1) O diagrama de Latimer mostra as relações termodinâmicas entre diferentes estados de oxidação de um elemento em solução. Ele contém os potenciais padrão de cada par redox. 2) O diagrama de Frost é semelhante ao de Latimer, mas também leva em conta o pH da solução, mostrando como os potenciais variam com o pH. 3) O diagrama de Ellingham compara a facilidade de redução dos diferentes óxidos metálicos por carbono em função da temperatura. Ele fornece informações sobre quais

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:

6. 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

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

8. Para encontrar o potencial padrão do
processo, se converte os valores individuais
de Eo para 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”

9. 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.

10. 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

11. 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

12. Diagramas de Frost

14. 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

15. 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
Cr2O3 + Al 2 Cr + Al2O3

16. • 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

17. •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.

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

19. Diagrama de Ellingham

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

21. •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)