Interpretación Del Diagrama de Pourbaix

INTERPRETACIÓN DEL DIAGRAMA DE POURBAIX El diagrama de potencial – pH o diagrama de Pourbaix nos va a proporcionar la visualización de reacciones que ocurren en un medio acuoso sin interponernos ante cálculos termodinámicos. Dado que los diagramas de Pourbaix describen solo la información de equilibrio, pueden indicar las direcciones de la reacción a partir de la termodinámica, pero no indican ninguna información cinética. Los diagramas de Pourbaix son solo una clase determinada de los diagramas de fase, lo que proporciona una útil descripción del potencial del electrodo versus pH. (Cáceres Arenas, 2007) Hay otras dimensiones de parámetros que no se muestran en los diagramas de Pourbaix. Por ejemplo, la actividad de reactivos que no sean H+, temperatura, etc. El diagrama de Pourbaix es una proyección de la superficie de potencial de equilibrio en un espacio de parámetros de muchas dimensiones sobre el subespacio de pH. Cuando otras condiciones se desvían de las condiciones estándar, la curva de potencial de equilibrio también se moverá en el diagrama de Pourbaix. (Massachusetts Institute of Technology, 2014) Para interpretar correctamente los diagramas de Pourbaix se deben ubicar de manera correcta las reacciones en el sistema, a continuación se explica mediante un ejemplo del diagrama Eh – pH del agua y cobre.

Ilustración XXX: Diagrama Eh-pH del sistema Cu-H2O (25°C, 1 atm, 1 molar)

Mediante este diagrama de Eh – pH del agua y cobre podemos analizar la disolución de óxidos simples de cobre, la cual es posible en el ámbito ácido y en presencia de algunos oxidantes. Al tener CuO (tenorita) en el sistema se puede apreciar que esta, solo requiere de las condiciones del pH (Ec. 1), por tanto, se requiere disminuir el pH para poder formar Cu2+, al caso contrario el compuesto Cu2O (cuprita) encontrándose en las mismas condiciones que CuO necesitara de la presencia de agentes oxidantes (Ec. 3) tales como: iones Fe3+, O2 entre otros para poder formar Cu2+ (Ec. 4). Las reacciones que se llevan a cabo en ambos casos son: Para la reacción de tenorita 𝐶𝑢𝑂 + 2𝐻 + ↔ 𝐶𝑢2+ + 𝐻2 𝑂

Ec. 1

Para la reacción de la cuprita 𝐶𝑢2 𝑂 + 2𝐻 + ↔ 2𝐶𝑢2+ + 𝐻2 𝑂 + 2𝑒 − 𝑂𝑥. +2𝑒 − ↔ 𝑅𝑒𝑑.

Ec. 2 Ec. 3

𝐶𝑢2 𝑂 + 2𝐻 + + 𝑂𝑥. ↔ 2𝐶𝑢2+ + 𝑅𝑒𝑑. + 𝐻2 𝑂

Ec. 4

De forma contraria se puede apreciar la ilustración XXX que el Cu2+ se encuentra en solución, el sistema para poder mantener ese Cu2+ en solución necesita de una determinada acidez, debido a que si se encontrase el pH a valores mayores que 4 este compuesto comienza a precipitar. Para la reacción de ion cúprico 𝐶𝑢2+ + 2𝑒 − ↔ 𝐶𝑢0 Según

el

diagrama

de

potencial

–

Ec. 5 pH

el

Cu0 (cobre

metálico)

es

termodinámicamente estable a lo largo de todo el rango que contempla el pH, como se indica en el la ilustración XXX, pero en contacto con agua, pero en ausencia de oxigeno o cualquier otro oxidante.

Bibliografía Cáceres Arenas, Germán. 2007. Hidrometalurgia y Electrometalurgia. Copiapo : s.n., 2007. Massachusetts Institute of Technology. 2014. Pourbaix Diagram. Massachusetts, California : s.n., 2014.