UNAM-Facultad de Química
Prof. Mario Alfredo García Carrillo
1402 Química Analítica I
Semestre 2015-I
Tarea 4
1. Se conocen los siguientes pares redox: M4+ (ac) + 3e- M+ (ac) (E°1) y N4+ (ac) + 2e- N2+
(ac) (E°2); calcule el E° mínimo indispensable para que la reacción descrita por la siguiente
ecuación química (no balanceada alcance una cuantitatividad del 99 % si ambos reactivos se
mezclan en cantidades estequiométricas.
N2+ (ac) + M4+ (ac) N4+ (ac) + M+ (ac)
2. Se conocen los potenciales estándar de reducción de los siguientes pares redox:
E° (V) (vs ENH)
Par óxido-reductor
1.45
ClO3-/Cl0.802
AuBr4-/AuBr20.520
CuI/Cuo
0.159
CuII/CuI
*Ignore cualquier equilibrio de solubilidad, complejación o hidrólisis sobre las especies
de interés y tanto la concentración [H+] como de cualquier otro ión espectador o del
medio se considerará 1 M.
Se tiene una disolución donde se tienen las concentraciones iniciales marcadas en un recuadro:
Cu2+
CuI
0.001 M
0.001 M
AuBr4-
ClO3-
3+
0.159
CuI
0.520
7
Cu°
E° (V) (vs ENH)
0.802
1.45
AuBr2-
Cl-
0.01 M
a) Exprese las ecuaciones de Nernst para cada par redox sobre la escala.
b) Calcule la concentración de TODAS las especies químicas una vez que se alcanza el
equilibrio.
c) Calcule el potencial al equilibrio.
Nota: considere desde el inicio un litro de disolución total.
3. Se realiza una titulación redox de SnII con CeIV de acuerdo a la siguiente ecuación química no
balanceada:
SnII (ac) + CeIV (ac) CeIII (ac) + SnIV (ac); E°(CeIV/CeIII) 1.70 V; E°(SnIV/SnII) 0.154 V.
Mediante las ecuaciones de Nernst para dichos pares demuestre que el potencial redox en el punto
de equivalencia es de 0.669 V.
4. En los siguientes ejemplos las disoluciones se mezclan, la reacción alcanza el equilibrio y se
inserta un electrodo de platino en la solución para hacer una semicelda. Esta semicelda se
conecta a un electrodo normal de H2 y se mide el potencial. Calcule el potencial en cada caso:
a) 50 mL de Sn2+ 0.10M + 20 mL de Cr2O22- 0.050M, [H+] = 0.001 M
b) 50 mL de Sn2+ 0.050 M + 50 mL de Fe3+ 0.20M
Eº Sn4+/ Sn2+ = 0.139 V; Eº Fe3+/ Fe2+ = 0.77 V; Eº Fe2+ / Fe = -0.44 V; Eº Cr2O72-/ Cr3+ = 1.33 V
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1402 Química Analítica I
Semestre 2015-I
5. Calcule la constante de equilibrio para la reacción
Fe2+ + B3+ ↔ Fe3+ + B2+
En donde el E° del sistema B3+ / B2+ es 1.07V. ¿Espera que la titulación sea factible? (b) Calcule los
miligramos de Fe2+ que permanecen sin oxidarse cuando se titulan 5 mmol de Fe2+ con B3+ 0.10M.
El volumen final es de 100 mL.
6. Se tiene en un matraz 250 mL de Hg2+ 0.001 M y se le agregan 0.28 g de Na2S2O3. Escribe y
balancea las reacciones que se llevan a cabo. Calcula la constante de equilibrio, asi como las
concentraciones al equilibrio. Datos, pesos atómicos: Na: 23; S: 32; O: 16. E°(Hg2+/Hg22+) =
0.92 V, E°(S4O62-/S2O32-) = 0.08 V.
7. Se tienen las siguientes disoluciones acuosas: 1.89 g de MnCl2 (PM 126 g/mol), y se afora a 100
mL. De la disolución anterior se toman 20 mL (Disolución A). 0.79 g de KMnO4 (PM 158
g/mol), y se afora a 100 mL. De la disolución anterior se toman 20 mL (disolución B). 1.07 g de
KIO3 (PM 214 g/mol), se afora a 100 mL. De la disolución anterior se toman 20 mL (disolución
C). 14.9 g de CuCl (PM 99 g/mol), se afora a 100 mL. De la disolución anterior se toman 20 mL
(disolución D). Se mezclan las disoluciones A, B, C y D y se aforan a 100 mL. Calcular las
concentraciones de todas las especies al equilibrio y el potencial final. E° IO3-/I2 = 1.19 Volts, E°
MnO4-/Mn2+ = 1.51 volts, E° Cu+/Cu° = 0.52 volts y E° Cu2+/Cu+ = 0.15 volts.
8. La fem de una celda hecha con un electrodo de potencial desconocido y el ECS es de 0.63 V.
¿Cuál sería el valor del potencial del electrodo desconocido referido al ENH si el ECS actúa
como ánodo?
Eº Hg2Cl2 (s) / Hg en KCl 1M = 0.282 V
Eº Hg2Cl2 (s) / Hg en KCl saturado = 0.244 V
9. Considere la siguiente pila:
PbO2(s) + Ni2+(ac) + SO42-(ac) → NiO2(s) + PbSO4(s)
Si la concentración de NiSO4 es 2 M, calcule el potencial estandar de la pila y prediga si la reacción
está favorecida o no en esas condiciones:
NiO2 + 4H+ + 2e → Ni2+ + 2H2O Eº = 1.678 V
PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e → PbSO4 + 2H2O Eº = 1.691 V
10. Se sumergen varios metales en una solución que contienen sales de otros metales. Indicar en que
caso el metal en la solución se deposita sobre la barra metálica. Considere para ello los
potenciales dados a continuación:
Barra de Al sumergida en una solución de Cu2+.
Barra de Cu sumergida en una solución de Al3+.
Barra de Ag sumergida en una solución de Zn2+.
Barra de Zn sumergida en una solución de Ag+.
Cu2+ + 2e → Cu Eº = 0.337 V
Al3+ + 3e → Al Eº = -1.662 V
Ag+ + e → Ag Eº = 0.799 V
Zn2+ + 2e → Zn Eº = -0.763 V
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