Wydział: metali nieżelaznych	Data wykonania ćwiczenia:19.10.2012
KIERUNEK:metalurgia	NR ĆWICZENIA: 3
TYTUŁ ĆWICZENIA: Elektrorafinacja miedzi
Grupa nr: 1.Monika Kulczyk 2. Beata Kozak 3. Miron Smętek	Data oddania sprawozdania:16.11.2012
	Data oddania sprawozdania do poprawy:

1. Wprowadzenie.

Praktycznie cała miedź otrzymana ze źródeł pierwotnych za pomocą procesów pi- rometalurgicznych jest rafinowana elektrolitycznie. Dotyczy to także znacznej ilości mie­dzi uzyskiwanej ze złomów miedzionośnych. Elektrorafinacja polega na przejściu mie­dzi z anody do elektrolitu, którym jest roztwór CuS0₄-H2S0₄-H₂0, a następnie selek­tywnym osadzeniu czystej miedzi na katodzie bez zanieczyszczeń anody. Proces ten zapewnia otrzymanie miedzi wolnej od zanieczyszczeń i izolację cennych zanieczysz­czeń, takich jak: Au, Ag i platynowce w postaci szlamów. Pozostałe domieszki miedzi mogą również przechodzić do szlamów lub do elektrolitu.

Rys. Schemat procesu elektrorafinacji miedzi

Proces rafinacji polega na przenoszeniu jonów miedzi od anody do katody pod wpływem niewielkiej siły elektromotorycznej. Siarczan miedziowy dysocjuje w roztworze na dodatnie jony Cu i ujemne jony SO_4:

CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄^2-

Pod wpływem prądu jony miedzi dążą do katody, gdzie rozładowują się i jako obojętne atomy osadzają się na katodzie:

Cu²⁺ + 2e = Cu⁰

Jednocześnie równoważna ilość miedzi prze­chodzi z anody do roztworu, rozpuszczając się w H₂SO₄. Można to przed­stawić w ten sposób, że atom miedzi oddaje 2 elektrony i staje się jonem dodatnim:

Cu⁰ - 2e = Cu²⁺

Do rozpuszczania anody w elektrolicie przyczynia się w pewnym, nie­wielkim stopniu tlen z powietrza, umożliwiając reakcję:

2Cu + 2H₂SO₄ + O₂ = 2CuSO₄ + 2H₂O

I prawo Faradaya - masa substancji wydzielonej na elektrodzie w czasie elektrolizy jest proporcjonalna do wielkości ładunku elektrycznego, który przepłynął przez elektrolit.

m = k * Q ,

gdzie Q = I * t

m = k * I * t,

gdzie:

m – masa wydzielonej substancji, [mg]

I – natężenie prądu, [A]

t – czas elektrolizy, [s]

Q – ładunek elektryczny, [C]

k – równoważnik elektrochemiczny

II prawo Faradaya – masy różnych pierwiastków wydzielanych na elektrodzie wskutek przepływu tej samej ilości elektryczności są proporcjonalne do równoważników chemicznych tych pierwiastków.

$$\frac{m_{1}}{m_{2}} = \frac{R_{1}}{R_{2}} = \frac{k_{1}}{k_{2}}$$

Z II Prawa Faradaya wynika, że do wydzielenia na elektrodzie jednego gramorównoważnika jakiejkolwiek substancji(pierwiastka) przepływa przez roztwór jedna i ta sama ilość elektryczności, a mianowicie 96520 C (26,8 amperogodzin). Liczbę tę zwie się Faradayem i oznacza literą F. Wstawiając tę wartość do równania m = k * Q w miejsce ładunku Q, a w miejsce masy m- masę jednego gramorównoważnika m= M/z, otrzymuje się:

$$k = \frac{M}{\text{zF}}$$

a stąd

$$m = \frac{\text{MIt}}{\text{zF}}$$

Ładunek Q potrzebny do wydzielenia lub wchłonięcia masy m jest dany zależnością:

$$Q = \frac{F \bullet z \bullet m}{M}\backslash n$$

gdzie:

M – masa molowa

z – ilość elektronów uczestniczących w redukcji metalu

F – stała Faradaya (równa 96500 C/mol)

Podczas przepływu prądu na katodzie będzie się wydzielać metaliczna miedź według reakcji

Cu²⁺ + 2e = Cu i Cu⁺ + e = Cu zgodnie z prawem Faradaya.

Wydajność prądowa

Wydajnością prądową ­η_i nazywamy wyrażony w procentach stosunek masy substancji wydzielonej na elektrodzie (m_p) do masy teoretycznej (m_t), która powinna się wydzielić zgodnie z prawem Faradaya

$${\ \eta}_{i} = \ \frac{m_{p}}{m_{t}}*100\%$$

1. Część eksperymentalna.

1. Metodyka pomiaru i schemat stosowanej aparatury.

2. Obserwacje własne.

3. Zestawienie wyników eksperymentalnych

Gęstość prądowa i=132,82 A/m2	Napięcie na elektrolizerze [V] po czasie:	Masa katody przed procesem, g	Masa katody po procesie, g	Masa wydzielonej miedzi, g
	0 min	5 min	10min	15min
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,196	0,205	0,207	0,207
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,176	0,186	0,186	0,186
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,188	0,196	0,195	0,194

Gęstość prądowa i=159,38 A/m2	Napięcie na elektrolizerze [V] po czasie:	Masa katody przed procesem, g	Masa katody po procesie, g	Masa wydzielonej miedzi, g
	0 min	5 min	10min	15min
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,287	0,251	0,25	0,248
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,222	0,214	0,214	0,214
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,233	0,227	0,226	0,225

Gęstość prądowa i=185,95 A/m2	Napięcie na elektrolizerze [V] po czasie:	Masa katody przed procesem, g	Masa katody po procesie, g	Masa wydzielonej miedzi, g
	0 min	5 min	10min	15min
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,248	0,26	0,266	0,266
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,204	0,227	0,231	0,232
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,212	0,235	0,238	0,239

1. Opracowanie wyników:

Wydajność procesu elektrorafinacji dla różnego stężenia kwasu siarkowego przy różnych gęstościach prądowych:

$${\mathbf{\mu =}\frac{\mathbf{m}_{\mathbf{\text{praktyczna}}}}{\mathbf{m}_{\mathbf{\text{teoretyczna}}}}\mathbf{*100\%}\backslash n}{m_{\text{teoretyczna}} = k*I*t = \frac{M_{\text{Cu}}}{z*F}*I*t}$$

Natężenie prądu: I= 1[A]	Masa praktyczna miedzi, g	Masa teoretyczna miedzi, g	Wydajność procesu, %
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,272	0,297	91,71
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,264	0,297	89,02
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,303	0,297	102,17

Natężenie prądu: I= 1,2[A]	Masa praktyczna miedzi, g	Masa teoretyczna miedzi, g	Wydajność procesu, %
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,376	0,356	105,65
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,379	0,356	106,49
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,38	0,356	106,77

Natężenie prądu: I= 1,4[A]	Masa wydzielonej miedzi, g	Masa teoretyczna miedzi, g	Wydajność procesu, %
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,456	0,415	109,82
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,46	0,415	110,79
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,435	0,415	104,77

Przykład obliczeń dla stężenia 100 g/dm³ H₂SO₄ przy natężeniu prądu 1 A.

m_{praktyczna Cu} = m_k1 − m_k0 = 108, 314 − 108, 042 = 0, 272 g

$m_{\text{teoretyczna\ Cu}} = \frac{63,6}{2*96500}*1*900 = 0,297g$

$\mu = \frac{0,272}{0,297}*100\% = 91,71\%$

Wykres1

Zużycie energii na otrzymanie 1 tony miedzi dla różnego stężenia kwasu siarkowego przy różnych gęstościach prądowych:

Natężenie prądu I=1 [A]	Napięcie na elektrolizerze [V] po czasie:	Średnie napięcie [V] Uśr	Energia potrzebna do produkcji 1tony Cu [kWh]
	0 min	5 min	10min
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,196	0,205	0,207
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,176	0,186	0,186
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,188	0,196	0,195

Natężenie prądu I=1,2[A]	Napięcie na elektrolizerze [V] po czasie:	Średnie napięcie [V] Uśr	Energia potrzebna do produkcji 1tony Cu [kWh]
	0 min	5 min	10min
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,287	0,251	0,25
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,222	0,214	0,214
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,233	0,227	0,226

Natężenie prądu I=1,4 [A]	Napięcie na elektrolizerze [V] po czasie:	Średnie napięcie [V] Uśr	Energia potrzebna do produkcji 1tony Cu [kWh]
	0 min	5 min	10min
Elektrolizer I (100G/dm3 H2SO4)	0,248	0,26	0,266
Elektrolizer II (150G/dm3 H2SO4)	0,204	0,227	0,231
Elektrolizer III (200G/dm3 H2SO4)	0,212	0,235	0,238

Przykład obliczeń dla stężenia 100 g/dm³ H₂SO₄ przy natężeniu prądu 1 A.

W = U * I * t

U- napięcie [V]

I- natężenie prądu [A]

t- czas [s]

W=0,204*1*900=183,6 [J]

1 [t]=1 000 000 [g]

183,6 [J] – 0,272 [g]

X – 1 000 000 [g]

$x = \frac{1000000*183,6}{0,272} = \ 674172794,1$[J]

1 kWh – 3600000 [J]

Y – 674172794, 1[J]

$Y = \frac{1*674172794,1}{3600000} = 187,27\ \lbrack kWh\rbrack$

Wykres2

1. Wnioski.

Z wykresów wykonanych na podstawie naszych pomiarów i obliczeń możemy zauważyć, że największą wydajność elektrorafinacji otrzymamy przy natężeniu prądu I=1,4[A]. Uśredniając wyniki wydajności przy odpowiedniej wartości natężenia prądu możemy również zauważyć, że im większe natężenie prądu tym wydajność procesu wzrasta. Wydajność prawie wszystkich pomiarów jest większa od 100%. Oznacza to, że masa rzeczywista jest większa niż ta, której moglibyśmy się spodziewać stosując I Prawo Faradaya.
Zauważyć można również, że im stężenie kwasu siarkowego jest większe tym wydajność jest większa. Niewielkie błędy mogą wynikać z błędów pomiarowych, niedokładnego wysuszenia próbek czy błędów obliczeniowych.
Kolejny wykres pokazuje, że im większe stężenie kwasu siarkowego tym zużycie energii na produkcję 1 tony cynku jest niższe. Odbiegające od pozostałych są wyniki dla stężenia kwasu siarkowego 150g/dm3. Fakt ten może świadczyć o  niedokładnym wykonaniu roztworu tego kwasu.
Aby proces przebiegał jak najbardziej pomyślnie dla nas należy zrównoważyć wydajność prądowa procesu, która powinna być jak najwyższą oraz zużycie energii, która ze względów ekonomicznych powinna być jak najniższa.