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ELECTRODEPOSICION DEL COBRE

ELECTROQUIMICA METALURGICA 2014

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CONCENTRACION DE MINERALES II

A

: Ing. PANEZ CRISTOBAL, Julio Ingeniero responsable del curso de electroquímica metalurgica

DE

:

ARZAPALO CORDOVA, Joel Anderson Alumno del noveno semestre de ingeniería metalúrgica

ASUNTO

:

FECHA

: 27 de Junio del 2014

ELECTRODEPOSICIÓN DEL COBRE

Es grato dirigirme a su persona con el objetivo de informarle sobre la práctica realizada en laboratorio. El tema, motivo de investigación, es describir electrodeposición del cobre. El informe que se propone como trabajo de investigación incluirá, específicamente, La electrodeposición de cobre, se refiere a la obtención de cátodos de cobre de alta pureza, los cuales se producen sumergiendo dos electrodos en una solución electrolítica de sulfato de cobre. En la electrodeposición el ánodo es insoluble de manera que el electrolito no llegará a ser contaminado durante la operación y de ese mismo modo el ánodo no requerirá ser reemplazado frecuentemente. Presentes en la prueba experimental practicadas en laboratorio. ATENTAMENTE,

ARZAPALO CORDOVA, Joel Anderson Alumno del noveno semestre de ingeniería metalúrgica Código: 1024203065

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INTRODUCCION Las celdas electrolíticas son las que llevan a cabo reacciones no espontáneas. En ellas se necesita emplear energía de una fuente externa para que la reacción de oxidación reducción tenga lugar. La descripción de las celdas electroquímicas se centra en la comparación de los potenciales de reducción que permiten deducir si una reacción se produce en forma espontánea o no, pero en esas descripciones se asume un flujo imperceptible de corriente. Para que una celda pueda hacer trabajo útil o para que se produzca la electrólisis es necesario que haya un movimiento significativo de cargas. Siempre que hay un movimiento de cargas, la magnitud del voltaje de salida de una celda galvánica disminuye y el necesario para producir la electrólisis en una celda electrolítica aumenta. Los factores responsables de esta variación son: El potencial óhmico, la polarización por concentración y el sobrepotencial. Después de concluida cada experiencia se cuantifica la variación de masa en el cátodo, ya que en este se depositan los metales, para luego determinar el porcentaje de recuperación de cobre y el porcentaje de níquel presente en la solución problema Este procedimiento es empleado a niveles industriales debido a la facilidad de su aplicación y al alto rendimiento de recuperación de metales que se obtiene. Esta experiencia es importante realizarla porque nos aclara los conocimientos adquiridos en materias anteriores sobre el tema y nos permite incrementar nivel de cultura cuando investigamos el uso industrial de esta técnica, sobre todo en la industria de recubrimientos metálicos.

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I.

FUNDAMENTO TEÓRICO

1.1.

ELECTRODEPOSICION DE Cu:

La electrodeposición de cobre, se refiere a la obtención de cátodos de cobre de alta pureza, los cuales se producen sumergiendo dos electrodos en una solución electrolítica de sulfato de cobre. En la electrodeposición el ánodo es insoluble de manera que el electrolito no llegará a ser contaminado durante la operación y de ese mismo modo el ánodo no requerirá ser reemplazado frecuentemente. Al pasar la corriente eléctrica provoca ¡a deposición de cobre en el cátodo, mientras en el ánodo se descompone el agua dando lugar a burbujas de oxígeno 02 e iones H+ que a su vez originan el H2S04. Se trata de fabricar una celda electrolítica con una fuente externa de alimentación eléctrica y de observar en ella la electrodeposición de una capa de cobre sobre un objeto de acero inoxidable, que actúa como cátodo de la celda. Las reacciones de corrosión son de naturaleza electroquímica, ya que implican transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox. Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electrodeposición, para producir una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo. Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los automóviles. En el cromado la electrodeposición consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo. En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electro neutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma

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electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox. En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto, su carga negativa y por esa razón es el polo positivo. La batería (una pila) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona oxidación de este metal: Cu (s) → Cu2+(aq) + 2eLos electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la cucharilla. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en él cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday). En general, durante la electrodeposición se observa lo siguiente:

RA: H2O = ½ O2 + 2H+ + 2e-

osita en las paredes del cátodo como: RC: Cu2+ + 2e- = Cu(s)

Los procesos de electrodeposición incluyen cambios de especies iónicas a especies atómicas, de modo que una energía definida y un voltaje de descomposición son requeridos, los requerimientos de voltaje teórico pueden ser calculados a partir del potencial estándar de la reacción total de celda y las actividades de los iones en solución es decir:

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(T = temperatura, °K; F = Constante de Faraday, 96500 culombios por peso equivalente gramo; R = constante de los gases, 8.31 Joules/g mol °K) de los cuales:

Además de este potencial de descomposición teórico, la producción de oxigeno gaseoso en el ánodo requiere un sobrevoltaje significativo. De igual modo, se requiere un potencial extra debido a la caída de voltaje en el electrolito, polarización y conexiones en el ánodo y cátodo. El voltaje total de celda para electrodeposición está en el rango de 2 - 2.5 voltios, según la densidad de corriente y la temperatura del electrolito. Aplicaciones de la Electrólisis: 1. Obtención de Cobre Puro: En el electro refinado del cobre el cobre impuro se hace funcionar como ánodo. El cátodo es una fina hoja delgada de cobre puro y el electrolito es una disolución de sulfato de cobre (II) acidificada con ácido sulfúrico. 2. Electrodeposición: Una pieza metálica se recubre de una fina capa de in metal. El objeto a recubrir actúa como cátodo. En el ánodo se ubica una placa del metal con el que se quiere recubrir la pieza. En la electrodeposición de plata, el ánodo es de plata y el electrolito es de nitrato de plata. La electrodeposición es un procedimiento electroquímico mediante el cual se logra cubrir una pieza con una fina capa de determinado metal. Para lograrlo se sumerge la pieza a cubrir en una solución electrolítica que contiene los iones del metal que formará la capa. La pieza se pondrá en contacto con una fuente de corriente continua y con un electrodo que cumplirá la función de ánodo, cediendo electrones para que los iones metálicos en solución se reduzcan y se depositen sobre la pieza, que

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cumple la función de cátodo. De esta manera se obtiene el recubrimiento metálico en la pieza.

Recordemos que el ánodo de este sistema estará hecho del metal con que se quiere recubrir la pieza, para que pueda disolverse, oxidarse, cediendo electrones y aportando iones a la solución, a medida que los iones que estaban presentes en la solución, se reducen y se depositan sobre la pieza a recubrir, que funciona como cátodo en el sistema. Todo este proceso es posible gracias a la corriente continua que permite la movilización de electrones. Otro punto a destacar es que las propiedades que tendrá la capa que recubre la pieza, depende directamente de la corriente que se haya aplicado. La adherencia de la capa, su calidad, la velocidad de deposición, dependen del voltaje y de otros factores relacionados con la corriente aplicada. También hay que tener en cuenta que si el objeto a recubrir tiene una superficie intrincada, la capa formada será más gruesa en algunos puntos y más fina en otros. De todos modos, existen maneras de eludir este inconveniente, por ejemplo, utilizando un ánodo con forma similar a la de la pieza a recubrir. Este procedimiento es utilizado para brindarle resistencia a la corrosión a una determinada pieza, también para que aumente su resistencia a la abrasión, para mejorar su estética, entre otras funciones. Una de las aplicaciones frecuentes de este procedimiento, es en la joyería, en donde una pieza realizada con un material barato, se recubre de una capa de oro o plata, para protegerla de la corrosión y para aumentar el valor de la pieza.

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Incluso se logran recubrir piezas plásticas con capas metálicas, logrando que la pieza tenga las propiedades del metal, en su superficie. La electrodeposición es uno de los procesos electroquímicos aplicado a nivel industrial, que tiene mayor importancia en cuanto a volumen de producción, y es también uno de los que causan mayor impacto económico, ya que se logra que piezas constituidas por material barato, tengas excelentes características de resistencia a la corrosión, gracias a la capa metálica electro depositada. Algunos ejemplos son el cincado electrolítico, los procesos de estañado y cromado, entre otros. Los electro depósitos de aleaciones de zinc tienen frecuentemente mayor resistencia a la oxidación que los de zinc, y sustituyeron a los antiguos recubrimientos con cadmio, metal potencialmente tóxico. Un ejemplo de electrodeposición fácil de realizar en cualquier laboratorio, es la electrodeposición de cobre sobre un clip. Sólo necesitamos un trozo de cobre, una solución de sulfato de cobre, un clip y una fuente de corriente continua. El dispositivo se armará como se ve en la figura de abajo.

El trozo de cobre actuará como ánodo, oxidándose para brindar iones cobre a la solución, mientras que los iones cobre de la solución se reducirán y se depositarán sobre el clip, que actuará como cátodo.

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II.

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Objetivos

 Recubrir materiales metálicos con cobre (cobreado). Los alumnos comprobarán la evolución del proceso mediante cálculo de espesores de recubrimiento y registro de pesos. Extraer el cobre de soluciones sulfatadas utilizando la deposición electrolítica.  Identificar las reacciones que intervienen en el proceso.  Determinar la densidad de corriente y el consumo práctico de energía eléctrica.  Visualizar las reacciones electrolíticas y relacionar los productos obtenidos con las leyes de la electroquímica.

III.

Materiales y equipos

 Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O).



Vasos pirex de 400 y 1000 ml.

Un vaso de precipitados es un simple contenedor de líquidos, usado muy comúnmente en el laboratorio. Son cilíndricos con un fondo plano; se les encuentra de varias capacidades, desde un mL hasta de varios litros. Normalmente son de vidrio (Pirex en su mayoría) o de plástico. Aquéllos cuyo objetivo es contener ácidos o químicos corrosivos, tienen componentes de Teflon u otros materiales resistentes a la corrosión. Suelen estar graduados, pero esta graduación es inexacta por la misma naturaleza del artefacto.

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Pipeta.  La pipeta Es un instrumento volumétrico de laboratorio que permite medir alícuotas de líquido con bastante precisión. Suelen ser de vidrio. Está formado por un tubo transparente que termina en una de sus puntas.

 Multimetro  Clip  Alambre de cobre  Agua destilada

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IV.

Procedimiento experimental

4.1.

Datos



Peso inicial del cátodo (clip) = 1.4 g.



Peso final del cátodo = 1.4 g.



Volumen de solución tomada = 250 cm 3



Intensidad de corriente = 0.6 Amp



pH inicial = 1.30



pH final = 1.21



Voltaje de celda = 4.35 V cc



Tiempo de depósito = 5 min.



Superficie del clip (área catódica) = 2(5x 4.3) = 43 cm 2



PM CuSO4.5H2O = 250gr/mol

1) Se dobla una lámina de cobre por un extremo para que pueda sujetarse al borde del recipiente que contiene la disolución de sulfato de cobre, pero sin introducirlo todavía dentro de dicha disolución.

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2) Se desdobla una vez un clip metálico para que aumente la superficie de contacto con la disolución de sulfato de cobre, dejando una parte doblada para que pueda sujetarse al borde del recipiente, pero sin introducirlo todavía dentro de dicha disolución.

3) Se pesan el clip y el cobre en balanza de al menos 2 cifras decimales, anotando las correspondientes masas en el cuadro de “resultados”. Para esta operación se manipulan ambas piezas con unas pinzas. Las balanzas no se deben mover de su posición al pesar.

4) Se colocan la lámina de cobre y el clip dentro del recipiente con disolución de CuSO4 1M, evitando que se toquen entre ellos y de forma que la parte doblada más pequeña quede fuera del bote y la parte más grande quede introducida dentro del sulfato de cobre.

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5) Se conecta el cable unido al polo negativo de la pila (el que termina en una pinza) al objeto que vamos a recubrir (clip), evitando que la pinza entre en contacto con la disolución de sulfato de cobre.

6) Se conecta al multímetro (4.35 voltios) el cable unido al polo positivo de la pila.

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7) Se pone a cero el cronómetro o reloj. 8) Se conecta un segundo cable, por su extremo acabado en pinza, a la lámina de cobre y quedará cerrado el circuito por tanto hay que estar muy atentos para poner en marcha el cronómetro.

9) Se deja que se produzca la electrodeposición durante 10 minutos, anotando el valor de la intensidad de corriente que circula a los 5 minutos (I5) y al final del proceso (I10).

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10) Una vez transcurridos 10 minutos (anotar el tiempo exactamente transcurrido expresándolo en segundos) se abre el circuito desconectando cualquiera de los cables, para que deje de circular la corriente (el cronómetro apagado no significa que la corriente deja de pasar).

11) Se sacan la lámina de cobre y el clip, lavándolos con un poco de agua bajo el grifo para eliminar el sulfato de cobre. Observad el aspecto de ambos. Se secan con un trozo de papel con cuidado de no rascar el cobre depositado en el clip.

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12) Se pesan en la misma balanza que al principio y se anotan las masas en el cuadro de “resultados”.

4.2.

Resultados

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4.2.1. Explicar por que cambia el pH del electrolito antes y después de la deposición de cobre.

Reacción total: CuSO4 + H2O = ½ O2 + Cu + H2SO4 El pH del electrolito cambia debido a la presencia iones Hidrogeno (H +) producidos por la descomposición del agua como se observa en la reacción anódica, este Ion hidrogeno reacciona con el Ion sulfato, produciendo ácido sulfúrico (H 2SO4), como se puede observar en la reacción molecular total, haciendo más ácido el pH del electrolito debido a que: pH= - log[H+]

4.2.2. Calcular la densidad de corriente en amperios por m 2 de superficie catódica.

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La densidad de corriente catódica para una celda de electrodeposición está dado por:

donde:

I: intensidad de corriente, Amp. = 0.6 Amp N: Nº de cátodos en la celda = 1 S: área de la superficie del cátodo en contacto con el electrodo, m 2 = 43 cm2 S = 43 cm2 = 0.0043 m2/catodo

4.2.3. calcular el porcentaje de eficiencia de corriente para la deposición de cobre.

La eficiencia de corriente (ηi) está dado por:

donde:

m’ : masa real del Cu deposito = 21.480g – 20.857g = 0.623 g m : masa teórica del depósito catódico. m = k. I. t; donde: I = 0.6 Amp t = 5 min. k : equivalente eletroquímico

M : peso de 1 mol del Cu depositado = 64 g Z : nº de electrones en la reacción electroquímica para depositar 1 mol de Cu = 2 F = constante de Faraday = 96500Amp – seg.

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4.2.4. Calcular el consumo practico de energía eléctrica en KW-Hrs/ton. de cobre.

El consumo práctico de energía está dado por:

, [Kw-hr/TM]

Dónde: Et : voltaje de celda = 4.35 V k = 1.1938 g Cu/ Amp-hr ηi = 0.87

𝑊𝑝 =

4.35𝑥103 ℎ𝑟 = 4187.955(𝑘𝑤 − ) 1.1938 ∗ 0.87 𝑇𝑀

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V.

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Conclusiones

que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la clip. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de la celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday). elda electroquímica está basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en los iones de oxidación de las sustancias. Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxid. y red. Resulta la celda.

rango establecido en la teoría (4-4. V) pero se obtuvo un error muy pequeño esto talvez fue debido a una mala medición o uso del multímetro, o no poner fijamente los electrodos en su lugar, aun así el error fue demasiado pequeño mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá.

recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.

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VI.

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Sugerencias

Se podría sugerir modificar las variables para poder observar su interacción con el medio así determinaremos cual de ella puede hacer más efectivo el proceso.

poder mantener el % de recuperación de cobre.

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VII.

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Bibliografía

Fundamentos”.Vol. 1. Ed. Síntesis, S.A. Madrid, España. – “Eu Cobre”. 1º Edición. Ed. Limusa. S.A. México.

Limusa, S.A. México. McDonald and S.H. Langer. "Cupric Chloride Leaching of Model Sulfur Compounds for Simple Copper Ore. Concentrate". Met.Trans. B, 14B (1983), 559-570.