La forma más infalible sería enumerar todas las ecuaciones de reducción para todos los estados de oxidación del metal, y luego calcular la [matemática] E ^ \ circ [/ matemática] de M (0) a M (n).
Afortunadamente, ya existe un marco para esto llamado diagrama de Frost:
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La línea roja es el diagrama de Frost para Mn en condiciones ácidas (pH 0); La línea azul está en condiciones básicas.
Algunas explicaciones aclararán el diagrama:
- El gráfico ilustra la energía libre de una especie frente al estado de oxidación.
- Es una gráfica de [matemáticas] \ Delta G / F = nE ^ \ circ [/ matemáticas] para la pareja M (N) / M (0), contra el número de oxidación N de la especie.
Por ejemplo, el valor de [math] \ Delta G / F [/ math] para [math] \ text {Mn} ^ {2 +} [/ math] es -2.38, que es equivalente a [math] E ^ \ circ [/ math] de la reacción [math] \ text {Mn} ^ {2+} + 2e ^ – \ rightarrow \ text {Mn} [/ math] multiplicado por 2 (el número de oxidación de [math] \ text {Mn} ^ {2 +} [/ matemáticas].
Después de pensarlo más, te darás cuenta de que cuando se trazan de esta manera, las especies más bajas son las más estables . En consecuencia, Mn [matemáticas] ^ 2 + [/ matemáticas] es más estable en condiciones ácidas.
Hay muchas otras propiedades del diagrama de Frost que lo hacen útil a medida que comienza a comprender la lógica detrás del trazado. Por ejemplo,
- El potencial estándar para cualquier reacción electroquímica viene dado por el gradiente de la línea que conecta las dos especies en un diagrama de Frost;
- Las especies más altas son los agentes oxidantes más fuertes.
- Es probable que un punto convexo (MnO [matemática] _4 ^ {2 -} [/ matemática]) se desproporcione, y así sucesivamente.
