5-Volumetrias_Redox-2019

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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 
http://www.emyr.com.mx/images/PROD-PYREX.jpg
 
 
Fe(II) 
Ce(IV) Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+ 
 Otras reacciones importantes: 
MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H + ↔ Mn2+ + 5 Fe3+
 + 4 H2O 
Cr2O7
2- + 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
0.0592
EºE
a
aa
log
n
0.0592
EºE
a
aa
ln
nF
RT
EºE






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 
Cr2O7
2- + 6 Fe2+ + 14 H + ↔ 2Cr3+ + 6 Fe3+
 + 7 H2O 
 
1 
8
4
2
Mn/MnOcátodo
3
2
/FeFeánodo
]][H[MnO
][Mn
log
5
0,059
EºE
][Fe
][Fe
log
1
0,059
EºE
2
4
23








14
72
23
CrOCrcátodo
3
2
/FeFeánodo
]][HO[Cr
][Cr
log
6
0,059
EºE
][Fe
][Fe
log
1
0,059
EºE
3
72
23








2/
2
MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H + ↔ Mn2+ + 5 Fe3+
 + 4 H2O 
 
 
 
 
 
Cr2O7
2- + 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 0.698
0.02
1
log0.0590.799
][Ag
1
log
1
0,059
EºE
V 0.287
0.02
1
log 0.02960.337
][Cu
log
2
0,059
EºE
ánodocátodocelda
/AgAgcátodo
CCánodo
0






 2/
1
02 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[Ce
log
1
0.059
EºEº
][Fe
][Fe
log
1
0.059
Eº
][Ce
][Ce
log
1
0.059
Eº













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[Mn
log
5
0,059
EºE'
][Fe
][Fe
log
5
5
1
0,059
Eº
][MnO
][Mn
log
5
0,059
E'
:Keq paraExpresión 










Veamos que pasa con un sistema mas complicado: 
][MnO
][Mn
log
5
0,059
8pH
5
0.059
EºEs
]][H[MnO
][Mn
log
5
0.059
EºEs
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
s
MnO
Mn
log
5
0,059
8pH
5
0,059
EºE
 2e + 2Br -  Br2 (aq) 
 E2
0 = 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)- E2
0 = 0.182 V 
 
 
pH) al docondiciona (E E'Es 1
MnO
Mn
:Si
4
2



 2e + 2Cl -  Cl2 (aq) 
 E3
0 = 1.396 V 
 3= E’(0)- E3
0 = 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
1
log
1
0.059
EE
0
Ag
 
Kps
Cl
log
1
0.059
EE
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
αCAgα
C
Ag
 

    2
3231
Ag
NHβNHβ1
α
1

3
Ag 2.4.10α 
AgAgAgAg
0
Ag Clog
1
0.059
E'Clog
1
0.059
αlog
1
0.059
EE 
Ag(NH3)2
+ + e  Ag(s) + 2 NH3 
El Es será mejor representado por el siguiente equilibrio: 
Limitacionesdel USO del Potencial estándar de 
electrodo. 
Factores que afectan al potencial: 
Formación de complejos 
Ag+ + e  Ag(s) E0 = 0.799 V 
 

Ag
1
log
1
0.059
EE
0
Ag
 En consecuencia, para condiciones distintas de las estándares 
 es conveniente usar el denominado Potencial Formal que se 
obtiene empíricamente 
 Za ZZ  1i
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[Ce
K
: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
E
s
is
te
m
a
 (
V
)
Volumen solución Ce
4+
 (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
/01.0
log
1
0.059
-77.0
][Fe
][Fe
log
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
EºEº
Es 0 (1) log 
][Fe][Cey ][Fe][Ce :"equilibrio deCondición "
][Fe][Ce
][Fe][Ce
log
1
0.059
-EºEº2Es 
][Ce
][Ce
log
1
0.059
-EºEs 
][Fe
][Fe
log
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
/5.2
log
1
0.059
-72.1
][Ce
][Ce
log
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
E
s
is
te
m
a
 (
V
)
Volumen solución Ce
4+
 (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 42.1091.051.18pH
5
0.059
EºE'
Fe(II)Mn(VII)/Mn 


mL74.90Vf 
 
 
V 0.91
mmol/Vf 2.49
mmol/Vf 0.01
log 0.0590.77
Fe
Fe
log 0.059EE
3
2
0
(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 1.31
nn
5EE
EE
(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)/Mn
MnO
Mn
log
5
0.059
E'5E5
 
 







3
2
0
(II)Fe(III)/Fe
Fe
Fe
log 0.059E1E1
2) Sumar ambas ecuaciones: 
  
  


3
4
22
'
(II)Mn(VII)/Mn
0
(II)Fe(III)/Fe
FeMnO
FeMn
log 0.059E5EE6
1 
MnFe
(II)Mn(VII)/Mn
0
(II)Fe(III)/Fe
eqS
nn
5E'E
EE



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
MnO5Mn
log 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/5meq0.01meq
Vf
1mmol/5meqmeq 2.5
log
5
0.059
1.42ES 



• 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)
P
o
te
n
c
ia
l d
e
l S
is
te
m
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 
Cr2O7
2- 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’Cr2O7
2-/Cr3+ 1.20 
Otra curva de titulación: uso de K2Cr2O7
 
 Cr2O7
2- + 14 H+ + 6 e- ↔ 2 Cr3+ + 7 H2O 
 6 x (Fe2+ ↔ Fe3+ + e-) 
Cr2O7
2- + 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 22.1138.036.1pH41
6
0.059
EºE'
2/Fe3Fe3/Cr-2
7O2Cr
3-2
72



 

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
Cr
log
6
0.059
E'6E6
 
 







3
2
0
II)Fe(III)Fe(
Fe
Fe
log 0.059E1E1
2) Sumar ambas ecuaciones: 
   
  


32
72
223
III)Cr(VI)/Cr(
0
(II)Fe(III)/Fe
FeOCr
FeCr
log 0.0596E'EE7
MnFe
3
III)Cr(VI)/Cr(
0
(II)Fe(III)/Fe
iaequivalencS
nn
][Cr 2 log 0.0596E'E
EE




6 [Cr2O7
-] = [Fe2+] 3 [Cr3+] = [Fe3+] Reactivos Productos 
3) En el punto de equivalencia se cumple la estequiometría: 
Sustituyendo y reordenandola ecuación: 
   
   


32
72
2
72
23
Cr3OCr
OCr6Cr
log 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)/Fe
FeOCr
FeCr
log 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
o
te
n
c
ia
l 
d
e
l 
S
is
te
m
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 40
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
1.2
1.4
1.6
E
s
is
te
m
a
 (
V
)
Volumen soluciَ n Ce
4+
 (mL)
Ce4+ + Fe2+ ↔ Ce3+ + Fe3+ 
2 Ce4+ + U4+ +2 H2O ↔ 
2 Ce3+ + UO2
3+ + 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
p
H
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 2.0
0
K=1010
K=1013
E
s
is
te
m
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)violetaMn(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
0.0592
EE
E
1
1
log
n
0.0592
E E
1
10
In
]In[
10
1
In
]In[
In
][In
log
n
0.0592
EE
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
11.7
0.059
0.51.2
][In
][In
log
][In
][In
log
1
0.059
0.51.2
][In
][In
log
n
0.059
EE
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 0.735
4/VF
16/VF
log 0.0590.771
][Fe
][Fe
log
1
0.059
EºE
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 0.182
9
1
log 
2
0.059
0.154
][Sn
][Sn
log
2
0.059
EºE
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 0.149
4
6
log 
2
0.059
0.154
][Sn
][Sn
log
2
0.059
EºE
4
2
/SnS 24 








n
Calcular el Potencial del Sistema 
Se mezclan: 
52.8 mg Cl3Cr 
Cr2O7
2-+ 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 Cr2O7
2- = 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+ 
Cr2O7
2-+ 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 
03.49
6
18.294
6

PF
PeqCrVI
7850.52
3
3551.158
6
2



PF
PeqCrIII
808.94
2
616.189
2

PF
PeqSnII
 
   
V0.153
Vf
1mmol/2meq1.5meq
Vf
q)(1mmol/2me0.5meq
log
2
0.059
0.139
Sn
Sn
log
2
0.059
EE
4
2
0
II)Sn(IV)/Sn(S 




Cr2O7
2- + Sn2+  Sn4+ + Cr3+ 
1.5meq 2.0meq 1.0meq 
--------------------------------------------------------- 
--- meq 0.5meq 1.5meq 2.5meq 
   
0.017mol/L
50.0mL
1mmol/3meq2.5meq
Cr final
3    KeqladepartiracalcularpuedeseOCr
final
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
masa
meqCrVI 
meq1.0
52.7850
mg52.8
Peq
masa
meqCrIII 
meq2.0
94.808
mg189.6
Peq
masa
meqSnII 
E sistema = ECr(VI)/Cr(III) = ESn(IV)/Sn(II) 
E sistema = Calculo Alternativo a partir de la otra cupla