Диаграмма Пурбе

График термодинамически устойчивых фаз водной электрохимической системы

Диаграмма Пурбе для железа. ^[1] Ось Y соответствует потенциалу напряжения.

В электрохимии и, в более общем плане, в химии растворов, диаграмма Пурбэ , также известная как диаграмма потенциал/pH , диаграмма E _H –pH или диаграмма pE/pH , представляет собой график возможных термодинамически стабильных фаз ( т. е . находящихся в химическом равновесии ) водной электрохимической системы. Границы (50%/50%) между преобладающими химическими видами (водными ионами в растворе или твердыми фазами) представлены линиями. Таким образом, диаграмму Пурбэ можно читать так же, как стандартную фазовую диаграмму с другим набором осей. Подобно фазовым диаграммам, они не учитывают скорость реакции или кинетические эффекты. Помимо потенциала и pH, равновесные концентрации также зависят, например, от температуры, давления и концентрации. Диаграммы Пурбэ обычно приводятся при комнатной температуре, атмосферном давлении и молярных концентрациях 10−6 ^, и изменение любого из этих параметров приведет к получению другой диаграммы.

Диаграммы названы в честь Марселя Пурбе (1904–1998), бельгийского химика российского происхождения , который их изобрел.

Нейминг

Диаграмма Пурбе для урана в некомплексообразующей водной среде (например, хлорная кислота /гидроксид натрия) ^[2]

Диаграммы Пурбэ также известны как диаграммы E _H -pH из-за маркировки двух осей.

Диаграмма

Вертикальная ось обозначена E _H для потенциала напряжения относительно стандартного водородного электрода (SHE), рассчитанного по уравнению Нернста . «H» обозначает водород, хотя могут использоваться и другие стандарты, и они предназначены только для комнатной температуры.

Для обратимой окислительно-восстановительной реакции, описываемой следующим химическим равновесием :

а А + б В ⇌ в С + г Д

При соответствующей константе равновесия K :

${\displaystyle K={\frac {[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}},}$

Уравнение Нернста имеет вид:

${\displaystyle E_{\text{H}}=E^{0}-{\frac {RT}{zF}}\ln {K},}$

${\displaystyle E_{\text{H}}=E^{0}-{\frac {RT}{zF}}\ln {\frac {[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}},}$

иногда формулируется как:

${\displaystyle E_{\text{H}}=E^{0}-{\frac {V_{T}\lambda }{z}}\log {\frac {[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}},}$

или, проще говоря, напрямую выражено численно как:

${\displaystyle E_{\text{H}}=E^{0}-{\frac {0.05916}{z}}\log {\frac {[C]^{c}[D]^{d}}{[A]^{a}[B]^{b}}},}$

где:

• ${\displaystyle V_{T}=RT/F\approx 0.02569}$ вольт — это тепловое напряжение или «наклон Нернста» при стандартной температуре

• λ  = ln(10) ≈ 2,30, так что  вольт. ${\displaystyle V_{T}\lambda \approx 0.05916}$

Горизонтальная ось обозначена как pH для −log функции активности ионов H ⁺ .

${\displaystyle {\text{pH}}=-\log _{10}(a_{{\ce {H+}}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H+}}}}}\right).}$

Линии на диаграмме Пурбэ показывают условия равновесия, то есть, когда активности равны для видов по обе стороны этой линии. По обе стороны линии одна форма вида будет считаться преобладающей. ^[3]

Для того, чтобы нарисовать положение линий с помощью уравнения Нернста, необходимо определить активность химических видов в равновесии. Обычно активность вида аппроксимируется как равная концентрации (для растворимых видов) или парциальному давлению (для газов). Те же значения должны использоваться для всех видов, присутствующих в системе. ^[3]

Для растворимых видов линии часто проводятся для концентраций 1 М или 10−6 ^М.  Иногда дополнительные линии проводятся для других концентраций.

Если диаграмма включает равновесие между растворенным веществом и газом, давление обычно устанавливается равным P ⁰ = 1 атм =101 325  Па — минимальное давление, необходимое для выделения газа из водного раствора при стандартных условиях. ^[3]

Кроме того, изменения температуры и концентрации сольватированных ионов в растворе будут смещать линии равновесия в соответствии с уравнением Нернста.

Диаграммы также не учитывают кинетические эффекты, а это означает, что виды, показанные как нестабильные, могут не реагировать в какой-либо значительной степени на практике.

Упрощенная диаграмма Пурбэ показывает области «иммунитета», «коррозии» и «пассивности» вместо стабильных видов. Таким образом, они дают руководство по стабильности конкретного металла в определенной среде. Иммунитет означает, что металл не подвергается воздействию, в то время как коррозия показывает, что общее воздействие будет иметь место. Пассивация происходит, когда металл образует устойчивое покрытие из оксида или другой соли на своей поверхности, лучшим примером является относительная стабильность алюминия из-за слоя оксида алюминия, образующегося на его поверхности при воздействии воздуха.

Применимые химические системы

Диаграмма Пурбэ для урана в карбонатном растворе. Пунктирные зеленые линии показывают пределы устойчивости воды в системе. ^[2]

Хотя такие диаграммы можно нарисовать для любой химической системы, важно отметить, что добавление металлсвязывающего агента ( лиганда ) часто изменяет диаграмму. Например, карбонат ( CO2−3) оказывает большое влияние на диаграмму для урана. (См. диаграммы справа). Присутствие следовых количеств определенных видов, таких как хлорид-ионы, также может сильно влиять на стабильность определенных видов, разрушая пассивирующие слои.

Ограничения

Несмотря на то, что диаграммы Пурбэ полезны для оценки потенциала коррозии металлов, они, тем не менее, имеют некоторые важные ограничения: ^{[4] : 111}

1. Всегда предполагается равновесие, хотя на практике оно может отличаться.
2. Диаграмма не дает информации о фактических скоростях коррозии.
3. Не распространяется на сплавы. ^[a]
4. Не указывает, является ли пассивация (в форме оксидов или гидроксидов) защитной или нет. Возможна диффузия ионов кислорода через тонкие оксидные слои.
5. Исключает коррозию хлорид-ионами ( Cl ⁻ , Cl ³⁺ и т.д.). ^[б]
6. Обычно применимо только к температуре 25 °C (77 °F), которая предполагается по умолчанию. Существуют диаграммы Пурбэ для более высоких температур.

Выражение уравнения Нернста как функции pH

И pH раствора связаны уравнением Нернста, которое обычно представлено диаграммой Пурбэ ( график – pH) . явно обозначает выраженное по отношению к стандартному водородному электроду (СВЭ). Для уравнения полуэлемента , традиционно записанного как реакция восстановления ( т.е. электроны, принятые окислителем в левой части): ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{\text{red}}}$

${\displaystyle a\,A+b\,B+h\,{\ce {H+}}+z\,e^{-}\quad {\ce {<=>}}\quad c\,C+d\,D}$

Константа равновесия К этой реакции восстановления равна:

${\displaystyle K={\frac {\{C\}^{c}\{D\}^{d}}{\{A\}^{a}\{B\}^{b}\{{\ce {H+}}\}^{h}}}={\frac {(\gamma _{c})^{c}\left[C\right]^{c}\ (\gamma _{d})^{d}\left[D\right]^{d}}{(\gamma _{a})^{a}\left[A\right]^{a}\ (\gamma _{b})^{b}\left[B\right]^{b}\ (\gamma _{h+})^{h}\left[{\ce {H+}}\right]^{h}}}={\frac {(\gamma _{c})^{c}(\gamma _{d})^{d}}{(\gamma _{a})^{a}(\gamma _{b})^{b}(\gamma _{h})^{h}}}{\text{×}}{\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}\left[{\ce {H+}}\right]^{h}}}}$

где фигурные скобки { } обозначают активность ( a ), прямоугольные скобки [ ] обозначают молярные или моляльные концентрации ( C ), представляют собой коэффициенты активности , а стехиометрические коэффициенты показаны в виде показателей степени. ${\displaystyle \gamma }$

Активности соответствуют термодинамическим концентрациям и учитывают электростатические взаимодействия между ионами, присутствующими в растворе. Когда концентрации не слишком высоки, активность ( ) может быть связана с измеряемой концентрацией ( ) линейной зависимостью с коэффициентом активности ( ): ${\displaystyle a_{i}}$ ${\displaystyle C_{i}}$ ${\displaystyle \gamma _{i}}$

${\displaystyle a_{i}=\gamma _{i}\,C_{i}}$

Стандартный восстановительный потенциал полуэлемента определяется по формуле ${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }}$

${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }({\text{volt}})=-{\frac {\Delta G^{\ominus }}{zF}}}$

где — стандартное изменение свободной энергии Гиббса , z — число вовлеченных электронов, а F — постоянная Фарадея . Уравнение Нернста связывает pH и следующим образом: ${\displaystyle \Delta G^{\ominus }}$ ${\displaystyle E_{h}}$

${\displaystyle E_{h}=E_{\text{red}}=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {RT}{zF}}\log \left({\frac {\{C\}^{c}\{D\}^{d}}{\{A\}^{a}\{B\}^{b}}}\right)-{\frac {RT\,h}{zF}}{\text{pH}}}$

Далее используется наклон Нернста (или тепловое напряжение ) ${\displaystyle V_{T}=RT/F}$ , который имеет значение 0,02569... В при STP . При использовании логарифмов по основанию 10 V _T λ = 0,05916... В при STP, где λ = ln[10] = 2,3026.

${\displaystyle E_{h}=E_{\text{red}}=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {0.05916}{z}}\log \left({\frac {\{C\}^{c}\{D\}^{d}}{\{A\}^{a}\{B\}^{b}}}\right)-{\frac {0.05916\,h}{z}}{\text{pH}}}$

Это уравнение представляет собой уравнение прямой линии как функции pH с наклоном в вольт (pH не имеет единиц измерения). ${\displaystyle E_{\text{red}}}$ ${\displaystyle -0.05916\,\left({\frac {h}{z}}\right)}$

Это уравнение предсказывает более низкие значения при более высоких значениях pH. Это наблюдается для восстановления O ₂ в H ₂ O или OH ⁻ , а также для восстановления H ⁺ в H ₂ . затем часто отмечается , что это относится к стандартному водородному электроду (СВЭ), чье = 0 по соглашению при стандартных условиях (T = 298,15 K = 25 °C = 77 F, P _gas = 1 atm (1,013 bar), концентрация = 1 M и, таким образом, pH = 0). ${\displaystyle E_{\text{red}}}$ ${\displaystyle E_{\text{red}}}$ ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{\text{red}}}$

Расчет диаграммы Пурбе

Когда активности ( ) можно считать равными молярным или моляльным концентрациям ( ) при достаточно разбавленных концентрациях, когда коэффициенты активности ( ) стремятся к единице, член, объединяющий все коэффициенты активности, равен единице, и уравнение Нернста можно записать просто с концентрациями ( ), обозначенными здесь квадратными скобками [ ]: ${\displaystyle a_{i}}$ ${\displaystyle C_{i}}$ ${\displaystyle \gamma _{i}}$ ${\displaystyle C_{i}}$

${\displaystyle E_{h}=E_{\text{red}}=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {0.05916}{z}}\log \left({\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}}}\right)-{\frac {0.05916\,h}{z}}{\text{pH}}}$

На диаграмме Пурбе есть три типа границ линий: вертикальные, горизонтальные и наклонные. ^{[5] [6]}

Вертикальная граничная линия

Когда нет обмена электронами ( z = 0), равновесие между A , B , C и D зависит только от [H ⁺ ] и не зависит от электродного потенциала. В этом случае реакция является классической кислотно-основной реакцией, включающей только протонирование /депротонирование растворенных частиц. Граничной линией будет вертикальная линия при определенном значении pH. Уравнение реакции можно записать:

${\displaystyle a\,A+b\,B+h\,{\ce {H+}}\quad {\ce {<=>}}\quad c\,C+d\,D}$

а энергетический баланс записывается как , где K — константа равновесия : ${\displaystyle \Delta G^{\circ }=-RT\ln K}$

${\displaystyle K={\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}\left[{\ce {H+}}\right]^{h}}}}$

Таким образом:

${\displaystyle \Delta G^{\circ }=-RT\ln \left({\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}\left[{\ce {H+}}\right]^{h}}}\right)}$

или, в десятичных логарифмах,

${\displaystyle \Delta G^{\circ }=-RT\lambda \,\left(\log \left({\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}}}\right)+h\,{\ce {pH}}\right)}$

которое может быть решено для конкретного значения pH.

Например ^[5] рассмотрим систему железа и воды, а также линию равновесия между ионом железа Fe ³⁺ и гематитом Fe ₂ O _3. Уравнение реакции:

${\displaystyle {\ce {2 Fe^{3+}(aq) + 3 H_2 O (l) <=> Fe_2 O_3 (s) + 6 H^+ (aq)}}}$

который имеет . ^[5] Затем можно рассчитать pH вертикальной линии на диаграмме Пурбе: ${\displaystyle \Delta G^{\circ }=-8242.5\,\mathrm {J/mol} }$

${\displaystyle {\ce {pH}}=-{\frac {1}{6}}\left({\frac {\Delta G^{\circ }}{RT\lambda }}+\log \left({\frac {{\ce {[Fe2O3]}}}{{\ce {[Fe^{3+}]^2[H2O]^3}}}}\right)\right)}$

_{Поскольку} активности (или концентрации) твердых фаз и воды равны единице:
[ _{Fe2O3 ]} = [ H2O ] = 1, pH зависит только от концентрации растворенного Fe³⁺
:

${\displaystyle {\ce {pH}}=-{\frac {1}{6}}\left({\frac {\Delta G^{\circ }}{RT\lambda }}+\log \left({\frac {1}{[{\ce {Fe^{3+}}}]^{2}}}\right)\right)}$

При СТП, для [Fe ³⁺ ] = 10 ⁻⁶ , это дает pH = 1,76.

Горизонтальная граничная линия

Когда ионы H ⁺ и OH ⁻ не участвуют в реакции, линия границы горизонтальна и не зависит от pH.
Уравнение реакции, таким образом, записывается:

${\displaystyle a\,A+b\,B+z\,e^{-}\quad {\ce {<=>}}\quad c\,C+d\,D\qquad (z>0{\text{, but without}}\ {\ce {H+}})}$

Так как стандартная свободная энергия Гиббса : ${\displaystyle \Delta G^{\circ }=-RT\ln K}$

${\displaystyle \Delta G^{\circ }=-RT\ln \left({\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}}}\right)}$

Используя определение электродного потенциала ∆G = -zFE , где F — постоянная Фарадея , это можно переписать в виде уравнения Нернста:

${\displaystyle E_{h}={E^{\circ }}-{\frac {V_{T}}{z}}\ln \left({\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}}}\right)}$

или, используя логарифмы по основанию 10:

${\displaystyle E_{h}={E^{\circ }}-{\frac {V_{T}\lambda }{z}}\log \left({\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}}}\right)}$

Для равновесия Fe²⁺
/ Фе³⁺
, взятый здесь в качестве примера, с учетом границы между Fe ²⁺ и Fe ³⁺ , уравнение полуреакции имеет вид:

${\displaystyle {\ce {Fe^3+ (aq) + e^- <=> Fe^2+ (aq)}}}$

Поскольку ионы H ⁺ не участвуют в этой окислительно-восстановительной реакции, она не зависит от pH. E ^o = 0,771 В, при этом в окислительно-восстановительной реакции участвует только один электрон. ^[7] Потенциал E _h является функцией температуры через тепловое напряжение и напрямую зависит от соотношения концентраций Fe ${\displaystyle V_{T}}$²⁺
и Fe³⁺
ионы:

${\displaystyle E_{h}={E^{\circ }}-V_{T}\lambda \log \left({\frac {{\ce {[Fe^{2+}]}}}{{\ce {[Fe^{3+}]}}}}\right)}$

Для обоих видов ионов при одинаковой концентрации (например, ) при STP, log 1 = 0, поэтому, , и граница будет горизонтальной линией при E _h = 0,771 вольт. Потенциал будет меняться в зависимости от температуры. ${\displaystyle 10^{-6}\mathrm {M} }$ ${\displaystyle E_{h}=E^{\circ }=0.771\,\mathrm {V} }$

Наклонная линия границы

В этом случае участвуют как электроны, так и ионы H ⁺ , а потенциал электрода является функцией pH. Уравнение реакции можно записать:

${\displaystyle a\,A+b\,B+h\,{\ce {H+}}+z\,e^{-}\quad {\ce {<=>}}\quad c\,C+d\,D}$

Используя выражения для свободной энергии через потенциалы, энергетический баланс задается уравнением Нернста:

${\displaystyle E_{h}={E^{\circ }}-{\frac {V_{T}\lambda }{z}}\left(\log \left({\frac {\left[C\right]^{c}\left[D\right]^{d}}{\left[A\right]^{a}\left[B\right]^{b}}}\right)+h\,{\ce {pH}}\right)}$

Для примера с железом и водой, учитывая границу между ионом железа Fe ²⁺ и гематитом Fe ₂ O ₃ , уравнение реакции имеет вид:

${\displaystyle {\ce {Fe2O3(s) + 6 H+(aq) + 2 e^- <=> 2 Fe^{2+}(aq) + 3 H2O(l)}}}$

с . ^[5] ${\displaystyle E^{\circ }=0.728\mathrm {V} }$

Уравнение граничной линии, выраженное в десятичных логарифмах, имеет вид:

${\displaystyle E_{h}={E^{\circ }}-{\frac {V_{T}\lambda }{2}}\left(\log \left({\frac {{\ce {[Fe^{2+}]^2[H2O]^3}}}{{\ce {[Fe2O3]}}}}\right)+6\ {\ce {pH}}\right)}$

Так как при определении константы равновесия K активности или концентрации твердых фаз и воды всегда условно принимаются равными единице : [Fe ₂ O ₃ ] = [H ₂ O] = 1.

Уравнение Нернста, таким образом, ограничивается растворенными видами Fe²⁺
и H + записывается как:  

${\displaystyle E_{h}={E^{\circ }}-{\frac {V_{T}\lambda }{2}}\left(\log \ {\ce {[Fe^{2+}]^2}}+6\ {\ce {pH}}\right)}$

Для [Fe ²⁺ ] = 10−6 ^M это дает:

${\displaystyle E_{h}={1.0826}-{0.1775}\ {pH}\quad ({\text{in volts}})}$

Обратите внимание на отрицательный наклон (-0,1775) этой линии на диаграмме Eh _– pH.

Область устойчивости воды

Диаграмма Пурбе для воды, включая области стабильности для воды, кислорода и водорода при стандартной температуре и давлении (СТП). Вертикальная шкала (ордината) - это электродный потенциал (водородного или невзаимодействующего электрода) относительно электрода SHE , горизонтальная шкала (абсцисса) - это pH электролита (иначе невзаимодействующего). Предполагая отсутствие перенапряжения , выше верхней линии состояние неравновесия включает в себя выделение газообразного кислорода, и кислород будет пузыриться с электрода до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие или вода не будет полностью израсходована. Аналогично, ниже нижней линии состояние неравновесия включает в себя выделение газообразного водорода, и водород будет пузыриться с электрода до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие или вода не будет полностью израсходована.

Во многих случаях возможные условия в системе ограничены областью стабильности воды. На диаграмме Пурбэ для урана, представленной выше, пределы стабильности воды обозначены двумя пунктирными зелеными линиями, а область стабильности воды находится между этими двумя линиями. Она также изображена здесь рядом двумя пунктирными красными линиями на упрощенной диаграмме Пурбэ, ограниченной только областью стабильности воды.

В условиях сильного восстановления (низкая E _H ) вода восстанавливается до водорода согласно: ^[3]

${\displaystyle {\ce {2 H+ + 2e^- -> H2(g)}}}$(при низком pH)

и,

${\displaystyle {\ce {2 H2O + 2e^- -> H2(g) + 2 OH^-}}}$(при высоком pH)

Используя уравнение Нернста, установив E0 = 0 В ^, как определено по соглашению для стандартного водородного электрода (СВЭ, служащего точкой отсчета в ряду восстановительных потенциалов), и летучесть газообразного водорода (соответствующую химической активности газа) на уровне 1, уравнение для нижней линии устойчивости воды на диаграмме Пурбэ при стандартной температуре и давлении имеет вид:

${\displaystyle E_{{\ce {H}}}=-V_{T}\lambda \,{\ce {pH}}}$

${\displaystyle E_{{\ce {H}}}=-0.05916\,{\ce {pH}}}$

Ниже этой линии вода восстанавливается до водорода, и обычно переход за эту линию невозможен до тех пор, пока в системе остается вода, подлежащая восстановлению.

Соответственно, в условиях сильного окисления (высокая E _H ) вода окисляется до газообразного кислорода согласно: ^[3]

${\displaystyle {\ce {2 H2O -> 4 H+ + O2(g) + 4e^-}}}$    (при низком pH)

и,

${\displaystyle {\ce {4 OH^- -> O2(g) + 2 H_2O + 4e^-}}}$(при высоком pH)

Используя уравнение Нернста, как указано выше, но с E ⁰ = −ΔG ⁰ _{H 2 O} /2 F = 1,229 В для окисления воды, получаем верхний предел устойчивости воды как функцию значения pH:

${\displaystyle E_{{\ce {H}}}=E^{0}-V_{T}\lambda \,{\ce {pH}}}$

${\displaystyle E_{{\ce {H}}}=1.229V-0.05916\,{\ce {pH}}}$

при стандартной температуре и давлении. Выше этой линии вода окисляется с образованием газообразного кислорода, и обычно невозможно перейти за эту линию, пока в системе остается вода, подлежащая окислению.

Две верхние и нижние линии стабильности имеют одинаковый отрицательный наклон (−59 мВ/ед. pH), они параллельны на диаграмме Пурбэ, а восстановительный потенциал уменьшается с ростом pH.

Приложения

Диаграммы Пурбэ имеют множество применений в различных областях, например , в области проблем коррозии , геохимии и наук об окружающей среде . Правильное использование диаграммы Пурбэ поможет пролить свет не только на природу видов, присутствующих в водном растворе или в твердых фазах , но также может помочь понять механизм реакции . ^[8]

Концепцияпев области химии окружающей среды

Диаграммы Пурбэ широко используются для описания поведения химических веществ в гидросфере . В этом контексте вместо E _H часто используется восстановительный потенциал pe . ^[3] Главное преимущество заключается в непосредственной работе с логарифмической шкалой. pe — безразмерное число, которое можно легко связать с E _H с помощью уравнения:

${\displaystyle pe={\frac {E_{H}}{V_{T}\lambda }}={\frac {E_{H}}{0.05916}}=16.903\,{\text{×}}\,E_{H}}$

Где, - тепловое напряжение , где R - газовая постоянная ( ${\displaystyle V_{T}={\frac {RT}{F}}}$8,314 Дж⋅К ⁻¹ ⋅моль ⁻¹ ), T , абсолютная температура в градусах Кельвина (298,15 К = 25 °C = 77 °F), и F , постоянная Фарадея (96 485 кулонов/моль e ⁻ ). Лямбда, λ = ln(10) ≈ 2,3026.  

Более того,

${\displaystyle pe=-\log[e^{-}]}$, выражение, имеющее форму, схожую с формой pH.

Значения pe в химии окружающей среды варьируются от −12 до +25, поскольку при низких или высоких потенциалах вода будет соответственно восстанавливаться или окисляться. В экологических приложениях концентрация растворенных веществ обычно устанавливается на уровне между 10 ⁻²  M и 10 ⁻⁵  M для определения линий равновесия.

Галерея

• 
  Fe – _H2O
• 
  Cu – _H2O
• 
  Au – _H2O
• 
  Al – _H2O
• 
  Mn – _H2O
• 
  Zn ^– _H2O – _CO32–
• 
  Ti – _H2O

Смотрите также

• Уравнение Нернста
• Зависимость восстановительного потенциала от pH
• Диаграмма Эллингхэма
• Диаграмма Латимера
• Диаграмма Фроста
• Диаграмма ионного распределения
• участок Бьеррума

Примечания

1. Хотя его можно расширить и вычислить. ^{[4] : 111}
2. Это можно оценить. ^{[4] : 111}

Ссылки

1. «Университет Западного Орегона».
2. . Ignasi Puigdomenech, Hydra/Medusa Chemical Equilibrium Database and Plotting Software (2004) KTH Royal Institute of Technology, свободно загружаемое программное обеспечение на "KTH - Chemistry / Chemical Equilibrium Software". Архивировано из оригинала 29-09-2007 . Получено 29-09-2007 .
3. van Loon, Gary; Duffy, Stephen (2011). Environmental Chemistry – a global perspective (3rd ed.). Oxford University Press. С. 235–248. ISBN 978-0-19-922886-7.
4. McCafferty, E. (2010). Введение в коррозионную науку. Нью-Йорк: Springer. ISBN 978-1-4419-0454-6. OCLC  663096583.
5. Веринк, Э. Д. Младший (2000). "Упрощенная процедура построения диаграмм Пурбе" (PDF) . В Реви, Р. Уинстон (ред.). Справочник по коррозии Улига . John Wiley & Sons, Inc. ISBN 0471157775. Архивировано из оригинала (PDF) 6 августа 2020 г. . Получено 12 февраля 2021 г. .
6. Копелиович, Дмитрий. "Диаграммы Пурбе". SubsTech . Получено 29.03.2017 .
7. "Химия железа в природной воде" (PDF) . Geological Survey Water-Supply Paper 1459. 1962. Получено 29.03.2017 .
8. Нойхаузер, Томер; Беллемар-Элфорд, Дафне; Пейн, Николас А.; Мартино, Эрик; Маузеролл, Жанин (июль 2018 г.). «Раскрытие скрытых реакций в гальванических элементах». Электрокатализ . 9 (4): 531–538. doi :10.1007/s12678-018-0459-1. S2CID  104177121.

• Брукинс, Д. Г. (1988). Диаграммы Eh-pH для геохимии . Springer-Verlag. ISBN 0-387-18485-6.
• Джонс, Денни А. (1996). Принципы и предотвращение коррозии (2-е изд.). Prentice Hall. стр. 50–52. ISBN 0-13-359993-0.
• Pourbaix, M. (1974). Атлас электрохимических равновесий в водных растворах (2-е изд.). Национальная ассоциация инженеров-коррозионистов. ISBN 9780915567980.
• Takeno, Naoto (май 2005 г.). Атлас диаграмм Eh-pH (взаимное сравнение термодинамических баз данных) (PDF) (отчет). Цукуба, Ибараки, Япония: Национальный институт передовой промышленной науки и технологий: Исследовательский центр глубоких геологических сред . Получено 16.05.2017 .

Внешние ссылки

• Марсель Пурбе — Доктора коррозии
• Учебно-методический пакет DoITPoMS - «Уравнение Нернста и диаграммы Пурбе»

Программное обеспечение

• ChemEQL Бесплатное программное обеспечение для расчета химического равновесия от Eawag .
• FactSage — коммерческое программное обеспечение для термодинамического банка данных, также доступное в виде бесплатного веб-приложения.
• Geochemist's Workbench — коммерческое программное обеспечение для геохимического моделирования от Aqueous Solutions LLC.
• GWB Community Edition Бесплатная загрузка популярного пакета программного обеспечения для геохимического моделирования.
• HYDRA/MEDUSA Бесплатное программное обеспечение для создания диаграмм химического равновесия от химического факультета KTH .
• HSC Chemistry Коммерческое программное обеспечение для термохимических расчетов от Outotec Oy .
• PhreePlot Бесплатная программа для построения геохимических графиков с использованием кода USGS PHREEQC.
• Thermo-Calc Windows Коммерческое программное обеспечение для термодинамических расчетов от Thermo-Calc Software.
• Проект материалов Общедоступный веб-сайт, который может генерировать диаграммы Пурбе из большой базы данных вычисленных свойств материалов, размещенной в NERSC .