Ejercicios de equilibrios redox

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1 
 
Equilibrios Rédox 
 Ejercicios resueltos: 
Problema 1: Para la reducción del H2AsO4- a H2AsO3- y siendo la concentración 
de ambos aniones igual a 0,01 M. 
a) Calcular la modificación del potencial para los siguientes valores de pH: 
• pH = 0 
• pH = 7 
• pH = 11 
b) Representar E = f (pH) 
E°AsO4H2-/AsO3H2- = + 0,56 V vs ENH 
a) H2AsO4- + 2H+ + 2 e- H2AsO3- + H2O 
Aplicando la ecuación de Nernst: 
 E = E° - 
0,059
𝑛
 × log 
[𝐻2𝐴𝑠𝑂3
−]
[𝐻2𝐴𝑠𝑂4
−]𝑥 [𝐻+]2
 
E = E° - 
0,059
𝑛
 × log 
[𝐻2𝐴𝑠𝑂3
−]
[𝐻2𝐴𝑠𝑂4
−]
 + 
0,059
𝑛
 × log [H+]2 
E = E° - 
0,059
𝑛
 × log 
[𝐻2𝐴𝑠𝑂3
−]
[𝐻2𝐴𝑠𝑂4
−]
 - 
0,059
𝑛
 × 2 pH 
• pH = 0 
Reemplazando en la última ecuación los datos del problema se obtiene el valor 
del potencial al pH deseado: 
E = + 0,56 V vs ENH 
• pH = 7 
E = 0,56 - 0,059/2 log 
10−2
10−2
 - 0,059/2 x 2 x 7 
 E = 0,56 – 0,42 = 0,14 
E = + 0,14 V vs ENH 
• pH = 11 
E = 0,56 - 0,059/2 log 
10−2
10−2
 - 0,059/2 x 2 x 11 
 E = 0,56 – 0,649 = - 0,089 
E = - 0,09 V vs ENH 
 
2 
 
 
Por lo tanto, el sistema es más oxidante en medio ácido. 
 
Problema 2: Calcular el potencial de un electrodo de plata (vs. ENH) inmerso en 
una solución que se obtiene mezclando 50,0 mL de AgNO3 0,0500 M y 50,00 mL 
de KI 0,0800 M. Eº Ag+/Agº: + 0,7994 V vs. ENH. Kps AgI: 8,5 x 10-17 
Ag+ + e- Agº Eº Ag+/Agº: + 0,7994 V 
Ag+ + I- AgI Kps: 8,5 x 10-17 
E = E° - 
0,059
𝑛
 x log 
[𝐴𝑔0]
 [𝐴𝑔+]
= E° - 
0,059
𝑛
 x log 
1
 [𝐴𝑔+]
 
La concentración de Ag+ está determinada por la solubilidad del AgI. Por lo tanto, 
nº mmoles Ag+ inicial = 50 mL x 0,0500 M = 2,5 
nº mmoles I- inicial = 50 mL x 0,0800 M = 4 
P.I.= 
2,5 𝑚𝑚𝑜𝑙
 100 𝑚𝐿
 × 
4 𝑚𝑚𝑜𝑙
 100 𝑚𝐿
 = 10-3 >> Kps = 8,5 x10-17 
Precipita AgI, quedando I- en exceso. 
Por eso en el equilibrio: 
[I-] = 
4 𝑚𝑚𝑜𝑙− 2,5 𝑚𝑚𝑜𝑙
 100 𝑚𝐿
 = 0,015 M 
[Ag+] = 
𝐾𝑝𝑠
 [𝐼−]
 = 
8,5 × 10−17
0,015
 = 5,7 x 10-15 
Reemplazando en la ecuación de Nerst, 
E = E° - 
0,059
 1
 log 
1
 5,7 𝑥 10−15
= - 0,041 V 
R: E = - 0,041 V vs ENH 
Problema 3: Se necesita seleccionar un indicador redox para la titulación de un 
compuesto X (Eº X+/X: +0,3 V vs ENH) con un valorante Y (agente oxidante). La 
reacción entre X e Y presenta una estequiometría 1:1 con intercambio de 1 
electrón y Keq: 6 x 108. Elija el/los indicador/es adecuado/s de la siguiente tabla 
y justifique su respuesta. 
Indicador 
redox 
Electrones 
intercambiados 
Eº 
(V vs ENH) 
-0,4 
-0,3 
-0,2 
-0,1 
0 
0,1 
0,2 
0,3 
0,4 
0,5 
0,6 
0,7 
0 5 10 15 
pH 
 
E (v) 
 
3 
 
A 1 + 0,63 
B 2 + 0,85 
C 1 + 1,02 
 
XRed + YOx XOx + YRed 
1 X  1 Y  1 e- 
Primer paso: Cálculo el ∆Eº: 
 ∆Eº = 
0,059
 𝑛
 log Keq = 
0,059
 1
 log 6 x 108 
 ∆Eº = 0,518 V 
 Sabiendo EºX, 
 ∆Eº = Eºcátodo - Eº ánodo = 0,518 V 
 ∆Eº = EºY - EºX 
EºY = ∆Eº + EºX = 0,518 V + 0,300 V = 0,818 V 
 
 En el punto de equivalencia 
Esist = EºX - 
0,059
 𝑛
 log 
[𝑋𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑖𝑑𝑜]
 [𝑋𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑑𝑜]
 
Esist = EºY - 
0,059
 𝑛
 log 
[𝑌𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑖𝑑𝑜]
 [𝑌𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑑𝑜]
 
Esist + Esist = EºX - 
0,059
 𝑛
 log 
[𝑋𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑖𝑑𝑜]
 [𝑋𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑑𝑜]
 + EºY - 
0,059
 𝑛
 log 
[𝑌𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑖𝑑𝑜]
 [𝑌𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑑𝑜]
 
2 Esist = EºX + EºY - 
0,059
 𝑛
 log 
[𝑋𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑖𝑑𝑜]𝑥 [𝑌𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑖𝑑𝑜]
[𝑋𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑑𝑜]𝑥 [𝑌𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑑𝑜]
 
 Esist = 
𝐸𝑋
0 + 𝐸𝑌
0
2
 = 
0,300 + 0,818
2
 = 0,559 V 
 
Tercer paso: Indicador A: 
AOx + 1 e- ARed 
E = EºA - 
0,059
 𝑛
 log 
[𝐴𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑖𝑑𝑜]
 [𝐴𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑑𝑜]
 
Para observar cambio de coloración la relación entre InOx e InRed debe ser 1/10 
o 10/1, por lo tanto: 
 + 0,689 V 
E = EºA  
0,059
 𝑛
 = + 0,63 V  
0,059
1
 Rango de viraje 
 + 0,571V 
Indicador B: 
BOx + 2 e- BRed 
 
4 
 
 + 0,8795 V 
E = EºB  
0,059
 𝑛
 = + 0,85 V  
0,059
2
 
 + 0,8205V 
Indicador C: 
COx + 1 e- CRed 
 + 1,079 V 
E = EºC  
0,059
 𝑛
 = + 1,02 V  
0,059
1
 
 + 0,961 V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sólo el indicador A vira en el salto de la curva. 
Respuesta: 
Se elige el indicador A. 
 
Problema 4: Calcular el potencial de un electrodo de platino inmerso en un 
medio que se preparó mezclando 4,00 mL de Fe2+ 0,0650 M y 10,00 mL de H2O2 
0,0800 M a un pH constante de 1,50. Eº Fe3+/Fe2+: +0,771 V vs ENH; Eº H2O2/H2O: 
+1,77 V vs ENH. 
(Fe2+ Fe3+ + e-) x 2 
 2 e- + 2 H+ + H2O2 2 H2O 
2 H+ + H2O2 + 2 Fe2+ 2 Fe3+ + 2 H2O 
nº mmol Fe2+ inicial = 4,00 mL x 0,065 M = 0,260 
nº mmol H2O2 inicial = 10,00 mL x 0,0800 M = 0,800 
Reaccionan: 
 2 Fe2+ 1 H2O2 
0,260 Fe2+ x = 0,130 H2O2 
0,818 V 
0,300 V 
X 0,559 V 
E (V) 
V (mL) 
A 
B 
C 
 
5 
 
Por lo tanto el H2O2 está en exceso, en consecuencia, se consume la totalidad 
del Fe2+ inicial. El potencial del electrodo, entonces, se puede calcular con la 
cupla H2O2. 
En el equilibrio: 
[H2O2] = 
0,8 𝑚𝑚𝑜𝑙 − 0,13 𝑚𝑚𝑜𝑙
 14 𝑚𝐿
 = 0,04786 
[H+] = 10-1,5 = 0,03162 
E = E° H2O2/H2O - 
0,059
 2
 x log 
1
[𝐻2𝑂2] × [𝐻
+]2
 
E = 1,77 V - 
0,059
 2
 x log 
1
0,04786 × 0,031622
 = 1,643 V 
Respuesta: 
E = + 1,64 V vs ENH. 
 
 Ejercicios para resolver 
1- Calcular E° para la reacción: 
 2 H+ + 2 I- + H3AsO4 I2 + H3AsO3 + 2 H2O 
a) ¿Transcurre espontáneamente la reacción? 
b) ¿Qué ocurre si la concentración de protones disminuye de 1 M a 10-3 M? 
E° H3AsO4/ H3AsO3 = + 0,56 V vs ENH E° I2/I- = + 0,54 V vs ENH 
R: a) E° = + 0,02 b) tiende a la izquierda. E = - 0,16 V vs ENH 
2- Calcule la constante de inestabilidad del complejo Zn(NH3)42+ a partir de los 
potenciales de los sistemas: 
E°Zn2+/Znº = - 0,76 V vs ENH y E°’Zn(NH3)42+/Znº = - 1,04 V vs ENH y concentraciones 
molares unitarias. 
R: 4,6 x 10-10 
3- Represente gráficamente la variación del potencial de óxido - reducción del 
sistema Ag+/Ag° en función de pCl para una concentración inicial de Ag+ 0,1 M. 
Kps = 2 x 10-10 E°Ag+/Ag° = + 0,80 V vs ENH E°AgCl/Ag° = + 0,22 V vs ENH 
4- Calcule el potencial del sistema MnO4-/Mn2+ en función del pH para el intervalo 
de pH entre 0 y 8. Las concentraciones de MnO4- y Mn2+ son iguales a 0,2 M. 
Represente gráficamente E = f (pH). E° MnO4-/ Mn2+ = + 1,51 V vs ENH 
5- A partir de la constante global de formación del complejo Ni(glicina)22+ y del 
valor de E° para Ni2+/Ni°, 
 Ni2+ + 2 glicina Ni(glicina)22+ Kf= 1,2 x 1011 
 Ni2+ + 2 e- Ni° E°Ni2+/Ni° = - 0,236 V vs ENH 
Calcular el valor de E°’ de la siguiente reacción: 
 Ni(glicina)22+ + 2 e- Ni° + 2 glicina 
R: - 0,564 V vs ENH 
6- La especie Ni2+ forma complejo con glicina según la siguiente reacción: 
Ni2+ + 2 Gly Ni(Gly)22+ Kf: 1,2 x 1011 
 
6 
 
Se dispone de una solución de Ni(Gly)22+ 0,025 M en contacto con un electrodo 
de Niº. Calcular el potencial desarrollado por dicha semipila vs ENH. 
Eº Ni2+/Niº: -0,236 V vs ENH 
R: E= -0,367 V vs ENH 
7- Calcule el potencial de un electrodo de cobre sumergido en: 
a) NaOH 0,0400 M y saturado con Cu(OH)2. 
b) Una solución que contiene Cu(NO3)2 en concentración analítica 4,0 x 10-3 M, 
EDTA en concentración analítica 2,9 x 10-2 M y el pH se fija en 4,0. 
E° Cu2+/Cu°: +0,337 V vs ENH. Kps Cu(OH)2: 4,8 x 10-20; Kf CuY2-: 6,3 x 1018; 4 para 
EDTA a pH 4 : 3,61 x 10-9 
R: a) E = - 0,150 V vs ENH; b) E = + 0,008 V vs ENH 
8- En un mismo gráfico represente Esistema vs volumen de valorante para las 
siguientes titulaciones redox: 
a- Valorante: Eº: +1,2 V vs ENH; Concentración: 0,1000 M. Analito: Eº: +0,2 V 
vs ENH; Concentración: 0,1000 M; volumen de alícuota: 20,00 mL. 
b- Valorante: Eº: +0,6 V vs ENH; Concentración: 0,1000 M. Analito: Eº: +0,2 V 
vs ENH; Concentración: 0,1000 M; volumen de alícuota: 20,00 mL. 
Enambos casos las cuplas redox intercambian un electrón. Calcule la constante 
de equilibrio para cada reacción de titulación. 
R: Ver el teórico correspondiente 
9- Calcular el potencial de un electrodo de plata inmerso en una solución que se 
obtuvo mezclando 10,00 mL de S2O32- 0,75 M y 5,00 mL de [Ag(S2O3)2]3- 2,10 x 
10-3 M. Justifique adecuadamente su planteo. 
Ki= 1,00 x 10-13; Eº Ag+/Agº: + 0,7994 V vs ENH 
R: E = - 0,136 V vs ENH 
10- Se construye una celda electroquímica a partir de las siguientes semipilas 
comunicadas eléctricamente: 
Semipila 1: Electrodo de Pt inmerso en una solución que contiene, entre otras 
especies, SO42- 0,0320 M, SO3H2 en cierta concentración y H+ 0,60 M. El Eº de 
la cupla es + 0,172 V vs ENH. 
Semipila 2: Electrodo de Pt inmerso en una solución que contiene, entre otras 
especies, VO2+ 0,0180 M, V3+ 0,0650 M y H+ 0,08 M. El Eº de la cupla es +0,359 
V vs ENH. 
¿Qué concentración de SO3H2 se requiere para que no circule corriente por la 
celda cuando se cierra el circuito? Discuta el resultado obtenido. 
R: 2,33 x 10 -5M 
11- Calcular el potencial de un electrodo de cobre (Cu°) sumergido en cada una 
de las siguientes soluciones 
a) Cu(NO3)2 0,0440 M. Rta: +0,297 V vs ENH 
b) NaCl 0,0750 M saturada con CuCl. Rta: +0,190 V vs ENH. 
c) NaOH 0,0400 M saturada con Cu(OH)2. Rta: -0,152 V vs ENH. 
d) Cu(NH3)42+ 0,0250 M y NH3 0,128 M (Kf: 5,62 x 1011). Rta: +0,047 V vs ENH. 
e) Una solución en la que la concentración analítica de Cu(NO3)2 es 4,00 x 10-3 
M, la concentración analítica de EDTA es 2,90 x 10-2 M, y el pH se fija en 
4,00. Rta: +0,007 V vs ENH. 
 
 
7 
 
12- Calcular el potencial de un electrodo de cinc (Zn°) sumergido en cada una 
de las siguientes soluciones 
a) Zn(NO3)2 0,0600 M. 
b) NaOH 0,0100 M saturada con Zn(OH)2. 
c) Zn(NH3)42+ 0,0100 M y NH3 0,250 M (Kf: 7,76 x 108). 
d) Una solución en la que la concentración analítica de Zn(NO3)2 es 5,00 x 10-3 
M, la concentración analítica de EDTA es 0,0445 M, y el pH se fija en 9,00. 
 
13- Calcular el potencial de un electrodo de platino (Pt°) sumergido en cada una 
de las siguientes soluciones: 
a) 0,0813 M en K4Fe(CN)6 y 0,00566 M en K3Fe(CN)6. 
b) 0,0400 M en FeSO4 y 0,00845 M en Fe2(SO4)3 
c) 0,1996 M en V(OH)4+ , 0,0789 M en VO2+ y 0,0800 M en HClO4. 
d) 0,0353 M en VOSO4 , 0,0586 M en V2(SO4)3 y 0,100 M en HClO4. 
e) Solución preparada mezclando 25,00 mL de V2(SO4)3 0,0832 M con 50,00 
mL de V(OH)4+ 0,00628 M y tiene un pH: 1,00. 
14- Calcular el potencial teórico de las siguientes celdas. Indicar si la reacción 
procede espontáneamente en la dirección especificada (ánodo a la izquierda, 
cátodo a la derecha) o si es necesario aplicar un voltaje externo para forzar la 
reacción. 
a) Pb/Pb2+ (0,1393 M) // Cd2+ (0,0511 M)/Cd 
b) Zn°/Zn2+ (0,0364 M) // Tl3+ (9,06 x 10-3 M), Tl+ (0,0620M)/Pt 
c) Pb/PbI2 (sat), KI (0,0120 M)// Hg2+ (4,59 x 10-3 M) / Hg 
d) Pt/ UO22+( 7,93x10-3 M), U4+ (6,37 x 10-2 M), H+ (1,16 x 10-3 M) // Fe3+ 
(0,003876 M), Fe2+ (0,1134 M)/Pt 
e) Pt/TiO2+ (0,0790M), Ti3+ (0,00918M), H+ (1,47 x 10-2 M)//VO2+ (0,1340 M), 
V3+ (0,0784 M), H+ (0,0538 M)/Pt 
15- Se titulan 50,00 mL de Fe2+ 0,0400 M con KMnO4 0,0200 M (0,100 N). 
[H+] = 1 M en todo momento. 
Calcular el potencial del sistema (Esist) luego de agregar los siguientes 
volúmenes de valorante: a) 7,00 mL; b) 30,00 mL. 
Eº MnO4-/Mn2+: +1,507 V vs ENH. Eº´ Fe3+/Fe2+: +0,680 V vs ENH. 
 
 
 
Resolución del problema 15: 
5e + 5 Fe2+ + MnO4 ˉ + 8 H+  5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O + 5e 
1 MnO4 ˉ  5 Fe2+  5 Fe3+  Mn2+ 
nº de mmoles de Fe2+ inicial= 50,00 mL x 0,0400 M = 2,00 mmoles 
5 Fe2+ (consumen) ------------------------- 1 MnO4- 
2,00 mmoles ---------------------------------x = 0,400 mmoles de MnO4- para 
 alcanzar el punto de 
equivalencia 
0,400 mmoles MnO4- = V vte x M vte = V vte x 0,0200 M 
Entonces Vvte en el punto de equivalencia= 20,00 mL 
 
8 
 
Caso a) Se consumen 7,00 mL de valorante, entonces es una situación anterior 
al punto de equivalencia. El Esist se calcula usando la ecuación de Nernst de la 
cupla Fe3+/Fe2+. 
 
 
 
Necesitamos calcular el Fe2+ remanente luego de la reacción con el valorante 
agregado: 
mLmL
consumidoFemmolesninicialFemmolesn
Fe remanente
00,700,50
ºº
][
22
2
+
−
=
++
+ 
¿Cuánto Fe2+ fue consumido? 
1 MnO4- consume --------------------------------------------- 5 Fe2+ 
7,00mL x 0,0200M= 0,140 mmoles-------------------------- x= 0,700 mmoles Fe2+ 
Son 2,00 mmoles de Fe2+ iniciales y 0,700 mmoles de Fe2+ consumidos. 
 
M
mL
mmoles
mLmL
mmolesmmoles
Fe remanente 0228,0
00,57
3,1
00,700,50
700,000,2
][ 2 ==
+
−
=+ 
 
Y se necesita la concentración de Fe3+ formado 
1 Fe2+  1 Fe3+ 
0,700 mmoles de Fe2+ consumido forman 0,700 mmoles de Fe3+ 
 
M
mLmL
mmoles
Fe formado 0123,0
00,700,50
700,0
][ 3 =
+
=+ 
 
 
 
 
Caso b) Se consumen 30,00 mL de valorante, entonces es una situación 
posterior al punto de equivalencia. El Esist se calcula usando la ecuación de 
Nernst de la cupla MnO4- / Mn2+. 
 
 
 
 
Necesitamos calcular el MnO4- en exceso y el Mn2+ formado. 
El valorante se consume hasta el punto de equivalencia, cuando se agota el Fe2+. 
Del mismo modo, se genera Mn2+ solamente hasta el punto de equivalencia. 
Calculamos el Mn2+ producido: 
5 Fe2+ producen ----------------------------------- 1 Mn2+ 
2,00 mmoles ----------------------------------------x = 0,400 mmoles de Mn2+ 
(el analito total) generados hasta el punto de 
 equivalencia. 
M
mLmL
mmoles
Mn formado 00500,0
00,3000,50
400,0
][ 2 =
+
=+ 
 
Calculamos el MnO4- en exceso considerando que se consume solamente hasta 
el punto de equivalencia: 
][
][
log
1
059,0
'
3
2
// 2323 +
+
−== ++++
Fe
Fe
EEE
FeFeFeFesistema
ENHvsV
M
M
V
Fe
Fe
EE
FeFesistema
664,0
0123,0
0228,0
log059,0680,0
][
][
log
1
059,0
'
3
2
/ 23
+=−+=−=
+
+
++
8
4
2
// ][][
][
log
5
059.0
2
4
2
4
+−
+

−== +−+−
HMnO
Mn
EEE
MnMnOMnMnOsistema
 
9 
 
nº mmoles MnO4- total agregado = 30,00 mL x 0,0200 M = 0,600 mmoles 
nº mmoles MnO4- en el punto de equiv. = 20,00 mL x 0,0200 M = 0,400 mmoles 
 
M
mLmL
mmolesmmoles
MnO excesoen 00250,0
00,3000,50
400,0600,0
][ 4 =
+
−
=− 
 
 ENHvsV
MM
M
HMnO
Mn
EE
MnMnOsistema
503,1
)1(00250,0
00500,0
log
5
059.0
 V 1,507
][][
][
log
5
059.0
88
4
2
/ 24
+=

−+=

−=
+−
+
+−
 
CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 10 
ANEXO IV 
Potenciales de reducción 
 
Semirreacción Producto 
E° (V vs 
ENH) 
2CO2 (g) + 2H+ + 2e- H2C2O4 -0,49 
2H+ (ac) + 2e- H2 (g) + 0,00 
2H2O + 2e- H2 (g) + 2OH- (ac) - 0,83 
2Hg2+ (ac) + 2e- Hg22+ (ac) +0,92 
4H+ + SeO42- + 2e- H2SeO3 + H2O + 1,15 
Ag+ (ac) + e- Ag (s) +0,80 
Al3+ (ac) + 3e- Al (s) -1,66 
AgCl (s) + e- Ag (s) + Cl- (ac) +0,22 
Au3+ (ac) + 3e- Au (s) +1,50 
Ba2+ (ac) + 2e- Ba (s) -2,90 
Be2+ (ac) + 2e- Be (s) -1,85 
Br2 (l) + 2e- 2Br- (ac) +1,07 
Co3+ (ac) + e- Co2+ (ac) +1,82 
Cl2 (g) + 2e- 2Cl- (ac) +1,36 
Ca2+ (ac) + 2e- Ca (s) -2,87 
Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) -0,40 
Ce4+ (ac) + e- Ce3+ (ac) +1,61 
Co2+ (ac) + 2e- Co (s) -0,28 
Cr2O72- (ac) + 14H+ (ac) + 6e- 2Cr3+ (ac) + 7H2O +1,33 
Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) -0,74 
Cu2+ (ac) + e- Cu+ (ac) +0,15 
Cu2+ (ac) + 2e- Cu (s) +0,337 
F2 (g) + 2e- 2F- (ac) +2,87 
Fe2+ (ac) + 2e- Fe (s) -0,44 
Fe3+ (ac) + e- Fe2+ (ac) +0,771 
H2O2 (ac) + 2H+ (ac) + 2e- 2H2O +1,77 
H2SeO3 + 4H+ + 4e- Se (s) + 3H2O +0,74 
Hg2+ (ac) + 2e- Hg (l) +0,85 
I2 (ac) + 2e- 2I- (ac) +0,615 
IO3- (ac) + 6H+ +5e- I2(s) + 3H2O +1,196 
IO3- (ac) + 6H+ + 5e- I2 (ac) + 3H2O +1,178 
IO3- (ac) + 3H2O + 6e- I- + 6OH- +0,26 
K+ (ac) + e- K (s) -2,93 
Li+ (ac) + e- Li (s) -3,05 
Mg2+ (ac) + 2e- Mg (s) -2,37 
Mn2+ (ac) + 2e- Mn (s) -1,18 
MnO2 (s) + 4H+ (ac) + 2e- Mn2+ + 2H2O +1,23 
MnO4- (ac) + 2H2O + 3e- MnO2 (s) + 4OH- (ac) +0,59 
MnO4- (ac) + 8H+ (ac) + 5e-Mn2+ (ac) + 4H2O +1,51 
NO3- (ac) + 4H+ (ac) + 3e- NO (g) + 2H2O +0,96 
 
CATEDRA DE QUIMICA ANALITICA - FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUIMICA 11 
Semirreacción Producto 
E° (V v 
ENH) 
Ni2+ (ac) + 2e- Ni (s) -0,25 
NO3- + 3H+ + 2e- HNO2 + H2O +0,94 
O2 (g) + 2H2O + 4e- 4OH- (ac) +0,40 
O2 (g) + 4H+ (ac) + 4e- 2H2O +1,23 
O2 (g) + 2H+ (ac) + 2e- H2O2 (ac) +0,68 
O3 (g) + 2H+ (ac) + 2e- O2 (g) + H2O (l) +2,07 
PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO42- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O +1,70 
Pb2+ (ac) + 2e- Pb (s) -0,126 
PbSO4 (s) + 2e- Pb (s) + SO42- (ac) -0,31 
SeO42- + 4H+ + 2e- H2SeO3 + H2O +1,15 
Sn2+ (ac) + 2e- Sn (s) -0,14 
Sn4+ (ac) + 2e- Sn2+ (ac) +0,13 
SO42- (ac) + 4H+ (ac) + 2e- SO2 (g) + 2H2O +0,20 
Sr2+ (ac) + 2e- Sr (s) -2,89 
Tl+ (ac) + e- Tl (s) -0,336 
UO22+ + 4H+ + 2e- U4+ + 2H2O +0,334 
Zn2+ (ac) + 2e- Zn (s) -0,763 
 
Otras constantes para resolver los ejercicios: 
E° Pb2+/Pb° = -0,126 V vs ENH 
E° Fe(CN)63-/ Fe(CN)64- = +0,360 V vs 
ENH 
E° Zn2+/Zn° = -0,763 V vs ENH 
E° Fe3+ / Fe2+ = +0,771 V vs ENH 
E° V(OH)4+/ VO2+ = +1,00 V vs ENH 
E° VO2+/ V3+ = +0,359 V vs ENH 
E° Cu2+/Cu° = +0,337 V vs ENH 
E° TiO2+/ Ti3+ = +0,099 V vs ENH 
E° UO22+ / U4+ = +0,334 V vs ENH 
E° Cd2+/Cd° = -0,403 V vs ENH 
E° Tl3+ / Tl+ = +1,25 V vs ENH 
E° Hg2+ / Hg = +0,854 V vs ENH 
Kps Zn(OH)2 = 3,0 x 10-16 
Kps Cu(OH)2 = 4,8 x 10-20 
Kps PbI2 = 1,8 x 10-4 
Kps CuCl = 1,9 x 10-7 
Kf Zn-EDTA = 3,2 x 1016 
Kf Cu-EDTA = 6,3 x 1018 
α4 a pH 9,0 = 0,0521 
α4 a pH 4,0 = 3,61 x 10-9