Practica No 6 Obtención de CuSO4*5H2O

Resumen

Esta práctica esta dedicada a la obtención de cristales de sulfato de cobre pentahidratado mediante una serie de reacciones consecutivas las cuales nos dan como resultado final estos cristales.

Para ello primeramente se necesita realizar un cálculo estequiometrico de cada una de las reacciones que se llevaron a cabo para así poder obtener la masa que se va a utilizar experimentalmente en cada reacción, así como deberán identificarse reactivo imitante y en exceso, las reacciones fueron las siguientes

Cu + 4 HNO3 ------ > Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2OCu(NO3)2 + 2NaHCO3 ------ > CuCO3 + 2NaNO3 + CO2 + H2OCuCO3 + H2SO4 ------ > CuSO4 + CO2 + H2O

Mediante métodos gravimétricos como filtración decantación cristalización etc., se obtendrán los cristales de CuSO4*5H2O experimentalmente.

H2SO4

HNO3

Introducción

Sulfato de cobre pentahidratado

Hidratos en general. Resultado de la asociación de moléculas de agua a un compuesto o a un elemento, siempre y cuando el agua quede en forma de agua coordinaría (catiónica) , anionica o reticular , es un hibrido. En libertad son sólidos; pero muchos hidratos solo pueden existir en solución. Un hidrato se define como un compuesto de adición que contiene agua en proporción determinada, en forma de moléculas o conjuntos H2O. De un modo general, se llaman compuestos de adición a los compuestos que se forman por la asociación de las moléculas de las sustancias sin que se descompongan en sus átomos, ni se produzcan mutuas sustituciones de estos.

Ejemplos de hidratos: hidrato de cloro -6 agua, Cl2.6H2O; cloruro e calcio -6 agua,CaCl2.6H2O; CaSO4.2H2O yeso o sulfato de calcio -2 agua. CuSO4.5H2O, o sulfato de cobre II -5 agua; Na2CO3.10 H2O o carbonato de sodio -10 agua, Al2(SO4)3.18H2O o sulfato de aluminio -18 agua de; H2SO4.H2O acido sulfúrico -1 agua; C2O4H2.2H2O acido oxálico -2 agua ; C6H12O6.H2O monohidrato de dextrosa; etc. Productos tan importantes como los cementos, fraguados son hidratos.

En las líneas anteriores o de referencia a los diversos tipos de agua en los compuestos, se ha expuesto a grandes rasgos las estructuras de algunos ejemplos de dichos tipos; también en capítulos anteriores, nos hemos referido a alguna de ellas (así, en la pág. 409); en el capítulo 24 nos ocuparemos brevemente de la estructura de los hidratos de los gases. Asimismo, se ha dado la estructura del ion oxonio, con existencia en solución y en el ácido perclórico.

El nombre “hidrato” , hasta hace algunos años se utilizaba indistintamente para designar a los hidratos y a los hidróxidos; pero, desde 1922 en diversos congresos de la Unión Internacional de Química, se ha recomendado que se de el nombre de hidratos solo a compuestos que contengan moléculas de agua, y el de hidróxidos a los compuestos de metal y oxhidrilo o ion hidróxido.

Deshidratación: solido anhidro. Los hidratos pierden por calentamiento o por desecación en ambiente seco, una parte o la totalidad de sus moléculas de agua, derrumbándose generalmente su red cristalina (excepto en ciertos casos de hidratos con agua reticular), y vuélvanse pulverulentas que al tiempo que desprenden el agua aprisionada al formarse el hidrato solido por cristalización de la solución en que se originó. Por esto, al agua de hidratación se le llama, también, agua de cristalización. Desprendida totalmente su agua de hidratación o de cristalización, el sólido queda anhidro. El agua perdida por el hidrato puede ser

recuperada total o parcialmente por el sólido anhidro y torna a su estado de hidrato. Así el CuSO4 .5 H2Ocalentado se convierte en un sólido blanco, pulverulento (anhidro) que recupera su color, azul, al absorber agua.

Una misma sustancia puede formar diversos hidratos al asociarse a numero distinto de moléculas de agua, según las circunstancias en que se produzcan la cristalización, o como se deshidrate. Existen, por ejemplo, los hidratos CuSO4.5H2O, CuSO4.3H2O Y CuSO4.H2O.

Hidratos y solubilidad. La formación de hidratos al disolverse ciertas sustancias, influye en la solubilidad y sobre el curso de la misma. A los hidratos formados a bajas temperaturas por congelación de soluciones acuosas, se les llama criohidratos, que son mezclas eutécticas de sal y hielo. Ejemplo, el cloruro de potasio en solución acuosa puede formar un criohidrato por debajo de -10.64 grados.

Eflorescencia. Las moléculas del agua contenidas en un hidrato presentan como las del agua líquida, tendencia a escapar en forma de vapor. Tiene, por tanto una presión de vapor. L a presión de vapor de agua y de la temperatura; mientras que la del agua líquida solo depende de la temperatura y puede definirse como la presión del vapor acuoso que equilibra a la del hidrato, en presencia del hidrato inmediato inferior(en número de moléculas H2O), o bien en presencia de vapor de agua del hidrato CuSO4.5H2O será medida por la del vapor de agua de ambiente que equilibre a la presion de vapor de agua del hidrato 5 agua, en presencia del hidrato inmediato CuSO4.3H2O; y la del hidrato CuSO4.H2O seria la del vapor de agua que equilibre a la presión de dicho hidrato en presencia de CuSO4 anhidro.

Cuando un hidrato expuesto al aire se trasforma en otro menos rico en agua, o en la forma anhidra, cubriéndose generalmente de polvo blanco con aspecto de diminutas flores blancas, se dice que el hidrato se eflorece, y al fenómeno se llama eflorescencia (del latín efflorescere, efflorescens = eflorescente).Eflorescencias que podemos observar en sales de nuestro laboratorios, en ciertos muros húmedos , etc.

La pérdida de agua por causa de eflorescencia está relacionada con la presión de vapor de agua del hidrato y con el estado de humedad del ambiente: así en el aire saturado de humedad a unos 20 grados existe presión del vapor de 15.48 mm; como que en general, la presion efectiva es de unos 2/3, se obtiene la presión de 10.3 mm .

Siempre que la presión del vapor de agua del hidrato a la temperatura en que se encuentre sobrepase esa presión del vapor acuoso del ambiente, se producirá eflorescencia; originándose en su superficie un hidrato inferior o bien la forma

anhidra. El CuSO4. 5H2O, a 25 grados tiene una presión de vapor acuoso de 5.1 mm; por tanto no se producirá eflorescencia, conservándose el hidrato como tal pentahidratado. Pero, si se calienta el hidrato, aumenta la presión de vapor de su agua de cristalización, y se efloresce convirtiéndose sucesivamente en los hidratos inferiores. Manteniendo a 50 grados posee un presión de 45mm y la totalidad del pentahidrato se deshidrata, formándose primero el trihidrato con presión de 30mm, y por ser, también, dicha presión superior a la del ambiente, continua deshidratándose con eflorescencia, convirtiéndose en el monohidrato, con presión de vapor de 4.5mm,y cesa la florescencia.

Cristalización.La operación de cristalización es aquella por media de la cual se separa un componente de una solución liquida transfiriéndolo a la fase sólida en forma de cristales que precipitan. Es una operación necesaria para todo producto químico que se presenta comercialmente en forma de polvos o cristales, ya sea el azúcar o sacarosa, la sal común o cloruro de sodio.La cristalización es importante como proceso industrial por los diferentes materiales que son y pueden ser comercializados en forma de cristales. Su empleo tan difundido se debe probablemente a la gran pureza y la forma atractiva del producto químico sólido, que se puede obtener a partir de soluciones relativamente impuras en un solo paso de procesamiento. En términos de los requerimientos de energía, la cristalización requiere mucho menos para la separación que lo que requiere la destilación y otros métodos de purificación utilizados comúnmente. Además se puede realizar a temperaturas relativamente bajas y a una escala que varía desde unos cuantos gramos hasta miles de toneladas diarias. La cristalización se puede realizar a partir de un vapor, una fusión o una solución. La mayor parte de las aplicaciones industriales de la operación incluyen la cristalización a partir de soluciones. Sin embargo, la solidificación cristalina de los metales es básicamente un proceso de cristalización y se ha desarrollado gran cantidad de teoría en relación con la cristalización de los metales.La cristalización consiste en la formación de partículas sólidas en el seno de una fase homogénea.Las partículas se pueden formar en una fase gaseosa como en el caso de la nueve, mediante solidificación a partir de un líquido como en la congelación de agua para formar hielo o en la manufactura de monocristales, o bien por cristalización de soluciones líquidas.Se puede decir que la cristalización es un arte, dando a entender que la realidad técnica es sobrepasada en ocasiones por todos los factores empíricos que están involucrados en la operación.Estos sistemas geométricos son constantes para los cristales del mismo

compuesto químico, independientemente de su tamaño. Los cristales son la forma más pura de la materia, su bien sucede que precipitan simultáneamente cristales de varias sustancias formando soluciones sólidas de varios colores como son los minerales como el mármol veteado, el jade, onix, turquesas, etc., en los cuales cada color es de cristales de una sal diferente. Sin embargo cuando cristaliza solamente un solo compuesto químico, los cristales son 100% puros.Además de su forma geométrica, los cristales son caracterizados por su densidad, su índice de refracción, color y dureza.Tipo de cristales.Un cristal puede ser definido como un sólido compuesto de átomos arreglados en orden, en un modelo de tipo repetitivo. La distancia interatómica en un cristal de cualquier material definido es constante y es una característica del material. Debido a que el patrón o arreglo de los átomos es repetido en todas direcciones, existen restricciones definidas en el tipo de simetría que el cristal posee.La forma geométrica de los cristales es una de las características de cada sal pura o compuesto químico, por lo que la ciencia que estudia los cristales en general, la cristalografía, los ha clasificado en siete sistemas universales de cristalización:Sistema Cúbico. Las sustancias que cristalizan bajo este sistema forman cristales de forma cúbica, los cuales se pueden definir como cuerpos en el espacio que manifiestan tres ejes en ángulo recto, con “segmentos”, “látices”, ó aristas” de igual magnitud, que forman seis caras o lados del cubo. A esta familia pertenecen los cristales de oro, plata, diamante, cloruro de sodio, etc.Sistema Tetragonal. Estos cristales forman cuerpos con tres ejes en el espacio en ángulo recto, con dos de sus segmentos de igual magnitud, hexaedros con cuatro caras iguales, representados por los cristales de óxido de estaño.Sistema Ortorrómbico. Presentan tres ejes en ángulo recto pero ninguno de sus lados o segmentos son iguales, formando hexaedros con tres pares de caras iguales pero diferentes entre par y par, representados por los cristales de azufre, nitrato de potasio, sulfato de bario, etc.Sistema Monoclínico. Presentan tres ejes en el espacio, pero sólo dos en ángulo recto, con ningún segmento igual, como es el caso del bórax y de la sacarosa.Sistema Triclínico. Presentan tres ejes en el espacio, ninguno en ángulo recto, con ningún segmento igual, formando cristales ahusados como agujas, como es el caso de la cafeína.Sistema Hexagonal. Presentan cuatro ejes en el espacio, tres de los cuales son coplanares en ángulo de 60°, formando un hexágono bencénico y el cuarto en ángulo recto, como son los cristales de zinc, cuarzo, magnesio, cadmio, etc.Sistema Romboédrico. Presentan tres ejes de similar ángulo entre sí, pero ninguno es recto, y segmentos iguales, como son los cristales de arsénico, bismuto y carbonato de calcio y mármol.

Objetivo: Comprobarla ley de conservación de la masa a través del experimento de obtención de sulfato de cobre pentahidratado partiendo de 1g de cobre por medio de cristalización, realizando reacciones sucesivas manteniendo una relación de masa.

Hipótesis: En cada reacción la masa total de los reactivos será igual a la masa total de los productos debido a la ley de la conservación de la masa, el reactivo limitante es el que estequimetricamente limitara la cantidad de producto que se forme en la reacción.

Diseño experimental:

Variables independientes

Cantidad de reactivos que reaccionen a partir de 1g de cobre Cantidad de productos obtenidos Cantidad de reactivo limítate y en exceso Cantidad tamaño de cristales de sulfato de cobre pentahidratado que se

forma Rendimiento de la reacción

Variables dependientes

Masa del cobre a utilizar Pureza del HNO3 Cantidad de HNO3 diluido en agua Tiempo en que se calienta el CuNO3 Cantidad de NaHCO en la solución en exceso Pureza del H2SO4 Cantidad de H2SO4 que se diluye en agua Temperatura usada para calentar la solución de CuSO4 Tiempo que se deja enfriar y cristalizar el CuSO4 a temperatura ambiente.

Material

Vasos de precipitado de 250ml Matraz Erlenmeyer 250

Equipo

- Balanza analítica

- Parrilla eléctrica

- Estufa

- Campana de extracción

Reactivos

- H2O

- HNO3

- H2SO4

Embudo Termómetro Probeta graduada Pipeta Gotero Pizeta Espátula Papel filtro Soporte universal Frascos de distintos tamaños Papel glis Vaso de uncel Aro de metal

Procedimiento experimental

Previamente de realizar el procedimiento se llevara a cabo un análisis estequiometrico de cada reacción a realizar, para saber las cantidades a utilizar en el experimento

Primera reacción

En la campana de extracción se preparara una solución de 4.3ml de HNO3 con 15ml de agua aproximadamente, tomando el acido con ayuda de un gotero o pipeta.

Se agregara posteriormente el gramo de cobre pulverizado, todo esto igualmente en la campana de extracción

Esta solución se dejara reaccionar completamente y se guardara en la gaveta previamente tapando el vaso de precipitados para realizar la reacción siguiente, en caso de haber cobre sin reaccionar se añadirá 1ml mas de HNO3 hasta que este reaccione por completo

Segunda reacción

Para esta reacción primeramente se realizara una solución saturada con 10ml de agua y 4g de NaHCO3 en otro vaso de precipitados de 250ml

Si es necesario filtrar con ayuda de un embudo y un papel filtro doblado el Cu(NO3)2 si este tiene impurezas para pasar al siguiente paso.

Se preparara un baño maria improvisado colocando un recipiente de peltre con agua en la estufa de calentamiento, el vaso de precipitados que contiene nuestra solución de Cu(NO3)2 (ya completa la reacción) se colocara con cuidado en este baño.

Equipo

- Balanza analítica

- Parrilla eléctrica

- Estufa

- Campana de extracción

Reactivos

- H2O

- HNO3

- H2SO4

Soluciones

- HNO3 1:1

- H2SO4 1:4

- Solución saturada

Con cuidado y poco a poco ir agregando la solución saturada de NaHCO3 con ayuda de un agitador, ya vertida completamente se moverá la solución con el agitador para acabar con la efervescencia que se presentara. Se debe tener cuidado de no perder masa en esta reacción

Seguir moviendo con el agitador hasta que la solución vaya presentando un precipitado verdoso

En seguida se quitara del calentamiento y se dejara enfriar a temperatura ambiente para que precipite bien, esto se notara cuando el agua madre sea de un color transparente limpio.

Ya entonces se preparara un embudo y un papel filtro doblado perfectamente para poder filtrar nuestro precipitado, primeramente decantando el agua madre y después se enjuagara el precipitado con 3ml de agua para poderlo filtrar

Se guardara nuestro filtrado esperando a que seque un poco

Tercera reacción

En esta reacción se preparara en la campana de extracción con una probeta graduada una solución agregando 3ml de H2SO4 con un gotero y 15ml de agua destilada

Posteriormente se preparara un soporte universal con un aro metálico y un vaso de precipitados y en el aro colocar el embudo

Colocar nuestro filtrado con todo y papel filtro en el embudo y verter poco a poco nuestra solución de H2SO4 para que reaccione y se forme sulfato de cobre y este quede en nuestro vaso de precipitados, este será de color azul intenso

En seguida se calentara nuestro sulfato de cobre en la parrilla de calentamiento procurando tener una temperatura constante de 60°C hasta que se consuman 2/3 del agua de nuestra reacción

En seguida de haberse consumido el agua quitar de calentamiento y tapar nuestro vaso de precipitados luego colocarlo en un vaso grande de unicel previamente colocado en la estufa unos minutos, taparlo y embolsarlo, esto se hará para procurar no perder temperatura y que se enfrié lentamente a temperatura ambiente

Si todo salió bien al dejar enfriar por unas 24 horas aproximadamente, se formaran unos cristales color azul intenso de CuSO4*5H2O.

Se dejaran secar a temperatura ambiente y con ayuda de papel glis se pesaran en una balanza analítica para comprobar el rendimiento de la reacción.

Resultados

PESOS MOLECULARES:Cu: 63.546HNO3: 63.0128Cu(NO3)2: 187.5558H2O: 18.02NO2: 46.01NaHCO3: 84.0066CuCO3: 123.5553NaNO3: 84.9946CO2: 44.0095H2SO4: 98.0784CuSO4: 159.6086CuSO4*5H2O249.7086

1- Cu + 4 HNO3 ------ > Cu(NO3)2 + 2NO + 2H2O

63.546g Cu ------ > 252.05g HNO31g Cu ------ > 3.96g HNO3

63.546g Cu ------ > 187.5558g Cu(NO3)21g Cu ------ > 2.9551g Cu(NO3)2

63.546g Cu ------ > 36.042g H2O1g Cu ------ >0.5671g H2O

63.546g Cu ------ > 92.02g 2NO21g Cu ------ > 1.4480g 2NO2

N1 =1/63.546=0.0157 LIMITANTE CuN2 =3.96/63.0128=0.062844 EXCESO HNO3Moles en exceso = 0.0628 – 0.0157 = 0.0471

Volumen de HNO3 a utilizarD = 1.40 g/ml Pureza: 66%V = 3.96 / 1.40g =2.82852.8265ml ------ > 100%4.2857 ------ >60%

2- Cu(NO3)2 + 2NaHCO3 ------ > CuCO3 + 2NaNO3 + CO2 + H2O

187.5558 Cu(NO3)2 ------ > 168.01322g NaHCO32.9517g Cu(NO3)2 ------ > 2.6444g NaHCO3

187.5558 Cu(NO3)2 ------ > 123.5553g CuCO32.9517g Cu(NO3)2 ------ > 1.9444g CuCO3

187.5558 Cu(NO3)2 ------ > 169.9892g 2NaNO32.9517g Cu(NO3)2 ------ > 2.6752g 2NaNO3

187.5558 Cu(NO3)2 ------ > 44.0045g CO22.9517g Cu(NO3)2 ------ > 0.6926g CO2

187.5558 Cu(NO3)2 ------ > 18.02g H2O2.9517g Cu(NO3)2 ------ > 0.2836g H2O

N1 = 2.9517/187.5558 = 0.0157 LIMITANTE Cu(NO3)2N2 = 2.6444/84.0066 = 0.03147 EXCESO NaHCO3Moles en exceso = 0.03147 - .0157 = 0.0157

3- CuCO3 + H2SO4 ------ > CuSO4 + CO2 + H2O

123.5549g CuCO3 ------ > 98.0784g H2SO41.9487g CuCO3 ------ > 1.5468g H2SO4

123.5549g CuCO3 ------ > 159.6086g CuSO41.9487g CuCO3 ------ > 2.5173g CuSO4

123.5549g CuCO3 ------ > 44.0045g CO21.9487g CuCO3 ------ > 0.6941g CO2

123.5549g CuCO3 ------ > 18.02g H2O1.9487g CuCO3 ------ > 0.2842g H2O

N1 = 1.9487/123.5549 = 0.0157 CuCO3N2 = 1.5468/ 98.0784 = 0.0157 H2SO4NO HAY REACTIVO LIMITANTE N EN EXCESO!!

4- CuSO4 + 5H2O ------ > CuSO4*5H2O

159.6086g CuSO4 ------ > 90.1g 5H2O2.5173g CuSO4 ------ > 1.9210g 5H2O

159.6086g CuSO4 ------ > 249.7086g CuSO4*5H2O2.5173g CuSO4 ------ > 3.9383g CuSO4*5H2O RENDIMIENTO

Rendimiento porcentual = 3.057g/3.9383g x 100% = 77.62%

El porcentaje de error fue = 3.9383 – 3.057/3.057 x 100% = 22.38%

Análisis de resultados

En las reacciones sucesivas realizadas se comprobó teóricamente cuales eran los reactivos limitantes y en exceso, el cobre metálico fue limitante desde la primera reacción, los reactivos en exceso fueron HNO3, NaHCO3 y H2SO4. Experimentalmente hubo fallos en nuestro experimento ya que es inevitable las perdidas en los traslados de vasos de precipitado o al agregar la solución saturada al CuNO3, que en nuestro caso fue ahí notoriamente ya que se desparramo un poco por la efervescencia. Todos estos factores evitaron que el rendimiento de la reacción fuera del 100% y por ende el rendimiento teórico no coincidiera con el rendimiento real.

Conclusiones

Experimentalmente por los errores que hubo al realizar el experimento, nos e pudo comprobar la ley de la conservación de las masas debido a que nuestro rendimiento porcentual no fue el 100 % , lograr esto se dio un tanto complicado ya que en cada reacción se perdía un poco de reactivo limitante (Cu) además que era una mínima cantidad de este que fue 1g, no obstante los resultados de la cristalización fueron satisfactorios y tuvimos un rendimiento regular.

Bibliografía:

BARGALLO Modesto, et al. “Tratado de química inorgánica” 2da. Edición. Ed. Porrua S.A. Mexico 1972. Pags 1153

Kenneth W, Larry Peck, George G, Stanley. Quimica 8ª ed. Editorial Cengage Learning.

Mexico 2008: 378-392Laider J. Cinetica de reacciones 1ª ed. Editorial Alhambra. Madrid 1972: 25-31