El cobre con el ácido nítrico. Una reacción química muy didáctica

 

Os presento aquí una reacción química bien conocida pero muy interesante desde el punto de vista didáctico que he utilizado en clase en muchas ocasiones como experiencia de cátedra para ilustrar qué es el cambio químico, los factores que le afectan y los principales conceptos que vamos a necesitar para su estudio.

Se trata de la disolución del cobre metálico al ser atacado por ácido nítrico concentrado. Aquí sucede todo lo que se le puede pedir a un buen “experimento” de laboratorio: Es una reacción espontánea, rápida, desprende calor y burbujas de gas y hay espectaculares cambios de color. Si a esto le añadimos la parafernalia de las medidas de seguridad y el manejo de sustancias peligrosas, todo realizado bajo control del profesor, entonces tendremos asegurada la atención y el asombro de la audiencia.

En la imagen se puede apreciar el aspecto del sistema reaccionante. En los siguientes enlaces se puede ver cómo transcurre la reacción en dos versiones: una sencilla y otra más sofisticada. Video-1,  Video-2 

 

imagen: TES Teach lessons

Procedimiento y descripción de la reacción

En un recipiente de vidrio de laboratorio, preferiblemente un matraz erlenmeyer, se introducen unos pocos gramos de cobre metal. Podemos usar un pequeño fragmento de tubería de calefacción, cables eléctricos pelados o una pequeña moneda de cobre (los céntimos de euro no valen, no son de cobre, compruébalo aquí).

A continuación se vierte con cuidado en el matraz el ácido nítrico concentrado directamente de su botella (ácido nítrico comercial al 70%) en cantidad suficiente para que cubra todo el cobre, llenando de uno a dos centímetros del fondo del matraz.

La reacción sucede inmediatamente. Lentamente al principio, pero cada vez más rápida; burbujeando un gas pardo rojizo (dióxido de nitrógeno, NO₂) que acaba llenando el matraz y saliendo al exterior, y pasando el líquido de incoloro a un intenso color verde azulado a medida que el cobre se va consumiendo. También se puede observar cómo el recipiente está cada vez más caliente.

Cuando la reacción empieza a transcurrir de forma un poco descontrolada, está demasiado caliente y el dióxido de nitrógeno emitido al exterior empieza a ser demasiado abundante, es recomendable moderarla introduciendo agua abundante con un frasco lavador. Podremos observar entonces no sólo como la emisión de NO₂ se reduce drásticamente sino también cómo el color de la disolución baja de intensidad y cambia de una tonalidad verde a otra azul.

Finalmente dejaremos que la reacción prosiga lentamente en un lugar seguro y ventilado hasta que finalmente desaparezca todo el cobre, se haya dispersado todo el dióxido de nitrógeno y no quede en el matraz más que una limpia disolución azul.

 

Precauciones que se deben tomar

Los reactivos y productos de esta reacción son potencialmente peligrosos. El ácido nítrico concentrado es corrosivo, el dióxido de nitrógeno es tóxico y el nitrato de cobre es comburente y nocivo para el medio ambiente; por lo que es importante hacer la reacción observando las  adecuadas medidas de seguridad.

• La reacción la debe realizar el profesor, no permitir que los alumnos manipulen nada en esta experiencia.

• Usar bata, gafas protectoras y guantes

• Evitar la inhalación del gas, así como posibles salpicaduras, derrames o calentamiento excesivo.

• Realizar la experiencia en una campana de gases o en un espacio bien ventilado con la corriente del aire hacia el exterior, o tras el cristal de una ventana. Lo mismo para dejar el matraz después de dar por finalizado el experimento.

 

¿Qué es lo que ha sucedido?

Cuando el cobre metálico (Cu) entra en contacto con la disolución concentrada de ácido nítrico (HNO₃), ocurre una reacción redox. El cobre se oxida y el nitrógeno de parte del ácido nítrico se reduce mientras tiene lugar la reacción según la siguiente ecuación química:

Cu (s) + 4 HNO₃ (conc)  --->  Cu(NO₃)₂ (aq) +  2 NO₂ (g) +  H₂O (l)

En ella se ha indicado el estado de agregación en la que aparece cada sustancia así como el color que presenta.

El cobre es el reactivo limitante sólido que se consume hasta desaparecer. Para que esto sea así es preciso que haya inicialmente más de 5 mL de disolución concentrada de ácido nítrico por cada gramo de cobre.

El dióxido de nitrógeno (NO₂) es el gas nocivo de color pardo que burbujea en la superficie del cobre y se desprende al exterior. Al ser más denso que el aire tiende a acumularse en el matraz y a descender en cuanto sale por su boca.

El otro producto de la reacción es el nitrato de cobre(II) (Cu(NO₃)₂). Se trata de una oxisal que, dada su alta solubilidad, se mantiene en disolución y es responsable, debido al ion Cu²⁺, del color verde azulado que ésta presenta. En realidad el catión Cu²⁺ en disolución se encuentra formando varios hidratos complejos, cuya proporción depende de la concentración y la temperatura: [Cu(H₂O)₆]²⁺, [Cu(NO₃)(H₂O)₅]⁺, [Cu(NO₃)₂(H₂O)₄] . Esto explicaría la progresiva variación de tonalidad desde el verde al azul al diluir el  NO^3-, según abunden más o menos los complejos que incluyen al nitrato como ligando.

La bonita disolución azul final que habremos obtenido está formada por agua (disolvente), nitrato de cobre(II) disuelto en sus diferentes formas y el ácido nítrico sobrante del exceso inicial.

¡Ah!, y que a nadie se le ocurra, como a mí, decir eso de …”y ahora dejamos esta disolución en un cristalizador hasta que se evapore el líquido y así obtendremos cristalizado el nitrato de cobre(II)”. ¿Qué por qué?, pues sencillamente porque ¡no va a cristalizar en la vida!. La explicación la dejamos pendiente para la próxima entrada.

 

Aspectos de las reacciones químicas que se muestran con esta experiencia

La reacción de la que hablamos puede servir como elemento motivador para introducir  muchos de los conceptos que se manejan a la hora de estudiar las reacciones químicas, veamos algunos de ellos.

1.- Evidencia de un cambio químico.

Aquí se observan toda clase de sucesos que apuntan al hecho de que se está produciendo un cambio químico, que es aquel en  el que la composición química inicial y final del sistema es diferente. Hay desaparición de sustancias (reactivos), como el cobre, y aparición de otras nuevas (productos), como el dióxido de nitrógeno; hay cambios de fases, ya que desaparece un sólido y aparece un gas; también se observan cambios notables en la composición y propiedades de la mezcla, así la fase líquida cambia de color, el aire circundante también, se produce una fuerte elevación de la  temperatura y la disolución final es mucho más densa que la inicial.

2.- Ecuación química, ajuste y significado.

Se puede escribir la ecuación de la reacción, identificar reactivos y productos, relacionar sus fórmulas con sus nombres y ajustar los coeficientes por tanteo, haciendo hincapié en el consumo de reactivos y la aparición de productos guardando  proporciones definidas  y la conservación de los átomos durante el proceso.

3.- Velocidad de reacción y factores de los que depende.

El concepto de velocidad de la reacción se puede comprender fácilmente en este caso como la rapidez con la que se genera el gas pardo NO₂. En cuanto a los factores que influyen en la velocidad, se aprecia claramente cómo se acelera la reacción a medida que va aumentando la temperatura y cómo se ralentiza al diluir con agua, disminuyendo  así la concentración de uno de los reactivos, el ácido nítrico.

4.- Calor de reacción y espontaneidad.

La reacción es espontánea, pues se da en el sentido descrito y no en el contrario, y además sin necesidad de aportar energía adicional, de lo que se deduce que su energía de activación ha de ser muy baja. Por otra parte la reacción es fuertemente exotérmica, tiene un calor de reacción elevado, lo que explica la rápida elevación de la temperatura del matraz.

5.- Reacciones redox: ajuste y características.

Finalmente, en otro nivel, se puede aprovechar esta experiencia para explicar en qué consiste una reacción química redox, identificar qué sustancias son el oxidante y el reductor, escribir los semipares de oxiadción y reducción y proceder al ajuste de la ecuación. En este caso el nitrato disociado del ácido es el oxidante  y el cobre es el reductor, teniendo lugar  las semireacciones siguientes:

Oxidación: Cu ---> Cu²⁺ + 2e^-

Reducción: 2 * ( H+ +NO₃^- + e^- ---> NO₂ + H₂O )

que conducen a la ecuación global ajustada, con un intercambio de 2 electrones que cede un átomo de cobre a dos átomos de nitrógeno:

Cu + 4 HNO₃  --->  Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O