Ciclo del cobre

Síntesis

La experiencia consiste en un proceso cíclico que parte de una varilla de cobre metálico y finaliza en un polvo de cobre. Durante la experiencia se somete al cobre a diferentes reacciones, el cual en primer lugar se oxida a catión cobre (II) y finalmente se reduce para volver a su estado de oxidación 0. Se propone calcular el rendimiento de la reacción para evaluar cuánta masa de cobre se conserva y cuánta se pierde al final del ciclo. Luego de la realización del experimento, se obtiene un rendimiento mayor a 100% que implica una combinación de diferentes factores de error.

Introducción

En este Trabajo Práctico se propone el estudio de distintos tipos de reacciones químicas que corresponden al ciclo del cobre. Se apunta a interpretar las reacciones que entran en juego para obtener una visión integrada de los diferentes procesos químicos. El objetivo principal del Trabajo es analizar las transformaciones que producen estas reacciones químicas en la materia y al mismo tiempo establecer relaciones entre los cambios macroscópicos observados en la misma y los cambios producidos en la estructura de los diferentes materiales. Los otros objetivos son lograr representar las transformaciones mediante el lenguaje simbólico de las ecuaciones químicas y adquirir destreza operativa en el manejo de los materiales de laboratorio. La hipótesis planteada es comprobar que si se somete a una varilla de cobre a una secuencia de reacciones determinada, se obtiene nuevamente cobre metálico. Se propone obtener el mayor rendimiento posible, tratando tanto de perder la menor cantidad de masa como de evitar la presencia de impurezas que afecten el resultado. Se tendrán en cuenta las siguientes consideraciones teóricas para poder realizar el estudio:

● Disolución1

Uno de los componentes de la disolución, denominado disolvente, es el que determina si la disolución es un sólido, líquido o gas. Los otros componentes de la disolución, los denominados solutos, se dicen que están disueltos en el disolvente. En este sentido, NaCl (aq) simboliza una disolución en la que el agua líquida es el disolvente y NaCl es el soluto.

La concentración o molaridad de una disolución se define como

● Ley de Conservación de la Materia2

1 Petrucci, R.. (2013). Las reacciones químicas. En Química General (117). Editorial Pearson.2 Whitten K., Davis, R., Peck, L., & Stanley, G. (2014). The Foundations of Chemistry. En Chemistry(4). Kansas City, Estados Unidos.: Brooks/Cole, Cengage Learning.

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La ley de la Conservación de la Materia enuncia que “no hay cambio observable en la cantidad de la materia durante una reacción química o durante un cambio físico”. De acuerdo a esta ley, en una reacción química convencional los átomos no pueden ser creados ni destruidos. Por lo tanto, se debe tener igual cantidad de átomos de un mismo elemento a cada lado de la ecuación.

● Reacciones de óxido-reducción3

Las reacciones de óxido-reducción se caracterizan por un proceso de transferencia de electrones. Esta misma puede dividirse en dos hemireacciones: una hemireacción de oxidación que implica la pérdida de electrones y una hemireacción de reducción que implica la ganancia de electrones. En ellas se distingue un agente reductor que dona electrones y otro oxidante que los acepta. Asimismo, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante.

● Descomposición térmica4

En una reacción de descomposición, el reactivo absorbe la suficiente energía para romper uno o más enlaces. Cuando la energía absorbida es calor, la reacción es una descomposición térmica.

● Solubilidad5

La solubilidad de un soluto es la cantidad máxima que se disuelve en una cantidad fija de un disolvente en particular a una temperatura específica, dado que hay presente un exceso de soluto. Para un proceso de solución endotérmico, un aumento de temperatura aumenta la solubilidad; para un proceso exotérmico, un aumento de temperatura disminuye la solubilidad. La solubilidad de los gases en el agua disminuye al aumentar la temperatura. Esto se debe a que los gases tienen fuerzas intermoleculares débiles, y lo mismo ocurre entre el gas y el agua. Cuando la temperatura aumenta, también la energía cinética de las moléculas en solución, permitiendo a las partículas de gas superar fácilmente estas fuerzas débiles y recuperar la parte gaseosa.

● Reacción de precipitación6

La reacción de precipitación es un tipo de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. Generalmente participan compuestos iónicos.

Procedimiento experimental

Materiales y reactivos● Acetona● Ácido clorhídrico concentrado

3 Chang, R. (2010). Reacciones en disolución acuosa. En Química (p.135). México: Interamericana.4 Silberberg, M. (2002). Clases principales de reacciones químicas. En Química General (p.161). México: Mc Graw Hill.5 Silberberg, M. (2002). Propiedades de las mezclas: soluciones y coloides. En Química General (p.489). México: Mc Graw Hill.6 Chang, R. (2010). Reacciones en disolución acuosa. En Química (p.124). México: Interamericana.

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● Ácido nítrico concentrado● Agua destilada● Alambre de cobre● Balanza analítica (ε=0,001g)● Balanza digital (ε=0,01g)● Cápsula de porcelana● Mechero● Metanol● Papel de filtro● Pipetas graduadas de 5 cm3 y 10 cm3 (ε=0,1cm3)● Propipeta● Probetas graduadas de 10cm3, 50cm3 y 100 cm3 ε=2cm3

● Polvo de cinc● Solución de ácido sulfúrico 6,0 M● Solución de hidróxido de sodio 3,0 M● Trípode y tela de amianto● Trozos de vidrio para ebullición (material poroso)● Varilla de vidrio● Vasos de precipitados de 250 cm3 y 500 cm3

Método

Se deben utilizar los siguientes elementos de seguridad: guantes descartables y guardapolvo.

Se pesa con exactitud aproximadamente 0,50 g de alambre de cobre (m i) en una balanza digital. Luego, se coloca de forma doblada en el fondo de un vaso de precipitados de 250 cm3. Bajo campana, se agrega con la pipeta graduada 4,0 cm3 de ácido nítrico concentrado, utilizando una propipeta. Es importante recordar que nunca se debe pipetear con la boca las sustancias químicas. Luego que la reacción ha terminado (ver Observaciones), se agregan 50 cm3 de agua destilada en el mismo vaso de precipitados con el uso de la probeta graduada de 100 cm3. A continuación, se agrega 30 cm3 de hidróxido de sodio 3,00 M mediante la probeta graduada de 50 cm3, obteniendo como producto de esta reacción hidróxido cúprico. Posteriormente se añaden algunos trozos de material poroso debido a que luego se procederá con la ebullición de la solución formada. La función de este material es evitar proyecciones y controlar la ebullición para que esta se produzca de manera suave y uniforme. A medida que avanza el calentamiento, el material poroso libera pequeñas burbujas de aire ocluido en el mismo, facilitando el comienzo de la ebullición. Se evita de esta forma el sobrecalentamiento del agua que conduciría a una ebullición violenta. En consiguiente, se calienta a ebullición sobre la tela de amianto con el uso del mechero, agitando continuamente con una varilla de vidrio hasta obtener un precipitado de óxido cúprico. Durante todo el experimento se debe utilizar llama azul ya que libera más calor por lo que reduce el tiempo de reacción. Se deja sedimentar el precipitado y luego se decanta el líquido sobrenadante con la ayuda de una varilla de vidrio. Es importante dejar sedimentar completamente el precipitado para evitar que en la decantación se arrastre parte del sólido que interesa conservar. Asimismo, la decantación debe realizarse de manera completa para eliminar cualquier sal proveniente de las reacciones anteriores que impurificarían el precipitado. Es por esto que se adicionan 200 cm3 de agua destilada caliente medidos en un

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vaso de precipitados de 500 cm3. Aquí se lava el precipitado de óxido cúprico de manera de eliminar cualquier resto de sales que haya quedado sobre el mismo. El agua utilizada es caliente para solubilizar dichas sales y además, debido a que la solubilidad del óxido cúprico disminuye con la temperatura se elimina cualquier riesgo de solubilización del óxido cúprico con la consecuente pérdida de rendimiento al final del ciclo. Aquí se deja sedimentar y se decanta nuevamente. Se mantienen las consideraciones sobre este proceso descritas anteriormente. Luego se agregan 10,0 cm3 de ácido sulfúrico 6,00 M con una pipeta graduada de 10,0 cm3. Se produce la disolución del óxido cúprico formándose una solución de sulfato cúprico.

Para continuar con el experimento, utilizando una balanza digital, se debe pesar 3,00 g de cinc en polvo en un papel previamente tarado. De esta manera, se agrega el cinc al vaso de precipitados y se agita hasta que el líquido sobrenadante se torne incoloro. Como producto de estas reacciones (ver Interpretación) se obtiene el cobre metálico y se desprende gas hidrógeno. Cuando este desprendimiento disminuye, es decir, el ácido sulfúrico termina de reaccionar con el cinc, se decanta el líquido sobrenadante. Cabe aclarar que el cinc se agrega en exceso para garantizar el desplazamiento completo del ión cobre por el cinc. Una vez completada la reacción entre cobre y cinc se debe eliminar el exceso de cinc. Para esto se agregan 10,0 cm3 de ácido clorhídrico concentrado medidos con una pipeta graduada de 10,0 cm3 y 5,0 cm3 de agua destilada medidos con una probeta graduada de 10,0 cm3. Cuando el desprendimiento de hidrógeno comienza a ser lento, se calienta suavemente sobre la tela de amianto y luego se retira el mechero. Esto se realiza para acelerar la reacción de oxidación del cinc y facilitar la liberación de hidrógeno debido a que la solubilidad del gas disminuye con la temperatura. Una vez que el desprendimiento de hidrógeno no puede ser detectado visualmente, se decanta y se transfiere el producto a la cápsula de porcelana.

A continuación se remueve el material poroso con una pinza de la cápsula de porcelana. Luego se enjuaga con aproximadamente 5 cm3 de agua destilada, se espera a que sedimente el cobre metálico y se decanta (con las precauciones antes descritas). Se repite la operación de lavado del precipitado. Luego se procede con el lavado utilizando aproximadamente 5 cm3 de metanol. Aquí se debe recordar que el metanol es un líquido tóxico e inflamable y se deben tomar las precauciones pertinentes. Nuevamente se espera a que sedimente y se decanta. Posteriormente, se lava con aproximadamente 5 cm3 de acetona. En este punto se debe decantar el exceso antes de proceder con el baño maría debido a que la acetona es inflamable y de esta manera se acelera el proceso de secado. Entonces, se coloca la cápsula sobre baño maría para el secado del cobre metálico. Para evitar la formación de óxido de cobre negro a partir del cobre metálico no se debe calentar a fuego directo. Luego, se transfiere la cápsula de porcelana de la tela de amianto a la mesada para que el proceso de secado termine por reflexión. En último lugar se coloca el producto en un papel de filtro previamente tarado, se deja enfriar y se pesa al miligramo en una balanza analítica (mf).

Resultados y análisis

Observaciones

El experimento comienza con el pesaje de cobre metálico, obteniendóse una m i=0,52 g. El ciclo comienza con el agregado de ácido nítrico sobre el alambre de cobre. Aquí se observa

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que la reacción desprende vapores pardos rojizos. El gas desprendido queda retenido en la parte superior del vaso de precipitados. En el transcurso de la reacción se manifiesta un aumento de la temperatura.

Desprendimiento de vapores pardo rojizos

Luego de que los vapores se desprenden, se observa una solución líquida de color celeste. En este punto ha finalizado la primer reacción.

Solución líquida de color celeste

Posteriormente, se agrega agua destilada a la solución y se aclara un poco el color. Luego se añade hidróxido de sodio, dando lugar a la formación instantánea de un abundante precipitado con aspecto de gel de color azul intenso.

Solución líquida con gel de color azul intenso

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A continuación se procede con el calentamiento de la suspensión anterior, produciéndose la deshidratación del hidróxido cúprico. Como consecuencia, se observa la transformación del sólido de hidróxido cúprico antes descrito en un sólido fino de color negro (óxido cúprico).Se observa que en el precipitado se formaron residuos celestes, producto de una deshidratación incompleta. Sin embargo, este error se enmendará luego con la disolución en ácido sulfúrico.

Precipitado de óxido cúprico luego de decantar el líquido sobrenadante (ver Método) Posteriormente, se hace reaccionar el precipitado de óxido cúprico obtenido con ácido sulfúrico, formándose una solución acuosa de color celeste debido a la disolución del óxido cúprico en el ácido.

Solución acuosa de color celeste

Se observa que quedó un poco de precipitado negro en las paredes del vaso, mostrando que quedó un poco de óxido cúprico sin reaccionar.

Luego, a dicha solución, se añade cinc en polvo, de color gris oscuro. Se observa un aumento de la temperatura y un burbujeo de gas con un olor ardiente y penetrante.

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Burbujeo de gas

A continuación se agita la solución hasta que se torna incolora. Hay residuos negros y no se observan residuos celestes.

Después, se agrega ácido clorhídrico, sustancia humeante muy corrosiva. Se observa nuevamente el burbujeo que provoca el desprendimiento de gas. Luego de calentar dicha solución se observa finalmente el precipitado de cobre metálico. El mismo se lava con agua destilada, metanol y acetona. Finalmente, se debe calentar a baño maría. En esta etapa, el cobre volvió a ser rojizo, como originalmente era. Sin embargo, el producto obtenido se presenta como un polvo uniformemente coloreado con algunos destellos luminosos debido a la formación de cristales más grandes. Se observa que el producto aún después del secado se encuentra mojado.

Cobre metálico obtenido mojado

Finalmente se procede con el pesaje de la masa del cobre obtenido en un papel de filtro previamente tarado (0,40 g). La masa final del cobre metálico es mf= 0,89g.

Interpretación

El ciclo comienza con el agregado de ácido nítrico sobre el alambre de cobre. La ecuación química que representa dicha reacción es la siguiente:

Cu(s) + 4HNO3 (c) -> Cu(NO3)2 (aq) + 2NO2 (g) + 2H2O (l).Ecuación I

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El desprendimiento de vapores pardos rojizos descritos en las Observaciones se debe a la formación de dióxido de nitrógeno gaseoso. Mientras que el líquido celeste corresponde a la solución líquida de agua y la oxosal nitrato cúprico. El cambio de color del cobre se adjudica a su cambio de estado de oxidación: en un principio es 0 en estado sólido a ión cobre (II) en el nitrato cúprico. A su vez, el dióxido de nitrógeno queda retenido en la parte superior del vaso de precipitados porque su densidad es mayor a la del aire. Se observa un aumento de la temperatura porque la reacción es exotérmica, es decir, libera calor. La Ecuación I representa una reacción de óxido-reducción en la cual el cobre es el agente reductor y el ácido nítrico el agente oxidante.

Posteriormente, se hace reaccionar esta solución de nitrato cúprico con hidróxido de sodio, la cual se representa en la Ecuación II.

Cu(NO3)2 (aq) + 2 NaOH (aq) -> Cu(OH)2 (s) +2 NaNO3 (aq)

Ecuación II

Como se observa en la Ecuación II, se obtiene como producto de la reacción hidróxido cúprico. Este compuesto es insoluble en agua por lo cual precipita. La formación de este compuesto provoca un cambio en el color de la solución. La Ecuación II representa una reacción de precipitación. A continuación se procede con el calentamiento de la suspensión anterior con el objetivo de deshidratar el hidróxido cúprico. Esta entrega de calor suministra suficiente energía al hidróxido cúprico para que rompa algunos de sus enlaces y se obtenga como producto óxido de cobre negro en estado sólido insoluble en agua. Este tipo de reacción se denomina “descomposición térmica” y se representa en la Ecuación III: Æ poner bien en word

Cu(OH)2 (s) -> CuO (s) + H2O (l)Ecuación III

Posteriormente, se hace reaccionar el precipitado de óxido cúprico con ácido sulfúrico, representado en la Ecuación IV:

CuO(s) + H2SO4 (aq) -> CuSO4 (aq) + H2O (l)Ecuación IV

Esta reacción es de disolución ya que el óxido cúprico se disuelve en ácido sulfúrico. Por lo tanto, el producto obtenido es una oxosal (sulfato cúprico) en solución acuosa. Luego, a dicha solución, se añade cinc, el cual en un primer lugar reacciona con el sulfato cúprico, dando lugar a una reacción representada en la Ecuación V. En esta reacción el reactivo limitante es el sulfato cúprico y el reactivo en exceso es el cinc. En consiguiente, cuando el sulfato cúprico termina de reaccionar, aún queda cinc sin reaccionar. Éste cinc reaccionará con el ácido sulfúrico de la reacción precedente, presente en el medio de reacción. Esta reacción se representa en la Ecuación VI.

CuSO4 (aq) + Zn (s) -> Cu (s) + ZnSO4 (aq)

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Ecuación V

H2SO4 (aq) + Zn (s) + 2 H2O (l) -> ZnSO4 (aq) + H2 (g) + 2H2O (l)Ecuación VI

Ambas reacciones son de óxido – reducción. En la reacción representada en la Ecuación V el agente reductor es el cinc y el agente oxidante el cobre. Por otro lado, en la reacción representada en la Ecuación VI el agente reductor es el cinc y el agente oxidante es el protón. Se observa un aumento de la temperatura por lo que estas reacciones son exotérmicas. El burbujeo de gas corresponde al gas hidrógeno liberado y que produce un olor ardiente y penetrante. Se agita luego la solución hasta que se torna incolora. Hay residuos negros y no se observan residuos celestes lo que significa la ausencia de ión cobre (II), por lo que todo el cobre presente está como cobre metálico. Los residuos negros implican que el cinc continúa en exceso por lo cual se lo hace reaccionar con ácido clorhídrico, representado en la Ecuación VII:

Zn (s) + 2 HCl (aq) -> ZnCl2 (aq) + H2 (g)Ecuación VII

Se observa nuevamente el burbujeo que provoca el desprendimiento de gas hidrógeno y el aumento de la temperatura que significa una reacción exotérmica.El experimento finaliza con un lavado con agua destilada, metanol y acetona para obtener el cobre metálico en forma de polvo. Es conveniente reflexionar acerca del motivo por el cual durante todo el proceso se decide decantar y no filtrar ya que en un decantado se pierde parte del precipitado principal. Esto se debe a que no se disponen de los papeles de filtros adecuados para este tipo de filtrado y porque los precipitados obtenidos (óxido cúprico y cobre metálico) se adsorberían sobre el filtro, por lo que la pérdida de materia sería aún mayor. Por otro lado, estos precipitados son pesados y sedimentan fácilmente, lo cual ayuda al proceso de decantación. La masa inicial de cobre es de 0,52 g y la final es de 0,89 g por lo que el rendimiento de la reacción será mayor al 100%. Se considera que esto se debe a dos factores. El primero es que el cobre se oxidó como consecuencia de haber reaccionado con el oxígeno del aire al dejarlo reposar un largo tiempo, formándose óxido cúprico. El segundo factor corresponde al secado incompleto del cobre por lo que al pesarlo había además de cobre metálico, una cierta masa de agua. Cálculo del rendimiento

mi = 0,52 gm=1,29 g (papel+precipitado)mpapel= 0,4gmf=1,29 g - 0,40 g = 0,89 gR=0,89 g / 0,52 g * 100= 171% Conclusiones

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En conclusión, la hipótesis planteada en la Introducción fue comprobada. Al someter una varilla de cobre a una secuencia de reacciones determinada, se obtiene nuevamente cobre metálico. Asimismo, los cuatro objetivos planteados también fueron cumplidos debido a que se presenta en el Trabajo Práctico la relación entre los cambios macroscópicos observados en la materia y los cambios producidos en su estructura. Finalmente, se escriben las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones involucradas. Por último, el rendimiento obtenido no fue el esperado. Esto se debe tanto a la oxidación parcial del cobre como a la presencia de impurezas. Estas desviaciones en el rendimiento se podrían corregir en un próximo experimento, tomando mayores recaudos al momento de lavar y secar el cobre metálico.

Bibliografía

● R. Chang, “Química”, edición 10, Interamericana, México, 2010, pp. 124, 135-139.● M. Silberberg, “Química General”, edición 8, Mc Graw Hill, México, 2002, pp. 161,

490-506.● R. Petrucci, “Química General”, edición 10, Pearson, 2013, p. 117.● K. Whitten, R. Davis, L. Peck y G. Stanley, “The Foundations of Chemistry”, edición

10, Brooks/Cole Cengage Learning, Kansas City, Estados Unidos, p. 4.

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