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