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.

Esto se comprueba fácilmente en el siguiente:

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:

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:

O lo que es lo mismo:

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:

    y      

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