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El diagrama de Ellingham representa la variación de la energía libre de Gibbs en

función de la temperatura para los óxidos. Queda representado en él el calor de formación de

cada óxido en curvas distintas y la variación de entropía que este proceso implica.

Como podemos observar, este diagrama posee distintas rectas, representando cada

una de ellas la formación de un determinado óxido, cuya ecuación de recta está dada por:

∆Gº=∆H-T∆s, siendo entonces la pendiente de dichas rectas la variación de entropía con

signo negativo. El corte de la recta con el eje es la variación de entalpía. Se puede apreciar

como, cuando ocurre un cambio de fase, las rectas en el diagrama cambian su pendiente.

Esto se fundamenta en que un cambio de fase lleva consigo un cambio de entropía, ya sea

un aumento o una disminución de esta.

Otra característica de este diagrama es que las rectas en ciertos tramos del diagrama

poseen similar pendiente, casi la misma. Estos tramos son donde el oxígeno gaseoso pasa a

formar el óxido sólido, ya que la variación de entropía es similar en los distintos casos. Otro

ejemplo que muestra como ilustra este diagrama la variación de la entropía son los cambios

de pendiente debido a la fusión y a la sublimación. En el primer caso, el cambio de pendiente

es menor que en el segundo por implicar una menor alteración de la entropía ya que pasa al

estado líquido, pero en el segundo caso se pasa al gaseoso, por lo que el cambio es mayor

ya que en este estado hay más “desorden” que en el líquido. Incluso tenemos el caso de

formación del dióxido de carbono a partir de un mol de oxígeno gaseoso, donde la recta es

de pendiente casi nula, ya que la variación de entropía que conlleva esta reacción es casi

cero.

La formación de un óxido sólido a partir de un metal y oxígeno gaseoso conlleva una

disminución de la entropía por implicar mayor orden. Esto provoca que se aprecie en el

diagrama que la variación de energía libre de Gibbs aumenta a medida que lo hace también

la temperatura.

Podemos decir también que cualquier óxido puede ser reducido a una determinada

temperatura por todos los metales que se ubican debajo de este en el diagrama. Esto se

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debe a que los óxidos de dichos metales de la parte inferior poseen menor energía de

formación, por lo cual se ven favorecidos termodinámicamente para que se formen. Por

ejemplo, la formación de Al2O3 a partir de Al (s) está más favorecido que la formación de

Cr2O3 a partir de Cr, la primera está por debajo de esta última en el diagrama, por lo que es

posible reducir Cr2O3 a Cr (s) con Al (s), la diferencia de energía se libera en forma de luz y

calor. También puede producirse espontáneamente la reducción de un oxido, si la formación

de este tiene una energía libre de Gibbs positiva o muy cercana a cero.

El diagrama de Ellingham se utiliza en su mayoría en metalurgia. Esto se debe a que

nos permite saber a que temperatura se puede formar que óxido y a su vez con que metal se

puede reducir un determinado óxido. Esta información puede ayudar a determinar que

proceso es el más rentable y eficiente para utilizar.

Por ejemplo la aluminotermia, es un proceso que se fundamenta en el diagrama de

Ellingham. Es la reducción del óxido de cromo mediante el aluminio sólido. Es uno de los

procesos que se lleva a cabo para realizar diversos estudios metalúrgicos. La selección de

agentes reductores para reducir óxidos para obtener determinados metales es uno de los

usos más frecuentes del diagrama.

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Consultadas el día 26/05/10.

� http://www.jfe-21st-cf.or.jp/chapter_2/2b_1.html

� http://campus.usal.es/~Inorganica/zona-alumnos/erf-inorganica/tema_2/Tema_2.pdf

� http://campus.usal.es/~Inorganica/zona-alumnos/erf-inorganica/tema_2/Tema_2.pdf

� http://www.ucm.es/info/metal/transpare/Ballester/metext3.pdf