ELECTROMETALURGIA

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UNIVERSIDAD NACIONAL JOSE FAUSTINO SANCHEZ CARRION

FACULTAD DE INGENEIRIA QUIMICA Y METALURGICA MET ALURGICA ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA QUIMICA ASIGNATURA Metalurgica

TEMA: ELECTROMETALURGIA

AUTOR: Brandonlee Becquer, De la Cruz Solorzano

DOCENTE: Ing. La Cruz Bernal, Jaime

HUACHO - 2018

De la Cruz Solorzano Brandonlee Becquer- INGENIERÍA QUÍMICA-UNJFSC

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INTRODUCCIÓN El propósito del presente trabajo es lograr reconocer e identificar las generalidades de la electrometalurgia en los procesos mineros. De la misma manera, se dará a conocer la definición de electrometalurgia, como también la identificación de los campos de aplicación que se lograron obtener en la visualización de los diferentes procesos de la electrometalurgia. A la vez, se destacará la gran importancia que tienen las reacciones electroquímicas que es una parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. También se darán a conocer las leyes que se utilizan en la electroquímica como la ley de Faraday, modulómetros y sus aplicaciones, también se explicara la función de la conductividad eléctrica en diferentes medios, tipos de conductores y la conductividad equivalente molar que son utilizados para los procesos de la electrometalurgia. Se explicarán la teoría de la doble capa eléctrica, esta comprende la región de interface entre dos fases, también los modelos de doble capa eléctrica que se atribuye desde un punto de vista matemático como un condensador, basado en un modelo físico en el que una capa de iones es adsorbida a la superficie. Finalmente, se culminará analizando dentro de las reacciones electroquímicas los puntos de potencial electroquímico y electrodos de referencia, en el cual El potencial electroquímico es importante en la química electro analítica y el electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y conocido. También se darán a conocer el potencial de electrodo, potencial reversible de las celdas, polarización electroquímica, polarización reversible e irreversible que son aplicados en los procesos de electrometalurgia. Y dentro de los procesos anódicos y catódicos de darán a conocer los puntos de reducción, oxidación y cinética.


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INDICE GENERAL

INTRODUCCIÓN ............................................................................................................................. 2 INDICE GENERAL ........................................................................................................................... 3 CAPITULO I: GENERALIDADES ....................................................................................................... 5 1.1

Definición de electrometalurgia ....................................................................................... 5

1.2

Campos de aplicación........................................................................................................ 5

1.3

Electrólisis ......................................................................................................................... 5

CAPITULO II. REACCIONES ELECTROQUÍMICAS............................................................................. 8 2.1.

Leyes de Faraday de la electrólisis .................................................................................... 8

2.1.1.

Forma matemática .................................................................................................... 9

2.1.2.

Conductividad y tipos de conductores. ................................................................... 10

2.2.

2.1.2.1.

Conductividad eléctrica en diferentes medios................................................ 10

2.1.2.2.

Conductividad en medios líquidos .................................................................. 10

2.1.2.3.

Explicación de la conductividad en metales.................................................... 12

Tipos de conductores eléctricos...................................................................................... 12

2.2.1.

Conductor de alambre desnudo ............................................................................. 12

2.2.2.

Conductor de alambre aislado ................................................................................ 13

2.2.3.

Conductor de cable flexible..................................................................................... 13

2.2.4.

Conductor de cordón .............................................................................................. 13

2.3.

Conductividad equivalente y molar ................................................................................ 14

2.4.

Ley de Debye – Hückel – Kohlrausch .............................................................................. 14

2.4.1.

Ley de Debye ........................................................................................................... 14

2.4.2.

Erich Hückel ............................................................................................................. 15

2.4.3.

Ley de Kohlrausch ................................................................................................... 16

2.4.4.

Electrodos de referencia ......................................................................................... 17

CAPITULO III. Diagramas de Eh-pH – Aplicación del programa OUTOKUMPU ........................... 17 3.1.

Potencial de electrodo – Potencial reversible de celda .................................................. 17

3.1.1.

Potencial de reducción ............................................................................................ 18

3.1.2.

Potenciales de semicelda ........................................................................................ 19

3.1.3.

Descarga de una celda galvánica............................................................................. 19

3.1.4.

Tipos de electrodo................................................................................................... 19

3.1.5.

Potencial de electrodo y potencial normal de electrodo........................................ 20

3.2.

Polarización electroquímica ............................................................................................ 20


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CAPITULO VI. PROCESOS ANÓDICOS Y CATÓDICOS .................................................................... 21 4.1.

Reducción de uno o más iónes metálicos en procesos catódicos .................................. 21

4.1.1.

Convencionalidad de sentidos ................................................................................ 22

4.1.2.

Cátodo termoiónico ................................................................................................ 22

4.2.

Oxidación de o más iónes metálicos en procesos anódicos ........................................... 22

4.2.1.

Ánodo ...................................................................................................................... 22

4.2.2.

Válvulas termoiónicas ............................................................................................. 23

4.2.3.

Ánodos especiales ................................................................................................... 24

CAPITULO V. CONCLUSIÓN ......................................................................................................... 25 CAPITULO VI. BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................... 26


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CAPITULO I: GENERALIDADES 1.1

Definición de electrometalurgia

La electrometalurgia es un conjunto de tecnologías, junto con la electricidad y otros factores, por lo cual se obtienen reacciones físicas y/o químicas la cual se emplea para obtener y/o refinar materiales; siendo así parte de la electroquímica. La electrometalurgia se define como la rama de la metalurgia que usa la energía eléctrica para la producción y tratamiento de los metales, la energía eléctrica es convertida en calor con el fin de producir la temperatura necesaria para el proceso o servir para descomponer un compuesto por acción de electrolítica en el que el calor generado es relativamente pequeño o por electrolisis, en la que la cantidad de calor empleado es necesariamente grande.

1.2

Campos de aplicación

La electrólisis consiste en dos reacciones separadas. En el cátodo una reducción (capta electrones) y en ánodo una oxidación (cede electrones). La corriente eléctrica en el electrolito es conducida por el movimiento de los iones por la difusión y la migración que permiten el intercambio continuo de electrones. El cambio en el cátodo debe involucrar la transferencia del mismo número de electrones que en ánodo. Las dos reacciones así son químicamente equivalentes, o sea, 23 g de Na (peso atómico) se depositan en el cátodo y luego 35.46 gr (peso atómico) de Cloro es liberado en el ánodo. La reacción en el ánodo y cátodo resultan en una reacción neta involucrando un cambio de composición en el electrolito (caso de la electro-obtención), o las reacciones catódicas y anódicas se balancean uno con la otra de modo que no hay variación neta (suponiendo eficiencias del 100% en el cátodo y el ánodo respectivamente) caso de la electro-refinación.

1.3

Electrólisis

Michael Faraday (1791-1867), científico inglés, estudió el fenómeno llamado electrólisis, que es un método en que se obtiene la deposición de un elemento determinado desde una solución que lo contiene, mediante la aplicación de una corriente eléctrica. Dicho fenómeno tiene lugar en recipientes conocidos como celdas electrolíticas. El flujo de electricidad a través de un conductor metálico se lleva a cabo por el movimiento dirigido de los electrones libres. Los electrólitos son soluciones ionizadas o sales, ácidos o bases fundidas, que también conducen la corriente, pero el mecanismo es totalmente diferente.


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Por ejemplo, la estructura cristalina del NaCl (sal común) está formada por iones alternados de sodio (Na+) y iones cloro (Cl-). Si estos cristales se disuelven en agua la mayoría de los iones se separan y se mueven como partículas individuales. Hay millones de estos iones nadando en un centímetro cúbico de la solución salina. El número total de iones positivos (ión Na) es igual al número total de iones negativos (ión cloro), dando lugar al principio de la electroneutralidad. Cada ión es portador de una carga eléctrica y la concentración de ambos tipos de iones se mantiene uniforme en la solución por la difusión al azar de los iones en el agua.

Si se sumergen dos terminales de corriente continua en la solución, cada alambre o electrodo toma contacto con las cargas positivas y negativas. El electrodo cargado positivamente (lo que indica deficiencia de electrones) tiene avidez por electrones libres de modo que inmediatamente atrapa los electrones al alcance, que son aportados por los iones cloro (Cl-) en la vecindad del electrodo positivo o ánodo. El cátodo por otro lado tiene un exceso de electrones libres, que transfiere al único “sumidero de electrones” asequible, los iones positivos de Na+. Si este proceso continuara la concentración de Na+ en el ánodo y de Cl- en el cátodo aumentaría, pero esto no es posible porque la segregación de cargas iguales es imposible en una solución electrolítica porque no solo se repelen, sino que por difusión de ambas especies; el Cl- se aleja del cátodo y se acerca al ánodo y el Na+ se aleja del ánodo y se mueve hacia el cátodo. A medida que la difusión acerca más iones a ambos electrodos, ocurre una neutralización continua y el efecto es la conducción de electricidad a través del electrolito, igual que a través de un conductor metálico.


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Muchas veces la explicación dada es que las cargas positivas son atraídas por ánodo y las negativas por el cátodo porque tienen cargas opuestas. Aunque esto es verdad, el efecto electrostático es solo efectivo a distancias equivalentes a algunos diámetros atómicos del electrodo. Luego prácticamente no tiene efecto sobre la conducción de la corriente. Entonces el fenómeno que explica la redistribución de iones en una celda electrolítica de tal modo que permite el intercambio continuo de electrones en los electrodos es la difusión natural de iones átomos y moléculas debido a la agitación térmica en la solución. Consideremos ahora que pasa con los iones neutralizados, el ión Cl- que pierde su carga se transforma en un átomo neutro de cloro. Estos átomos se unen para formar una molécula de cloro (Cl2). El cloro formado de este modo escapa como gas burbujeando por la solución alrededor del ánodo. En el cátodo aparece el átomo de Na. Si no hubiera reacción secundaria formaría un cristal depositándose como metal en el cátodo. Sin embargo, el sodio reacciona con el agua:

2  → 2 

produciendo hidrógeno gaseoso que escapa en el cátodo y NaOH rodea el cátodo. Similar es el caso del sulfato de cobre disuelto en agua.

( ) → +  −

los iones Cu++ se neutralizan en el cátodo y los átomos de cobre forman un depósito metálico en el cátodo (cobre electrolítico a partir de la solución de lixiviación):

+  2− → 0 En el ánodo el H 2O es oxidada y el oxígeno escapa como gas y se genera más acidez según:

 → 12   +  2− De la Cruz Solorzano Brandonlee Becquer- INGENIERÍA QUÍMICA-UNJFSC

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La reacción que ocurre en el ánodo depende del material del cual se componga éste. Si es insoluble (por ejemplo, plomo) ocurre la reacción indicada anteriormente. Pero si es por ejemplo un pedazo de cobre, los átomos de cobre se oxidan perdiendo electrones entrando en solución como iones según:

0 → +  2− y el ánodo se corroe o disuelve para formar CuSO4 disuelto en agua (caso del electro refinación) Otro caso es la reacción de sal fundida de NaCl entre electrodos de carbón. La fusión del NaCl ioniza tal como la disolución en agua. La reacción catódica es:

+  − → 0 y la anódica:

2− → 0  2− El sodio se junta en el cátodo como metal (está líquido a la temperatura de fusión del NaCl) y el Cl2 escapa como gas en el ánodo. (El mismo caso es el usado para la extracción del Al por la electrólisis de sales fundidas de bauxita).

CAPITULO II. REACCIONES ELECTROQUÍMICAS.

2.1. LEYES DE FARADAY DE LA ELECTRÓLISIS Las leyes de Faraday del electrólisis expresan relaciones cuantitativas basadas en las investigaciones electroquímicas. Varias versiones del enunciado de las leyes se pueden encontrar en los libros de texto y la literatura científica. La más utilizada es la siguiente: 

1° ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia depositada en un

electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulomb.



2° ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad

(carga eléctrica), la masa depositada de una especie química en un electrodo, es


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directamente proporcional al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.

2.1.1. Forma matemática La ley de Faraday se puede resumir en la forma moderna: m=Q/F × M/z Dónde:     

m, es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos). Q, es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios). F, es la constante de Faraday. M, es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol). z, es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones por ion).

Nótese que M⁄z es el peso equivalente de la sustancia alterada. Para la primera ley de Faraday, dado que M, F y z, y son constantes, Q∞m. Para la segunda ley, si Q, F y z, y son constantes, m∞M⁄z

En el caso que la electrólisis tenga lugar en corriente continua: Q=I*t Dónde: 

I, es la intensidad de corriente eléctrica (en amperios).



t, es el tiempo transcurrido (en segundos).

Sustituyendo esta expresión para la carga Q en la ecuación anterior, obtenemos: m= It/F x M/z y, por lo tanto, como: n = m / M: n= It/F x 1/z Donde: n, es la cantidad de sustancia liberada (en moles). En el caso que la corriente varíe en el tiempo, la intensidad instantánea se define como: I= dQ/dt Integrando, obtenemos que la carga total es:

  = ∫0 ()


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Donde: 

to, es el instante de tiempo real.



Tf, es el instante de tiempo final.

2.1.2. Conductividad y tipos de conductores. La conductividad eléctrica es la medida de la capacidad de un material o sustancia para dejar pasar la corriente eléctrica a través de él. La conductividad depende de la estructura atómica y molecular del material. Los metales son buenos conductores porque tienen una estructura con muchos electrones con vínculos débiles, y esto permite su movimiento. La conductividad también depende de otros factores físicos del propio material, y de la temperatura. La conductividad eléctrica es la inversa de la resistividad; por tanto, su unidad es el S/m (siemens por metro) o Ω−1·m−1. Usualmente, la magnitud de la conductividad (σ) es la pr oporcionalidad

entre el campo eléctrico y la densidad de corriente de conducción.

2.1.2.1. Conductividad eléctrica en diferentes medios Los mecanismos de conductividad difieren entre los tres estados de la materia. Por ejemplo, en los sólidos los átomos como tal no son libres de moverse y la conductividad se debe a los electrones. En los metales existen electrones cuasi-libres que se pueden mover muy libremente por todo el volumen, en cambio en los aislantes, muchos de ellos son sólidos iónicos.

2.1.2.2.

Conductividad en medios líquidos

La conductividad electrolítica en medios líquidos (Disolución) está relacionada con la presencia de sales en solución, cuya disociación genera iones positivos y negativos capaces de transportar la energía eléctrica si se somete el líquido a un campo eléctrico. Estos conductores iónicos se denominan electrolitos o conductores electrolíticos. Las determinaciones de la conductividad reciben el nombre de determinaciones conductimétricas y tienen muchas aplicaciones como, por ejemplo: 

En la electrólisis, ya que el consumo de energía eléctrica en este proceso depende en gran medida de ella.



En los estudios de laboratorio para determinar el contenido de sales de varias soluciones durante la evaporación del agua (por ejemplo, en el agua de calderas o en la producción de leche condensada).


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

En el estudio de las basicidades de los ácidos, puesto que pueden ser determinadas por mediciones de la conductividad.



Para determinar las solubilidades de electrólitos escasamente solubles y para hallar concentraciones de electrólitos en soluciones por titulación.

La base de las determinaciones de la solubilidad es que las soluciones saturadas de electrólitos escasamente solubles pueden ser consideradas como infinitamente diluidas. Midiendo la conductividad específica de semejante solución y calculando la conductividad equivalente según ella, se halla la concentración del electrólito, es decir, su solubilidad. Un método práctico sumamente importante es el de la titulación conductimétrica, o sea la determinación de la concentración de un electrólito en solución por la medición de su conductividad durante la titulación. Este método resulta especialmente valioso para las soluciones turbias o fuertemente coloreadas que con frecuencia no pueden ser tituladas con el empleo de indicadores. La conductividad eléctrica se utiliza para determinar la salinidad (contenido de sales) de suelos y substratos de cultivo, para lo que se disuelven en agua y se mide la conductividad del medio líquido resultante. Suele estar referenciada a 25 °C y el valor obtenido debe corregirse en función de la temperatura. Coexisten muchas unidades de expresión de la conductividad para este fin, aunque las más utilizadas son dS/m (deciSiemens por metro), mmhos/cm (milimhos por centímetro) y según los organismos de normalización europeos mS/m (miliSiemens por metro). El contenido de sales de un suelo o substrato también se puede expresar por la resistividad (se solía expresar así en Francia antes de la aplicación de las normas INEN).

Conductividad en medios sólidos. Según la teoría de bandas de energía en sólidos cristalinos, son materiales conductores aquellos en los que las bandas de valencia y conducción se superponen, formándose una nube de electrones libres causante de la corriente al someter al material a un campo eléctrico. Estos medios conductores se denominan conductores eléctricos. La Comisión Electrotécnica Internacional definió como patrón de la conductividad eléctrica: Un hilo de cobre de 1 metro de longitud y un gramo de masa, que da una resistencia de 0,15388 Ω a 20 °C al que asignó una conductividad eléctrica de 100 % IACS (International

Annealed Copper Standard, Estándar Internacional de Cobre Recocido). A toda aleación de cobre con una conductividad mayor que 100 % IACS se le denomina de alta conductividad (H.C. por sus siglas inglesas).

Algunas conductividades eléctricas


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Conductividad Conductores

Eléctrica −

(S·m 1)

Temper atura(° C)

Grafeno

9,87 × 107

20

Plata

6,30 × 107

20

Cobre

5,96 × 107

20

Cobre Recocido

5,80 × 107

20

Oro

4,55 × 107

20-25

2.1.2.3.

Apuntes

El mejor conductor conocido2 La

conductividad eléctrica de cualquier metal

más

alta

Se refiere a 100 % IACS (Standard Internacional de Cobre Recocido, de sus siglas en inglés: International Annealed Copper Standard). Esta es la unidad más común usada para medir la conductividad de materiales no magnéticos usando el método de las corrientes de Foucault (corrientes parásitas)

Explicación de la conductividad en metales

Antes del advenimiento de la mecánica cuántica, la teoría c lásica empleada para explicar la conductividad de los metales era el modelo de Drude-Lorentz, donde los electrones se desplazan a una velocidad media aproximadamente constante que es la velocidad límite asociada al efecto acelerador del campo eléctrico y el efecto desacelerador de la red cristalina con la que chocan los electrones produciendo el efecto Joule. Sin embargo, el advenimiento de la mecánica cuántica perm itió construir modelos teóricos más refinados a partir de la teoría de bandas de energía que explican detalladamente el comportamiento de los materiales conductores.

2.2. TIPOS DE CONDUCTORES ELÉCTRICOS Recordamos que el conductor es el componente que transporta la electricidad.

2.2.1. Conductor de alambre desnudo


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Es un solo alambre en estado sólido, no es flexible y no tiene recubrimiento, un ejemplo de uso este tipo de conductores es la utilización para la conexión a tierra en conjunto con las picas de tierra.

2.2.2.

Conductor de alambre aislado

Es exactamente lo mismo que el conductor de alambre desnudo con tan solo una diferencia, en este caso el conductor va recubierto de una capa de aislante de material plástico para que el conductor no entre en contacto con ningún otro elemento como otros conductores, personas u objetos metálicos. El alambre aislado se utiliza mucho más que el cobre desnudo tanto en viviendas como oficinas.

2.2.3. Conductor de cable flexible El cable eléctrico flexible es el más comercializado y el más aplicado, está compuesto por multitud de finos alambres recubiertos por materia plástica. Son tan flexibles porque al ser muchos alambres finos en vez de un alambre conductor gordo se consigue que se puedan doblar con facilidad, son muy maleables.

2.2.4. Conductor de cordón Están formados por más de un cable o alambre, se juntan todos y se envuelven de manera conjunta por segunda vez, es decir, tienen el propio aislam iento de cada conductor más uno que los reúne a todos en un conjunto único.


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2.3. CONDUCTIVIDAD EQUIVALENTE Y MOLAR La conductividad de una solución es una medida de la facilidad con la cual la corriente eléctrica fluye a través de la solución. Esta varía con la temperatura y con la naturaleza y concentración del soluto. El valor de κ no es una cantidad m uy útil para comparar la conductividad de diferentes

solutos en soluciones de diferente concentración, esto es debido a que, si una solución de un electrolito tiene mayor concentración que otra, la más concentrada tendrá mayor conductividad por tener más iones. Para establecer una comparación más correcta se necesita una propiedad en la cual se compense la diferencia de concentración en las disoluciones. Kohlrausch introdujo el concepto de conductividad equivalente, que hoy conocemos como conductividad molar, Λm. Se define Λm como la razón entre la conductividad electrolítica, y la concentración molar, c (mol

L-1). Generalmente la conductividad molar se expresa en (S cm2 mol-1). Como la conductividad, κ se expresa en (S cm-1) y la concentración en (mol. L-1) se introduce un factor de corrección para hacer compatibles las unidades.

2.4. LEY DE DEBYE – HÜCKEL – KOHLRAUSCH 2.4.1. Ley de Debye En la termodinámica y física del estado sólido, el modelo de Debye es un método desarrollado por Peter Debye en 19121 para la estimación de la contribución de los fonones al calor esp ecífico


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en un sólido. El modelo de Debye trata las vibraciones de la red atómica (calor) como fonones en una caja, en contraste con el m odelo de Einstein, que representa a los sólidos como formados por muchos osciladores armónicos cuánticos no interactuantes entre sí. El modelo de Debye predice correctamente la dependencia a temperaturas bajas de la capacidad calorífica, que es proporcional a. Al igual que el modelo de Einstein, también predice la ley de Dulong-Petit a altas temperaturas; sin embargo, debido a la simplicidad de los supuestos sobre los que se apoya, resulta deficiente a la hora de explicar los fenómenos observables a temperaturas intermedias. El modelo de Debye es un modelo de la física del estado sólido equivalente a la ley de Planck de la radiación del cuerpo negro, que trata la radiación electromagnética como un gas de fotones en una caja. El modelo de Debye trata las vibraciones atómicas como fonones en una caja (la caja es el sólido). La mayor parte del desarrollo teórico es idéntica.

2.4.2. Erich Hückel Erich Armand Arthur Joseph Hückel, fue un físico y químico físico alemán. Es conocido por dos importantes contribuciones: 

La teoría Debye-Hückel de las soluciones electrolíticas.



El método Hückel para cálculos semiempíricos de orbitales molecular (OM) en sistemas con electrones pi.

Orbital molecular Conjunto de orbitales moleculares completo del acetileno (H –C≡C–H). La columna izquierda muestra los orbitales moleculares que están ocupados en el estado fundamental, con la energía orbital menor en la parte superior. La línea blanca y gris visible en algunos orbitales m oleculares es el eje molecular que pasa a través de los núcleos. Pero todas las funciones de onda orbitales son positivas en las regiones rojas y negativas en las azules. La columna derecha muestra orbitales moleculares virtuales que están vacíos en el estado fundamental, pero pueden ser ocupados en estados excitados. En química cuántica, los orbitales moleculares son regiones del espacio que contienen la densidad electrónica definida por (funciones matemáticas) que describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las moléculas. Estas funciones pueden usarse para calcular propiedades químicas y físicas tales como la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio. El término orbital fue presentado por primera vez en inglés por Robert S. Mulliken en 1932 como abreviatura de «función de onda orbital de un electrón» (oneelectron orbital wave function1) a partir de una traducción de la palabra alemana utilizada en 1925 por Erwin Schrödinger, 'Eigenfunktion'. Desde entonces se considera un sinónimo a la región del espacio generada con dicha función. Los orbitales moleculares se construyen habitualmente por combinación lineal de orbitales atómicos centrados en cada átom o de la molécula. Utilizando los métodos de cálculo de la estructura electrónica, como, por ejemplo, el método de Hartree-Fock


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o el de los campos autoconsistente (self-consistent field, SCF), se pueden obtener de forma cuantitativa.

2.4.3. Ley de Kohlrausch La variación de la conductividad equivalente de un electrolito fue caracterizada experimentalmente por Kohlrausch, a una temperatura determinada, frente a la raíz cuadrada de la concentración, y, para algunos electrolitos, las gráficas obtenidas en el dominio de bajas concentraciones correspondían con bastante precisión a una línea recta. Éstas gráficas, para varios electrolitos se representan en la figura 1. Aquí se observa que aparecen dos tipos diferentes de comportamiento: aquellos electrolitos que presentan esencialmente variación lineal, se les agrupa entre los electrolitos fuertes; mientras que, los que se aproximan a la conductividad límite de forma casi tangencial, están agrupados como electrolitos débiles. De la figura 1 se puede observar una interesante relación al extrapolar los valores de las conductividades de los electrolitos hasta la dilución infinita, para obtener la llamada conductividad equivalente límite. Estas conductividades, que se representan por Λo, son la base de la Ley de

Kohlrausch o de la migración independiente de los iones. Variación de la Conductividad equivalente en función de para algunas disoluciones acuosas de electrolitos, a 25°C.

La conductividad del electrolito a dilución infinita se considera como resultado de las contribuciones de las dos clases de iones individuales que forman al electrolito. De esta forma, se introducen los conceptos de conductividades iónicas equivalentes, que para dilución infinita permiten establecer que: Λo = λo+ + λo- (Idealidad)

La ley de Kohlrausch sugiere ahora, que la conductividad a dilución infinita de un electrolito depende de las contribuciones independientes de los iones que lo conforman. La independencia de estas contribuciones se pone de manifiesto al comparar electrolitos que tienen algún ión


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común; pero la ley de Kohlrausch no suministra, y así debe destacarse, la forma de calcular las contribuciones individuales de los diferentes iones, solo permite evaluar variaciones (∆).

La aplicación práctica e inmediata de la idea de una contribución independiente de los iones a dilución infinita, es el camino para deducir el valor de la conductividad límite de los electrolitos débiles. Por ejemplo, para el ácido acético se puede establecer que: Λo (HAc) = Λo (Na Ac) + Λo (HCl) - Λo (NaCl)

porque el miembro derecho de la ecuación cabe interpretarlo como: λoNa+ + λoAc - + λoH+ + λoCl- - λoNa+ - λoCl- = λoH+ + λoAc- = Λo (HAc)

2.4.4. Electrodos de referencia El electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros electrodos en una celda electroquímica. El potencial de unión líquida en estos electrodos es minimizado por el uso de altas concentraciones de cloruro de potasio como solución de llenado, debido a que las velocidades de difusión de estos iones son muy similares. En potenciometría es una semicelda que tiene un potencial de electrodo Ere exactamente conocido e independientemente de la concentración del analito o de los iones contenidos en la solución que se analiza. Aunque este electrodo puede ser un electrodo normal de hidrógeno, este casi no se usa porque su aplicación y mantenimiento son complicados. Por convención, en las mediciones potenciométricas siempre se maneja el electrodo de referencia igual que el ánodo (electrodo derecho). Los electrodos que se emplean en potenciometría tienen una respuesta muy selectiva hacia los analitos.

CAPITULO III. DIAGRAMAS DE EH-PH – APLICACIÓN DEL PROGRAMA OUTOKUMPU 3.1. POTENCIAL DE ELECTRODO – POTENCIAL REVERSIBLE DE CELDA El potencial de electrodo, o potencial reducción de electrodo de un elemento, se representa como Eº, es la diferencia existente entre el potencial que tiene una celda, formada por un electrodo, y un electrodo conocido como, estándar de hidrógeno, cuando la actividad llevada a cabo por los iones que participan en el proceso, es de 1 mol/L, a una presión de una atmosfera, y con una temperatura de 25ºC (298ºK). El potencial de electrodo (normal), se suele re presentar con la letra Eº, midiéndose en voltios ( V), siguiendo el Sistema Internacional de Unidades.


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En una célula electroquímica, se lleva a cabo siempre una reacción de tipo redox, dividida en dos semirreacciones: 

Semirreacción de oxidación, en la cual se produce una pérdida de electrones, y tiene lugar en el ánodo, siendo éste el electrodo negativo.



Semirreacción de reducción, donde se produce una ganancia de electrones, tiene lugar en el cátodo, o electrodo positivo.

A causa de la diferencia de potencial entre los electrodos, se genera electricidad. Dicha diferencia se produce como resultado de la diferencia de potencial existente entre los electrodos, con la participación del electrolito, también conocido como disolución, donde los electrodos se encuentran introducidos. De esta manera, el potencial que tendrá la célula será la diferencia entre el potencial del cátodo y el potencial de ánodo. Ecel = E+ – E- = Ecat – Eano El potencial que tiene una célula se puede medir, pero no existe ninguna regla simple, que, con Este potencial eléctrico, se ve afectado por la temperatura, la concentración y la presión. Los potenciales de las semirreacciones de oxidación y reducción, tienen el mismo valor, pero con distintos signos, lo que nos es de utilidad para poder calcular los potenciales, sea cual sea. El potencial normal de un electrodo (estándar), generalmente, y por convenio, se representa como el potencial de reducción (estándar) para el electrodo en cuestión. Cierta precisión nos permita calcula el potencial que posee uno sólo de los electrodos.

3.1.1. Potencial de reducción El potencial de reducción es como se conoce a la tendencia de las especies químicas en una reacción redox o de un electrodo en una celda galvánica a adquir ir electrones. Se produce por la reacción de dos semiceldas que no están en equilibrio y se mide en milivoltios por comparación con un electrodo de referencia como el de hidrógeno. El potenciómetro solo permite circular una corriente pequeña, de modo que la concentración de las dos semiceldas permanece invariable. Si sustituimos el potenciómetro por un alambre, pasaría mucha más corriente, y las concentraciones variarían hasta que se alcance el equilibrio. En este momento no progresaría más la reacción, y el potencial se haría cero. Cuando una batería (que es una celda galvánica) se agota (V=0) los productos químicos del interior han llegado al equilibrio químico, y desde ese momento la batería ha muerto.


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La diferencia de potencial que se desarrolla en los electrodos de la celda es una medida de la tendencia de la reacción a llevarse a cabo desde un estado de no equilibrio hasta la condición de equilibrio. El potencial de celda (Ecelda) se relaciona con la energía libre de Gibbs, ΔG, mediante: ΔG=-nFEcelda

Ejemplo: 2Ag+ + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu2+

3.1.2. Potenciales de semicelda El potencial de una celda es la diferencia entre dos potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semireacción del electrodo de la derecha (Ederecha) y el otro, con la semirreacción del electrodo de la izquierda (Eizquierda). Por tanto, de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de unión líquida es despreciable, o no ha y unión líquida, se puede escribir el potencial de la celda, Ecelda, como: Ecelda = Ederecha – Eizquierda o bien se le conoce como: Ecelda = Ereduccion – Eoxidacion Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se puede determinar con facilidad los potenciales de electrodo relativos.

3.1.3. Descarga de una celda galvánica La celda galvánica está en un estado de no equilibrio debido a que la gran resistencia del voltímetro evita que la celda se descargue de manera significativa. Cuando se mide el potencial de la celda no sucede ninguna reacción y lo que se mide es la tendencia a que suceda la reacción, si se deja que proceda. Si se deja que la celda se descargue al sustituir el voltímetro con un medidor de corriente de baja resistencia, se lleva a cabo la "reacción espontánea de la celda".

3.1.4. Tipos de electrodo Electrodo de referencia estándar de hidrógeno Para que los valores de potenciales relativos de electrodo tengan aplicación amplia y sean de utilidad, se emplea una semicelda de referencia frente a la cual se comparan todas las demás. Un electrodo como éste debe ser fácil de fabricar, ser reversible y sumamente reproducible. El electrodo estándar de hidrógeno (EEH), a pesar de que tiene una utilidad práctica limitada, se ha empleado en todo el mundo durante muchos años como electrodo de referencia universal. Es un electrodo de gas común.


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3.1.5. Potencial de electrodo y potencial normal de electrodo Potencial de electrodo: Se define como el potencial de una celda que conste del electrodo en cuestión, como el electrodo de la derecha, y el electrodo estándar de hidrógeno, como el electrodo de la izquierda. Potencial normal de electrodo (E°): Se define como su potencial de electrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad.

3.2. POLARIZACIÓN ELECTROQUÍMICA Se llama polarización electroquímica a la reducción de la fuerza electromotriz de un elemento voltaico como consecuencia de las alteraciones que su propio funcionamiento provoca en sus partes constituyentes, los electrodos y el electrolito. La reducción del voltaje que aparece en los bordes equivale a un aumento de la resistencia interna del elemento. Esta modificación es en parte transitoria, pues, tras interrumpirse la circulación de la corriente, es normal que se recupere, en parte y espontáneamente, la situación anterior al cabo de cierto tiempo (p. ej., por difusión de un gas en el electrolito), pero a la larga es acumulativa y termina por hacer inservible la celda. Naturalmente es un inconveniente serio, que priva de utilidad a los elementos voltaicos de estructura sencilla, ya que la corriente que pasa por el circuito externo dism inuye continuamente, a veces con gran rapidez. La mayor parte de la historia de la pila voltaica ha consistido en la tenaz lucha contra este fenómeno o, lo que es lo mismo, en la búsqueda de una composición de las celdas que suministrase un voltaje lo más constante posible. Es el terminal negativo de una celda voltaica el que tiende a disolverse en el electrolito y el que normalmente proporciona la mayor parte de la energía al consumirse. La polarización se produce por varias causas: una de ellas es la producción de hidrógeno gas en el cátodo a partir de H+, formando una capa gaseosa de elevada resistencia óh mica. Para evitarlo se emplean sustancias sólidas o gaseosas (el mismo aire), que, secuestrando el hidrógeno, vuelvan a formar moléculas de agua y mantengan despejado el electrodo. Estas sustancias se llaman despolarizadoras o despolarizantes. Un ejemplo es el MnO2 de las pilas secas tipo Leclanché, que envuelve el cátodo de carbón, de forma que el Mn(IV) se reduce a Mn(II), cediendo de paso oxígeno que se combina con el H+.


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CAPITULO VI. PROCESOS ANÓDICOS Y CATÓDICOS 4.1. REDUCCIÓN DE UNO O MÁS IÓNES METÁLICOS EN PROCESOS CATÓDICOS

Reacción de reducción (captación de electrones): 2e- + Cu2+ → Cu0 Un cátodo es un electrodo que sufre una reacción de reducción,1 mediante la cual un material reduce su estado de oxidación al recibir electrones.

Pila galvánica

Celda electrolítica

Tipo de transformación

Energía química → Energía eléctrica

Energía eléctrica → Energía química

Electrodo positivo

Cátodo (reducción)

Ánodo (oxidación)

Electrodo negativo

Ánodo (oxidación)




Cátodo → Reducción (consonante con consonante)



Ánodo → Oxidación (vocal con vocal)

La polaridad del cátodo, positiva o negativa, depende del tipo de dispositivo. A veces la condiciona el modo de operación, pues se establece según la dirección de la corriente eléctrica, atendiendo la definición universal de corriente eléctrica. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía (como una celda electrolítica) el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía, como una pila voltaica (o pila de Volta o una batería) el cátodo es positivo.


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4.1.1. Convencionalidad de sentidos Su vinculación al polo negativo del correspondiente generador implica la suposición de que la corriente eléctrica circula por el circuito exter ior desde el polo positivo hasta el negativo; es decir, es transportada por cargas positivas, lo cual es la convención usual. Si el conductor externo es metálico, el sentido de la corriente realmente es el recorrido por los electrones hacia el polo positivo. Sin embargo, en una celda electrolítica, el conductor es el electrolito, no un metal. En aquél pueden coexistir iones negativos y positivos, que al desplazarse toman sentidos opuestos. Por convenio, se adopta que el sentido de la corriente sea del ánodo al cátodo o, lo que es lo mismo, del polo positivo al negativo. En el caso de las válvulas termoiónicas, diodos, tiristores, fuentes eléctricas, pilas, etcétera, el cátodo es el electrodo o terminal de potencial menor. Es la fuente primaria de emisión de electrones. Por ende, en una reacción redox corresponde al elemento que se reduce.

4.1.2. Cátodo termoiónico Es un electrodo que, por efecto del calor, emite electrones (efecto termoiónico). Se conecta a la tensión positiva. En las válvulas termoiónicas es la fuente de electrones. El cátodo puede calentarse por sí mismo, haciendo circular por él una corriente de caldeo, o mediante un f ilamento al que esté acoplado térmicamente. Para prolongar la duración eficiente de los dispositivos termoiónicos se utilizan materiales que a bajas temperaturas aporten gran emisión de electrones. Por ello se emplean aleaciones de torio, wolframio (también conocido como tungsteno) y lantánidos, o al cátodo se le recubre con óxido de calcio.

4.2. OXIDACIÓN DE O MÁS IÓNES METÁLICOS EN PROCESOS ANÓDICOS 4.2.1. Ánodo Diagrama de un ánodo de cinc en una celda galvánica. Reacción de oxidación: Zn0 → Zn2+ + 2eEl ánodo es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación


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Su vinculación al polo positivo del correspondiente generador implica tránsito de la corriente eléctrica por el circuito exterior desde el polo positivo hasta el negativo; es decir, transportada por cargas positivas.

Pila galvánica

Celda electrolítica

Tipo de conversión

Energía química → Energía eléctrica

Energía eléctrica → Energía química

Electrodo positivo


Ánodo (oxidación).

Electrodo negativo

Ánodo (oxidación)




Cátodo → Reducción (consonante con consonante)



Ánodo → Oxidación (vocal con vocal)

La polaridad del ánodo, positiva o negativa, depende del tipo de dispositivo y, a veces, del modo como opera, pues se establece según la dirección de la corriente eléctrica, atendiendo la definición universal de este fenómeno. En consecuencia: En un dispositivo que: 

Consume energía, el ánodo es positivo



Proporciona energía, el ánodo es negativo

Parecería lógico definir el sentido de la corriente eléctrica como el sentido del movimiento de las cargas libres. Sin embargo, si el conductor no es metálico, también hay cargas positivas en movimiento por el conductor externo (el electrolito de la celda), y cualquiera que sea el sentido convenido existirían cargas moviéndose en sentidos opuestos. Por tanto, se adopta el convenio de que su definición del sentido de la corriente sea «el recorrido por las cargas positivas (cationes), y que en consecuencia es del positivo al negativo: ánodo → cátodo».

En los casos de válvulas termoiónicas, fuentes eléctricas, pilas, etcétera, el ánodo es el e lectrodo o terminal de mayor potencial. En una reacción redox corresponde al elemento que se oxidará.

4.2.2. Válvulas termoiónicas El ánodo de las válvulas termoiónicas recibe la mayor parte de los electrones emitidos por el cátodo. Cuando se trata de tubos amplificadores (tríodos, tetrodos o pentodos) y sobre todo si son válvulas de potencia, este electrodo genera el calor que ocurre en el tubo, el cual se debe disipar. Para ello existen dos procedimientos, según los casos de:

Gran potencia. El ánodo se acopla térmicamente a un disipador en el exterior de la válvula, que se refrigera mediante circulación de aire, vapor, aceite, etcétera.

Menor potencia. En este caso los ánodos son grandes, con amplia superficie hacia el exterior, de modo que disipan por radiación.


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El origen de este calor está en la energía que adquieren los electrones al ser sometidos a la diferencia de tensión entre ambos electrodos. Al impactar contra el ánodo ceden a éste su energía, que se disipa por calor.

4.2.3. Ánodos especiales Ciertas válvulas contienen ánodos especiales, como en el caso de los tubos de rayos X (tubo Röntgen). Los rayos X se generan al incidir electrones de gran energía contra los átomos del ánodo, comúnmente de wolframio o de molibdeno. La energía de estos electrones, además de emitirse en forma de rayos X, calienta enormemente al ánodo. Por ello se le provee de disipadores, por aire, aceite o por agua. Suelen ser rotatorios, con un motor que los impulsa para repartir la incidencia de los electrones por una superficie vasta. En los tubos de rayos catódicos el ánodo envuelve la pantalla. Está conectado a ella por una f ina capa de aluminio depositada sobre el tubo. El ánodo de los magnetrones suele adoptar forma de cavidades resonantes a la frecuencia de funcionamiento.


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CAPITULO V. CONCLUSIÓN Finalmente, se concluye que la electrometalurgia siendo rama de la metalurgia la cual usa la energía eléctrica para la producción y tratamiento de los metales, es muy importante para la gran minería. Además, con la electrometalurgia se pueden obtener reacciones físicas y químicas la cual se emplea para obtener y/o refinar materiales, este método es muy utilizado hoy en día en los procesos del cobre por lo cual es más económico y productivo. Se utiliza la energía eléctrica para la producción y tratamiento de los metales. Por lo mismo, cada proceso que se utiliza la electrometalurgia ocupan las reacciones electroquímicas, las cuales son las encargadas de realizar las transferencias de los metales a procesar, mediante la energía eléctrica que es suministrada por conductores eléctricos ( cables) y los electrodos utilizados en el proceso. Sin embargo, este proceso y tratamiento también tiene grandes beneficios, debido a que se caracteriza por ser uno de los procesos con menos costos de operación en comparación con otras tecnologías, otra ventaja es la calidad del producto. Por lo tanto, cabe destacar la gran importancia de los procesos anódicos y catódicos, porque en el ánodo ocurre la oxidación de los compuestos y el proceso mediante el cual ocurre esta oxidación, se denomina Proceso anódico. El cátodo es el electrodo cargado negativamente donde llegan los cationes y representa el polo negativo de una pila. Se debe destacar, que en la vinculación de todos los contenidos en este informe se logró reconocer que, en cada etapa de los procesos, está presente la electrometalurgia y nos lleva a trabajar con energía eléctrica para poder tratar los metales de interés y así realizar un producto de calidad libre de impurezas para su comercialización.


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CAPITULO VI. BIBLIOGRAFÍA https://es.wikipedia.org/wiki/Electrometalurgia https://es.wikipedia.org/wiki/Culombimetr%C3%ADa https://masvoltaje.com/blog/tipos-de-cables-electricos-que-existen-n12 http://pbmusc.blogspot.cl/2013/02/conductividad-molar-o-conductividad.html https://definicion.de/informe-tecnico/ https://es.wikipedia.org/wiki/Electrometalurgia https://es.wikipedia.org/wiki/Culombimetr%C3%ADa https://masvoltaje.com/blog/tipos-de-cables-electricos-que-existen-n12 http://pbmusc.blogspot.cl/2013/02/conductividad-molar-o-conductividad.html https://definicion.de/informe-tecnico/ https://es.wikipedia.org/wiki/C%C3%A1todo https://en.wikipedia.org/wiki/Tafel_equation http://docencia.udea.edu.co/cen/electroquimicaII/electrocatalisis/electrocatalisis.pdf


ELECTROMETALURGIA

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