A oxidação do ferro pode levar a dois produtos, conforme as equações (não balanceadas) abaixo:
(i) Fe(s)+O2(g) Fe2 O3 (s) ou
(ii) Fe(s)+O2(g) Fe3 O4(s)
De
De
(a) Do ponto de vista termodinâmico determine se os óxidos são estáveis relativos ao elemento ferro (nas condições padrões e a 25^circ C ) e qual o mais estável.

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 De das duas reações:
  1. Para De:
  2. 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.

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