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1. UNIVERSIDAD ANÁHUAC MÉXIUCO SUR
Facultad de Ingeniería
Materia: Química
Práctica 3
Corrosión y diagramas de Pourbaix
Identificar a través de un diagrama de Pourbaix las diferentes especies químicas
de manganeso que pueden generarse por adición de un agente reductor.
Relacionar este tipo de cambios con el poder corrosivo (oxidante) de diversas
especies químicas.
Anualmente, los procesos corrosivos de las estructuras metálicas dan lugar
a pérdidas millonarias. Para comprender estos procesos complejos, de naturaleza
redox, ha sido necesario estudiar el proceso de intercambio electrónico para
identificar a los factores de los cuales depende, y a partir de allí, diseñar estrategias
que permitan evitar los mayores daños hasta donde sea posible.
Para cuantificar que tan corrosiva puede ser una sustancia, puede hacerse
uso de un diagrama de Pourbaix (E vs. pH, E = potencial químico = capacidad
oxidante de una sustancia; pH = medida de la acidez) los cuales permiten
identificar la tendencia oxidante de una sustancia corrosiva a un cierto valor de pH
presente en un sistema. Considera por ejemplo al flúor, F2; este gas corrosivo
puede transformarse, dependiendo del pH, a ácido fluorhídrico, HF, o a fluoruros,
que son sales donde el anión F-
se halla presente. Los equilibrios que describen
esto (denominados semirreaciones de reducción) son los siguientes:
F2 + 2 H+
+ 2 e-
→ 2 HF E0
= 3.06 V
F2 + 2 e-
→ 2 F-
E0
= 2.87 V
A la derecha aparecen sus valores experimentales de potencial de electrodo
estándar, E0
, que indican que tan oxidante es el F2 bajo ciertas condiciones que se
denominan estándar. Para entender la información que nos puede dar un diagrama
de Pourbaix, construyamos el del flúor considerando la ecuación de Nernst
dependiente del pH para cada proceso.
Considera primeramente el equilibrio F2 + 2 H+
+ 2 e-
→ 2 HF. La ecuación
de Nernst dependiente del pH para construir un diagrama de Pourbaix para este
proceso es la siguiente:

2. MANUAL DE QUÍMICA ORGÁNICA
2
𝐸 = 𝟑. 𝟎𝟔 −
0.06
𝟐
𝑙𝑜𝑔
1
[H!]!
E indica el valor del poder oxidante del F2 en voltios a un cierto valor de pH; 3.06
es el valor del potencial estándar de electrodo, 0.06 es una constante, 2 indica el
número de electrones involucrados en el proceso. [H+
] indica la concentración de
protones en el medio, y queda al cuadrado porque en la semirreacción aparece el
H+
con un coeficiente de “2”, y queda abajo porque esta especie aparece en la
semirreación del lado izquierdo.
Dividiendo entre 2 el 0.06, la ecuación se transforma en:
𝐸 = 3.06 − 0.03 𝑙𝑜𝑔
1
[H!]!
Como log 1/A = - log A, al pasar del denominador al numerador [H+
]2
, obtenemos
𝐸 = 3.06 + 0.03 𝑙𝑜𝑔 [H!
]!
Como log A2
= 2 log A, al remover el exponente “2” del término [H+
]2
, obtenemos
𝐸 = 3.06 + 0.06 𝑙𝑜𝑔[H!
]
Y como pH = - log [H+], podemos escribir
𝐸 = 3.06 − 0.06 𝑝H
Esta ecuación ya puede representarse sobre el diagrama de Pourbaix. Con
respecto al otro equilibrio, F2 + 2 e-
→ 2 F-
, la ecuación de Nernst que lo representa
es:
𝐸 = 𝟐. 𝟖𝟕 −
0.06
𝟐
𝑙𝑜𝑔
1
1
Los números “1” indican que en esta semirreacción no hay H+
ni del lado derecho ni
del izquierdo, y como log 1 = 0, todo el témino después del signo “-“ se vuelve cero,
por lo que la expresión se vuelve:
Al trazar ambas expresiones sobre un diagrama de Pourbaix de E vs. pH,
obtenemos lo siguiente:
𝐸 = 2.87

3. MANUAL DE QUÍMICA ORGÁNICA
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Como ves, las líneas se cruzan y debemos de eliminar parte de ellas para obtener
un diagrama coherente. La estrategia consiste en postular que los oxidantes, como
el F2, tratarán siempre de mostrar el mayor poder corrosivo que puedan, por lo que
seguirán las líneas que lo involucren con el mayor valor posible de E. Al inicio, a pH
= 0, el F2 alcanza un valor mayor de E siguiendo la línea roja, mientras que al llegar
al valor de 2.87 los papeles se invierten, y es entonces que la línea azul queda por
arriba. El diagrama quedará así pues definido como sigue:
Queda claro entonces que cuando el F2 oxida a un metal a pH bajo (medio ácido)
su poder oxidante y corrosivo sobre metales, inicialmente de 3.06 a pH = 0,
disminuirá conforme se vaya elevando este último hasta alcanzar un valor

4. MANUAL DE QUÍMICA ORGÁNICA
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constante de E = 2.87, el cual no se modificará posteriormente por más que se
aumente el pH y el medio se vuelva alcalino.
El flúor sólo cuenta con dos estados de oxidación, F(0), “flúor cero”, en el F2
y F(-1) -flúor menos uno-. Otros elementos químicos cuentan con diagramas mucho
más complejos debido a que poseen un mayor número de estados de oxidación. El
manganeso posee una gran variedad de estados de oxidación, por lo que el
número de especies que constituye son muy numerosas, en la siguiente figura se
muestran algunas de ellas:
Anión
permanganato,
MnO4
-
, con
Mn(VII).
Anión
manganato,
MnO4
2-
, con
Mn(VI).
Pirolusita,
MnO2, con
Mn(IV).
Catión
manganoso,
Mn2+
, con
Mn(II).
Hidróxido
manganoso,
Mn(OH)2, con
Mn(II).
El diagrama de Pourbaix del manganeso considerando estas especies y las
diferentes semirreacciones que las involucran es el siguiente:
-0.3
0.2
0.7
1.2
1.7
0 5 10 15
E
pH
MnO2
MnO4
-
MnO4
2-
Mn2+
Mn(OH)2

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1 espátula
3 vasos de precipitado de 250 mL
3 matraces Erlenmeyer de 250 mL
1 pipeta de 5 mL
Ácido clorhídrico
Hidróxido de sodio
Sulfito de sodio
Permanganato de potasio
• Coloca en dos matraces una muy pequeña porción de permanganato de
potasio y en un tercero una porción mayor (una punta de espátula).
Disuelve perfectamente el permanganato de potasio en agua. A uno de los
dos primeros matraces adiciona unas cuantas lentejas de hidróxido de
potasio y al último una porción de unos 2 mL de ácido clorhídrico. Adiciona
entonces sulfito de sodio en pequeñísimas porciones a los dos primeros
matraces agitando vigorosamente. Observa lo que sucede. Al matraz que le
adicionaste ácido, adiciona ahora hidróxido de sodio.
o ¿A que color cambia inicialmente la solución de permanganato cuando se le
adiciona sulfito de sodio en medio básico? ¿Por qué? ¿Cómo cambia el
número de oxidación del manganeso en este caso?
o Al continuar adicionando sulfito de sodio a la solución básica se produce un
segundo cambio. ¿A que color cambia? ¿Por qué? ¿Cómo cambia el
número de oxidación del manganeso en este caso?
o ¿A que color cambia la solución de permanganato cuando se le adiciona
sulfito de sodio en medio acido? ¿Por qué? ¿Cómo cambia el número de
oxidación del manganeso en este caso?
o Al terminar la reacción en medio ácido se le adicionó hidróxido de sodio
hasta que ocurrió un cambio de coloración inesperado. ¿A que se debe el
mismo?

6. MANUAL DE QUÍMICA ORGÁNICA
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