UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN ANTONIO ABAD DEL CUSCO

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA E INGENIERÍA METALÚRGICA

CARRERA PROFESIONAL: INGENIERÍA METALÚRGICA

PRACTICA Nº 002ELECTRODEPOSICION DEL ZINC

DOCENTE : Ing. MILDER SEGOBIA ALUMNO : EDWIN PORROA SIVANA CODIGO : 092638SEMESTRE : 2014-IFECHA : 08 DE AGOSTO 2014.

CUSCO- PERÚ2014

ASIGNATURA: PROCESOS EXTRACVIVOS II

PRESENTACION

El presente trabajo es un aporte por el alumno del curso de procesos extractivos I descrito, el cual tiene la finalidad de motivar, orientar y encausar al estudiante en la comprensión y la aplicación de ELECTRODEPOSICIÓN DEL ZINC Estimulando así a su interés por la investigación.

La exposición de ELECTRODEPOSICIÓN DEL ZINC tiene como objetivo servir de instrumentos prácticos al proceso de aprendizaje y es conveniente indicar que para el logro de este objetivo es necesario que el alumno este consciente, que se necesita de su interés y cooperación a la hora de realizar sus prácticas.

Ante todo reciba un cordial saludo, presentándole en esta oportunidad el trabajo cuyo título posee “ELECTRODEPOSICIÓN DEL ZINC” esperando sea de su agrado.

ATENTAMENTE:

SU alumno

ELECTRODEPOSICIÓNOBJETIVOObtener zinc (Zn) mediante el proceso de electrolisis con electrodos inertes plomo-plata (Pb-Ag)

FUNDAMENTO TEORICO:1.1. DEFINICIÓN DE ELECTRODEPOSICIÓN

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.

1.2. 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 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 (Pb-Ag) y el electrodo negativo es llamado cátodo(Al).

El electrolito es la sustancia iónica que en solución se descompone al pasar la corriente eléctrica.

1.3. PRINCIPIOS DE ELECTRICIDAD

Los procesos electrolíticos implican variables eléctricas que es conveniente revisar:

La corriente eléctrica (I): es la rapidez del flujo de carga que pasa por un punto dado en un conductor eléctrico, que se origina por el movimiento de los electrones y es una medida de la cantidad de carga que pasa por un punto dado en la unidad de tiempo. Se mide en amperes (A).

La diferencia de potencial o voltaje (V): Cuando una corriente eléctrica fluye a través de un alambre conductor, se dice que lo hace porque existe una diferencia de potencial entre los dos extremos del alambre. La diferencia de potencial entre dos puntos se define como el trabajo efectuado, medido en joules (J), por fuerzas eléctricas para mover una carga de un Coulomb desde el punto de mayor potencial hasta el punto de menor potencial. A la unidad con que se mide la diferencia de potencial se le llama Volts.

La resistencia (R): Es la oposición al flujo de carga eléctrica, y está presente en todos los elementos. Es una propiedad específica del material, que está en función de sus propiedades como son: el tamaño, forma y temperatura. Es independiente del voltaje y la corriente que pasa a través de ella. La unidad de medida es Ohms.

Un aislante es un material que se resiste al flujo de carga a través de si mismo. Un conductor eléctrico es un material por el cual puede transferirse carga fácilmente, la mayor parte de los metales son buenos conductores, existen diferentes tipos de conductores, clasificados por su naturaleza de conducción:

Los conductores de primer orden son aquellos que poseen conductancia eléctrica, en los cuales los portadores de la carga son los electrones. Se caracterizan por tener una conducción sin transferencia substancial de masa.

Los conductores de segundo orden poseen conductancia iónica o electrolítica, y los portadores de la carga son los iones. En este tipo de conductores se da una transferencia de masa asociada con la conductividad.

Los conductores de tercer orden, llamados comúnmente semiconductores, poseen tanto conductancia iónica como eléctrica. Por lo general predomina el carácter eléctrico.

La ley de Ohm establece que para un resistor dado, a determinada temperatura la corriente es directamente proporcional al voltaje aplicado, esta proporcionalidad se establece como:

Dónde: V = voltaje

R = resistencia

I = corriente

R=VI

1.4. 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 (Figura).

1.4.1.- REACCIÓN QUÍMICA:

Reacciones y electrodos en el proceso de electrodeposion de zinc (Zn)

Ánodos de Pb-Ag y cátodos de Al. H2SO4 en disolución.

REACCION ANÓDICA: H2 (g) → 2H+¿¿ (aq) + 2e E°= 0,0 V (Descomposición hidrogeno)

REACCION CATÓDICA: Zn2+¿¿ + 2e → Zn(s) E°= - 0,76 V (Precipitación de zinc)

REACCION DE CELDA: Zn2+¿¿+ H2 → Zn + 2H+¿¿ ΔE°= - 0,76 V (Expresada en forma iónica)

Resultados del proceso electrolítico:

1. Depositación del zinc en el cátodo2. Evolución de hidrogeno en el ánodo3. El electrolito se enriquece en ácido y se empobrece en

zinc

El proceso de EW, se lleva a cabo en una celda electrolítica, donde circula continuamente el electrolito acuoso que contiene disuelto ZnSO4 y H2SO4 y que proviene de la planta SX (purificación) para el caso de nuestro interés en este curso. En la celda ocurren reacciones electroquímicas de oxidación - reducción provocada por la energía eléctrica. En el cátodo el ion cúprico es reducido a cobre por los electrones suplidos por la corriente y que vuelven dicho electrodo de polaridad negativa. En el electrodo positivo hay un déficit de electrones, y se descompone agua generándose oxigeno gaseoso que burbujea en la superficie del ánodo y además ácido sulfúrico, de acuerdo a la reacción neta global:

Algunos datos:

El color del ánodo es de color gris pardo esto sucede porque hay oxidación en el anodo expulsando hidrogeno pero el SO4

−2 se deposita en el anodo de esta forma se anodiza el plomo.

Respecto a la niebla acida esto sucede precisamente por la expulsión de oxigeno creando de esta forma una especie de nube llamada niebla acida pero se controla mediante sistemas de tratamiento como expulsar en forma de flujo laminar.

1.5. 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 [8]:

“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”.

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 (Mol/g)

n = valencia del metal

F = constante de Faraday = 96500 Amp.seg/ mol

1.6. MATERIALES Y EQUIPOSCuba electrolítica o celda (vaso de precipitado) Becker

Rectificador de corriente multitester

Solución de sulfato de Zinc(ZnSO4) electrodos de: aluminio(Al), plomo-plata(Pb-Ag)

W= I .T .Mn F

Balanza PH(1-14) BUS - BAR

GASOLINA TELA PULIDA CABLES CONDUCTORAS TERMOMETRO

1.7. PROCEDIMIENTO

Desengrasar los electrodos de aluminio con gasolina y limpiar con la tela pulida(pulir) y enjuagarlo con agua destilada luego secarlos de igual forma para el electrodo de plomo.

Pesar los cátodos de aluminio y tomar el peso inicial. Instalar el circuito.

Sumergir ambos electrodos dentro de la cuba o celda, la cual contiene una solución de sulfato de Zinc.

Conectar el ánodo (aluminio) con el polo positivo y el cátodo (plomo-plata) con el polo negativo del generador o rectificador de corriente, intercalando en serie un amperímetro para medir la intensidad de corriente que circulara la solución.

Tomar la distancia de los electrodos(distancia de electrodos 2 cm)

Encender el generador o rectificador de corriente, realizar la lectura del amperímetro.

Dejar que la electrolisis procesa por 60 minutos aproximadamente.

Observe y tome los datos de los fenómenos que ocurren en la cuba o celda.

Hacer los cálculos del cobre depositado en 1 h tiempos. Lavar el cátodo y enjuagarlo con agua destilada y

secarlo. Volver a pesar el cátodo y tomar el peso final

1.8. PARTE EXPERIMENTAL

a) un esquema de instalación de la celda

b) fenómenos observados dentro de la celda

Se observó que de la celda electrolítica el oxígeno se desprende como gas en forma de burbujas

También se observó que al incrementar el voltaje se aceleró la electrodeposición de Zinc pero esto ocasionaría la baja calidad del producto

El proceso es estacionario por que la solución es estable Los iones Zinc se deposita en el cátodo El en ánodo ocurre la oxidación de plomo-plata debido al

(OH) La solución de sulfato de Zinc cambia de un color

amarillento a un más claro esto ocurre porque la concentración de Zinc baja

c) las reacciones electroquímicas del proceso

Reacciones y electrodos en el proceso de electrodeposion de zinc (Zn)

Ánodos de Pb-Ag y cátodos de Al. H2SO4 en disolución.

REACCION CATÓDICA:ZnSO4+2e¿→ Zn0(s) + SO4

−2 E°= - 0,76 V (Precipitación de zinc)

REACCION ANÓDICA: H 2O(g) → 2H+¿+12O 2¿ (aq) + 2e¿ E°= 0,00 V (Descomposición agua)

REACCION DE CELDA: ZnSO4+H 2O+ → Zn0 (s) + H 2SO4 + 12O2 ΔE°= - 0,76 V (Expresada en forma iónica)

2.CALCULOS PARA CADA UNA DE LAS CELDAS 2.1.- PARA LA CELDA N° 001

Datos tomados en laboratorio

DATOS:

- CATODO-(1) = 5.6 x 5.5 cm área = 61.60 cm2

- INTENCIDAD: 1 AMPERIO- VOLTIMETRO = 3.40 VOLTIOS - TIEMPO = 40 min = 2400seg- N° DE CELDAS = 1

PESO INICIAL (W i)

PESO FINAL (W f)

DIFRENCIA DE PESO (ΔW)

CATDOO N° 1 (C1)

33.63 gr 34.71 r 1.09 r

A. CALCULE EL PESO DE COBRE DEPOSITADO PARA 40 MINUTOS. Para el tiempo 40 minutos:

Equivalente de Cu++¿¿ = PMcarga

=65.402

=32.70gr/mol

W teorico (Kg )=(eq−gr ) ( Iamp ) ( tseg )(T k)

96500amp−seg

W teorico (Kg )=(32.70 eq−gr ) (1amp ) (40min ) (60 seg ) (1T k )

96500amp−seg=0.81gr

W teorico (Kg )=0.81 x 10−3 Kg

Para el tiempo 40 minutos:W real (Kr )=?

W real (g )=W finalC1−W inicialC1

=34.71−33.63=1.09gr

W real (Kg )=1.09 x 10−3Kg

B. CALCULANDO LA EFICIENCIA ƞ=?

η=W teorico (Kg )W real (gr )

=0.81 gr1.09gr

×100%=74.31%

C. CALCULANDO LA INTENSIDAD DEL CATODO CON (I = ?) ƞ=74.31%

I (Catodo )= 0.81gr (96500amp−seg )(32.70gr ) (2400 seg ) (0.7431 )

=1.34 Ampteorico

I (Catodo )= 1.09gr (96500amp−seg )(32.70gr ) (2400 seg ) (0.7431 )

=1.80 Ampreal

D. CALCULANDO EN PROMEDIO DE AREA CATODICA

AC1= (largo×ancho ) (2 )=(5.6×5.5cm2)×2=61.60 cm2

Apromedioc=

AC1cm2

2=61.60 cm

2

2=30.80 cm2

E. DENSIDAD DE CORIENTE CATODICA (J=?)

JC=I

¿de carasdepositados × Apromedio c

= 1.34 Amp2×30.80 cm2=0.021753247

Ampcm2 × 10000 cm

2

1m2 =217.5325 Ampm2 teorico

JC=I

¿de carasdepositados × Apromedio c

= 1.80 Amp2×30.80 cm2=0.029220779

Ampcm2 × 10000 cm

2

1m2 =292.2078 Ampm2 real

F. POTENCIA( kw−horakg )

P = I x V x T k = 1Amp x 3.40V x 1 ¿3.40watt

G. CALCULANDO LOS: Kw-hora

KW-H = 3.40volt X 1Amp X 11000K X 1 HORA

KW-H = 3.40Watt X 11000K X 1 HORA

KW-H = 3.40 x10−3 kw-hora

El peso es 0.81 gr convertimos a kg lo cual es igual a 0.81 x10−3 kg.

kw−horakg

teorico = 3.40x 10−3 Kw−hora

0.81 x10−3 kg = 4.20 Kw−H

Kgteorico

Kw−HKg

real=(3.40×10−3Kw)×1H1.09×10−3Kg

=3.12 Kw−HKg

real

2.2.- PARA LA CELDA N° 002Datos tomados en laboratorio

DATOS:

- CATODO-(1) = 7.2 x 5.5 cm área = 79.20 cm2

- INTENCIDAD: 1 AMPERIO- VOLTIMETRO = 4.20 VOLTIOS - TIEMPO = 70 min = 4200seg

- N° DE CELDAS = 1PESO INICIAL

(W i)PESO FINAL

(W f)DIFRENCIA DE PESO (ΔW)

CATDOO N° 1 (C2)

11.66 gr 14.45 gr 2.79 gr

H. CALCULE EL PESO DE COBRE DEPOSITADO PARA 40 MINUTOS.

Para el tiempo 40 minutos:

Equivalente de Cu++¿¿ = PMcarga

=65.402

=32.70gr/mol

W teorico (Kg )=(eq−gr ) ( Iamp ) ( tseg )(T k)

96500amp−seg

W teorico (Kg )=(32.70eq−gr ) (1amp ) (70min ) (60seg ) (1T k )

96500amp−seg=1.42gr

W teorico (Kg )=1.42 x10−3Kg

Para el tiempo 40 minutos:W real (Kr )=?

W real (g )=W finalC1−W inicialC1

=14.45−11.66=2.79 gr

W real (Kg )=2.79 x 10−3Kg

I. CALCULANDO LA EFICIENCIA ƞ=?

η=W teorico (Kg )W real (gr )

=1.42gr2.79 gr

×..100%=51.90%

J. CALCULANDO LA INTENSIDAD DEL CATODO CON (I = ?) ƞ=51.90%

I (Catodo )= 1.42gr (96500amp−seg )(32.70gr ) (4200 seg ) (0.5190 )

=1.92 Ampteorico

I (Catodo )= 2.79gr (96500amp−seg )(32.70gr ) (4200 seg ) (0.5190 )

=3.78 Ampreal

K. CALCULANDO EN PROMEDIO DE AREA CATODICA

AC1= (largo×ancho ) (2 )=(7.2×5.5)cm2×2=79.20 cm2

Apromedioc=

AC1cm2

2=79.20 cm

2

2=39.60 cm2

L. DENSIDAD DE CORIENTE CATODICA (J=?)

JC=I

¿de carasdepositados × Apromedio c

= 1.92 Amp2×39.60 cm2=0.048484848

Ampcm2 × 10000 cm

2

1m2 =484.8484 Ampm2

teorico

JC=I

¿de carasdepositados × Apromedio c

= 3.78 Amp2×39.60 cm2=0.0477272773

Ampcm2 × 10000 cm

2

1m2 =477.2727 Ampm2 real

M. POTENCIA( kw−horakg )

P = I x V x T k = 1Amp x 4.20V x 1 ¿4.20 watt

N. CALCULANDO LOS: Kw-hora

KW-H = 4.20volt X 1Amp X 11000K X 1 HORA

KW-H = 4.20Watt X 11000K X 1 HORA

KW-H = 4.20 x 10−3 kw-hora

El peso es 1.42gr convertimos a kg lo cual es igual a 1.42 x10−3 kg.

kw−horakg

teorico = 4.20 x10−3Kw−hora

1.42 x10−3 kg = 2.95 Kw−H

Kgteorico

Kw−HKg

real=(4.20×10−3Kw )×1H2.79×10−3Kg

=1.51 Kw−HKg

real

2.3.- CONCLUCIONES Y RECOMENDACIONES. Cuando mayor voltaje de energía eléctrica hay mayor deposición de

Zinc y calidad del producto

Cuando mayor voltaje es mayor es la producción de oxigeno

Recomendación para los siguientes laboratorios esperamos contar con una solución bien concentrada para efectuar bien nuestro laboratorio.