Unidade 1-Hidrometalurgia e Eletrometalurgia

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Hidrometalurgia e Eletrometalurgia
Profa. Fabrícia Nunes de Jesus Guedes
João Monlevade, abril de 2016
1. Introdução
METALURGIA
Ciência dos 
materiais
Mineração e 
beneficiamento
Metalurgia 
extrativa
Eletrometalurgia
Hidrometalurgia
Pirometalurgia
Propriedade dos metais –
Metalurgia física, conformação 
mecânica, etc....
Minérios/ Mineração/ 
Beneficiamento/ Cominuição/ 
Peneiramento ...
1. Introdução
METALURGIA
EXTRATIVA
Pirometalurgia
Hidrometalurgia
Eletrometalurgia
1. Introdução
Pirometalurgia
A pirometalurgia é um processo metalúrgico que consiste na
utilização de altas temperaturas (processos térmicos) para alterar
o metal quimicamente, geralmente reduzindo-o a metal livre.
Eletrometalurgia
 A eletrometalurgia é um termo usado para os processos que
refinam ou purificam os metais usando a eletricidade
(ELETRÓLISE).
Hidrometalurgia
Definição de HIDROMETALURGIA  parte da metalurgia que engloba os
processos de extração de metais, nos quais a principal etapa de separação
metal-ganga envolve reações de dissolução do metal-minério em meio aquoso.
Na Hidrometalurgia o interesse está justamente, nas reações
químicas ocorrendo à baixas temperaturas — eventualmente
médias, com auxílio de pressões elevadas, onde o meio é
predominantemente aquoso.
Fluxograma genérico do processo hidrometalúrgico
Minério/ sucata
Preparação
Lixiviação
Separação S/L Rejeito
Tratamento da 
solução
Impurezas
Recuperação do 
metal
Metal/Composto metálico
2. Soluções
Definição: Mistura homogênea de uma ou mais substâncias. É
composta por solvente e soluto
Soluto
Solvente
SOLUÇÃO
 Natureza e comportamento das soluções depende:
1) Do tipo de partículas que estão dispersas,
2) Das características do meio dispersante,
3) Do modo de interação entre soluto e solvente.
Gasosa Sólida Líquida
Tipos de soluções
LÍQUIDAS
 Sólido-líquido: NaCl + H2O
 Líquido-líquido: etilenoglicol + H2O
 gás-líquido: refrigerante
SÓLIDAS
 Ligas metálicas: mistura de metais
 Soluções sólidas substitucionais: átomos
ou íons ocupam o lugar de partículas de
outra substância na rede cristalina.
Ex: CdS + ZnS; latão: solução de Cu e Zn
Substitui
GASOSAS  atmosfera: mistura de gases
Tipos de soluções
Soluções sólidas intersticiais
 Átomos ocupam vazios ou intertíscios que existem entre os átomos na rede
principal.
Carbeto de tungstênio (WC): substância extremamente dura
que tem sido empregada em ferramentas de corte projetadas
para trabalhar aços.
= W
= C
 Soluções aquosas que contém íons são definidas como ELETROLÍTICAS.
 Estas soluções são capazes de conduzir eletricidade. A capacidade de conduzir
eletricidade depende da quantidade de íons presentes na solução.
 Os compostos iônicos em contado com água formam uma SOLUÇÃO ELETROLÍTICA.
 Já os compostos moleculares em contato com a água não alteram a
natureza da molécula, o que acarreta numa SOLUÇÃO NÃO ELETROLÍTICA.
 C12H22O11
 Entretanto, algumas substâncias moleculares formam íons em solução
aquosa. Ácidos são as mais importantes → sofrem IONIZAÇÃO
Classificação dos eletrólitos
 FORTES: São os solutos que existem em solução totalmente ou quase
totalmente como íons.
Ex1: HNO3; HClO4; H2SO4; HCl, HBr; HClO3; HBrO3
 FRACOS: Ionizam-se parcialmente.
Ex2: Hidróxidos alcalinos e alcalinos terrosos
Ex3: A maioria dos sais
Ex1: H2CO3; H3BO3; H3PO4; H2S; H2SO3; HSO4
-
Ex2: Ácidos orgânicos
Ex3: Amônia e a maioria das bases orgânicas
Ex4: Haletos, cianetos, tiocianatos e Hg, Zn e Cd
Classificação dos eletrólitos
 CUIDADO para não confundir a extensão na qual um eletrólito se
dissolve com sua classificação como forte ou fraco.
 Ex: HC2H3O2 (ácido acético) é extremamente solúvel em água mas
é um eletrólito fraco.
 Ex: Ba(OH)2 não é muito solúvel, mas a quantidade de substância
que se dissolve dissocia-se quase completamente, portanto é um
eletrólito forte.
 Ex: Nem tudo que solubiliza facilmente se dissocia! NaCl / C12H22O11
Ácido: doador 
de próton
Base: receptor 
de próton
Ex1:
Ex2: Ex3:
Espécies anfipróticas
 São aquelas que possuem propriedas ácidas e básicas.
Espécies anfipróticas
Identificando eletrólitos fortes
Eletrólito
Forte Fraco Não eletrólito
Iônico Todos - -
Molecular Ácidos 
fortes
Ácidos 
fracos
Bases fracas
Todos os outros 
compostos
Identificando eletrólitos fortes
 Solução: 1 mol/L de NaCl
1 mol/L de Na+
1 mol/L de Cl-
 Solução: 1 mol/L de Na2SO4
1 mol/L de Na+
1 mol/L de SO4
2-
Ácidos fortes
Forças de ácidos e bases
São aqueles que em contato com o solvente estão
completamente ionizados.
Ácidos fracos
São aqueles que reagem de forma incompleta com o
solvente.
HClO4 > HCl > H3PO4 > Al(H2O)6
+3 > HC2H3O2 > H2PO4
- > NH4
+
Obs. Ácido forte, base conjugada fraca
[H+] = [OH-] = 1x 10-7
-Solução ácida: [H+] >1x 10-7
-Solução básica: [H+] <1x 10-7
Cálculo de pH para ácidos fracos deve-se levar
em conta a constante de dissociação ácida da
substância. Ex: ácido acético
Calcular a [H+]aq em uma solução na qual [OH
-] é 0,01 mol/L
Calcular a [H+]aq em uma solução na qual [OH
-] é 1,8 x 10-9 mol/L
Escala de pH
-Para água à 25ºC: pH = -log 1x 10-7 ,
logo pH=7.
Para ácidos fortes, o pH é calculado considerando a dissociação completa.
Para ácidos fracos deve-se levar em conta a constante de dissociação ácida da
substância em questão;
Ex: -Ácido acético 0,3 mol/L Ka= 1,8x 10
-5
Ka= [H+] [C2H3O
-
2]
[HC2H3O2]
-Ácido fluorídrico: Ka= 6,8x 10-4
HC2H302 ↔ C2H3O
-
2
Início 0,3 0 0
Reação - x x x
Equilíbrio 0,3-x x x
[H+]2=Ka [HC2H3O2]
x2 = 1,8x 10-5 (0,3- x)
x= √ 1,8x 10-5 . 0,3
x= 2,3 x 10-3 mol/L
0
pH= -log 2,3 x 103
→ pH= 2,3
% ionização= [H+] = 2,3 x 10-3 x100
[HC2H3O2] 0,3
% ionização= 0,77%
Sendo menor que 5%, pode-se desprezar o x do
denominador.
Habilidade do cátion para reagir com água
A maioria dos íons metálicos pode reagir com água para
diminuir o pH de uma solução aquosa, exceto os metais
alcalinos e alcalinos terrosos.
Ácidos e bases de Lewis
 Ácido: receptor de par de elétrons
 Base: doador de par de elétrons
+
H 
H+ + NH3 → H– N– H
H
Hidrólise de íons metálicos
Os íons metálicos por serem carregados positivamente, atraem os
pares de elétrons não compartilhados das moléculas de água
(hidratação) que permitem os sais dissolverem em água.
Exemplo: 
Fe(H2O)6
3+
(aq) Fe(H2O)5(OH)
+2
(aq) + H
+
(aq)
Ka = 2 x 10-3
Obs.: As constantes de dissociação ácida de reações de hidrólise em geral
aumentam com o aumento da carga, e a diminuição do raio do íon. Na+
não exibe hidrólise pois tem raio muito grande.
Hidrólise de sais de íons metálicos
Sal pH
NaNO3 7,0
Ca(NO3)2 6,9
Zn(NO3)2 5,5
Al(NO3)3 3,5
Reações de oxirredução
• Oxidação: perda de elétrons
Ca Ca+2
• Redução: ganho de elétrons
O2 2O
-
• Oxidação de metais por ácidos e sais:
Zn + 2HBr (aq) ZnBr2 (aq) + H2(g)
Mn (s) + Pb(NO3)2 (aq) Mn(NO3)2 (aq) + Pb (s)
Série de atividade
Ordem decrescente de facilidade de oxidação
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Ag, Hg, Pt, Au
não reagem com ácido
Cu (s) + 2 Ag
+
(aq) Cu
+2
(aq) + 2 Ag (s)
Reações de dissolução/precipitação
• As reações dos óxidos e hidróxidos em água têm inúmeras e
importantes aplicações em processamento aquoso:
Tratamento de emissões aquosas
Lixiviação de minérios oxidados
Síntese de precursores para materiais cerâmicos
• Os hidróxidos são mais estáveis em meio aquoso e temperatura
ambiente.
• A estabilidade dos óxidos é maior geralmente em
temperaturas mais elevadas.
As reações de dissolução e de precipitação de hidróxidos
são relativamente rápidas e reversíveis:
Me(OH)2 (s) + 6H2O ↔ Me(H2O)+2 + 2OH-
A constante de equilíbrio denominada produto de
solubilidade é:
Kps = [Me+2] x [OH-]2
Reescrevendo em função de H+
Me(OH)2 + 2 H
+ Me+² + 2H2O
𝐾𝑝𝑠 =
𝑀𝑒+2
𝐻+ 2
De maneira geral, podemos escrever:
Me(OH)n+ n H
+ Me+n + nH2O
𝐾𝑝𝑠 =
𝑀𝑒+𝑛
𝐻+ 𝑛
Log Kps = log [Me+n] – n 
𝑙𝑜𝑔 𝐻+
𝑝𝐻
→ log[Me+n ] = - npH + log Kps
Gráfico de solubilidade do hidróxido
 Esta é a equação de uma reta do tipo y= ax+b com inclinação a= -n e
intercepto em pH=) igual a b= log [Me+n ] = log Kps
-n
Me+n
Log kps
Me(OH)n (s)
log [Me+n ] = -n pH + log Kps
pH
lo
g
[M
e
+
n
]
 Se pH < pHeq ou [ H
+] > [ H+]eq , a
reação é desolcada para a
direita, portanto Men+ é estável.
 Se pH > pHeq ou [ H
+] > [ H+]eq , a
reação é deslocada para a
esquerda. Portanto, Me(OH)2 é
estável.
 Exemplo: Construção do diagrama de solubilidade para Fe(OH)3 . H2O
Fe(OH)3(s) +3H
+ → Fe3+ + H2 sendo n=3
Kps= [Fe3+] log Kps = 3,3
[H+]
Em soluções diluídas, desconsidera-se a atividade, então:
Log [Fe3+] = 3,3 -3 pH → pH = 3,3/3 = 1,1
Fe+3
Fe(OH)3
Fe+2 /Fe(OH)2
Log Fe+3
pH
2 4 6 8 10
Reações de formação de complexos
Complexos são compostos formados pela reação de duas espécies, que
podem existir isoladamente em solução. Por exemplo: Zn(OH)+; Cu(NH3)4
+2;
Au(CN)4
-, dentre outros.
A espécie neutra ou aniônica de um complexo é denominada ligante.
Co(H2O)6
+2 + 4 Cl- Co(H2O)2(Cl)4
-2 + 4 H2O
Exemplos de reações na metalurgia
• Cianetação do minério de Ouro
4 Au(s) + 8NaCN + O2 + 2 H2O 4 Na
+ + 4Au(CN)2
- + 4 NaOH
(Cobre, zinco e ferro são interferentes)
• Lixiviação amoniacal de minérios de Cu, Ni e Co
Cobre, níquel e cobalto formam complexos solúveis com amônia enquanto ferro e
manganês permanecem insolúveis o que permite a extração seletiva de Cu, Ni e Co
de lateritas (minérios oxidados contendo Fe e Si).
Lixiviação básica de minérios de Urânio
UO2
+2 + 3CO3
-2 → UO2(CO3)3
-4
Lixiviação da bauxita pelo processo Bayer
Al(OH)3 (s) + NaOH → Al(OH)4
- + Na+
Reações de oxirredução na metalurgia
• São muito importantes do ponto de vista industrial, pois ocorrem em processos tais como:
Lixiviação: Processo de extração de um constituinte solúvel de um sólido utilizando um solvente
(agente lixiviante)
Cementação: metal impregnação das camadas superficiais de um metal com outro material,
realizada sob temperatura inferior à da sua fusão, e que visa otimizar alguma característica daquele.
Redução por hidrogênio: Exemplo: quando o óxido de cobre (negro) é colocado em aparelhagem
apropriada (câmara) para que ocorra sua redução, o gás hidrogênio entra em contato com o óxido
de cobre super aquecido e, como resultado, ele perde oxigênio e vai aos poucos se tornando rosa,
pois está sendo reduzido a cobre.
Eletrorrecuperação: A eletrorrecuperação permite a obtenção de cátodos de elevada pureza
diretamente, a partir de soluções aquosas contendo o metal, e constitui o mais importante processo na
recuperação dos principais metais produzidos através de processos hidrometalúrgicos (i.e. Cu, Ni, Au,
Co, Zn)
Corrosão: desgaste gradual de um corpo qualquer que sofre transformação química e/ou física,
proveniente de uma interação com o meio ambiente.
Cu+²(aq) + Fe(s) Cu(s) + Fe
+² (aq)
Ni+2 + H2(g) Ni(s) + 2H
+
(aq)
Zn+2 + 2 e- Zn(s)
Fe(s) + H2O + 1/2O2(g) Fe(OH)2(s)
As reações podem ocorrer mesmo quando os reagentes estão separados
fisicamente, desde que estejam ligados por uma conexão elétrica.
Mecanismo de dissolução do Au
 1846: Eisner estudou a cianetação
4Au + 8 NaCN + O2 + 2H2O 4NaAu(CN)2 + 4NaOH
 Alguns anos depois: Bodlander sugeriu que a reação ocorria em duas 
etapas
2Au + 4NaCN + O2 + 2H2O 2NaAu(CN)2 + 2NaOH + H2O2
2Au + 4NaCN + H2O2 2NaAu(CN)2 + 2NaOH
 1967: Habashi propôs reações anódica e catódica
2Au + 4CN- 2Au(CN)2
- + 2e-
O2 + 2H2O + 2e
- 2OH- + H2O2
Potencial de eletrodo
 Está diretamente relacionado a:
Concentração da solução
Temperatura
Natureza do metal
O aumento da [ íon metálico] na solução causa um deslocamento
no equilíbrio e a diminuição do potencial do eletrodo
 A reação de ionização é endotérmica, portanto o aumento da
temperatura desloca o equilíbrio no sentido inverso, aumentando o
potencial de eletrodo
Eletrodos
Quando dois metais diferentes são colocados em uma solução 
iônica ocorrerá o estabelecimento de potenciais de eletrodo.
 Pode-se então medir a diferença de potencial entre os 
eletrodos.
 Eletrodo de referencia
 Estado padrão: 1M; 1 atm : gases
 1atm: líquidos e sólidos
 A voltagem medida é denominada potencial padrão da reação: DE°
Eletrodo padrão
 2 H+ + 2e- → H2 ∆E° = 0,0 V
 A partir dele, estabelece-se os demais.
Eletrodo de hidrogênio
 Lâmina de platina imersa em uma solução contendo os íons H+ na qual é 
borbulhado hidrogênio gasoso
 A partir dele, estabelece-se os demais.
Eletrodo de calomelano
 O eletrodo de calomelano (Hg2Cl2) consiste de um fio de platina, uma mistura
contendo mercúrio metálico (Hgo), calomelano (Hg2Cl2) e solução de KCl.