Universidad de Costa Rica

11. El cobre y sus sales


Guía de experimentos de Química General

Iniciar

Objetivos


Observar las transformaciones del cobre metálico al reaccionar con diferentes sustancias.

Visualizar algunas de las reacciones químicas aprendidas en el curso de teoría, a través de las transformaciones del cobre.

Continuar

Introducción


 

Advertencia: manipule con cuidado los ácidos fuertes, pues producen quemaduras 

El cobre se encuentra en la naturaleza en forma de sales (sulfuros, arseniuros, cloruros y carbonatos), la más común es la calcopirita CuFeS2. Este metal es dúctil, maleable, con brillo dorado, es un buen conductor de la electricidad y del calor. El cobre es resistente al ataque de los ácidos no oxidantes como el ácido clorhídrico; sin embargo, suele ser atacado por el ácido nítrico y sulfúrico, en presencia de aire, para dar disoluciones que contienen el catión [Cu(H2O)6]2+. La ecuación para la reacción con el ácido nítrico es:

$3Cu_{s}+8HNO_{3(ac)}\rightarrow 3Cu(NO_{3})_{2(ac)}+2NO_{g}+4H_{2}O_{l}$

Al basificar las disoluciones de sales de cobre se forma un precipitado celeste gelatinoso del hidróxido, que carece de estructura cristalina definida. Este hidróxido pierde agua por acción del calor y se forma óxido de cobre (II), de color negro y carácter básico, puesto que se disuelve por acción de los ácidos fuertes, formando disoluciones celestes del ion cobre(II), [Cu(H2O)6]2+. Por la posición en la serie de actividad de metales, se puede reducir fácilmente a cobre metálico, a partir de las disoluciones ácidas de sulfato de cobre (II), utilizando zinc o magnesio.

Procedimiento


Materiales

Alambre de cobre, disoluciones (6 mol/L) de: ácido nítrico, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, ácido clorhídrico, zinc en polvo o magnesio en virutas.

Equipo

Cápsula de porcelana y pizeta con agua destilada, beakers, quemador, agitador de vidrio, probetas de 10 y 50 mL, balanza granataria.


A) Obtención del nitrato de cobre(II)

Pesar una muestra de cobre metálico de 0,3 g y colocarla en un beaker de 150 mL. Anotar la medida de la masa de la muestra en su cuaderno de laboratorio. Agregar con cuidado 10 mL de la disolución de ácido nítrico (6 mol/L) al beaker que contiene el cobre. Calentar poco a poco hasta que se disuelva completamente el cobre y sin que se desprendan gases en forma vigorosa. Diluir con 45 mL de agua destilada medidos en la probeta y agitar para homogeneizar la disolución.

Resultados

¿Qué tipo de reacción se lleva a cabo en este proceso?

¿A qué se debe el color verdoso inicial de la disolución del cobre metálico en ácido nítrico?

B) Obtención del hidróxido de cobre(II)

A la disolución anterior, se la deja enfriar y se añade, con agitación constante, 10 mL de NaOH (6 mol/L).

Resultados

¿Qué aspecto tiene el precipitado? ¿Por qué?

¿Se mantuvo el color azul en el líquido supernatante? ¿Por qué?

C) Transformación del hidróxido de cobre(II) a óxido de cobre(II)

Calentar poco a poco el precipitado anterior hasta que se dé un cambio de color definido y total en el precipitado; por último, agitar la mezcla.

Resultados

¿Qué tipo de cambio químico le ocurrió al hidróxido de cobre(II)?

¿Cómo clasifica este tipo de reacción?

D) Obtención del sulfato de cobre(II)

Decantar el líquido supernatante y lavar el precipitado de CuO tres veces, con porciones de 20 mL de agua destilada en cada ocasión, agite, deje asentar el sólido y decante el líquido supernatante del lavado. Añadir al sólido remanente 10 mL de la disolución de ácido sulfúrico (6 mol/L) con cuidado, y agitar suavemente hasta que se disuelva todo el precipitado. Si no se disuelve todo, añada gota a gota más ácido sulfúrico hasta obtener la disolución total.

Resultados

¿Qué color adquiere la disolución? ¿Por qué?

¿Para qué se utiliza ácido sulfúrico? Escriba la reacción.

E) Obtención de cobre metálico

A la disolución de sulfato de cobre(II), añadir poco a poco 0,2 g de magnesio o 0,4 g de zinc con agitación constante. Detenga la adición cuando la disolución esté incolora. Durante este proceso no deben haber quemadores encendidos cerca. Si la disolución presenta una tonalidad celeste, añadir poco a poco más magnesio o zinc y esperar a que disminuya el burbujeo para decantar el líquido supernatante. Una vez decantado el líquido, lave el precipitado dos veces con porciones de 20 mL de agua destilada. Decante los lavados.

Añadir al precipitado, 5 mL de agua destilada y 10 mL de ácido clorhídrico concentrado (mucho cuidado). Cuando el burbujeo sea lento, calentar poco a poco, pero evitar que llegue a punto de ebullición. Cuando el burbujeo ya no sea apreciable, decante el líquido supernatante y lave el precipitado dos veces con porciones de 5 mL de agua destilada.

Traslade el precipitado (se puede ayudar lavando con la pizeta) a una cápsula de porcelana previamente pesada, y lave el precipitado dos veces con porciones de 5 mL de acetona (cuidado: mantenga el quemador apagado mientras realiza este procedimiento). Después de lavar el precipitado, coloque la cápsula de porcelana en un baño de María y espere a que el precipitado esté seco. Deje enfriar la cápsula y determine la masa de cobre recuperado.

Resultados

¿Qué sucede si no se lava el precipitado de cobre antes de añadir el ácido clorhídrico?

¿Por qué no debe estar encendido el quemador cuando se añade zinc (o magnesio) a la disolución ácida de sulfato de cobre?

¿Cuáles cambios químicos le ocurren al cobre y al zinc (o magnesio) en este proceso?

¿Qué peligro existe si la acetona está cerca de la llama?

¿Por qué no se debe calentar a ebullición la disolución a la que se le agregó ácido clorhídrico?

Cuestionario

1. Calcule el porcentaje de cobre recuperado y enumere las posibles causas de error que puedan impedir obtener el 100 por ciento de rendimiento. Agrupe las causas en dos grupos: las que disminuyen el rendimiento y las que lo aumentan.

2. Si el monóxido de nitrógeno es incoloro, ¿por qué se desprenden gases pardos al formar el nitrato de cobre(II)? Proponga una reacción que explique este fenómeno.

3. ¿Por qué se utiliza el HCl concentrado para eliminar el exceso de zinc (o magnesio)? ¿Se podría utilizar ácido nítrico o ácido sulfúrico?

4. Proponga las reacciones para las transformaciones que ocurren en los apartados B, C, D y E. Indique cuáles reacciones son redox, ácido-base, precipitación y descomposición.

Bibliografía


Condike, G. F. Near 100% Student Yields with the "Cycle of Copper Reactions" Experiment. J. Chem. Educ. 1975, 52 (9), 615.