Electro Obtencion De Cobre

Electro Obtención

La electro obtención, tiene por objeto realizar una precipitación, selectiva, o colectiva, por medio de Electrolisis de algún(nos) elemento(s) desde una solución.

La precipitación por reducción electrolítica es actualmente uno de los procedimientos más sencillos para recuperar metales en forma pura y selectiva, respecto a las impurezas existentes en solución. Su característica principal radica en que el metal ya esta en la solución y solamente se trata de recuperarlo depositándolo en el cátodo, mientras el ánodo es esencialmente insoluble. En la actualidad tiene una gran importancia económica, al permitir el beneficio de recursos lixiviables, tanto en oro, como cobre, plata, etc, cuyo tratamiento por otras vías resultaría económicamente inviable.

Algunos de los metales que se recuperan por electro obtención son:

Metal Electrolito Cátodo

Antimonio Soda y súlfuro de sodio Acero

Cadmio Solución de sulfato Aluminio

Cromo Solución de sulfato Hastelloy

Cobalto Solución de sulfato Acero inoxidable

Cobre Solución de sulfato Cobre o acero inoxidable.

Galio Solución de Soda (NaOH) Acero inoxidable

Manganeso Solución de sulfato Acero inoxidable

Níquel Solución de sulfato Níquel o acero inoxidable

Oro Solución de Cianuro Lana de acero

Plata Solución de Nitrato Plata o grafito

Teluro Solución de Soda (NaOH) Acero inoxidable

Zinc Solución de sulfato Aluminio

Tabla 4.1: Algunos de los metales que se recuperan por electroobtención.

Por otra parte, la refinación electrolítica (ER), constituye un paso obligado de refinación para proceder a la comercialización final de numerosos metales. Su característica principal radica en que el metal llega como ánodo (soluble) y se disuelve electrolíticamente, mientras en el cátodo se deposita el metal refinado en forma simultanea. Las impurezas quedan disueltas en el electrolito, y también precipitan en los residuos o barros anódicos.

4.1 Leyes de Faraday

Las leyes fundamentales que gobiernan las reacciones electroquímicas fueron formuladas, en 1831, por Michael Faraday, y describen lo siguiente:

• La cantidad de cambio químico producido por una corriente eléctrica, es decir, la cantidad disuelta o depositada de una sustancia, es proporcional a la cantidad de electricidad pasada.

• Las cantidades de diferentes sustancias, depositadas o disueltas por la misma cantidad de electricidad, son proporcionales a sus pesos químicos equivalentes.

El postulado se concreta en la siguiente ecuación:

Donde:

• md = Masa depositada [Masa/tiempo]

• Pat = Peso molecular del elemento en estudio.

• icell = densidad de corriente de la celda.

• At = Área total expuesta a depositación.

• t = Tiempo de exposición.

• ηc = Eficiencia de la corriente (90 – 92 %).

• z = Numero de electrones intercambiados en la reacción de depositación.

• F = Constante de Faraday (96.500 [c/g-eq].

• Q = Flujo volumétrico de solución.

• [Ci - Cf]= Variación de la concentración del elemento de interés en la etapa de E.W.

4.2 Voltaje aplicado a la celda

A partir de la serie electro-química de los metales, se podría deducir con simpleza que para una reacción electroquímica bastaría con aplicar una FEM, equivalente a la suma de los voltajes requeridos por las reacciones anódica y catódica, respectivamente.

Sin embargo, en la práctica esto no es así. El valor calculado E0, es el valor de equilibrio de la celda en condiciones estándares, y por lo tanto, es el valor de la diferencia de potencial de una pila formada bajo concentraciones de 1 molar, por lo que no hay circulación de corriente, sólo existe equilibrio bajo condiciones estándares.

Para considerar la situación real, entre otras cosas se debe considerar las concentraciones efectivas de los reactantes. A continuación se expondrán otros criterios de voltaje que deben tomarse en cuenta, estudiados para el caso del Cobre.

Entre los ítems que se deben tomar en cuenta tenemos:

1. Potencial de reacción.

2. Sobre potencial en el cátodo.

3. Sobre potencial en el ánodo.

4. Resistencia óhmica en el electrolito.

5. Caída de voltaje en los contactos.

4.2.1 Potencial de reacción

El potencial de la reacción debe tomar en cuenta las condiciones reales en que ocurre el fenómeno, los cuales están ligados con la temperatura y la concentración de los iones en solución. Esto se calcula a partir de la ecuación de Nerst:

, donde:

E = Potencial de la reacción.

E0 = Potencial en condiciones estandares.

R = Constante de los gases (8,314 [Jouls/molºK]).

T = Temperatura [kelvin].

Z = Numero de electrones de la reacción.

F = Constante de Faraday.

Aprod = Actividad de los iones en el producto.

Areac = Actividad de los iones en el reactivo.

En el caso del Cobre tendremos

Si este valor es mayor que cero, nos estará indicando que la reacción ocurre espontáneamente en la dirección de izquierda a derecha de la ecuación química planteada. Por el contrario, si el valor es negativo, significa que la reacción ocurre espontáneamente de derecha a izquierda. Para el cobre la reacción de disolución ocurre espontáneamente, por lo que la reacción de depositación deberá ocurrir mediante el uso de alguna fuerza externa, que se le oponga que, en este caso, es la fuerza eléctrica.

Otra manera de calcular el potencial requerido en la reacción química es aplicando la regla de Tohompson a la ecuación de Gibbs-Helmholtz, quedando una relación en función de la variación de entalpía de la reacción y el número de electrones de la reacción. Esto se ve en la siguiente expresión:

4.2.2 Sobre-Potencial en el Cátodo

Los fenómenos electrolíticos requieren de un cierto sobrevoltaje para su ocurrencia. En el caso de cátodo esto se explica ya que en la superficie de este hay una fuerte demanda de iones del metal, lo que hace que el gradiente de concentraciones se vea reducido en la capa límite a valores extremadamente pequeños. La agitación, en este punto, ayuda bastante a resolver el

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