curso de hidrometalurgia del au, ag y cu

“HIDROMETALURGIA DEL Au, Ag, Cu”

TERMODINAMICA

CONTENIDO Generalidades Diagrama eh-pH del agua Construcción de los diagramas eh-pH Influencia de los acomplejantés Usos y Abusos de los diagramas eh-pH

TRANSFERENCIA DE MASA Y CINETICA

CONTENIDO Introducción Cinética Homogénea Cinética Heterogénea

1. Efecto de la velocidad del fluido2. Efecto de la temperatura3. Naturaleza electroquímica

LIXIVIACIÓN DE METALES

CONTENIDO Solubilidad de Au y Ag en soluciones de cianuro

1. Efecto de la concentración de cianuro2. Efecto del pH3. Efecto de la concentración de cianuro

Cinética de la cianuración1. Efecto de iones extraños

METODOLOGIA DE LA HIDROMETALURGIA Au y Ag

CONTENIDO Lixiviación en montón Lixiviación por agitación Adsorción en carbón activado Precipitación con zinc en polvo Extracción por solventes orgánicos.

LIXIVIACIÓN DEL Cu

CONTENIDO

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Edwilde Yoplac CastromonteMSc. DCP. Ing. Metalurgista. Consultor en Hidrometalurgia y Beneficio de Minerales

Lixiviación de CuOx Lixiviación de sulfuros de Cu Cinética de la lixiviación Lixiviación en Montón Lixiviación por agitación

RECUPERACIÓN DEL Cu

CONTENIDO Precipitación de Cu con chatarra de Hierro Extracción por solventes orgánicos

1. Teoría básica2. Reacción principal.3. Dispersión estable 4. Degradación de extractantés.

Cl. Los Guindos Nº 140 Telf.: 435-4127La Molina

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Introducción

La hidrometalurgia es la rama de la metalurgia extractiva que comprende los

procesos de obtención de metales y compuestos, a partir de minerales o fuentes

secundarias, mediante reacciones que tienen lugar en soluciones acuosas u

orgánicas y por lo tanto se desarrollan a temperaturas relativamente bajas.

Las técnicas empleadas incluyen. Preparación y pre-tratamiento del mineral o

material inicial, lixiviación de los valores metálicos usando reactivos químicos o

acción bacterial, separación y lavado de residuos sólidos, purificación final del

metal o compuesto deseado.

Para cada una de estas etapas se dispone de una gran variedad de tratamientos

alternativos; así por ejemplo, la lixiviación puede realizarse por percolación,

agitación. In-situ o en pilas y botaderos. La purificación de las soluciones puede

realizarse por control del pH, intercambió iónico, extracción por solventes

orgánicos, etc. La precipitación puede ser por cementación, electrodeposición o

precipitación con gases.

Las primeras aplicaciones de la hidrometalurgia moderna las constituyen los

procesos de cianuración de minerales de oro y plata. Estos procesos dieron

origen a un rápido desarrallo de la mayoría de los equipos indispensables en los

procesos hidrometalúrgicos actuales: agitadores, espesadores, filtros, bombas de

lodos, etc.

Posteriormente aparecieron procesos tan importantes como el intercambio iónico,

extracción por solventes orgánicos y el carbón activado que abrieron un campo

aún más grande de aplicación.

Actualmente se extraen y refinan, comercialmente, mediante métodos

hidrometalúrgicos, un gran número de metales, como por ejemplo: cobre, níquel,


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aluminio, oro, plata, cobalto, zinc, uranio, zirconio, hafnio, etc. Pudiendo

emplearse en forma total o parcial para prácticamente todos, excepto 6 o 7, de los

82 elementos metálicos conocidos. Generalmente los metales alcanzan un grado

de pureza mayor que los producidos por otros métodos.


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TERMODINAMICA

Generalidades.

Los Geoquimicos y Geólogos, los diagramas de equilibrio lo representan entre la

Lithosfera, Hidrosfera y Atmósfera; a los Físicos, Metalurgistas y Químicos les

provee un grafico muy usual y describe la pasividad, corrosión y disolución de

minerales.

Las relaciones existentes entre la hidrosfera, lithosfera y atmósfera son

representadas en la siguiente fig.:

Las reacciones son homogéneas ó heterogéneas dependiendo sobre si o no ellos

ocurren dentro de una simple fase o en los límites entre fases.

La Hidrosfera se refiere a la porción liquida de la tierra, La Lithosfera es la corteza

terrestre y la atmósfera es la parte gaseosa que envuelve la tierra y los gases

dentro de la tierra.

La química-física de la mineralización es una guía importante y usual para los

metalurgistas desde que representa un gran inventario de reacciones importantes

en el sistema hidrometalurgico.

La principal diferencia es que los factores cinéticos llega hacerse predominante

para un metalurgista, desde que las reacciones deben ocurrir en un tiempo

relativamente cortos para ser de importancia comercial.

La siguiente fig. ilustra la clase de reacciones de importancia para la

hidrometalurgia. La reacción I, representa el equilibrio entre la atmosfera-

hidrosfera y la reacción II entre la hidrosfera-lithosfera, las cuales son de

importancia primaria y deben ser tratadas con detalle.


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Cada tipo de reacción tiene especial implicación para los metalurgistas. También

el agua, el solvente universal, tiene propiedades únicas que hace posible no

solamente una mineralización, si no una rápida disolución, transporte, procesos

de separación y precipitación que es vital para la aplicación comercial en la

hidrometalurgia.

Tierra

atm Hidro

Litho

II

I

HomogeneasReacciones QuimicasDisociación Gaseosa

Difusión

HeterogeneasDisociación

Disolución GaseosaEvaporación

HomogeneasDisociación Electrolitica

HidrólisisFormación de Complejos

Difusión de iones solubles

HeterogeneoSublimaciónOxidaciónReducción

DehidrataciónDescomposicion

HeterogeneoPrecipitación

CorrosiónDisolución

(Reacciones Electroquimicas)

Homogeneo y HeterogeneoDifusión NucleaciónFundición PrecipitaciónReacciones ReaccionesQuimicas Electroquimicas

La siguiente tabla da los elementos mas importantes en la lithosfera e hidrosfera

(Wells, 1962). Virtualmente todos los metales bases están presentes en pequeñas

cantidades ó en cantidades trazas. Afortunadamente los procesos de

mineralización dentro de la tierra, ambos la hidro y la piro, tienen como resultado

en la concentración de los metales, bases importante.

Un segundo punto de interés es que sobre un volumen base, sobre el 90% de la

corteza terrestre esta compuesto de oxigeno.


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De los metales, tales como el Aluminio, Hierro y magnesio son los mas

abundantes; La sílice es el elemento mas abundante y otros como el oxigeno,

Sodio, Magnesio, Calcio y Potasio son componentes prominentes de ambos la

lithosfera y la hidrosfera.

Lithosfera Hidrosfera

Elemento Peso (%) Volumen(%) Elemento Peso (%)

O 46.59 91.77 O 85.89

Si 27.72 0.80 H 10.80

Al 8.13 0.76 Cl 1.93

Fe 5.01 0.68 Na 1.07

Mg 2.09 0.56 Mg 0.13

Ca 3.63 1.48 S 0.09

Na 2.85 1.60 Ca 0.04

K 2.60 2.14 K 0.04

Ti 0.63 0.22 Otros <0.01

Menasmetálicas,

mineral

Pequeñascantidades

Diagrama Tensión-pH del agua .

a) Asociación con minerales .

El agua puede ser parte de la lithosfera cuando se encuentra químicamente con

ciertos minerales.

Se encuentra en 2 formas:

Agua de Cristalización, es agua que esta presente como agua en la estructura del

mineral. Ejemplos son: CaSO4.2H2O y MgCl.6H2O.

La dehydratación puede resultar en la simple remoción del agua por simple

calentamiento, tal como el caso del Gypsum para la fabricación del yeso:


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CaSO4.2H2O + θ CaSO4 + 2H2O

La forma final es el mineral anhydro ó anhidrita, en el caso del MgCl2.6H2O, la

descomposición puede resultar en la formación de un óxido (McDonald y

Wadsworth, 1972).

MgCl2.6H2O + θ MgO + 2HCl + 5H2O

El agua puede estar presente como el ión hidroxilo en la red de un cristal como es

el caso de la mica potasica KAl3Si3O10(OH)2 ó como en las arcillas tal como la

caolinita Al2Si2O5(OH)4, remover el ión hidroxilo de estos minerales requieren muy

altas temperaturas.

b) Reacciones dentro de la hidrosfera

Muchos tipos de reacciones homogéneas ocurren dentro de la hidrosfera. Una de

estas es la disociación electrolítica. El agua misma es un ejemplo de acuerdo a la

reacción:

H2O(l) = H+(aq) + OH-

(aq)

La constante de Equilibrio K es la constante de Ostwald. En el caso del agua , K

tiene el valor 10-14 a temperatura ambiente y es igual al producto de actividades:

K(Ostwald) = aH+*aOH-

La actividad del agua es tomada como la unidad

Por convención la actividad es interpretada como sigue:

Iones y Moléculas en soluciones diluidas:

La actividad es aproximadamente igual a la concentración en moles /litro.


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El solvente en una solución diluida:

La actividad es igual a la fracción molar del solvente y es aproximadamente

la unidad.

Sólidos ó líquidos puros en equilibrio con una solución:

La actividad es exactamente la unidad.

Gases en equilibrio con una solución:

La actividad es la presión parcial del gas en atmósferas.

Mezcla de líquidos:

La actividad de un componente dado es aproximadamente igual a la

fracción molar.

En una solución ideal la actividad es proporcional a la fracción molar X, en

solución y esta relacionado al potencial químico μ por la ecuación:

μ = μo + RTlnX

donde μo es el potencial químico estándar.

En una solución no ideal, la fracción molar y la actividad no son idénticas,

requiriendo una corrección de la fracción molar por el coeficiente γ o

μ = μo + RTlnγX = μ = μo + RTlna

para soluciones diluidas la fracción molar puede ser reemplazada por la

concentración , normalmente el estado estándar es tomado como la unidad.

La constante de equilibrio K esta relacionado a la energía libre de Gibbs por la

ecuación:

-RTlnK = Gº = Hº-TSºCl. Los Guindos Nº 140 Telf.: 435-4127La Molina

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donde Gº, Hº y Sº son la energía libre estándar, entalpía y entropía de la

reacción, en la cual Hº y Sº son funciones de la temperatura, pero para

pequeños cambios de temperatura ellos pueden ser asumidos constantes y por lo

tanto Gº puede se calculada por la ecuación anterior para alguna temperatura

intermedia.

El cambio de energía libre estándar para cualesquiera reacción química es la

suma de los potenciales químicos de los productos menos la suma de los

potenciales químicos de los reactantes.

Por ejemplo para la reacción del agua:

H2O(l) = H+(aq) + OH-

(aq)

Gº = ºH+ + ºOH--ºH2O

o también: G° = producto iproductos° - reactantes reactantes°

o en forma general: G° = i i°

La constante de equilibrio K para esta reacción es dada por la ecuación

termodinámica:

K = aH+ * aOH

- / aH2O

Para soluciones bastante diluidas el H+

= 1, y lo mismo para OH+ = 1, por lo tanto

se igualan a la concentración y en el caso del agua como se trata de un líquido

puro la actividad es la unidad de acuerdo a esto tenemos que:


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K = [ H+][OH-]

Para el caso de una reacción química podemos aplicar la siguiente ecuación

termodinámica:

G = G° + RTlnQ

En el equilibrio : G = 0 , por lo tanto tenemos que :

G° = -RTlnK

por lo tanto:

lnK = -G°/RT = - i i°/RT

Transformando a logaritmo decimal y a temperatura ambiente tenemos:

logK = - i i°/1364

En este caso de los potenciales químicos para el agua se da en la siguiente tabla:

elemento H+ OH- H2O

µi°(cal/mol) 0 -37,595 -56,690

Por lo tanto tenemos:

G° = 19,075 Calorías / mol.

Aplicando la ecuación tenemos:

log K = -14 entonces K = 10 –14

Para el caso del agua pura tenemos que:

[ H+] = [OH-]

10-14 = [ H+] [OH-] entonces [ H+] = [OH-] =10-7

La ecuación (5) la podemos escribir en forma logarítmica:

PK = PH + POH = 14

Por lo tanto para la solución neutra (agua pura):

PH = 7 = POH = -log[OH-]


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Si adicionamos H+ al agua pura en la forma de un ácido, entonces la

concentración de iones H+ se incrementa, de acuerdo a la ecuación (1) el pH

decrece del valor neutro de 7.

Por ejemplo: En una solución 0.01 molar de H2SO4, la concentración molar de [H+]

= 0.02 M por lo tanto el pH = - Log [0.02] = 1.70

En algunas partes del mundo, la acidez de la lluvia cae por debajo de pH=5.6, en

el NE de EE.UU. por ejemplo el pH promedio de las lluvias es 4.6 y no es inusual

tener lluvias con pH=4.0 que es 1,000 veces más ácida que el agua destilada.

Otro tipo de reacción que puede ocurrir dentro de la hidrosfera es la hidrólisis. Por

ejemplo el ión cianuro reacciona con el agua para formar el HCN que se disocia

de acuerdo a la reacción:

CN- + H2O HCN + OH-

La hidrólisis de los iones ferricos en solución, formándose un producto hidrolizado

soluble para formar la goethita de acuerdo a la reacción siguiente:

Fe3+ + 2 H2O → 4 FeO(OH) + 3 H+


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En la construcción de los diagramas eh-pH, lo primero que hacerse es la

construcción de la zona de estabilidad del agua.

Se va a considerar las siguientes especies presentes:

H+, OH-, H2O, O2 y H2

Extrayendo los potenciales químicos de tablas tenemos:

Compuestos H+ OH- H2O O2 H2

µi°(cal/mol) 0 -37,595 -56,690 0 0

Las reacciones posibles a considerar son las siguientes se va a considerar los

siguientes parámetros tºC= 25, [Mi]= 1M y pi = 1atm:

a) Encima del límite u oxidación del agua :

O2 + 4H+ + 4e 2H2O

Aplicando la ecuación de Ners’t tenemos:

De acuerdo a los parámetros se llega a la ecuación sintetizada siguiente:

Determinando el tenemos:

G°= 2*(-56690) - [1*0 + 1*0] = -113380 cal/mol

Por lo tanto: = -[-113380/23060*4] = 1.23 V

Por lo tanto la ecuación a considerar para la oxidación del agua es:


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b) Bajo el límite o reducción del agua :

Se puede considerar bajo dos formas:

1) 2H+ + 2e H2 ó2) 2H2O + 2e H2 + 2OH-

Pero el que mas se usa es la reacción (1)

Aplicando la ecuación de Ners’t tenemos:

De acuerdo a los parámetros se llega a la ecuación sintetizada siguiente:

Determinando el tenemos:

G°= 1*0 - [2*0] = 0.00 cal/mol

Por lo tanto: = -[0.00/23060*4] = 0.00 V

Por lo tanto la ecuación a considerar para la reducción del agua es:

Encima y bajo el límite de estabilidad depende de la presión, en un rango de

condiciones de fuerte oxidación y fuerte reducción, es también interesante que

cambios de presiones grandes afecten el voltaje (o límites) solo ligeramente:

La siguiente figura ilustra la región de estabilidad del agua entre una atmósfera de

oxigeno y una atmósfera de hidrogeno:Cl. Los Guindos Nº 140 Telf.: 435-4127La Molina

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Construcción de los diagramas tensión-pH.

Para la construcción de los diagramas eh-pH, hay que tener en cuenta las

siguientes consideraciones:

I. Listado de todos los compuestos a ser consideradosCl. Los Guindos Nº 140 Telf.: 435-4127La Molina

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II. Ordenamiento en orden creciente de los compuestos de acuerdo a su estado de oxidación y por pisos.

III. Establecimiento de las reacciones electroquímicas ó químicas entre dos de los compuestos de acuerdo a su estado de oxidación, completando las reacciones con H2O, H+ y e-.

IV. Aplicación de las relaciones termodinámicas sobre el equilibrio termodinámico ó químico.

V. Dibujar finalmente el diagrama con las reacciones características del sistema.

Para mayor claridad, construiremos primero el diagrama Ag-H2O, dada la nobleza

de este metal, es bastante simple y se construye solo con tres ecuaciones ya que

los compuestos estables en el rango de pH de 0-14 son:

Agº, Ag+ y Ag2O

Se puede observar que esta ordenado en forma creciente de acuerdo a su estado

de oxidación

Luego lo ordenamos en pisos de acuerdo a su estado de oxidación:

Luego se entrelaza los compuestos entre los diferentes estados de oxidación y del

mismo estado de oxidación, tal como se observa a continuación:


Agº

Ag+ Ag2O

0

+1

Estado deoxidación

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De esta forma observamos que solo existen tres reacciones a ser considerados

para la construcción de este diagrama eh-pH.

Luego estamos dispuestos a establecer las reacciones químicas o

electroquímicas respectivas:

Comenzaremos con la reacción 1, observen que estamos poniendo esta en

reducción:

1) Ag+ + e Agº

2) Ag2O + 2H+ + 2e 2Agº + H2O y

3) Ag2O + 2H+ 2Agº + H2O

Una vez establecido las respectivas reacciones se va a tablas para extraer los

respectivos potenciales electroquímicos:

Compuestos Agº Ag+aq Ag2O H2O

µi°(cal/mol) 0 +18,448 -2,395 -56,690

Y luego se aplica las respectivas relaciones termodinámicas para establecer las

ecuaciones respectivas, considerando una temperatura de 25ºC y [Mi]= 10-6M:

1) eth = ethº + 0.06log[aAg+]


Agº

Ag+ Ag2O

0

+1

Estado deoxidación

1 2

3

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todos los datos los conocemos a excepción del ethº.

Gº = 0-[18,448] = -18,448 cal/mol.

Por lo tanto ethº = -[-18,448/(23060*1)] = 0.78V.

Luego tenemos: eth = 0.78 + 0.06log[Ag+]

Y como vamos a trabajar a una concentración de todas las especies iónicas de

10-6M. tenemos que:

eth= 0.42 V

2) eth = ethº + 0.03log[aAg2O][aH+]2/[aAgº][aH2O]

por convención sabemos que todos los compuestos sólidos y líquidos puros sus

actividades es la unidad, por lo tanto tenemos que:

eth = ethº + 0.06log [H+]

eth = ethº - 0.06pH

Calculando Gº = -56,690 + 0 -[-2,395 + 0] = -54,295 Cal/mol.

Por lo tanto ethº = -[-54,295]/(23,060*2)] = 1.18V.

Luego tenemos que: eth = 1.18 - 0.06pH

3) Como es una reacción química aquí no interviene la ecuación de Ners’t, por lo

tanto tenemos que:

K = [aAg+]2[ aH2O]/[aAg2O][ aH+]2 = [Ag+]2/[ H+]2

Tomando logaritmos, tenemos: logK = 2log[Ag+] - 2log[ H+]

Calculando Gº = 2*18,448 – 56,690 -[-2,395 + 2*0] = -17399 cal/mol.

Por lo tanto: logK = -(-17399/1364) = 12.75


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Luego tenemos que: 12.75 = 2log[Ag+] + 2pH

Por lo tanto tenemos que: pH = 6.38 - log[Ag+]

Donde pH = 12.38

Una vez que tenemos todas estas relaciones, procedemos a realizar los

siguientes cálculos:

1) eth= 0.42 V

2) eth = 1.18 - 0.06pH, calculando para pH = O tenemos eth =1.18V y para pH

= 14 tenemos eth =0.34V

3) pH = 12.38

con estos datos se construye el diagrama eth – pH para la Ag-H2O, tal como se da a continuación:


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Influencia de elementos acomplejantés en los diagramas tensión-pH.

Veamos ahora lo que sucede al campo de estabilidad de la plata en presencia de

iones CN- , cunado se construye este diagrama, demostraremos que conocida la

cantidad de CNNa total agregado, es posible encontrar una relación entre el CN -

y el pH:

Si agregamos NaCN al agua, tendremos las siguientes relaciones de equilibrio:

NaCN ↔ Na+ + CN- (1)

y

H+ + CN- ↔ HCN (4)

cuya constante de equilibrio de esta última reacción es: k= 2.512x109 ó 1x109.4


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por otra parte sabemos que:

[NaCN]total = [HCN] + [CN-] (5)

de (4) tenemos : log = 9.4 (6)

de esta última relación despejamos la concentración de cianuro:

[CN-] = [HCN]x10(pH-9.4) (7)

Reemplazando (7) en (5) tenemos:

[NaCN]total = [HCN]x{1 + 10(pH-9.4)} (8)

Si tomamos logaritmo y transponiendo términos tenemos:

log[HCN] = log[NaCN]total - log{1 + 10(pH-9.4)} (9)

de la ecuación (7) tomando logaritmo y transponiendo términos tenemos:

log[HCN] = log[CN-] – pH + 9.4 (10)

Igualando (9) y (10) y despejando la concentración de CN-:

log[CN-] = log[NaCN]total -log{1 + 10(pH-9.4)} + pH-9.4 (11)

Esta última relación nos permite conocer la concentración de cianuro libre en

función del pH para una concentración de cianuro de sodio conocida; en función

de esto para una [NaCN]total = 10-2M que corresponde aproximadamente a 0.05%

NaCN, podemos determinar la concentración de cianuro libre para diferentes pH

tal como podemos apreciar en el siguiente cuadro:


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pH CN-

14 0.009999748813 0.009997488712 0.009974944111 0.009754966310 0.00799239999.4 0.00500000009 0.00284747258 0.00038286502 0.0000000004

Tal como se puede apreciar en la siguiente grafica:

Desde el punto de vista termodinámico, la estabilidad del cianuro lo podemos

observar en el diagrama eh-pH para el caso del CN- -H2O si tomamos en

consideración las siguientes reacciones:

HCNO ↔ CNO- + H+ (12)

HCN ↔ CN- + H+ (13)

HCNO + 2H+ + 2e ↔ HCN + H2O (14)

CNO- + 3H+ + 2e ↔ HCN + H2O (15)

CNO- + 2H+ + 2e ↔ CN- + H2O (16)

tomando en cuenta la ecuación de Ners’t y los potenciales químicos de las

sustancias que están presentes y que se indican a continuación:


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Compuesto HCN CN- HCNO CNO- H2O

μiº (Cal/mol) +29600 +39370 -28980 -23750 -56690

Podemos obtener el siguiente grafico de eh – pH para el CN- - H2O:

Para el caso del oro, plata y CN- se tiene que adicionar las siguientes reacciones y

ecuaciones que a continuación se indican y tomando en cuenta los potenciales

químicos siguientes:

Compuesto AgCN2-aq AgCN Au+ AuCN2

-aq AuCN

μiº (Cal/mol) +72,047 +38,499 39,000

4) Ag+ + 2CN- AgCN2-

K = [AgCN2-]/[Ag+][CN-]2 = 1018.8

log[Ag+]/[Ag(CN)2-] = -2log[CN-] – 18.8


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pCN = 9.4 + 0.5log[Ag+]/[Ag(CN)2-]

4ª) Au+ + 2CN- AuCN2-

K = [AuCN2-]/ [Au+] [CN-]2 = 1038

log[Au+]/[Au(CN)2-] = -2log[CN-] – 38

pCN = 9.4 + 0.5log[Au+]/[Au(CN)2-]

5) AgCN2- + e Agº + 2CN-

eth = ethº + 0.06log [AgCN2-]/ [CN-]2

ethº = -0.31V

eth = -0.31 - 0.12log[CN-] + 0.06log[AgCN2-]

eth = -0.664 - 0.12log[CN-]

5a) AuCN2- + e Auº + 2CN-

eth = ethº + 0.06log[AuCN2-]/[CN-]2

ethº = -0.60V

eth = -0.60 - 0.12log[CN-] + 0.06log[AuCN2-]

eth = -0.96 - 0.12log[CN-]

De acuerdo a esto se construyo la figura que se da a continuación para una

concentración de CNNa total = 10-2M que corresponde aproximadamente a 0.05%

NaCN,


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las actividades del [AuCN2-] y el [AgCN2

-] están a 10-4M que corresponde a una

concentración de Ag y Au de 10 y 20 g/m3 respectivamente, por lo tanto la

condiciones a la que se ha construido este diagrama es a operaciones practicas.

De este diagrama se puede sacar las siguientes conclusiones:

El Au y la Ag son metales muy nobles ya que se encuentra dentro de la

zona de estabilidad del agua en la región de bajos pH, pero son menos

nobles a altos pH en soluciones de cianuro. Notablemente la plata es mucho

mas inerte que el oro en presencia de CN-


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Las reacciones de oxidación (5) involucran el ceder un electrón que

necesita ser aceptada por alguna de las siguientes reacciones de reducción:

2H+ +2e H2 (1)

O2 + 4H+ + 4e 2H2O (2)

O2 +2H+ +2e H2O2 (3)

H2O2 + 2H+ + 2e 2H2O (4)

Estas reacciones son ilustradas asumiendo una actividad unitaria para

el H2O2 y las especies gaseosas.

Muchos investigadores tienen confirmada que la disolución de Au y Ag

es acompañada por la producción de H2O2 y de este modo la ecuación 3

necesita ser considerado como reacción de reducción.

Muchos investigadores indican que la fuerza del agente oxidante tal

como el H2O2 puede convertir CN- en cianato, el cual no es capaz de oxidar

el oro y la plata.

La reacción de disolución:

ZnCN4-2 + 2e Zn + 4CN-

Es también ploteada, por que la cementación con Zn es comúnmente

usada para recuperar ambos elementos el oro y la plata.


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