Диаграмма Пурбе

редактировать

Диаграмма Пурбе для железа.

В электрохимии, диаграмма Пурбе, также известная как диаграмма потенциал / pH, EH-pH диаграмма или диаграмма pE / pH, отображает возможные стабильные (равновесные ) фазы водного электрохимическая система. Преобладающие границы ионов представлены линиями. Таким образом, диаграмму Пурбе можно читать так же, как стандартную фазовую диаграмму с другим набором осей. Как и фазовые диаграммы, 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 даются при комнатной температуре, атмосферном давлении и молярных концентрациях 10, и изменение любого из этих параметров приведет к получению другой диаграммы.

Диаграммы названы в честь Марселя Пурбэ (1904–1998), русского бельгийского химика , который их изобрел.

Содержание

Диаграмма

Диаграмма Пурбе для урана в не образующей комплексы водной среда (например, хлорная кислота / гидроксид натрия)

Диаграмма Пурбе для урана в растворе карбоната. Пунктирные зеленые линии показывают пределы устойчивости воды в системе.

Диаграммы Пурбе также известны как диаграммы E H -pH из-за обозначения двух осей. Вертикальная ось обозначена E H для потенциала напряжения по отношению к стандартному водородному электроду (SHE), рассчитанному по уравнению Нернста. «H» означает водород, хотя могут использоваться и другие стандарты, и они предназначены только для комнатной температуры.

EH = E 0 - VT λ n журнал ⁡ [C] c [D] d [A] a [B] b, {\ displaystyle E _ {\ text {H}} = E ^ {0} - {\ гидроразрыв {V_ {T} \ lambda} {n}} \ log {\ frac {[C] ^ {c} [D] ^ {d}} {[A] ^ {a} [B] ^ {b}} },}

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

где $VT = RT / F ≈ 0,02569 {\ displaystyle V_ {T} = RT / F \ приблизительно 0,02569}$ $V_{T}=RT/F\approx 0.02569$ вольт - это тепловое напряжение или «наклон Нернста» при стандартной температуре и λ = ln (10), так что $VT λ ≈ 0,05916 {\ displaystyle V_ {T} \ lambda \ приблизительно 0,05916}$ $V_{T}\lambda \approx 0.05916$ вольт. Горизонтальная ось обозначена pH для функции -log активности H-ионов.

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

{\ 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, когда активности равны, для видов по обе стороны от этой линии. По обе стороны от линии, вместо этого будет сказано, что преобладает одна форма вида.

Чтобы нарисовать положение линий с помощью уравнения Нернста, активность химического вещества в равновесии должна быть определено. Обычно активность какого-либо вещества приблизительно равна концентрации (для растворимых веществ) или парциальному давлению (для газов). Для всех видов, присутствующих в системе, следует использовать одни и те же значения.

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

Если диаграмма включает в себя равновесие между растворенными частицами и газом, давление обычно устанавливается на P = 1 атм = 101325 Па, минимальное давление, необходимое для выделения газа из водного раствора при стандартных условиях.

Хотя такие диаграммы можно нарисовать для любой химической системы, важно отметить, что добавление агента, связывающего металл (лиганд ), часто приводит к изменению диаграммы. Например, карбонат оказывает большое влияние на диаграмму для урана. (См. Диаграммы справа). Присутствие следовых количеств определенных частиц, таких как ионы хлора, также может сильно повлиять на стабильность определенных частиц, разрушая пассивирующие слои.

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

Диаграммы также не принимают во внимание кинетические эффекты, а это означает, что виды, показанные как нестабильные, на практике могут не реагировать в значительной степени.

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

Расчет диаграммы Пурбе

Для простого случая термодинамической системы, состоящей из металла (M) и воды, различные уравнения реакции могут быть записаны в виде:

{ar 1 + br 2 + c H 2 O (l) + d H + (водн.) + Ne - ↽ - - ⇀ 0 кислотный баланс ar 1 + br 2 + c H 2 O (l) + d OH - (водн.) + ne - ↽ - - ⇀ 0 базовый баланс (n>0) {\ displaystyle {\ begin {cases} ar_ {1} + br_ {2} + c {\ ce {H2O (l)}} + d {\ ce { H + (aq)}} + n {\ ce {e ^ - <=>0}} {\ text {кислотный баланс}} \\ ar_ {1} + br_ {2} + c {\ ce {H2O (l)}} + d {\ ce {OH ^ {-} (aq)}} + n {\ ce {e ^ - <=>0}} {\ text {basebalanced}} \ end {case}} \ qquad (n>0)}

{\begin{cases}ar_{1}+br_{2}+c{\ce {H2O(l)}}+d{\ce {H+(aq)}}+n{\ce {e^- <=>0}} {\ text {кислотный баланс}} \\ ar_ {1} + br_ {2} + c {\ ce {H2O (l)}} + d {\ ce {OH ^ {-} (aq)}} + n {\ ce {e ^ - <=>0}} {\ text {basebalanced}} \ end {ases}} \ qquad (n>0)

где r 1 и r 2 - любые реагенты, включающие M, водород и кислород. ция должна быть сбалансирована для M, H, O и заряда. Стандартная свободная энергия Гиббса $Δ G ∘ {\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ}}$ $\Delta G^{\circ }$ связана с каждым уравнением. Уравнение, сбалансированное по основанию, может быть преобразовано в уравнение с кислотным балансом, используя константу равновесия для самоионизации воды, и ниже рассматриваются только уравнения, сбалансированные по кислоте.

Далее наклон Нернста (или тепловое напряжение ) $VT = RT / F {\ displaystyle V_ {T} = RT / F}$ $V_{T}=RT/F$ , который имеет значение 0,02569... В в STP. Когда используются логарифмы с основанием 10, V T λ = 0,05916... V в STP, где λ = ln [10]. На диаграмме Пурбе есть три типа границ линий: вертикальные, горизонтальные и наклонные.

Вертикальная граничная линия

Когда электроны не обмениваются (n = 0), равновесие между r 1 и r 2 не зависит от потенциала электрода, и граничная линия будет вертикальной линией с определенным значением pH. Уравнение реакции можно записать так:

ar 1 + br 2 + c H 2 O (l) + d H + ↽ - - ⇀ 0 {\ displaystyle ar_ {1} + br_ {2} + c {\ ce { H2O (l)}} + d {\ ce {H + <=>0}}}

ar_{1}+br_{2}+c{\ce {H2O(l)}}+d{\ce {H+ <=>0}}

, а баланс энергии записывается как $Δ G ∘ = - RT ln ⁡ K {\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ } = - RT \ ln K}$ ${\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ} = - RT \ ln K}$ где K - константа равновесия : $K = [r 1] a [r 2] b [H 2 O] c [H +] d {\ displaystyle K = [r_ {1}] ^ {a} [r_ {2}] ^ {b} [{\ ce {H2 \! O}}] ^ {c} [{\ ce {H + }}] ^ {d}}$ $K=[r_{1}]^{a}[r_{2}]^{b}[{\ce {H2\!O}}]^{c}[{\ce {H+}}]^{d}$ . Таким образом:

Δ G ∘ = - RT ln ⁡ ([r 1] a [r 2] b [H 2 O] c [H +] d) {\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ} = - RT \ ln ([r_ {1}] ^ {a} [r_ {2}] ^ {b} [{\ ce {H2O}}] ^ {c } [{\ ce {H +}}] ^ {d})}

\Delta G^{\circ }=-RT\ln([r_{1}]^{a}[r_{2}]^{b}[{\ce {H2O}}]^{c}[{\ce {H+}}]^{d})

или, в логарифмах по основанию 10,

Δ G ∘ = - (RT λ) (log ⁡ ([r 1] a [r 2] б [H 2 O] c) - d pH) {\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ} = - (RT \ lambda) \, (\ log ([r_ {1}] ^ {a} [r_ {2}] ^ {b} [{\ ce {H2O}}] ^ {c}) - d \, {\ c e {pH}})}

\Delta G^{\circ }=-(RT\lambda)\,(\log([r_{1}]^{a}[r_{2}]^{b}[{\ce {H2O}}]^{c})-d\,{\ce {pH}})

, которая может быть решена для конкретного значения pH.

Например, рассмотрим систему железа и воды и линию равновесия между ионом железа ионом Fe и гематитом Fe2O3. Уравнение реакции:

2 Fe 3 + (водный раствор) + 3 H 2 O (l) ↽ - - ⇀ Fe 2 O 3 (s) + 6 H + (водный раствор) {\ displaystyle {\ ce {2 Fe ^ {3 +} (водн.) + 3 H_2 O (l) <=>Fe_2 O_3 (s) + 6 H ^ + (водн.)}}}

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

что имеет $Δ G ∘ = - 8242,5 Дж / моль {\ displaystyle \ Delta G ^ {\ circ} = - 8242,5 \, \ mathrm {Дж / моль}}$ $\Delta G^{\circ }=-8242.5\,\mathrm {J/mol}$ . pH по вертикали линия на диаграмме Пурбэ тогда оказывается:

pH = 1 6 (Δ G ∘ RT λ + log ⁡ ([Fe 2 O 3] [Fe 3 +] 2 [H 2 O] 3)) {\ 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)}

{\ 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)}

В STP, для [ Fe] = 10, [Fe 2O3] = [H 2 O] = 1, это дает pH = 1,76.

Горизонтальная граничная линия

Когда H и Ионы ОН не участвуют, граница горизонтальная, не зависит от pH. Уравнение реакции записывается:

ar 1 + br 2 + c H 2 O (l) + ne - ↽ - - ⇀ 0 (n>0) {\ displaystyle a {r_ {1}} + b {r_ { 2}} + c {\ ce {H2O (l)}} + n {\ ce {e ^ - <=>0}} \ qquad (n>0)}

a{r_{1}}+b{r_{2}}+c{\ce {H2O(l)}}+n{\ce {e^- <=>0}} \ qquad (n>0)

Энергетический баланс

Δ G знак равно Δ G ∘ - (RT) пер ⁡ [r 1] a [r 2] b [H 2 O] c {\ displaystyle \ Delta G = \ Delta G ^ {\ circ} - (RT) \ ln [r_ {1}] ^ {a} [r_ {2}] ^ {b} [{\ ce {H2O}}] ^ {c}}

\Delta G=\Delta G^{\circ }-(RT)\ln[r_{1}]^{a}[r_{2}]^{b}[{\ce {H2O}}]^{c}

Использование определения электродного потенциала ∆G = -FE это можно переписать как уравнение Нернста:

E h = E ∘ + VT n ln ⁡ ([r 1] a [r 2] b [H 2 O] c) {\ displaystyle E_ {h} = {E ^ {\ circ}} + {\ frac {V_ {T}} {n}} \ ln ([r_ {1}] ^ {a} [r_ {2}] ^ {b} [{\ ce {H2O} }] ^ {c})}

E_{h}={E^{\circ }}+{\frac {V_{T}}{n}}\ln([r_{1}]^{a}[r_{2}]^{b}[{\ce {H2O}}]^{c})

или, используя десятичный логарифм:

E h = E ∘ + VT λ n log ⁡ ([r 1] a [r 2] b [H 2 O] c) {\ displaystyle E_ {h} = {E ^ {\ circ}} + {\ frac {V_ {T} \ lambda} {n}} \ log ([r_ {1}] ^ {a} [r_ {2 }] ^ {b} [{\ ce {H2O}}] ^ {c})}

E_{h}={E^{\circ }}+{\frac {V_{T}\lambda }{n}}\log([r_{1}]^{a}[r_{2}]^{b}[{\ce {H2O}}]^{c})

Для примера железа и воды рассмотрим границу между Fe и Fe. Уравнение реакции:

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

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

и, поскольку участвуют электроны, он имеет Eo = 0,771 В, а поскольку ионы H не участвуют, он не зависит от pH. В зависимости от температуры

E час знак равно E ∘ + VT λ журнал ⁡ ([Fe 2 +] [Fe 3 +]) {\ displaystyle E_ {h} = {E ^ {\ circ}} + V_ {T} \ lambda \ log \ left ( {\ frac {{\ ce {[Fe ^ {2 +}]}}} {{\ ce {[Fe ^ {3 +}]}}}} \ right)}

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

Для обоих ионных частиц при $10–6 {\ displaystyle 10 ^ {- 6}}$ $10 ^ {- 6}$ в STP, $E h = E ∘ = 0,771 V {\ displaystyle E_ {h} = E ^ {\ circ} = 0,771 \, \ mathrm {V}}$ $E_{h}=E^{\circ }=0.771\,\mathrm {V}$ , и граница будет горизонтальной линией при E h = 0,771 В. Это зависит от температуры.

Наклонная граничная линия

В этом случае задействованы как электроны, так и ионы H, и электродный потенциал ntial - это функция pH. Уравнение реакции можно записать так:

ar 1 + br 2 + c H 2 O (l) + d H + (aq) + ne - ↽ - - ⇀ 0 {\ displaystyle a {r_ {1}} + b {r_ {2}} + c {\ ce {H2O (l)}} + d {\ ce {H + (aq)}} + n {\ ce {e ^ - <=>0}}}

a{r_{1}}+b{r_{2}}+c{\ce {H2O(l)}}+d{\ce {H+(aq)}}+n{\ce {e^- <=>0}}

Используя выражения для свободной энергии в терминах потенциалов, баланс энергии задается уравнением Нернста:

E h = E ∘ + VT λ n (log ⁡ ([r 1] a [r 2] b [H 2 O] c) - d pH) {\ displaystyle E_ {h} = {E ^ {\ circ}} + {\ frac {V_ {T} \ lambda} {n}} (\ log ([r_ {1} ] ^ {a} [r_ {2}] ^ {b} [{\ ce {H2O}}] ^ {c}) - d \, {\ ce {pH}})}

E_{h}={E^{\circ }}+{\frac {V_{T}\lambda }{n}}(\log([r_{1}]^{a}[r_{2}]^{b}[{\ce {H2O}}]^{c})-d\,{\ce {pH}})

Для железа и воды Например, рассмотрим границу между ионом двухвалентного железа Fe и гематитом Fe 2O3. Уравнение реакции выглядит следующим образом:

Fe 2 O 3 (s) + 6 H + (водный раствор) + 2 e - ↽ - - ⇀ 2 Fe 2 + (водный раствор) + 3 H 2 O (l) {\ Displaystyle {\ ce {Fe2O3 (s) + 6 H + (водный раствор) + 2e ^ - <=>2Fe ^ {2 +} (водный) + 3H2O (l)}}}

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

с $E ∘ = 0,728 V {\ displaystyle E ^ {\ circ} = 0,728 \ mathrm {V}}$ ${\ displaystyle E ^ {\ circ} = 0,728 \ mathrm {V}}$ . Уравнение граничной линии, выраженное в десятичных логарифмах, будет иметь следующий вид:

E h = E ∘ - VT λ 2 (log ⁡ ([Fe + 2] 2 [H 2 O] 3 [Fe 2 O 3]]) + 6 pH) {\ 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)}

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)

Для [Fe 2O3] = [H 2 O] = 1 и [Fe] = 10 это дает E h = 1,0826 - 0,1775 pH.

Область устойчивости воды

Диаграмма Пурбе для воды, включая области равновесия для воды, кислорода и водорода при STP. Вертикальная шкала - это электродный потенциал водорода или невзаимодействующего электрода относительно электрода SHE, горизонтальная шкала - это pH электролита (в противном случае не взаимодействующий). При условии отсутствия перенапряжения, выше верхней линии равновесным условием является газообразный кислород, и кислород будет пузыриться с электрода, пока не будет достигнуто равновесие. Аналогичным образом, ниже нижней линии, равновесным условием является газообразный водород, и водород будет пузыриться с электрода до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие.

Во многих случаях возможные условия в системе ограничены областью устойчивости воды. На диаграмме Пурбе для урана пределы устойчивости воды отмечены двумя пунктирными зелеными линиями, а область устойчивости воды находится между этими линиями.

В условиях сильного восстановления (низкий E H / pE) вода будет восстанавливаться до водорода согласно

2 H 2 O + 2 e - ⟶ H 2 (г) + 2 OH - {\ displaystyle {\ ce {2 H2O + 2e ^ - ->H2 (g) + 2 OH ^ -}}}

{\ce {2 H2O + 2e^- ->H2 (g) + 2 OH ^ -}}

или

2 H 3 O + + 2 е - ⟶ ЧАС 2 (г) + 2 Н 2 О {\ Displaystyle {\ ce {2 H3O + + 2e ^ - ->H2 (г) + 2H2O}}}

{\ce {2 H3O+ + 2e^- ->H2 (г) + 2H2O}}

Использование Уравнение Нернста, устанавливая E = 0 В и летучесть газообразного водорода (соответствующую активности) равным 1, уравнение для нижней линии стабильности воды на диаграмме Пурбе будет иметь следующий вид:

EH = - VT λ pH {\ displaystyle E_ {{\ ce {H}}} = - V_ {T} \ lambda \, {\ ce {pH}}}

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

при стандартной температуре и давлении. Ниже этой линии вода будет восстанавливаться до водорода, и обычно невозможно перейти за эту линию, пока есть вода, которую нужно восстановить.

Соответственно, в условиях сильного окисления (высокий E H / pE) вода будет окисляться до газообразного кислорода согласно

6 H 2 O ⟶ 4 H 3 O + + O 2. (г) + 4 е - {\ Displaystyle {\ ce {6 H2O ->4 H3O + + O2 (г) + 4e ^ -}}}

{\ce {6 H2O ->4 H3O + + O2 (г) + 4e ^ -} }

Использование уравнения Нернста как указано выше, но с E = -ΔG H2O / 2F = 1,229 В, дает верхний предел устойчивости воды при

EH = E 0 - VT λ pH {\ displaystyle E _ {{\ ce {H}}} = E ^ {0} -V_ {T} \ lambda \, {\ ce {pH}}}

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

при стандартной температуре и давлении. Выше этой линии вода будет окисляться с образованием газообразного кислорода, и, как правило, невозможно выйти за пределы этой линии, пока есть вода, которая может быть окислена.

Использование

Диаграммы Пурбе имеют несколько применений, например, в исследованиях коррозии, геонауки и исследования окружающей среды. Использование Pourba Правильная диаграмма ix поможет пролить свет не только на природу частиц, присутствующих в растворе (или образце), но также может помочь понять механизм реакции.

В химии окружающей среды

Диаграммы Пурбе широко используются для описания химического поведения химических веществ в гидросфере. В этих случаях восстанавливающий потенциал pE используется вместо E H. pE является безразмерным числом и может быть легко связано с E H уравнением

p E = E H V T λ. {\ displaystyle pE = {\ frac {E_ {H}} {V_ {T} \ lambda}}.}

pE={\frac {E_{H}}{V_{T}\lambda }}.

Значения pE в химии окружающей среды колеблются от -12 до +25, так как при низком или высоком потенциале вода будет соответственно восстановлен или окислен. В экологических приложениях концентрация растворенных веществ обычно устанавливается в диапазоне от 10 M до 10 M для создания линий равновесия.

См. Также

Ссылки

Brookins, DG, Eh-pH Diagrams for Геохимия. 1988, Springer-Verlag, ISBN 0-387-18485-6
Денни А. Джонс, Принципы и предотвращение коррозии, 2-е издание, 1996, Прентис Холл, Верхнее седло Река, штат Нью-Джерси. ISBN 0-13-359993-0 Стр. 50-52
Пурбэ М., Атлас электрохимических равновесий в водных растворах. 2-е англ. Изд. 1974, Хьюстон, Техас: Национальная ассоциация инженеров-коррозионистов.
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 - Центр исследований глубоких геологических сред. Проверено 16 мая 2017 г.

Внешние ссылки

На Викискладе есть материалы, связанные с диаграммами Пурбэ.

Марсель Пурбэ - Доктора коррозии
Пакет обучения и обучения DoITPoMS - " Уравнение Нернста и диаграммы Пурбэ »

Программное обеспечение

ChemEQL Бесплатное программное обеспечение для расчета химического равновесия из Eawag.
FactSage Коммерческое программное обеспечение банка термодинамических данных, также доступное в бесплатном веб-приложение.
The Geochemist's Workbench Коммерческое программное обеспечение для геохимического моделирования от A Water Solutions LLC.
GWB Student Edition Бесплатная студенческая версия популярного программного пакета для геохимического моделирования.
HYDRA / MEDUSA Бесплатно программное обеспечение для создания диаграмм химического равновесия от KTH Департамента химии.
HSC Chemistry Коммерческое программное обеспечение для термохимических расчетов от Outotec Oy.
PhreePlot Бесплатная программа для создания геохимических графиков с использованием кода USGS PHREEQC.
Thermo-Calc Windows Коммерческое программное обеспечение для термодинамических расчетов от Thermo-Calc Software.
Materials Project Общедоступный веб-сайт, который может создавать диаграммы Пурбэ из большой базы данных вычисленных свойств материалов, размещенной на NERSC.