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Diagramas de Ellingham: su uso y mal uso

Los diagramas de Ellingham pueden ser muy útiles en la resolución de problemas de tratamiento térmico relacionados con el uso de atmósferas protectoras, especialmente para determinar si una atmósfera en particular se está oxidando o reduciendo al metal o aleación en cuestión. Sin embargo, el uso sin comprensión puede llevar a conclusiones incorrectas.


Es importante comprender que el diagrama se relaciona con la condición de equilibrio y no tiene en cuenta la cinética. También asume que hay suficientes especies oxidantes presentes para que continúe la reacción. Algunos ejemplos industriales ilustran cómo estas propiedades pueden afectar la interpretación de los resultados.


La termodinámica es útil para comprender la variación de temperatura requerida para la reducción térmica de óxidos y para predecir qué elemento se adaptará como agente reductor para un óxido metálico dado. La energía de Gibbs es el término termodinámico más importante en la extracción de metales.



Para una reacción espontánea, el cambio en la energía de Gibbs, ∆ G, debe ser negativo. ∆ G para cualquier proceso a una temperatura dada viene dado por la ecuación

∆ G = ∆ H- T ∆ S

Donde, ∆ H = cambio de entalpía

T = temperatura absoluta

∆ S = cambio de entropía durante la reacción.

El cambio en la energía de Gibbs cuando se usa 1 gramo de molécula de oxígeno, azufre (o) halógeno para formar óxidos, sulfuros (o) haluros de metales representados frente a la temperatura. Esta representación gráfica se llama diagrama de Ellingham.

Estos gráficos son útiles para determinar la relativa facilidad de reducir un óxido metálico dado al metal y también para predecir la viabilidad de la reducción térmica de un mineral.



Un diagrama de Ellingham normalmente consta de gráficos de cambio en la energía de Gibbs con la temperatura para la formación de óxidos. Un diagrama de Ellingham para óxidos tiene varias características importantes.

(i) Los gráficos de la mayoría de las reacciones de metal a óxido de metal muestran una pendiente positiva.


Ex: 2M + O 2 → 2MO.



En esta reacción, la entropía (o) la aleatoriedad disminuye de izquierda a derecha debido al consumo de gases. Por tanto, ∆ S se vuelve negativo. Si la temperatura aumenta , T ∆ S se vuelve más negativo. Entonces, ∆ G se vuelve menos negativo.

(ii) Los cambios de energía de Gibbs siguen una línea recta, a menos que los materiales se fundan (o) se vaporicen. La temperatura a la que se produce tal cambio se indica mediante un aumento de la pendiente en el lado positivo.

(iii) Cuando se eleva la temperatura, se alcanzará un punto en el que el gráfico cruza la línea " ∆ G es cero". Por debajo de esta temperatura, la energía libre de formación del óxido es negativa, por lo que el óxido es estable. Por encima de esta temperatura, la energía libre de formación del óxido es positiva, el óxido se vuelve inestable y se descompondrá en metal y dioxígeno.

Cualquier metal reducirá un óxido de otro metal que se encuentre por encima de él en un diagrama de Ellingham. Ej: El Al reduce el FeO, CrO y NiO en la reacción de las termitas, pero el Al no reduce el MgO a una temperatura por debajo de 1500 0 C.


Limitaciones:

Los reactivos y los productos están en equilibrio, lo que no suele ser cierto.

No explica la velocidad de la reacción.



Fuente: nextgurukul

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