) cataliza esta reacción .Una vez formada ya esta primera traza , la decoloración de permanganato es más rápida .Debido a la tendencia del permanganato la auto descomposición , la concentración de MnO4 no debe ser demasiado elevada durante la titulación .
Esto requiere que la titulación se realice a una velocidad razonable, con un eficiente mezclado y agitación
La reacción proporciona la base de uno de los procedimientos de valoración de soluciones de permanganato .Algunos metales forman oxalatos pocos solubles y pueden separarse cuantitativamente por precipitado .Una vez separado el oxalato poco soluble . Se disuelve el ácido sulfúrico diluido y la solución resultante se titula con una solución valorada de permanganato, la reacción de titulación es la mencionada anteriormente. Por lo tanto, puede determinarse el metal involucrado.
Este método se emplea con frecuencia ara la determinación de calcio, la separación de oxalato de calcio se logra por adición de solución de oxalato de amonio a una solución de calcio (II) en ácido clorhídrico diluido .El precipitado de oxalato de calcio estará casi libre de oxalato de amonio como precipitado , de modo que la posterior titulación tendrá un error .Si en la separación de oxalato de calcio se emplea medio amoniacal en lugar de clorhídrico , puede introducirse un error significativo.
Debe evitarse la presencia de ciertas sustancias interferentes como el titanio y el manganeso, al tiempo de precipitado de oxalato de calcio
C) DETERMINACION DE ARSENICO
El arsénico (III) reacciona en solución acida con permanganato para dar:
5H3AsO3 + 2MnO4- + 6H3O+ ? 5H3AsO4 + 2Mn2 + + 9H2O
El óxido arsenioso, As2O3, pueden disolverse en solución de hidróxido de sodio 3M, y después acidificar con ácido clorhídrico a fin de generar una solución de H3AsO3. A esta solución de arsénico (III) , se le añade un par de gotas de yodato de potasio 0,002 M para catalizar la reacción y entonces se titula con solución valorada de permanganato .La reacción se realiza en una solución caliente de ácido clorhídrico , se prefiere el empleo del catalizador y una titulación a temperatura ambiente.
Cuando la titulación se efectúa en medio del ácido sulfúrico, la formación de arseniatos complejos de manganeso ocasiona una notable decoloración de la solución antes del punto final (se obtienen soluciones pardas o verdes).
La reacción con el arsénico (III) también puede servir para la valorar soluciones del permanganato
El permanganato de potasio se utiliza como oxidante en diversos procesos técnicos. Por ejemplo se aprovecha para oxidar el grupo metilo del ácido o-metilclorosulfónico a carboxilato en la síntesis de la sacarina.
En el tratamiento de las aguas residuales a veces se añade permanganato como desinfectante, oxidante y para ayudar a la floculación.
En medicina se utiliza a veces una disolución diluida como desinfectante bucal.
1: determinar la concentración porcentual de la solución de H2O2 comercial
2: Determinar la concentración porcentual dl solución de FeSO4.7H2O
3: Determinar por el método indirecto la concentración porcentual de la solución de Ca+2
Autores
Canaza Bellido, Eva.
Ccance Coarite, Shely.
Quispe Torres, Gladys.
Aliaga Suca, Sheylha Antoinette.
Condori Apaza, Williams Diego.
DOCTOR: VALDEIGLESIAS JARA, Jorge
SEMESTRE: V
UNIVERSIDAD ANDINA NÉSTOR CÁCERES VELÁSQUEZ
CAP: CIENCIAS DE LA SALUD
FACULTAD: FARMACIA Y BIOQUÍMICA
JULIACA-2015