espero comentarios que me ayuden con este trabajo de investigacion, gracias

1. 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.

2. III. FUNDAMENTO TEORICO
3.1PROPIEDADES 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 + 4H2O
Cu + 2H2SO4 → Cu+2
+ SO2 + 2H2O
Cu + HCl → CuCl2 + H2 (Reacción de simple desplazamiento)
3.1.1 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.
3.1.1.1 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 + H2O
Cuando se disuelve en ácido clorhídrico concentrado se forma el ion complejo
[CuCl2]−

3. 3.1.2 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
3.1.2.1 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
3.1.2.2 Oxido de cobre (II)
Solido negro insoluble (CuO) el óxido de cobre (II) es soluble en ácidos diluidos
formando disoluciones azules de sales cúpricas.
3.1.2.3 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.
3.1.3 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.

4. 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 CUALITATIVO
SEMANA 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.

5. 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.

6. A.2 cobre más ácido clorhídrico (6 M)
Cu + HCl(6 M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 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

7. 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

8. A.3 cobre más ácido clorhídrico (13 M)
Cu + HCl(13 M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 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

9. 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.

10. A.4 Análisis cuantitativo de la reacción Cu y HCl
Reacción:
Cu + HCl → CuCl2 + H2 (Reacción de simple desplazamiento)
En solución:
2H+
+ Cu → H2(g) + Cu+2
 Verificamos si esta reacción es endotérmica o exotérmica:
∆Hr
o
= ∆H0(H2) + ∆Ho( 𝐶𝑢+2) − 2∆Ho( 𝐻+)− ∆𝐻 𝑜
(𝐶𝑢)
∆𝐻𝑟
𝑜
= 0 + 64.77 − 2(0)− 0
∆Hr
o
= +64.77 KJmol−1
(Una reacción endotérmica)
 Verificamos si la reacción es espontanea o no:
∆Gr
o
= ∆G0(H2) + ∆Go(Cu+2) − 2∆Go(H+)− ∆Go
(Cu)
∆𝐺𝑟
𝑜
= 0 + 65.49 − 2(0)− 0
∆Gr
o
= 65.49KJmol−1
(La reacción no es espontanea en el sentido establecido)
∆𝐺𝑟
𝑂
> 0 (Favorece la formación de reactivos)

11. B. Reacción del cobre con ácido sulfúrico (H2SO4)
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

12. 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.

13. B.2 cobre más ácido sulfúrico (6 M)
Cu + H2SO4(6 M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 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).

14. 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)

15. B.3 cobre más ácido sulfúrico (13M)
Cu + H2SO4(13M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 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.

16. 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

17. B.4 Análisis termodinamico de la reacción Cu y H2SO4
Reacción:
Cu + H2SO4 → CuO + SO2 + H2O
 Verificamos si esta reacción es endotérmica o exotérmica:
∆Hr
o
= ∆H0(H2O) + ∆Ho(CuO)+ ∆H0(SO2) − ∆Ho(H2SO4) − ∆Ho
(Cu)
∆𝐻𝑟
𝑜
= −285.83 − 157.3 − 296.83 − (−813.99)− 0
∆Hr
o
= +74.03KJmol−1
(Una reacción endotérmica)
 Verificamos si la reacción es espontanea o no:
∆Gr
o
= ∆G0(H2 𝑂) + ∆Go(CuO) + ∆G0(SO2) − ∆Go( 𝐻2 𝑆𝑂4) − ∆Go
(Cu)
∆𝐺𝑟
𝑜
= −287.13 − 129.7 − 300.19 + 744.53
∆Gr
o
= 27.51KJmol−1
(La reacción no es espontanea en el sentido establecido)
∆𝐺𝑟
𝑂
> 0 (Favorece la formación de reactivos)
SEMANA 6:
 No se observa ningún cambio, la
solución tiene las mismas
características de la última toma

18. C. Reacción del cobre con ácido nítrico(HNO3)
C.1 cobre más ácido nítrico (0.1M)
Cu + HNO3( 0.1M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 1:
 No se observa ningún cambio el
cobre se mantiene con su mismo
color y brillo.
SEMANA 2:
 No se observa ningún cambio

19. SEMANA 3:
 No se observa ningún cambio
SEMANA 4:
 No se observa ningún cambio
SEMANA 5:
 No se observa ningún cambio

20. C.2 cobre más ácido nítrico (6M)
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.
Cu + HNO3( 6M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 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

21. 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

22. 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

23. C.3 cobre más ácido nítrico (13M)
Cu + HNO3( 13M) OBSERVACION Y ANALISIS CUALITATIVO
SEMANA 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

24. 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

25. C.4 Análisis termodinamico de la reacción Cu y HNO3
Reacción:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu+2
+ 6NO3
−
+ 2NO + 4H2O
 Verificamos si esta reacción es endotérmica o exotérmica:
∆Hr
o
= 3∆H0( 𝐶𝑢+2) + 6∆Ho( 𝑁𝑂3
−)+ 2∆Ho(NO)+ 4∆𝐻 𝑜( 𝐻2 𝑂) − 3∆H0(Cu)
− 8∆H0( 𝐻𝑁𝑂3)
∆𝐻𝑟
𝑜
= 3(64.77)+ 6(−205)+ 2(90.25)+ 4(−285.83)− 3(0) − 8(−174.10)
∆Hr
o
= −891.54 KJmol−1
(Una reacción exotérmica)
 Verificamos si la reacción es espontanea o no:
∆Gr
o
= 3∆G0( 𝐶𝑢+2) + 6∆𝐺o( 𝑁𝑂3
−) + 2∆Go(NO) + 4∆𝐺 𝑜( 𝐻2 𝑂) − 3∆G0(Cu)
− 8∆G0( 𝐻𝑁𝑂3)
∆𝐺𝑟
𝑜
= 3(65.49)+ 6(−108.74)+ 2(86.55)+ 4(−237.13)− 3(0) − 8(−80.71)
∆Gr
o
= −585.71KJmol−1
(La reacción es espontanea)
∆𝐺𝑟
𝑂
< 0 (Favorece la formación de productos)

26. 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 ( ∆Hr
o
= +64.77 KJmol−1
)
y ∆𝐺𝑟
𝑂
> 0 indicando que la reacción tiende a la formación de reactantes
 Reacciones Cu y H2SO4
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)

27. 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 ( ∆Hr
o
= +74.03 KJmol−1
)
y ∆𝐺𝑟
𝑂
> 0 indicando que la reacción tiende a la formación de reactantes.
 Reacciones Cu y HNO3
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

28.  La reacción HNO3 y Cu es una reacción exotérmica ( ∆Hr
o
=
−891.54 KJmol−1
) y ∆𝐺𝑟
𝑂
< 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