Electrodeposicion de Cu

UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO I. TITULO: “ELECTRODEPOSICIÓN “ELECTRODEPOSICIÓ N DE COBRE A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN DE SULFATO DE COBRE” II. OBJETIVOS: deposición electrolítica. electrolítica. 2.1. Extraer el cobre de soluciones sulfatadas utilizando la deposición

2.2. Identificar las reacciones que intervienen en el proceso. 2.3. Determinar la densidad de corriente y el consumo práctico de energía eléctrica. 2.4.  Visualizar las reacciones electrolíticas y relacionar los productos obtenidos con las leyes de la electroquímica.

III. FUNDAMENTO FUNDAMENTO TEORICO: 3.1. ELECTRODEPOSICION 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 o riginan 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

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO 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 electroneutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma 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 proporcionales (ley de electrólisis de Faraday). En general, durante la electrodeposición se observa lo siguiente: 

El oxígeno gaseoso se desprende en las cercanías del ánodo como: RA: H2O = ½ O2 + 2H + + 2e-



El ión hidrógeno enriquece al electrolito en ácido.



El Cu° se deposita en las paredes del cátodo como: RC: Cu2+ + 2e- = Cu(s)



Los reactantes en el proceso se empobrecen.

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En la celda se da la siguiente reacción: Cu2+ + H2O = ½ O2 + Cu + 2H+

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:  E    E º 

 RT   zF 

ln

a pro d 

a

reac



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

2

1 / 2

 E celda



 E o Cu 2



 / Cu o 

 E o H 2O

 /  H  o 

 RT 

2 F 

(aO 2) (a )  H  

ln

aCu 2

(a)



 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.

 Ap  A p l i c a c i o n e s d e l a E l e c t r ó l i s i s : 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. s ulfúrico.

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.

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IV. EQUIPOS Y MATERIALES: 



EQUIPOS  Agitador magnético.Un agitador magnético consiste de una pequeña barra magnética (llamada barra de agitación) la cual esta normalmente cubierta por una capa de plástico (usualmente Teflon) y una placa debajo de la cual se tiene

un

magneto

rotatorio

o

una

serie

de

electromagnetos dispuestos en forma circular a fin de crear un campo magnético rotatorio. Es muy frecuente que tal placa tenga un arreglo de resistencias eléctricas con la finalidad de dotarle de calor necesario para calentar algunas soluciones químicas. Durante la operación de un agitador magnético típico, la barra magnética de agitación (también llamada pulga, frijol o bala magnética) es deslizada dentro de un contenedor ya sea un matraz o vaso de precipitados de vidrio borosilicato preferentemente- conteniendo algún líquido para agitarle. El contenedor es colocado encima de la placa en donde los campos magnéticos o el magneto rotatorio ejercen su influencia sobre el magneto recubierto y propician su rotación mecánica. La perilla de la izquierda controla la velocidad de rotación del agitador, la derecha controla la temperatura de calentamiento de la parrilla. 

Fuente de corriente contínua.

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Medidor de pH. Es un equipo que se utiliza para determinar la acidez o la alcalinidad que posee cada sustancia. El ph es una característica propia de cada producto, la sigla significa significa Potencial Hidrógeno. Hidrógeno. La escala de medición va desde cero (0) a catorce (14), conteniendo conteniendo la escala de cero (0) a siete (7) todos los productos o sustancias s ustancias identificadas como ácidos y la escala que va del siete (7) a catorce (14), las sustancias alcalinas o básicas; Siete (7) es el valor neutro (ni ácido, ni  básico).



Balanza electrónica.



MATERIALES



Cátodo de aluminio. es el electrodo en el cual entra la corriente positiva proveniente del electrolito.



 Ánodo insoluble (Pb). (Pb). El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. La reacción anódica es u na oxidación y la reacción catódica una reducción.

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Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O).



 Ácido sulfúrico sulfúrico concentrado.



 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. 

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

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO de forma cónica, y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) indicando distintos volúmenes.  

Bombilla  Accesorios para la instalación instalación de la celda ♦

Cocodrilos



Termómetro



Cronómetro

 V. PROCEDIMIENTO: PROCEDIMIENTO: 1. Pesar el cátodo y anotar su peso 2. Preparar una solución electrolítica, conteniendo 40g/lit. de Cu 2+. A partir de CuSO45H2O, grado reactivo; y 20 g/lit. de acido sulfúrico concentrado. Colocar 250 ml de esta solución en un vaso pirex de 400 ml.

3. Colocar los electrodos en el electrolito, el ánodo y el cátodo deben estar en forma paralela, manteniendo una distancia entre ellos aproximadamente 3cm. Los ganchos de sujeción deben permanecer fuera del electrolito para evitar su disolución.

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4. Conectar el ánodo al polo (+) de la fuente y el cátodo al polo (-) ( -) y seleccionar 0.6 amperios y tres voltios. Tratar de mantener la intensidad y el voltaje constante durante la prueba.

5. Medir el pH del electrolito antes y después de la electrolisis.

6. Después de una hora, retira los electrodos y sumergirlos en agua. Secar y pesar el cátodo cargado.

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 VI. DATOS: En 1 litro de electrolito:



W CuSO4 .5 H 2 O(al 99%)  156.266g

Entonces: W Cu2+ = 156 g CuSO4 5 H 2O

1molCuSO4 .5 H 2 O

64 gCu2  ( ) 250 gCuSO4 .5 H 2 O 1molCuSO4 .5 H 2 O

 W Cu2+ = 40 g/lt 

 Volumen de H2SO4 al 98 % = 11.113 ml, ρ = 1.8364 g/cc ρ = m/V  →

W H2SO4 = 11.113 ml.(1.8364 g/ml) = 20 g/l



Peso inicial del cátodo (aluminio puro) = 20.857 g.



Peso final del cátodo

= 21.480 g.

 Volumen de solución tomada tomada

= 250 cm3





Intensidad de corriente = 0.6 Amp



pH inicial = 1.30



pH final = 1.21



 Voltaje de celda = 2.54 2.54 V cc



Tiempo de depósito = 1 hora



Superficie del Al (área (área catódica) = 2(5x 4.3) = 43 43 cm2



PM CuSO4 .5 H 2 O  250gr / mol

 VII. RESULTADOS: RESULTADOS: 7.1. hacer un esquema de circuito experimental. Preparación

Conexión

Electrodeposición

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Cosecha

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7.2.

¿Cuáles son las reacciones anódica, catódica y total del proceso?. Calcular el potencial “E” en voltios, para p ara que se realice la reacción total de celda. R Anódica: H2O = ½ O2 + 2H+ + 2e-

Eºa = 1.229 V 

R Catódica: Cu2+ + 2e- = Cu(s)

Eºc = 0.337 V 

R Total: Cu2+ + H2O = ½ O2 + Cu + 2H+ + SO42Reacción total = CuSO4 + H2O = ½ O2 + Cu + H2SO4

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO El potencial estándar de celda (Eº) = Eºc – Eºa = 0.337 – 1.229 Eº celda = -0.892 V 



Peso de Cu2+ en 250 ml de electrolito. 40 g Cu2+ ----------------1 lt de solucion  W Cu2+ ------------------0.25lt 

 W Cu2+ = 40 g Cu2+(0.25lt)/1lt = 10 g

Concentración de 40 g Cu2+ = [Cu2+] =



De dato se sabe que: pH = 1.35



10 g/(64g/mol )

= 0.625 M

0.25lt

- log [H+] = 1.35 [H+] = 0.04467 M



Calculo del del “E” de celda celda en voltios: De la ecuación (a) 2

1 / 2

 E celda



o

 E 

Cu

2



 / Cu



o

o   H 2O  /  H  o 

 E 

 RT 

2 F 

(aO 2) (a )  H  

ln

aCu 2

(a)



Donde aO2 = PO2 en el aire =0.21 (1 atm) = 0.21  y

T = 25 ºC 2

1 / 2



o

 E celda

 E celda

  E 

Cu

2

0.892 

 

 / Cu

o

o   H 2 O  /  H  o 

  E 

0.0591 2

log(

0.0591 2

(aO 2) (a )  H  

log(

(0.21)1 / 2 (0.04467) 2 0.625

aCu 2

)



)

Ecelda = -0.892 + 0.08377

Ecelda = - 0.8082 V 

El potencial de celda es - 0.8082 voltios

El resultado nos da un potencial negativo, esto indica que se necesita un sobrepotencial sobrepotencial para que el cobre se deposite en el cátodo.

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO 7.3.

explicar por que cambia el pH del electrolito antes y después de la deposición de cobre.  R. A. :  H 2 O

1

2 O2



2 H 





2e



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 acido sulfúrico (H2SO4), como se

puede observar observar en la reacción molecular total, total,

haciendo mas acido el pH del electrolito debido a que:

pH= - log[H+] 7.4.

calcular la densidad de corriente en amperios por m2 de superficie catódica. La densidad de corriente catódica para una celda de electrodeposicion esta dado por: ic 

 I   N .S

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, m2 = 43 cm2 S = 43 cm2 = 0.0043 m2/catodo



0.6 Amp

ic 

2

= 139.53 Amp/m2

(1cát )(0.0043 m / cát 

7.5.

calcular el porcentaje de eficiencia de corriente para la deposición de cobre. La eficiencia eficiencia de corriente (ηi) esta esta dado por: ηi =

m' m

 x100 donde:

m’ : masa real del Cu deposito = 21.480g – 20.857g = 0.623 g m : masa teórica del deposito catódico.

m = k. I. t;

donde:

I = 0.6 Amp t = 1 hora k : equivalente eletroquímico =

3600 M   Z .F 

, [ g /  Amp  hr ] ;

M : peso de 1 mol del Cu depositado = 64 g

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO Z : nº de electrones en la reacción electroquímica para depositar 1 mol de Cu = 2 F = constante de Faraday Far aday = 96500Amp – seg.



k  

Luego: m = (

3600 x64 2(96500)

= 1.1938 g Cu/ Amp-hr

3600 x64

gCu

)(0.6 Amp)(1hr ) = 0.7163 g Cu. 2(96500)  Amp  hr 

Remplazando datos: ηi =

7.6.

0.623 0.7163

 x100 = 86.97 % ≡ 87 %

Calcular el consumo practico de energía eléctrica en KW-Hrs/ton. de cobre. 3

El consumo práctico de energía esta dado por: Wp 

 Etx  Etx 10 k .ni

, [Kw-hr/TM]

Donde: Et : voltaje de celda = 2.54 V  k = 1.1938 g Cu/ Amp-hr ηi = 0.87 3



Wp 

2.54 x10

(1.1938)(0.87)

= 2450 [Kw-hr/TM]

 VII. CONCLUSIONES CONCLUSIONES Y RECOMENDACION RECOMENDACIONES: ES: 

Se logró observar que 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 plancha de aluminio. 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).



La celda electroquímica esta 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.

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO 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. y red. Resulta la celda. 

 Al medir el voltaje total de la celda (2.54 V) el resultado fue muy cercano al rango establecido en la teoría(2 – 2.5 V) pero se obtuvo un error muy pequeño esto talvez talvez fue debido a una mala medición o uso del multimetro, o no poner fijamente los electrodos en su lugar, aun así el error fue demasiado pequeño



La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más diluida es la solución, el potencial decrecerá.



Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.

Recomendaciones: 

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



 Asegurarse que el ensamblado de la celda sea el correcto para así tener y  poder mantener el % de recuperación de cobre.

 VIII. BIBLIOGRAFIA: BIBLIOGRAFIA: 

BALLESTER, A; VERDEJA, F Y SANCHO, J (2000).“Metalurgia Extractiva, Fundamentos”.Vol. 1. Ed. Síntesis, S.A. Madrid, España.



BISWAS A (1993). “Metalúrgia “Metalúrgia Extractiva – “Eu Cobre”. 1º Edición. Ed. Limusa. S.A. México.



ROSENQVIST, ROSENQVIST, T (1987). “Fundamentos de Metalurgia Extractiva”. Ed. 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.

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