Diagrama De P 1

“Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático”

“Facultad de Ingeniería de Minas
Y Metalúrgica”
TEMA:
Diagrama de Pourbaix

Docente : ING. Miguel Alarcón
Curso : Termodinámica
Año : 2 do
Ciclo :IV
Integrantes:
Peña Fuentes, Roman Leon, Sihuas Cardenas, Huaman Condori, Magaño Machaca, Tenorio Roque, Cobian Medina, Euribe Saldaña, Chavez Luna, Taipe Machaguay, Benavidez Calderon, Hurtado Alquimedes, Guerrero Hernandez, Tasayco Tasayco, Guillen Durand, Ambrosio




DIAGRAMA DE POURBAIX

1.- Definición:
Un diagrama de Pourbaix traza un equilibrio estable en lasfases de un sistema electroquímico acuoso. Los límites de iones predominantes son representados por líneas. Como tal, la comprensión de un diagrama de Pourbaix es similar a la del diagrama de fase. El diagrama tiene el nombre de Marcel Pourbaix, químico ruso que lo creó.
Los diagramas de Pourbaix también son conocidos como los diagramas de Eh-pH, debido a la rotulación de los dos ejes. El ejevertical se denomina Eh para el potencial de voltaje con respecto al electrodo estándar de hidrógeno (SHE), calculada por la ecuación de Nernst. La "h" significa hidrógeno, aunque normalmente se pueden utilizar otros elementos. También es una representación gráfica del potencial (ordenadas) en función del pH (abscisas) para un metal dado bajo condiciones termodinámicas estándar (usualmente agua a 25°C). El diagrama 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 ya antes dicha y en las constantes de equilibrio de distintos compuestosmetálicos.
En Y (ordenadas), se encuentra el potencial, el cual calculamos con la ecuación de Nernst, h = hidrógeno.
Eh
En X (abscisas), encontraremos el pH con la función del –log del H^+ concentración de iones.
pH = - log[H]^+

Ecuación de Nernst.- Se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar (Concentración 1 M, presión de 1 atmósfera,temperatura de 298 K ó 25 °C).
E

Donde:
E = es el potencial corregido del electrodo.
E°= es el potencial en condiciones estándar (estos potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción).
R = constante de los gases (0,082 atm/mol K).
T = Temperatura absoluta (escala Kelvin).
n= cantidad de mol de electrones que participan en la reacción.
F= la constante de Faraday (23060cal/volt.equival. o 96.500 Coulomb).
Ln(Q)= es el logaritmo neperiano de Q que es el coeficiente de Rx.
Así para la reacción: a*A + b*B → c*C + d*D, la expresión de Q es:
Q
Potencial estándar E°:
E°
ΔG°= Energía libre de Gibbs.
n= Número de electrones que participan en la Rx.
F= constante de Faraday (23060 cal/volt. Equivalente)
ΔG0 = Σ ΔGf° (productos) - Σ ΔGf° (reactantes)
Aplicación en Rx. Química yRx. Electroquímica:
Reacción química :
aA + bB ↔ cC + dD
Equilibrio químico :
ΔGr = ΔGr° + RTlnQ (general)
ΔGr°= - RTlnK (Equilibrio)
K

Reacción electroquímica:
Ox + ne¯ ↔ Red
Equilibrio electroquímico:
Eh (Ecuación de Nernst)
Eh = E°-
También:
Eh = E°-
4.2.- Reacciones:
Una vez recopiladas los valores de las energías libres de Gibbs de formación estándar de todas las especies, el siguientepaso es escribir las ecuaciones de las diferentes reacciones en las que intervienen estas especies. En cada reacción debemos considerar una pareja de especies (A y B), junto con el ion H+, la carga eléctrica (e-) y el agua (H2O). Por tanto las ecuaciones de las distintas reacciones tendrán la forma general mostrada
a A + m H+ + n e- ↔ b B + c H2O
Ecuación 1. Forma general de las...