Trabajo Final de ELECTROLISIS

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN AGUSTIN AREQUIPA FACULTAD DE INGENIERIA DE PROCESOS ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA QUIMICA

PROCESOS UNITARIOS

ELECTROLISIS INTEGRANTES:   

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Docente: Ing. Edwin Pacheco  AREQUIPA-PERU  AREQUIPA-PERU 2013

ELECTROLISIS Electroquímica Es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química, es decir ,estudia , estudia los cambios químicos que produce la energía eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas espontaneas. En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido-reducción (REDOX) El sistema de reacción se encuentra en el interior de una celda y la corriente eléctrica penetra o sale mediante los electrodos los sitios de oxidación y la reducción ocurren en diferentes electrodos.

Clases de celdas electroquímicas Existen dos clases de celdas electroquímicas

Celdas electrolíticas Son aquellas celdas que por acción de la energía eléctrica (corriente continua) que produce de una fuente externa provoca reacciones químicas. Es un proceso no espontaneo y endoenergético

Celdas voltaicas o galvánicas Son aquellas celdas que a partir de reacciones REDOX espontaneas generan corriente corriente eléctrica, la cual sale a un circuito cerrado. Es un proceso espontaneo y exoenergético

Celdas electrolíticas o proceso de electrolisis Es aquel proceso, por el cual se realiza la descomposición de una sustancia química (generalmente el electrolito) utilizando energía eléctrica continua. Generando reacciones REDOX no espontánea y formando nuevas sustancias simples o compuestas.

Elementos de unaceldaelectrolítica unaceldaelectrolítica

Cuba o celda electrolítica Es el recipiente que contiene al electrolito, y donde se produce el proceso de electrolisis. Las celdas electrolíticas electrolíticas varían mucho mucho según la naturaleza de los electrolitos electrolitos y la temperatura temperatura del proceso

Electrodos Son barras solidas (principalmente (principalmente metálicas) que son buenos conductores de eléctricos, las cuales están en contacto mediante un cable conductor con la fuente de energía eléctrica. Actúan como polos positivos (+) y negativo(-) que coloco dados dentro de la celda electrolítica generan un campo eléctrico Estos electrodos se denominan cátodo y ánodo. El cátodo está cargado negativamente, a el fluyen los cationes que generalmente se reducen, el ánodo, está cargado positivamente, a él fluyen los aniones, los cuales generalmente se oxidan.

Electrodos inertes Son aquellos cuya única función es conducir la corriente eléctrica durante el proceos electrolítico, por lo tanto no se consumen, entre ellos tenemos: Platino, paladio, mercurio, grafito, etc. Se utilizan para producir sustancias simples en su superficie

Electrodos activos Son aquellos que aparte de conducir la corriente eléctrica, participan en el proceso, es decir se consumen oxidándose ; entre ellos tenemos : Cromo zinc, cobre, plata, hierro, estaño, etc. Son muy utilizados en la electrodeposición. electrodeposición.

Electrolito Son sustancias químicas que disueltas en agua o fundidas (líquidos) son capaces generar iones libres, que por acción de fuerzas f uerzas eléctricas se mueven y conducen la corriente eléctrica. En los procesos electrolíticos se usa como electrolitos: electrolitos: Óxidos metálicos, hidróxidos, hidróxidos, ácidos fuertes y sales, para obtener una suficiente cantidad de iones. Los iones móviles son conductores de segundo orden. los óxidos y sales deben estar fundidos , si son un poco solubles o insolubles en agua.

Fuentes de energía eléctrica Son sistemas que generan corriente eléctrica continua. En el laboratorio se pueden utilizar PILAS o BATERIAS. Estos sistemas actúan como una bomba de electrones, es decir son capaces de sustraer electrones de uno de los electrodos (ánodo) y suministrarlos suministr arlos a otro electrodo (cátodo) quedando electrizados.  A nivel industrial se utilizan sistemas de diodos de rectificación de corriente para transformar corriente alterna en corriente continua.

La electrolisis Las moléculas de ciertos compuestos químicos, cuando se encuentran en disolución acuosa, presentan la capacidad de separarse en sus estructuras moleculares más simples y/o en sus átomos constituyentes. Estos compuestos químicos, que evidencian la propiedad de disociación o ionización en disoluciones, se denominan electrolitos, y la reacción química de disociación se denomina electrólisis. Las reacciones de electrólisis son la base para concentrar y purificar el cobre del mineral donde se extrajo: método conocido como electroobtención.

Electrólisis La electrólisis es una reacción química donde las sustancias que se encuentran disueltas en agua (disolución) o fundidas son capaces de disociarse o ionizarse en sus componentes moleculares y/o atómicos constituyentes. La disociación produce estructuras químicas cargadas eléctricamente, por lo que las disoluciones electrolíticas se caracterizan por conducir la corriente eléctrica. Ejemplo de reacción electrolítica CaCO3Ca+2 + CO-2

3

Electrolitos Los electrolitos son sustancias químicas capaces de disociarse o ionizarse cuando se encuentran en disolución o fundidas. Los electrolitos disociados permiten que el sistema conduzca la corriente eléctrica. Ejemplo de electrolitos: CaCO3

Iones

Los iones son moléculas o átomos que presentan carga eléctrica. Resultan por la disociación del electrolito o por ganancia o pérdida de electrones. Ca+2 CO3-2

Carga eléctrica negativa La carga eléctrica negativa se refiere al estado eléctrico de una molécula o átomo que se produce por exceso de electrones

aniones El anión es un ión que presenta carga eléctrica negativa. Cuando se encuentra bajo la influencia de electrodos que son polos eléctricos el anión migrará hacia el electrodo de signo contrario, en este caso, un ánodo (de signo positivo), debido a que cargas eléctricas opuestas se atraen CO3-2

Carga eléctrica positiva La carga eléctrica positiva se refiere al estado eléctrico de una molécula o átomo por déficit de electrones.

Cationes El catión es un ión que presenta carga eléctrica positiva. Cuando se encuentra bajo la influencia de electrodos que son polos eléctricos el catión migrará hacia el electrodo de signo contrario, en este caso, un cátodo (de signo negativo), debido a que cargas eléctricas opuestas se atraen Ca+2

Principios de elctrodeposicion La electrodeposición es el método de cubrir objetos con una película fina de otro metal. El principio que rige este fenómeno es la electrólisis, cuyo nombre procede de dos radicales, electro que hace referencia a electricidad y lisis que significa ruptura. La electrodeposición implica la reducción (disminución del estado de oxidación; ganancia de electrones) de un compuesto metálico disuelto en agua y una deposición del metal resultante sobre una superficie conductora. Probablemente esta técnica es uno de los procesos mas complejos conocidos, debido a que hay un gran número de fenómenos y variables que intervienen en el proceso total, mismos que son llevados a cabo en la superficie de los materiales involucrados. En la electrodeposición de metales, el éxito de la operación está en función del control de los fenómenos involucrados, por lo que es necesario mencionar los principios a los que se sujetan éstos, ya que cualquier variación en el proceso se verá reflejada de manera significativa en el resultado obtenido.

Principios de electroquímica La Electroquímica es la ciencia que estudia el intercambio de energía química y eléctrica que se produce por medio de una reacción de óxido-reducción. La oxidación es la pérdida de electrones, mientras la reducción es la ganancia de los mismos. Las reacciones de óxido-reducción (redox), son aquellas en donde hay una transferencia de uno ó más electrones. Electrólisis es el nombre que recibe el proceso mediante el cual la energía eléctrica se emplea para producir cambios químicos; mediante una reacción redox no espontánea, donde se hace pasar una corriente eléctrica. Se lleva a cabo en un contenedor llamado cuba electrolítica. La electrolisis es uno de los principales métodos químicos de separación. La principal ventaja del método electrolítico consiste en que no es necesario aumentar la temperatura para que la reacción tenga lugar, evitándose pérdidas energéticas y reacciones secundarias. Industrialmente es uno de los procesos más empleados en diferentes áreas, como por ejemplo en la obtención de elementos a partir de compuestos (cloro, hidrógeno, oxígeno), la purificación de metales (el mineral metálico se disuelve en ácido, obteniéndose por electrólisis el metal puro) o la realización de recubrimientos metálicos protectores y/o con fines decorativos, como es el caso del niquelado. A continuación se menciona la definición de algunos términos empleados en el proceso de electrodeposición: El electrodepósito es el depósito catódico obtenido por el paso de una corriente eléctrica en una célula electrolítica. Un electrodo es el componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado del circuito a un medio conductor como un electrolito. El electrodo positivo es llamado ánodo y el electrodo negativo es llamado cátodo. El electrolito es la sustancia iónica que en solución se descompone al pasar la corriente eléctrica

Proceso electrolitico

El proceso electrolítico consiste en hacer pasar una corriente eléctrica a través de un electrolito, entre dos electrodos conductores denominados ánodo y cátodo. Donde los cambios ocurren en los electrodos. Cuando conectamos los electrodos con una fuente de energía (generador de corriente directa), el electrodo que se une al polo positivo del generador es el ánodo y el electrodo que se une al polo negativo del generador es el cátodo. Una reacción de electrólisis puede ser considerada como el conjunto de dos medias reacciones, una oxidación anódica y una reducción catódica (Figura 1.4).

Figura1.4Elementosqueinterviene nenunproceso electrolítico.

Para explicar las reacciones en los electrodos, se considerará al cloruro de sodio fundido, por que sólo contiene dos tipos de iones Se utilizan electrodos inertes; que significa que no reaccionan químicamente con los iones sodio y cloruro. Los iones de sodio

o cationes, son atraídos hacia el electrodo negativo (cátodo). El

cátodo se hace negativo por la acción de la fuente que le bombea electrones (Figura 1.5).

Figura1.5Movimientodelosioneshacialoselectrodos. Los electrones del cátodo están en un estado de elevada energía potencial. El ion sodio tiene carga positiva, esto significa que atrae electrones y que un electrón de un átomo de sodio tendría una menor energía potencial que un electrón del cátodo. Por lo tanto los electrones del cátodo se desplazan hacia el catión, por diferencia de energía potencial. En el cátodo los iones de sodio se convierten en átomos de sodio por adición de un electrón. Este es un cambio químico y puede representarse con la siguiente ecuación: Na e Na 0

Este cambio químico representa una ganancia de electrones, por lo tanto el sodio se redujo y pasó a estado metálico, en consecuencia, el cambio químico que siempre ocurre en el cátodo es de reducción. El ánodo es positivo ya que la fuente le bombea electrones fuera de él y además atrae iones cloruro (-) o aniones. En el ánodo los electrones poseen baja energía potencial. En cambio los electrones externos del ion cloruro se encuentran en un estado de potencial elevado. Cuando los iones cloruro llegan al ánodo le proporcionan electrones a este. Los electrones pasan de un estado de energía potencial elevada a uno de baja energía potencial. El cambio ocurrido en el ánodo puede representarse con otra ecuación: 2Cl

Cl2

2e

Los iones cloruro pierden electrones transformándose en átomos de cloro, los cuales a su vez forman moléculas de cloro gaseoso. La reacción anódica siempre es de oxidación. Las reacciones de oxidación y reducción ocurren simultáneamente, pero por separado, pues ocurren en diferentes puntos. La fuente no produce electrones, sólo los transporta de un lugar a otro, así los electrones que la fuente suministra al cátodo, provienen del ánodo. La función de la fuente es elevar la energía potencial de los electrones del cátodo. Estas reacciones de electrodo se llaman semi-reacciones, y la reacción global de la

electrólisis del cloruro de sodio es: 2Na 2Cl

2 Na 0

Cl2

La naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

La ley de Faraday La ley de Faraday constituye el principio fundamental de la electrólisis. Con la ecuación de esta ley se puede calcular la cantidad de metal que se ha corroído o depositado uniformemente sobre otro, mediante un proceso electroquímico durante cierto tiempo, y se expresa en los siguientes enunciados “La cantidad de cualquier elemento (radical o grupo de elementos) liberada ya sea en el cátodo o

en el ánodo durante la electrólisis, es proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la solución”.

“Las cantidades de elementos o radicales diferentes liberados por la misma cantidad de electricidad, son proporcionales a sus pesos equivalentes”.

DEPÓSITOS ELECTROLÍTICOS MÁS COMUNES  A los revestimientos obtenidos a través de un proceso de electrodeposición, se les conoce como depósitos electrolíticos. Estos electrodepósitos pueden estar compuestos de uno o más elementos, cada uno de ellos sobre un metal base, según la aplicación que se desee. En seguida se muestra una tabla que incluye los revestimientos mas usados en la industria con su respectivo metal base (Tabla 1.1).

Tabla1.1Electrodepósitoscomunes  Electrodepósito 

Metalbase 

Cob re-Níq uel-Cr om o 

Materialesferrosos 

Níqu el-Cr om o 

Materialesferrosos 

Cinc 

Materialesferrosos 

Cadmio 

Materialesferrosos 

Cob re-Níq uel-Cr om o 

AleacionesdeCinc 

Níqu el-Cr om o 

Cobreysusaleaciones 

Plata 

Cobreysusaleaciones 

O ro 

Cobreysusaleaciones 

O ro 

AleacionesdeCinc 

Es tañ o 

Cobreysusaleaciones 

Es tañ o 

Materialesferrosos  Materialesferrososy 

Níq u el  Níq u el 

Cobreysusaleaciones 

Cromo 

Materialesferrosos 

1. Reaccionesprincipales

-La electrolisis es realizar ó producir una reacción redox que no tiene lugar espontáneamente al hacer pasar la corriente eléctrica a través de un electrolito. En las células electrolíticas al hacer pasar la corriente eléctrica lo que sucede es lo siguiente: En el ÁNODO (electrodo positivo) En el CÁTODO (electrodo negativo)

se da la oxidación se da la reducción

Por ejemplo para Electrolisis de la disolución de sulfato de cobre (II) En el ánodo se pueden oxidar los iones SO 42-ó los iones OH - que se encuentran en el agua. Como se necesita mayor potencial para oxidar los iones SO 42-, antes de lograr dicho potencial reaccionan los iones OH -. Por consiguiente en el ánodo de la célula electrolítica tendrá la siguiente reacción de oxidación de los iones OH -: 4 OH-

O2 + 2 H2O + 4 e-

En el cátodo se pueden reducir los iones Cu 2+ó los iones H+ que se encuentran en el agua. Cu2+ + 2 e2 H2O + 2 e-

 Cu  H2 + 2 OH-

E0 = + 0,34 V E0= - 0,83 V

Como los iones Cu 2+ se reducen más fácilmente porque tienen mayor potencial de reducción , en el cátodo de nuestra célula electrolítica tendrá lugar la reducción de los iones Cu 2+: Cu2+ + 2 e-

 Cu

Aplicaciones y uso de la electrólisis

Producción de aluminio, litio, sodio, potasio, y magnesio. Producción de hidróxido de sodio, ácido clorídrico, clorato de sodio y clorato de potasio. Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc. Vermás en hidrógenodiatómico. La electrólisis de una solución salina permite producir  hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas. La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro e hidrógeno puro. La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión. La galvanoplastia, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal.

Aplicaciones industriales de la electrólisis La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna. Produc ción y Refinado de Metales

Soda Cáustica: la soda o sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel. Horno Eléctrico: aplicación industrial importante de la electrólisis, que se utiliza para la producción de aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente. Aluminio: es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. Es un metal poco electronegativo y extremamente reactivo. Se encuentra normalmente en forma de silicato de aluminio puro o mezclado con otros metales como sodio, potasio, hierro, calcio y magnesio, pero nunca como metal libre. La bauxita, un óxido de aluminio hidratado impuro, es la fuente comercial de aluminio y de sus compuestos. Para la electrólisis del óxido de aluminio unido a la criolita (Na 3 Al F6) se emplean cubas de hierro recubiertas por carbón de retorta, que hace de cátodo y ánodos de grafito. Primero se coloca en el interior de la cuba, criolita y se acercan los ánodos a las paredes de la cuba, de esta forma se genera un arco eléctrico (1000 C°) que funde la criolita. Se añade entonces el óxido de aluminio y comienza la electrólisis. El cátodo se va consumiendo durante el proceso y aluminio fundido se deposita en el fondo de la cuba donde se retira por un orificio lateral, ubicado en la parte inferior de la misma.  Anodo: 6O= + 3C → 3CO 2 + 12eCátodo: 4Al+++ + 12e- → 4Al° Reacción global: 2AL2O3 ⇔ 4AL+++ + 6O=

Este proceso sigue siendo el método principal para la producción comercial de aluminio, aunque se están estudiando nuevos métodos. La pureza del producto se ha incrementado hasta un 99,5% de aluminio puro en un lingote comercialmente puro; posteriormente puede ser refinado hasta un 99,99 por ciento.

La producción mundial de aluminio ha experimentado un rápido crecimiento, aunque se estabilizó a partir de 1980. En 1900 esta producción era de 7.300 toneladas, en 1938 de 598.000 toneladas y en 1993 la producción estimada de aluminio primario era de unos 19 millones de toneladas. Manganeso: El manganeso puro se obtiene por la combustión del dióxido de manganeso (pirolusita) con polvo de aluminio y por la electrólisis del sulfato de manganeso. Este metal no se da en la naturaleza en estado puro, pero se encuentra ampliamente distribuido en todo el mundo en forma de menas. Ocupa el lugar 12 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre.

Sodio: Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, y con menor frecuencia como carbonato de sodio y sulfato de sodio. El sodio comercial se prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza t errestre. El método Downs para el refinado del sodio consta de un aparato que esta constituido por una caldera de hierroa,por cuya parte inferior entra un ánodo de grafito b. El cátodo C entra en la masa fundida de NaCl. Al circular una corriente por el cloruro de sodio fundido, se producen las siguientes reacciones.  Anodo: 2Cl- - 2e- → Cl2° Cátodo: 2Na+ + 2e- → 2Na° Reacción global: 2ClNa ⇔2Na+ + 2ClEl sodio por su baja densidad,flota y se extrae por D mientras el cloro se desprende en E.

Refinado Electrolítico: estos métodos se utilizan para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. 1-

Plomo: Una fuente importante de obtención de plomo son los materiales de desecho industriales, que se recuperan y funden. El plomo en bruto suele purificarse removiendo plomo fundido en presencia de aire. Los óxidos de las impurezas metálicas suben a la superficie y se eliminan. Los grados más puros de plomo se obtienen refinando electrolíticamente.

2- Estaño: El estaño ocupa el lugar 49 entre los elementos de la corteza terrestre. El mineral principal del estaño es el SnO 2 (casiterita). En la extracción de estaño,primero se muele y se lava el mineral para quitarle las impurezas, y luego se calcina para oxidar los sulfuros de hierro y de cobre. Después de un segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un horno de

reverbero; el estaño fundido se recoge en la parte inferior y se moldea en bloques conocidos como estaño en lingotes. El metal obtenido se purifica por fusión, liberándolo de su principal impureza: el hierro, alcanza así una pureza del 90%. Luego se lo refina electrolíticamente. 3- Cobre: El cobre puede encontrarse en estado puro, frecuentemente se encuentra agregado con otros metales como el oro, plata, bismuto y plomo, apareciendo en pequeñas partículas en rocas,aunque se han encontrado masas compactas de hasta 420 toneladas.. Este metal puede galvanizarse fácilmente como tal o como base para otros metales. El cobre ocupa el lugar 25 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. La metalurgia del cobre varía según la composición de la mena. Las menas más importantes, las formadas por sulfuros, no contienen más de un 12% de cobre, llegando en ocasiones tan sólo al 1%, y han de triturarse y concentrarse por flotación. Los concentrados se funden en un horno de reverbero que produce cobre metálico en bruto con una pureza aproximada del 98%. Este cobre en bruto se purifica posteriormente por electrólisis, obteniéndose barras con una pureza que supera el 99,9 por ciento. Para refinar el cobre bruto se emplea el método electrolítico. Se coloca al cobre bruto como ánodo, en una cuba electrolítica que contiene una solución de CuSO 4. El sulfato cúprico se disocia de la siguiente forma: CuSO4 ⇔ Cu++ + SO4= El polo negativo o cátodo, esta constituido por láminas de cobre puro.  Al circular la corriente, los cationes cobre se dirigen al cátodo, donde se reducen, captando electrones y depositándose como cobre metálico,mientras los iones sulfato se dirigen al ánodo y reaccionan con el cobre impuro, formando sulfato cúprico, que vuelve a la solución. Cátodo: Cu++ + 2e- → Cu°  Anodo: SO4= - 2e - → SO4° Reacción global: SO4 + Cu → CuSO4

4. Oro: El oro se encuentra en la naturaleza en las vetas de cuarzo y en los depósitos de aluviones secundarios como metal en estado libre o combinado. Está distribuido por casi todas partes aunque en pequeñas cantidades, ocupando el lugar 75 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Casi siempre se da combinado con cantidades variables de plata. El cianuro de oro y potasio se utiliza para el dorado electrolítico. El oro se extrae de la grava o de rocas trituradas disolviéndolo en disoluciones de mercurio (proceso de amalgama) o de cianuro (proceso de cianuro). Algunas menas, sobre todo aquéllas en las que el oro está combinado químicamente con teluro, deben ser calcinadas antes de su extracción. El oro se recupera de la solución electrolíticamente y se funde en lingotes. Para que una roca sea rentable debe contener un mínimo de una parte de oro por 300.000 partes de material desechable. El oro puro es el más maleable y dúctil de todos los metales, puede golpearse con un martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm y una cantidad de 29 g se puede estirar hasta lograr un cable de 100 km de largo.

5. Plata: La plata ocupa el lugar 66 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No existe apenas en estado puro. La plata pura también se encuentra asociada con el oro puro en una aleación conocida como oro argentífero, y al procesar el oro se recuperan considerables cantidades de plata. La plata está normalmente asociada con otros elementos (siendo el azufre el más predominante) en minerales y menas. La plata también se encuentra como componente en las menas de plomo, cobre y cinc, y la mitad de la producción mundial de plata se obtiene como subproducto al procesar dichas menas. En 1993, se produjeron en todo el mundo cerca de 13.000 toneladas. Normalmente,la plata se extrae de las menas de plata calcinando la mena en un horno para convertir los sulfuros en sulfatos y luego precipitar químicamente la plata metálica. Hay varios procesos metalúrgicos para extraer la plata de las m enas de otros metales. En el proceso de amalgamación, se añade mercurio líquido a la mena triturada, y se forma una amalgama de plata. Después de extraer la amalgama de la mena, se elimina el mercurio por destilación y queda la plata metálica. En los métodos de lixiviación, se disuelve la plata en una disolución de una sal (normalmente cianuro de sodio) y después se precipita la plata poniendo la disolución en contacto con cinc o aluminio. La plata impura obtenida en los procesos metalúrgicos se refina por métodos electrolíticos. Producion de hidrogeno como combustible por medio de la eletrolisis del agua

La electrólisis del agua es la descomposición de  agua (H2O) en los gasesoxígeno (O2) e hidrógeno (H2) por medio de una corriente eléctrica a través del agua Una fuente de energía eléctrica se conecta a dos  electrodos, o dos platos (típicamente hechos de algún metal inerte como el platino o el acero inoxidable), como dos chinchetas, las cuales son puestos en el agua. En una celda propiamente diseñada, el hidrógeno aparecerá en el cátodo (el electrodonegativamente cargado, donde los electrones son bombeados al agua), y el oxígeno aparecerá en el ánodo (el electrodo positivamente cargado). El volumen de hidrógeno generado es el doble que el de oxígeno, y ambos son proporcionales al total de  carga eléctrica que fue enviada por el agua.

La electrolisis de agua  pura requiere una gran cantidad de energía extra en forma de sobrepotencial para romper varias barreras de activación. Sin esa energía extra la electrólisis de agua pura ocurre muy lentamente si es que logra suceder. Esto es en parte debido a la limitada autoionización del agua. El agua pura tiene una conductividad eléctrica alrededor de una millonésima parte de la del agua de mar. Varias  celdas electrolíticas pueden no tener

loselectrocatalizadores requeridos. La eficacia de la electrólisis aumenta con la adición de un electrolito (como la sal, un ácido o una base) y el uso de electrocatalizadores.

Tratamientos Anticorrosivos de Superficie Son aquellos que impiden la corrosión cubriendo al metal que se desea proteger con una película adherente de un metal que no se corroa. La película puede ser construida con materiales variados: metálicos, inorgánicos u orgánicos. En este trabajo estudiaremos aquellos tratamientos que se realicen por medios electrolíticos. Galvanotecnia:

Proceso electrolítico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos además se galvanizan para obtener una superficie dura o un acabado atractivo. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cinc, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotecnia. En este proceso, el objeto que va a ser cubierto actúa como cátodo en una cuba electrolítica que contiene una solución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor, compuesto por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad actuando como ánodo. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V. Cuando se pasa la corriente a través de la solución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo, si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el metal que sale y el metal que entra en la disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera. Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, se debe pulir bien la pieza y limpiar el objeto a fondo, eliminando polvo, grasa y suciedad, ya sea sumergiéndolo en una solución ácida o cáustica (después se lava y se introduce en la solución), o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante. Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (δ = i/s, donde  S es la superficie del cátodo), la

concentración de la solución y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa. Baño de Cromo: ES el baño electrolítico en el cual el cromo es el metal recubridor. El cromo tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas. Al depositarse electrolíticamente,el cromo proporciona un acabado brillante y resistente a la corrosión. Debido a ello se emplea a gran escala en el acabado de vehículos. Baño de Cadmio: ES el baño electrolítico en el cual el cadmio es el metal recubridor. El cadmio puede depositarse electrolíticamente en los metales para recubrirlos, principalmente en el hierro o el acero, en los que forma capas químicamente resistentes. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.

Protección Catódica La protección catódica de tuberías y cascos buques se logra, formando pares Fe - Zn o Fe el caso de tuberías,se clavan barras de cinc o magnesio en el suelo y se las pone en con la tubería. Los electrones pasan del cinc de la tubería, el cual queda protegido. En los de los buques, se adhieren bloques de magnesio. Estos bloques, debido a su mayor de oxidación, se corroen, actuando como protegiendo al hierro del casco. Dicha protección dura mientras no se consuma el magnesio. Llegado ese caso los bloques de son reemplazados.

de - Mg. En de contacto al hierro cascos potencial ánodo, magnesio

-. se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal más atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata. La galvanoplastia se utiliza también para proteger tuberías o tanques por lo cual se les denomina galvanizados, ya que están recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva del aire y el agua. La corrosión consiste en la oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción.

PRINCIPALES ELECTROLISIS

Proceso de la Electrólisis.

PROCEDIMIENTOS

DE

LA

Reacción química producida por medio de la corriente eléctrica que proviene de electrodos, descomponiendo los compuestos químicos y desasiéndolos en iones.  Reacciones de Oxido - Reducción. Son aquellas reacciones químicas en las cuales un átomo se oxida y otro se reduce. La cantidad de electrones perdidos (Átomos que se oxidan) es igual a la cantidad de electrones ganados (Átomos que se reducen). Para determinar cual es el átomo que se oxido y cual es el que se produce, se utiliza lo que se conoce como numero de oxidación. 

Importancia Industrial de los Procesos de Oxido Reducción.

Los procesos de Oxido Reducción tienen aplicación industrial con la finalidad de purificar y encontrar sustancias. Entre otros casos, la electrólisis puede aplicarse por cubrir ciertos materiales electroliticamente con aluminio y con cobre, una aplicación industrial de los procesos de oxido reducción que permite obtener cloro, hidrogeno e hidróxido de sodio es la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, para ello se agranda en una cuba electrolitica, provisto de electrodos redes y conectados en una fuente de energía eléctrica. Cuando se cierre el circuito se observa el desprendimiento del gas hidrogeno en cátodo y el cloro en el ánodo. La solución que queda como residuo es el hidróxido de sodio, todas estas sustancias tienen aplicación industrial. 

Leyes de Faraday.

Entre 1800-1830 Michael Faraday físico y químico ingles, realizó estudios cuantitativos referente a la relación entre la cantidad de electricidad que pasa por una solución y resultado de sus investigaciones las enuncio entre los años 1833-1834 en las leyes que tienen su nombre. La primera ley de Faraday señala que la masa de una sustancia involucrada en la reacción de cualquier electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por una solución. La segunda Ley, señala que las masas de las diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus equivalentes en gramos. 

Electrólisis de Agua Acidulada.

El agua solo conduce muy débilmente la electricidad, si se le agrega una pequeña cantidad de ácido sulfúrico (agua acidulada solución de H2SO4 al 10%, se hace más conductora y experimenta el proceso de electrólisis mas rápidamente. El proceso se realiza utilizando unos aparatos llamados voltámetros que poseen ramas laterales graduados en milímetros que permiten los volúmenes de los gases desprendidos. El proceso consiste en llenar el voltámetro con agua acidulada cuidando que no quede aire en las ramas laterales y se conecta en una fuente de energía continua (una pila). Cuando se cierre el circuito, se observa un desprendimiento de gas en cada rama, cuando finaliza el proceso se puede observar que el gas desprendido en el electrodo negativo es el doble del de otra rama, con esto podemos demostrar que gas de mayor volumen es el hidrogeno y el de menos es el oxigeno. Producción del cobre

Chile es el mayor productor de cobre en el mundo y este metal es su principal producto de exportación.

DESCRIPCION INDUSTRIAL DE UN PROCESO APLICADO

Haremos la descripción del proceso en la ELECTROOBTENCION DEL COBRE ya que es un metal en abundancia ya sea en oxidos y sulfuros. Para obtener cobre de alta pureza (99,9%), se requiere de un proceso específico que permita sacar este mineral de los depósitos naturales que los contienen. Este proceso se conocecomolixiviación. 

Lixiviación: basándose en el principio de que los minerales oxidados son sensibles al ataque de soluciones ácidas, se aplica una sustancia de este tipo al material triturado, que viene del chancado. Este material, que se encuentra en las pilas de lixiviación, es regado (con aspersores o goteo) por unos 50 días con una disolución de ácido sulfúrico y agua, que formará una mezcla homogénea llamada sulfato de cobre.

Esta es llevada a unos estanques donde son limpiadas y luego a una planta de extracción por solvente (mezcla de parafina y resina orgánica), donde se obtiene una solución concentrada de cobre que pasa a la etapa de electroobtención.  Antes de pasar a la etapa de electroobtencion veamos que es lo que se senecesita :

Cátodo: (cathodes) placas metálicas de acero inoxidable o cobre puro que se instalan en la celda electrolítica, por las cuales sale la corriente eléctrica. El cátodo tiene carga negativa y, por tanto, atrae a los cationes de cobre que son iones de carga positiva. a. En el caso de la electrorrefinación, los cátodos iniciales son delgadas láminas de cobre de alta pureza que quedan formando parte del producto. En el caso de la electroobtención los cátodos utilizados son de acero inoxidable, los que permiten la depositación del cobre en sus caras, el cual es despegado posteriormente, dejando el cátodo en condiciones de ser utilizado nuevamente. En estecaso, se habla de cátodospermanentes. b. Placas de cobre de alta pureza que se obtienen en el proceso de electrorrefinación y de electroobtención. Estos cátodos también se llaman cátodos de cobre electrolítico de alta pureza y tienen una concentración de 99,9%.

Ánodo: (anodes) •

placas metálicas de cobre o plomo que se instalan en la celda electrolítica por las cuales entra la corriente eléctrica (carga positiva), En la electrorrefinación los ánodos son placas gruesas de cobre producto de la etapa de fundición, los cuales se someten a refinación mediante electrólisis, en la cual todo el cobre que los constituye se disuelve y se deposita en el cátodo de cobre puro, que es un producto de lata pureza, y las impurezas que contiene (metales nobles como oro, plata, etc.) queda depositado en el fondo de la celda en la forma de

Electroobtención: aquí la solución electrolítica de cobre es llevada a las celdas de electroobtención, que tienen en su interior sumergidas unas placas metálicas. Estas corresponden alternadamente a un ánodo y un cátodo. Los ánodos son placas de plomo que hacen las veces de polo positivo, ya que por estos se introduce la corriente eléctrica; en tanto que los cátodos son placas de acero inoxidable, que corresponde al polo negativo, por donde sale la corriente. Así, el cobre del solución de sulfato de cobre migra hacia el cátodo, depositándose en su superficie. Luego de siete días, se procede a su cosecha. Esta consiste en la limpieza con agua caliente y la extracción del cobre con una máquina especial (despegadora), en ambas caras de la plancha 

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Electrorrefinación:  (electrorefining): este proceso se lleva a cabo en las celdas electrolíticas en donde se ponen alternadamente un ánodo de cobre blister y un cátodo inicial de cobre puro en una solución de ácido sulfúrico.

 A esta instalación se le aplica una corriente eléctrica continua de baja intensidad, que hace que se disuelva el cobre del ánodo y se deposite en el cátodo inicial, lográndose cátodos de 99,97% de pureza mínima.

PROBLEMA: Una celda electrolítica hecha de un ánodo de plomo y un cátodo de acero inoxidable es empleada para electro depositar cobre, bajo las condiciones experimentales siguientes: Densidad de corriente aplicada: 210 A.m -2 Eficiencia de la densidad de corriente: 92% Tiempo de electrodeposición :1h y 45min Conductividad de la solución electrolítica: 0.5 siemens.cm -1 Dimensiones efectivas de los electrodos: 10 cm x 98 cm Dimensiones de separación de electrodos: 10 cm Potencial de trabajo de celda: 1.88v

Calcular: a) Cantidad de cobreelectrodeposición b) Caída de potencial debido a la resistencia que ofrece el electrolito c) Potencial aplicado a la celda considerando que las pérdidas de energía eléctrica se den únicamente a la resistencia que ofrece el electrolito d) Calcule el consumo de energía por kilogramo de Cu2+ obtenido Solución: a) Cantidad de cobreelectrodeposición:

b) Caída de potencial debido a la resistencia que ofrece el electrolito:

c) Potencial aplicado a la celda considerando que las pérdidas de energía eléctrica se den únicamente a la resistencia que ofrece el electrolito:

d) calcule el consumo de energía por kilogramo de Cu2+ obtenido:

PRACTICA DE LABORATORIO “ELECTRODEPOSICIÓN DE COBRE A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN DESULFATO DE COBRE”

I. INTRODUCCION: Lixiviación: proceso hidrometalúrgico mediante el cual se provoca la disolución de un elemento desde el mineral que lo contiene para ser recuperado en etapas posteriores mediante electrólisis. Este proceso se aplica a las rocas que contienen minerales oxidados, ya que éstos son fácilmente atacables por los ácidos. En la lixiviación del cobre se utiliza una solución de ácido sulfúrico (H2SO4).

II. OBJETIVOS: 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. FUNDAMENTO TEORICO: 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 la deposición de cobre en el cátodo, mientras en el ánodo se descompone el agua dando lugar a burbujas de oxígeno 0 2 e iones H+ que a su vez originan el H 2S04. 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 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 Cu (s)

→

Cu2+(aq) + 2e-

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:

 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.

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 Teflón) 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 boro silicato 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 continua.

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 Potencial Hidrógeno. La escala de medición va desde cero (0) a catorce (14), conteniendo la escala de cero (0) a siete (7) todos los productos o sustancias 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). El ánodo es el electrodo en el cual, o a través del cual, la corriente positiva pasa hacia el electrolito. La reacción anódica es una oxidación y la reacción catódica una reducción.

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 Teflón u otros materiales resistentes a la corrosión. Suelen estar gr aduados, 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 t ubo transparente que termina en una de sus puntas de forma cónica, y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) indicando distintos volúmenes. Bombilla  Accesorios para la instalación de la celda ♦Cocodrilos Termómetro Cronómetro

V. PROCEDIMIENTO: 1. Pesar el cátodo y anotar su peso

2. Preparar una solución electrolítica, conteniendo 40g/lit. De Cu2+. A partir deCuSO4.5H2O, grado reactivo; y 20 g/lit.de ácido sulfúrico concentrado. Colocar250 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

VII. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES: 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 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 elelectrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxid. 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 tal vez 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 más efectivo el proceso.