Diagrama de Pourbaix Del Manganeso

Diagrama de Pourbaix del Manganes o

Alumno: Sánchez Castillo, Rodrigo Mauricio

I) Diagrama de Pourbaix Un diagrama de Pourbaix traza un equilibrio estable en las fases 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 eje vertical 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 normalmante se pueden utilizar otros elementos.

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

Las líneas de los iones se dibujan en una unidad (alrededor de 1 M) y representan el equilibrio de la concentración. Las líneas adicionales se pueden sacar para otras concentraciones, por ejemplo, 10-3 M o 10-6 M Si bien estos diagramas se pueden extraer de cualquier sistema químico, es importante señalar que la adición de un agente de unión de metal (ligando) a menudo se modificará el esquema.

Además, la temperatura y la concentración de iones en disolución solvatada cambiará las líneas de equilibrio de acuerdo con la ecuación de Nernst. Un diagrama simplificado de Pourbaix indica las regiones de "inmunidad", "corrosión" y "pasividad", en lugar de las especies estables. De este modo, dará una guía para la estabilidad de un metal en un entorno específico. 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.

II) Manganeso Características principales

Manganeso puro El manganeso es un metal de transición blanco grisáceo, parecido al hierro. Es un metal duro y muy frágil, refractario y

fácilmente oxidable. El manganeso metal puede ser ferromagnético, pero sólo después de sufrir un tratamiento especial. Sus estados de oxidación más comunes son 2+, 3+, 4+, 6+ y +7, aunque se han encontrado compuestos con todos los números de oxidación desde 1+ a 7+; los compuestos en los que el manganeso presenta estado de oxidación 7+ son agentes oxidantes muy enérgicos. Dentro de los sistemas biológicos, el catión Mn2+ compite frecuentemente con el Mg2+

Usos del manganeso El manganeso es un metal muy importante que se utiliza en una gran variedad de aplicaciones diferentes. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el manganeso, a continuación tienes una lista de sus posibles usos:  El traquetreo de los motores se reducen mediante el uso de un compuesto de manganeso que se añade a la gasolina sin plomo. Esto aumenta el octanaje del combustible.  El manganeso se utiliza en las baterías desechables estándar.  El manganeso es esencial para producir acero y el hierro. El manganeso es un componente esencial para la fabricación de acero inoxidable de bajo costo.  El manganeso es aleado con aluminio para producir un metal que es más resistente a la corrosión. La mayoría de las latas de aluminio para bebidas contienen entre 0,8% y 1,5% de manganeso.  En química, el óxido de manganeso se utiliza para oxidar alcohol bencílico.  La contaminación de hierro pueden hacer que el vidrio se tinte de color verde. Ya desde tiempos antiguos se añade un compuesto de manganeso al vidrio contrarrestar este efecto.

 El oxígeno y el cloro se procesan utilizando dióxido de manganeso. Este mismo compuesto es también un pigmento marrón que se puede utilizar para hacer pintura.  El vidrio y la cerámica se pueden colorear mediante diversos compuestos de manganeso.  En algunas partes del mundo, el manganeso se utiliza para fabricar monedas.

Abundancia y obtención Es el duodécimo elemento más abundante en la corteza terrestre y está ampliamente distribuido. Se encuentra en cientos de minerales, aunque sólo una docena tiene interés industrial. Destacan: pirolusita (MnO2), psilomelana (MnO2·H2O), manganita (MnO(OH)), braunita (3Mn2O3·MnSiO3), rodonita (MnSiO3), rodocrosita (MnCO3), hübnerita (MnWO4), etc. También se ha encontrado en nódulos marinos, en donde el contenido en manganeso oscila entre un 15 y un 30%, y en donde sería posible extraerlo. Los países con mayores yacimientos de minerales manganeso son Sudáfrica, Ucrania, Bolivia y China.

de

El metal se obtiene por reducción de los óxidos con aluminio, y el ferromanganeso se obtiene también reduciendo los óxidos de hierro y manganeso con carbono.

Compuestos

Óxido de manganeso. El permanganato de potasio, KMnO4, es un reactivo de laboratorio muy común debido a sus propiedades oxidantes. El dióxido de manganeso, MnO2 se emplea como despolarizador en pilas secas. También se puede usar para decolorar vidrio que presente color verde debido a la presencia de trazas de hierro. Este óxido también se emplea para dar color amatista al vidrio, y es responsable del color de la amatista (una variedad del cuarzo). Además, se utiliza en la producción de cloro y oxígeno. Algunas monedas de Aluminio contienen Manganeso como aleación.

III) Diagrama de Pourbaix para Mn a 25oC 1) Considerando: Mn – Mn2+ – Mn(OH)2 – Mn3O4

Datos: Especi e Mn Mn2+

Energía Libre de Gibbs , ∆ G0r ,298 K

0 -53.36

(

Kcal ) mol

Mn(OH )2 Mn3O4 H2O H+

-143.1 -306.22 -56.69 0

2)

3) Calculamos el cambio de energía libre de cada una de las reacciones establecidas a la temperatura deseada  Reacción 1: −¿ 2+¿+ 2 e¿ Mn → Mn ¿ ∆ G0r 1=−53.36−0=−53.36

 Reacción 2: −¿ → Mn+2 H 2 O +¿ +2 e¿ Mn(OH )2 +2 H ¿ ∆ G0r 2 =2 ( 0 )+ 2 (−56.69 )−(−143.1+2(0))−0=29.72

 Reacción 3: −¿ ¿ +¿+ 8 e 3 Mn+4 H 2 O → Mn 3 O 4 + 8 H ¿ ∆ G0r 3 =−306.22+8 ( 0 )−( 3 ( 0 ) + 4 (−56.69 ) )−0=−79.46

 Reacción 4: 2+¿+2 H 2 O +¿ → Mn ¿ Mn(OH )2 +2 H ¿ ∆ G0r 4=143.1−2 ( 0 ) + ( −53.36+2 (−56.69 ) )−0=−23.64

 Reacción 5: −¿ +¿+ 2e ¿ 2+¿+ 4 H 2 O → Mn 3 O4 + 8 H ¿ 3 Mn¿ 0

∆ Gr 5 =−306.22+8 ( 0 )−( 3 (−53.36 ) +4 (−56.69 ) ) −0=80.62

 Reacción 6: −¿ → 3 Mn(OH )2 +¿+ 2 H 2 O+ 2 e¿ ¿ Mn 3 O4 + 2 H

∆ G0r 6 =3 (−143.1 )− (−306.22+2 ( 0 ) +2 (−56.69 ) )−0=−9.7

4) Ahora hallamos las ecuaciones de las rectas de acuerdo a la siguiente ecuación: −∆ G 0r RT Eh= − ln K nF nF

Considerar una concentración para iones de 1M, calculamos para cada reacción

 Reacción 1: 2+¿ Mn¿ ¿ ¿ a Mn ¿ ¿ ¿ −53.36 −1.98 x 10−3 x 298 x 2.303 Eh= − log ¿ 2 x 23.06 2 x 23.06 Eh=−1.1570+0.0295 log((1)−log ( 1 ))

Eh=−1.1570

 Reacción 2: +¿¿ H ¿ ¿2

a Mn(OH ) x ¿ ¿ a Mn x a H O ¿ ¿ −29.72 −1.98 x 10−3 x 298 x 2.303 Eh= − log ¿ 2 x 23.06 2 x 23.06 2

2

+¿¿ H [ ¿) ¿ ( 1) ¿ log ( 2 )+log(1)−2 log ¿ Eh=−0.6444+0.0295¿ Eh=−0.6355−0.059 pH

 Reacción 3: + ¿¿ H ¿ 8 ¿ ¿ ¿

aMn O x ¿ ¿ ¿ −3 −79.46 −1.98 x 10 x 298 x 2.303 Eh= − log ¿ 8 x 23.06 8 x 23.06 3

4

+¿¿ H [¿) ¿ (4 ) ¿ log ( 1 ) +8 log ¿ Eh=−0.4307+0.007375 ¿ Eh=−0.4386+0.059 pH

 Reacción 4: Para esta reacción ya que no se tiene electrones se cumple la siguiente ecuación:

0

n=0 → ∆Gr =−RT log K

Reemplazando: 2+¿ Mn¿ ¿ x aH O ¿ +¿¿ H ¿ ¿2 ¿ ¿ ¿ ¿ −3 23.64=−1.98 x 10 x 298 x 2.303 x log ¿ 2

+¿¿ H [ ¿) ¿ ( 2) ¿ −log ( 1 ) −2 log ¿ 23.64=−1.36 ¿ ph=8.84

 Reacción 5:

2+¿ Mn¿ ¿ x aH O ¿ +¿¿ H ¿ ¿8 ¿ ¿ ¿ ¿ 80.62 −1.98 x 10−3 x 298 x 2.303 Eh= − log ¿ 2 x 23.06 2 x 23.06 2

+¿¿ H [¿ ) ¿ (4 ) ¿ −log ( 1 )−8 log ¿ Eh=1.7480+0.0295 ¿ Eh=1.7681−0.236 pH

 Reacción 6: +¿¿ H ¿ 2 ¿ x aH O ¿ aMn O x ¿ aMn (OH ) ¿ ¿ 9.7 −1.98 x 10−3 x 298 x 2.303 Eh= − log ¿ 2 x 23.06 2 x 23.06 2

3

4

2

+ ¿¿ H [¿ ) ¿ (3) ¿ −log ( 1 )−2 log ¿ Eh=0.2103+0.0295 ¿ Eh=0.2154−0.059 pH

5) De acuerdo a las ecuaciones de las rectas obtenidas, dibujamos el diagrama de Pourbaix del Manganeso