Electroquimica. Diagramas De Latimer Y De Frost 2v6d1

Diagramas de Latimer W. Latimer ideó este tipo de diagrama, bastante simple, donde el valor del potencial normal (en voltios) se escribe sobre una línea recta que conecta especies de un elemento en distintos estados de oxidación. La forma más oxidada del elemento se escribe en la parte izquierda, y hacia la derecha, aparecen, sucesivamente los estados de oxidación inferiores. Por ejemplo, considérese el diagrama de Latimer para el cloro en disolución ácida:

La notación:

se refiere a la semirreacción:

ClO4- (ac) + 2H+ (ac) + 2e- → ClO3- (ac) + H2O (l)...........Eº = +1.20 V De esta manera, la conversión del diagrama de Latimer en una semirreacción implica su ajuste, incluyendo las especies presentes en la disolución acuosa ácida (H+ y H2O). En disolución básica, el diagrama de Latimer para el cloro es el siguiente:

Como se observa el valor del para Cl2/Cl- es el mismo que en disolución ácida, dado que en su semirreacción no participan los protones: ½ Cl2 (g) + 1e- → Cl- (ac) ...........Eº = +1.36 V La semirreacción desarrollada correspondiente al par ClO-/Cl2 en medio básico queda de la forma siguiente: 2ClO- (ac) + 2H2O (l) + 2e- Cl2 (ac) + 4OH- (ac)...........Eº = +0.42 V Los diagramas de Latimer contienen suficiente información como para poder deducir los potenciales normales de pares no contiguos. Para ello se hace uso de la siguiente expresión:

Ejercicio: utilizar el diagrama de Latimer del cloro en disolución ácida para calcular el valor de Eº para la reducción del HClO a Cl-:

1er paso:

E1º = +1.63 V, n1 = 1

2º paso:

E2º = +1.36 V, n2 = 1 Eº(HClO/Cl-) = (1.63 + 1.36)/ 2 =1.50 V El diagrama de Latimer muestra también las especies para las cuales la desproporción es espontánea: “una especie tiende a desproporcionarse espontáneamente si el potencial a la derecha de la especie es mayor que el que se encuentra a su izquierda” Si se observa el diagrama de Latimer para el cloro en medio ácido se encuentra lo siguiente:

El potencial del par Eº(ClO2-/HClO) >Eº(ClO3-/ClO2-), y por lo tanto, la especie ClO2tiende a desproporcionarse: Se puede demostrar el fundamento de la regla considerando las dos semirreacciones: ClO3- (ac) + 2H+ (ac) + 2e- → ClO2- (ac) + H2O (l)...........Eº = +1.18 V ClO2- (ac) + 3H+ (ac) + 2e- → HClO (ac) + H2O (l)...........Eº = +1.65 V ↓ ClO2- (ac) + 3H+ (ac) + 2e- → HClO (ac) + H2O (l)...........Eº = +1.65 V ClO2- (ac) + H2O (l) → ClO3- (ac) + 2H+ (ac) + 2e-...........Eº = -1.18 V 2ClO2- (ac) + H+ (ac) + 2e- → ClO3- (ac) + HClO (ac).........Eº = + 0.47 V Eºreac = Eº(ClO2-/HClO) – Eº(ClO3-/ClO2-) = 1.65 – 1.18 = 0.47 V Eº> 0 => ∆Gº< 0, reacción espontánea

Diagrama de Frost Un diagrama de Frost para un elemento X consiste en la representación de nEº para un par X(N)/X(0) frente al número de oxidación, N, del elemento. Como nEº es proporcional a la energía libre estándar de la reacción de conversión de la especie X(n) a X(0), se puede considerar también que el diagrama de Frost es una representación de la energía libre estándar de formación frente al número de oxidación. De esta forma el estado de oxidación más estable corresponde a la especie situada más abajo en el diagrama de Frost.

Construcción de un diagrama de Frost

Como ejemplo a continuación se construirá un diagrama de Frost para el oxígeno a partir del diagrama de Latimer, en medio ácido:

Figura 3. Diagrama de Frost para el oxígeno

Para el cambio de O2 a H2O2, del número de oxidación de 0 a –1, n= -1 y, por lo tanto, nEº =-0.70V. Para el cambio de O2 a H2O, de 0 a –2, n=-2 , y por lo tanto, nEº = -2x1.23 0 – 2.46 V La pendiente de la línea que une dos puntos cualesquiera en un diagrama de Frost es igual al potencial normal del par formado por las dos especies que representan los dos puntos. Por ejemplo, en el punto correspondiente al estado de oxidación –1 para el diagrama de Frost, en medio ácido, nEº = -0.70, y en el estado de oxidación nEº =-2.46, luego la

diferencia Dy es de –1.76. La variación del número de oxidación al pasar de H2O a H2O2 es de Dn = -1 (Dx), por lo tanto, m =Dy/Dx = (-1.76/-1) = +1.76 V que concuerda con el valor de Eº del par H2O2/H2O en el diagrama de Latimer.

La mayor aplicación de los diagramas de Frost radica en la impresión rápida cualitativa que permite predecir las tendencias de las propiedades químicas de las distintas especies. Para interpretar las informaciones cualitativas contenidas en un diagrama de Frost se deben tener en cuenta los siguientes aspectos: i) La especie más estable es la que se encuentra más abajo en el diagrama de Frost. ii) Cuanto más inclinada sea la línea que une a dos puntos del diagrama mayor será el potencial del par. Por ello, se puede sacar deducir la espontaneidad de la reacción entre dos pares cualesquiera comparando las líneas correspondientes. Se tendrá que el agente oxidante (especie oxidada) del par con pendiente más positiva (mayor valor de Eº) se reducirá y el agente reductor (especie reducida) del par con pendiente menos positiva (menor valor de Eº) se oxidará. iii) En un diagrama de Frost, se puede deducir que un ion o molécula es inestable con respecto a su desproporción si se encuentra por encima de la línea que une dos especies contiguas.

La energía DGº de la especie intermedia está por encima del valor medio de las dos especies terminales, lo que significa que es inestable frente a su desproporción. iv) Dos especies tienden a comproporcionarse en una especie intermedia si se encuentra por debajo de la línea de unión que las une.

La energía libre de esta especie es más baja que el valor medio de las otras dos. Ejemplo: el NH4NO3 se compone de dos iones en los cuales el nitrógeno presenta distinto número de oxidación: -3 (NH4+) y +5 (NO3-). Como en el N2O el átomo de nitrógeno posee un número de oxidación medio a los anteriores (+1) y se observa que está por debajo de la línea del NH4+ y NO3-, su comproporción está permitida por la termodinámica. NH4+ (ac) + NO3- (ac) → N2O (g) + 2H2O (l)

Figura 9.Diagrama de Frost para el nitrógeno.

La reacción está cinéticamente inhibida en disolución diluida, y no se produce normalmente. Sin embargo, en estado sólido es tan rápida que pueden incluso producirse explosiones. De hecho, el NH4NO3 se usa con frecuencia en lugar de la dinamita para explosionar rocas.

Ejercicio: La siguiente figura muestra el diagrama de Frost para el manganeso. Comentar la estabilidad del Mn+3. ¿Qué especie es la más estable?. ¿Qué especies tienden a desproporcionarse?

Ejercicio: a partir del diagrama de Latimer, construir el diagrama de Frost para el cloro: Solución: