Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
El experimento que se describe a continuación resulta paradójico. Al agregar un reactivo a una disolución coloreada se empieza observando un claro cambio: la formación de un precipitado, que es de color diferente al de la disolución. Pero si se sigue añadiendo el mismo reactivo, se disuelve el precipitado y el color cambia de nuevo.
El experimento
El experimento puede hacerse con productos de laboratorio o caseros. En este último caso, sirven agua caliente de grifo, sulfato de cobre de las piscinas, hidróxido de sodio (ambos se venden en droguerías) y amoniaco doméstico.
Se disuelven unos cristales de sulfato de cobre en un vaso de agua caliente hasta que se obtenga un color azul no muy intenso. La disolución se reparte en tres vasos; el número 1 servirá de control para observar cambios de color. Los otros permitirán hacer sendos experimentos.
Si se agrega una pequeña cantidad de amoníaco al tubo número 2 se formará un precipitado lechoso azul o verde pálido que acabaría asentándose en el fondo de la disolución si se dejara reposar. Pero si se añade más amoniaco, el precipitado se disolverá y aparecerá una disolución de color azul intenso. Estos cambios se pueden revertir añadiendo poco a poco ácido sulfúrico.
Si en el tubo 3 se añade un poco de disolución de hidróxido de sodio se observará que se forma un precipitado lechoso como antes. Pero si se continúa agregando hidróxido de sodio, este precipitado tenderá a disolverse y la disolución adquirirá un color azul más intenso. Calentando se favorecerá la redisolución, pero si se alcanza la ebullición empezará a formarse un nuevo precipitado, ahora de color negro.
Explicación
Cu(II) con NH3
El ion cobre(II) existe en disolución acuosa predominantemente como complejo hexaaquacobre(II): [Cu(H2O)6]2+, de color azul.
Por su lado, el amoniaco disuelto en agua está implicado en este equilibrio:
NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH–(aq)
Cuando se tiene el complejo hexaaquacobre(II) disuelto en agua y se le añade un poco de NH3 no concentrado los iones hidróxido producidos reaccionan con el complejo de este modo:
[Cu(H2O)6]2+(aq) + 2 OH–(aq) ⇌ [Cu(H2O)4(OH)2](s) + 2H2O(l)
El [Cu(H2O)4(OH)2](s) es insoluble, de color verdoso-azulado. Pero si se sigue añadiendo amoniaco (preferentemente concentrado), el NH3 y el [Cu(H2O)6]2+(aq) reaccionarán para formar el complejo muy estable de Cu, NH3 y H2O, de color azul oscuro, cuya estructura se representa a la derecha:
[Cu(H2O)4(OH)2](s) + 4 NH3(aq) ⇌ [Cu(NH3)4(H2O)2)]2+(aq) + 2 OH–(aq) + 2H2O(l)
Si se combinan las dos reacciones anteriores se podrá ver lo que ocurre si desde el principio se añade a la disolución de Cu(II) amoniaco concentrado:
[Cu(H2O)6]2+(aq) + 4 NH3(aq) ⇌ [Cu(NH3)4(H2O)2)]2+(aq) + 4 H2O(l)
Hay que precisar que puede haber más especies en el medio, ya que el Cu(II) puede formar con los ligandos aqua (H2O) y ammina (NH3) diferentes complejos de fórmula general [Cu(NH3)m(H2O)n]2+.
El definitiva, al principio se tiene [Cu(H2O)6]2+ de color azul claro y al final [Cu(NH3)4(H2O)2]2+, de color azul oscuro. Se trata de un buen ejemplo de cómo el color de un complejo viene determinado por la naturaleza del ligando, como lo explica la teoría del campo cristalino.
Todos los cambios se pueden revertir añadiendo poco a poco ácido sulfúrico. Al final se debería recuperar el color original del sulfato de cobre.
Cu(II) con NaOH
En el segundo experimento, los iones [Cu(H2O)6]2+ reaccionarán con los OH– del NaOH para formar inicialmente el precipitado lechoso comentado más arriba. Pero si se continúa agregando hidróxido de sodio, parte de este precipitado se disolverá por formación de ion cuprato, CuO22–.
Esto se puede hacer calentando ligeramente, pero si se alcanza la ebullición el cuprato evolucionará a CuO, insoluble, de color negro.
Seguridad
El hidróxido de sodio es corrosivo. El sulfato de cobre es nocivo y tóxico para el medio ambiente. Desechar los productos de la reacción según los protocolos establecidos.
Referencias
- An equilibrium using copper(II) and ammonia. Education (Royal Society of Chemistry / Nuffield Foundation), 2016. https://edu.rsc.org/experiments/an-equilibrium-using-copperii-and-ammonia/1711.article.
- S. Heredia Ávalos. Experimentos de química recreativa con sulfato de cobre pentahidratado. Rev. Eureka. Enseñ. Divul. Cien. 2006, 3, 467-484.
Este experimento pertenece al libro:
Denís Paredes Roibás, José M.ª Gavira Vallejo: 125 experimentos de química insólita para la Enseñanza de Física y Química. Triplenlace.com, 2025. https://triplenlace.com/aula-libros/125eqi/ .
