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La gran mayoría de las reacciones de interés en hidrometalurgia, son heterogéneas. Los procesos en que ellas intervienen están relacionados con un ajuste de condiciones de modo de crear la inestabilidad de un sólido respecto a una solución (como ocurre en lixiviación) o la inestabilidad de la solución respecto del metal (como sucede en la
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La gran mayoría de las reacciones de interés en
hidrometalurgia, son heterogéneas. Los procesos en
que ellas intervienen están relacionados con un ajuste
de condiciones de modo de crear la inestabilidad de un
sólido respecto a una solución (como ocurre en
lixiviación) o la inestabilidad de la solución respecto del
metal (como sucede en la precipitación). Estas
inestabilidades pueden lograrse al adicionar un reactivo
o aplicando un potencial.
Las representaciones gráficas de las propiedades
termodinámicas de un sistema son de gran utilidad pues
permiten visualizar, de una manera global, los campos
de estabilidad de elementos y compuestos en base a las
propiedades más importantes para un sistema dado.
La mayoría de las reacciones en hidrometalurgia pueden
ser escritas de manera de mostrar la extensión en que
ellas ocurren, o pueden ocurrir, dependiendo del pH de
la solución, potencial de oxidación y de las actividades
de los materiales reaccionantes.
Diagrama Tensión – pH
Los diagramas tensión – pH, o diagramas de POURBAIX
son diagramas de equilibrio termodinámico construidos
en base a la formulación de todas las reacciones
posibles para un sistema dado en función de dos
variables independientes, La tensión o potencial y el
pH.
eOxRed 22
11 RedeOx
2112 OxRedOxRed [1]
Como además la reacción es de oxidorreducción, la fuerza
electromotríz de la unidad de electrólisis define una cierta
cantidad de energía eléctrica
E = Fuerza electromotriz
q = Cantidad de carga por mol de sustancia transferida
EqW Fnq con
KLnTRGG 0 21
21
Re
Re
daOxa
OxadaK
[2]
De tal manera, que para una reacción redox, la energía
química se relaciona con la energía eléctrica según:
sí [2] se combina con [3] y [4] y si se despeja E, se
obtiene la forma exacta de la ecuación de Nernst
EFnG [3]
para condiciones estándar 00 EFnG [4]
[5] 21
210
Re
Re
daOxa
OxadaLn
nF
RTEE
Reemplazando los valores de las constantes físicas R =
8,3144 Jmol-1 [1,987 calmol-1K-1] y F = 96,485 Cmol-1
[23062 calmol-1V-1], utilizando logaritmos decimales en
vez de neperianos y 25°C de temeperatura, la ecuación de
Nernst se convierte en: 21
210
RedaOxaOxaReda
Logn
0,059159ΔEΔE [6
]
La ecuación de Nernst que se utiliza comúnmente tiene dos
aproximaciones. Primero, se utilizan molaridades para las
sustancias solubles y presiones parciales expresadas en
atmósferas para los gases. Segundo, el valor 0,059159 se
aproxima a 0,059
QLogn
0,059ΔEΔE 0 [7]
E: Potencial de la celda en condiciones de trabajo
E0: Potencial estándar que se calcula a partir de los potenciales estándar de las semireacciones
n: Número de electrones intercambiados en la reacción
Q: Cantidad que se obtiene al sustituir las concentraciones de trabajo en la expresión de la constante de equilibrio.
RedenOx OxRed
Logn
0,059EE 0 [8
]
RedenHaOx
[9]
Límites de estabilidad del agua en condiciones de:
O2He44HO 22
2log015,0059,0229,1E OPpH [10
]
2He2H2
2log0295,00591,0E HPpH [11
]
Oxidación
Reducción
Elemento Oxidante: Es aquel elemento que agregado a
una solución, eleva el potencial oxidación – reducción. El
elemento oxidante se reduce (capta electrones) y el otro
se oxida (pierde electrones).
Por Ejemplo: 2230 2FeCu2FeCu
e2CuCu 20 Pierde electrones, se oxida
23 Fe222Fe e Gana electrones, se reduce
Elemento Reductor: Es aquel elemento que agregado a
una solución, baja o disminuye el potencial oxidación –
reducción. El elemento reductor se oxida (cede
electrones) y el otro se reduce (capta electrones).
Por Ejemplo: 2HCuHCu 02
2
02 Cue2Cu Capta electrones, se reduce
e22HH2 Cede electrones, se oxida
Los sulfuros de cobre pueden ser lixiviados, ya que
termodinámicamente se dan las condiciones para que
esto ocurra:0223 S2FeCu2FeCuS
02 Se2CuCuS oxidación
23 2Fee22Fe reducción
