Diagrama de latimer

No Diagrama de Latimer para um elemento, o valor numérico do potencial padrão, em Volts, é escrito sobre uma linha horizontal que conecta as espécies em diferentes estados de oxidação. A espécie de maior estado de oxidação fica à esquerda e a espécie com menor estado de oxidação fica à direita.

Exemplo

O diagrama de Latimer para o cloro em solução ácida é:

A notação do perclorato reduzindo para clorato indica:

ClO₄^- _(aq) + 2H⁺ _(aq) + 2e^- → ClO₃^- _(aq) + H₂O_(l) E^Θ= +1,20 V

Como visto nesse exemplo a conversão de um diagrama de Latimer à semi-reações envolve um balanceamento, incluindo a espécie predominante presente em soluções ácida aquosa (H⁺ e H₂O). O acerto de cargas se dá pela inserção de elétrons.

Espécies não-adjacentes

O potencial padrão para espécies não-adjacentes pode ser obtido convertendo os potenciais para as energias de Gibbs. Como alternativa direta usa-se a equação:

E°= (v' E° ' + v'' E° '')/ v' + v''

Onde: E° - potencial padrão

v - diferença do número de oxidação em módulo

Alguns usos dos diagramas de Latimer

Identificar ácidos fortes e fracos

A presença no diagrama, de um ácido na forma associada indica que o ácido é fraco e que se trata de um diagrama para meio ácido.

Exemplo: no diagrama de latimer para o cloro a espécie HClO encontra-se associada, isso indica uma dissociação muito pequena, portanto é a espécie predominante em pH = 0.

O mesmo vale para diagramas em meio básico, a presença no diagrama, de uma base na forma associada indica que a base é fraca e que se trata de um diagrama para meio básico.

Identificar processos espontâneos

As reações de redução serão espontâneas de acordo com o valor do potencial, quando este é positivo o processo é espontâneo. Para leitura do potencial de oxidação deve-se inverter o sinal e realizar a leitura do diagrama da direita para a esquerda, se o potencial for positivo a oxidação é espontânea.

Reações de desproporcionamento - o desproporcionamento ocorre quando o E ° de redução à direita é mais positivo do que o E° de oxidação a esquerda. (significa ΔE°>0 - processo espontâneo).

Referências

• PH Rieger, "Eletroquímica", segunda edição, Springer, 1994 [1]
• SHRIVER, D. F., ATKINS, P. W., Química Inorgânica, 3ª Ed. Bookman: Porto Alegre, 2003