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trabajo practico referencial...

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UNIVERSIDAD NACIONAL SAN ANTONIO ABAD DEL CUSCO

DEPARTAMENTO ACADEMICO DE: INGENIERIA GEOLOGICA, MINAS Y METALURGICA ESCUELA PROFESIONAL: ¨INGENIERIA METALURGICA¨ TEMA: ¨ELECTRODEPOSICION DEL COBRE¨

AREA: FISICOQUIMICA METALURGICA II

DOCENTE: ING. EDUARDO ORTIZ

NOMBRE: MARIA DEL CARMEN YABAR HUAMAN

SEMESTRE 2018 – I

ELECTRODEPOSICION DEL COBRE OBJETIVOS: o o o o o o

Extraer el cobre de una solución de sulfato de cobre utilizando la deposición electrolítica. Identificar las reacciones que intervienen en el proceso. Determinar la intensidad de corriente del proceso y el consumo práctico de energía eléctrica. Observar los fenómenos que ocurren durante el proceso. Obtener el cátodo de Cobre en alta pureza. Calcular el peso depositado utilizando las leyes de la electroquímica.

FUNDAMENTO TEORICO: 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 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.  ELECTRODEPOSICION DE COBRE (Cu): La electrodeposición del 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 llegara 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 del cobre en el cilindro, mientras en el ánodo se descompone el agua dando lugar a burbujas de oxigeno (O) e iones H + que a su vez originan H2SO4. Cu(s) ----- Cu2+(ac) + 2e Estos electrones llegaran al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito: Cu2+(ac) + 2e ----- Cu(s) De esta manera el cátodo va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa color rojiza en la superficie.  VOLTAJE TOTAL DE LA CELDA DE ELECTRODEPOSICION DE COBRE: El voltaje de una celda electrolítica no afecta directamente la cantidad depositada, pero actúa sobre la corriente; y en las celdas no existe una relación proporcional entre el voltaje y la corriente, porque la relación voltaje-corriente dada por la ley de Ohm implica tan solo uno de los diversos factores del voltaje total de la celda.  MASA DEL DEPOSITO DE COBRE (m): La ley de Faraday se aplica sin excepción en todos los casos de electrólisis; y expresa que la cantidad de acción electrolítica es una función de la corriente y el tiempo, y que por cada 96500 Coulombios o Amperio-Segundo que pasan a través del electrolito, un equivalente químico en gramos de sustancia es reducida en el cátodo y otra cantidad equivalente es oxidada en el ánodo:

W=

MIT nF

DONDE: M: Peso atómico del ion o de 1 mol de la sustancia depositada expresada en gramos. I ∶ Intensidad de corriente (Amperios).

T

∶ Tiempo de depósito (segundos).

∶ Valencia del ion o número de electrones en la reacción para depositar 1 mol de la sustancia.

n

� ∶ Constante de Faraday, 96500 Coulombios o Amperios - Segundos.

 PROCESO ELECTROQUIMICO: Un proceso de naturaleza electro-química se caracteriza por presentar la realización simultánea de dos reacciones denominadas anódicas y catódicas. En la primera sucede una transformación química de oxidación y se liberan electrones. La reacción catódica involucra un proceso químico de reducción con participación de los electrones liberados en el ánodo y que viajan por conductores electrónicos (cables) que unen el cátodo con el ánodo.

En la solución, no hay desplazamiento de electrones, sino que los iones se desplazan en la solución. Los aniones (-) van hacia el electrodo de carga positiva y los cationes (+) hacia el electrodo de carga negativa. El electrolito es un conductor iónico. Los procesos electroquímicos pueden ser clasificados en galvánicos y electrolíticos según sean o no espontáneos. Los primeros suceden en forma natural y la celda se denomina galvánica. Los no espontáneos o electrolíticos se realizan por medio de la aplicación de corriente externa y se realizan en una celda llamada electrolítica.

 PROCESOS ELECTROLITICOS: La 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 celda electrolítica. La electrólisis 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.

 APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS: 

OBTENCION DEL COBRE PURO: En el electrodo 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.

 CELDAS ELECTROLITICAS: Los procesos electrolíticos tienen lugar en unidades llamadas celdas electrolíticas, las cuales se agrupan para constituir la planta electrolítica. En una celda electrolítica la reacción electroquímica se lleva a cabo por la imposición externa de un voltaje mayor al del potencial reversible de celda. También es posible la imposición de una corriente de electrólisis que permita la transformación electroquímica. Este tipo de celdas se utilizan en la electro-síntesis de diversos compuestos, en el análisis de parámetros fisicoquímicos o bien, en la dilución de mecanismos de reacción.

 CELDAS DE ELECTRODEPOSICION: La precipitación por reducción eléctrica comúnmente conocida como electrodeposición, es actualmente uno de los procedimientos más sencillos para recuperar metales, en forma pura y selectiva, respecto a las impurezas existentes en soluciones. Su característica principal radica en que el metal ya está en la solución y solamente se trata de recuperarlo depositándolo en cátodos, mientras el ánodo es esencialmente insoluble. Una celda de electrodeposición está constituida por: 

La celda: Es un recipiente que contiene el electrolito y los electrodos. En algunos casos la celda puede ser constituida por dos mitades, conectadas entre sí por un puente salino.



El electrolito: Un medio acuoso, que contiene los iones del metal a depositar y otros iones que migran permitiendo el paso de la corriente entre los electrodos.



El ánodo: Metal o solución insoluble (usualmente Pb-Sn-Ag).



El cátodo: Lámina delgada del metal a depositar u otro metal puro diferente (acero inoxidable, aluminio).

MATERIALES Y EQUIPOS:            

Solución de CuSO45H2O 40g/l de Cu2+ Electrodos Ánodo: Plomo – Zinc y Cátodo: Acero inoxidable Cuba de 10x8x7 Termómetro Cronometro Fuente calorífica continua Rectificador de corriente Multitester Cocodrilos Cables (conductores eléctricos) Vasos de precipitado Cocina

PROCEDIMIENTO: a) PREPARAR LOS ELECTRODOS (LIMPIEZA) Como primer paso tendremos la limpieza de ánodos y cátodos, los que usaremos para dicha práctica de laboratorio, para limpiar este cátodo y ánodo tomaremos una lija y lo lijaremos para sacarle toda la suciedad que está impregnada en ellos (se podría decir), recalcar que dichos ánodos y cátodos son de acero inoxidable y tienen una medida de 6 x 7 para el cátodo y de 6 x 4 cm para el ánodo. Estos serán sumergidos en la solución de CuSO4.

b) CALENTAR LA SOLUCION DEL SULFATO DE COBRE A 50°C. Como un segundo paso, tomaremos la solución de Sulfato de Cobre (CuSO4) y la revertiremos en dos vasos de precipitados, cada vaso con distintas cantidades de dicho reactivo, la cantidad de solución a ser calentada tiene que ser mayor ya que esta solución tiene que ser revertida en la celda junto con los electrodos para que se pueda realizar la práctica, ya revertida la solución lo ponemos en una cocina eléctrica (encima de sus hornillas), como la solución tiene que estar a 50°C (grados Celsius), ni bien puesta la solución en la cocina tomaremos un termómetro y lo pondremos mientras calienta la solución para que se pueda calentar a dicha temperatura. c) INSTALAR LA CELDA ELECTROLITICAS CON UNA SOLUCION DE CuSO4 Ya habiendo hecho la limpieza de los electrodos procedemos a hacer una instalación de los cables (conductores de electricidad) junto con los cocodrilos, cada punta del cable estará conectado con un cocodrilo (rojo con rojo y negro con negro), ya habiendo instalado los cables, en nuestra mesa tendremos la fuente calorífica, el multitester, el rectificador de corriente, la celda y los electrodos. Como ya tenemos dichos elementos, procedemos a instalarlos, uno de los cocodrilos hará un soporte al ánodo mientras que el otro cocodrilo se ira hacia la fuente calorífica para que mediante estos se pueda conducir la electricidad, lo mismo hacemos para el cátodo; los electrodos tendrán que ir dentro de la celda teniendo una distancia entre ellos, daremos a conocer que la distancia entre ánodo y cátodo es de 4 cm. Ya calentada la solución de Sulfato de Cobre a una temperatura de 50°C como nos dijeron, esta será revertida a la celda para poder ser alimentada con una intensidad de corriente. d) ALIMENTAR UNA TENSION DE 2.0 Volt. CON UNA DENSIDAD DE CORRIENTE DE 200 Amp/m2 e) CONTROLAR EL TIEMPO DE PROCESO DE 20 MINUTOS

MEDICION DE LOS PARAMETROS DE LA CELDA: 1) HALLANDO LA INTENSIDAD:

I =J x A I =200

Amp x ( 6 x 7 ) cm m2

I =200 I=

Amp 42 x 2 1000 m

200 x 42 I =0.84 Amp 1000

2) HALLANDO LA RESISTENCIA (R):

V =I x R entonces R= R=

V I

2.09 0.84

R=2.4880 OHM

3) HALLANDO LA RESISTIVIDAD:

R= p

R l entonces p= A l A p=

2.4880 r =26.12OHM . cm 4 cm

4) HALLANDO LA CONDUCTIVIDAD:

Ls= Ls=

1 p

1 Ls=0.03882 OHM−1 cm−1 26.12

5) HALLANDO LA CONDUCTANCIA:

L= L=

1 R

1 L=0.4019OHM −1 2.4880

REEMPLAZANDO EN LA TABLA: Solución

CuSO4

Área ánodo

cátodo

6x4 cm2

6x7 cm2

L

r

Ls

R (Ώ)

I (Amp )

V (volt)

t(s)

W (gr)

0.40

26.12

0.038

2.488

0.84

2.09

1200

0.331 6

Los datos en negrita son datos obtenidos en laboratorio y los datos que no están en negrita son los datos hallados.

CALCULANDO LA FORMA TEORICA DE Cu DEPOSITADO EN gr EN EL TIEMPO: W=

MIT nF

F=96500 ℃ ;t=20 min x 60 s=1200 s ; M(Cu) =63.5 gr /mol W=

63.5 x 0.84 Amp x 1200 seg 96500 x 2 W =0.3316 gr de Cu

Entonces podemos decir que 0.3316 gr de Cu se depositan en 20 minutos en un área de 42 cm2.

CALCULAR LA CANTIDAD DE Cu DEPOSITADO EN gr EN TIEMPOS DE 20, 30, 40, 60, 120 MINUTOS Y GRAFICAR EN EXCEL: Convertimos los minutos dados en segundos:

    

20 min x 60 seg. = 1200 segundos 30 min x 60 seg. = 1800 segundos 40 min x 60 seg. = 2400 segundos 60 min x 60 seg. = 3600 segundos 120 min x 60 seg. = 7200 segundos

TIEMPO (s)

PESO (gr)

1200

0.3316 gr

1800

0.4974 gr

2400

0.6632 gr

3600

0.9949 gr

7200

1.9898 gr

GRAFICA DE DISTINTOS TIEMPOS CON DIFERENTES PESOS DE COBRE ELECTRODEPOSITADO 2.5

2

1.5

1

0.5

0

0

1000

2000

3000

4000

5000

6000

7000

8000

CONCLUSIONES: 

Logramos 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. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de la celda electroquímica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales.



La celda electroquímica está basada en la oxidación – reducción donde se produce el cambio en los iones de oxidación de las sustancias. Los electrones fluyen sobre los circuitos externos desde el electrodo negativo al positivo.



Observamos también que al aumentar el tiempo aumenta el peso de la electrodeposición, así como se observa en la gráfica.

RECOMENDACIONES:



Poder manejar bien los parámetros.



Manejar bien la densidad de corriente.



Asegurarse que el ensamblado de la celda sea el correcto para así poder mantener un mejor porcentaje de recuperación del cobre.



Tener cuidado al momento de calentar la solución de Sulfato de Cobre, ya que si se calienta demasiado los electrodos pueden pegarse hacia las celdas....