A oxidação do ferro pode levar a dois produtos, conforme as equações (não balanceadas) abaixo:
(i)
(s) ou
(ii)
(a) Do ponto de vista termodinâmico determine se os óxidos são estáveis relativos ao elemento ferro (nas condições padrões e a
) e qual o mais estável.
(i)
(ii)
(a) Do ponto de vista termodinâmico determine se os óxidos são estáveis relativos ao elemento ferro (nas condições padrões e a
Passo 1
Beleza, vamos resumir o que a questão está pedindo. Temos duas reações de oxidação do ferro (
) formando dois óxidos diferentes:
e . Cada reação tem uma variação de entalpia (
) associada. Queremos descobrir se esses óxidos são estáveis em relação ao ferro nas condições padrão (25°C e 1 atm) e qual deles é o mais estável.
Para resolver isso, vamos usar conceitos de termodinâmica, especificamente a variação de entalpia e a estabilidade dos produtos em reações químicas.
Passo 2
Primeiro, vamos lembrar o que significa a variação de entalpia (
). Ela nos diz se uma reação é exotérmica (libera calor,
negativo) ou endotérmica (absorve calor,
positivo). Reações exotérmicas tendem a ser mais espontâneas e, geralmente, os produtos formados são mais estáveis.
No nosso caso, ambas as reações têm
negativos, ou seja, são exotérmicas. Isso sugere que a formação dos óxidos libera energia e é favorável.
Passo 3
Agora, vamos comparar os valores de
das duas reações:
-
Para
: -
Para
:
Quanto mais negativo for
, mais estável e favorável é a formação do produto.
Passo 4
Comparando os dois valores,
é mais negativo que
. Isso indica que a formação de
libera mais energia e é, portanto, mais estável termodinamicamente em relação à formação de
.
Passo 5
Além disso, como ambas as reações são exotérmicas, podemos concluir que ambos os óxidos são estáveis em relação ao ferro nas condições padrão. A diferença está na quantidade de energia liberada:
libera mais energia, tornando-se o óxido mais estável dos dois.
Resposta
Ambos os óxidos
e
são termodinamicamente estáveis em relação ao ferro nas condições padrão a
, sendo
o mais estável dos dois.