Diagrama DE Pourbaix Pt - Rojas Maldonado Maryorith Tatiana- IQA PDF

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Diagrama de Pourbauix-pt...

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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERÚ FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA QUIMICA AMBIENTAL TEMA:

CONSTRUCCIÓN DEL DIAGRAMA DE POURBAIXPLATINO −𝑯𝟐 𝑶

CÁTEDRA: ELECTROQUÍMICA CATEDRÁTICO: IING. LUIS FERNANDO RICCIO YAURI ESTUDIANTE: Rojas Maldonado, Maryorith Tatiana CÓDIGO: 2018100847D SEMESTRE: VI Huancayo- Perú 2020

INTRODUCCIÓN Los diagramas potencial-pH, también conocidos como diagramas de POURBAIX, son representaciones gráficas de la estabilidad de un metal y sus productos de corrosión en función del potencial y el pH (acidez o alcalinidad) de la solución acuosa. Tales diagramas se construyen a partir de cálculos termodinámicos basados en la ecuación de Nerst y los datos de solubilidad de diversos compuestos metálicos y muestran tres zonas bien definidas: una zona de inmunidad, donde el metal permanece en forma metálica; una zona de corrosión, donde el metal pasa a una forma iónica; y una zona pasiva donde el metal forma capas de productos con el Oxígeno y el Hidrógeno, que podrían inhibir el proceso corrosivo. Tales diagramas pueden ser utilizados para predecir la dirección espontánea de reacciones, estimar la estabilidad y la composición de los productos de corrosión y predecir los cambios ambientales que eviten o reduzcan la corrosión. Es importante destacar las limitaciones en el uso de estos diagramas, los cuales representan solo condiciones de equilibrio y por lo tanto no predicen la velocidad de una reacción. Por otra parte, el supuesto tácito de que los productos de corrosión (óxidos, hidróxidos, etc.) pueden conducir a la pasividad, no siempre es cierto; además la posibilidad de precipitación de otros iones como cloruros, sulfatos y fosfatos ha sido ignorada. Aún con las limitaciones de los diagramas de POURBAIX, los mismos pueden ser usados como una ayuda práctica en el diseño de experimentos adecuados para la predicción de la corrosión. Los investigadores han discutido en detalle cómo estos diagramas se pueden conectar con el mundo real y una conclusión importante fue que mientras todos los componentes significativos para el proceso de corrosión se incluyan en el cálculo, se obtendrá una indicación razonable que puede obtenerse mediante una medida real del pH o del potencial de corrosión comparado con lo calculado en los esquemas teóricos. En vista de lo anterior, este trabajo recopila investigaciones que incluyen cálculos termodinámicos que implican la construcción de diagramas de POURBAIX para los casos donde se adicionan compuestos o iones que modifican los diagramas simples Metal-H2O, lo cual permite su comparación y establecer su efecto sobre las zonas del diagrama donde el material esta inmune, se pasiva o se corroe.

DIAGRAMA DE POURBAIX Un diagrama de Pourbaix es una representación gráfica del potencial (ordenada) en función del pH (abscisa) para un metal dado bajo condiciones termodinámicas standard (usualmente agua a 25 ºC). El diagrama tiene el nombre de MARCEL POURBAIX, químico belga que lo creó en 1938. Este tiene en cuenta los equilibrios químicos y electroquímicos y define el dominio de estabilidad para el electrólito (normalmente agua), el metal y los compuestos relacionados, por ejemplo, óxidos, hidróxidos e hidruros. Tales diagramas puedes construirlos a partir de cálculos basados en la ecuación de Nernst y en las constantes de equilibrio de distintos compuestos metálicos. Los diagramas de POURBAIX también son conocidos como los diagramas de Eh-pH, debido a la rotulación de los dos ejes. Características de los diagramas de Pourbaix Existen tres tipos generales de líneas en los diagramas de Pourbaix, cada una representa un equilibrio entre dos especies: 

Líneas horizontales. Indican reacciones con dependencia solamente del potencial.



Líneas verticales. Indican reacciones con dependencia solamente del pH.



Líneas oblicuas. Indican reacciones con dependencia tanto del potencial como del pH.

El eje vertical se denomina Eh para el potencial de voltaje con respecto al electrodo estándar de hidrógeno (SHE), La "h" significa hidrógeno, aunque normalmente se pueden utilizar otros elementos.se calcula por la ecuación de Nernst: Donde:

𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷

𝐸 = 𝐸º −

[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑 𝑅𝑇 log ( 𝑎 𝑏 ) [𝐴] [𝐵] 𝑛𝐹

El eje horizontal es la etiqueta de pH para el registro de función de la concentración de iones hidrógeno.

𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔[𝐻 + ]

También puedes observar que estos tres tipos de líneas aparecen representadas en el diagrama con dos tipos de trazado: continuo y discontinuo fino. Si aparecen con trazado continuo indican un equilibrio bien entre dos especies sólidas o bien entre una especie sólida y una especie soluble con distintos valores de actividad (10–6, 10–4, 10–2 y 100). Si aparecen con trazado discontinuo fino indican un equilibrio entre dos especies solubles.

Los diagramas de Pourbaix son útiles en el campo de la corrosión, además de en otros muchos campos, tales como electrolisis industrial, recubrimiento, electro obtención y electro refinado de metales, celdas eléctricas primarias y secundarias, tratamiento de aguas e hidrometalurgia, etc. También son particularmente útiles en el estudio del comportamiento frente a la corrosión de materiales metálicos, ya que permiten predecir las zonas de “inmunidad”, “corrosión” y “pasivación” de un metal en un medio agresivo determinado. Inmunidad significa que el metal no es atacado, mientras que muestra la corrosión que se produce el ataque general. Pasivación se produce cuando el metal forma una capa estable de un óxido u otra sal en su superficie, el mejor ejemplo es la relativa estabilidad de aluminio debido a la capa de alúmina formada en su superficie cuando se expone al aire. Si se determina las ecuaciones de equilirio: Se sabe que: Las ecuaciones de equilibrio dependientes del potencial (o electrones) son líneas horizontales (paralelas al eje x, o pH).  Las ecuaciones de equilibrio dependientes del pH son líneas verticales (o paralelas al eje y, o Eh).  Las ecuaciones de equilibrio dependiente del potencial y del pH son líneas inclinadas. (Riccio Yauri, 2000) 

PLATINO (Pt) El platino es un elemento químico de número atómico 78, situado en el grupo 10 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Pt. Se trata de un metal de transición blanco grisáceo, precioso, pesado, maleable y dúctil. Es resistente a la corrosión y se encuentra en distintos minerales, frecuentemente junto con níquel y cobre; también se puede encontrar como metal. Se emplea en joyería, equipamiento de laboratorio, contactos eléctricos, empastes y catalizadores de automóviles. El platino fue utilizado para la producción de algunas piezas de orfebrería en la cultura de la Tolita, en el Ecuador precolombino. La primera referencia escrita aparece en el siglo XVIII, en la obra de Ulloa, Relación Histórica del Viaje a la América Meridional, publicado en 1748. En esta obra se indica que se encuentra en los lavaderos de oro del Chocó (Colombia), y que era imposible de fundir con los medios de los que se disponía entonces. El nombre del elemento se refiere a que su color es parecido al de la plata.

CONSTRUCCION DEL DIAGRAMA DE POURBAIX PARA EL SISTEMA 𝑷𝒕 − 𝑯𝟐𝑶

Realizar el diagrama de POURBAIX del sistema 𝑷𝒕 − 𝑯𝟐𝑶 a una temperatura de 25°C

para las siguientes especies: 

Pt



Pt+2



PtO



PtO2

El Platino presenta los siguientes equilibrios: 1. 𝑃𝑡+2 + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡

2. 𝑃𝑡𝑂 + 2𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡 + 𝐻2 𝑂

3. 𝑃𝑡𝑂2 + 2𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡𝑂 + 𝐻2 𝑂 4. 𝑃𝑡+2 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝑃𝑡𝑂 + 2𝐻+

5. 𝑃𝑡𝑂2 + 4𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡+2 + 2𝐻2 𝑂

Para construir el diagrama de POURBAIX, el valor de energía libre de formación se obtiene a una temperatura de 25º C: 𝑘𝑐𝑎𝑙 Valores de la ∆𝐺º 𝑚𝑜𝑙

𝑬𝒔𝒑𝒆𝒄𝒊𝒆 ∆𝑮º kJ/mol Pt

0.000

Pt+2

229.248

PtO

-44.978

PtO2

-80.893

H 2O

-237.19

H+

0.000

O2

0.000

En 1: 𝑃𝑡+2 + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡

Calculamos el valor del potencial estándar de electrodo a partir de ∆𝐺º : Se sabe que 𝐸º = 1.188 𝑉

−∆𝐺º → −∆𝐺º = 𝑛𝐹𝐸º 𝑛𝐹 𝑘𝐽 𝐶 ) ∗ (1.188𝑉) = −229,248 −∆𝐺º = (2)𝑥 (96485 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 𝐸º =

Hallamos el valor de ∆𝐺º 𝑑𝑒 𝑃𝑡 +2 :

∆𝐺º = ∑ ∆𝐺º(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑ ∆𝐺º (𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠) ∆𝐺º = ∆𝐺º(𝑃𝑡) − ∆𝐺º(𝑃𝑡 +2 ) −229248

De la ecuación de Nerst: +2

[𝑃𝑡

Entonces en la ecuación:

𝐽

𝑚𝑜𝑙

= ∆𝐺º(𝑃𝑡+2 )

[𝑃𝑡] = 1𝑚𝑜𝑙/𝐿

] = 1𝑚𝑜𝑙/𝐿

𝐸 = 𝐸º + 𝐸 = 1.188 + ( Ecuación de Equilibrio

[𝑃𝑡 +2 ] 2.303𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔 [𝑃𝑡] 𝑛𝐹

2.303𝑥8.314𝑥298.15 1 ) log ( ) 1 2𝑥96485 𝐸 = 1.188 𝑉

𝐸 = 1.188 + 0.0295[𝑃𝑡 +2 ]

Graficando en Excel:

1.2 1

Eº

0.8 0.6 0.4 0.2

0 -5

-4

-3

pH

-2

-1

0

En la ecuación 2:

𝑃𝑡𝑂 + 2𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡 + 𝐻2 𝑂

Calculamos el valor del potencial estándar de electrodo a partir de ∆𝐺º : ∆𝐺º = ∑ ∆𝐺º(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑ ∆𝐺º (𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠)

∆𝐺º = (∆𝐺º(𝑃𝑡) + ∆𝐺º(𝐻2 𝑂)) − (∆𝐺º(𝑃𝑡𝑂 ) + 2𝑥∆𝐺º(𝐻+)) ∆𝐺º = (0 + (−237.19)) − (∆𝐺º(−44.978))

Entonces la ecuación:

∆𝐺º = −192.212𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

−∆𝐺º 𝑛𝐹 −(−192.212𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙) = 0.996 𝑉 𝐸º = 96485𝐶 2𝑥 ( ) 𝑚𝑜𝑙 𝐸º =

De la ecuación de Nerst: [𝑃𝑡+2 ] =

1𝑚𝑜𝑙 𝐿

[𝑃𝑡] =

Entonces en la ecuación: 𝐸 = 0.809 + 𝐸 = 0.996 + (

1𝑚𝑜𝑙 𝐿

[𝑃𝑡𝑂][𝐻+ ]2 2.303𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔 [𝑃𝑡][𝐻2 𝑂] 𝑛𝐹

2.303𝑥8.314𝑥298.15 1𝑥[𝐻+ ]2 ) ) log ( 2𝑥96485 1𝑥1

𝐸 = 0.996 + 2(0.0295)(𝑙𝑜𝑔[𝐻+]) 𝐸 = 0.996 − 0.059𝑝𝐻

Comparando con una ecuación de recta:

𝑦 = 𝑎𝑥 + 𝑏

Donde:

𝑏 = 𝑝𝑒𝑛𝑑𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒

𝑎 = 𝑐𝑜𝑟𝑑𝑒𝑛𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑜𝑟𝑖𝑔𝑒𝑛 𝑦 = 𝐸ℎ

Tabulando valores:

[𝐻2 𝑂] =

𝑥 = 𝑝𝐻

𝑎 = 0.996

𝑏 = −0.059

pH

Eh

𝟎

0.996

1𝑚𝑜𝑙 𝐿

𝟏𝟎

0.406

Graficando en Excel: 1.2 1

Eº

0.8 0.6 0.4 0.2

-5

-4

-3

-2

0 -1 pH 0

1

2

Graficando en HSC:

En la ecuación 3:

𝑃𝑡𝑂2 + 2𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡𝑂 + 𝐻2 𝑂

Calculamos el valor del potencial estándar de electrodo a partir de ∆𝐺º : ∆𝐺º = ∑ ∆𝐺º(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑ ∆𝐺º (𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠)

3

4

∆𝐺º = (∆𝐺º(𝑃𝑡𝑂 ) + ∆𝐺º(𝐻2 𝑂)) − (∆𝐺º(𝑃𝑡𝑂2 ) + 2𝑥∆𝐺º(𝐻+)) ∆𝐺º = ((−10.75) + (−56.69)) − (−19.334 + (0)) ∆𝐺º = −48.106

Entonces en la ecuación:

𝑘𝑐𝑎𝑙 𝑘𝐽 ≅ −201.27 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙

𝐸º = 𝐸º = De la ecuación de Nerst:

−(−201.27𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 ) = 1.043 𝑉 96485𝐶 2𝑥 ( 𝑚𝑜𝑙 )

1𝑚𝑜𝑙 𝐿 Entonces en la ecuación: +2

[𝑃𝑡

−∆𝐺º 𝑛𝐹

[𝑃𝑡] =

]=

𝐸 = 𝐸º + 𝐸 = 1.043 + (

1𝑚𝑜𝑙 𝐿

[𝑃𝑡𝑂2 ][𝐻+]4 2.303𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔 [𝑃𝑡][𝐻2 𝑂]2 𝑛𝐹

2.303𝑥8.314𝑥298.15 1𝑥[𝐻+ ]2 ) ) log ( 2𝑥96485 1𝑥1

𝐸 = 1.043 + 2(0.029)(𝑙𝑜𝑔[𝐻+ ]) 𝐸 = 1.043 − 0.058 𝑝𝐻

Comparando con una ecuación de recta: Donde:

Tabulando valores:

[𝐻2 𝑂] =

𝑦 = 𝑎𝑥 + 𝑏

𝑏 = 𝑝𝑒𝑛𝑑𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 = −0.058

𝑎 = 𝑐𝑜𝑟𝑑𝑒𝑛𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑜𝑟𝑖𝑔𝑒𝑛 = 1.043 pH

Eh

𝟎

1.043

𝟏𝟎

−2.047

1𝑚𝑜𝑙 𝐿

Graficando en HSC:

Graficando en Excel 1.4 1.2 1

Eº

0.8 0.6

0.4 0.2

-5

En la ecuación 4:

-4

-3

-2

0 -1 pH 0

1

2

3

𝑃𝑡+2 + 𝐻2 𝑂 ↔ 𝑃𝑡𝑂 + 2𝐻+

Calculamos el valor del potencial estándar de electrodo a partir de ∆𝐺º : ∆𝐺º = ∑ ∆𝐺º(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑ ∆𝐺º (𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠)

∆𝐺º = (∆𝐺º(𝑃𝑡𝑂 ) + 2𝑥∆𝐺º(𝐻+)) − (∆𝐺º(𝑃𝑡+2 ) + ∆𝐺º(𝐻2 𝑂)) ∆𝐺º = ((−44.978)) − (229.248 + (−237.19))

4

∆𝐺º = −37.036

Hallamos log 𝐾

𝑘𝐽

𝑚𝑜𝑙

g

∆𝐺º 2.303𝑅𝑇 (−37036) log 𝐾 = − 2.303𝑥8.314𝑥298.15 log 𝐾 = 6.49 log 𝐾 = −

Entonces el equilibrio constante se expresa: 𝐾=

[𝑃𝑡𝑂] [𝐻 + ]2 [𝑃𝑡+2 ] [𝐻2 𝑂]

𝑙𝑜𝑔𝐾 = log (

[𝑃𝑡𝑂] [𝐻+ ]2 ) [𝑃𝑡+2 ] [𝐻2 𝑂]

−6.49 = log (

Consideramos que [𝑃𝑡 +2 ] = 100 = 1

[𝐻 +]2 ) [𝑃𝑡+2 ]

−6.49 = log[𝐻 + ]2

−3.245 = 𝑙𝑜𝑔[𝐻+ ] −3.245 = 𝑝𝐻

Graficando en Excel:

1.4 1.2 1

Eº

0.8 0.6 0.4 0.2 0 -5

-4

-3

-2

-1

pH

0

1

2

3

4

En la ecuación 5: 𝑃𝑡𝑂2 + 4𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝑃𝑡 +2 + 2𝐻2 𝑂

Calculamos el valor del potencial estándar de electrodo a partir de ∆𝐺º : ∆𝐺º = ∑ ∆𝐺º(𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑ ∆𝐺º (𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠)

Hallamos el valor de ∆𝐺º 𝑑𝑒 𝑃𝑡𝑂2 :

∆𝐺º = (∆𝐺º(𝑃𝑡+2 ) + 2𝑥∆𝐺º(𝐻2 𝑂)) − (∆𝐺º(𝑃𝑡𝑂2 ) + 4𝑥∆𝐺º(𝐻+)) ∆𝐺º = ((229.248) + (2𝑥(−237.19))) (−(−80.893) ∆𝐺º = −164.239 Entonces en la ecuación: 𝐸º = 𝐸º = De la ecuación de Nerst:

𝑚𝑜𝑙

−∆𝐺º 𝑛𝐹

−(−164.239𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙) = 0.851 𝑉 96485𝐶 2𝑥 ( ) 𝑚𝑜𝑙

1𝑚𝑜𝑙 𝐿 Entonces en la ecuación: +2

[𝑃𝑡

𝑘𝐽

[𝑃𝑡] =

]=

𝐸 = 𝐸º + 𝐸 = 0.851 + (

1𝑚𝑜𝑙 𝐿

[𝑃𝑡𝑂2 ][𝐻+]4 2.303𝑅𝑇 𝑙𝑜𝑔 [𝑃𝑡][𝐻2 𝑂]2 𝑛𝐹

2.303𝑥8.314𝑥298.15 1𝑥[𝐻+ ]4 ) ) log ( 2𝑥96485 1𝑥1

𝐸 = 0.851 + 4(0.029)(𝑙𝑜𝑔[𝐻+ ]) 𝐸 = 0.851 − 0.116𝑝𝐻

Comparando con una ecuación de recta: Donde:E

Tabulando valores:

[𝐻2 𝑂] =

𝑦 = 𝑎𝑥 + 𝑏

𝑏 = 𝑝𝑒𝑛𝑑𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 = −0.116

𝑎 = 𝑐𝑜𝑟𝑑𝑒𝑛𝑎𝑑𝑎 𝑑𝑒 𝑜𝑟𝑖𝑔𝑒𝑛 = 0.851 pH

Eh

𝟎

0.851

1𝑚𝑜𝑙 𝐿

𝟏𝟎

0.309

Graficando en Excel:

Diagrama de Pourbaix (Pt-H2O) 1.6 1.4 PtO2

1.2

Pt+2

Pt O

Eº

1 Pt

0.8 0.6

0.4 0.2 0 -5

-4

-3

-2

-1

pH

0

1

2

3

4

CONSTRUCCION DEL DIAGRAMA PARA EL AGUA (𝐻2 𝑂): Reacciones 1. 2𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝐻2

2. 2𝐻2 𝑂 ↔ 𝑂2 + 4𝐻+ + 4𝑒 −

Para la ecuación (1): 2𝐻+ + 2𝑒 − ↔ 𝐻2

Calculamos el valor de potencial estándar de electrodo a partir de ∆𝐺°. 𝛥𝐺° = ∑𝛥𝐺° (𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑𝛥𝐺 °(𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠)

Reemplazando en la fórmula: 𝛥𝐺° = [𝛥𝐺° (𝐻2 )] − [2 × 𝛥𝐺 °(𝐻+ )] 𝛥𝐺° = (0) − (2 × 0) 𝛥𝐺° = 0 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Ahora podemos reemplazar en la siguiente ecuación, para hallar el potencial estándar: 𝐸° = − 𝐸° = −

∆𝐺° 𝑛𝐹

0 𝐽/𝑚𝑜𝑙 (2)(96485 𝐶/𝑚𝑜𝑙 ) 𝐸° = 0 𝑉

Aplicando la ecuación de Nernst: 𝐸ℎ = 𝐸° −  

𝑅𝑇 𝑛𝐹

ln =

𝑅𝑇 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑖𝑒𝑠 𝑅𝑒𝑑. ) ln( 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑖𝑒𝑠 𝑂𝑥𝑖𝑑. 𝑛𝐹

0.0591 log 𝑛

[𝐻2 ] = 100 = 1

Reemplazando: 𝐸ℎ = 0 −

[𝐻2 ] 0.0591 log ( + 2 ) 2 [𝐻 ]

𝐸ℎ = 𝐸ℎ =

0.0591 log([𝐻+ ]2 ) 2

0.0591 2log([𝐻+]) 2

𝐸ℎ = 0.0591log([𝐻+]) 𝑝𝐻 = −log([𝐻+ ])

𝐸ℎ = −0.0591𝑝𝐻 Tabulando valores: pH

Eh

𝟎

0

𝟏𝟎

−0.591

Graficando en Excel: 1.6 1.4

1.2

Eº

1 0.8 0.6 0.4 0.2 0 -6

-4

-2

pH

0

2

𝟏𝒆𝒓𝒂 𝒆𝒄𝒖𝒂𝒄𝒊ó𝒏

4

Para la ecuación (2): 2𝐻2 𝑂 ↔ 𝑂2 + 4𝐻 + + 4𝑒 −

Calculamos el valor de potencial estándar de electrodo a partir de ∆𝐺°. 𝛥𝐺° = ∑𝛥𝐺° (𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠) − ∑𝛥𝐺 °(𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒𝑠) Reemplazando en la fórmula: 𝛥𝐺° = [𝛥𝐺° (𝑂2 ) + 4 × 𝛥𝐺° (𝐻 +)] − [2 × 𝛥𝐺 °(𝐻2 𝑂)] 𝛥𝐺° = (0 + 4 × 0) − (2 × −237.19) 𝛥𝐺° = 474.38 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

Ahora podemos reemplazar en la siguiente ecuación, para hallar el potencial estándar: 𝐸° = − 𝐸° = −

∆𝐺° 𝑛𝐹

474380 𝐽/𝑚𝑜𝑙 (4)(96485 𝐶/𝑚𝑜𝑙)

𝐸° = −1.23 𝑉 Aplicando la ecuación de Nernst: 𝐸ℎ = 𝐸° −  

𝑅𝑇 𝑛𝐹

ln =

0.0591 𝑛

𝑅𝑇 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑖𝑒𝑠 𝑅𝑒𝑑. ) ln( 𝑛𝐹 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑖𝑒𝑠 𝑂𝑥𝑖𝑑.

log

[𝐻2 𝑂] = [𝑂2 ] = 100 = 1

Reemplazando: 𝐸ℎ = 1.23 −

0.0591

𝐸ℎ = 1.23 +

4

log (

[𝐻2 𝑂]2 ) [𝐻 + ]4 [𝑂2 ]

0.0591 log([𝐻 + ]4 ) 4

𝐸ℎ = 1.23 + 0.059log ([𝐻 + ]) 𝑝𝐻 = −log ([𝐻 + ])

𝐸ℎ = 1.23 − 0.059𝑝𝐻 Tabulando valores: pH

Eh

𝟎

1.23

𝟏𝟎

0.64

Graficando:

1.6 1.4 1.2

Eº

1 0.8

0.6 0.4 0.2 0 -6

-5

-4

-3

-2

-1

pH

0

1

2

3

4

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS Muñoz Portero, M. J. (2011). Características y usos de los diagramas de Pourbaix. Hernández, J. (2012). Diagrama de Pourbaix: herramienta termodinámica aplicada a los problemas de corrosión.Revista Digital de Investigación y Postgrado,2(4), 297-306. Carriazo, J. G., Uribe-Pérez, M., & Hernández-Fandiñom, O. (2007). Diagramas de predominancia, de Frost. Pourbaix: tres contextos para desarrollar competencias en procesos de óxidoreducción.Scientia et technica,13(34), 569-574. Bilurbina Alter, L., & Liesa Mestres, F. (2003). Corrosión y protección.

𝟐𝒅𝒂 𝒆𝒄𝒖𝒂𝒄𝒊ó𝒏...