El documento describe el ciclo del cobre, que consiste en una serie de reacciones químicas redox para oxidar el cobre con ácido nítrico, disolverlo, y luego recuperarlo mediante la reducción del cobre con zinc, resultando en cobre metálico. El proceso involucra el uso de ácidos, bases y metales para lograr las oxidaciones y reducciones necesarias a través de las reacciones químicas.

1. 1
UNIVERSIDAD DEL QUINDIO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS Y TEGNOLOGIAS
PROGRAMA DE QUIMICA
QUIMICA INORGANICA 1
CICLO DEL COBRE
Carlos Alberto Toro Gómez y Sebastian Perdomo Fonseca
RESUMEN
El ciclo del cobre consiste en una serie de reacciones químicas, Redox, en los cuales tras
oxidar el cobre en ácido nítrico y disolverlo se procede a recuperarlo. Se recurren a
diferentes ácidos, bases y metales por tal de conseguir las oxidaciones y reacciones
necesarias, tras esta se recupera el cobre metálico en donde se inicia un estudio del
rendimiento para valorar la funcionalidad de este procedimiento químico.
Palabras claves: ácido nítrico, ácido sulfúrico, cobre, reacción exotérmica, zinc
ABSTRACT
The copper cycle consists of a series of chemical reactions, Redox, in which after oxidizing
the copper in nitric acid and dissolved is come to recover. Is necessary use different acids,
bases and metals to get oxidations and reductions enough for the process, after this, metallic
copper is recovered and we can do a study about the yield and to evaluate the functionality
of this chemical process.
Key words: nitric acid, sulphuric acid, copper, exothermic reaction, zinc
Introducción
Para el desarrollo de la práctica se ponen
en uso principios como las reacciones
Redox y el potencial de reducción para
comprender la reacción entre ácidos y
metales.
Las reacciones Redox son aquellas
reacciones químicas donde se ve
implicada una transmisión de electrones
entre los reactivos provocando cambios
en sus estados de oxidación, así pues el
reactivo aceptador de electrones se
denomina agente oxidante, el reactivo
donador de electrones se le denomina
agente reductor. Cuando un agente
reductor cede electrones al medio, se
convierte en un elemento oxidado
(aumenta su estado de oxidación),
paralelamente, se dice que, cuando un
agente oxidante capta electrones del
medio, este se convierte en un elemento
reducido (disminuye su estado de
oxidación). Cuando una especie puede

2. 2
oxidarse, y a la vez reducirse, se le
denomina anfolito, y al proceso de la
oxidación-reducción de esta especie se le
llama anfolización.
Para dar explicación al fenómeno por el
cual algunos metales no reaccionan,
aparentemente, a algunos ácidos comunes
(como los ácidos: clorhídrico, nítrico y
sulfúrico) se recurre a los potenciales de
reducción de cada elemento, por tal de
calcular su potencial expresada en voltios,
esto nos aporta la información sobre la
reacción, diciéndonos sobre su
espontaneidad, esto se basa en el mismo
principio de oxidación y reducción.
Cuando el agente reductor no es lo
suficientemente fuerte, el agente oxidante
no se reduce, con lo cual no se observa
reacción, por lo tanto es necesario la
aportación de energía para que la reacción
sea posible. El uso de las reacciones
Redox nos posibilitan recuperar el cobre,
reduciéndolo a cobre metálico y
precipitando.
METODO
Ciclo del cobre, en esta ocasión, se nos
entregó una lámina de cobre cuyo peso es
desconocido. Esta práctica consistió en
una secuencia de pasos a realizar, en
primer lugar se introdujo la lámina en un
beaker, se le añadieron unas gotas de
ácido nítrico concentrado hasta completa
oxidación del cobre donde se disuelve de
esta manera sucede la primera reacción
(Reacción 1), en la cual ocurre una
oxidación del metal, esta reacción es
exotérmica, se observó la formación de
gases de color anaranjado rojizo, este es
el resultado del gas de dióxido de
nitrógeno y en la solución queda
contenido nitrato de cobre (II).
Para enfriar la muestra se depositó el
beaker en otro con hielo para facilitar así
el enfriamiento, seguidamente se añadió
unas gotas de hidróxido de sodio, hasta
que se observó toda la formación de un
precipitado azul (Reacción 2).
El precipitado se procedió a calentar de
manera continua hasta que el precipitado
se torne a un color negruzco,
posteriormente se introduce el sólido en
un tubo para poder realizar su respectiva
centrifugación. Habiendo centrifugado se
lavó 3 veces para así eliminar otros iones
presentes en la solución.
A la hora de agregar el ácido sulfúrico la
solución se tornó color azul claro, en esta
reacción se presenta la formación de
sulfato cúprico y agua.
Al agregar zinc la reacción presentó una
reducción del cobre pasando al estado
sólido y de esta manera de obtuvo de
nuevo el cobre.
REACCIONES
(Reacción 1)
∎𝐶𝑢(𝑠) + 4𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞)
→ 𝐶𝑈(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞)
+ 2𝑁𝑂2(𝑔) + 𝐻2 𝑂
(Reacción 2)

3. 3
∎𝐶𝑈(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)
→ 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2(𝑠)
+ 2𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑞)
La anterior reacción se calienta para que,
según la teoría de choques, asegurar que
todo el nitrato de sobre entre en contacto
con todo el hidróxido de sodio,
asegurando la total reacción del mismo,
obteniendo de esta manera la máxima
cantidad de hidróxido de cobre en menos
tiempo. Así mismo, el aporte de energía
nos produce una compensación en la
entropía, ya que la reacción presenta una
disminución de la entropía, con lo cual,
para asegurar la espontaneidad (Energía
de Gibbs) es necesario aumentar la
temperatura del sistema, obedeciendo la
ecuación donde la espontaneidad del
sistema es proporcional a la diferencia
entre entalpía del sistema y la temperatura
por la entropía del sistema.
Posteriormente, tras la separación del
precipitado de la reacción 2, se obtiene,
mediante la adición de ácido sulfúrico, un
compuesto de sulfato de sobre (Reacción
3). La última reacción, en la cual se
reduce el cobre a cobre metálico, es una
reacción Redox. El zinc se oxida, es decir,
actúa como agente reductor, es el
encargado de reducir al cobre, el cual
torna a ser cobre metálico lo que deriva
en su precipitación (Reacción 4).
(Reacción 3)
∎𝐶𝑢(𝑂𝐻)2(𝑠)
𝐻2 𝑆𝑂4
→ 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂
(Reacción 4)
∎𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)
↔ 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠)
Si se usaran otros metales como el Fe, Pb,
Mg o Sn, es necesario su previa
evaluación:
Semirreacción Eº
Mg---Mg2+
+2.37
Zn---Zn2+
+0.76
Fe---Fe2+
+0.44
Sn---Sn2+
+0.14
Pb---Pb2+
+0.13
Cu2+
---Cu -0.15
Si partimos de la premisa que el cobre ha
de reducirse, significa que es el agente
oxidante, con lo cual ha de reaccionar con
un agente reductor. Los metales
propuestos son todos agentes reductores,
si calculamos el potencial de la reacción
por la siguiente ecuación:
𝐸º = 𝐸 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒 − 𝐸 𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟
Entonces, el potencial con los diferentes
metales sería:
Reacción Eº
Cu2+
+Mg 2.22
Cu2+
+Zn 0.61
Cu2+
+Fe 0.29
Cu2+
+Sn -0.01
Cu2+
+Pb -0.02
Siguiendo las observaciones calculadas,
podemos predecir que el Mg, el Zn y el
Fe son reacciones espontaneas, pero el Fe
es menos rápida que el Zn, con lo que
podría radicar con un menor rendimiento.
El Mg, en cambio, presenta un mayor

4. 4
potencial, es decir, la reacción es
espontánea y más veloz que la reacción
con Zn, con lo cual es una buena
alternativa.
Al evaluar los productos de la reacción, a
pesar de que el magnesio es más reactivo
y podría aumentar el rendimiento de
obtención del cobre, produce un agente
desecante, es decir, aumenta la
probabilidad que el sulfato de magnesio
absorba humedad y precipite junto al
cobre contaminándolo, y haciendo
necesario el uso de otros procedimientos
en los cuales aumentaría el riesgo de
pérdida del cobre, de esta manera el
aumento en el rendimiento se vería
reducido por la purificación del mismo.
El exceso de zinc se puede retirar
fácilmente añadiendo HCl.
Utilizando los principios químicos
anteriormente utilizados, podemos
explicar el fenómeno por el cual el HCl
no reacciona con el Cu pero sí con el Zn:
Semirreacción Eº
2H+
---H2 0.00
Zn--- Zn2+
+0.76
Cu --- Cu2+
-0.15
𝐸º = 𝐸 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎𝑛𝑡𝑒 − 𝐸 𝑅𝑒𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑟
Reacción Eº
H+
+Zn +0.76
H+
+Cu -0.15
Como se puede observar en el cálculo del
potencial, la única reacción espontánea es
aquella con Zn, esto explica que el cobre
no reaccione con el ácido clorhídrico.
Como última experiencia de la práctica,
se exponen algunos metales conocidos a
ácidos fuertes para observar lo que sucede
Fe
H2SO4 Disolución del metal.
Solución de color
amarillo, reacción lenta y
exotérmica.
HCl Disolución del metal.
Aparición de un
precipitado gris. Reacción
lenta y exotérmica.
HNO3 Disolución del metal,
presencia de un
precipitado marrón,
reacción lenta y
exotérmica que se acelera
al añadir agua.
Zn
H2SO4 Disolución del metal.
Liberación de gases de
hidrógeno, reacción lenta
y exotérmica que se ve
acelerada al añadir agua.
HCl Disolución del metal.
Liberación de gases de
hidrógeno. Reacción
exotérmica y rápida.
HNO3 Disolución del metal,
presencia de un
precipitado blanco,
reacción rápida y
exotérmica en la que se
liberan gases naranjas.
Cu
H2SO4 No reacciona.
HCl No reacciona.
HNO3 Disolución del metal,
solución de color azul,
aparición de gases naranja,
reacción rápida y

5. 5
exotérmica.
Las reacciones para las observaciones son
las siguientes:
∎3𝐻2 𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 2𝐹𝑒(𝑠)
= 𝐹𝑒2(𝑆𝑂4)3(𝑎𝑞) + 3𝐻2(𝑔)
∎6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 2𝐹𝑒(𝑠)
= 2𝐹𝑒𝐶𝑙3(𝑎𝑞) + 3𝐻2(𝑔)
∎10𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 8𝐹𝑒(𝑠)
= 8𝐹𝑒(𝑁𝑂3)(𝑠)
+ 𝑁𝐻4 𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂
∎𝐻2 𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)
= 𝑍𝑛(𝑆𝑂4)(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)
∎2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) = 𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)
∎2𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)
= 𝑍𝑛(𝑁𝑂3)(𝑠) + 𝑁𝑂2(𝑎𝑞)
+ 𝐻2 𝑂
∎𝐻2 𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) = 𝑁𝑜 ℎ𝑎𝑦 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
∎𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) = 𝑁𝑜 ℎ𝑎𝑦 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
∎8𝐻𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 3𝐶𝑢(𝑠)
= 3𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞)
+ 2𝑁𝑂(𝑔) + 4𝐻2 𝑂
La razón por la que el cobre no reacciona
ni con el ácido clorhídrico ni con el ácido
sulfúrico es debido a el potencial que
genera el metal y el ácido, siendo este
negativo, es decir, la reacción es
endotérmica, con lo cual, para observar la
reacción es necesario aportar la energía
necesaria para que se produzca la
reacción.
RESULTADOS
Tras la realización de la práctica, se
obtuvieron 0.034g de cobre a partir de
una lámina de 0.064g.
Para el cálculo del rendimiento partimos
de la fórmula:
𝑅𝑒𝑛. =
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑇𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑅𝑒𝑎𝑙
∗ 100
Con lo cual, el rendimiento fue de un
53.125%
Se tuvo una pérdida del 46.875%
DISCUSIÓNES
Con el rendimiento obtenido, llegamos a
la conclusión que los diferentes errores
durante el procedimiento fueron los
causantes.
En primer lugar, el beaker donde se
encontraba el precipitado de hidróxido de
cobre fue lavado posteriormente de
depositar el precipitado en un tubo de
ensayo para la centrifugación, con lo cual,
no se pudo recuperar el cobre que quedara
en el beaker y que se podría devuelto al
tubo con el agua del lavado.
En segundo lugar, al añadir el Zn, se
podría haber añadido agua de tal manera
de reducir la concentración del ácido
sulfúrico, con lo cual el equilibrio
químico hubiera favorecido la
precipitación del cobre, al evitar que se
reconvirtiera en sulfato de cobre.

6. 6
En tercer lugar, una vez filtrado la
solución con el precipitado de cobre
metálico, se desechó la disolución madre,
lo que evitó que continuáramos el
procedimiento de tal manera de recuperar
más cobre.
Y finalmente se añadieron partículas
demasiado grandes de Zn, el reactivo no
está bien pulverizado, con lo cual, si se
hubiera mejorado este factor, podríamos
haber controlado de mejor modo la
reacción al punto de conseguir mejorar el
rendimiento.
Esta práctica es sencilla, pero el cuidado
con las muestras y la limpieza del
material es importante. Si se consigue
controlar en todo momento el lugar de los
reactivos y cuidar la pérdida de estos
durante los diferentes procedimientos, y
sobretodo, aprovechar al máximo los
pocos restos que queden en el material en
los trasvases para los diferentes pasos,
evitan que aumente la pérdida.
Un factor relevante a considerar es pesar
la muestra. Tuvimos el cobre en un papel
de filtro en un horno a 80ºC durante 40
minutos, después, en una báscula
analítica, taramos un vidrio reloj en el
cual fuimos depositando todo el cobre
evitando dañar el filtro para que no se
desprendiera junto al cobre. Este
procedimiento en erróneo ya que no tan
solo se corre el riesgo de que el propio
papel de filtro caiga junto al cobre, sino
que parte de este queda atrapado en el
filtro, creando una mayor pérdida de la
muestra.
Otro factor a tener en cuenta, son los
errores al momento de utilizar la balanza,
que se controlan fácilmente:
Soluciones
Colocar la carga en el centro del plato
Aclimatar la muestra
Poner un agente desecante en la cámara
de pesada
Utilizar un recipiente con tapa
Evitar las corrientes de aire
CONCLUSIONES
La funcionalidad del procedimiento
seguido en el ciclo del cobre por tal de
recuperarlo a partir de una disolución de
nitrato de cobre, es bastante efectiva, es
necesario recurrir a un material más
adecuado para realizarlo pero a pesar de
esto se puede alcanzar un buen
rendimiento de la reacción.
Nuestros resultados no sustentan lo
anteriormente dicho, pero la observación
de otros resultados durante la práctica o la
propia aceptación de los errores
cometidos, si no hacen suponer que se
puede optimizar el procedo para lograr un
gran porcentaje de rendimiento.
Se ven cumplidos los objetivos de la
práctica, siendo estos el recuperar el
cobre metálico a partir de una disolución
de nitrato de cobre y la observación de los
fenómenos como las reacciones entre
ácidos y metales para darles explicación.

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BIBLIOGRAFIA
Boltzmann, Ludwig (1986). Escritos de mecánica y termodinámica. Alianza Editorial
Chang, Raymond (2007). «Electroquímica». Química (Novena Edición edición). McGraw
Hill. p. 1100.
Ebbing, Darrell D. and Gammon, Steven D. General Chemistry (2007)