El agua destilada se utiliza como medio con pocas sales disueltas, el sulfato cúprico aporta iones de cobre(II), el hidróxido sódico permite formar y transformar precipitados de hidróxido cúprico, y el reactivo de Lugol sirve, entre otras aplicaciones, para identificar almidón y estudiar reacciones redox.
La combinación de estos reactivos permite observar cambios de color, precipitación, redisolución, deshidratación, formación de complejos y transformaciones de oxidación-reducción. En todos los casos deben considerarse las propiedades corrosivas del hidróxido de sodio, la toxicidad potencial de las sales de cobre y la necesidad de gestionar correctamente los residuos.
Agua destilada: medio de trabajo y comparación con otras aguas
Ya hemos visto que el agua pura o agua destilada, en la que sólo encontramos dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, es difícil de hallar en la naturaleza, así que el agua suele ir acompañada. Acompañada de sales, de metales, de tóxicos, de vida, de arcilla… pero acompañada. Podríamos decir que el agua destilada es casi un producto de laboratorio, ya que es allí donde se suele trabajar con ella.
En el laboratorio, y también en nuestra plancha, descubrimos esa perfecta combinación de H2O, pero no es así en la mayoría de las aguas terrestres de origen superficial. Las aguas de los ríos, los lagos, los mares o los océanos son ligeramente turbias o saladas. La turbiedad del agua puede provenir de diferentes clases de materiales en suspensión, como arena fina, arcilla, limos, microorganismos, hojas, cortezas o otras sustancias vegetales en descomposición.
La salinidad es debida a la presencia de sales disueltas en grandes cantidades y en forma de iones de magnesio, calcio, sodio, potasio, cloruro, bromuro, fluoruro o sulfatos. La cantidad de sólidos totales disueltos en el agua de mar suele ser de aproximadamente unos 35.000 mg/l, una cantidad muy superior a los 1.000mg por litro que la OMS nos recomienda para el consumo humano.
Muchas veces se cree que el agua de manantial es agua pura en su origen, pero aún así esta no es destilada. Los manantiales son fuentes que brotan de la tierra o entre las rocas, y al pasar el agua por esos cursos subterráneos, los minerales se disuelven en ella. Esto le da riqueza y le brinda un determinado sabor al agua, y hasta burbujas de dióxido de carbono, es la conocida agua con gas o carbonatada.
Todo depende de la naturaleza geológica del terreno por el que se filtra el agua. Estos minerales la hacen adecuada para ser bebida. De hecho, el consumo de agua destilada no es muy recomendable para la salud, justamente porque carece de sales minerales que nuestro organismo necesita.
Dureza del agua y ensayo comparativo
De todos modos, muy probablemente, en algún momento, habréis escuchado alguna queja sobre la dureza de un agua en concreto. Y es que esta, puede dificultar la cocción de algunos alimentos, como por ejemplo las verduras, y hacer que queden duros y en ocasiones amargos. Un agua dura también puede manchar nuestro baño: inodoros, bañeras…
Lo que tal vez no os habrán explicado es que la dureza de un agua se debe a todos esos acompañantes, al contenido de sales, de calcio o magnesio, que pueden estar presentes en concentraciones anormalmente altas. Para saber si un agua es más o menos dura podemos realizar un sencillo experimento.
Para ello necesitaremos agua destilada, agua del grifo, sal, algunos recipientes transparentes con tapa y detergente. El primer recipiente lo llenaremos con agua destilada, la más blanda, hasta la mitad. En el segundo pondremos una cantidad similar de una mezcla de agua del grifo y sal, con la intención de endurecer ese agua más de lo normal.
Finalmente, en los demás recipientes pondremos aquellas aguas que queramos comparar. Añadiremos unas gotas de detergente a cada recipiente y los taparemos. Si los agitamos enérgicamente, podremos ver que el recipiente que contiene agua destilada forma mucha más espuma que los demás.
Las posibles aguas a examinar serán más duras que el agua destilada y por lo tanto, presentarán menos burbujeo. Sabremos si son más o menos duras que la mezcla que hemos preparado por la menor o mayor efervescencia del detergente en relación a la causada en el recipiente con agua y sal.
Después de realizar este breve experimento, podemos imaginarnos que la utilización de aguas duras plantea algunos problemas domésticos más, como por ejemplo, la reducción de la capacidad limpiadora del detergente. Además, contiene minerales disueltos que poco a poco van precipitando y formando la cal que suele depositarse en las conducciones, en la grifería, en la lavadora…
Desde el punto de vista de la salud, consumir agua dura no supone un riesgo. Aún así, si se desea, el agua puede “ablandarse” mediante procesos químicos, que se realizan tanto en plantas de tratamiento de aguas, como en el hogar. En este último caso, existen pequeños sistemas que contienen unas resinas especiales, que retienen algunas de las sustancias causantes de la dureza cuando el agua se hace pasar a través de ellas.
Despojan así al agua de sus salados acompañantes, volviéndola más blanda. En el límite llegaríamos a la máxima suavidad de la soledad, a la combinación rigurosa, científica y pura de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Electrólisis de una disolución acuosa de hidróxido sódico
Gracias a procesos como la electrólisis, una reacción química en la que se intercambian electrones (oxidación-reducción) y se disocian los elementos de un compuesto por medio de electricidad, podemos ver imágenes preciosas en donde se separa el hidrógeno del oxígeno con una relación 2 a 1, como en el agua destilada.
La electrólisis de la disolución acuosa del hidróxido de sodio (NAOH) es una reacción que genera el doble de hidrógeno (H2) en el cátodo, que oxígeno (O2) en el ánodo. La relación de volumen es dos a uno: H2 : O2 = 2 : 1. La misma relación que existe en el agua pura.
Sulfato cúprico: composición y propiedades
Esta sal de color azul es muy soluble en agua, dando reacción ácida por hidrólisis. Cristaliza con 10 moléculas de agua. Cuando pierde su agua ¿de cristalización se convierte en un polvo blanco grisáceo pero recupera su color azul al hidratarse.
El sulfato de cobre (II), también conocido como sulfato cúprico o sulfuro de cobre (II), tiene varias aplicaciones en una variedad de industrias debido a sus propiedades versátiles. El sulfato de cobre (II) se compone de iones de cobre (Cu^2+) e iones de sulfato (SO4^2-) y tiene una estructura cristalina azul.
El "II" en el nombre indica que el cobre en este compuesto tiene un estado de oxidación de +2. El sulfato de cobre (II) se presenta en varias formas, de las cuales la forma pentahidratada (CuSO4·5H2O) es la más común y fácilmente disponible. Esta variante aparece como cristales de color azul claro, con cada molécula de sulfato de cobre unida a cinco moléculas de agua.
El sulfato de cobre es fácilmente soluble en agua. El pentahidrato se disuelve fácilmente en agua, conservando el color azul. La forma pentahidratada del sulfato de cobre es higroscópica, lo que significa que atrae la humedad del ambiente y puede cristalizar cuando se expone al aire húmedo.
El sulfato de cobre contiene iones de cobre en el estado de oxidación +2 (Cu^2+), lo que lo convierte en un compuesto de cobre (II). El sulfato de cobre es tóxico si se ingiere y puede causar irritación al contacto con la piel y los ojos.
Deshidratación e hidratación
El sulfato de cobre azul se puede deshidratar formándose un polvo grisáceo muy ávido de agua, que se usa como desecante en muchas reacciones. Incluso para obtener alcohol absoluto. Al rehidratarse recupera su color azul.
El sulfato de cobre se puede utilizar como indicador en ciertas reacciones químicas. Por ejemplo, en presencia de agua, el sulfato de cobre sufre una reacción exotérmica que elimina las moléculas de agua, lo que resulta en un cambio de color de azul a blanco a medida que se elimina el agua cristalina.
Obtención mediante hidróxido cúprico
El sulfato de cobre, también conocido como sulfato de cobre(II), se puede producir de varias maneras, pero el método más común es mediante la reacción de óxido de cobre(II) o carbonato de cobre(II) con ácido sulfúrico.
El sulfato de cobre (II) a menudo se prepara utilizando óxido de cobre (II) (CuO) como material de partida. El óxido de cobre (II) se puede obtener calentando hidróxido de cobre (II) (Cu (OH) 2), lo que resulta en la oxidación del óxido de cobre (II) y el agua:
2Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(g)
El óxido de cobre (II) (CuO) obtenido se hace reaccionar luego con ácido sulfúrico (H2SO4). La reacción procede de la siguiente manera:
CuO(s) + H2SO4(l) → CuSO4(aq) + H2O(l)
El producto final de esta reacción es sulfato de cobre (II) en forma disuelta (CuSO4(aq)).
Otras reacciones de preparación
El sulfato de cobre(II) también se puede preparar usando carbonato de cobre(II) (CuCO3) como material de partida. El carbonato de cobre (II) se puede obtener haciendo reaccionar una solución de sulfato de cobre (CuSO4) con una solución de carbonato de sodio (Na2CO3):
CuSO4(aq) + Na2CO3(aq) → CuCO3(s) + Na2SO4(aq)
El precipitado de carbonato de cobre (II) (CuCO3) se separa y se seca. El carbonato de cobre (II) resultante (CuCO3) luego se hace reaccionar con ácido sulfúrico (H2SO4):
CuCO3(s) + H2SO4(l) → CuSO4(aq) + CO2(g) + H2O(l)
Después de la reacción, el sulfato de cobre(II) permanece en forma disuelta (CuSO4(aq)).
Hidróxido sódico y sulfato cúprico: precipitación y redisolución
Cuando se añade un poco de amoniaco a una disolución azulada de sulfato de cobre se forma un precipitado azul-verdoso lechoso. También se forma precipitado si se añade hidróxido de sodio al sulfato. Pero si se sigue añadiendo más ractivos, en ambos casos los precipitados se redisueven y cambian los colores.
Materiales
- Agua caliente (puede ser del grifo)
- Sulfato de cobre (puede ser el que se usa en las piscinas)
- Amoniaco (puede ser doméstico)
- Disolución de hidróxido sódico (es fácil encontrarlo en droguerías; si es sólido, agregar una cucharadita a unos 100 ml de agua)
- Tres vasos
Procedimiento con sulfato cúprico
Disolver sulfato de cobre en agua caliente hasta que la disolución adquiera un color azul no muy intenso. Distribuir la disolución de sulfato de cobre en tres vasos. El vaso 1 servirá de control.
En el vaso 2, agregar una pequeña cantidad de amoníaco. Se formará un precipitado verde-azulado lechoso. Agregar más amoníaco. El azul se volverá más intenso y además la disolución adquirirá transparencia porque desaparecerá el precipitado.
En el vaso 3, añadir un poco de la disolución de hidróxido de sodio; se observará que se forma un precipitado de color azul intenso. Añadir más hidróxido sódico para comprobar que parte del precipitado se disuelve y la disolución adquiere un color azul más intenso.
Si se calienta un poco la disolución se favorecerá la redisolución, pero si se calienta hasta ebullición se formará de nuevo un precipitado, esta vez de color negro.
Interpretación química
Al agregar solución acuosa de NaOH se obtiene un precipitado gelatinoso de color azul claro de hidróxido cúprico
CuSO4 +2NaOH → Cu(OH)2(s) + Na2SO4
Este precipitado recogido en un filtro se va ennegreciendo rápidamente por oxidarse a óxido cúprico de color negro. Se puede pasar a un recipiente y deshidratarlo a sequedad. Se obtiene polvo negro de óxido cúprico
Cu(OH)2 + calor → CuO + H2O
El Cu(OH)2 se disuelve en los ácidos y en algunos compuestos orgánicos como etanol, ácido cítrico, ácido tartárico o tartrato de sodio. El Cu(OH)2 se disuelve fácilmente en amoniaco formando complejo amoniacal de cobre.
Primero se produce un precipitado verde azulado de la sal básica. Al agregar exceso de amoníaco el precipitado se disuelve tomando color azul celeste intenso por formar un catión complejo:
CuSO4.Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 + 6NH4OH → 8 H2O + 2CuSO4(NH3)4
Reversibilidad con ácido
Todos los cambios señalados se pueden revertir añadiendo poco a poco ácido sulfúrico. Al final se debería tener de nuevo el color original del sulfato de cobre.
Otras reacciones analíticas del ion cobre(II)
Para reconocer el ión Cu++ se pueden hacer algunas de als siguientes reacciones: Añadiendo H2S gaseoso o en solución a una solución se produce precipitado negro de sulfuro cúprico
CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS
A veces no precipita por haber mucha concentración de ácido, pero añadiendo agua se logra la precipitación. El sulfuro cúprico es soluble en HNO3 concentrado y en cianuro de potasio.
Se puede usar en lugar de H2S un sulfuro alcalino como el de sodio Na2S
CuSO4 + Na2S → Na2SO4 + CuS
El catión Cu++ con el yoduro de potasio da un precipitado de yoduro cuproso y deja yodo en la solución. Es una reacción de equilibrio
2CuSO4 + 4 KI ↔ 2CuI +I2 + 2KHSO4
Con ácido sulfuroso u otro reductor, todo el yodo libre se transforma en yoduro cuproso. El Ferrocianuro de potasio da un precipitado color chocolate de ferrocianuro cúprico en solución ácida.
2CuSO4 + K4Fe(CN)6 → Cu2Fe (CN)6 + 2Cu(OH)2
Al hervir el líquido el Cu(OH)2 se disocia volviéndose negro por formar CuO. El Sulfocianuro de potasio KSCN da primero un precipitado negro de sulfocianuro cúprico que se transforma difícilmente en sulfocianuro cuproso de color rosado.
CuSO4 + 2KSCN → K2SO4 + Cu(SCN)2
Añadiendo antes o después un reductor, el cambio es rápido
2 Cu(SCN)2 + SO2 + 2H2O → 2CuSCN + 2HSCN +H2SO4
Reacciones redox y aplicaciones
Las soluciones cúpricas alcalinas con exceso de carbonato o tartrato alcalino) son reducidas por la glucosa y otros reductores produciendo precipitado rojo de óxido cuproso al ser hervidas. En eso se basan reacciones como las de Fehling y Benedict.
El aluminio reacciona con el sulfato de cobre, oxidándose a sulfato de aluminio y reduciendo el catión cobre Cu++ a cobre metálico Cu 0. Como el aluminio forma una capa protectora muy delgada de óxido de aluminio, con frecuencia esta reacción no se produce y se requiere cloruro sódico NaCl en polco o en solución para producir el efecto de “Picado” e iniciarse la reacción.
La reacción por tanto que se va a producir es:
CuSO4 + Al -> Al2(SO4)3 + Cu
Los compuestos de cobre con HCl dan a la llama color verde azulado. La perla de bórax da color verde o azul. Una sal de cobre en polvo mezclada con Na2CO3 sobre carbón y con soplete produce laminillas rojas de Cu.
Reactivo de Lugol: composición, historia y fundamento
El reactivo de Lugol es una disolución acuosa de yodo con yoduro potásico. El yodo es prácticamente insoluble en agua, pero se disuelve fácilmente añadiendo yoduro potásico.
Por este motivo, la disolución de yodo con yoduro de potasio en agua se llama reactivo o líquido de Lugol, o simplemente Lugol. La disolución acuosa de yoduro potásico y yodo se utiliza en Biología, Bioquímica, Medicina y Química.
Descubrimiento del yodo
En los comienzos del siglo XIX, debido en gran parte a las guerras napoleónicas, el nitrato potásico era una sustancia muy valorada para la obtención de pólvora. Posiblemente ese era el motivo por el que, en 1811, Bernard Courtois (1777-1838) obtenía nitrato potásico (salitre) quemando algas.
Al quemar las algas en las cenizas quedaba nitrato que recuperaba añadiendo ácido sulfúrico para eliminar los otros residuos. Un día añadió más ácido de lo normal y, al calentar, observó que se desprendían un vapor de color violeta, tiempo después se sabría que se trataba de un nuevo elemento: el yodo, muy llamativo, que se condensaba dejando unos pequeños cristales negros brillantes.
En 1813 Gay Lussac se dedicó a estudiar aquellos vapores extraños que se formaban de una sustancia de aspecto metálico, llegando a la conclusión de que se trataba de un nuevo elemento al que llamó "yodo" del griego iróSsç (ioeidés), violeta, por el color de su vapor.
La investigación sobre el yodo fue uno de los varios conflictos que hubo entre Davy (1813) y Gay Lussac, porque los dos se disputaban la primacía de los descubrimientos relacionados con el comportamiento del yodo.
Solubilidad del yodo en yoduro potásico
Gay Lussac especifica en la p. 40 de su trabajo que ha estudiado de una forma especial la acción de la disolución de potasa sobre el yodo dando un precipitado blanco arenoso, que se descompone por el calor produciendo yoduro potásico y oxígeno, que por las características será el yodato de potasio.
Continúa diciendo que el líquido contiene el "hydriodato de potasio"; sin duda, llamaba así a la disolución de yoduro potásico. Después dice que la disolución es ligeramente amarilla cuando predomina el hidróxido potásico y rojo-marrón si predomina el yodo, lo que indica que el yodo es soluble en el "hydriodato" de potasio.
Por último añade que todos los "hydriodatos" tienen la propiedad de disolver yodo en abundancia manteniendo su carácter neutro.
Jean Guillaume Auguste Lugol
El conocido como reactivo de Lugol se debe a Jean Guillaume Auguste Lugol, médico francés que utilizó esta disolución en el Hospital de Saint Louis de París entre 1829-1844 para tratar la escrófula.
Lugol publicó, entre 1829 y 1830, tres trabajos sobre la utilización de los baños de yodo y yoduro potásico para estos tratamientos. Según cuenta en sus escritos, Lugol comenzó utilizando por vía oral la tintura de yodo de Coindet, médico de Ginebra, y el jarabe de Henry, farmacéutico jefe del Hospital Civil de París.
Su experiencia fue que no se podía fiar de la cantidad de yodo que contenían esas preparaciones ya que variaba mucho de unas a otras. Trató de hacer las disoluciones de forma que pudiera utilizar una cantidad muy pequeña de agua.
Intentó disolver el yodo en agua, lo cual dice es difícil porque según Gay-Lussac sólo se disuelve una parte de yodo en peso en siete mil partes de agua, y lo consiguió añadiendo yoduro de potasio, al que el llama "hydriodato" de potasio.
Según indica Lugol el yoduro potásico no tendría ninguna acción desde el punto de vista médico y lo único que actuaría sería el yodo, pero añadir el yoduro potásico es la única forma adecuada de mantener el yodo en disolución.
Identificación del almidón con Lugol
Roscoe y Schoerlemmer (1884) afirman que Stromeyer, por una parte, y J. J. Colin y H. Gaultier de Claubry (1814), por otra, comprobaron que el yodo produce una coloración azul con el almidón.
En el volumen de Archives des Découvertes des Inventions Nouvelles de 1814 se recoge que en el Laboratorio de Gay-Lussac decidieron que él estudiaría la acción del yodo sobre los cuerpos inorgánicos, y Colin y Gaultier de Glaubry lo harían sobre los cuerpos orgánicos, encontrando que producía una coloración azul muy intensa sobre el almidón.
En este trabajo dedican varias páginas a la acción del yodo sobre el almidón y, entre otras cosas, dicen que siempre se puede obtener un color azul más bello cuando se trata el almidón con un exceso de yodo disuelto en potasa.
Todo lo anterior nos demuestra que la coloración del yodo con el almidón se conoció muy poco después del descubrimiento del yodo.
Aplicaciones didácticas del Lugol
Como indicador de la presencia de almidón: amilasa y amilopectina, almidón vegetal y glucógeno animal. Para teñir el núcleo de las células y hacerlo más visible.
Para la conservación del fitoplancton. Se utiliza en la biopsia para detectar cáncer en la vagina o en el cuello de útero porque varía el contenido de glucógeno.
Es un oxidante débil pero muy selectivo. En Química Analítica se usa en las yodometrías.
Relación entre Lugol y sulfato cúprico
El catión Cu++ con el yoduro de potasio da un precipitado de yoduro cuproso y deja yodo en la solución. Es una reacción de equilibrio.
Esta reacción permite relacionar el comportamiento del ion cobre(II) con el sistema yodo-yoduro, cuyo equilibrio explica la aparición simultánea de yoduro cuproso y yodo molecular. El Lugol puede evidenciar el yodo formado mediante sus propiedades características, mientras que el sulfato cúprico proporciona los iones Cu++.
Con ácido sulfuroso u otro reductor, todo el yodo libre se transforma en yoduro cuproso. El carácter oxidante débil pero selectivo del yodo permite utilizar estas transformaciones para estudiar procesos redox.
Aplicaciones del sulfato cúprico y del Lugol
Usos del sulfato cúprico
- Se puede usar como antiséptico y para fumigar plantas siendo la base del llamado caldo bordelés.
- En agricultura, el sulfato de cobre (II) se usa como fungicida y herbicida.
- En galvanoplastia actúa como fuente de iones de cobre para aplicar una capa de cobre a los objetos.
- En algunas reacciones químicas, el sulfato de cobre (II) sirve como catalizador para aumentar la velocidad y la eficiencia de la reacción.
- En el laboratorio se utiliza como reactivo versátil para diversos análisis y experimentos químicos.
- En entornos educativos se utiliza como ayuda visual para demostrar conceptos y reacciones químicas.
- El hidróxido de sodio con solución de sulfato de cobre permiten hacer la reacción del biuret en urea.
Usos del Lugol
- Para el tratamiento de enfermedades relacionadas con la glándula tiroides, fundamentalmente el hipertiroidismo.
- Como indicador de la presencia de almidón: amilasa y amilopectina, almidón vegetal y glucógeno animal.
- Para teñir el núcleo de las células y hacerlo más visible.
- Para la conservación del fitoplancton.
- Se utiliza en la biopsia para detectar cáncer en la vagina o en el cuello de útero porque varía el contenido de glucógeno.
- También se puede utilizar para hacer análisis en la mucosa alveolar de la boca e inspeccionar la situación de las encías.
- Se utiliza en los acuarios marinos como fuente de yodo y de yoduro.
- Es desinfectante por su carácter antiséptico.
- Es un oxidante débil pero muy selectivo.
- En Química Analítica se usa en las yodometrías.
Seguridad, almacenamiento y residuos
El hidróxido de sodio es corrosivo. Desechar los productos de la reacción adecuadamente (el cobre es nocivo para el medio ambiente).
El sulfato de cobre es tóxico si se ingiere y puede causar irritación al contacto con la piel y los ojos. Siempre se debe manipular con precaución y se deben seguir las precauciones de seguridad para minimizar la exposición.
El almacenamiento adecuado del sulfato de cobre es esencial para mantener la estabilidad y la seguridad del compuesto. Almacene el sulfato de cobre en un recipiente hermético herméticamente cerrado para evitar que la humedad se absorba del aire.
La forma pentahidratada del sulfato de cobre es higroscópica, lo que significa que atrae la humedad del ambiente y puede cristalizar fácilmente. Un recipiente hermético evita que se pierda el agua cristalina.
Almacene el sulfato de cobre en un lugar fresco y seco, lejos de la luz solar directa y fuentes de calor. Un ambiente húmedo puede causar que el sulfato de cobre se aglutine y la pérdida de agua de cristalización, lo que puede afectar la calidad del producto.
Para evitar confusiones y garantizar un uso seguro, asegúrese de que el contenedor esté claramente etiquetado con el nombre de la sustancia y cualquier símbolo de advertencia. Almacene el sulfato de cobre separado de otros productos químicos, especialmente de aquellos que pueden reaccionar con el sulfato de cobre.
Cuando manipule sulfato de cobre, especialmente en forma de polvo, use equipo de protección personal adecuado, como guantes y gafas protectoras, para evitar el contacto con la piel y los ojos.
Es importante prevenir la contaminación cruzada y evitar reacciones no intencionadas. Si hay niños cerca, asegúrese de almacenar el sulfato de cobre en un lugar seguro, fuera de su alcance.
Experimentos Sulfato de Cobre y Hierro
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