Reacções de oxidação-redução em solução aquosa - Revisão de conceitos - Diagramas de Frost Livro “Química Inorgânica Básica” Capítulo 4, pag 116 até ao final ∆G 0 = - n F∆E 0 Equações fundamentais n – número de electrões trocados F – constante de Faraday Critérios (Nas condições padrão): ∆G 0 ∆E 0 reacção - + espontânea + - não espontânea 0 0 equilíbrio Ox 1 / Red 1 Ox 2 / Red 2 Eº Ox 1 + Red 2 Ox 2 + Red 1
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Reacções de oxidação-redução em solução aquosa …...0,54 0,45 1,07 0,52 0,78 0,68 a) Não representam todos os equilíbrios de modo extensivo, BrO 3 -BrO E0 B = 0,54 V Significa:
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Reacções de oxidação-redução em solução aquosa- Revisão de conceitos- Diagramas de Frost
a) Não representam todos os equilíbrios de modo extensivo,
BrO3- BrO - E0
B = 0,54 V
Significa: BrO3- + 2 H2O + 4 e- BrO- + 4 OH-
b) Para o cálculo de outros valores de E0 do diagrama pode-se servir da regra de adição em ∆G0 (e não em ∆E0),
BrO- 1/2 Br2 ∆E0B1 = 0,45 V n = 1
Br2 Br- ∆E0B2 = 1,07 V n = 1
BrO- Br - ∆E0B = ? n = 2
∆E0B (BrO- Br-) = 1 x 0,45 + 1 x 1,07 = 0,78 V2
c) outro exemplo:
BrO3- BrO- ∆E0B1 = 0,54 V n = 4
BrO- Br- ∆E0B2 = 0,76 V n = 2
BrO3- Br - ∆E0B = ? n = 6
∆E0B (BrO3- Br-) = 4 x 0,54 + 2 x 0,76 = 0,68 V
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Diagramas de Frost
Método Gráfico desenvolvido indepedentemente por Frost (1951) eEbsworth (1964)
Diagramas de equivalente Volt em função do estado de oxidação do elemento
- construídos a partir do potencial normal do eléctrodo (potencial de redução) medido em relação ao estado neutro
∆Go = - n F ∆Eo
Frost, A.A., J. Am. Chem. Soc. 73, 2680 (1951)Friedel, A. and Murray R., J. Chem Ed. 54, 485 (1977)
equivalente-Volt = n ∆Eo = - ∆Go / F
produto do estado de oxidação do elemento pelo potencial normal de oxidação-redução da espécie relativamente ao estado de oxidação zero
- ∆Go / F = n ∆Eo = equivalente-Voltdo gráfico....
- a espécie mais estável corresponde ao ponto mais baixo no diagrama
- a estabilidade termodinâmica de uma espécie aumenta quanto menos positivo ou mais negativo for o valor do eqVolt
-ao representar eq-volt em função de n, obtenho uma recta de declive = ∆Eo ou seja, o declive da linha que une duas espécies é igual ao potencial redox da semi-reacção que envolve essas espécies
- a representação gráfica permite uma fácil visualização do comportamento redox