UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES CUAUTITLAN

CAMPO I

CICLO DE COBRE

QUÍMICA INDUSTRIAL

QUÍMICA INORGANICA

1251

EQUIPO 3

CASTELÁN JIMÉNEZ CÉSAR ARMANDO

OSNAYA CARREÑO RENE

RUIZ GUZMAN ESTEBAN ALEJANDRO

PROFESORES

CLAUDIA PEREZ GARRIDO

EDNA BERENICE ZUÑIGA ZARZA

FECHA DE ENTREGA

11 de noviembre de 2014

Resultados

Pesamos 0.6g de alambre de cobre que fueron tratados 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 azul obtenida se le agregaron 25mL de una solución saturada de

bicarbonato de sodio para obtener así el bicarbonato cúprico, esta solución se

calentó hasta el cambio de color azul a amarillo verdoso, este precipitado se filtra,

se lava y se traslada de nuevo a otro vaso de precipitado.

Se le agrega poco a poco pequeñas cantidades de ácido sulfúrico hasta llegar a

un color azul transparente, cuando sucedió esto se le agregaron 60mL de etanol y

se dejó reposar hasta la aparición de cristales azules, estos cristales se filtraron y

se trasladaron a otro vaso.

Los disolvimos con agua y agregamos ácido sulfúrico concentrado, 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, esto al haber obtenido

0.65g de Cu0.

Análisis de resultados

Primero hacemos reaccionar el cobre con el ácido nítrico para así oxidar al cobre y

hacerlo cambiar su estado de oxidación que pasa de Cu0 a Cu2+ haciendo que el

cobre sea más propenso a reaccionar con distintas especies para formar sus

distintos compuestos, al final este reacciona con el zinc haciendo que se reduzca y

vuelva a su estado de Cu0.

El Cu0 es capaz de reaccionar con el ácido nítrico ya que el nitrato tiene un

mayor potencial de oxidación que el que tiene el Cu0/Cu2+, esto mismo pasa con el

ácido sulfúrico solo que este último debe de estar en concentraciones muy

elevadas ya que el potencial es casi el mismo, al igual que esta reacción se lleva a

cabo esperando más tiempo, con el ácido carbónico el cobre no reacciona ya que

este tiene un potencial menor al par de Cu0/Cu2+.

Cu0 Cu2+ + 2e- E°= 0.34

3e- + 4H+ + NO3- NO + 2H2O E° =0.96

2e- + 4H+ + SO4-2 SO2 + 2H2O E°= 0.20

La solubilidad de la sales que formo el cobre con los diferentes compuestos es

bastante, esto hace que no lleguen a precipitar durante la experimentación, la

solubilidad del nitrato cúprico en agua es de 2670g/1L y la solubilidad del sulfato

cúprico en agua es de 31.6g/100mL.

Gracias a su solubilidad estas sales se encontraban en solución haciendo que

las reacciones fueran más espontaneas, produciendo así sus diferentes

compuestos al igual que los gases, que gracias a estos se observaba la

efervescencia.

Reacción con ácido nítrico concentrado (HNO3)

La solución se tornó verde oscuro inicialmente, conforme transcurrió el tiempo

tomo un color azul fuerte por el Cu2+.

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 metalico, 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.

Reacción al agregar bicarbonato de sodio (NaHCO3)

Al adicionar el bicarbonato de sodio se formó un precipitado amarillo verdoso.

La reacción que ocurre es la siguiente:

Cu ¿

La formación del precipitado de carbonato cúprico se debe a una reacción de

doble sustitución en la que el carbonato del NaHCO3 y el ion nitrato del Cu(NO3)2

se intercambian para dar así los respectivos productos.

Al calentar la mezcla se presentó la formación de un precipitado amarillo

verdoso.

Reacción al agregar ácido sulfúrico concentrado (H2SO4)

Reacción exotérmica (producción de calor).

La solución adquirió una tonalidad azul clara.

Disolución completa del precipitado.

CuCO3 (s)+H 2SO4 (ac )↔CuSO4(ac )+H 2O+CO2 (g)…CuSO4(ac )+5H 2O↔CuSO4∗5H 2

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 a un anión O-2 del CO3 para dar como

segundo producto el óxido de hidrógeno o agua (H2O), al mismo tiempo que se

desprende el restante CO2.

Después se observa cómo es que el sulfato cúprico se hidrata con cinco

moléculas de agua.

Se formaron sales de sulfato de cobre con colores de verde a azul verdoso. El

resultado se manifiesta primero con la desaparición del precipitado amarillo

verdoso y segundo con la coloración azul que adquiere la solución.

Reacción al agregar zinc

Reacción exotérmica (producción de calor).

Formación de un precipitado rojizo.

CuSO4(ac) + Zn0(s) Cu0

(s) + ZnSO4(ac)

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 del zinc,

pasando de un estado neutro a un estado de oxidación +2.

Para obtener el rendimiento de la reacción y el porcentaje de error se hacen los

siguientes cálculos.

%R=DatoexperimentalDato teórico

x100

%R=0,65g0,6g

x100=108.33%

%E=Datoexp .−Dato teóricoDato teórico

x100

%E=0,65g−0,6 g0,6 g

x100=8.33%

Podemos darnos cuenta que el porcentaje de error es de 8.33% y que obtuvimos

más cobre del que pesamos inicialmente, esto pudo haber sido por el exceso de

humedad al no haber demasiado tiempo para secarlo por completo, al igual que

detuvimos la reacción al agregar el zinc cuando aún teníamos una pequeña

cantidad de efervescencia por lo mismo de no tener el tiempo suficiente.

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 hierro y cobre

Cu +2 + 2e Cu0 E°= 0.340

Fe0 Fe+2 + 2e- E°= - 0.440

Fe0 + Cu +2 Fe+2 + Cu0

E0celda = E0reduccion – E0oxidacion

E0cel = 0.340V- (-0.440V)=0.78 V

ΔG =-nFE

ΔG=-(2mol e-)(96485 C/1mol e-)(0.78V)= -150 kJ

Reacción magnesio y cobre

Cu +2 + 2e Cu0 E°= 0.340

Mg0 Mg+2 + 2e E°=-2.356

Mg0 + Cu +2 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 E°= 0.340

Pb0 Pb+2 + 2e- E°= - 0.125

Pb0 + Cu+2 Pb+2 + Cu0

E0cel = 0.340V-( -0.125V )=0.456V

ΔG=-(2mole-)(96485C/1mol e-)(0.456V)=-89.7 kJ

Reacción de estaño y cobre

Cu+2 + 2e- Cu0 E°= 0.340

Sn0 Sn+2 + 2e- E°= - 0.137

Sn0 + Cu+2 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 + 2e- Cu0 E°= 0.340

Zn0 Zn+2 + 2e- E°=- 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.

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 para llevar a cabo este proceso sin arriesgar el

rendimiento del cobre, es decir, reacciona con baja entalpía.

Bibliografía

Cotton A., Wilkinson G., Química Inorgánica Avanzada, 4a ed. LIMUSA,

1985.

Huheey, J.E. & Keiter, E.A. (2005). Química Inorgánica: Principios de

estructura y reactividad. México: Alfaomega Grupo.

Burriel, Martí. Química analítica cualitativa. Ed, Thomson. 18° edición.

España. 2003.