Transformaciones Sucesivas Del Cobre (1) r4b3q

Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Química Practica Transformaciones sucesivas del cobre Prof. Jorge Antonio Vela Díaz Alumno: Carranco Hernández Nathalie Michelle Grupo: 60 Fecha: 26/marzo/2015

Transformaciones sucesivas del cobre Objetivo 1: aplicar la ley de la conservación de la materia, a partir de una cantidad de materia, seguido por varias reacciones. Objetivo 2: manejo de cálculos estequiometricos, Objetivo 3: preparación de varias disoluciones. Objetivo 4: separación de residuos a partir de distintos métodos. Objetivo 5: observación de las diferentes reacciones y sus cambios. Introducción A lo largo de nuestra vida hemos estado escuchando solo algunos términos científicos, que hasta los utilizamos como cualquier cosa pero hay una explicación en cada una de ellas. Usamos la palabra materia en diferentes aspectos, como escolar o en contextos físicos, pero en si el significado de materia se le llama a todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. En la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediante distintos métodos. Utilizando la definición anterior, se le relaciona la ley de la conservación de la materia, esto se explica brevemente a que cuando escribimos una ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado. Así logramos que el número de átomos sea el mismo en ambos lados de la ecuación; esto es en sentido matemático, pero ya en forma física describe que la materia no se crea ni se destruye solo se transforma; con esto es como se maneja el universo. La materia puede estar expresada en muchas formas físicas y tiene diferentes clasificaciones. Una de ellas más comunes de expresar son los moles, que es número de cantidad de sustancia o de materia. Para saber que tanta sustancia hay en una disolución se le puede relacionar con la molaridad (M), que expresa como numero de moles entre un litro de disolución. Para la preparación de varias disoluciones es necesario tener conocimiento de la masa molar de la sustancia de un mol. También usando como ayuda la densidad de una sustancia y la pureza. La materia puede estar en varias presentaciones como mezclas o disoluciones; conociendo que hay diferentes tipos de mezclas, homogéneas y heterogéneas que serian una fase y dos o mas fases respectivamente, también hay diferentes tipos de separación de mezclas. Una de las conocidas es la cristalización, la cristalización es un proceso por el cual a partir de un gas, un líquido o una disolución los iones, átomos o moléculas establecen enlaces hasta formar una red cristalina. La operación de cristalización es el proceso cual se separa un componente de una solución liquida transfiriéndolo a la fase

sólida en forma de cristales que precipitan. Una disolución concentrada a altas temperaturas y se enfría, si se forma una disolución sobre saturada, que es aquella que tiene momentáneamente mas soluto disuelto que el isible por la disolución a esa temperatura en condiciones de equilibrio. Problema ¿Qué masa de cobre reacciono con HNO3 de acuerdo con la siguiente ecuación? Cu + 4HN3 ---- Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cálculos NaOH= 6M HNO3 = 50% de exceso 70% m/m M = 15.72 moles / i L de disolución Cu 0.5 g

EXPERIMENTO 1

EXPERIMENTO 2

EXPERIMENTO 3

Transformaciones sucesivas del cobre Coloca cobre calculado en un vaso de precipitados, y agregar ácido nítrico concentrado.

En base de las reacciones químicas calcular las cantidades exactas para reaccionar con 0.5 g de cobre y las reacciones consecutivas

Esperar a que termine toda la reacción

Añadir agua y Hidróxido de sodio y esperar que reaccione

Calentar hasta que muestren cambio totalmente de color Filtrar y lavar el precipitado tres veces

Tratar el residuo de la reacción (NaNO3)

Añadir sobre el papel filtro H2SO4 hasta que el precipitado se disuelva Lavar el papel filtro hasta que no tenga coloración

Añadir zinc en polvo y permitir que la reacción sea completada En papel filtro previamente pesado filtrar el cobre

Secar en la estufa, registrar peso

Repetir tres veces, anotar todos los datos

Tratar residuo de la reacción (ZnSO4)

Resultados

Compuesto

Teoría

Experimento 1

Experimento 2

Experimento 3

Cu inicial

0.5 g

0.51 g

0.53 g

0.52 g

HNO3

3 mL

3 mL

3 mL

3 mL

NaOH

10.5 mL

10 mL

10 mL

11 mL

NaNO3

2.66 g

1.94 g

2.01 g

0.68 g

CuO

0.623 g

1.56 g

1.39

1.84 g

H2SO4

2.61 mL

20 mL

25 mL

30 mL

Zn

0. 5096 g

8.07 g

5.17 g

6.05 g

Cu final

0.494 g

0.83 g

0.96 g

0.76 g

Análisis de resultados Se tomo desde el inicio cobre con una cantidad de 0.5 g, de color anaranjado, se hicieron los cálculos necesarios para saber cuanto ácido nítrico reaccionaba con tal cantidad de cobre para producir nitrato de cobre mas oxido de nitrógeno y agua, los cálculos indicaron que se le debían de agregar 2 mL, los cuales se le agregaron, el producto fue de color verde, se observo en esta reacción un desprendimiento de gas, este correspondía al óxido de nitrógeno de color café y desprendía calor, dicha reacción fue manejada en las campanas ya que es un gas toxico, irritante, que puede causar problemas al aparato respiratorio. Se añadió el 50% de exceso de ácido nítrico (1mL) como lo pide la práctica, esto significa que hubo más ácido nítrico necesario para que reaccionara todo con el cobre. Para la siguiente reacción, con el nitrato de cobre que quedo como producto de la reacción anterior, se le agregó hidróxido de sodio, se tenia calculado una cantidad de 5.22 mL, pero como se agregó el exceso de ácido nítrico reaccionaria inmediatamente con el hidróxido de sodio agregado, entonces no reaccionaria con el nitrato de cobre. Se calculo al cantidad necesaria para que el exceso de ácido nítrico correspondiente a 1 mL reaccionara con hidróxido de sodio, lo que dio 5 mL, la cantidad total para que todo reaccione fue de 10.22 mL. En este proceso se le tuvo que agregar mas cantidad de

hidróxido de sodio porque no había cambio significativo en la reacción, entonces se dice que hubo otro exceso, en este caso de hidróxido de sodio. El producto de la reacción fue de color azul, con apariencia gelatinosa. De esta reacción da como producto hidróxido de cobre mas nitrato de sodio, de esta reacción el nitrato de sodio se recuperó cristalizándolo y tratando que quedara lo mas puro, agregándole al final etanol, para que las impurezas que le daban el color amarillento al nitrato de sodio se disolvieran, dejando de color blanco el nitrato de sodio. El residuo de nitrato de sodio debió ser 2.66 g, este representado por un valor teórico, en los diferentes experimentos se muestran cantidades distintas al teórico, dichas cantidades se encuentran en la parte de resultados. En la reacción anterior como producto quedo hidróxido de cobre, este se calentó, se produjo óxido de cobre en estado sólido de color negro y agua líquida. En el primer experimento que se hizo hubo varias inconsistencias, a la hora de precipitar, el color no era el adecuado, resulto ser de color verdoso. Se hicieron varias pruebas con muestras y se pusieron a reaccionar con ferrocianato de potasio, se llego a la conclusión de que el alambre que había utilizado no era cobre, sino era hierro, por eso el cambio de apariencia. Se repitió el experimento tomando en cuenta el error del anterior, los siguiente no hubo complicaciones. Con el óxido de cobre se filtro, habiendo calculado la cantidad de ácido sulfúrico (2.61 mL) necesario para que reaccionara con tal cantidad de óxido de cobre, ya indicado en la sección de los cálculos. Se le agrego el ácido sulfúrico al sólido en el filtro poco a poco hasta que reaccionara, en los tres casos se le agregó un exceso muy grande a comparación de lo calculado para que reaccionara todo, en los tres experimentos el exceso fue alrededor de 20 a 30 mL, como se indica en la parte de resultados, en el tercer experimento fue el que hubo mas problema para que reaccionara, así que se le agrego mas. Ya habiendo agregado todo el ácido sulfúrico calculado mas el exceso, se noto que no había reaccionado todo, se supuso que hubo parte del ácido que no reacciono y se paso por el filtro sin causar nada, así que se reciclo lo que había quedado como producto porque había ácido sin reaccionar. Lo supuesto fue correcto ya que cada vez que se reciclaba reaccionaba más hasta dejar el papel filtro sin sólido. La reacción que da como producto sulfato de cobre mas agua, era una mezcla homogénea de color azul claro traslucido. Pero el papel seguía teniendo una coloración azul claro, lo que significaba que en el papel había sulfato de cobre que había reaccionado pero se había quedado en el papel, y si se dejaba así iba haber pérdidas de cobre. Por lo consiguiente se lavo el papel filtro con muchos lavados con poca agua, hasta quedar el papel color blanco como estaba inicialmente, para comprobar que no había mas producto en el papel filtro se le agregaba ferrocianato de potasio al papel, que corresponde a la siguiente reacción:

2CuSO4 + K4Fe(CN)6 -----> K4 Cu(CN)6 + FeSO4 Si reaccionaba con el cobre en el papel se vería de color rojizo, si no es así no iba a ver cambios en la coloración. Ya habiendo comprobado que no hubiera producto en el papel filtro, continuamos con la siguiente reacción, teniendo sulfato de cobre como reactivo dado por la reacción anterior y le agregamos zinc en polvo de color negro ya habiendo calculado cuanto era necesario para que todo reaccionara, como se muestra en la parte de cálculos, dando a lugar sulfato de zinc en estado acuoso de color transparente, más cobre sólido de color rojizo. Pero como agregamos un exceso de ácido sulfúrico en cada experimento para que todo reaccionara, al agregarle el zinc iba a reaccionar antes con el ácido sulfúrico que

con el sulfato de cobre, entonces al reacciona el ácido sulfúrico con el zinc daba como producto al sulfato de zinc en estado acuoso de apariencia transparente, más hidrogeno gaseoso. En el primero experimento hubo complicaciones, ya que al agregar el zinc se tardaba en reaccionar a comparación con los demás experimentos, se le agrego un exceso de zinc de 4 g, para que todo reaccionara, se dejaron varios días para esperar a que reaccionara, pero no hubo mucha reacción entonces se agrego mas ácido sulfúrico alrededor de 20 mL para que reaccionara con el zinc que había quedado en exceso, para asegurar que el precipitado ya no era zinc, se decanto y se le agrego 1 mL de ácido sulfúrico haber si reaccionaba el precipitado para saber si estaba reaccionando se iba a observar como se desprendía el hidrogeno gaseoso inmediatamente, como eso no paso, pudimos suponer que ya no había mas zinc. En los demás experimentos salio bien todo en esa parte. De esta ultima reacción se recupero el sulfato de zinc, transformándolo en sal, dejándolo evaporar hasta que quedara solo el sólido, y agregándole etanol para que las impurezas amarillas se disolvieran en el y el sulfato de zinc quedar de blanco y lo mas puro posible. De los tres experimentos que se hicieron, las cantidades de cobre recuperadas fueron totalmente diferentes entre si y entre la cantidad teórica. Esto se debe a que en los tres diferentes casos se le agregaron diferentes cantidades de sustancia, a pesar de tener un valor fijo que fue el teórico; estas variaciones de cantidades agregadas fueron ocasionadas por la exactitud de los instrumentos de medición, el error humano y los exceso, que a su vez este fue ocasionado por la pureza de las sustancias, la concentración y el rendimiento de cada reacción. Entonces las variaciones de las cantidades de residuos que se recuperaron fue porque hubo más reactivos de lo previsto lo cual en algunas reacciones se produjo más sustancias, otra razón por la que hubo diferencia de valores es que habiendo tantos excesos e impurezas pueden quedar en las disoluciones sin reaccionar y cuando se recupera se puede tener otras sustancias extra que afectan al tomar la masa del producto. Conclusión En esta práctica, se abarcaron varios temas, la aplicación de la ley de la conservación de la materia, aprendimos como preparar disoluciones a partir de cálculos, a utilizar la estequimetria de una reacción para hacer ver la información que nos proporciona y nos ayuda a saber cuanto reactivo hay que agregar en los experimentos, y a manejar residuos recuperándolos. Sobre todo se vio que hay diferencia ente los resultados teóricos de las reacciones con los resultados experimentales, esto se debe a que en cada muestra y en cada reacción se pierden cantidades de sustancia y se contamina, después los excesos afectan a la hora de recuperar, pero también considerando que a veces la reacción no se lleva acabo con un rendimiento del 100%, otra de las razones es que nuestros instrumentos de medición no son los mas precisos, puede haber muchos errores sistemáticos, que en esos están incluidos los errores que tiene una persona al manejar los reactivos y productos.