Università degli Studi di Cagliari - Facoltà di Ingegneria Corso di Laurea in Ingegneria Chimica / Ambientale AA 2004 / 2005

Corrosione e Protezione dei Metalli – Soluzione 1.2

Prof. Dr. Bernhard Elsener, Università di Cagliari ________________________________________________________________ Costruire il diagramma potenziale - pH del cadmio sulla base delle seguenti informazioni 1 E Cd/Cd 2+ = - 0.31 V SHE, conc. Cd2+ = 10-3 M

Con la legge di Nernst si calcola il potenziale normale della reazione Cd /Cd2+ = - 0.40 V SHE. Questa informazione da una linea orizzontale (la reazione non dipende dal pH) .

2 a pH 7 a luogo la reazione Cd2+ + 2 H2O = Cd(OH)2 + 2 H+

Questa informazione è già completa. La formazione dell’ idrossido di cadmio dai ioni cadmio ha luogo a pH 7, non dipende dal potenziale. Risulta una linea verticale a pH 7.

3 il potenziale normale E del Cd/Cd(OH)2 dipende con - 0.059 V dal pH della

soluzione La formazione dell’ idrossido di cadmio dal cadmio metallico secondo la reazione Cd + 2H2O = Cd(OH)2 + 2 H+ + 2 e- è una reazione di ossido / riduzione che coinvolge anche l’aqua (o protoni), dunque dipende dal potenziale e dal pH. Risulta la linea 3 con una pendenza di -0.059 V/pH. . Il diagramma di Pourbaix finale presenta tre regioni: a potentiali negativi è stabile il cadmio metallico (zona di immunià), a potentiali più positivo il cadmio è stabile nella forma ossidata. A pH < 7 come ione libero Cd2+, a pH > 7 come idrossido di cadmio.