Diagrama

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CONSTRUCCIÓN DIAGRAMA DE POURBAIX DEL ALUMINIO
CURSO CORROSIÓN Y PROTECCIÓN DE LOS MATERIALES METALICOS
ESCUELA DE CIENCIA E INGENIERÍA DE LOS MATERIALES INSTITUTO TECNOLÓGICO DE COSTA RICA II SEMESTRE 2011

DIAGRAMA DE POURBAIX

Podríamos decir si hay en el metal tendencia a formar óxidos o hidróxidos , si tendera a disolverse completamente o si, bajo esas condiciones, el metalpermanecerá intacto.

DIAGRAMA DE POURBAIX
En estos diagramas, los equilibrios existentes entre el metal y agua a 25 °C son representados por líneas que dependen del potencial, del pH o de ambos, y delimitan zonas termodinámicamente estables en donde el metal existe en alguna de sus formas (disuelto, como oxido, o como hidróxido, como metal)

PRIMERA ECUACIÓN
Al+3 + 3e→ Al E0 = -1.66 V log (1) [Al+3]log ( [Al+3])
-1.2 -1.4 -1.6 -1.8 -2 -2.2 -2.4 -2.6

E = E0 - 0.0592 3 E = -1.66 + 0.0592 3 Si Al+3 =1

Diagrama de Pourbaix del Aluminio

Si Al+3 = 10-6

entonces log (10-6 ) E =- 1.78 V

E (V)

entonces

E = -1.66 V

Al+3 Al
6 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15
PH pH

E = -1.66 +0.0592 3 E = -1.66 – 0.12 V

Si se tiene mayor concentración de iones Al+3, el potencialaumenta, por lo que sobre la curva se tiene la zona de iones Al+3 o zona de corrosión y bajo ella la zona de Al o zona de inmunidad

SEGUNDA ECUACIÓN
Al2O3 + 6H+ + 6e- → Al + 3H2O E = E0 - 0.0592 6 0.0592 E = -1.55 + 6 log (1) [H+] log (
6

E0 = -1.55 V

[H+] 6

Diagrama de Pourbaix del Aluminio

)
-1.2 -1.20 +3 -1.4 -1.40 Al+3 Al -1.6 -1.60 -1.8 -1.80 Al2O3 Al2O3 -2.00 -2 -2.20 -2.2Al Al -2.40 -2.4 -2.60 -2.6 6 8 9 10 11 12 0 0 1 1 22 33 44 55 6 77 8 9 10 11 12 13 14 15 pH Ph

Si se tiene mayor concentración de iones H+, el potencial aumenta, por lo que la segunda reacción se desplaza hacia la izquierda y por tanto también se tendrá los óxidos de aluminio a mayores potenciales respecto a la curva y bajo ella, la zona de Al o zona de inmunidad.

Nota: La ecuación de Nerstpara esta segunda ecuación es independiente de la concentración de iones de aluminio.

E (V)

E = -1.55 – 0.0592 pH

TERCERA ECUACIÓN
AlO2- + 4H+ + 3e- → Al + 2H2O E = E0 0.0592 3 log ( 1 [AlO2-] E0 = -1.26 V ) [H+] 4
Diagrama de Pourbaix del Aluminio

E = -1.26 + 0.0592 (4•log ( [H+] +log ( ) [AlO2-] 3 -1.20 )) Si [AlO2-] = 1 0.0592 pH V Si [AlO2-] = 10-6 E = -1.38–(4/3) • 0.0592 pH VE = -1.26 – (4/3) •
-1.40 -1.60 -1.80 -2.00 -2.20 -2.40 -2.60
E (V)

Al+3 Al+3 Al+3 Al Al
pH

Al22O3 O3 Al2O3 AlO2-

0 1 2 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

Si se tiene mayor concentración de iones H+, el potencial aumenta, por lo que la tercera reacción se desplaza hacia la izquierda y por tanto también se tendrá los iones de aluminio a mayores potenciales respecto a la curva ybajo ella, la zona de Al o zona de inmunidad.

CUARTA ECUACIÓN
2Al+3 + 3H2O → Al2O3 + 6H+ 10 -11.4
6

K=

No es una reacción electroquímica
log K = log ( [H+] [Al+3]2 )
Diagrama de Pourbaix del Aluminio
-1.20 -1.40 -1.60 -1.80 -2.00 -2.20 -2.40 -2.60

log K = -6 pH -2 log ([Al+3] )
E (V)

pH = (-log K -2 log ( [Al+3] ))/6 Si [Al+3] = 1 pH = 1.9

Al+3 Al+3 Al+3 Al Al
pH

Al22O3Al O3 2 3 AlO22 AlO - AlO
2

Si se tiene mayor concentración de iones Al+3 el pH disminuye, y por tanto los óxidos de Al Al2O3, se obtienen a mayor pH. Si [Al+3] = 10-6 pH = (11.4 - 2 • (- 6))/6

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

pH = 3.9

QUINTA ECUACIÓN
Al2O3 + 3H2O → AlO2- + 2H+ K = 10
-29.1

No es una reacción electroquímica
log K [H+] [AlO2-]2 = log ( 1 )
Diagrama dePourbaix del Aluminio
-1.20 -1.40 -1.60 -1.80 -2.00 -2.20 -2.40 -2.60

log K = -2 pH +2 log ([AlO2-] )
E (V)

Al+3 Al

Al2O3
-

AlO2

Si

[AlO2-]

=1

pH = 14.55

Si se tiene mayor concentración de iones AlO2-, el pH aumenta, formandose AlO2sobre el pH 14.55 y por tanto al disminuir el pH se forman los óxidos de Al Al2O3. Si [AlO2-] = 10-6 pH = (29.1 - 2 • (- 6))/2

0 1 2 3 4...
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