metalurgia geneal

1. MET 1100
CAPITULO 5
ELECTROMETALURGIA
SEMESTRE 1/2022
M.Sc. Ing. Cinda Beltrán Ortiz
1

2. 5.1 Disoluciones iónicas, generalidades.
5.2 Conductividad y transferencia
5.4 Electrodeposición y electrorefinación
5.4 Electrólisis en sales fundidas
5.6 Recubrimientos electrolíticos
Objetivos del aprendizaje:
 Hacer comprender al estudiante el uso de la energía eléctrica
para recuperar metales a partir de soluciones preñadas.
 Conocer el procedimiento de refinación electrolítica de crudos
metálicos.
 Transmitir los procesos de protección de superficies y baños
electrolíticos decorativos.
CAPITULO 5. Electrometalurgia
2

3. ELECTROMETALURGIA
La electrometalurgia, es una parte de la Hidrometalurgia que
estudia los procesos de transformación de la energía
eléctrica en energía química, para la refinación de metales,
conocido como proceso ELECTROLÍTICO.
Procesos de electroobtención, electrorefinación,
galvanotecnia y galvanoplastia.
Energía
Eléctrica
Proceso
Electrometalúrgico
Depósito
Metálico
a) EMT en Solución Acuosa
b) EMT en Sales fundidas
3

4. La ELECTROQUÍMICA una parte de la fisicoquímica que
estudia las relaciones de transformación de ENERGIA
QUÍMICA en ENERGIA ELECTRICA
GALVANISMO
→
ENERGÍA QUÍMICA ENERGIA ELECTRICA
←
ELECTROLISIS
4

5. La ELECTROQUIMICA es una parte de la química que
se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas y
cualitativas existentes entre la energía eléctrica y las
reacciones químicas.
Esta relación implica que en las reacciones debe haber
una transferencia de electrones, REACCIONES
REDOX.
La energía liberada por una reacción espontánea se
convierte en electricidad.
o la energía eléctrica se aprovecha para inducir una
reacción química (reacción no espontánea).
5

6. Los procesos electrolíticos se pueden clasificar en dos
categorías, de acuerdo a la naturaleza del electrolito
utilizado:
 Electrolitos acuosos, a temperaturas inferiores a 60
ºC, como los procesos de electro obtención y de
electro refinación de cobre, zinc, níquel, cobalto, oro y
plata.
 Electrolitos de sales fundidas, a altas temperaturas,
como es el caso de la recuperación de aluminio,
magnesio y litio.
6

7. Un ión es una especie cargada
Una disolución iónica consta de iones (aniones y cationes).
Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en
dos categorías: Electrolitos y no electrolitos.
5.1 Disoluciones iónicas, generalidades
7

8. Un electrolito es una sustancia que produce iones en
disolución, lo cual se pone de manifiesto por el hecho de
que la disolución presenta conductividad eléctrica.
La conductividad es una medida de la facilidad con la cual
fluye la corriente eléctrica a través de la disolución varía
(Naturaleza del soluto y temperatura).
Electrolitos fuertes: Completamente disociados.
MgCl2(s) → Mg2+
(aq) +2 Cl1-
(aq)
Electrolitos débiles: Parcialmente disociados
CH3CO2H(ac) ↔ CH3CO-
2 (ac) + H1+
(ac)
8

9. El potencial en el sistema internacional de unidades se mide
en Voltios (V).
La carga en el sistema internacional de unidades se mide en
Coulombios.
La carga de un mol de electrones es 96500 C/mol,
denominada constante de Faraday (F).
La carga de un mol de una especie química que haya
perdido/ganado z electrones será:
9

10. Reacciones de redox
Celdas electroquímicas
10

11. En la electrólisis se pueden distinguir tres fases:
1) Ionización. Es una fase previa antes de la aplicación de
la corriente, y la sustancia a descomponer ha de estar
ionizada, lo que se consigue disolviéndola o
fundiéndola.
2) Orientación. En esta fase, una vez aplicada la
corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica,
hacia los polos (+) ó (-) correspondiente.
3) Descarga. Los iones negativos o aniones ceden
electrones al ánodo (-) y los iones positivos o cationes
toman electrones del cátodo (+).
11

12. Celda galvánica o celda voltaica Es una celda
electroquímica que por una reacción química espontánea
obtiene energía eléctrica . A partir de reacciones REDOX.
12

13. 13

14. 14

15. OPERACIONES ELECTROMETALÚRGICAS:
 Electrodeposición
 Deposición electrolítica, electrowinning
 Electrorefinación
 Refinación electrolítica
 Electrolisis de sales fundidas
 Metales reactivos
 Electrorecubrimientos
 Cobrizado, niquelado, cromado, galvanizado
15

16. Celda electrolítica: una fuente de corriente externa provoca
una reacción química (baños electrolíticos).
16

17. Ley de Ohm
La ley de Ohm se usa para determinar la relación entre tensión (E),
corriente (I) y resistencia (R) en un circuito eléctrico.
E = I x R
V = A x Ω.
17

18. Ley de Faraday
“La cantidad de cualquier elemento liberado ya sea en el
cátodo o en el ánodo durante la electrolisis, es proporcional a
la cantidad de electricidad que atraviesa la solución”
Ley de Faraday
M = Cantidad de metal que se ha corroído o depositado [g]
PM = Peso Molecular del metal [g/mol]
I = Corriente que circula [A]
t = Tiempo que dura el proceso [s]
n = Electrones transferidos (valencia del metal)
F = Constante de Faraday [96500 A*s/mol]
18

19. Ejemplo:
¿Cuánto cobre se deposita desde una solución de CuSO4 por una
corriente de 30 amperes durante 8 horas?.
30A*8h*3600(s/h) = 864000 A*s
864000 A*s /96500 A*s/mol = 8,95 mol
8,95 mol * 63,57/2 (g/mol) = 284,58 g de cobre depositado
𝑀𝑀 =
𝑃𝑃𝑃𝑃 ∗ 𝐼𝐼 ∗ 𝑡𝑡
𝑛𝑛 ∗ 𝐹𝐹
=
63,57(
g
mol
) ∗ 30(A) ∗ 8 ∗ 3600(s)
2 ∗ 96500 (𝐴𝐴 ∗
𝑠𝑠
𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚
)
= 284, 58 𝑔𝑔 𝑑𝑑𝑑𝑑 𝐶𝐶𝐶𝐶 𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑
19

20. Potencial de una celda. Ecuación de Nerst
Cuando se tienen los reactivos y productos en condiciones estándar (1M)
E°(potencial de celda):
En general para una reacción cualquiera:
A 25°C
Nota.- Al dividir por el número de electrones intercambiados el potencial es
una magnitud intensiva. La energía libre depende del número de moles que
reaccionan, EL POTENCIAL NO.
20

21. 21

22. Eficiencia de corriente (η)
Ejemplo:
Suponga que se depositan 16 g de Zn en una hora. La densidad de
corriente fue de A/pie2, y el área del cátodo es de 1,2 pie2. Calcular
la eficiencia de corriente.
Cálculo de la corriente utilizada para la deposición del metal, con la
ley de Faraday:
Despejando I = 13,12 A
𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶𝐶 𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡 𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢 = 15
𝐴𝐴
𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝2
∗ 1,2 𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝2
= 18 𝐴𝐴
𝜂𝜂% =
𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐 𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢 𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝𝑝 𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑ó𝑛𝑛 𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚
𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐𝑐 𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡𝑡 𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢𝑢
∗ 100
𝑀𝑀 =
𝑃𝑃𝑃𝑃 ∗ 𝐼𝐼 ∗ 𝑡𝑡
𝑛𝑛 ∗ 𝐹𝐹
16 =
65,4 ∗ 𝐼𝐼 ∗ 3600
2 ∗ 96500
𝜂𝜂% =
13,12 𝐴𝐴
18 𝐴𝐴
∗ 100 = 73 %
22

23. 5.2 Conductividad y transferencia
Existen 2 tipos de conductores:
1) Conductores electrónicos, la corriente eléctrica es
transportada por electrones libres. Se subdividen en:
a) conductores metálicos (Au, Ag, Cu, etc) y
b) semiconductores (minerales sulfurosos).
2) Conductores iónicos, la corriente eléctrica es transportada
por iones (aniones y cationes) en la disolución, está
asociado al transporte de sustancias químicas en
disoluciones.
La conductividad es una medida de la facilidad con la
que la corriente eléctrica pasa a través de un conductor.

24. En el caso de las disoluciones iónicas (electrolíticas), la
corriente eléctrica es transportada por los iones de la
disolución, los cuales se mueven en distintos sentidos (de
acuerdo con el signo de su carga) bajo la acción del campo
eléctrico producido por la diferencia de potencial aplicado.
Conductividad específica K (S/cm, Siemens/cm)
La conductividad específica de una disolución, se define como
la inversa de la resistividad específica (ρ, ohm*cm).
R = resistencia, ohm; l = distancia
entre electrodos, cm; A = área de la
sección transversal, cm2
24

25. En una disolución iónica la conductividad específica K
medida, depende de la concentración de iones.
Conductividad molar Λ.
Para normalizar la medida de la conductividad, se
introduce la magnitud conductividad molar (Λ, S/cm*mol),
definida como:
donde c es la concentración molar (moles/litro)
25

26. Transferencia
Un ion metálico puede ser reducido sólo si alcanza la
superficie del electrodo.
Luego la velocidad a la cual se deposita depende de los
procesos de transporte iónico en la solución.
Los procesos de transporte iónico (transferencia) están
descritos por tres modos de transporte distintos y simultáneos:
1) Difusión, el movimiento de las especies en solución en
respuesta al gradiente de las respectivas concentraciones.
2) Migración, el movimiento de las especies cargadas debido
al campo eléctrico.
3) Convección, el movimiento de las especies debido al flujo
hidrodinámico.
26

27. 5.3 Electrodeposición y Electrorefinación
5.3.1 Electro obtención (electrodeposición, reducción
electrolítica)
La electro obtención es la recuperación de un elemento como
metal a partir de una solución en una celda electroquímica.
Los procesos electrolíticos se pueden clasificar en dos
categorías, de acuerdo a la naturaleza del electrolito utilizado:
 Electrolitos acuosos, a temperaturas inferiores a 60 65 ºC,
como los procesos de electro obtención y de electro
refinación de Cu, Zn, Ni, Co, Au y Ag.
 Electrolitos de sales fundidas, a altas temperaturas, como es
el caso de la recuperación de aluminio, magnesio y litio.
27

28. 28

29. Electro obtención de Cu
CATODO: Lámina delgada de cobre o una lámina de acero
inoxidable (cátodos permanentes).
ANODO: Placa de una aleación de plomo (Pb-Ca-Sn).
29

30. Las semi - reacciones que ocurren son:
Cu2+
(ac) + 2e- → Cu(s) E°= 0,34 V
H2O → ½ O2(g) + 2H+
(ac) +2e- E°= -1,23 V
Cu2+
(ac) + H2O → Cu(s) + ½ O2(g) + 2H+
(ac)
E°(celda) = E°(reducción) + E°(oxidación) = 0,34 + (- 1,23) = -0,89 V
Trabajo máximo = W(máximo)= -∆G°
∆G° = -nFE°
30

31. Relacionando ∆G° con la constante de equilibrio K:
-∆G° = RTlnK
Entonces:
RTlnK = nFE°
Log K=
𝑛𝑛𝑛𝑛𝑛𝑛𝑛
2,303 𝑅𝑅𝑅𝑅
𝐸𝐸𝑜𝑜
=
2,303𝑅𝑅𝑅𝑅
𝑛𝑛𝑛𝑛
∗ logK
𝐸𝐸𝑜𝑜
=
2,303 ∗ 8,314
𝑐𝑐 ∗ 𝑉𝑉
𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚 ∗ °𝐾𝐾
∗ 298°𝐾𝐾
𝑛𝑛 ∗ 96500 𝑐𝑐/𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚𝑚
∗ logK
𝑬𝑬𝒐𝒐 =
𝟎𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎
𝒏𝒏
∗ 𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥
31

32. E(Cu+2/Cu) = E° (Cu+2/Cu) +
𝑅𝑅𝑅𝑅
2𝐹𝐹
lnK
Datos:
T= 45°C = 318°K
Electrolito:
(6,4 g/l) = Cu2+
= 0.1[M]
(100 g/l) = H2SO4 = 1 [M]
∆E°= - 0,89 V
∆E = ∆E° +
0,0631
𝑛𝑛
log [a(Cu+2)*a(H2O)]/[a(cu)*a(H)
2 *P(O)
1/2]
∆E = ∆E° +
0,0631
𝑛𝑛
log [a(Cu+2)]/[a(H)
2 ]
∆E = ∆E° +
0,0631
𝑛𝑛
log [a(Cu+2)]/[a(H)
2 ]
∆E = 0,89 V +
0,06311
2
log [0.1/12 ] V = 0,89 + 0 ,032 = 0,922 Voltios
𝑬𝑬𝒐𝒐
=
𝟎𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎
𝒏𝒏
∗ 𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥
Cu2+
(ac) + H2O → Cu(s) + ½ O2(g) + H+
(ac)
32

33. Desde el punto de vista de consumo de energía es deseable
minimizar este valor disminuyendo la concentración de ácido y
aumentando la concentración del ión Cu2+.
El proceso de extracción por solventes hace posible, debido a la
pureza de las soluciones, obtener directamente por electro-obtención
cátodos de calidad. En este caso es posible lograr altas
concentraciones en cobre y en ácido.
Voltaje de Celda
El voltaje de celda es de 2 a 2,5 V. Gran parte de este potencial se
utiliza en producir la reacción electroquímica.
En el electrólito la caída de voltaje es también alta debido a la
relativamente baja concentración en ácido sulfúrico.
Para lograr que el Cu se deposite en el cátodo, es necesario
considerar los siguientes potenciales.
33

34. 1) Potencial de reacción: se debe considerar que el potencial varía
con la concentración de los reactantes.
2) Sobre-potencial en el cátodo: los fenómenos electrolíticos
requieren de un sobrevoltaje para su ocurrencia, ya que en la
superficie hay una fuerte demanda de iones, lo que hace que el
gradiente de concentración se reduzca en la capa limite a valores
extremadamente pequeños.
3) Sobre - potencial anódico: también se necesita un sobrevoltaje
para la reacción anódica de disociación del agua, asociada a la
dificultad de nucleación del oxígeno y al exceso localizado de ácido
sulfúrico. Aquí la agitación ayuda a resolver parcialmente el
problema.
4) Resistencia óhmica del electrolito al paso de la corriente está
determinada por la ley de Ohm.
34

35. 5) Caída de voltaje en los contactos: los contactos entre barras
conductoras, barras distribuidoras interceldas, apoyos de cátodos
y ánodos, contacto entre la barra de cobre y la placa de acero
(soldadura).
Por tanto:
Voltaje total = ∆E(celda) + ɳA +ɳC + I*R (electrolito) + I*R(contactos).
El voltaje de celda puede llegar en procesos de electro obtención de
1,8 V a 2,5V. Esta diferencia de 0,7 V (un 40% más) incide
directamente en los costos por potencia.
E potencial de reacción 0,922 V
E sobre potencial catódico 0.05 V
E sobre potencial anódico 0,65 V
E resistencia óhmica del electrolito 0,20 V
E resistencia de contactos 0,15 V
POTENCIAL EXTERNO TOTAL 1,972 V
35

36. E Au(CN)2
-/Au = E° Au(CN)2
-/Au +
𝑅𝑅𝑅𝑅
𝑛𝑛𝑛𝑛
lnK
Datos:
T= 25°C = 298°K
∆E°= - 0,60 V
∆E = ∆E° +
0,0591
1
log [a Au(CN)2
-]/[a(Au)*a(CN
-
)
2 ]
∆E = ∆E° +
0,0591
1
log [a Au(CN)2
-]/[a(Au)*a(CN
-
)
2 ]
∆E = ∆E° + 0,0591 log (a Au(CN)2
-) – 2*0,0591 log (a(CN
- )
𝑬𝑬𝒐𝒐
=
𝟎𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎
𝒏𝒏
∗ 𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥𝐥
Au(CN)2
-
(ac) + e- → Au(s) + 2CN-
(ac)
Electrodeposición del oro
36

37. Electrodeposición del oro
2H2O → O2 + 4H+ + 4e- E° = 1,23 Voltios
E (H2O/O2) = E° (H2O/O2) +
0,0591
4
log[PO2*a (H+)4]/a(H2O)2
37

38. Electrodeposición del oro
38

39. 5.3.2 Electro refinación
La electro refinación es la purificación de un metal por
disolución y posterior recuperación sobre un cátodo, por vía
electroquímica.
39

40. Proceso de electro refinación de Cu
Ánodos
Los ánodos son
solubles, y son
moldeados mediante
moldes individuales
en una rueda de
moldeo.
La figura muestra la
operación de la rueda
de moldeo
Outokumpu de la
fundición Alto Norte.
40

41. La electro refinación de Cu consiste en la disolución anódica
del Cu desde el ánodo impuro; y su posterior deposición
catódica sobre un cátodo de láminas iniciales de Cu.
Objetivos de la electro refinación de Cu:
 Obtener Cu de alta pureza, 99,99 % de pureza a partir de
ánodo, producidos en los proceso pirometalúrgicos de
fundición.
 Eliminar las impurezas que perjudican las propiedades
eléctricas y mecánicas del Cu, tales como: As, Sb, Bi, S,
Se, Te, Fe, Co, Ni y Pb.
 Recuperar las impurezas con valor económico, como: Au,
Ag, metales del grupo del Pt y Se.
41

42. 42

43. Los ánodos son de forma
rectangular con dos orejas
en la parte superior para
colgarlos en la celda.
Presentan una superficie
irregular y rugosa.
Dimensiones:
Ancho: 80 a 100 cm de
Largo: 90 a 110 cm
Espesor: 3 a 6 cm
Peso: ~ 350 Kg cada uno.
43

44. Celda de electro refinación de Cu
El ánodo de cobre impuro es disuelto por acción de la
corriente eléctrica en sus iones o elementos.
Los iones de cobre disuelto viajan a través del electrolito y se
depositan en el cátodo o lámina de arranque.
Las impurezas como el Au, Ag, Se, Pt y Pd, no pueden
depositarse y se van al fondo de las celdas como lodo
anódico. Este contiene 40% Cu, 20% Ag y 0,05% Au. Se
puede recuperar el metal doré que contiene 98% Ag y 2% Au,
Pt, Pd y Cu.
Las impurezas como el As, Bi, Sb, Ni, etc. no se pueden
depositar en el cátodo, ni tampoco ir al fondo de las celdas,
quedando en el electrolito, el cual luego es purificado.
44

45. Disolución electroquímica de los ánodos:
Cu°(ánodo) → Cu2+ + 2e- E°(reducción)= 0,034 V
Deposición de cobre en el cátodo:
Cu2+ + 2e- → Cuo
(cátodo) E°(reducción)= - 0,034 V
Potencial teórico de celda:
E°(celda) = E°(reducción) + E°(oxidación) = 0,034 + (-0,034) = 0 V
45

46. Reacción de disolución de Cobre del Ánodo:
𝐶𝐶𝐶𝐶 + 𝐻𝐻2𝑆𝑆𝑆𝑆4 +
1
2
𝑂𝑂2 ↔ 𝐶𝐶𝐶𝐶2+ + 𝑆𝑆𝑆𝑆4
2−
+ 𝐻𝐻2𝑂𝑂
46

47. Composición de un electrolito típico de electro refinación de
Cu
La intensidad de corriente por celda de electro-refinación típica
es de 22000 [A] a 36000 [A]. Voltaje 0,2 – 0,4 V.
La densidad de corriente es de alrededor de 230 [A/m2]. Está
limitada principalmente por problemas de circulación de
electrólito.
47

48. Cátodos
Las láminas
iniciales de
cátodo son
planchas
delgadas de Cu
electrolítico.
Espesor: ~ 2 mm
Peso: 70 - 150 Kg
cada cátodo.
48

49. PRODUCTO FINAL
CATODOS DE COBRE ELECTROLITICO
PUREZA: 99,99 % Cu
49

50. 50

51. 5.4 Electrólisis de sales fundidas
La electrolisis de sales fundidas, consiste en introducir dos
electrodos en la masa fundida. Las sales por tratarse de
compuestos iónicos, funden a altas temperaturas.
En el caso de electrólisis de sales fundidas la situación es muy
distinta de un caso a otro, ya que el metal que se deposita
puede ser un líquido más liviano o más pesado que el
electrolito.
Electrolisis del cloruro de sodio:
2 Cl- (l) → Cl2 (g) +2e- E° = 1,36 V
2Na+(l) + 2e- → Na0 (s) E° = -2,76 V
2Cl- (l) + 2Na+ →Cl2 (g) + 2Na(s)
E°
(celda) = E°(Reducción) + E°(Oxidación) = -2,71+(-1,36) = -4,07 V
51

52. La reacción para la electrolisis del cloruro de sodio puede ser
bastante mayor, debido a la aparición de sobretensiones,
especialmente cuando hay desprendimiento de gases o
cuando se depositan sustancias sobre el cátodo.
∆G > 0
52

53. Obtención de Al2O3
El proceso Bayer permite concentrar el mineral de Al
(bauxita) para producir hidróxido de aluminio.
Cuando se calcina este concentrado a temperaturas > a
1000°C, se forma óxido de aluminio anhidro (Al2O3).
El óxido de aluminio anhidro funde a más de 2000°C.
Esta temperatura es demasiado alta para usar el óxido como
medio fundido durante la formación electrolítica de aluminio
libre.
El proceso electrolítico que se utiliza en escala comercial
para producir aluminio se conoce como proceso Hall.
53

54. Electrolisis del aluminio
El proceso electrolítico (Método Hall) se lleva cabo en cubas
especiales en las que la alúmina se disuelve en criollita fundida a
T=1000 °C.
Anodos: consumibles (barras de carbón)
Cátodos: barras de carbón situados en el fondo de la cuba.
Aluminio fundido: 3 a 25 cm de espesor.
Electrolito:15 a 30 cm de espesor formado de criolita fundida,
Na3AIF6 sal doble de NaF y AIF3 a una razón NaF/AIF3 entre 2 y 3.
La temperatura de operación es entre 940 y 980 ºC.
54

55. Disolución de la alúmina:
Al2O3(s) → 2Al3+(ac) + 3 O2-(ac)
Al3+ + 3e- → Al
2O2- + 4e- → O2
4 Al3+(ac) + 6 O2- (ac) → 4 Al (l) + 3 O2(g)
Reacción global del proceso Hall:
2 Al2O3 (criollita) + 3 C(s) → 3CO2 (g) + 4 Al (s)
55

56. 5.5 Recubrimientos electrolíticos
La electrodepositación de metales y aleaciones, tanto en
su ejecución como en la preparación de los objetos a
ser recubiertos, lleva conocimiento de una serie de
disciplinas, como la electroquímica principalmente, la
mecánica, la metalurgia y la ingeniería.
El recubrimiento electrolítico, incluye tres etapas
básicas:
Preparación de la superficie
Recubrimiento
Acabado.
56

57. Tabla Tipos de
recubrimientos más
comunes
57

58. Solvente orgánico
Soluciones alcalinas/ácidos
Soluciones alcalinas/ácidos
58

59. Tabla N° Desengrase de superficies
Tabla N° Composición de las soluciones de decapado químico (mg/l)
59

60. Recubrimiento
El recubrimiento se logra utilizando un potencial eléctrico y
manejo de temperaturas para facilitar el desplazamiento de los
iones y aumentar la velocidad de reacción entre la superficie de
la pieza y los iones depositados.
60

61. e de la capa
electrolítica y
tamaño de
grano
>conductividad
> d. de corriente
(T, agit)
> conductividad,
afino de grano
Exceso da
malos
resultados
 Conductividad
 > solubilidad
Impide en el cátodo:
Empobrecimiento de
iones en la región.
Adherencia de burbujas.
Controlan la
regularida de
deposición de la
capa metálica.
61

62. Cobreado electrólitico
Se aplica para aumentar la conductividad eléctrica es de aspecto
rojizo brillante.
Es un proceso de inmersión en una solución alcalina y/o ácida.
Este proceso se puede aplicar a aceros, bronce, latón entre otros.
Especialmente utilizada en forma de primera capa (inicial en el
acero o el hierro fundido) destinada por lo general a recibir una
posterior aplicación de níquel.
Conectores eléctricos cobrizados
62

63. Cobreado electrólitico
Se aplica para aumentar la conductividad eléctrica es de
aspecto rojizo brillante.
Es un proceso de inmersión en una solución alcalina y/o
ácida. Este proceso se puede aplicar a aceros, bronce, latón
entre otros.
Cu° → Cu2+ + 2e- E° = -0,153 V
Cu2+ + 2e- → Cu° E° = +0,153 V
63

64. Los baños 1 y 2: aplicados como
recubrimiento fijador.
3 y 4: después de 1 y 2 producen
una base de cobre fácil de
abrillantar para recubrimientos de
Ni-Cr.
Cobreado ácido y alcalino
64

65. Niquelado electrolítico
Se aplica a los metales para mejorar su resistencia a la
oxidación y corrosión y mejorar su aspecto en elementos
ornamentales, hay dos tipos de niquelado: mate y brillante.
El niquelado mate se realiza para dar capas gruesa de níquel
sobre hierro, latón, cobre y otros metales.
El niquelado brillante (p.e. sacarina)
Los objetos de cobre y aleaciones de cobre se niquelan
directamente.
Los objetos de estaño, zinc, plomo, hierro y acero se tienen que
cobrizar primero.
65

66. Niquelado electrolítico
Ni° → Ni2+ + 2e- E° = +2,50 V
Ni2+ + 2e- → Ni (s) E° = -2,50 V
66

67. En un baño Watts de
níquel modificado:
NiSO4
NiCl2 (efecto
despasivante de los
iones de cloro sobre los
ánodos de Ni.
H3BO3, sustancia buffer
y reduce la formación
de defectos a altas
densidades de
corriente.
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68. Cromado electrolitico
En metalurgia se utiliza para aportar resistencia al desgaste y
la corrosión dar un acabado brillante.
Se reviste las piezas con una película fina y dura de cromo.
Esta película proporciona una gran resistencia a la corrosión y
excelentes propiedades mecánicas.
Proporciona un espesor variable
desde unas micras hasta 1 mm
y puede ser localizado en zonas
útiles de las piezas.
Se aplica a piezas nuevas o
usadas de acero, aceros
especiales, cobre y sus
aleaciones, fundiciones,
aluminio, etc.
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69. 2CrO3 + 2H2O → 2H2CrO4
2H2CrO4 → Cr2O7
2- + H2O + 2H+
Cr2O7
2- + 14H+ + 12e- → 2Cr° + 7H2O
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70. 70

71. Zincado electrolítico
Aplicación de una fina capa micrométrica de zinc a través de un
proceso electrolítico ácido o alcalino (compuestos de cianuro).
El zincado electrolítico es el método de recubrimiento superficial
para mejorar la resistencia a la corrosión del acero (y de las
aleaciones de hierro).
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72. El zincado electrolítico aporta, un depósito de zinc a las piezas de
acero, con el objetivo principal de protegerlas contra la corrosión.
Los espesores de capa de zinc, habitualmente, no superan las 20
micras. El zincado electrolítico debería ser alcalino y exento de cianuro.
Por ser alcalino, el reparto de espesores y la resistencia a la corrosión
son mejores que con un zincado electrolítico ácido.
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