Diagram Frosta

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania
Diagram Frosta dla manganu w pH=0 (czerwona linia) i pH=14 (niebieska linia)
Diagram Frosta dla chloru w pH=0 (czerwona linia) i pH=14 (niebieska linia)

Diagram Frosta (lub diagram Frosta-Ebswortha) – wykres stosowany w elektrochemii, na podstawie którego można ocenić trwałość termodynamiczną danego pierwiastka na różnych stopniach utlenienia. Jest to zmodyfikowana, dwuwymiarowa wersja diagramu Latimera.

Budowa diagramu[edytuj | edytuj kod]

Diagram Forsta przedstawia zależność ilorazu entalpii swobodnej i stałej Faradaya w funkcji stopnia utlenienia pierwiastka. Podobnie jak w przypadku diagramów Latimera, ważnym czynnikiem jest pH, w jakim bada się dany pierwiastek. Do skonstruowania diagramu Frosta potrzebna jest znajomość potencjałów standardowych. Na przykład w przypadku manganu zachodzą następujące reakcja redoks (sumaryczne):

MnO4 + ½H2MnO2−4 + H+
MnO2−4 + H2 + 2H+MnO2 + H2O
MnO2 + ½H2 + 3H+Mn3+ + 2H2O
Mn3+ + ½H2Mn2+ + H+
Mn2+ + H2 ⇌ Mn + 2H+

Znając wartość potencjałów standardowych, można wyliczyć siłę elektromotoryczną z różnicy pomiędzy potencjałami układów manganowych, a potencjałem elektrody odniesienia. Z tak otrzymanych wyników można obliczyć zmianę entalpii swobodnej, korzystając ze wzoru:

 \Delta G^0 = -nFE

gdzie:

  • n – liczba elektronów
  • F – stała Faradaya
  • E – potencjał standardowy

Z tak otrzymanych danych można sporządzić skalę do diagramu Frosta, odkładając na osi Y wartości entalpii swobodnej wyrażonej w kJ/mol.

Jednak znacznie wygodniejszą i bardziej przydatną skalą jest skala zawierająca iloczyn potencjałów redoks i stopnia utlenienia. Korzystając z diagramu Latimera można obliczyć potencjał redoks, który jest potencjałem jonu, względem potencjału wolnego atomu. Wyznacza się go jako średnią ważoną. Następnie wartość otrzymanego potencjału mnoży się przez stopień utlenienia i stąd otrzymuje się wartość N×E, wyrażoną w woltach.

Interpretacja[edytuj | edytuj kod]

Diagramy Frosta mogą służyć ocenie trwałości termodynamicznej form danego pierwiastka (w nawiasach podano przykłady z diagramu dla manganu w pH 0):

  • Forma danego pierwiastka, która leży najniżej na wykresie jest najbardziej trwałą (Mn2+), natomiast forma położona najwyżej jest uznawana za najmniej trwałą i uchodzi za najlepszy utleniacz (MnO4).
  • Jeśli entalpia swobodna dla danego układu ma wartość ujemną, wówczas przemiana taka zachodzi samorzutnie (Mn→Mn2+ w pH=0).
  • Jeśli dana forma leży powyżej linii łączącej dwie sąsiednie formy, należy spodziewać się reakcji dysproporcjonowania (MnO2−4). Natomiast w odwrotnej sytuacji, jeśli dana forma leży poniżej linii łączącej dwie sąsiadujące formy, może zachodzić reakcja komproporcjonowania (MnO2).

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]

Bibliografia[edytuj | edytuj kod]