Diagrama dePourbaix del Manganeso Hidrometalurgia Alumno: Sánchez Castillo, Rodrigo Mauricio Los diagramas de Pourbaix también son conocidos como los diagramas de Eh- pH. la temperatura y la concentración de iones en disolución solvatada cambiará las líneas de equilibrio de acuerdo con la ecuación de Nernst. La "h" significa hidrógeno. por ejemplo. dará una guía para la estabilidad de un metal en un entorno específico. Además. la comprensión de un diagrama de Pourbaix es similar a la del diagrama de fase. . El eje vertical se denomina Eh para el potencial de voltaje con respecto al electrodo estándar de hidrógeno (SHE). aunque normalmante se pueden utilizar otros elementos. debido a la rotulación de los dos ejes. Las líneas de los iones se dibujan en una unidad (alrededor de 1 M) y representan el equilibrio de la concentración. calculada por la ecuación de Nernst. Como tal. Las líneas adicionales se pueden sacar para otras concentraciones.I) Diagrama de Pourbaix Un diagrama de Pourbaix traza un equilibrio estable en las fases de un sistema electroquímico acuoso. en lugar de las especies estables. Los límites de iones predominantes son representados por líneas. Un diagrama simplificado de Pourbaix indica las regiones de "inmunidad". "corrosión" y "pasividad". El eje horizontal es la etiqueta de pH para el registro de función de la concentración de iones del hidrógeno. El diagrama tiene el nombre de Marcel Pourbaix. es importante señalar que la adición de un agente de unión de metal (ligando) a menudo se modificará el esquema. 10-3 M o 10-6 M Si bien estos diagramas se pueden extraer de cualquier sistema químico. De este modo. químico ruso que lo creó. mientras que muestra la corrosión que se produce el ataque general. Dentro de los sistemas biológicos. aunque se han encontrado compuestos con todos los números de oxidación desde 1+ a 7+. el catión Mn2+ compite frecuentemente con el Mg2+ . Es un metal duro y muy frágil. el mejor ejemplo es la relativa estabilidad de aluminio debido a la capa de alúmina formada en su superficie cuando se expone al aire. refractario y fácilmente oxidable. El manganeso metal puede ser ferromagnético. parecido al hierro. 6+ y +7. Sus estados de oxidación más comunes son 2+.Inmunidad significa que el metal no es atacado. Pasivación se produce cuando el metal forma una capa estable de un óxido u otra sal en su superficie. 4+. 3+. los compuestos en los que el manganeso presenta estado de oxidación 7+ son agentes oxidantes muy enérgicos. pero sólo después de sufrir un tratamiento especial. II) Manganeso Características principales Manganeso puro El manganeso es un metal de transición blanco grisáceo. aunque sólo una docena tiene interés industrial. El manganeso se utiliza en las baterías desechables estándar.Usos del manganeso El manganeso es un metal muy importante que se utiliza en una gran variedad de aplicaciones diferentes. La mayoría de las latas de aluminio para bebidas contienen entre 0. manganita .8% y 1. psilomelana (MnO2·H2O). El vidrio y la cerámica se pueden colorear mediante diversos compuestos de manganeso. En algunas partes del mundo.5% de manganeso. El manganeso es esencial para producir acero y el hierro. Destacan: pirolusita (MnO2). El manganeso es un componente esencial para la fabricación de acero inoxidable de bajo costo. La contaminación de hierro pueden hacer que el vidrio se tinte de color verde. Esto aumenta el octanaje del combustible. 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. El oxígeno y el cloro se procesan utilizando dióxido de manganeso. Abundancia y obtención Es el duodécimo elemento más abundante en la corteza terrestre y está ampliamente distribuido. El manganeso es aleado con aluminio para producir un metal que es más resistente a la corrosión. el manganeso se utiliza para fabricar monedas. Este mismo compuesto es también un pigmento marrón que se puede utilizar para hacer pintura. Si alguna vez te has preguntado para qué sirve el manganeso. En química. el óxido de manganeso se utiliza para oxidar alcohol bencílico. Se encuentra en cientos de minerales. Ya desde tiempos antiguos se añade un compuesto de manganeso al vidrio contrarrestar este efecto. rodocrosita (MnCO3). El metal se obtiene por reducción de los óxidos con aluminio. El permanganato de potasio. También se ha encontrado en nódulos marinos. Algunas monedas de Aluminio contienen Manganeso como aleación. También se puede usar para decolorar vidrio que presente color verde debido a la presencia de trazas de hierro. es un reactivo de laboratorio muy común debido a sus propiedades oxidantes. Este óxido también se emplea para dar color amatista al vidrio. braunita (3Mn2O3·MnSiO3). y el ferromanganeso se obtiene también reduciendo los óxidos de hierro y manganeso con carbono. etc. Compuestos Óxido de manganeso. KMnO4. Bolivia y China. se utiliza en la producción de cloro y oxígeno. Además. y en donde sería posible extraerlo. y es responsable del color de la amatista (una variedad del cuarzo). en donde el contenido en manganeso oscila entre un 15 y un 30%. Los países con mayores yacimientos de minerales de manganeso son Sudáfrica. hübnerita (MnWO4). Ucrania. MnO2 se emplea como despolarizador en pilas secas.(MnO(OH)). . rodonita (MnSiO3). El dióxido de manganeso. 69 H+ 0 2) 3) Calculamos el cambio de energía libre de cada una de las reacciones establecidas a la temperatura deseada Reacción 1: 𝑀𝑛 → 𝑀𝑛2+ + 2𝑒 − 0 ∆𝐺𝑟1 = −53.36 − 0 = −53.36 Reacción 2: 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 + 2𝐻+ + 2𝑒 − → 𝑀𝑛 + 2𝐻2 𝑂 0 ∆𝐺𝑟2 = 2(0) + 2(−56. 298𝐾 ( 𝑚𝑜𝑙 ) Mn 0 Mn2+ -53. ∆𝐺𝑟0 .22 H2O -56.1 Mn3O4 -306.72 .36 Mn(OH)2 -143.1 + 2(0)) − 0 = 29.III) Diagrama de Pourbaix para Mn a 25oC 1) Considerando: Mn – Mn2+ – Mn(OH)2 – Mn3O4 Datos: 𝐾𝑐𝑎𝑙 Especie 𝐸𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 𝐿𝑖𝑏𝑟𝑒 𝑑𝑒 𝐺𝑖𝑏𝑏𝑠.69) − (−143. 46 Reacción 4: 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 + 2𝐻+ → 𝑀𝑛2+ + 2𝐻2 𝑂 0 ∆𝐺𝑟4 = 143. calculamos para cada reacción .69)) − 0 = −9.1 − 2(0) + (−53.1) − (−306.62 Reacción 6: 𝑀𝑛3 𝑂4 + 2𝐻+ + 2𝐻2 𝑂 + 2𝑒 − → 3𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 0 ∆𝐺𝑟6 = 3(−143.22 + 2(0) + 2(−56.64 Reacción 5: 3𝑀𝑛2+ + 4𝐻2 𝑂 → 𝑀𝑛3 𝑂4 + 8𝐻+ + 2𝑒 − 0 ∆𝐺𝑟5 = −306.69)) − 0 = 80. Reacción 3: 3𝑀𝑛 + 4𝐻2 𝑂 → 𝑀𝑛3 𝑂4 + 8𝐻+ + 8𝑒 − 0 ∆𝐺𝑟3 = −306.22 + 8(0) − (3(0) + 4(−56.36) + 4(−56.7 4) Ahora hallamos las ecuaciones de las rectas de acuerdo a la siguiente ecuación: −∆𝐺𝑟0 𝑅𝑇 𝐸ℎ = − ln 𝐾 𝑛𝐹 𝑛𝐹 Considerar una concentración para iones de 1M.36 + 2(−56.69)) − 0 = −79.22 + 8(0) − (3(−53.69)) − 0 = −23. 06 2 𝑥 23.72 −1.6444 + 0.6355 − 0.06 8 𝑥 23.4307 + 0.06 𝑎𝑀𝑛 𝐸ℎ = −1.1570 + 0.06 2 𝑥 23.98𝑥10−3 𝑥298𝑥2.1570 Reacción 2: −29.007375(log(1) + 8log([𝐻+ ]) − log(3) − log(4)) 𝐸ℎ = −0.98𝑥10−3 𝑥298𝑥2. Reacción 1: −53.46 −1.0295 log((1) − log(1)) 𝐸ℎ = −1.303 𝑎𝑀𝑛 𝑥 𝑎𝐻2 𝑂 𝐸ℎ = − log( ) 2 𝑥 23.059𝑝𝐻 Reacción 4: Para esta reacción ya que no se tiene electrones se cumple la siguiente ecuación: 𝑛 = 0 → ∆𝐺𝑟0 = −𝑅𝑇 log 𝐾 .059𝑝𝐻 Reacción 3: −79.0295(log(2) + log(1) − 2log([𝐻+ ]) − log(1)) 𝐸ℎ = −0.98𝑥10−3 𝑥298𝑥2.4386 + 0.303 𝑎𝑀𝑛3𝑂4 𝑥 [𝐻+ ]8 𝐸ℎ = − log( ) 8 𝑥 23.303 [𝑀𝑛2+ ] 𝐸ℎ = − log( ) 2 𝑥 23.36 −1.06 𝑎𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 𝑥 [𝐻+ ]2 𝐸ℎ = −0.06 𝑎𝑀𝑛 𝑥𝑎𝐻2 𝑂 𝐸ℎ = −0. 98𝑥10−3 𝑥298𝑥2.059𝑝𝐻 .2154 − 0.64 = −1. Reemplazando: −3 [𝑀𝑛2+ ] 𝑥𝑎𝐻2 𝑂 23.7480 + 0.2103 + 0.06 𝑎𝑀𝑛3𝑂4 𝑥 [𝐻+ ]8 𝐸ℎ = 1.7681 − 0.06 2 𝑥 23.62 −1.84 Reacción 5: 80.98𝑥10−3 𝑥298𝑥2.06 2 𝑥 23.06 𝑎𝑀𝑛3𝑂4 𝑥 [𝐻+ ]2 𝑥𝑎𝐻2 𝑂 𝐸ℎ = 0.303 [𝑀𝑛2+ ] 𝑥𝑎𝐻2 𝑂 𝐸ℎ = − log( ) 2 𝑥 23.98𝑥10 𝑥298𝑥2.0295(− log(1) − 2log([𝐻+ ]) − log(2) + log(3)) 𝐸ℎ = 0.303 𝑎𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 𝐸ℎ = − log( ) 2 𝑥 23.64 = −1.7 −1.36(−log(1) − 2log([𝐻+ ]) + log(1) + log(2)) 𝑝ℎ = 8.303 𝑥 log( ) 𝑎𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 𝑥 [𝐻+ ]2 23.0295(− log(1) − 8log([𝐻+ ]) + 3log(1) + log(4)) 𝐸ℎ = 1.236𝑝𝐻 Reacción 6: 9. 5) De acuerdo a las ecuaciones de las rectas obtenidas. dibujamos el diagrama de Pourbaix del Manganeso .