El documento describe los conceptos básicos de oxidación, reducción, agentes oxidantes y reductores. Explica que la oxidación implica la pérdida de electrones e incremento en el número de oxidación, mientras que la reducción implica la ganancia de electrones y disminución en el número de oxidación. También define agentes oxidantes como especies que ganan electrones durante una reacción redox y agentes reductores como especies que pierden electrones.

1. Química Analítica
Prof. María Lourdes Nieto Peña
Equipo #5
Balcázar Ortiz Dely Guadalupe
Cruz Martínez Karla Stephanie
Jiménez Martínez Dulce Karina
Sosa Pérez Karely

2. OXIDACIÓN
La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo
tiempo, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con
número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+)
por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:
Na ---> Na (1+) + 1e-
Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación
REDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y
simultáneamente disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico
(con número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de
oxidación y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico
siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación

3. AGENTE OXIDANTE
Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se
reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro
elemental con calcio:
Ca + Cl2 (0)-----> CaCl2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de
oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:
2e-+Cl2 (0) ---> 2Cl1-
En resumen:
Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación
AGENTE REDUCTOR
Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se
oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando
se hacen reaccionar cloro elemental con calcio:
Ca + Cl2 -->CaCl2
El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número
de oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Ca -->Ca2+ + 2e-
En resumen:
Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su número de oxidación

5. El cerio es muy empleado como oxidante. Las soluciones
sulfúricas de sulfato cerico mantienen indefinidamente su
título si que éste varíe.
Método en cerio, aunque Ce4+ tiene un color amarillo, Ce3+
es incoloro, pero a causa de Ce4+ amarillo no es lo
suficientemente profunda, no como una indicación del
indicador de punto final de titulación.

6. INDICADORES
Los indicadores que se usan en las
titulaciones con sulfato cérico son
indicadores redox de la familia
fenantrolina ferrosa.
Sal férrica de la : Su potencial de
reducción es Eo=1,06 V.
Cambia de color azul pálido a rojo
cuando se reduce. En forma reducida se
llama Ferroína.

7. Las soluciones de sulfato cerico no pueden ser preparadas directamente,
debido a que no es puro. En vez del sulfato cerico se puede usar sulfato
doble de cerio (IV) y amonio hidratado para titular.
Titulación de las soluciones de sulfato de cerio (IV)
• Se pesan exactamente 3.9214 g. de sal de Mohr y se disuelven en agua
dentro de un matraz aforado de 100 ml; completando hasta la marca.
• De esta solución se miden con pipeta 25 ml. para cada titulación, poniéndolos
en un matraz Erlenmeyer de 300 ml, junto con 20-30 ml. de ácido sulfúrico al
6%.
• Después agregar una gota de solución de ferroina como indicador.
• Agregar la solución de sulfato cèrico por titular, hasta que el color rojo-naranja
desaparezca.

8. CON ANHÍDRIDO ARSENIOSO;
Es la más exacta, solo que la reacción es muy lenta; se acelera mediante la
acción catalítica de trazas de tetròxido de osmio o de cloruro de yodo
• Se pesan con exactitud 0.2 g de anhídrido arsenioso puro y seco, y se ponen en
un matraz Erlenmeyer de 300-400 ml.
• Se agregan 25 ml de solución de NaOH al 5% y se calienta hasta solución
completa del óxido, lograda la cual se diluye con 100 ml de agua y se deja enfriar.
• Agregar después 25 ml de ácido sulfúrico diluido y 2 a 3 gotas de solución 0.01 N
de tetróxido de osmio.
• Como indicador se agregan una a dos gotas de ferroína.
• Se titula con la solución de sulfato cérico cuya normalidad se desea averiguar,
hasta que el color rojo naranja del indicador cambie a incoloro o a azul pálido
• Para el cálculo de la normalidad se tendrá en cuenta que el peso equivalente
del anhídrido arsenioso es igual a la cuarta parte de su peso molecular, o
sea 49.48.

9. Con oxalato de sodio
• Se pesan 0.2 a 0.3 g de oxalato de sodio puro y seco, se disuelven en 25 ml
de ácido sulfúrico diluido.
• Después agregar la solución de sulfato cérico.
• Se calienta durante cinco minutos a 50°C; la solución debe quedar amarilla (si
se decolora es indicación de que falta solución cérica); después de enfriar, el
exceso de sulfato
• cérico se retitula con solución decinormal de sulfato ferroso-amónico.
• usar una. a dos gotas de solución de ferroin; la coloración debe virar de rojo-
naranja a incoloro o ligeramente azul.

10. 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 se
basa en las reacciones de oxidación de reductores por el ión 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.
Se emplean en valoración de agua oxigenada, nitritos, materia orgánica, La
reacción de reducción del permanganato es:
Si la disolución no es suficientemente ácida (pH>4), neutra o débilmente alcalina
la reacción que tiene lugar es:

11. 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 ion
cloruro así como la inestabilidad de la disolución.
El ácido que se emplea de preferencia en los métodos permanganométricos es el
ácido sulfúrico, ya que el HCl tiene cierta acción reductora sobre el permanganato.

12. Principales aplicaciones
A) Determinación de hierro
B) Determinación de oxalato o calcio
C) Determinación de arsénico
Otras aplicaciones
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

13. Además del permanganato potásico, las sustancias mas utilizadas como reactivos
valorantes oxidantes son el dicromato potásico, los compuestos de cerio (IV) y el
bromato potásico. En esta ocasión el oxidante que nos interesa estudiar es el
dicromato potásico.
Dicromato potásico:
Indica que el dicromato en disolución acida no es un
oxidante tan fuerte como el permanganato de potasio.

14. No obstante, presenta un cierto numero de ventajas sobre este.
• El dicromato potásico existe en el comercio en calidad de patrón primario: las
disoluciones patrón pueden prepararse por el método directo.
• Las disoluciones patrón de dicromato potásico son estables indefinidamente.
• El ion cloruro en disolución diluida (1 a 2 N en HCl) no es oxidado por el
dicromato. El acido clorhídrico concentrado hervido con dicromato se oxida
parcialmente a cloro.
• No existe ningún estado de oxidación del cromo estable entre los estados +6
y +3, por lo que solo es posible una reacción para el dicromato.
• Las disoluciones patrón de dicromato pueden hervirse sin descomposición.
Este hecho lo hace especialmente útil para la oxidación de compuesto
orgánicos, que normalmente exigen para su oxidación completa temperaturas
altas y bastante tiempo.
• El dicromato potásico decimo-normal es suficientemente transparente
para que se perciba en la bureta el fondo del menisco.

15. Por ejemplo, en la determinación del contenido de hierro en una muestra:
Se pesan de 0,.70g de Sal de Mohr Fe(NH4)2(SO4) 2.6H2O y se disuelven en
un erlenmeyer de 250mL, añadiendo 30mL de agua, 10ml de ácido sulfúrico
H2SO4 3M y 10 gotas de indicador difenilamina.
Lo recomendable para comprobar que la reacción se lleva a cabo a pH acido,
es utilizar un indicador, en este caso se utilizó 8 gotas de difenilamina y en la
solución no presento coloración alguna y revisando las características de ese
indicador, vemos que la difenilamina se mantiene incolora si esta reducida,
recordemos que se añadió ácido para evitar la hidrólisis y retardar la oxidación
atmosférica del ion ferroso, por lo que se comprueba que el indicador estaba
reducido, siempre y cuando se trabaje en un medio acido.
El viraje de dio de incoloro a un purpura.

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