VALORACIÓN REDOX

Es similar a la valoración ácido base. Hay que determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí. Para ello, si “a” es el nº de electrones que captura la especie oxidante y “b” los que pierde la especie reductora, sin necesidad de ajustar la ecuación completa, sabremos que “a” moles de especie reductora reaccionan con “b” moles de especie oxidante. Lógicamente, es necesario conocer qué especies químicas son los productos de la reacción y no sólo conocer los reactivos.

Se cumple la siguiente expresión:

               V_ox ×[oxidante]× a (nºe gan.^-  ) =V_red ×[reductor]×b( nºe perd^-  )

Ejemplo:

Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO₄ acidulada con H₂SO₄ con 30 ml de KMnO₄ 0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO₄  si el MnO₄^– pasa a Mn²⁺?

Reducción:  MnO₄^–  + 8 H⁺ + 5 e^– → Mn²⁺ + 4 H₂O

Oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1 e^–

Como el MnO₄^– precisa de 5 e^–  para reducirse y el Fe²⁺  pierde 1 e^–, sabemos que 5 moles de  FeSO₄ (reductor) reaccionan por cada mol de KMnO₄ (oxidante). En general y en el caso de disoluciones: n = V x Molaridad Así, aplicando la proporción estequiométrica:

                                      5mol FeSO₄         1mol KMnO₄

₌

                                          V_red ×[FeSO₄]     V_ox ×[KMnO₄]

                  [FeSO ] 4 =Vox ×[KMnO₄]×−nº e gan⁻ . ₌ 30ml ×0,25 M ×5 ₌ 0,75 M

                                             V_red × nº e perd.                     50 ml ×1                        

En general, si a = nº e^– ganados en la reducción (coincide con el número de moles de reductor que reaccionan) y b = nº e^– perdidos en la oxidación (coincide con el número de moles de oxidante que reaccionan), se tendrá:

                a mol reductor(      )        b mol oxidante( ) =

                            V_red ×[reductor ]     V_ox ×[oxidante]

O lo que es lo mismo:

                         V_ox ×[oxidante]×a(nºe gan.^- ) =V_red ×[reductor]×b(nºe perd.^- )

Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de masa equivalente, y el de normalidad. Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e^– ganados o perdidos: 

De esta manera: n_eq(oxidante ) = n_eq(reductora)

             Es decir:                       V (ox.) x N (ox.) = V (red.) x N (red.) 

Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se transforma (semirreacción). En el ejemplo: N (KMnO₄) = 0,25 M x 5 = 1,25 N n_eq(MnO₄⁻) =n_eq(Fe²⁺)⇒V(KMnO₄)×N (KMnO₄) =V(FeSO₄)×N(FeSO₄)

 (N FeSO₄) _{= (30ml x 1,25 N) / 50 ml =} 0,75 N ⇒ Molaridad = 0,75 M

                                                                                                              

Ejercicio C (Selectividad. Madrid Reserva 1998):

Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción. Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K^-1 mol^-1. ⌦