Sistemas Inorganicos

Diagramas de Frost-Ebsworth – Diagramas de potencial

 Interpretación gráfica que resume las relaciones redox para especies que contienen un elemento determinado en diferentes estados de oxidación.  Representa valores de -  G⁰/F para la formación de M(N) a partir de M(0)  G⁰ = nFE ⁰

Gráficamente se representan valores de nE⁰ (equivalente voltio; V) para un par M(N)/M(0) frente al número de oxidación, N, del elemento

Al ser una representación de la energía libre estándar de formación frente al número de oxidación, el estado de oxidación más estable corresponde a la especie situada más abajo en el diagrama de Frost.

Construcciónde un diagrama de Frost  Mn  G⁰ = 0  Mn (II) E⁰ (Mn2+/Mn) = - 1.19 V  G⁰ = - nFE⁰ = -2 x F x (-1.19) = + 2.38 F -  G⁰ /F = - 2.38 V  Mn (III) E⁰ (Mn3+/Mn2+) = + 1.54 V  G⁰ = - nFE⁰ = -1 x F x 1.54 = - 1.54 F En relación a Mn(0): -  G⁰ /F = (1.54 - 2.38) = - 0.84 V Mn (IV) E⁰ (MnO2/Mn3+) = + 0.95 V  G⁰ = - nFE⁰ = -1 x F x 0.95 = - 0.95 F En relación a Mn(0): -  G⁰ /F = (0.95 + 1.54 - 2.38) = + 0.11 V Mn (VI) ; (HMnO4)- -  G⁰ /F = + 4.31 V Mn (VII) ; (MnO4)- -  G⁰ /F = + 5.21 V

 Para el cambio de O2a H2O2, del número de oxidación de 0 a –1, n= -1 -  G⁰ /F = nE⁰ = (-1) x 0.7 = - 0.7 V  Para el cambio de O2a H2O, n=-2 -  G⁰ /F = nE⁰ = (-2) x 1.23 = - 2.46 V La pendiente (m) de la línea que une dos puntos es igual al potencial normal del par formado por las dos especies que representan los dos puntos. m = tg α = nE⁰/ N = [-1 x E⁰(H2O/H2O2)]/ -1 = 1.76 E⁰(H2O/H2O2)

2 H2O – 2e-  H2O2 + 2 H+

α

H2O2 O2

m = tg α = nE⁰/ N = 4.35 / 3 = 1.45 E⁰(HNO2/N2)

HNO2 + 3 H+ + 3e-  ½ N2 + H2 O

α

básico

m = tg α = [nE⁰ (Mn3+) - nE⁰ (Mn2+) ] / 1 m = 3 x E⁰ (Mn3+/Mn) - 2 x E⁰ (Mn2+/Mn) E⁰ (Mn3+/Mn) = [1 x E⁰ (Mn3+/Mn2+) + 2 x E⁰ (Mn2+/Mn)] / 3 m = 3 x [1xE⁰ (Mn3+/Mn2+) + 2xE⁰ (Mn2+/Mn)] / 3 ] – 2 x E⁰ (Mn2+/Mn) m = E⁰ (Mn3+/Mn2+)

α

Utilidad de los diagramas  Impresión rápida cualitativa que permite predecir las tendencias de las propiedades químicas de las distintas especies.  Consideraciones: 1. La especie más estable es la que se encuentra más abajo en el diagrama de Frost.

2. Cuanto más inclinada sea la línea que une a dos puntos del diagrama mayor será el potencial del par.

Se puede deducir la espontaneidad de la reacción entre dos pares cualesquiera comparando las líneas correspondientes

Cu2+

Cu

NO

HNO3

m (HNO3/NO) > m (Cu2+/Cu)

2 HNO3 + 3 Cu + 6 H+  2 NO + 3 Cu2+ + 4 H2 O

3. 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.

E (H2MO4/MO2) > E (HMO4/H2MO4)

3 H2MnO4  2 HMnO4 + MnO2 + 2 H2 O

4. Dos especies tienden a comproporcionarse/combinarse en una especie intermedia si se encuentra por debajo de la línea de unión que las une.

El NH4NO3 se descompone en N2O

NH4+ (ac) + NO3- (ac) → N2O (g) + 2H2O (l)

5. Si hay varias especies en una recta, existe un estado de equilibrio entre las mismas

6. Una pendiente negativa es una indicación de que la especie se comporta como reductora

NO + ½ N2O4 + H2O  2 HNO2

N2O4 + 2 H+ + 2 e-  2 HNO2 E1 2 x ( NO + H2O - 1 e-  HNO2 + H+) E2 N2O4 + 2 NO + 2 H2O  2 HNO2 E1 = E1 - E2 0  G   0

Reacciones redox entre distintos sistemas

¿ MnO4- + Fe2+  …….?

 Consideraciones sistema Mn: 1. Especies inestables: MnO42-

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