Диаграмма Пурбе

График термодинамически стабильных фаз водной электрохимической системы

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

В электрохимии и, в более общем плане, в химии растворов, диаграмма Пурбе , также _{известная} как диаграмма потенциал/pH , диаграмма EH –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 веществами (водными ионами в растворе или твердыми фазами) представлены линиями. Таким образом, диаграмму Пурбе 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 Пурбе обычно приводятся при комнатной температуре, атмосферном давлении и молярной концентрации 10 ^-6 , и изменение любого из этих параметров приведет к другой диаграмме.

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

Именование

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

Диаграммы Пурбе также известны как диаграммы E _H -pH из-за обозначения двух осей.

Диаграмма

Вертикальная ось обозначена E _H для потенциала напряжения относительно стандартного водородного электрода (SHE), рассчитанного по уравнению Нернста . «H» означает 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 + d D

С соответствующей константой равновесия K :

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

Уравнение Нернста:

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

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

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, выражаясь 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 — 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 отмечена 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 Пурбе показывают условия равновесия, то есть условия равенства активностей для видов по обе стороны от этой линии. Вместо этого можно сказать, что по обе стороны линии преобладает одна форма вида. ^[3]

Чтобы нарисовать положение линий уравнения Нернста, необходимо определить активность химических веществ, находящихся в равновесии. Обычно активность частиц приближают к концентрации (для растворимых веществ) или парциальному давлению (для газов). Одни и те же значения следует использовать для всех видов, присутствующих в системе. ^[3]

Для растворимых веществ линии часто проводят для концентраций 1 М или 10 ^-6  М. Иногда для других концентраций проводят дополнительные линии.

Если на диаграмме изображено 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, изменение температуры и концентрации сольватированных ионов в растворе будет смещать линии равновесия в соответствии с уравнением Нернста.

Диаграммы также не учитывают кинетические эффекты, а это означает, что виды, показанные как нестабильные, на практике могут не реагировать в сколько-нибудь существенной степени.

Упрощенная диаграмма Пурбе указывает на области «иммунитета», «коррозии» и «пассивности» вместо стабильных видов. Таким образом, они дают представление о стабильности конкретного металла в конкретной среде. Иммунитет означает, что металл не подвергается воздействию, тогда как коррозия указывает на то, что произойдет общее воздействие. Пассивация происходит, когда металл образует на своей поверхности устойчивое покрытие из оксида или другой соли. Лучшим примером является относительная стабильность алюминия из -за слоя оксида алюминия , образующегося на его поверхности при воздействии воздуха.

Применимые химические системы

Диаграмма Пурбе 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 агента, связывающего металл ( лиганда ), часто приводит к изменению диаграммы. Например, карбонат ( CO2-3) оказывает большое влияние на диаграмму урана. (См. диаграммы справа). Присутствие следовых количеств определенных веществ, таких как ионы хлорида, также может сильно повлиять на стабильность определенных веществ, разрушая пассивирующие слои.

Ограничения

Несмотря на то, что диаграммы Пурбе полезны для оценки потенциала коррозии металлов, они имеют, однако, 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. ^[а]
4. Не указывает, является ли пассивация (в виде 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 принимается по умолчанию. Существуют диаграммы Пурбе для более высоких температур.

Выражение уравнения Нернста в зависимости от pH

pH и pH раствора связаны уравнением Нернста, которое обычно представляет собой диаграмма Пурбе ( график – pH ) . явно обозначает выраженный по сравнению со стандартным водородным электродом (SHE). Для уравнения полуячейки , условно записанного как реакция восстановления ( т. е . электроны, принятые окислителем с левой стороны): ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{\text{red}}}$

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

Константа равновесия K 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 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 измеримой концентрацией ( ) линейной зависимостью с коэффициентом активности ( ): ${\displaystyle a_{i}}$ ${\displaystyle C_{i}}$ ${\displaystyle \gamma _{i}}$

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

Стандартный потенциал восстановления полуэлемента определяется выражением ${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }}$

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

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

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

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

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

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

Это уравнение предсказывает меньшее значение при более высоких значениях pH. Это наблюдается при восстановлении O ₂ в H ₂ O или OH ^- , а также при восстановлении H ⁺ в H ₂ . затем часто отмечают, чтобы указать, что он относится к стандартному водородному электроду (SHE), у которого условно = 0 в стандартных условиях (T = 298,15 K = 25 ° C = 77 F, _газ P = 1 атм (1,013 бар), концентрации = 1 М и, следовательно, 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 молярной или моляльной концентрации ( ) при достаточно разбавленных концентрациях, когда коэффициенты активности ( ) стремятся к единице, член, перегруппирующий все коэффициенты активности, равен единице, а коэффициент Нернста уравнение можно записать просто, используя концентрации ( ), обозначенные 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 граница

Когда электронами не обмениваются ( z = 0), равновесие между A , B , C и D зависит только от [H ⁺ ] и не зависит от электродного потенциала. В этом случае реакция представляет собой классическую кислотно-основную реакцию, включающую только протонирование /депротонирование растворенных частиц. Граничная линия будет представлять собой вертикальную линию 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 можно решить для конкретного значения pH.

Например, в ^[5] рассмотрим систему железо-вода и линию равновесия между ионом трехвалентного 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:
[Fe ₂ O ₃ ] = [H ₂ O] = 1, рН 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 граница

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

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

Как и 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, учитывая границу 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 представлять собой горизонтальную линию 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 электродный потенциал 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, баланс энергии 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 железа и воды, учитывая границу между ионами двухвалентного 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:

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

Так, активности, или концентрации, твердых фаз и воды всегда принимаются равными единице по соглашению при определении константы равновесия К : [Fe ₂ O ₃ ] = [H ₂ O] = 1.

Таким образом, уравнение Нернста ограничивается растворенными частицами Fe .²⁺
а 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 E _h – pH.

Область стабильности воды

Диаграмма Пурбе для воды, включая области стабильности воды, кислорода и водорода при стандартной температуре и давлении (STP). Вертикальная шкала (ордината) представляет собой потенциал электрода (водородного или невзаимодействующего электрода) относительно электрода СТЭ , горизонтальная шкала (абсцисса) представляет собой pH электролита (в противном случае невзаимодействующего). Если предположить отсутствие перенапряжения , выше верхней линии состояние выхода из равновесия включает в себя выделение газообразного кислорода, и кислород будет пузыриться из электрода до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие или пока вода не будет полностью израсходована. Аналогичным образом, ниже нижней линии, состояние вне равновесия включает в себя выделение газообразного водорода, и водород будет пузыриться с электрода до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие или пока вода не будет полностью израсходована.

Во многих случаях возможные условия в системе ограничены областью стабильности воды. На диаграмме Пурбе для урана, представленной здесь выше, пределы устойчивости воды отмечены двумя пунктирными зелеными линиями, а область стабильности воды находится между этими двумя линиями. Это также изображено здесь рядом с двумя пунктирными красными линиями на упрощенной диаграмме Пурбе, ограниченной только областью устойчивости воды.

В сильно восстановительных условиях (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 E ⁰ = 0 В, как определено по соглашению для стандартного водородного электрода (SHE, служит эталоном в ряду восстановительных потенциалов) и фугитивность газообразного водорода (соответствующую химической активности газа) равной 1, уравнение нижней линии устойчивости воды на диаграмме Пурбе при стандартных температуре и давлении:

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

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

Ниже этой линии вода восстанавливается до водорода, и обычно невозможно выйти за пределы этой линии, пока в системе еще присутствует вода, подлежащая восстановлению.

Соответственно, в сильно окислительных условиях (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)

Использование уравнения Нернста, как указано выше, но с E ⁰ = −ΔG ⁰ _{H 2 O} /2 F = 1,229 В для окисления воды, дает верхний предел стабильности воды в зависимости от 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 пройти за эту линию, пока в системе еще присутствует вода, подлежащая окислению.

Две верхняя и нижняя линии стабильности имеют одинаковый отрицательный наклон (единица -59 мВ/pH), они параллельны на диаграмме Пурбе, и потенциал восстановления уменьшается с увеличением pH.

Приложения

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

Понятие PE в химии окружающей среды

Диаграммы Пурбе широко используются для описания поведения химических веществ в гидросфере . В этом контексте вместо E _H часто используется восстановительный потенциал pe . ^[3] Основным преимуществом является возможность прямой работы с логарифмической шкалой. pe — безразмерное число, и его можно легко связать с E _H уравнением:

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

Где – тепловое напряжение , где R – газовая постоянная ( ${\displaystyle V_{T}={\frac {RT}{F}}}$8,314 Дж⋅К ^-1 ⋅моль ^-1 ), T , абсолютная температура в Кельвинах (298,15 K = 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, аналогичную форме pH.

Значения pe в химии окружающей среды колеблются от -12 до +25, поскольку при низком или высоком потенциале вода будет соответственно восстанавливаться или окисляться. В экологических приложениях концентрация растворенных веществ обычно устанавливается на уровне от 10 ^-2  М до 10 ^-5  М для определения линий равновесия.

Галерея

• 
  Fe–H ₂ O
• 
  Cu–H ₂ O
• 
  Au–H ₂ O
• 
  Al–H ₂ O
• 
  Mn–H ₂ O
• 
  Zn–H ₂ O–CO ₃ ^2–
• 
  Ti–H ₂ O

Смотрите также

• Уравнение Нернста
• Зависимость восстановительного потенциала от pH
• Диаграмма Эллингема
• Диаграмма Латимера
• Диаграмма заморозков
• Схема ионного распределения
• Бьеррумский сюжет

Примечания

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

Рекомендации

1. "Университет Западного Орегона".
2. . Игнаси Пуигдоменек, База данных химического равновесия Hydra/Medusa и программное обеспечение для построения графиков (2004) Королевский технологический институт KTH, бесплатно загружаемое программное обеспечение на сайте «KTH - Chemistry / Chemical Equilibrium Software». Архивировано из оригинала 29 сентября 2007 г. Проверено 29 сентября 2007 г.
3. ван Лун, Гэри; Даффи, Стивен (2011). Химия окружающей среды – глобальная перспектива (3-е изд.). Издательство Оксфордского университета. стр. 235–248. ISBN 978-0-19-922886-7.
4. Маккаферти, Э. (2010). Введение в науку о коррозии. Нью-Йорк: Спрингер. ISBN 978-1-4419-0454-6. ОСЛК  663096583.
5. Веринк, ЭД-младший (2000). «Упрощенная процедура построения диаграмм Пурбе» (PDF) . В Реви, Р. Уинстон (ред.). Справочник Улига по коррозии . Джон Уайли и сыновья, Inc. ISBN 0471157775. Архивировано из оригинала (PDF) 6 августа 2020 года . Проверено 12 февраля 2021 г.
6. Копелиович, Дмитрий. «Диаграммы Пурбе». СабсТех . Проверено 29 марта 2017 г.
7. «Химия железа в природной воде» (PDF) . Документ Геологической службы по водоснабжению 1459 . 1962 год . Проверено 29 марта 2017 г.
8. Нойхаузер, Томер; Бельмар-Алфорд, Дафни; Пейн, Николас А.; Мартино, Эрик; Маузеролл, Джанин (июль 2018 г.). «Раскрытие скрытых реакций в гальванических элементах». Электрокатализ . 9 (4): 531–538. дои : 10.1007/s12678-018-0459-1. S2CID  104177121.

• Брукинс, Д.Г. (1988). Диаграммы Eh-pH для геохимии . Спрингер-Верлаг. ISBN 0-387-18485-6.
• Джонс, Денни А. (1996). Принципы и предотвращение коррозии (2-е изд.). Прентис Холл. стр. 50–52. ISBN 0-13-359993-0.
• Пурбе, М. (1974). Атлас электрохимических равновесий в водных растворах (2-е изд.). Национальная ассоциация инженеров по коррозии. ISBN 9780915567980.
• Такено, Наото (май 2005 г.). Атлас диаграмм Eh-pH (Взаимное сравнение термодинамических баз данных) (PDF) (Отчет). Цукуба, Ибараки, Япония: Национальный институт передовых промышленных наук и технологий: Исследовательский центр глубоких геологических сред . Проверено 16 мая 2017 г.

Внешние ссылки

• Марсель Пурбе — Доктора коррозии
• Пакет преподавания и обучения DoITPoMS - «Уравнение Нернста и диаграммы Пурбе»

Программное обеспечение

• ChemEQL Бесплатное программное обеспечение для расчета химического равновесия от Eawag .
• FactSage Коммерческий банк термодинамических данных, также доступный в виде бесплатного веб-приложения.
• The 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 Геологической службы США PHREEQC.
• Thermo-Calc Windows Коммерческое программное обеспечение для термодинамических расчетов от Thermo-Calc Software.
• Публичный веб-сайт Materials Project, который может генерировать диаграммы Пурбе на основе большой базы данных рассчитанных свойств материалов, размещенной в NERSC .