UNIVERSIDAD DEL QUINDIO FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS PROGRAMA DE QUÍMICA QUÍMICA INORGÁNICA I
soluciones ácidas de tiourea para disolver los depósitos de cobre en las calderas. [1] El objetivo de la práctica es conocer detalladamente el ciclo del cobre, en el cual, partiendo de una muestra de este metal y sometiéndolo a una serie de reacciones de oxidación, sustitución, descomposición y reducción, se puede volver a obtener casi en su totalidad.
MÉTODO Una lámina de cobre de peso desconocido fue tratada con unas gotas de ácido nítrico concentrado hasta la completa reacción del metal. La reacción fue exotérmica. Ésta reacción da como resultado el gas dióxido de nitrógeno, de color pardo rojizo, mientras que con el mismo ácido diluido forma el óxido nítrico, incoloro. A la solución fría se adicionan unas gotas de hidróxido de sodio hasta que cese la formación de un precipitado azul. A continuación se calienta dicho sólido, éste se convierte en un sólido negro el cual se centrifuga y se lava por repetidas ocasiones para eliminar otros iones presentes en la solución, éste sólido negro desaparece al adicionarle unas gotas de ácido
sulfúrico concentrado volviéndose azul de nuevo. Luego se adicionan pequeñas cantidades de zinc metálico en polvo hasta que no reaccione más, es decir, hasta que cese la efervescencia. Finalmente, se filtra, se lava y se seca el cobre para hallar así el porcentaje de rendimiento.
DISCUSIÓN Las reacciones de la práctica fueron:
A. Reacción con ácido nítrico concentrado (HNO3) •
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La solución se tornó verde oscuro inicialmente. Efervescencia de la lámina de cobre. Desprendimiento de gases color naranja. Desintegración del alambre (pérdida de color, consistencia, dureza)
Cu(s)+4HNO3(ac)----->Cu(NO3)2(ac) +2H2O+2NO2(g) 2
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La reacción que ocurre es una reacción de oxidación del cobre, ya que pasa de un estado de oxidación neutro (el cobre se encuentra en su estado fundamental), a un estado de oxidación +2 para que así pueda unirse a él el anión nitrato (NO3-) y dar como uno de los productos de la reacción la sal nitrato cúprico Cu(NO3)2.[2]
B. Reacción al agregar hidróxido de sodio (NaOH) •
C. Al calentar la mezcla se presentó la formación de un precipitado negro. La reacción es la siguiente: Cu(OH) 2(s) ---------> CuO(s) + H2O(l)
El precipitado negro formado corresponde al oxido cúprico (CuO), el cual se da como resultado de la descomposición del Cu(OH)2 al calentarlo. [4]
Al adicionar el hidróxido de sodio se formó un precipitado azul oscuro.
D. Reacción al agregar acido sulfúrico concentrado (H2SO4)
La reacción que ocurre es la siguiente: Cu(NO3)2(ac)+2NaOH(aq)---->Cu(OH) 2(s) +2NaNO3(aq)
La formación del precipitado de hidróxido cúprico se debe a una reacción de doble sustitución en la que el hidroxilo del NaOH y el Ion nitrato del Cu(NO3)2 se intercambian para dar así los respectivos productos. [3]
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Reacción exotérmica (producción de calor). La solución adquirió una tonalidad azul clara. Disolución precipitado.
completa
del
CuO(s) + H2SO4(ac) -----> CuSO4(ac) + H2O(l) Esta reacción corresponde a una reacción de doble sustitución o de metátesis ya que hay un intercambio 3
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entre los cationes de los dos compuestos reactantes, es decir, el catión cúprico (Cu+2) se une al anión sulfato (SO4-2) para dar como primer producto de la reacción el sulfato de cobre II o sulfato cúprico (CuSO4) y al mismo tiempo el catión hidrón (H +) se une al anión O-2 para dar como segundo producto el óxido de hidrógeno o agua (H2O).[3] Se formaron sales de sulfato de cobre con colores de verde a azul verdoso. El resultado se manifiesta primero con la desaparición del precipitado negro de CuO y segundo con la coloración azul que adquiere la solución.
manera a su condición pura inicial. Igualmente también se presenta una oxidación del zinc, pasando de un estado neutro a un estado de oxidación +2.[2] La muestra de cobre que se obtuvo al final de la práctica fue de color rojizo, y su peso fue de 0,26 g. Al agregarle el HCl y el H2SO4 a los dos beakers con cobre respectivamente, no ocurrió ningún cambio en las láminas, es decir, no hubo reacción; por el contrario, al agregarle el HNO3 al zinc, hubo desprendimiento de gases de color amarillo y al agregarle el H2SO4al otro beaker hubo desprendimiento de gases de color gris.
E. Reacción al agregar zinc •
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Reacción exotérmica (producción de calor).
Rendimiento de la reacción
Formación de un precipitado rojizo. CuSO4(ac) + Zn0(s) ------> Cu0(s) + ZnSO4(s)
La reacción ocurrida corresponde a una reducción del cobre, el cual pasa del estado de oxidación +2 a un estado neutro, volviendo de esta 4
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Observación: El porcentaje de error de la reacción dio bastante alto debido a un exceso de humedad, por tal razón al momento de pesar la muestra dio un peso mayor al peso teórico de cobre.
La reducción final del cobre, con lo cual se llega al metal puro nuevamente, debe hacerse con zinc puesto que este metal presenta la reactividad adecuada para llevar a cabo este proceso sin arriesgar el rendimiento del cobre, es decir, reacciona con baja entalpía.
CONCLUSIONES •
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El cobre puede ser sometido a una serie de reacciones específicas y aun así poder ser recuperado casi en su totalidad.
El hecho de que las reacciones del cobre ocurrieran en circunstancias extremas (reactivos concentrados y de efecto fuerte) es evidencia de una baja reactividad del cobre, por tal razón es fácilmente encontrado en estado puro en la naturaleza. Los compuestos más estables de cobre son aquellos en los que este metal tiene el estado de oxidación +2.
PREGUNTAS 1. 3. Las reacciones con sus correspondientes nombres se encuentran en las páginas 2 y 3.
2. Los gases observados al adicionar el HNO3 al cobre son el NO 2 los cuales son de color naranja.
4. 5. Para la reducción del cobre si se pueden utilizar otros metales, pero no se utilizan debido a que generarían un mayor gasto de energía, esto se demuestra a continuación hallando los potenciales de reducción y los respectivos cambios en la energía libre de Gibbs para los elementos hierro, magnesio, plomo estaño y zinc. 5
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Reacción de plomo y cobre Reacción hierro y cobre Cu +2 + 2e E°= 0.340
Cu0
Cu0
Pb0 Pb+2 + 2eE°= - 0.125
Fe0 Fe+2 + 2eE°= - 0.440 Fe0 + Cu +2
Cu +2 + 2eE°= 0.340
Pb0 + Cu+2
Pb+2 + Cu0
Fe+2 + Cu0
E0celda = E0reduccion – E0oxidacion E0cel = 0.340V- (-0.440V)=0.78 V
E0cel = 0.340V-( -0.125V )=0.456V ΔG=-(2mole -)(96485C/1mol e -) (0.456V)=-89.7 kJ
ΔG =-nFE ΔG=-(2mol e-)(96485 C/1mol e -) (0.78V)= -150 kJ
Reacción de estaño y cobre
Reacción magnesio y cobre
Sn0 Sn+2 + 2eE°= - 0.137
Cu +2 + 2e E°= 0.340
Cu0
Sn0 + Cu+2
Mg0 Mg+2 + 2e E°=-2.356 Mg0 + Cu +2
Cu+2 + 2eE°= 0.340
Mg+2 + Cu0
Cu0
Sn+2 + Cu0
E0cel = 0.340V-(-0.137V)=0.477V ΔG=-(2mole -)(96485C/1mole -) (0.477V)=-92.04 kJ
E0cel = 0.340V-( -2.356 V)= 2.7 V ΔG=-(2 mol e-)( 96485 C/1 mol e -) (2.7V)=-521 kJ
Reacción cinc y cobre Cu +2 + 2eE°= 0.340
Cu0 6
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Zn0 Zn+2 + 2eE°=- 0.763 Zn0 + Cu +2
Zn+2 + Cu0
E0cel = 0.340V-(-0.763V)=1.103V ΔG=-(2mol e-)(96485C/1mol e -) (1.103V)=-213 kJ
De acuerdo con estos resultados, los metales más apropiados para la reducción del cobre son el magnesio y el cinc, dado que son los que menos energía consumen. Mientras más negativo sea el cambio de energía mejor efectividad va a tener en la reacción. Al momento de hacer el experimento en el laboratorio, se tiene preferencia por el cinc ya que el magnesio es extremadamente inflamable en especial si se encuentra en polvo; al entrar en contacto con el aire y algo de calor o con ácidos, reacciona rápidamente produciendo hidrogeno, por lo que hay que tener precaución al momento de su manipulación.
mayor facilidad al zinc, cuyo potencial es de -0,76V y no al cobre que tiene un potencial de 0,340.[5]
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS [1] Cotton A., Wilkinson G., Química Inorgánica Avanzada, 4a ed. LIMUSA, 1985. [2] Petrucci R.H., Harwood W.S., Herring F.G., Química General, 8 a ed. Prentice Hall, 2007. [3] Seese W., Daub W., Química, 8 a ed. Pearson Educación, 2005. Consultado on-line, 20 de septiembre de 2012.
[4] De la Llata M.D., Química Inorgánica, 1a ed. Editorial Progreso, México 2001. Consultado on-line, 22 de septiembre de 2012 . [5] Riaño N., Fundamentos de Química Analítica Básica – Análisis a Cuantitativo, 2 ed. Editorial Universidad de Caldas, 2007. Consultado on-line, 22 de septiembre de 2012 .
6. El ácido clorhídrico disuelve los óxidos minerales, carbonatos, los metales más activos que el hidrógeno y que tengan menor potencial que éste (0V), por tal razón ataca con 7