QUÍMICA ANALÍTICA I
Etapa analítica
Análisis volumétrico :
Titulaciones de óxido-reducción
Equilibrio Redox
Celdas electroquímicas
Relación de E celda y K equilibrio
Factores que afectan el potencial (E’)
Análisis volumétrico: Titulación Redox
Detección del punto final de la titulación
Aplicaciones
2019
Fe(II)
Ce(IV) Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+
Otras reacciones importantes:
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H + ↔ Mn2+ + 5 Fe3+
+ 4 H2O
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H + ↔ 2Cr3+ + 6 Fe3+
+ 7 H2O
Importante: Balancear
correctamente la ecuación
para conocer el
Peso Equivalente
Una reacción redox es una reacción de transferencia de
electrones entre una especie que se OXIDA y otra que se
REDUCE.
Balanceo de ecuación:
MnO4- + 8 H + + 5 e - ↔ Mn2+ + 4 H2O
5 (Fe2+ ↔ Fe3+ + 1 e - )
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H + ↔ Mn2+ + 5 Fe3+
+ 4 H2O
PeqMnO4= PF/5
PeqFe= PA/1
Reacción volumétrica directa
Analito + Patrón Producto
Las titulaciones también pueden ser
INDIRECTAS:
• El analito reacciona con un reactivo
intermediario.
Ejemplo: titulación yodométrica del cloro activo
en lavandina
Celdas Electroquímicas
Solución de CuSO4 Solución de AgNO3
Cuº Agº
Cu2+
Ag+
Puente salino KCl
Celda Galvánica:
• Basada en reacción redox espontánea ΔE0 > 0
Celda Electrolítica:
• Basada en reacción redox no espontánea ΔE0< 0
1
Representación esquemática de las
Celdas Electroquímicas
Cuº|CuSO4(0.0200 M) || AgNO3(0.0200 M) |Agº
• El ánodo siempre se escribe del lado izquierdo.
• Las líneas verticales representan límites de fases.
• La doble línea vertical representa el puente salino. Es un
potencial de unión líquida debido a diferencia en las
velocidades de los iones en la solución.
Potencial de
Reducción
Catódica
Ag+
Ag(s)
Cu2+
Cu(s)
1
Potencial estándar de electrodo
ENH Electrodo de interés
Potencial Normal o Estándar
de Electrodo (E°) de una
semirreacción:
Potencial medido frente al ENH y
cuando las ACTIVIDADES de
todos los reactivos y productos
son igual a 1.
ENH|| Cu2+ (aCu2+ = 1.00) |Cu°
Ecelda = Ecátodo – Eánodo
Ecelda = Eincógnita – Ereferencia
Ecelda = Eincógnita – EENH
Por convención: EENH = 0
Potencial Formal de Electrodo (Eº’)
Potencial de electrodo medido contra el ENH en condiciones
tales que la relación de concentraciones analíticas de
reactivos y productos, tal como aparecen en la ecuación de
Nernst, es exactamente igual a 1 y las concentraciones de
todas las demás especies en el sistema se especifican
claramente.
Ejemplo:
Ag+ + e ↔ Ag(s) Eº = 0.799 V
Pero si se lo mide en HClO4 1.00 M y con una concentración
1.00 M de Ag+, el potencial será: Eº’ = 0.792 V
Potenciales formales
Según el Convenio de Estocolmo (1953) o IUPAC, el potencial
de electrodo se refiere a un proceso de semicelda escrito como
REDUCCIÓN.
El signo de un potencial de electrodo está determinado por el
signo correspondiente del electrodo de su semicelda cuando se
halle acoplado al ENH.
Cuando la semicelda actúa espontáneamente como cátodo, el
potencial de electrodo es positivo
(se reduce espontáneamente).
Cuando la semicelda se comporta como ánodo, el potencial es
negativo.
Medición de potenciales
Potenciales estándar de electrodo
Reacción Eº (25ºC) / V
Cl2 + 2 e- ↔ 2 Cl- 1,359
Ag++ e- ↔ Ag(s) 0,799
Fe3++ e- ↔ Fe2+ 0,771
Cu2++ 2 e- ↔ Cu(s) 0,337
2 H++ 2 e- ↔ H2(g) 0,000
Cd2++ 2 e- ↔ Cd(s) - 0,403
Zn2++ 2 e- ↔ Zn(s) - 0,763
Formación de H2 cuando se agrega Zn(s) a solución de HCl
Efecto de la concentración Ecuación de Nernst
Representa la relación cuantitativa entre actividades y el
potencial de electrodo.
Dada la siguiente reacción general reversible:
bB + … + ne- ↔ cC + dD
b
dc
b
B
d
D
c
C
b
B
d
D
c
C
[B]
[D][C]log
n
0.0592EºE
a
aalog
n
0.0592EºE
a
aaln
nF
RTEºE
Efecto de la concentración Ecuación de Nernst
Representa la relación cuantitativa entre actividades
y el potencial de electrodo: se escribe siempre usando
la semi reacción en el sentido de la reducción.
¿Cómo se escribe para estas reacciones?
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H + ↔ Mn2+ + 5 Fe3+
+ 4 H2O
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H + ↔ 2Cr3+ + 6 Fe3+
+ 7 H2O
1
8
4
2
Mn/MnOcátodo
3
2
/FeFeánodo
]][H[MnO
][Mnlog
5
0,059EºE
][Fe
][Felog
1
0,059EºE
24
23
14
72
23
CrOCrcátodo
3
2
/FeFeánodo
]][HO[Cr
][Crlog
6
0,059EºE
][Fe
][Felog
1
0,059EºE
372
23
2/2
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H + ↔ Mn2+ + 5 Fe3+
+ 4 H2O
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H + ↔ 2Cr3+ + 6 Fe3+
+ 7 H2O
Semi reacción en el
sentido
de la reducción
Efecto de la concentración Ecuación de Nernst
Cuº Agº
Cu2+
Ag+
0.412 V
0.0200 M 0.0200 M
Cuº Agº
Cu2+
Ag+
0.0300 M 2.7 10-9 M
0.000 V
V 0.412EEE
V 0.6980.02
1log0.0590.799
][Ag
1log
1
0,059EºE
V 0.2870.02
1log 0.02960.337
][Culog
2
0,059EºE
ánodocátodocelda
/AgAgcátodo
CCánodo
0
2/
102 uu
• Ecelda = 0 = Ederecho – Eizquierdo
• Ederecho = Eizquierdo
¿Qué pasa en el equilibrio
químico?
Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+
)n/0.059Eº(Eº
24
33
/FeFe/CeCe
3
2
/FeFe4
3
/CeCe
2/Fe3Fe3/Ce4Ce
2334
2334
10K
]][Fe[Ce
]][Fe[Celog
1
0.059EºEº
][Fe
][Felog
1
0.059Eº
][Ce
][Celog
1
0.059Eº
K permite analizar la
cuantitatividad de la
reacción
)n/0,059Eº(E'
52
4
532
FeII)Mn(VI)/Mn(
3
2
Fe
4
2
II)Mn(VI)/Mn(
FeII)Mn(VI)/Mn(10K
]][Fe[MnO
]][Fe[Mnlog
5
0,059EºE'
][Fe
][Felog
5
5
1
0,059Eº
][MnO
][Mnlog
5
0,059E'
:Keq paraExpresión
Veamos que pasa con un sistema mas complicado:
][MnO
][Mnlog
5
0,0598pH
5
0.059EºEs
]][H[MnO
][Mnlog
5
0.059EºEs
4
2
II)Mn(VI)/Mn(
8
4
2
II)Mn(VI)/Mn(
E’Mn Potencial condicionado
Limitaciones del uso del Potencial estándar de
electrodo.
Factores que afectan al potencial : pH
8 H++ 5 e+ MnO4- Mn2+ + 4 H2O E0 = 1.510 V
4
2
sMnO
Mnlog
5
0,0598pH
5
0,059EºE
2e + 2Br - Br2 (aq)
E20 = 1.098 V
en HCl 1M pH 0
en HAc 1M pH 2.40
E’(0) = 1.510 V
E’(2.4) = 1.280 V
E (V)
1.510
MnO-4
Cl-
1.396
1.098
pH
Br-
Cl2
Br2
Mn2+
0.00 2.40
2
3
2= E’(2.4)- E20 = 0.182 V
pH) al docondiciona (E E'Es 1MnO
Mn:Si
4
2
2e + 2Cl - Cl2 (aq)
E30 = 1.396 V
3= E’(0)- E30 = 0.114 V
Ag+ + e Ag(s) E0 = 0.799 V Kps = [Ag+].[Cl-]
Si en el sistema hay cloruro, precipitará el AgCl
AgCl Ag+ + Cl-
[Ag+] = [Cl-] / Kps
Ag
1log
1
0.059EE
0
Ag
Kps
Cllog
1
0.059EE
0
Ag
Cllog 0.059E'E AgCl
Limitaciones del USO del Potencial estándar
de electrodo.
Factores que afectan al potencial: Equilibrio
Heterogéneo
AgCl + e Ag(s) + Cl- E0 = 0.222 V
El E del sistema será mejor representado por el siguiente equilibrio
y dependerá de la concentración del cloruro.
Si se solubiliza 1 mol de Ag+ en 1 L
de un medio amoniacal [NH3]=0.005
Ag+ + NH3 Ag(NH3)+
Ag(NH3)+ + NH3 Ag(NH3)2
+
1
2
AgAgAg
Ag
αCAgαC
Ag
2
3231
Ag
NHβNHβ1α
1
3
Ag 2.4.10α
AgAgAgAg
0
Ag Clog1
0.059E'Clog
1
0.059αlog
1
0.059EE
Ag(NH3)2+ + e Ag(s) + 2 NH3
El Es será mejor representado por el siguiente equilibrio:
Limitaciones del USO del Potencial estándar de
electrodo.
Factores que afectan al potencial:
Formación de complejos
Ag+ + e Ag(s) E0 = 0.799 V
Ag
1log
1
0.059EE
0
Ag
En consecuencia, para condiciones distintas de las estándares
es conveniente usar el denominado Potencial Formal que se
obtiene empíricamente
Za ZZ 1i
Limitaciones del uso del Potencial estándar de
electrodo.
Factores que afectan al potencial: Fuerza
iónica
Curva de titulación Ce4+ 0.1000 M
Er ≤ 0.4%
Fe2+ 0.0500 M
50.00 mL
• ¿Como se construyen?
• ¿Para que sirven?
• ¿Qué compuesto se oxida/reduce?
Analizar cuantitatividad de la reacción
Ce4+ 0.1000 M equivale a 0.1000 meq/mL (N)
Fe2+ 0.0500 M equivale a 0.0500 meq/mL (N)
Veq = (50.00 x 0.0500) / 0.1000 = 25.00 mL
Er ≤ 0.4% implica: (25.00) ± 0.10 mL
Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+
Cuantitatividad
6
2
2
24
33
min
1.16059.)1/077.0(1.72)n/0.059Eº(Eº
3324
10
)100
0.1.0500(
)100
99.9.0500(
]][Fe[Ce
]][Fe[CeK
:avance de 99.9%un con mínima Constante
101010K
:equilibrio de Constante
FeCe FeCe :n titulaciódeReacción
2/Fe3Fe3/Ce4Ce
Curva de titulación
0 10 20 30 40
0.6
0.8
1.0
1.2
1.4
Esis
tem
a (
V)
Volumen solución Ce4+
(mL)
Ce4+ 0.1000 M
Er ≤ 0.4%
Fe2+ 0.0500 M
50.00 mL
Volumen
titulante (mL)
Esistema
(V)
5.00 0.73
20.00 0.81
24.90 0.91
25.00 1.25
25.10 1.64
1
V 0.91 /49.2
/01.0log
1
0.059-77.0
][Fe
][Felog
1
0.059-Eº Es
:Fe de Exceso
2.49 2.49 0.01 - f)
- - 2.5 2.49
0.0550.0 0.124.9 i)
Fe Ce Fe Ce
3
2
/FeFe
2
3324
23
Vt
Vt
Curva de titulación
Balance de masa para primer punto final
V = 24.90 mL
V 1.25 2
EºEºEs 0 (1) log
][Fe][Cey ][Fe][Ce :"equilibrio deCondición "
][Fe][Ce
][Fe][Celog
1
0.059-EºEº2Es
][Ce
][Celog
1
0.059-EºEs
][Fe
][Felog
1
0.059-Eº Es
Fe Ce Fe Ce
3423
3423
34
23
/CeCe/FeFe
2433
34
23
/CeCe/FeFe
4
3
/CeCe
3
2
/FeFe
3324
2.5 2.5 - - f)
- - 2.5 2.5 i)
Punto de equivalencia (V = 25.00 mL)
1
V 64.1/1.0
/5.2log
1
0.059-72.1
][Ce
][Celog
1
0.059-Eº Es
:Ce de Exceso
2.5 2.5 - 0.01 f)
- - 2.5 2.51
0.0550.0 0.125.1 i)
Fe Ce Fe Ce
4
3
/CeCe
4
3324
34
Vt
Vt
Balance de masa para segundo punto final
V = 25.10 mL
Curva de titulación Curva simétrica
0 10 20 30 40
0.6
0.8
1.0
1.2
1.4
Es
iste
ma
(V
)
Volumen solución Ce4+
(mL)
Volumen
titulante (mL)
Esistema
(V)
24.90 0.91
25.00 1.25
25.10 1.64
Curva de titulación redox con
dependencia del pH: permanganato/Fe
50.00 ml de Fe2+ 0.0500 M = 0.0500 N
en H2SO4 0.1M (Ka=1.1x10-2) pH 0.96
MnO4- 0.0200M = 0.1000 N
Si se acepta un error ± 0.4 %
Veq ± 0.4 %
25.00 ± 0.1 mL
MnO4- + 8 H++ 5 e- Mn2+ + 4H2O E0 = 1.510 V
5 x (Fe2+ Fe3+ + e- ) E0 = 0.771 V
Reacción Redox espontánea
y cuantitativa
Veq = 25.00 mL
1 mmol de MnO4- = 5 meq de MnO4
-
1 mmol de Mn2+ = 5 meq de Mn2+
1 mmol de Fe2+ = 1 meq de Fe2+
1 mmol de Fe3+ = 1 meq de Fe3+
Càlculo del potencial
condicionado
Curva de titulación redox con
dependencia del pH : permanganato/Fe
1.55)5/0.05977.0(1.42)n/0.059Eº(E'
(II)Mn(VII)/Mn
101010K
V 42.1091.051.18pH5
0.059EºE'
Fe(II)Mn(VII)/Mn
mL74.90Vf
V 0.91mmol/Vf 2.49
mmol/Vf 0.01log 0.0590.77
Fe
Felog 0.059EE
3
20
(II)Fe(III)/FeS
24.9 mL x 0.1N
2.49 meq
50.0 mLx0.05N
2.5meq
- meq 0.01 meq 2.49 meq 2.49 meq
• Antes del punto de equivalencia: (Veq – Er %) = (25.00 – 0.10) mL
MnO4- + Fe2+ ↔ Mn2+ + Fe3+
Curva de titulación redox con
dependencia del pH : permanganato/Fe
• En el punto de equivalencia: Veq = 25.00 mL
mL 75.00Vf V 1.31nn
5EEEE
(II)Mn(VII)/Mn(II)Fe(III)/Fe
'
(II)Mn(VII)/Mn
0
(II)Fe(III)/Fe
eqS
Curva de titulación redox con
dependencia del pH : permanganato/Fe
Deducción del Potencial en el punto de
equivalencia para sistema permanganato/Fe
1) Multiplicar el Potencial de Electrodo de cada semirreacción
por su número de electrones intercambiados:
4
2
(II)Mn(VII)/MnMnO
Mnlog
5
0.059E'5E5
3
20
(II)Fe(III)/FeFe
Felog 0.059E1E1
2) Sumar ambas ecuaciones:
3
4
22'
(II)Mn(VII)/Mn
0
(II)Fe(III)/FeFeMnO
FeMnlog 0.059E5EE6
1
MnFe
(II)Mn(VII)/Mn
0
(II)Fe(III)/Fe
eqSnn
5E'EEE
5 [MnO4-] = [Fe2+] 5 [Mn2+] = [Fe3+] Reactivos Productos
3) En el punto de equivalencia se cumple la estequiometría:
Sustituyendo y reordenando la ecuación:
2
4
4
2
Mn5MnO
MnO5Mnlog 0.0591.4250.77E6
Deducción del Potencial en el punto de
equivalencia para sistema permanganato/Fe
1
25.1 mL x 0.1N
2.51 meq
50.0 mLx0.05N
2.5meq
0.01 meq - meq 2.50 meq 2.50 meq
MnO4- + Fe2+ ↔ Mn2+ + Fe3+
V 1.39
Vf
1mmol/5meq0.01meqVf
1mmol/5meqmeq 2.5
log5
0.0591.42ES
• Después del punto de equivalencia:
(Veq + Er %)= (25.00+0.10) mL
mL 75.10Vf
Curva de titulación redox con
dependencia del pH : permanganato/Fe
0.6
0.8
1
1.2
1.4
1.6
0 20 40 60
Titulante (ml)
Po
ten
cia
l de
l Sis
tem
a (
V)
8 H+ + MnO4- + 5Fe2+↔ 5Fe3++ Mn2+ + 4H2O
Curva asimétrica
V(mL) Es (V)
24.90 0.91
25.00 1.31
25.10 1.39
± Er%
Veq
Cr2O72- 0.02000 M
0.1200 N
Fe2+ 0.1000 M = 0.1000 N
25.00 mL± Er ≤ 0.5% = 0.10 mL
pH = 1.0 Veq = (0.1000 x 25.00)/0.1200 = 20.83 mL
Volumen
titulante
(mL)
Cálculo Esistema
(V)
20.73 Usando EºFe3+/Fe2+ 0.91
20.83 Pot. En punto equivalencia 1.16
20.93 Usando E’Cr2O72-/Cr3+ 1.20
Otra curva de titulación: uso de K2Cr2O7
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- ↔ 2 Cr3+ + 7 H2O
6 x (Fe2+ ↔ Fe3+ + e-)
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H+ ↔ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ +7 H2O
Càlculo del potencial
condicionado
Curva de titulación redox con
dependencia del pH: dicromato/Fe
8.45)6/0.05977.0(1.22)n/0.059Eº(E'
/CrOCr
101010K
V 22.1138.036.1pH416
0.059EºE'
2/Fe3Fe3/Cr-27O2Cr
3-272
Deducción del Potencial en el punto de
equivalencia para sistema dicromato/Fe
1) Multiplicar el Potencial de Electrodo de cada semirreacción
por su número de electrones intercambiados:
2
72
23
II)Cr(VI)/Cr(OCr
Crlog
6
0.059E'6E6
3
20
II)Fe(III)Fe(Fe
Felog 0.059E1E1
2) Sumar ambas ecuaciones:
32
72
223
III)Cr(VI)/Cr(
0
(II)Fe(III)/FeFeOCr
FeCrlog 0.0596E'EE7
MnFe
3
III)Cr(VI)/Cr(
0
(II)Fe(III)/Fe
iaequivalencSnn
][Cr 2 log 0.0596E'EEE
6 [Cr2O7-] = [Fe2+] 3 [Cr3+] = [Fe3+] Reactivos Productos
3) En el punto de equivalencia se cumple la estequiometría:
Sustituyendo y reordenando la ecuación:
32
72
2
72
23
Cr3OCr
OCr6Crlog 0.0591.2260.77E7
Deducción del Potencial en el punto de
equivalencia para sistema dicromato/Fe
32
72
223
III)Cr(VI)/Cr(
0
(II)Fe(III)/FeFeOCr
FeCrlog 0.0596E'EE7
1
Volumen del titulante (ml)
Veq. Curva A
Ce4+ + Fe2+ → Ce3++Fe3+
relación equimolar
Veq. Curva B
MnO4- + 5Fe2+ 8H+ → Mn2++ 5Fe3++4H2O
Curva de Titulación Redox P
ote
ncia
l d
el
Sis
tem
a (
V)
Curva A es Simétrica y Curva B es Asimétrica
Forma de las curvas de titulación Simétricas si la reacción es en proporción molar 1:1
0 10 20 30 400.2
0.4
0.6
0.8
1.0
1.2
1.4
1.6
Es
iste
ma
(V
)
Volumen soluciَ n Ce4+
(mL)
Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+
2 Ce4+ + U4+ +2 H2O ↔
2 Ce3+ + UO23+ + 4 H+
Forma de las curvas de titulación Simétricas si la reacción es en proporción molar 1:1
0 10 20 30 40 50
2
4
6
8
10
12
14
pH
Volumen de titulante (mL)
0.1 M
0.01 M
0.001 M
0.0001 M
Curvas de titulación: no dependen de la
concentración de reactivos, pero si de la constante
de equilibrio
0.0 0.5 1.0 1.5 2.00
K=1010
K=1013
Esis
tem
a
Titulante
K=1018
Son sustancias químicas que interaccionan con el analito o con el
reactivo titulante, generando un cambio de color.
Detección del punto final Indicadores visuales
Indicadores instrumentales
Detectan, mediante la medición continua de una propiedad físico-química,
la generación de un producto o el consumo de un reactivo durante la titulación.
Ópticos – Electroquímicos
Indicadores redox verdaderos
Autoindicadores Cuando se utiliza al KMnO4 [Mn(VII)violetaMn(II)casi incoloro ] como
titulante, se alcanza el punto final con el primer tinte rosado debido
a un ligero exceso de dicho titulante.
Específicos
Son sustancias orgánicas que son sensibles al potencial del sistema,
en consecuencia cambian de color en función del Esist.
Indicadores redox verdaderos
n
0.0592EE
E1
1log
n
0.0592E E
1
10
In
]In[
10
1
In
]In[
In
][Inlog
n
0.0592EE
IneIn
o
/InInviraje
o
/InIn
o
/InIntransición
ox
red
ox
red
ox
redo
/InIn
redox
redox
redoxredox
redox
n
Cambio de color detectable cuando el titulante hace que el
potencial cambie EºInox/Inred±0.0592/n
1
Pregunta de examen: ¿Que color tendrá un indicador cuyo
EºInox/Inred = 0. 5 V ?
Datos: Oxidado es rojo y Reducido es incoloro (n = 1) y se
encuentra en un sistema cuyo potencial es Es=1.2 V
ojo]........R[In][In..........10][In
][In
11.70.059
0.51.2
][In
][Inlog
][In
][Inlog
1
0.0590.51.2
][In
][Inlog
n
0.059EE
redox
11.7
ox
red
ox
red
ox
red
ox
redo
/InIn redox
¿Qué pasa cuando se mezclan reactivos?
1) FeSO4: 1.5192 g (PF=151.9) + Fe2(SO4)3: 5 mmol + SnCl2: 569.1mg
(PF=189.7) + Sn(IV): 4 mmol
Todo en 100 mL
¿Qué compuesto se reduce?
EºFe3+/Fe2+= 0.771 V EºSn4+/Sn2+= 0.154 V
569.1 mg/(189.7/2) mg/meq = 6 meq
Sn2+ + 2Fe3+ ↔ Sn4+ + 2 Fe2+
6 meq 10 meq 8 meq 10 meq
- 4 8+6 10+6
V 0.7354/VF
16/VFlog 0.0590.771
][Fe
][Felog
1
0.059EºE
3
2
/FeFe 23
¿Se puede calcular la
concentración de
todas las especies
presentes luego del
equilibrio químico?
1
2) FeSO4: 1.5192 g (PF=151.9) + Fe2(SO4)3: 5 mmol +
SnCl2: 1138.2mg (PF=189.7) + Sn(IV): 4 mmol
V 0.1829
1log
2
0.0590.154
][Sn
][Snlog
2
0.059EºE
4
2
/SnS 24
n
Sn2+ + 2Fe3+ ↔ Sn4+ + 2 Fe2+
12 meq 10 meq 8 meq 10 meq
2 - 8+10 10+10
1
3) FeSO4 : 1.5192 g + SnCl2: 1138.2mg + Sn(IV): 4
mmol
Sn2+ + 2Fe3+ ↔ Sn4+ + 2 Fe2+
12 meq 8 meq 10 meq
¿Hay reacción?
? E
V 0.1494
6log
2
0.0590.154
][Sn
][Snlog
2
0.059EºE
4
2
/SnS 24
n
Calcular el Potencial del Sistema
Se mezclan:
52.8 mg Cl3Cr
Cr2O72-+ 6 e + 14 H+ 2 Cr3+ + 7 H2O; E0 = 1.360 V
(Sn2+ Sn4+ + 2 e) x 3 ; E0 = 0.139 V
1 mmol de Cr2O72- = 6 meq de Cr2O7
2-
2 mmol de Cr3+ = 6 meq de Cr3+
1 mmol de Cr3+ = 3 meq de Cr3+
1 mmol de Sn2+ = 2 meq de Sn2+
1 mmol de Sn4+ = 2 meq de Sn4+
Cr2O72-+ 14 H++ 3Sn2+ 3Sn4++ 2Cr3+ + 7H2O
ΔE0 = 1.221 V → K = 6.3.10123
50.00 mL
Solubilizar en medio
ácido a pH 1 ESistema
189.6 mg Cl2Sn
73.5 mg K2Cr2O7 Sistema en Eq
03.496
18.294
6
PFPeqCrVI
7850.523
3551.158
6
2
PFPeqCrIII
808.942
616.189
2
PFPeqSnII
V0.153
Vf
1mmol/2meq1.5meqVf
q)(1mmol/2me0.5meq
log2
0.0590.139
Sn
Snlog
2
0.059EE
4
20
II)Sn(IV)/Sn(S
Cr2O72- + Sn2+ Sn4+ + Cr3+
1.5meq 2.0meq 1.0meq
---------------------------------------------------------
--- meq 0.5meq 1.5meq 2.5meq
0.017mol/L
50.0mL
1mmol/3meq2.5meqCr final
3 KeqladepartiracalcularpuedeseOCrfinal
2
72
Calcular el Potencial del Sistema
Se mezclan:
50.00 mL
Solubilizar en medio
ácido a pH 0
ESistema meq1.5
49.03
mg73.5
Peq
masameqCrVI
meq1.052.7850
mg52.8
Peq
masameqCrIII
meq2.094.808
mg189.6
Peq
masameqSnII
E sistema = ECr(VI)/Cr(III) = ESn(IV)/Sn(II)
E sistema = Calculo Alternativo a partir de la otra cupla