Fqii Electrolisis

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y TEXTIL Departamento Académico de Ingeniería Química

“ELECTRÓLISIS DE METALES” INFORME N°5

INTEGRANTES:

DOCENTES:

Quiza Cuarez Kelly Xiomi Roca Gutierrez Deysi Yeraldin Ing. Cárdenas Mendoza, Teodardo Ing. Paucar Cuba, Karin

LIMA – PERÚ 2019

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Índice general

Índice general............................................................................................................... 2 ELECTRÓLISIS DE METALES .................................................................................... 3 1.Objetivos ................................................................................................................... 3 2.Fundamento teórico .................................................................................................. 3 3.Pictogramas .............................................................................................................. 7 4.Diagrama de flujo ...................................................................................................... 9 5.Parte experimental .................................................................................................. 10 

Materiales, equipos y reactivos ......................................................................... 10



Datos experimentales ....................................................................................... 10

6.Tratamiento de datos .............................................................................................. 10 Ecuaciones químicas: ............................................................................................. 10 7.Discusión de resultados .......................................................................................... 13 8.Conclusiones........................................................................................................... 14 9.Recomendaciones................................................................................................... 14 10.Bibliografía ............................................................................................................ 14 11.Aplicaciones .......................................................................................................... 15

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ELECTRÓLISIS DE METALES 1. Objetivos  Estudiar la electrodeposición de diferentes metales a partir de sus soluciones electrolíticas.  Cuantificar las masas de los metales electrodepositados.  Estudiar las reacciones electroquímicas que se llevan a cabo en cada electrodo.  Comprobar en forma experimental las leyes de Faraday. 2. Fundamento teórico 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 más 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

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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 ELECTROLÍTICO: 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.

Figura1: Esquema del funcionamiento de un proceso electrolítico Para explicar las reacciones en los electrodos, se puede tomar como ejemplo al cloruro de sodio fundido, porque 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

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

Figura2: Descripción del movimiento de los iones hacia los electrodos 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 − → 𝑁𝑎0 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.

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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 semirreacciones, y la reacción global de la electrólisis del cloruro de sodio es: 2𝑁𝑎+ + 2𝐶𝑙 − → 2𝑁𝑎0 + 𝐶𝑙2 La naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado. 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”. 𝑤=

𝐼. 𝑇. 𝑀 𝜃. 𝐹

Donde:  W =Cantidad de metal que se ha corroído o depositado (g)  I = Corriente (A)  T = Tiempo que dura el proceso (s)  M= Masa atómica del metal (g/mol)  θ =Valencia del metal F =Constante de Faraday= 96500 (A.s/mol)

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3. Pictogramas

Compuesto: Zinc (Zn) Propiedades fisicoquímicas:     

Color plata Olor inodoro Forma: Granos Punto de fusión 419 °C Punto /intervalo de ebullición 906 °C a 1.013 hPa

Propiedades toxicológicas/identificación de peligros: 





En base a su composición morfológica, la manifestación de características peligrosas no debe esperarse al manejarlo adecuadamente. Manipular con las precauciones de higiene industrial adecuadas, y respetar las prácticas de seguridad. - Tras absorción: Fiebre, trastornos musculares, dolores, efectos sobre el sistema cardiovascular, Náusea, Vómitos.

Primeros auxilios: 

 

Tras inhalación: aire fresco. En caso de contacto con la piel: Quitar inmediatamente todas las prendas contaminadas. Aclararse la piel con agua/ducharse. Tras contacto con los ojos: aclarar con abundante agua. Retirar las lentillas. Tras ingestión: hacer beber agua (máximo 2 vasos), en caso de malestar consultar al médico.

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Compuesto: Acetato de Zinc dihidratado (CH3COO)2Zn.2H2O Propiedades fisicoquímicas:  Forma: sólida  Color: blanco  Olor débilmente acético  pH a 20 °C débilmente ácido/a  Punto de fusión: 237 °C Propiedades toxicológicas/identificación de peligros: 



Irritación y corrosión Tos, Diarrea, Vómitos, efectos sobre el sistema cardiovascular, Edema pulmonar Riesgo de lesiones oculares graves. Para compuestos de cinc en general: poco absorbibles por el tracto gastrointestinal. Efecto astringente sobre las mucosas. Fiebre de vapor metálico tras inhalación de grandes cantidades.

Primeros auxilios:    



En caso de contacto con la piel: Quitar inmediatamente todas las prendas contaminadas. Tras inhalación: aire fresco. Aclararse la piel con agua/ducharse. Tras contacto con los ojos: aclarar con abundante agua. Llamar inmediatamente al oftalmólogo.Retirar las lentillas. Tras ingestión: hacer beber agua inmediatamente (máximo 2 vasos). Consultar a un médico.

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4. Diagrama de flujo

a) Armar el sistema de acuerdo a la guía de práctica. Para esto, limpie los electrodos a usar como cátodo. Utilice una lija para mejores resultados

b) Usar un electrodo limpio para fijar la intensidad de corriente a usar en la electrodeposición y el otro secar en la estufa durante 10 minutos y luego pesarlo.

c) Retire el electrodo y coloque un peso conocido, asegurándose que el contacto se realice de manera eficiente, prenda el equipo y verifique que la intensidad de corriente permanezca constante durante 5, 10, 15 minutos d) Después de cada intervalo de tiempo retire el cátodo, lavar con agua desionizada, secar con una estufa o secadora y luego pesar el electrodo.

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5. Parte experimental      

Materiales, equipos y reactivos 01 Rectificador de corriente continua de 0 a 10 voltios y de 0 a 20 Amp. 01 Multitester (medidor de corriente y voltaje) 02 electrodos de bronce de 5x5cm (cátodo) 01 electrodo de acero de 5x5cm (ánodo) 1000 mL de solución proporcionada.

  

Datos experimentales Masa inicial de electrodo (g) Amperaje aplicado (A):

Tiempo de electrólisis (min) 5 10 15 20

: :

24.31 1

Masa final del electrodo (g) 24.38 24.48 24.68 24.92

Tabla 1. Datos experimentales de la masa final del electrodo. 6. Tratamiento de datos  Explique con reacciones lo que ocurre en el ánodo y cátodo. Ecuaciones químicas: 

De la solución: (𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂)2 𝑍𝑛 + 𝐻2 𝑆𝑂4 → 2(𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻) + 𝑍𝑛𝑆𝑂4



De la electrodeposición: En el ánodo, el agua se oxida según la reacción: 2𝐻2 𝑂 → 𝑂2(𝑔) + 4𝐻 + (𝑎𝑐) + 4𝑒 − En el cátodo, el Zn se reduce según la reacción: Zn2+ (𝑎𝑐) + 2e− → 𝑍𝑛(𝑠) En la reacción neta:

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2Zn2+ (𝑎𝑐) + 2𝐻2 𝑂 → 2𝑍𝑛(𝑠) + 𝑂2(𝑔) + 4𝐻 + (𝑎𝑐) 

Determine los pesos teóricos y experimentales para cada tiempo empleado en la electrodeposición.

Tiempo (s) 300 600 900 1200

Intensidad (A) 1 1 1 1

Masa Zinc depositado 0.07 0.1 0.2 0.24

𝑊 = 𝐾𝑥𝑄

Masa depositada: Donde: Q: Carga de la corriente empleada

𝑄 = 𝐼𝑥𝑡

(𝐶)

K: Equivalente electroquímico 𝐾=

𝑃𝑒𝑠𝑜𝑎𝑡𝑜𝑚𝑖𝑐𝑜 (𝑉𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎)(96500)

𝑔 ( ⁄𝐶 )

Hallando K para el Zinc 𝐾=

65,41 (2)(96500)

𝑔 ( ⁄𝐶 )

𝐾 = 3.389𝑥10−4 Hallando la masa del Zinc depositado para t =5 min 𝑊 = 𝐾𝑥𝐼𝑥𝑡 𝑊 = 3.389𝑥10−4 𝑥1𝑥300 𝑊 = 0.10167 𝑔

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Resolviendo para los demás tiempos obtenemos: Tiempo (s)

Intensidad (A)

300 600 900 1200

1 1 1 1



Masa Zinc (g) depositado (teórico) 0.10167 0.20334 0.30501 0.40669

Masa Zinc (g) depositado(experimental) 0.07 0.1 0.2 0.24

Determine los rendimientos en cada caso.

Hallando el rendimiento teórico

𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =

Rendimiento experimental 𝑥100% Rendimiento teórico

Para tiempo= 5 minutos: 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =

Rendimiento experimental 0.07 𝑥100% = 𝑥100% = 68.85% Rendimiento teórico 0.10167

Resolviendo para los demás tiempos obtenemos: Tiempo (min) 5 10 15 20



Masa Zinc (g) depositado (teórico) 0.10167 0.20334 0.30501 0.40669

Masa Zinc (g) depositado(experimental) 0.07 0.1 0.2 0.24

Rendimiento (%) 68.85 49.18 65.57 59.01

Grafique la masa electro depositada vs tiempo (teórico y experimental)

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Masa electrodepositada vs tiempo (Teórico) 0.45 y = 0.0003x - 5E-06 R² = 1

0.4

0.35 0.3 0.25 0.2 0.15 0.1 0.05 0 0

200

400

600

800

1000

1200

1400

Gráfica 1: Masa electrodepositada vs tiempo (teórica)

Masa electrodepositada vs tiempo (experimental) 0.3 y = 0.0002x R² = 0.9553

0.25 0.2 0.15 0.1 0.05 0 0

200

400

600

800

1000

1200

1400

Gráfica 2. Masa electrodepositada vs tiempo (experimental)

7. Discusión de resultados  Este experimento requiere una fuente de alimentación que suministra al sistema corriente continua, esto gracias a que debido al potencial final de la reacción neta describe que esa reacción no puede darse espontáneamente.  El Zn se deposita en el cátodo (luego de reducirse) debido a que el potencial de hidrogeno es mucho menor que el de Zn.  Por otro lado, en el ánodo hay de desprendimiento de gas Oxígeno, ya que el ion SO4-2 no se descarga ya que el azufre permanece en el estado de oxidación más elevado que tiene, por lo tanto, se produce la oxidación del agua a Oxígeno gaseoso.

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 

 



En las reacciones se observa que el agua se reduce ya que libera hidrógeno en el cátodo, y se oxida en el ánodo liberando oxígeno. Las gráficas nos muestran una tendencia lineal, pues la masa depositada es dependiente solo del tiempo, manteniendo constante la corriente eléctrica la cual fue de 1 A. La masa depositada aumentaba a medida que el tiempo también se prolongaba con intervalos pequeños. La recta experimental muestra una buena determinación lineal con un coeficiente de determinación alto, lo que indica ser un buen resultado y modelo. Terminando el proceso de electrólisis para un determinado tiempo se observó que alrededor de la placa se formó un tipo arbolito color plateado, pues esto indica que los átomos se van a los costados formando estos.

8. Conclusiones    



El cátodo fue colocada entre los 2 ánodos para que la electrodeposición sea homogénea en la placa. La primera ley de Faraday de la electrólisis fue usada para cuantificar las masas de los metales electrodepositados. La corriente eléctrica se tiene que mantener constante para obtener la gráfica lineal y dependiente del tiempo. Con el desarrollo del informe se pudo conocer más sobre este proceso y funcionamiento, puesto que la electrólisis es un proceso sencillo e interesante, también la aplicación a nivel industrial y comercial. La cantidad de producto que se forma durante este proceso depende mucho de la cantidad de electricidad que se proporciona a través de la pila electrolítica y de la masa equivalente de la sustancia que forma el electrolito, o se quiera recubrir.

9. Recomendaciones  Tener cuidado al momento de pesar, no retirar hasta tener un peso constante pues puede haber factores externos que afecten el peso.  Ser muy cuidadosos con el tiempo para así tener resultados más eficaces.  Colocar la placa derecha con la ayuda del alambre pues así se hará una mejor electrodeposición de manera homogénea.

10. Bibliografía  Ficha de Seguridad Merk, Cinc https://www.merckmillipore.com/PE/es/product/msds/MDA_CHEM108780?Origin=PDP

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Ficha de Seguridad Merk:Cinc Acetato dihidratado https://www.merckmillipore.com/PE/es/product/msds/MDA_CHEM108802?Origin=PDP Electroquímica (III) Electrolisis IES La Magdalena. Avilés. Asturias: https://fisquiweb.es/Apuntes/Apuntes2Qui/Electroquimica3.pdf Principios de electrodeposición. Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán. Departamento De Ingeniería. Laboratorio de Tecnología de Materiales http://olimpia.cuautitlan2.unam.mx/pagina_ingenieria/mecanica/mat/mat_ mec/m6/principios%20de%20electrolisis.pdf http://olimpia.cuautitlan2.unam.mx/pagina_ingenieria/mecanica/mat/mat_ mec/m6/principios%20de%20electrolisis.pdf

11. Aplicaciones Electrodeposición de cobre para las refinerías de cobre Las refinerías de cobre electrolítico tienen una necesidad inherente de controlar las concentraciones de cobre en el estanque de alimentación. El proceso de electrorrefinación del cobre implica un ánodo de cobre impuro y un cátodo inerte. Se aplica una corriente eléctrica a través del ánodo y el cátodo, lo que hace que el cobre se disuelva del ánodo para luego depositarse sobre el cátodo como cobre puro metálico. La disolución anódica de cobre es más rápida que la deposición catódica, lo que ocasiona un aumento general de la concentración de cobre disuelto conforme transcurre el tiempo. Con el fin de controlar la concentración de cobre en el electrolito dentro de un rango definido, las refinerías de cobre usan la electrodeposición. Asimismo, las impurezas presentes en el ánodo de cobre también se disolverán en el electrolito que se acumulará al paso del tiempo a menos que se les purgue. Esta ‘purga’ de impurezas tiene lugar en lo que se conoce como una celda ‘liberadora’. Estas celdas liberadoras son simplemente celdas de electrodeposición del cobre que están optimizadas en etapas para controlar la concentración de cobre y purgar las impurezas del electrolito de refinación para garantizar la producción de cátodo de cobre LME Grado A.

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Figura: Tubos de cobre luego de la electrodeposición La electrodeposición convencional del cobre, aunque es la más frecuente, no es eficiente en el proceso de liberación, lo cual ocasiona: – Cobre fuera de especificaciones que tiene que reciclarse, dando como resultado un alto capital de trabajo o de trabajo en progreso (WIP) – Generación de una niebla de ácido cancerígeno y potencial para el letal gas arsano – Formación de lodo de liberación o pastel de liberación El uso de técnicas avanzadas de electrodeposición del cobre como emew, da como resultado ventajas significativas para los circuitos liberadores en la refinación del cobre, que incluyen: – Producción de cátodo de cobre de alta pureza comercializable a partir de 1 g Cu/L – Disminución significativa en la capital de trabajo o WIP – Sin neblina ácida ni gases que escapen como el arsano, ya que las celdas emew son totalmente herméticas – Mejor control de impurezas – Beneficios de subproductos de la recuperación del cátodo de cobre Las refinerías de cobre están aprovechando estas ventajas y están actualizando las celdas liberadoras de cobre convencionales con células liberadoras emew avanzadas. Un ejemplo reciente es Hindustan Copper Limited, una empresa del gobierno de la India que instaló emew para la recuperación de cobre y níquel de los flujos de purga de la refinería.

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