Latimerův diagram

Latimerův diagram pro mangan

Latimerův diagram pro chemický prvek je souhrn dat standardního elektrodového potenciálu daného prvku. Tento typ diagramu je pojmenován po americkém chemikovi Wendellu Mitchellovi Latimerovi.

Struktura diagramu

V Latimerově diagramu je nejvíce oxidovaná forma prvku na levé straně a nižší oxidační stavy jsou na pravé straně.[1] Podle konvence jsou redoxní reakce znázorněny ve směru redukce (přírůstek elektronů). Jednotlivé reaktanty jsou spojeny šipkami s hodnotou standardního potenciálu ve voltech pro redukci. Například pro kyslík jsou jednotlivé stavy v pořadí O2, H2O2 a H2O, kdy oxidační stav kyslíku klesá od 0 přes -1 na -2 u vody:

Šipka mezi kyslíkem a peroxidem vodíku má nad sebou napsáno +0,68 V, což znamená, že standardní elektrodový potenciál reakce: O2(g) + 2 H+ + 2 e− ⇄ H2O2(aq) je 0,68 voltu.

Využití

Latimerovy diagramy se využívají při tvorbě Frostových diagramů pro shrnutí standardních elektrodových potenciálů vzhledem k prvku. Protože ΔrGo = -nFEo, elektrodový potenciál představuje změnu Gibbsovy energie pro danou redukci. Součet změn Gibbsovy energie pro následné redukce (například z kyslíku na peroxid vodíku a poté z peroxidu vodíku na vodu) je stejný jako změna Gibbsovy energie pro celkovou redukci (tj. z kyslíku na vodu), v souladu s Hessovým zákonem.

Standardní redukční potenciály nejsou aditivní. Nelze je přímo sčítat ani odečítat od hodnot ve voltech uvedených v Latimerově diagramu. V případě potřeby musí být jejich výpočet proveden pomocí rozdílu Gibbsových volných energií. Nejjednodušeji je možné postupovat použitím energie (nE) vyjádřené v elektronvoltech (eV). Hodnoty energie ve voltech je třeba vynásobit počtem (n) přenesených elektronů v uvažované poloreakci. Protože Faradayova konstanta může z rovnice být vykrácena, není třeba počítat s ΔrGo v joulech.

Latimerův diagram může také naznačit, zda látka bude disproporcionovat v roztoku za podmínek, pro které jsou dány elektrodové potenciály: pokud je potenciál napravo od látky vyšší než potenciál nalevo, tak látka bude disproporcionovat.[2] Proto je peroxid vodíku nestabilní a bude disproporcionovat na kyslíku i ve vodě.[2]

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Latimer diagram na anglické Wikipedii.

  1. ↑ HOUSECROFT, Catherine E.; SHARPE, Alan G. Inorganic chemistry. 4. vyd. [s.l.]: Pearson, 2012. 1213 s. ISBN 978-0-273-74278-4, ISBN 978-0-273-74275-3. S. 257. (anglicky) 
  2. ↑ a b ATKINS, Peter; OVERTON, Tina; ROURKE, Jonathan; WELLER, Mark; ARMSTRONG, Fraser; HAGERMAN, Michael. Shriver and Atkins' Inorganic Chemistry. 5. vyd. Velká Británie: Oxford University Press, 2010. 824 s. ISBN 978-1-42-921820-7. S. 164. (anglicky) 

Literatura

Související články

Externí odkazy

Zdroj