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Oxidação e Redução

Oxidação e Redução. 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

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Oxidação e Redução

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Presentation Transcript

  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 Latimerdo 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 Latimerpara 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 Latimercontem informações suficientes para se obter os potenciais de pares não adjacentes. A conexaoe obtida pela relação DGo = -nFEo, e o fato que DGo global de duas etapas sucessivas ser a soma dos valores individuais; DGo= DGo’ + DGo”

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

  8. Um diagrama de Latimer mostra as espécies que sofre desproporcionamentoespontâneo; 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 desproporcionamentoa O2 e H2O sob condições ácidas.

  9. Diagramas de Frost 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.

  10. Consideremos as espécies HNO2 e N2. A semi-reação é: 2HNO2(aq) + 6H+(aq) + 2e- → N2(aq)+ H2O(l) EΘ = +1,5 V. O valor da inclinação, 1,5 V, foi obtido dividindo-se a diferença de ordenada entre HNO2 e N2 pela respectiva diferença entre as abscissas. EΘ = 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 O2 • Ag2CO3  C O2 + Ag2O  2 Ag + ½ O2 • Deslocamento de um elemento por outro • Fe + Cu2+ Cu + Fe2+ • Cl2 + 2 Br-  2 Cl- + Br2

  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 °CZn Cr2O3 + Al  2 Cr + Al2O3

  14. Redução eletrolítica • 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.

  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)

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