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2025-03-22T17:30:25Z

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'''Latimer-Diagramme''', auch '''Potentialdiagramme''' genannt, sind eine Darstellung von [[Reduktionspotential]]en von [[Halbreaktion]]en, jeweils für die verschiedenen [[Oxidationsstufen]] eines [[Chemisches Element|Element]]s.

Üblicherweise steht das Element in seiner größten Oxidationszahl ganz links, nach rechts nimmt die Oxidationszahl ab. Die einzelnen Stufen sind mit Pfeilen verbunden, über denen das Reduktionspotential der Halbreaktion steht. Diese können sich beziehen auf:
* [[Standardbedingungen]] (25 [[Grad Celsius|°C]], [[pH-Wert|pH]] = 0, [[Konzentration (Chemie)|c]] = 1 [[mol]]/l) oder
* beliebige andere angegebene Bedingungen (z. B. pH = 14).

Das Diagramm ist nach dem US-amerikanischen Chemiker [[Wendell Mitchell Latimer]] (1893–1955) benannt.

== Beispiele ==
Diagramm für [[Chlor]] in saurer [[Lösung (Chemie)|Lösung]] (pH = 0):

<math>\mathrm{ClO_4^- \xrightarrow{+1.20V}\ ClO_3^- \xrightarrow{+1.18V}\ ClO_2^- \xrightarrow{+1.65V}\ HClO \xrightarrow{+1.63V}\ Cl_2 \xrightarrow{+1.36V}\ Cl^-}</math>

Soll nun die ausführliche [[Reduktion (Chemie)|Reduktions]][[reaktionsgleichung]] für den ersten Schritt aufgeschrieben werden, so muss die Halbreaktion bezüglich der [[Elektrische Ladung|Ladung]] und auch [[Stöchiometrie|stöchiometrisch]] ausgeglichen werden:

<math>\mathrm{ClO_4^- + 2 H^+ + 2e^- \rightarrow ClO_3^- + H_2O\ mit\ E^0 = +1.20V}</math>

Diagramm für [[Selen]] bei Standardbedingungen (pH = 0, 25 °C, 10<sup>5</sup> [[Pascal (Einheit)|Pa]]):

<math>\mathrm{SeO_4^{2-} \xrightarrow{1,15V}\ H_2SeO_3 \xrightarrow{0,74V}\ Se \xrightarrow{-0,08V}\ H_2Se}</math>

== Latimer-Diagramm für Sauerstoff ==
[[Datei:Latimerdiagram zuurstof.png|hochkant=1.8|rahmenlos|rechts|Potentialdiagramm des Sauerstoffs]]
Das Potentialdiagramm für [[Sauerstoff]], [[Wasserstoffperoxid]] und [[Wasser]] ist rechts gezeigt; die Oxidationszahlen der Sauerstoffatome (0, −1 und −2) sind angegeben.

Das erste Potential, 0,68 [[Volt|V]], gilt für die Reduktion des Sauerstoffs zu Wasserstoffperoxid, also für die Reaktion

<math>\mathrm{O_2(g) + 2 \ H^+ + 2 \ e^- \rightleftharpoons H_2O_2(aq) \qquad mit\ } E^0 = +0,68 \mathrm{\ V \ bei \ pH = 0}</math>.

Die zweite [[Gleichgewichtsreaktion]] ist die Reduktion von Wasserstoffperoxid zu Wasser mit einem Potential von 1,78 V:

<math>\mathrm{H_2O_2(aq) \ + 2 H^+ + 2 \ e^- \rightleftharpoons 2 \ H_2O \qquad mit\ } E^0 = +1,78 \mathrm{\ V \ bei \ pH = 0}</math>.

Das auf dem unteren Pfeil angegebene Potential gilt für die Reduktion von Sauerstoff zu Wasser, also für die Reaktion

<math>\mathrm{O_2 \ + 4 H^+ + 4 \ e^- \rightleftharpoons 2 \ H_2O \qquad mit\ } E^0 = +1,23 \mathrm{\ V \ bei \ pH = 0}</math>.

Das Potential dieser Reaktion, 1,23 V, entspricht auch der [[Zersetzungsspannung]] von Wasser und ist der [[Mittelwert]] der beiden Einzelpotentiale 0,68 V und 1,78 V, da bei diesen Reaktionen dieselbe Zahl an [[Elektron]]en ausgetauscht wird.

Wasserstoffperoxid neigt dazu, in Wasser und Sauerstoff zu zerfallen, es [[Disproportionierung|disproportioniert]]. Das erkennt man im Potentialdiagramm daran, dass das rechte Potential, 1,78 V, höher ist als das linke.

== Anwendung ==
Anhand eines Latimer-Diagrammes kann man erkennen, ob eine Oxidationsstufe in Lösung instabil ist und zur Disproportionierung neigt: Wenn – wie üblich – die höchste Oxidationsstufe links steht, wird eine [[Spezies (Chemie)|Spezies]] disproportionieren, wenn das Potential links von ihr kleiner ist als das rechts von ihr. Dementsprechend ist Wasserstoffperoxid instabil.

Möchte man das Potential <math>\bar{E}</math> einer Reaktion bestimmen, bei der sich die Oxidationszahl um ''mehrere'' Einheiten ändert, so darf man die Redoxpotentiale <math>E_i</math> der dazwischenliegenden Schritte ''nicht'' addieren. Stattdessen muss ein Mittel gebildet werden, dessen Beiträge mit der Zahl <math>n_i</math> der jeweils ausgetauschten Elektronen [[Gewichtung|gewichtet]] wird:<ref>[http://www.everyscience.com/Chemistry/Inorganic/Redox_Reactions/e.1230.php Latimer Diagrams]</ref>

:<math>\bar{E} = \frac{\sum n_i \cdot E_i}{\sum n_i}</math>

== Siehe auch ==
* [[Frost-Diagramm]], eine graphische Darstellung der Zahlenwerte des Latimer-Diagramms
* [[Pourbaix-Diagramm]], das die Potentialwerte für verschiedene pH-Werte darstellt

== Literatur ==
* [[Wendell Mitchell Latimer]]: ''The Oxidation States of the Elements and their Potentials in Aqueous Solutions.'' Prentice-Hall, New York 1938.

== Einzelnachweise ==
<references />

== Weblinks ==
* [http://bilbo.chm.uri.edu/CHM401/fall2000exam3-2.html Aufgabe zum Latimer-Diagramm (englisch)]

[[Kategorie:Elektrochemie]]

Latimer-Diagramm - Versionsgeschichte

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