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REACCIONES REDOX
Análisis cualitativo: identificación estructural.
Análisis cuantitativo: determina la cantidad del
analíto.
Técnicas del a. cuali-cuantitativo:
1. Ópticas.
2. De separación.
3. Electroquímicas.
m. en la interface
M. electroanalíticos m. en la disolución
Método en la disolución: conductimetría
CONDUCTIMETRIA
• Métodos analíticos de oxidación - reducción:
- Potenciometría
- Electrogravimetría
- Voltametría
REDUCCION: ganancia de ē
OXIDACION: perdida de ē
A.OXIDANTE: se reduce = gana ē
A.REDUCTOR:se oxida = pierde ē
REDOX: reacción simultanea y completa
nº de ē aceptados(oxidante) = nº de ē perdidos(reductor)
• POTENCIALES NORMALES: fuerza Redox E (v).
E O (Ox/Rd) vs. E H = 0 (v)
Potencial de equilibrio depende:
- Naturaleza del oxidante y reductor
- La concentración
Ec. de Nernst:
• TABLAS DE POTENCIALES:
CONDICIONES NORMALES: T = 25º C = 1M P = 1atm
AGENTES OXIDANTES
• Oxidantes con E alto, velocidad de reacción lenta.
• Modifican la velocidad ():
- Calentamiento
- Variación del pH
- Uso de catalizadores
1. AGENTES OXIDANTES :
PbO2 KMnO4 K2Cr2O7 Cl2 Br2 HNO4 H2O2
I2
2. AGENTES REDUCTORES:
Metales H2SO3 FeSO4 H2S SnCl2 HI
PROBLEMAS:
1. Solución con Fe2+ de concentración 1 ion/L y
Fe3+ de concentración 10 -4 ion/L .
Calcular el potencia de esta solución, si para
Fe3+/Fe2+ su Eº= + 0,77 v ?
------------------------
2. Calcule el potencial de la siguiente celda
electrolítica:
Zn/ Zn 2+ tiene concentración 0,5M y Ag+/Ag tiene
concentración 0,8M.

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  • 1. REACCIONES REDOX Análisis cualitativo: identificación estructural. Análisis cuantitativo: determina la cantidad del analíto. Técnicas del a. cuali-cuantitativo: 1. Ópticas. 2. De separación. 3. Electroquímicas. m. en la interface M. electroanalíticos m. en la disolución Método en la disolución: conductimetría
  • 2. CONDUCTIMETRIA • Métodos analíticos de oxidación - reducción: - Potenciometría - Electrogravimetría - Voltametría REDUCCION: ganancia de ē OXIDACION: perdida de ē A.OXIDANTE: se reduce = gana ē A.REDUCTOR:se oxida = pierde ē REDOX: reacción simultanea y completa nº de ē aceptados(oxidante) = nº de ē perdidos(reductor)
  • 3. • POTENCIALES NORMALES: fuerza Redox E (v). E O (Ox/Rd) vs. E H = 0 (v) Potencial de equilibrio depende: - Naturaleza del oxidante y reductor - La concentración Ec. de Nernst:
  • 4. • TABLAS DE POTENCIALES: CONDICIONES NORMALES: T = 25º C = 1M P = 1atm
  • 5. AGENTES OXIDANTES • Oxidantes con E alto, velocidad de reacción lenta. • Modifican la velocidad (): - Calentamiento - Variación del pH - Uso de catalizadores 1. AGENTES OXIDANTES : PbO2 KMnO4 K2Cr2O7 Cl2 Br2 HNO4 H2O2 I2 2. AGENTES REDUCTORES: Metales H2SO3 FeSO4 H2S SnCl2 HI
  • 6. PROBLEMAS: 1. Solución con Fe2+ de concentración 1 ion/L y Fe3+ de concentración 10 -4 ion/L . Calcular el potencia de esta solución, si para Fe3+/Fe2+ su Eº= + 0,77 v ? ------------------------ 2. Calcule el potencial de la siguiente celda electrolítica: Zn/ Zn 2+ tiene concentración 0,5M y Ag+/Ag tiene concentración 0,8M.