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Agente oxidante

Agente oxidante
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Concepto:Gana electrones y Disminuye su número de oxidación

Agente Oxidante especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se reduce en dicho proceso.

Oxidación

El problema principal de las reacciones de oxidación consiste no sólo en producirlas, sino en conseguir que no lleguen más allá de lo que se pretende de ellas. En la oxidación en fase líquida pueden emplearse oxígeno gaseoso u otras sustancias que poseen capacidad de oxidación.

Para la oxidación de proteínas complejas se han utilizado mucho las sales cálcicas y báricas. La sal cálcica tiene la ventaja de formar productos insolubles , haciendo así más fácil la recuperación de los mismos.

Permanganatos

Las sales sólidas del ácido permangánico son poderosos agentes de oxidación. Al oxidar el etanol con permanganato de calcio, la reacción es tan rápida que puede llegar producirse la inflamación. Las soluciones acuosas de los permanganatos tienen también propiedades oxidantes enérgicas. Uno de los agentes mejores y más utilizado es el permanganato potásico, que forma cristales estables. Su capacidad oxidante varía según se emplee en soluciones alcalinas neutras o ácidas.

Dicromatos

La oxidación con dicromatos se realiza, en general, en presencia de ácido sulfúrico y empleando la sales sódicas y potásicas. Aunque los dicromatos son oxidantes en ausencia de ácidos, la reacción se produce más rápidamente en presencia de éstos. Por eso casi siempre se utilizan soluciones ácidas.

K2Cr2O7 + 4H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + 3O2

A veces se usa como agente oxidante el anhídrido crómico disuelto en ácido acético glacial.

2CrO3 → Cr2O3 + 3O2

Usos:

  • En la fabricación de perfumes,
  • anetol → aldehído anísico
  • isosafrol → piperonal (heliotropina)
  • Condensación del α-naftol con la dimetil-p-fenilendiamina para formar indofenol.
  • Preparación de azul de metileno, safranina y otros colorantes.

Disoluciones

Disolución alcalina

Cuando se emplea el permanganato potásico disuelto en agua, la solución es por sí alcalina, pues se forma hidróxido potásico:

K2Mn2O8 + H2O → 2MnO2 + KOH + 3O2

Usos:

  • p-clorotolueno → ácido p-clorobenzoico
  • naftaleno → ácido ftalónico
  • ácido maleico → ácido mesotartárico
  • o-nitrofenol → dinitrodihidroxidifenilo


Disolución neutra

Para evitar la alcalinidad propia del permanganato potásico solo, se puede introducir dióxido de carbono que neutralice el álcali, o añadir algo de sulfato magnésico que forme sulfato potásico neutro y óxido magnésico insoluble. Estos recursos son necesarios en muy pocos casos.

Uso:

  • aceto-o-toluidida → ácido acetantranílico que se obtiene con un rendimiento del 80%, mientras que en solución alcalina el rendimiento sólo alcanza el 30%.

Disolución ácida

Sólo es viable para la preparación de compuestos que poseen buena estabilidad. La acción enérgica de este agente oxidante restringe marcadamente su campo de aplicación. La disolución ácida se debe añadir gradualmente sobre la sustancia que se ha de oxidar, pues de este modo se limita la acción oxidante y puede seguirse mejor la marcha de la reacción.

K2Mn2O8 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O + 5O2

Usos:

  • Preparación de ciertos ácidos naftalinsulfónicos.
  • Oxidación de sulfuros y sulfohidratos para obtención de los correspondientes ácidos.

ácido o-yodobenzoico → ácido o-yodosobenzoico

Ácidos

Acido hipocloroso y sus sales

Las sales de litio, sodio y calcio del ácido hipocloroso se presentan en estado sólido. Se descomponen fácilmente si están húmedas pero son estables al estado seco. Las disoluciones cloradas de los hidróxidos de zinc y aluminio son agentes oxidantes más activos que las correspondientes disoluciones de los metales alcalinos o alcalinotérreos, ya que son más fácilmente hidrolizables y, por consiguiente, es más rápida la descomposición de su ácido hipocloroso. Sin embargo, la sal sódica tiene la ventaja de su fácil preparación y manejo.

El ácido hipocloroso es inestable y se descompone fácilmente para liberar oxígeno. La velocidad de descomposición no es tal que la reacción sea violenta. Hasta puede, en algunos casos, aumentarse por la acción catalítica de las sales de cobalto y níquel.

Usos:

  • Hipoclorito cálcico para el blanqueo de fibras, tejidos de algodón y de pulpa de papel.
  • Hipoclorito sódico, para el blanqueo de fibras de rayón.
  • Ambas sales se utilizan para la desulfuración de las gasolinas no sometidas a cracking, en las que se oxidan los mercaptanes a sulfuros y disulfuros.

Clorito sódico y Dióxido de cloro

El clorito sódico (NaClO2) se vende en forma de un polvo seco con una riqueza del 80%, que se utiliza para el blanqueo.

Al reaccionar el clorito sódico con el cloro se desprende dióxido de cloro (ClO2), que es gaseoso a las temperaturas ordinarias y soluble en agua. El dióxido de cloro es un poderoso agente oxidante y decolorante pero no puede obtenerse directamente y almacenarse debido a su inestabilidad. Las disoluciones acuosas se descomponen por la luz formándose los ácidos perclórico y clórico, oxígeno y agua.

Usos:

  • Blanqueo de harinas.
  • Tratamiento de aguas
  • Blanqueos textiles
  • Para combatir los hongos azules que atacan las frutas cítricas.

Cloratos

El ácido clórico (HClO3) es un agente oxidante enérgico. Puede obtenerse en soluciones acuosas a concentraciones superiores al 40% y es estable a temperaturas hasta de 40º. Cuando se regula su acción oxidante es posible efectuar la oxidación del etanol o del éter etílico a ácido acético, del etileno a glicol, del alcohol alílico a glicerina, del ácido fumárico a racémico, etc.

Su disolución acuosa debe obtenerse por doble descomposición de sus sales, su empleo industrial es limitado, siendo más frecuente utilizarlo al estado de sal soluble.

El clorato potásico es también un agente oxidante poderoso. Se ha utilizado mucho como agente oxidante en forma de polvo seco, y en el laboratorio se emplea como fuente de oxígeno puro. Mezclado con agentes reductores (carbón, azufre, azúcar y celulosa) se utiliza para la fabricación de pólvora negra, explosivos, cerillas, etc. En disolución se emplea para oxidar la anilina a negro de anilina. Cuando se calienta por encima de su punto de fusión (357 ºC), la sal seca tiende a descomponerse en cloruro potásico y oxígeno; cada molécula de clorato da una y media moléculas de oxígeno.

Peróxidos

Los peróxidos más utilizados como agentes oxidantes son los de plomo, manganeso e hidrógeno.


PbO2

Se emplea como oxidante conjuntamente con los ácidos acético, sulfúrico o clorhídrico, en especial con el primero de éstos. Un mol de PbO2 produce un átomo de oxígeno.

MnO2

Es un agente oxidante muy empleado. Puede utilizarse el producto natural o el obtenido químicamente. La reacción de oxidación con MnO2 se realiza en medio sulfúrico. El dióxido se reduce a sulfato de manganeso desprendiendo un átomo de oxigeno por molécula de MnO2. Se utiliza para la oxidación de los grupos metilo a aldehído.

H2O2

Se prepara y utiliza en disolución acuosa. La disponibilidad comercial de H2O2 de elevada concentración permite la preparación económica de soluciones concentradas de perácidos aplicables a la oxidación de sustancias orgánicas, tales como las de la anilina a azoxibenceno, betanaftol a ácido o-carboxicinámico, antraceno o antraquinona y la hidroxilación de ácidos grasos no saturados.

A pesar de la ventaja de no producir sales residuales, precipitados, gases, etc, el peróxido de hidrógeno se utiliza relativamente poco como agente oxidante en la industria química orgánica debido principalmente a que resulta bastante caro. Sin embargo, el perfeccionamiento de los procesos de fabricación aumenta la producción, bajan los precios y su empleo va haciéndose cada vez mayor.

Los peróxidos de metales alcalinotérreos tienen pequeñas aplicaciones en el campo industrial, y los de calcio, magnesio y zinc se utilizan para la preparación de productos farmacéuticos. Los peroxidratos más utilizados en el comercio son el perborato y el percarbonato sódicos, que se utilizan como sustitutivos del peróxido de hidrógeno cuando interesa trabajar con una sustancia seca.

Na2O2

Se emplea muy poco industrialmente para la oxidación de sustancias orgánicas, debido, en gran parte, a los peligros que supone la conservación y manejo de este cuerpo. Se emplea como agente oxidante para la decoloración de la pulpa de madera.

SeO2

Presenta algunas características interesantes como agente oxidante. Por ejemplo, puede oxidar los compuestos no saturados que contienen el grupo -CH=CHCH2-, tranformándolos en α,β-cetonas no saturadas; puede inflamar (en atmósfera de SeO2), a 230 ºC, sustancias como el etanol, y el propileno y butileno se oxidan y convierten en alcohol y ésteres anílicos.


Ozono

La aplicación del ozono en los procesos de oxidación depende de que pueda disponerse de energía eléctrica barata para obtenerlo. La oxidación con ozono tiene varias aplicaciones como la decoloración, la esterilización de aguas, la oxidación del acetileno a glioxal, la oxidación del anetol a aldehído anísico, entre otras.

Hipoclorito de sodio

El hipoclorito de sodio es una sal prehidratada que se descompone lentamente cuando entra en contacto con el aire, es inestable y corrosivo. No es compatible con las sales de amonio, el amoníaco (cuya reacción produce gas de cloramina), metales oxidables, etcétera.

Se produce a través de la disolución de sales en agua blanda, lo que produce una solución salina que al ser electrolizada genera una solución de hipoclorito de sodio con agua y también genera hidrógeno, que es un gas explosivo.

Usos

Sus características químicas hacen que el hipoclorito de sodio sea un agente eficaz en la eliminación de:

  • Virus
  • Bacterias
  • Microorganismos

Por su capacidad de desinfección es utilizado en diferentes ámbitos, por ejemplo:

  • Escuelas
  • Hogar
  • Hospitales
  • Laboratorios
  • Oficinas
  • Lavanderías

Enlaces externos

Fuentes

  • Análisis químico de los alimentos: métodos clásicos. -- Ciudad de La Habana: Editorial Universitaria, 2004. -- ISBN 978-959-16-0253-4. -- 433 pág.
  • ORE L., y cols, 2004, Química. La ciencia central, PEARSONEDUCATION, México. Páginas 1152. (Capitulo 7: Propiedades periódicas de los elementos, metales alcalinos, paginas: 256-259).
  • D.F.; Atkins, P.W.; Langford, C.H. Química Inorgánica. Vol. 1. Segunda edición. Reverté. 1997.