Frost-Diagramm
{{#if: behandelt die grafische Auftragung von Reduktionspotentialen zu verschiedenen Oxidationsstufen eines Elements, nicht zu verwechseln mit einem Frost-Musulin-Diagramm, welches zur Abschätzung der relativen Anordnung von Energieniveaus delokalisierter π-Orbitale in ringförmigen, planaren Molekülen dient.
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Ein Frost-Diagramm (auch Frost-Ebsworth-Diagramm oder Oxidationszustands-Diagramm, nicht zu verwechseln mit einem Frost-Musulin-Diagramm) ist eine grafische Darstellung von Reduktionspotentialen von Halbreaktionen – jeweils für die verschiedenen Oxidationsstufen eines Elements.<ref name=":0">{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref> Mit einem Frost-Diagramm kann die thermodynamische Stabilität der Oxidationsstufen eines Elementes anschaulich dargestellt und diskutiert werden.<ref name=":1">{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref> Zum Beispiel kann so erkannt werden, welche Oxidationsstufe thermodynamisch am stabilsten ist, oder welche zur Komproportionierung oder Disproportionierung neigen (s. u. Interpretation).<ref name=":0" /><ref name=":1" />
Das Frost-Diagramm wurde von Arthur Frost im Jahre 1951 als Alternative zum Latimer-Diagramm vorgeschlagen<ref>{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref> und 1964 durch Ebsworth bekannter gemacht.<ref>{{#invoke:Vorlage:Literatur|f}}</ref> Es wird ein kartesisches Koordinatensystem verwendet, wobei
- auf der Abszisse (x-Achse) die Oxidationszahl steht
- auf der Ordinate (y-Achse) üblicherweise <math>z \cdot E</math>-Werte der Halbreaktion einer Oxidationsstufe zur Oxidationsstufe <math>0</math> (z. B. <math>\mathrm V^{2+}\!/ \mathrm V^{0}</math>).
Der Wert <math>z \cdot E</math> ist direkt proportional zur freien Enthalpie <math>\Delta G</math> nach:
- <math>\Delta G = - z \cdot F \cdot E \ \Rightarrow \frac{-\Delta G}{F} = z \cdot E</math>
mit
- der Äquivalentzahl <math>z</math> der übertragenen Elektronen
- der Faraday-Konstante F = 96 485 C/mol
- dem elektrochemischen Potential E.
Die Potentialdaten können sich auf elektrochemische Standardbedingungen beziehen (<math>25 \, ^{\circ} \!\mathrm{C}, \, \mathrm{pH} = 0, \, c = 1 \ \mathrm{mol}/\mathrm{L}</math>) oder auf beliebige andere angegebene Bedingungen (beispielsweise <math>\mathrm{pH = 14}</math>).
Erstellen
Am Beispiel eines Diagramms für Vanadium in saurer Lösung (<math>\mathrm{pH = 0}</math>):
- Die Standard-Potentiale <math>E^{0}</math>der relevanten Redox-Gleichgewichte werden einem Tabellenwerk entnommen:
- <math>\mathrm{VO_{2}^{+} + 2\ H^{+} + e^{-} \rightarrow VO^{2 +} + H_{2}O \quad \text{mit} \quad E^{0} = + 1{,}00\, \mathrm{V}\, ,}</math>
- <math>\mathrm{VO^{2 +} + 2\ H^{+} + e^{-} \rightarrow V^{3 +} + H_{2}O \quad \text{mit} \quad E^{0} = + 0{,}34\, \mathrm{V}\, ,}</math>
- <math>\mathrm{V^{3 +} + e^{-} \rightarrow V^{2 +} \quad \text{mit} \quad E^{0} = - 0{,}26\, \mathrm{V}\, ,}</math>
- <math>\mathrm{V^{2 +} + 2\ e^{-} \rightarrow V^{0} \quad \text{mit} \quad E^{0} = - 1{,}13\, \mathrm{V}\, .}</math>
- Daraus werden die <math>\mathrm{n\!\cdot\!E}</math>-Werte ermittelt:
- <math>\mathrm{n \cdot E (V / V) = 0{,}00\, \mathrm{V}\, ,}</math>
- <math>\mathrm{n \cdot E (V^{2 +} / V) = 2 \cdot (- 1{,}13\, \mathrm{V}) = - 2{,}26\, \mathrm{V}\, ,}</math>
- <math>\mathrm{n \cdot E (V^{3 +} / V) = (- 0{,}26\, \mathrm{V}) + (- 2{,}26\, \mathrm{V}) = - 2{,}52\, \mathrm{V}\, ,}</math>
- <math>\mathrm{n \cdot E (VO^{2 +} / V) = 0{,}34\, \mathrm{V} + (- 2{,}52\, \mathrm{V}) = - 2{,}18\, \mathrm{V}\, ,}</math>
- <math>\mathrm{n \cdot E (VO_{2}^{+} / V) = 1{,}06\, \mathrm{V} + (- 2{,}18\, \mathrm{V}) = - 1{,}12\, \mathrm{V}\, .}</math>
- Die Werte werden in ein Koordinatensystem eingetragen.
Interpretation
Aus dem Diagramm lassen sich Informationen über spezielle Redox-Vorgänge gewinnen, sobald eine Oxidationsstufe auf einem Extremwert liegt:
- Befindet sich eine Verbindung im Frost-Diagramm auf einem Maximum, so ist der Zerfall in die beiden Stufen links und rechts davon (Disproportionierung) sehr wahrscheinlich. Eine Disproportionierung liegt z. B. vor, wenn Dithionat zu Sulfat und Sulfit reagiert (bzw. zu Schwefeltrioxid und Schwefeldioxid in wässriger Lösung).
- Liegt eine Verbindung jedoch auf einem Minimum, so ist die Reaktion von den beiden benachbarten Verbindungen zu ebendieser Oxidationsstufe (Komproportionierung) sehr wahrscheinlich. Beispielhaft für eine Komproportionierung ist die Reaktion von <math>V^{2 +}</math> und <math>VO^{2 +}</math> zu <math>V^{3 +}</math> (siehe Beispieldiagramm).
Die thermodynamisch stabilste Oxidationsstufe eines Elements unter den gegebenen Bedingungen entspricht dem globalen Minimum im Frost-Diagramm, da dort die freie Enthalpie relativ zu den Nachbarstufen am niedrigsten ist.<ref name=":0" /> Die Steigung der Verbindungslinie zwischen zwei Punkten im Diagramm entspricht dem Standardpotential <math>E^0</math> der entsprechenden Halbreaktion:<math>E^0 = \frac{\Delta(z \cdot E)}{\Delta z}</math>.<ref name=":1" /> Eine große positive Steigung bedeutet, dass die höhere Oxidationsstufe ein starkes Oxidationsmittel ist. Eine große negative Steigung zeigt an, dass die niedrigere Oxidationsstufe ein starkes Reduktionsmittel ist. Da viele Redoxreaktionen protonenabhängig sind, werden Frost-Diagramme oft für verschiedene pH-Werte dargestellt (z. B. <math>pH = 0</math> und <math>pH = 14</math>).<ref name=":1" /><ref name=":0" /> Ein Vergleich beider Kurven zeigt, wie sich die relative Stabilität der Oxidationsstufen in saurer gegenüber basischer Lösung verändert (vgl. Frost-Diagramm von Stickstoff).
Quellen
<references />
