Vichagas diagramas dos dados potenciais

1. Oxidação e Redução

2. Diagrama de Latimer A forma mais simples de mostrar as relações termodinâmicas aplicadas a Química Inorgânica de soluções foi introduzida por Wendell Latimer . No diagrama de Latimer para um elemento, o valor do potencial padrão (em volts) e escrito sobre uma linha horizontal que conecta as espécies com diferentes estados de oxidação

3. A forma mais altamente oxidada do elemento esta a esquerda e a espécie a direita esta no estado de oxidação abaixo. O diagrama de Latimer do cloro em meio ácido é:

4. Como neste exemplo, as vezes, os números de oxidação são escritos sob ou sobre as espécies. A notação: Significa a reação:

5. Em meio básico, o diagrama de Latimer para o cloro é; Note que o valor para o par Cl2/Cl1- e o mesmo que em meio acido, ja que a semi-reação não envolve a transferência de próton. Sob condições básicas as espécies predominantes na solução são OH1- e H2O e são usadas no balanceamento das semi-reações

6. # Um diagrama de Latimer contem informações suficientes para se obter os potenciais de pares não adjacentes. A conexao e obtida pela relação D Go = - nFEo , e o fato que D Go global de duas etapas sucessivas ser a soma dos valores individuais ; D Go = D Go ’ + D Go ”

7. Para encontrar o potencial padrão do processo, se converte os valores individuais de Eo para D Go pela multiplicação pelo fator – nF adicionando-se então os valores obtidos e os reconvertendo a Eo pela divisão por – nF da reação global de transferência de elétrons. - nFEo = - nFEo ’ + - nFEo ”

8. Um diagrama de Latimer mostra as espécies que sofre desproporcionamento espontâneo; uma espécie tem tendência termodinâmica ao desproporcionamento em seus vizinhos adjacentes se o potencial a direita for maior do que o da espécie a esquerda. Então H2O2 tem a tendência de sofrer desproporcionamento a O2 e H2O sob condições ácidas.

9. O diagrama de Frost para o nitrogênio: quanto mais íngrime a inclinação da linha, mais alto é o potencial padrão para o par. A linha vermelha se refere a pH = 0 , a linha em azul se refere a pH = 14. Diagramas de Frost

10. Consideremos as espécies HNO 2 e N 2 . A semi-reação é: 2HNO 2 ( aq ) + 6H + ( aq ) + 2e- → N 2 ( aq )+ H 2 O(l) E Θ = +1,5 V. O valor da inclinação, 1,5 V, foi obtido dividindo-se a diferença de ordenada entre HNO 2 e N 2 pela respectiva diferença entre as abscissas. E Θ = 4,5 – 0 = 1,5 V 3 - 0

11. Diagramas de Frost

12. Obtenção dos Elementos Separação mecânica de elementos que existem na forma nativa elementos pouco reativos Cobre, prata e ouro metais do grupo da platina: quantidades apreciáveis Decomposição térmica 2 HgO  2 Hg + ½ O 2 Ag 2 CO 3  C O 2 + Ag 2 O  2 Ag + ½ O 2 Deslocamento de um elemento por outro Fe + Cu 2+  Cu + Fe 2+ Cl 2 + 2 Br -  2 Cl - + Br 2

13. Elementos Extraídos por Redução Devido a muitos minérios de metais importantes estarem na forma de sulfetos, a fundição e as vezes precedida pela conversão de alguns sulfetos em óxidos pelo “cozimento do minério” ao ar: 2 Cu2S(s) + 3 O2(g)  2 Cu2O(s) + 2 SO2(g) ZnO + C 1200 °C Zn Cr 2 O 3 + Al  2 Cr + Al 2 O 3

14. O salto tecnológico que permitiu a conversão de alumínio foi a introdução da eletrólise. A disponibilidade de fonte elétrica também expandiu a ação da redução por carbono em fornos elétricos que podem alcançar temperaturas muito mais altas do que os fornos a combustão. Redução eletrolítica

15. Pode-se entender a aparência do diagrama de Ellingham pela relação:  G° =  H° - T  S° pelo fato da entalpia (  H°) e da entropia (  S°) da reação serem, numa aproximação razoável, independentes da temperatura, assim as linhas do gráfico estão relacionadas a -  S°(entropia) da reação em questão. Já que a entropia padrão de gases e muito maior do que a de sólidos a  S° da reação abaixo , ha consumo de gás, e negativa, então a linha no diagrama deve ter inclinação positiva. xM (s) + 1/2O2(g)  MxO (s)  G°(M, MxO ) O ponto onde a linha muda de inclinação significa que o metal altera de fase, ocorre a fusão e a entropia muda concomitantemente.

16.  G° =  G° (M’, óxido) -  G° (M, MxO ) for negativo a reação: MxO (s) + M’(s)  x M(s) + M’O (g) será espontânea.

17. Diagrama de Ellingham

18. Para  G° < 0 a redução de um oxido metálico com carbono segue uma das reações; C(s) + 1/2 O2( g )  CO(g)  G° (C, CO) C(s) + 1/2 O2( g )  1/2 CO2(g)  G° (C, CO2) CO(s) + 1/2 O2( g )  CO2(g)  G° (CO, CO2) d) xM (s) + 1/2O2(g)  MxO (s)  G°(M, MxO )

19. sob as mesmas condições de reação, ocorre; a) – d) é igual MxO (s) + C(s)  x M(s) + CO(g); então,  G° Reação =  G° (C, CO) -  G° (M, MxO ) b) – d) é igual MxO (s) + . C(s)  x M(s) + CO2(g); então,  G° Reação =  G° (C, CO2) -  G° (M, MxO ) c) – d) é igual MxO (s) + CO(g)  x M(s) + CO2(g); então,  G° Reação =  G° (CO, CO2) -  G° (M, MxO )