▷ Obtención de Sales de Cobre (II) a partir de metal

Primeramente se preparará CuSO₄^.5H₂O a partir de un trozo de cobre metálico, y utilizando ésta sal como partida se sintetizan una doble y otra compleja. Para finalizar se realizan una serie de ensayos

MATERIALES UTILIZADOS

Matraz de dos bocas
Embudo Büchner

3 Frascos Lavadores
Vaso de precipitados
Manta calefactora

Matraz Kitasato
Tubos de ensayo
Tubo acodado

Tapón de silicona
Refrigerante para reflujo

REACTIVOS

H₂SO_{4 concentrado}

Cobre
NaOH _(aq) 10 %
KI 0.1 M

NH_{3 (aq)}
Isopropanol
(NH₄)₂SO₄

BaCl₂ 0.1 M

PRECAUCIONES

A lo largo del experimento es necesario tener cuidado con el manejo del ácido sulfúrico concentrado que es altamente corrosivo, además el amoniaco es extremadamente volátil y tóxico. También se forma en las reacciones el gas dióxido de azufre el cual es muy perjudicial. Dada la peligrosidad de los gases generados las reacciones tendrán que hacerse todas ellas en vitrina.

PREPARACIÓN DEL SULFATO DE COBRE (II) PENTAHIDRATADO

Se prepara el siguiente montaje en vitrina:

Se mezcla el cobre con el ácido sulfúrico concentrado y se enciende la manta calefactora hasta que todo el cobre desaparezca, es esta manta se generan sobrepresiones, para prevenir problemas se pone el primer frasco lavador vacío, ya que si los gases o líquidos retroceden, no serán capaces de llegar al primer matraz.

El SO2 es un gas muy tóxico, por ello los frascos han de estar conectados perfectamente y que las mangueras no presenten fisuras.

El segundo frasco lavador contiene agua destilada que lava las impurezas de H2SO4 en el SO2 generado. La función del tercer frasco es hacer reaccionar todo el SO2 con el NaOH que contiene para que no salga nada de gas por el circuito.

Las reacciones que tienen lugar en los frascos lavadores son:

FRASCO 2:

SO₂+ H₂O ⥪ H₂SO₃

H₂SO₃ + H₂O ⥪ HSO₃^–+ H₃O⁺

HSO₃^–+ H₂O ⥪ SO₃^2-+ H₃O⁺

H₂SO_{4 +}H₂O ⇋ HSO₄^– + H₃O⁺

FRASCO 3:

SO₂+ 2 NaOH → Na₂SO₃ + H₂O

En último lugar se conecta la manta calefactora para evitar que se vierta H2SO4 concentrado sobre ella y tras la reacción será lo primero que retiremos.

La reacción que tiene lugar en el matraz es la siguiente:

OXIDACIÓN

Cu → Cu²⁺ + 2 e^– E⁰_red (Cu²⁺/Cu) = 0.3419 v

REDUCCIÓN

SO^4-_(ac) + 4 H⁺ + 2 e^– → SO_{2(g) ↑} + 2H₂O E⁰_red(SO^4-/SO₂) = 0.172 v

REACCIÓN GLOBAL

Cu_(s) + 2 H₂SO_4(ac) → CuSO_4(s) ↓ (blanco) + SO_{2(g) ↑} + 2H₂O

[E_celda = -0.1699 v]

En esta última reacción solo habría equilibrio en el caso de que el recipiente sea cerrado, si es abierto al escapar el dióxido de azufre, el equilibrio se desplaza completamente hacia la derecha.

Esta reacción tiene un potencial negativo, por lo que ∆G > 0 y la reacción es no espontánea por lo que requiere calentamiento a reflujo.

Cuando la reacción finaliza, se deja enfriar y se retira todo el líquido sobrenadante con una pipeta pasteur.

Se añadirán 50 mL de agua destilada caliente y se filtra por gravedad en un vaso de 250 mL.

Se concentra evaporando el disolvente y se procede a cristalizar en baño de agua helada. Si fuera necesario se haría una segunda cristalización con las aguas madres. Se lava con agua fría 3 veces con 5 mL cada vez y se seca por succión en Büchner.

Para calcular la cantidad de NaOH al 10% que se debe añadir si se quieren 50 g de disolución se calcula de la siguiente manera:

El 10% de 50 g de disolución serán 5 g de NaOH + 45 g de agua.

El sulfato de cobre obtenido no se puede secar en estufa ya que tiene moléculas de agua de cristalización que evaporarían y se quedaría en su forma anhidro.

La reacción global es la siguiente :

CuSO_4(s)(blanco) + 5 H₂O → CuSO₄^.5H₂O (disolución azul) + calor → CuSO₄^.5H₂O_(s) (azul)

El rendimiento fue calculado de la siguiente forma:

OBTENCIÓN DE SULFATO DE TETRAAMINCOBRE (II) MONOHIDRATO

Se colocan 3 g de sulfato de cobre pentahidrato en un vaso de precipitados al que añadiremos 5 mL de agua destilada y 5,5 mL de amoniaco concentrado al 25 %, se agita hasta que se disuelva todo el compuesto.

Una vez obtenida la disolución se vierte un volumen igual de isopropanol, éste disminuye la constante dieléctrica y es miscible en agua, estas dos condiciones serán imprescindibles.

Las moléculas de agua solvatan peor y se favorece la sustitución de agua por amoniaco y la precipitación del complejo.

Una vez formado este precipitado se espera que cristalice en baño de hielo y se filtra por succión en Büchner. Se lava 2 veces por 5 mL cada vez con isopropanol.

La reacción que tiene lugar es la que sigue:

CuSO₄^.5H₂O + 4 NH_3(dil) → [Cu(NH₃)₄]SO₄^.H₂O +4H₂O

En tubo de ensayo, bien seco, se introducen unos cristales de la sal compleja y se calienta. Se comprueba el pH de los gases de salida con papel indicador en la boca del tubo algo humedecido. Se repite también la reacción con sulfato de cobre pentahidrato.

pH( [Cu(NH₃)₄]SO₄^.H₂O ) = MUY BÁSICO

pH (CuSO₄^.5H₂O) = BASTANTE ÁCIDO, AL COMIENZO NEUTRO DEBIDO AL H2O

El rendimiento obtenido en esta parte del experimento fue calculada de la siguiente forma:

OBTENCIÓN DE SULFATO DE COBRE Y DIAMONIO HEXAHIDRATADO

Se colocan en un vaso de precipitados 3 g de sulfato de cobre pentahidrato y sulfato de amonio en agua para obtener una disolución al 28% en el sulfato de cobre y al 15% en la sal de amonio.

Para calcular las cantidades a añadir, se procede de la siguiente forma:

Dado que los 3 g de la sal de cobre son el 28% de la mezcla, se calculan cuantos gramos corresponden al 100% de la disolución mediante una sencilla regla de 3. Esto nos da un resultado de 10,71 g.

Ahora se calcula el 15% de los 10,71 g para saber cuanta cantidad de sal de amonio se debe de añadir, lo que da un resultado de 1,61 g de sulfato de amonio.

El resto de la disolución será agua, como 1 mL pesa 1 g, se resta de 10,71 g la cantidad de sal. 10,71 g – (3 g + 1,6 g) = 6,1 mL de agua.

La mezcla se calienta hasta con agitación hasta total disolución de las sales, tras esto se introduce el vaso de precipitados que contiene la disolución en un baño de hielo (antes hay que esperar un poco a que enfríe para evitar choques térmicos).

De este modo se obtienen unos cristales de color azul claro, que se filtrarán por succión a la vez que se lava con agua fría (2 veces, 3mL cada vez) el vaso que contenía el residuo.

La reacción que tiene lugar es:

Para calcular el rendimiento del proceso se procede de la siguiente manera:

ENSAYOS

En 3 tubos se disuelven unos cristales de cada una de las sales de cobre preparadas en unos 6 mL de agua. Observar el color de las disoluciones y añadir 2 gotas de amoniaco concentrado a la disolución del aminocomplejo (para que no pierda los grupos amino).

Se reparte cada disolución entre 3 tubos de ensayo y se les somete a las siguientes pruebas:

AÑADIR LENTAMENTE Y CON AGITACIÓN 5 GOTAS DE NH3 (CONC)

AÑADIR 10 GOTAS DE DISOLUCIÓN BACL2 0,1 M

En los 3 tubos ocurre lo mismo;

Las reacciones que tienen lugar en los tubos son:

AÑADIR 2ML DE DISOLUCIÓN DE KI 0,1 M

Cuando se añade el KI al segundo tubo, el cual contiene Cu (NH₃)₄SO_4, no sucede absolutamente nada. El NH₃ es más dador, el Cu está más cargado negativamente y por lo tanto es más estable frente a la reducción (ganancia de electrones).

En el tercer tubo, se observa exactamente lo mismo que en el primer tubo, se forma CuI amarillo primeramente y de forma casi instantánea pasa a color marrón procedente del triyoduro.

CUESTIONES

¿Qué iones hay en las disoluciones de las 3 sales preparadas?

1ª disolución: Cu²⁺ + SO₄^2- (azul)

2ª disolución: Cu²⁺ + SO₄^2-+ NH₄⁺ (azul intenso)

3ª disolución: [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2-(azul claro)

2. ¿Por qué se añade alcohol en la preparación de la sal compleja de cobre (II)?

El alcohol disminuye la constante dieléctrica del H₂O y además es miscible en ella, estas dos condiciones son imprescindibles. Las moléculas de agua solvatan peor y se favorece la sustitución de H₂O por NH₃para que precipite el complejo.

3. A la vista de las observaciones efectuadas ¿qué puede predecirse acerca de la estabilidad del ión tetraamincobre (II) en medio ácido?

El ión [Cu(NH₃)]²⁺ se caracteriza por ser un complejo muy básico, al que, al añadir NH₃ no le ocurre nada. En medio ácido probablemente reaccione dando lugar a una neutralización.

4. Comente cualitativamente el origen de los distintos potenciales de reducción de los iones tetraamincobre (II) y hexaacuocobre (II).

Se debe acudir al ensayo con KI. El ión [Cu(H₂O)₆]²⁺ debe tener suficiente potencial de reducción para reducirse a Cu⁺, oxidando al I^– hasta I_2. El ión [Cu(NH₃)₄]²⁺ no tiene suficiente potencial para oxidar al ión I^–y por lo tanto no se produce ninguna reacción. Cuando el ión forma parte de un complejo es más estable y es cuando no ocurre reacción. El amoniaco es más dador y en esas condiciones el átomo de cobre está más cargado negativamente, lo cual lo hace más estable frente a la ganancia de electrones (reducción).

ESTRUCTURAS DE LOS COMPLEJOS FORMADOS