Diagrama redox vs pH de los pares del hierro

Diagrama redox vs pH de los pares del hierro
El hierro existe en los grados de oxidación 0, 2 y 3.
los pares redox termodinámicos son:
Fe+3 + e- <==> Fe+2
Eo = 0.77v.
y Fe+2 + e- <==> Fe0 (s)
Eo = -0.44 v.
además el Fe+3 es un diácido, ya que forma dos complejos con OH:
Fe+3 + H2O <==> Fe(OH)+2 + H+
pKa,1 = 3.0
+2
+
+
Fe(OH) + H2O <==> Fe(OH)2 + H
pKa,2 = 3.3
el Fe+2 es un monoácido:
Fe+2 + H2O <==> FeOH+ + H+
pKa,1 = 9.5.
PARA RESOLVER EL PROBLEMA
Ya que es evidente que el pH influirán en la fuerza de los oxidantes y reductores,
empezaremos por definir nuestra variable independiente (pH):
( −pH )
> H := 10
A continuación podemos evaluar los coeficientes de reacción parásita:
10−3 10−3 ⋅10−3.3
α FeIII = 1 + + +
2
H
H+
α FeII
10−9.5
= 1+
H+
Calculamos los potenciales normales condicionales en función del pH:
E0′ ( Fe( III ) / Fe( II )) = 0.77 + 0.06log (α Fe ( II ) ) − 0.06log (α Fe ( III ) )
E0′ ( Fe( II ) / Fe(0)) = −0.44 − 0.03log (α Fe ( II ) )
Graficamos los resultados, 1º el par Fe(III)/Fe(II) para reconocerlo:
Luego los dos pares juntos:
Como puede obervarse, en todo momento el potencial del par Fe(III)/Fe(II) es mayor al
potencial del par Fe(II)/Fe(0), por lo que el anfolito redox Fe(II) en estas condiciones es
estable a cualquier pH. En conclusión, la región superior, por encima del Eo'(Fe(III)/Fe(II))
corresponde a la zona de predominio del Fe(III), la intermedia corresponde a Fe(II) y la
zona inferior, por debajo del Eo'(Fe(II)/Fe(0), al predominio de Fe(0):
Como no ocurre ninguna dismutación, los pares redox calculados ocurren en todo el
intervalo de pH.
Podemos anotar las especies en el diagrama,
Podemos terminar el diagrama, separando las zonas de predominio de las diferentes
especies y añadiendo títulos: