diag de poubaix

8/3/2019 diag de poubaix

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:DIAGRAMA DE POURBAIX

• HISTORIA

• Fue creado por un químico Ruso llamado Marcel

Pourbaix (1904-1998)

• A este le encantaba leer mucho sobre los diagramas

de fase y por esto decidió producir "Atlas of

Electrochemical Equilibria", en el 1963, el cual

contenía el diagrama de potencial-pH de todos los

elementos conocidos en esa época



DIAGRAMA DE POURBAIX

termodinámica

• Disolución metálica---> diferentes reacciones entre

el metal y el electrolito.

•

Si ocurre por formación de oxido o hidróxido, elpotencial de equilibrio correspondiente depende

del pH de la solución.

•

Productos solubles favorece la disolución metálica.• Productos insolubles protegen el metal

pasivandolos.




• Se lee en los ejes de X ,Y:

• -En Y, se encuentra el potencial, el cual calculamos

con la ecuación de Nernst,

• En X, se encuentra el pH con la función de –log del

H+

concentración de iones h = hidrogeno




• Un diagrama de Pourbaix sencillo nos indica:

Regiones de inmunidad

Corrosión

Pasividad del material

• Bueno este consiste en líneas:

– Horizontales ________ – Verticales llllll

– Oblicuas / / /




• Horizontales => reacciones que no dependen del pH

Ej.: Un metal que se oxida perdiendo dos

electrones: M---> M2+ + 2e-

•

Verticales => reacciones que dependen del pH peroque son independientes del potencial tales como:

M2+ + 2H2O ---> M(OH)2 + 2H+

•

Oblicuas => reacciones en las cuales hay unintercambio de electrones y cambio de pH por

ejemplo:

M + 2H2O ---> M(OH)2 + 2H

+

+ 2e

-




Zonas:

•M = inmunidad a la

corrosión

•

M2+

y MO2 – 2

losproductos disueltos son

estables (corrosión)

•Pasividad = productosformados son insolubles y

dificultan la disolución

posterior




-A = reacción de corrosión

causara reducción de

protones del agua

- B = aguatermodinámicamente estable

- C = Reducción del oxigeno

disuelto







• Diagrama de

Purbaix

(diagrama de

potencial E° en

función de laconcentración

del ión H, pH),

empleando larelación:







• i ) Zona de inmunidad del Fe:

[Fe +2] < 10-6 (cantidad de Fe que se disuelve es

despreciable) E = 0,44 – 0,059/2 Log10-6 = 0,62 V.

• ii) Zona de corrosión electroquímica normal:

[Fe+2] > 10-6 (cantidad de Fe que se disuelve

comienza a ser apreciable)

•

iii) Zona de pasivación:2Fe++ + 3H2O = Fe2O3 + 6H+ 2 e

• iv) Zona de corrosión:

2Fe + 2H2O = Fe2OH- + 3H+ + 2 e




• Diagrama Eh – ph para

el fierro asumiendo

pasividad por una

pelicula de Fe2O3 . Las

líneas punteadasrepresentan el

equilibrio

termodinámico del

agua pura en presencia

de Hidrogeno (superior)

y Oxigeno (inferior) en

Condiciones Normales




• Puesto que se está considerando el equilibrio

termodinámico de especies en solución acuosa, es

relevante incluir en los diagramas Eh - pH los límites de

estabilidad del agua. Las semireacciones a considerar

son :

• Para calcular un diagrama de Pourbaix, se utilizan las

ecuaciones de las reacciones en medio ácido, las cuales

están directamente relacionadas con la concentración+




• * Oxidación

• 2 H2O <=> O2 + 4 H+ + 4e E° = 1.23 V




• * Reducción

2 H+ + 2 e- <=> H2 E° = 0 V

• Para PH2 = 1 atm y PO2 = 1 atmosfera :




• * Reducción 2 H+ + 2 e- <=> H2 E° = 0 V

• Para PH2 = 1 atm y PO2 = 1 atmosfera :







LIMITACION

• No brinda información de la cinética

• Condiciones de presión y temperatura fijas

• Concentración de las especies iónicas fijas

• En general solo se consideran especies puras

•

Los óxidos que aparecen comotermodinámicamente estable, no

necesariamente son protectivos.

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