Download Ciclo del Cobre

UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÁNICA I
CICLO DEL COBRE
CYCLE OF COPPER
Jose Julián López Osorio
RESUMEN
Se sometió una pequeña lámina de cobre a un ciclo en donde se obtuvieron las sales más importantes
de este metal y se observaron las diferentes reacciones que sufrió el cobre. Al ser tratado con ácido
nítrico, la solución se tornó verde oscura, generando una reacción exotérmica y desprendiendo gases
de color naranja desintegrándose así el metal; con el hidróxido de sodio, se formó un precipitado azul
que al calentarlo cambió de color a negro; con el ácido sulfúrico, ocurrió una reacción exotérmica
tornándose la solución azul clara debido a que hubo una disolución completa del precipitado y,
finalmente con el zinc, se produjo calor (reacción exotérmica) formando un precipitado rojizo, dicho
precipitado es el cobre que se recuperó durante el ciclo.
Palabras Claves: cobre, ácido nítrico, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, zinc, reacción exotérmica
INTRODUCCIÓN
El cobre está ampliamente distribuido en la
naturaleza, como metal, en sulfuros,
arseniuros, cloruros, carbonatos, etc. El cobre
es un metal tenaz, suave y dúctil de color rojizo,
siendo sus conductividades eléctrica y calorífica
solamente inferiores a las de la plata. Se usa en
muchas aleaciones, como los bronces y latones;
es completamente miscible con el oro. Sólo se
oxida superficialmente en el aire, adquiriendo a
veces una capa, hidroxocarbonato e
hidroxosulfato. Es atacado por los halógenos,
pero no es afectado por ácidos no oxidantes o
no complejantes en ausencia de aire. El cobre
se disuelve fácilmente en los ácidos nítrico y
sulfúrico, en presencia del oxígeno. También es
soluble en soluciones ácidas que contengan
tiourea, que estabiliza al Cu (I) como un
complejo; también se utilizan las 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,
1
UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÁNICA I
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.
DISCUSIÓN
Las reacciones de la práctica fueron:
A. Reacción con ácido nítrico concentrado
(HNO3)
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.




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)
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)

Al adicionar el hidróxido de sodio se
formó un precipitado azul oscuro.
La reacción que ocurre es la siguiente:
2
UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÁNICA I
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]
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)
Esta reacción corresponde a una reacción de
doble sustitución o de metátesis ya que hay un
intercambio 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.
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]
E. Reacción al agregar zinc


D. Reacción al agregar acido sulfúrico
concentrado (H2SO4)



Reacción exotérmica (producción de calor).
La solución adquirió una tonalidad azul
clara.
Disolución completa del precipitado.
CuO(s) + H2SO4(ac) -----> CuSO4(ac) + H2O(l)
Reacción exotérmica (producción de calor).
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 manera a su condición pura inicial.
Igualmente también se presenta una oxidación
3
UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÁNICA I
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.
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.
CONCLUSIONES

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.

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
Rendimiento de la reacción
%𝑅 =
Dato experimental
𝑥100
𝐷𝑎𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
%𝑅 =
%𝐸 =
0,26 g
𝑥100 = 130%
0,2 𝑔
Dato exp. −Dato teórico
𝑥100
𝐷𝑎𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
%𝐸 =
0,26 g − 0,2 g
𝑥100 = 30%
0,2 𝑔
4
UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÁNICA I
E0celda = E0reduccion – E0oxidacion
para llevar a cabo este proceso sin
arriesgar el rendimiento del cobre, es
decir, reacciona con baja entalpía.
E0cel = 0.340V- (-0.440V)=0.78 V
ΔG =-nFE
ΔG=-(2mol e-)(96485 C/1mol e-)(0.78V)= -150 kJ
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 NO2 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.
Reacción magnesio y cobre
Cu +2 + 2e
Mg0
Fe0
Cu0
Fe+2 + 2e-
Fe0 + Cu +2
Fe+2 + Cu0
E°=-2.356
Mg+2 + Cu0
E0cel = 0.340V-( -2.356 V)= 2.7 V
ΔG=-(2 mol e-)( 96485 C/1 mol e-)(2.7V)=-521 kJ
Reacción de plomo y cobre
Cu +2 + 2e-
Cu0
Pb+2 + 2e-
Pb0 + Cu+2
Reacción hierro y cobre
E°= 0.340
Mg+2 + 2e
Mg0 + Cu +2
Pb0
Cu +2 + 2e
Cu0
E°= 0.340
E°= - 0.125
Pb+2 + Cu0
E°= 0.340
E°= - 0.440
E0cel = 0.340V-( -0.125V )=0.456V
ΔG=-(2mole-)(96485C/1mol e-)(0.456V)=-89.7 kJ
5
UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÁNICA I
Reacción de estaño y cobre
Cu+2 + 2eSn0
Cu0
Sn+2 + 2e-
Sn0 + Cu+2
E°= 0.340
E°= - 0.137
Sn+2 + Cu0
E0cel = 0.340V-(-0.137V)=0.477V
ΔG=-(2mole-)(96485C/1mole-)(0.477V)=-92.04
kJ
Reacción cinc y cobre
Cu +2 + 2eZn0
Cu0
E°= 0.340
Zn+2 + 2e-
E°=- 0.763
Zn0 + Cu +2
Zn+2 + Cu0
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.
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 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.
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
[2] Petrucci R.H., Harwood W.S., Herring F.G.,
Química General, 8a ed. Prentice Hall, 2007.
[3] Seese W., Daub W., Química, 8a 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.
6
UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TECNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÁNICA I
[5] Riaño N., Fundamentos de Química Analítica
Básica – Análisis Cuantitativo, 2a ed. Editorial
Universidad de Caldas, 2007. Consultado online, 22 de septiembre de 2012.
7