E° (V)

UNAM-Facultad de Química
Prof. Mario Alfredo García Carrillo
1402 Química Analítica I
Semestre 2015-I
Tarea 3
1. 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 están las concentraciones iniciales marcadas en un recuadro:
2+
Cu
I
Cu
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.
2. 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.
3. En los siguientes ejemplos las disoluciones se mezclan, la reacción alcanza el equilibrio y se
inserta un electrodo de platino en la disolución 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
4+
Eº Sn / Sn2+ = 0.139 V; Eº Fe3+/ Fe2+ = 0.77 V; Eº Fe2+ / Fe = -0.44 V; Eº Cr2O72-/ Cr3+ = 1.33 V
4. 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 KMnO 4 (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
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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.
5. 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 saturado = 0.244 V
6. ¿Cuál es el potencial al equilibrio de una disolución a pH = 0 que contiene [ClO3-] 0.01 M y [Cl-]
0.1 M? (E°( ClO3-/Cl-)= 1.45 V?
7. Supongamos que se desea mantener totalmente pura una disolución que contiene I2 y, en
particular, libre de iones IO3 , formados generalmente por oxidación atmosférica. ¿Qué especie
agregaría para mantener totalmente pura la disolución de I2? Nota: toma en cuenta los datos de
potenciales estándar que se dan a continuación.
Eº(IO3-/I2) = 1.19V, Eº(I2/I-) = 0.62V, Eº(Ce4+/Ce3+) = 1.70V, Eº(Zn2+/Zn) = -0.76 V
8. Tomando como referencia algunos de los potenciales estándar de los pares del galio y del
aluminio: Eº(Al3+/Al0) = -1.68V y Eº(Ga2+/Ga0) = -0.45V. Para la siguiente reacción:
2 Al(s) + 3Ga2+(ac)  2Al3+ + 3Ga(s)
¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio hacia la formación de productos a 25ºC?
9. Considere los siguientes potenciales redox:
Fe3+ + e-  Fe2+ E° (ENH) = 0.77 v, Hg2+ + 2e-  Hg(l) E° (ENH) = 0.79 v. Si los moles
iniciales de los siguientes iones son: Fe3+ = 0.01mol, Fe2+ = 0.1 mol, Hg2+ = 0.001 mol. ¿Cuál es
el potencial de la disolución resultante?
nota: asuma un volumen final del sistema de 1 litro
10. Se dan los siguientes sistemas:
0
Ox1 + e ↔ Red1 E 1 = 1.28V
0
Ox2 + ne ↔ Red2 E 2 = 0.49V
La constante de equilibrio de la reacción Ox1 con Red2 es de 1040. Calcular n, el número de
electrones de la segunda semirreacción.
11. Considere los siguientes potenciales Redox:
-
-
-
-
a) ClO + H2O + 2 e ⇔ Cl + 2 OH Eº = 0.89 V
+3
-
+2
-
+3
-
b) Cr + 3 e ⇔ Cr(s) Eº = -0.76 V
c) Cu + 2 e ⇔ Cu(s) Eº = 0.34 V
d) Au + 3 e ⇔ Au(s) Eº = 1.50 V
+
-
e) Ag + e ⇔ Ag(s) Eº = 0.80 V
Si se coloca Cr(s), Cu(s), Ag(s) o Au(s), en contacto con una solución de hipoclorito de
sodio (ClO- ), ¿cuáles metales serán oxidados y cuáles no? Justifique en función de los potenciales
de cada celda galvánica.