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Construccion y Elaboracion del diagrama de pourbaix para el Agua
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DIAGRAMA DE POURBAIX DEL AGUA” H 2O”
Las semirreacciones a considerar son:
- En medio Acido
Oxidación: 2H 2O →O2+4H+¿+4e−¿ ¿¿ E°= 1.23 VReducción: 2H+¿+2e−¿→H 2¿ ¿ E°= 0.00V
- En medio Básico
Oxidación: 4O H−¿↔O 2+2H 2O+4e−¿¿ ¿ E°= 0.401 VReducción: 2H 2O+2e−¿↔ H 2+2O H−¿ ¿¿ E°= -0.83V
Para calcular el diagrama POURBAIX, se utiliza las ecuaciones de las reacciones en medio acido, las cuales están directamente relacionadas con la concentración de iones H+¿¿ y el PH.
- En medio Acido
Oxidación:
2H 2O →O2+4H+¿+4e−¿ ¿¿ E°= 1.23 V
E=E0+ 0.05914
× logP O2× ¿¿¿
E=E0+[ 0.05914 × logP O2]+¿
E=E0+[ 0.05914 × logP O2]+¿
E=E0+[ 0.05914 × logP O2]+¿
E=E0−0.0591+0.015 logP O2
∴Eh
H 2OO2
=1.23−0.0591PH +0.015 logP O2…[m ]
Reducción:
E=E0+¿
E=E0+¿
E=E0+¿
E=E0+¿
E=E0+0.0591 PH−[0.0295 logP H 2 ]
∴Eh
H 2
H
=0.0591 PH−0.295 log P H 2… [n]
Para las siguientes presiones
P H 2=1atm
P O2=1atm
Las remplazamos en las ecuaciones [n] y [m]
Eh
H 2OO2
=1.23−0.06PH … [z ]
Eh
H 2
H
=−0.0591 PH … [ y ]
Eh
H 2OO2
=1.23−0.06PH
Eh
H 2
H
=−0.0591PH }Cuando:
P=1atm yT=25 °C=298 ° K
Ambas ecuaciones pertenecen a dos rectas de una endiente de -0.0591
DIAGRAMA DE POURBAIX DEL AGUA
ECUACIONES:
Eh
H 2OO2
=1.23−0.06PH … [z ]
Eh
H 2
H
=−0.0591 PH … [ y ]
Presión: 1atm T° =25°C
DIAGRAMA DE POURBAIX DEL HIERRO
- El hierro presenta los siguientes equilibrios
(I) Fe↔F e++¿+2e−¿¿ ¿
(II) F e++¿↔ F e+++¿+e−¿¿¿ ¿
(III) F e++¿+3H 2O↔ Fe (OH )3+3 H +¿+e−¿¿¿ ¿
(IV) F e+++¿+3H 2O↔ Fe (OH )3+3 H +¿ ¿¿
(V) F e++¿+2H 2O↔ HFeO 2−¿+3H +¿¿¿ ¿
(VI) Fe+2H 2O ↔ HFeO2−¿+3 H+¿+2e−¿¿ ¿¿
(VII) HFeO 2−¿+H 2O↔ Fe ( OH )3+e−¿ ¿¿
- Para construir el diagrama de POURBAIX, los valores de energía libre de formación se presentan en la siguiente tabla.
G°(298.15 °K) Kcal/molH 2O -56.690O2 0.000
H+¿¿ 0.000e−¿¿ 0.000Fe 0.000
F e++¿¿ -20.300F e+++¿¿ -2.530Fe (OH )3 -161.930HFeO 2
−¿¿ -90.627
DEL EQUILIBRIO (I):
F e2+¿+2e−¿↔ Fe ¿¿
a) Hallamos ∆ G °
∆ G °=G ° productos−G ° reactivos
∆ G °=0−[−20.300+0 ]
∆ G °=20.300 Kcalmol
b) Hallamos el potencial estándar
E °=−∆ G °nF
E °=−20.300 Kcal
mol×4184
JKcal
2×96487C
mol
E °=−0.4401v
c) De la ecuación de Nernst, para ¿
E=E0+ 2.303RTnF
× log¿¿
E=−0.4401+ 0.05912
× log¿¿
E=−0.617v
LINEA DE EQUILIBRIO NUMERO (I)
Reacción: F e2+¿+2e−¿↔ Fe ¿¿
Potencial: E=−0.617v
DEL EQUILIBRIO (II):
F e++¿↔ F e+++¿+e−¿¿¿ ¿
a) Hallamos ∆ G °
∆ G °=G ° productos−G ° reactivos
∆ G °=−20.300−[−2.530 ]
∆ G °=−17.77 Kcalmol
b) Hallamos el potencial estándar
E °=−∆G °nF
E °=−(−17.770 Kcal
mol )×4184 JKcal
2×96487C
mol
E °=0.7705 v
c) De la ecuación de Nernst, para ¿
E=E0+ 2.303RTnF
× log¿¿
E=0.7705v+ 0.05912
× log [1 ]
E=0.7705v+0 v
E=E °=0.7705v
LINEA DE EQUILIBRIO NUMERO (II)
Reacción: F e+++¿+e−¿↔ Fe++¿¿¿ ¿
Potencial: E=0.7705v
DEL EQUILIBRIO (III):
Fe (OH )3+3H+¿+e−¿↔ F e++ ¿+3 H
2O ¿
¿¿
a) Hallamos ∆ G °
∆ G °=G ° productos−G ° reactivos
∆ G °=[−20.300+(3 ) (−56.690 )]− [−161.93 ]
∆ G °=−28.440 Kcalmol
b) Hallamos el potencial estándar
E °=−∆ G °nF
E °=−(−28.440 Kcal
mol )×4184 JKcal
1×96487C
mol
E °=1.200 v
c) De la ecuación de Nernst, para [ Fe (OH )3 ]=1molL
[ H 2O ]=1molL
¿
E=E0+ 2.303RTnF
× log [ Fe (OH )3 ] ¿¿¿¿
E=1.200v+0.0591(3)
1× log¿¿
E=1.2+0.1773 log ¿¿
E=1.5546−0.1773 pH
LINEA DE EQUILIBRIO NUMERO (III)
Reacción: Fe (OH )3+3H+¿+e−¿↔ F e++ ¿+3 H
2O ¿
¿¿
Potencial: E=1.5546−0.1773 pH
42 6 8 10 12
42 6 8 10 12
1.2
0.8
0.4
0.0
-0.4
-0.8
-1.2
1.2
0.8
0.4
0.0
-0.4
-0.8
-1.2
pH
E (
v)
Fe(OH)3
Fe++
Fe+++
DEL EQUILIBRIO (IV):
F e3+¿+3 H 2O↔ Fe (OH )3+3H +¿¿ ¿
La constante de equilibrio K=10−7.84
K= [Fe (OH )3 ] ¿¿¿
∆ G °=−RT lnK
log K=log ¿¿
log K=log [ Fe (OH )3 ]+ log¿¿¿¿
log K=log [ Fe (OH )3 ]+3 log ¿¿¿
log (10−7.84 )=log [Fe (OH )3 ]+3 (−pH )−log ¿¿¿
−7.84=log [ Fe (OH )3 ]−3 ( pH )−log ¿¿¿
Como:
[ Fe (OH )3 ]=[ H2O ]=¿ 1molL
yF e
+++¿=10−61molL
¿
−7.84=log (1 )−3 pH−log (10−6 )−3 log (1 )
−7.84=0−3 pH−(−6 )−0
−7.84=−3 pH+6
pH=4.61
LINEA DE EQUILIBRIO NUMERO (IV)
Reacción: F e3+¿+3 H 2O↔ Fe (OH )3+3H +¿¿ ¿
Potencial: pH=4.61
DEL EQUILIBRIO (V):
F e++¿+2H 2O↔ HFeO 2−¿+3H +¿ ¿¿ ¿
La constante de equilibrio K=10−31.58
K=¿¿
∆ G °=−RT lnK∆ G °=−2.303 RT logK
log K=log ¿¿
log 10−31.58=log ¿¿
−31.58=log ¿¿
−31.58=log ¿¿
Como:
¿ y [ H 2O ]=molL
−31.58=log [10−6 ]+3 (−pH )− log [10−6 ]−2 log [1 ]
−31.58=−6−3 pH− (−6 )−0
−31.58=−3 pH
pH=10.53
LINEA DE EQUILIBRIO NUMERO (V)
Reacción: F e++¿+2H 2O↔ HFeO 2−¿+3H +¿ ¿¿ ¿
Potencial: pH=10.53
DEL EQUILIBRIO (VI):
Fe+2H 2O ↔ HFeO2−¿+3 H+¿+2e−¿¿ ¿¿
EN forma de reducción:
HFeO 2−¿+3H +¿+2 e
−¿↔ Fe+2H2
O ¿¿¿
a) Hallamos ∆ G °
∆ G °=G ° productos−G ° reactivos
∆ G °=[ (2 ) (−56.690 )]−[−90.627 ]
∆ G °=−22.753 Kcalmol
b) Hallamos el potencial estándar
E °=−∆G °nF
E °=−(−22.753 Kcal
mol )×4184 JKcal
2×96487C
mol
E °=0.493 v
c) De la ecuación de Nernst, para [ Fe (OH )3 ]=1molL
E=E0+ 2.303RTnF
× log [ Fe (OH )3 ] ¿¿¿¿ ¿
E=0.493+3(0.0295)× log ¿¿
E=0.493+0.0885 (−pH )+00295 log [10−6 ]
E=0.49−0.0885 pH+(−0.177)
E=0.316−0.0885 pH
LINEA DE EQUILIBRIO NUMERO (VI)
Reacción: HFeO 2−¿+3H +¿+2 e
−¿↔ Fe+2H2
O ¿¿¿
Potencial: E=0.316−0.0885 pH
DEL EQUILIBRIO (VII):
HFeO 2−¿+H 2O↔ Fe ( OH )3+e−¿ ¿¿
EN forma de reducción:
Fe (OH )3+e−¿ ↔ HFeO2−¿+H 2O ¿ ¿
a) Hallamos ∆ G °
∆ G °=G ° productos−G ° reactivos
∆ G °=[−90.627−56.690]−[−161.93 ]
∆ G °=14.613 Kcalmol
b) Hallamos el potencial estándar
E °=−∆G °nF
E °=−(−14.613 Kcal
mol )×4184 JKcal
1×96487C
mol
E °=−0.634v
c) De la ecuación de Nernst
E=E0+ 2.303RTnF
× log[ Fe (OH )3 ]
¿¿ ¿¿
E=−0.634−(0.0591)× log¿¿
E=−0.634−(0.0591)× log [10−6 ]
E=−0.634+0.355
E=−0.279v
LINEA DE EQUILIBRIO NUMERO (VII)
Reacción: Fe (OH )3+e−¿ ↔ HFeO2−¿+H 2O ¿ ¿
Potencial: E=−0.279v
LINEAS DE EQUILIBRIO JUNTAS
(I) Fe↔F e++¿+2e−¿¿ ¿
(II) F e++¿↔ F e+++¿+e−¿¿¿ ¿
(III) F e++¿+3H 2O↔ Fe (OH )3+3 H +¿+e−¿¿¿ ¿
(IV) F e+++¿+3H 2O↔ Fe (OH )3+3 H +¿ ¿¿ K=10−7.84
(V) F e++¿+2H 2O↔ HFeO 2−¿+3H +¿¿¿ ¿ K=10−31.58
(VI) Fe+2H 2O ↔ HFeO2−¿+3 H+¿+2e−¿¿ ¿¿
(VII) HFeO 2−¿+H 2O↔ Fe ( OH )3+e−¿ ¿¿