Diagram Frosta

Diagram Frosta, 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.

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)

Budowa diagramu

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):

MnO−
4 + ½H
2 ⇄ MnO2−
4 + H+

MnO2−
4 + H
2 + 2H+
⇄ MnO
2 + H
2O

MnO
2 + ½H
2 + 3H+
⇄ Mn3+
+ 2H
2O

Mn3+
+ ½H
2 ⇄ Mn2+
+ H+

Mn2+
+ H
2 ⇄ 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

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 (MnO−
  4).
• 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 (MnO
  2).

Zobacz też

• wykres Pourbaix

Bibliografia

• AdamA. Bielański AdamA., Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, t. 1, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2005, s. 387–394, ISBN 83-01-13815-7 .
• PrzemysławP. Kita PrzemysławP., AnnaA. Katafias AnnaA., Ćwiczenia laboratoryjne z chemii nieorganicznej i koordynacyjnej, Toruń: Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu, 2008, s. 31–33, ISBN 978-83-231-2190-9 .
• Diagrams used in redox chemistry [online], Western Oregon University [dostęp 2012-05-16] [zarchiwizowane z adresu 2020-02-09]  (ang.).