analisis cualitativo y termodinamico del cobre con acidos
TRANSCRIPT
ANALISIS DEL COBRE CON ACIDO CLORHIDRICO, ACIDO SULFURICO Y ACIDO NITRICO
I. OBJETIVOS
Analizar cualitativamente y termodinámicamente las reacciones del cobre con el ácido clorhídrico, ácido sulfúrico y ácido nítrico en un determinado periodo de tiempo.
II. INTRODUCCION
El cobre, el oro y la plata fueron uno de los primeros metales usados por el hombre. El hecho de encontrarse nativo y de que se obtenga fácilmente en sus minerales por reducción explica que fuera empleado mucho antes que el hierro. Muy pronto aprendimos a aumentar su dureza aleándolo con el estaño. La edad del bronce marco un hito en la historia de la cultura humana
El metal es de color rojo brillante, cuando se le calienta adquiere irisaciones o reflejos de color azul o verde. Es blando dúctil maleable y conduce muy bien el calor y la electricidad, características a las que debe sus numerosas aplicaciones industriales.
Es estable en aire, sin embargo en ambientes muy húmedos y en presencia de CO2 se recubre de una capa verde azulada de un carbonato básico (carbadenillo) muy toxica
El grado de oxidación (II) es el más corriente e importante analíticamente: origina los compuestos cúpricos. Con el grado de oxidación (I) forman los compuestos cuprosos inestables en medio acuosos. Con el grado de oxidación (III) solo existe prácticamente en complejos con peryodatos o teluratos utilizados como agente oxidante en volumetrías redox.
El cobre no reacciona con ácido sulfúrico ni con clorhídrico diluidos pero si con ácido nítrico formando óxidos de nitrógeno. El cobre forma compuestos de oxidación +1 y +2 la mayor parte de los compuestos de cobre (I) son blancos (el óxido es rojo). Las sales de cobre (II) en disolución son azules. Este metal también forma un gran número de complejos.
III. FUNDAMENTO TEORICO
III.1 PROPIEDADES REDOX
Los disolventes más comunes del cobre son el ácido nítrico de concentración media, el ácido sulfúrico concentrado y caliente y el agua regia. Todos ellos originan disoluciones que contienen Cu(II) azul verdoso
3Cu+8HNO3→3Cu+2+6NO3
−¿+2NO+ 4H 2O¿
Cu+2H 2SO4→Cu+2+SO2+2H 2O
Cu+HCl→CuC l2+H 2 (Reacción de simple desplazamiento)
III.1.1 El Cu (I)
El Cu (I) no tiene existencia en medio acido debido a su dismutacion a Cu+2 y Cu; además es fácilmente oxidable por el oxígeno ambiental o disuelto. En medio poco ácido y alcalino se estabiliza por formación del oxido Cu2O.
III.1.1.1 Cloruro de cobre (I)
Compuesto solido blanco (CuCl), el Cu (I) se encuentra como ion complejo [CuCl2 ]−¿¿. Al verter la disolución en agua destilada en ausencia de aire precipita cloruro de cobre (I). Se debe mantener aislada del aire y la humedad para evitar la oxidación Cu (II)
1.1.1.3 Oxido de cobre (I)
Solido rojo insoluble (Cu2O), cuando el óxido de cobre (I) reacciona con ácido sulfúrico diluido se obtiene una disolución de sulfato de cobre (II) y un depósito de cobre metálico es decir se da una dismutacion:
Cu2O+2H+¿→Cu2+¿+Cu+H 2O ¿ ¿
Cuando se disuelve en ácido clorhídrico concentrado se forma el ion complejo [CuCl2 ]−¿¿
III.1.2 El Cu (II)
El ion Cu+2 moderadamente oxidante, puede ser reducido fácilmente al estado elemental por varios metales; se suele emplear el hierro metálico para eliminar Cu+2 de sus disoluciones (proceso de cementación)
En ocasiones, la reducción se estabiliza en el grado de oxidación (I) cuando se forma un compuesto estable de esta especie, así, los yoduros reducen al Cu+2 y precipitan al CuI
III.1.2.1 Cloruro de cobre (II)
Polvo marrón amarillento (CuCl2), se presenta como di hidratado de color azul verdoso. En disolución acuosa concentrada es de color marrón oscuro debido a la presencia de iones complejos [CuCl4 ]−2
III.1.2.2 Oxido de cobre (II)
Solido negro insoluble (CuO) el óxido de cobre (II) es soluble en ácidos diluidos formando disoluciones azules de sales cúpricas.
III.1.2.3 Sulfato de cobre (II)
Solido cristalino azul (CuSO4.5H2O). El pentahidrato se prepara por reacción de oxido o carbonato de cobre (II) con ácido sulfúrico diluido, la disolución se calienta hasta alcanzar la saturación y se deja enfriar cristalizando el pentahidratado azul.
III.1.3 El Cu (III)
El Cu+3 no existe en solución acuosa, su existencia en solución acuosa es muy precaria, por lo que solo podemos encontrarlo formando complejos (peryodatos y teluratos)
IV. METODO
Pesamos nueve veces una cantidad aproximada de 0.1 gr de Cu, lo agregamos en nueve tubos de ensayo diferentes y los hacemos reaccionar estequiometricamente con diferentes ácidos (HCl, H2SO4 y HNO3) y a diferentes concentraciones cada uno (13M, 6.5M y 0.1M) , realizamos un seguimiento de seis semanas anotando cualquier cambio sucedido en cada uno de los nueve tubos de ensayo.
V. DISCUSION
Las reacciones de la práctica fueron:
A. Reacción del cobre con ácido clorhídrico (HCl)
A.1 cobre más ácido clorhídrico (0.1M)
Cu + HCl(0.1M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
Se observa que no hay reacción, el cobre mantiene el mismo color y brillo.
SEMANA 2:
No observamos ninguna reacción, el cobre mantiene casi el mismo color y brillo
SEMANA 3:
No observamos ninguna reacción, el cobre se torna más opaco y pierde casi la totalidad de su brillo.
SEMANA 4:
No observamos ninguna reacción, el cobre se torna más oscuro y opaco, pierde total brillo.
SEMANA 5:
No observamos ninguna reacción, el cobre toma una coloración marrón oscuro y sin brillo.
SEMANA 6:
El cobre aún mantiene su coloración oscuro y opaco , no observamos algún tipo de reacción excepto la oxidación del cobre
La teoría nos indica que en medio poco ácido el cobre se estabiliza formando el óxido cuproso Cu2O.
A.2 cobre más ácido clorhídrico (6 M)
Cu + HCl(6 M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
Observamos una solución de color marrón claro , la teoría nos indica la formación de cloruro de cobre II (CuCl2)
SEMANA 2:
Observamos que la solución color marrón claro tiende a ser incoloro disminución de CuCl2
SEMANA 3:
La solución vuelve a tomar una coloración amarillenta
SEMANA 4:
La solución empieza a oscurecerse , indicando la formación de cloruro de cobre (II) CuCl2
SEMANA 5:
La solución toma una coloración marrón verdoso , la teoría nos indica la presencia de iones complejos [CuCl4 ]−2
SEMANA 6:
La solución toma una coloración verdosa aún más oscura , indicando aun la presencia de los iones complejo
En la base se forma trazas de un precipitado blanco , la teoría nos indica la formación de cloruro cuproso Cu2Cl2 , muy raro e inestable
A.3 cobre más ácido clorhídrico (13 M)
Cu + HCl(13 M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
La solución toma una coloración marron claro indicando la presencia de CuCl2
SEMANA 2:
La solución toma una coloración marron oscuro indicando la presencia de iones complejos [CuCl4 ]−2
SEMANA 3:
La solución vuelve a toma una coloración marron claro indicando la presencia de CuCl2
SEMANA 4:
La solución vuelve a toma una coloración marron oscuro indicando la presencia de iones complejos
Enla base la formación de pequeños cristales muy posible formación de Cu2Cl2 raro e inestable
SEMANA 5:
La solución vuelve a toma una coloración marron claro, aun se observa la formación de los pequeños cristales
SEMANA 6:
La solución toma una coloración marron oscura indicando la presencia de iones complejos [CuCl4 ]−2
Los cristales se pueden apreciar mejor.
A.4 Análisis cuantitativo de la reacción Cu y HCl
Reacción:
Cu+HCl→CuC l2+H 2 (Reacción de simple desplazamiento)
En solución:
2H+¿+Cu→H 2(g )+Cu+2¿
Verificamos si esta reacción es endotérmica o exotérmica:
∆ H ro=∆ H 0 (H 2 )+∆H o (Cu+2 )−2∆ H o¿
∆H ro=0+64.77−2 (0 )−0
∆H ro=+64.77 KJ mol−1 (Una reacción endotérmica)
Verificamos si la reacción es espontanea o no:
∆Gro=∆G0 (H 2 )+∆Go (Cu+2 )−2∆G o¿
∆Gro=0+65.49−2 (0 )−0
∆Gro=65.49KJ mol−1 (La reacción no es espontanea en el sentido establecido)
∆GrO>0 (Favorece la formación de reactivos)
B. Reacción del cobre con ácido sulfúrico (H 2SO4)
B.1 cobre más ácido sulfúrico (0.1M)
Cu + H2SO4(0.1M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 1:
No se observa reacción alguna, el cobre mantiene su mismo color y brillo
SEMANA 2:
No hay ningún cambio
SEMANA 3:
No hay ningún cambio
SEMANA 4:
No hay ningún cambio
SEMANA 5:
La teoría nos indica que en medio poco ácido el cobre se estabiliza formando el óxido cuproso Cu2O, aunque en este caso la formación del óxido cuproso debe ser muy lenta.
SEMANA 6:
Un dato importante a considerar es que en una reacción de cobre con ácido sulfúrico diluido solo se podrá apreciar algún cambio si se le somete a calor.
B.2 cobre más ácido sulfúrico (6 M)
Cu + H2SO4(6 M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
La solución se vuelve opaca, casi amarillenta, la teoría nos indica una previa aparición de sulfato de cobre(I) o sulfato cuproso antes de llegar al primer producto de sulfato de cobre(II)
SEMANA 2:
La solución empieza a tomar una coloración celeste casi incolora, esta coloración nos indica la presencia de sales de sulfato de cobre(II)
SEMANA 3:
La coloración celeste se va haciendo más tenue, indicando mayor formación de sales de sulfato de cobre (II).
SEMANA 4:
La coloración celeste se mantiene y no se observa ningún otro cambio.
SEMANA 5:
Aún se mantiene la coloración, no se observa ningún cambio en la solución.
SEMANA 6:
La coloración se ha mantenido constante sin cambio alguno indicando que la reacción ha llegado a un equilibrio y hay presencia de sales de sulfato de cobre(II)
B.3 cobre más ácido sulfúrico (13M)
Cu + H2SO4(13M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
La solución se vuelve opaca, casi amarillenta, lo que nos indica la presencia de sulfato de cobre (I) o sulfato cuproso (CuSO4) .
SEMANA 2:
La solución sigue manteniendo su coloración, se observa la formación de pequeños cristales casi inapreciables en la base.
SEMANA 3:
La solución tiende a ser un poco más oscura y se observa la presencia de pequeños cristales, más notorios que la ultima toma
SEMANA 4:
La formación de los pequeños cristales nos indica la presencia de sulfato cuproso Cu2SO4
SEMANA 5:
La solución aún se mantiene con su misma coloración y los cristales aún están presentes
SEMANA 6:
No se observa ningún cambio, la solución tiene las mismas características de la última toma
B.4 Análisis termodinamico de la reacción Cu y H2SO4
Reacción:
Cu+H 2SO4→CuO+SO2+H 2O
Verificamos si esta reacción es endotérmica o exotérmica:
∆H ro=∆H 0 (H 2O )+∆ Ho (CuO )+∆H 0 (SO2 )−∆ Ho (H2SO4 )−∆ Ho(Cu)
∆H ro=−285.83−157.3−296.83−(−813.99)−0
∆H ro=+74.03 KJ mol−1 (Una reacción endotérmica)
Verificamos si la reacción es espontanea o no:
∆Gro=∆G0 (H 2O )+∆Go (CuO )+∆G 0 (SO2 )−∆Go (H 2SO4 )−∆Go(Cu)
∆Gro=−287.13−129.7−300.19+744.53
∆Gro=27.51KJ mol−1 (La reacción no es espontanea en el sentido establecido)
∆GrO>0 (Favorece la formación de reactivos)
C. Reacción del cobre con ácido nítrico(HNO 3)
C.1 cobre más ácido nítrico (0.1M)
Cu + HNO3( 0.1M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
No se observa ningún cambio el cobre se mantiene con su mismo color y brillo.
SEMANA 2:
No se observa ningún cambio
SEMANA 3:
No se observa ningún cambio
SEMANA 4:
No se observa ningún cambio
SEMANA 5:
No se observa ningún cambio
SEMANA 6:
La teoría nos indica que en medio poco ácido el cobre se estabiliza formando el óxido cuproso Cu2O, aunque en este caso la formación del óxido cuproso puede ser muy lenta.
C.2 cobre más ácido nítrico (6M)
Cu + HNO3( 6M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
Se observa una reacción muy violenta, se desprende un gas color marron que resulta ser NO, la solución toma una coloración turquesa claro, esta coloración nos indica la presencia de la sal nitrato cúprico Cu(NO3)2
SEMANA 2:
En la solución se observa una coloración mas oscura que la primera toma, indicando una mayor generación de la sal de nitrato cúprico Cu(NO3)2
SEMANA 3:
No se observa ningún cambio, mostrando las mismas características de la última toma
SEMANA 4:
No hay ningún cambio
SEMANA 5:
No hay ningún cambio
SEMANA 6:
La coloración se ha mantenido constante sin cambio alguno indicando que la reacción ha llegado a un equilibrio y hay presencia de sal nitrato cúprico Cu(NO3)2
C.3 cobre más ácido nítrico (13M)
Cu + HNO3( 13M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVOSEMANA 1:
Se observa una reacción muy violenta, se desprende un gas color marron que resulta ser NO, la solución toma una coloración turquesa oscuro, esta coloración nos indica la presencia de la sal nitrato cúprico Cu(NO3)2
SEMANA 2:
En la solución se observa una coloración más clara que la primera toma, indicando una disminución de la sal de nitrato cúprico Cu(NO3)2
SEMANA 3:
No se observa ningún cambio, mostrando las mismas características de la última toma
SEMANA 4:
No hay ningún cambio
SEMANA 5:
No hay ningún cambio
SEMANA 6:
La coloración se ha mantenido constante sin cambio alguno indicando que la reacción ha llegado a un equilibrio y hay presencia de sal nitrato cúprico Cu(NO3)2
C.4 Análisis termodinamico de la reacción Cu y HNO3
Reacción:
3Cu+8H NO3→3Cu+2+6NO3
−¿+2NO+4H 2O¿
Verificamos si esta reacción es endotérmica o exotérmica:
∆H ro=3∆ H0 (Cu+2 )+6∆ Ho ¿
∆H ro=3 (64.77 )+6 (−205 )+2 (90.25 )+4 (−285.83 )−3 (0 )−8(−174.10)
∆ H ro=−891.54 KJ mol−1 (Una reacción exotérmica)
Verificamos si la reacción es espontanea o no:
∆Gro=3∆G0 (Cu+2 )+6∆Go ¿
∆Gro=3 (65.49 )+6 (−108.74 )+2 (86.55 )+4 (−237.13 )−3 (0 )−8 (−80.71)
∆Gro=−585.71KJ mol−1 (La reacción es espontanea)
∆GrO<0 (Favorece la formación de productos)
VI. CONCLUSIONES
Reacciones Cu y HCl:
Cu + HCl (0.1M)
En esta reacción solo observamos la oxidación del cobre ya que por teoría sabemos que en medio poco ácido el cobre se estabiliza formando el óxido cuproso Cu2O.
Cu + HCl (6M)
En esta reacción el primer producto en aparecer es el CuCl2 ya que el cobre con estado de oxidación +2 es el más estable y la reacción tiende al equilibrio, aunque también observamos la formación de iones complejos
[CuCl4 ]−2 y a formación de cloruro cuproso Cu2Cl2 (cristales) que es muy raro e inestable.
Cu + HCl (13M)
En esta reacción al igual que en la reacción de Cu con HCl (6M), el primer producto en aparecer es el CuCl2 luego la formación de iones complejos
[CuCl4 ]−2 y el cloruro cuproso (cristales), pero a diferencia de la última reacción con el HCl (6M), estos aparecen en un menor tiempo indicando así que a mayor concentración del ácido la velocidad de reacción es mayor.
La reacción HCl y Cu es una reacción endotérmica ( ∆ H ro=+64.77 KJ mol−1)
y ∆GrO>0 indicando que la reacción tiende a la formación de reactantes
Reacciones Cu y H 2SO4
Cu + H2SO4 (0.1M)
En esta reacción, ya que se trata de una reacción con un ácido diluido ,por teoría se espera que el Cu pase a oxido cuproso, pero no observamos ningún cambio ,este comportamiento nos indica que la reacción es demasiado lenta o que le falte una energía de activación para que se produzca la oxidación (calor)
Cu + H2SO4 (6M)
En esta reacción observamos que el primer producto en aparecer es el sulfato cuproso, pero por su inestabilidad ya que tiene como catión al Cu+1 este sufre una dismutacion a Cu+2 y Cu, logrando así observar la formación sales de sulfato de cobre (II) (CuSO4), aseguramos la formación de estas sales por la coloración celeste de la solución.
Cu + H2SO4 (13M)
En esta reacción observamos como primer producto la presencia de sulfato de cobre (I) o sulfato cuproso, la coloración amarillenta nos lo indica. También observamos la presencia de pequeños cristales lo que nos indica la cristalización del sulfato cuproso Cu2SO4
La reacción HCl y Cu es una reacción endotérmica ( ∆ H ro=+74.03 KJ mol−1)
y ∆GrO>0 indicando que la reacción tiende a la formación de reactantes.
Reacciones Cu y HNO 3
Cu + HNO3 (0.1M)
En esta reacción, ya que se trata de una reacción con un ácido diluido, por teoría se espera que el Cu pase a oxido cuproso, pero no observamos ningún cambio, este comportamiento nos indica que la reacción es demasiado lenta.
Cu + HNO3 (6M)
En esta reacción observamos un violento comportamiento, una gran liberación de calor y de gases en especial gases de NO, observamos una fuerte coloración turquesa casi azul, esto nos indica la presencia de la sal de nitrato cúprico Cu(NO3)2
Cu + HNO3 (13M)
En esta reacción también observamos un violento comportamiento con una gran liberación de calor y de gases en especial gases de NO, observamos una coloración turquesa débil comparado con al de la reacción con HNO3 (6M), esto nos indica la presencia de la sal de nitrato cúprico Cu(NO3)2
La reacción HNO3 y Cu es una reacción exotérmica ( ∆ H r
o=−891.54 KJ mol−1) y ∆GrO<0 indicando que la reacción tiende a la
formación de productos.
VII. BIBLIOGRAFIA
Diccionario de Química – Oxford Complutense Química analítica cualitativa - Fernando Burriel Martí www.heurema.com/QG60.htm www.heurema.com/QG51.htm www.heurema.com/QG34.htm