Aunque es una creencia común que el aluminio es difícilmente oxidable (siempre vemos brillantes las hojas de papel de aluminio de las cocinas), en realidad es lo contrario. Lo que ocurre es que, al aire, el aluminio se oxida rápidamente formando una capa de óxido de aluminio que protege al metal. Sin embargo, en otras condiciones sí que es fácil oxidar al aluminio. Vamos a probarlo mediante un experimento sencillo.
Se trata de oxidar al aluminio con una sal de cobre y con la ayuda del cloruro de sodio. Al ser el cobre un metal más «noble» que el aluminio (lo que significa que tiene más alto potencial de reducción) el ion cobre (Cu2+) se reducirá a cobre metálico (Cu) en presencia de aluminio metálico (Al), el cual se oxidará a ion aluminio (Al3+):
3 Cu2+ + 2 Al ⟶ 3 Cu + 2 Al3+
Esto es lo que dicen la termodinámica y la elecroquímica. Sin embargo, si sumergimos un trozo de lámina de aluminio en CuSO4 no veremos que ocurra nada. Y es que no todo lo que predice la termodinámica sucede en una escala de tiempo adecuada para observar el fenómeno. En el caso que nos ocupa, la velocidad de la reacción podremos aumentarla extraordinariamente si hacemos que participe el cloruro de sodio.
Materales y reactivos
- Protección: gafas, guantes, bata.
- Un matraz de 100 cm3 o bien un vaso de precipitados de 250 cm3
- Papel de aluminio
- Disolución de sulfato de cobre(II), 0,8 M
- Cloruro de sodio (sal común), unos gramos
Seguridad
- El sulfato de cobre(II) es nocivo y dañino para el medio ambiente.
- No arrojar el aluminio a la basura hasta no tener la seguridad de que la reacción ha terminado completamente, ya que es muy exotérmica y se podría provocar un incendio.
Procedimiento
- Verter unos 20 cm3 de disolución de sulfato de cobre(II) 0,8 M en el matraz.
- Añade un cuadrado de papel de aluminio de unos 2 cm de lado.
- Observar el papel de aluminio para busca signos de reacción.
- Agregar 2 o 3 g de cloruro de sodio y remover para disolver.
- Observe cualquier cambio. Si no pasa nada, agregue más cloruro de sodio.
Una opción alternativa es:
- En un vaso de precipitados, disolver sulfato de cobre en agua.
- Poner encima de la disolución un trozo de lámina de aluminio.
- Con unas pinza o un agitador empujar un poco la lámina para que quede ligeramente sumergida.
- Observar si ocurre algo.
- Añadir sal sólida sobre la lámina de aluminio y observar los cambios (ver la imagen de cabecera de este texto).
Explicación
Antes de añadir el cloruro de sodio no se observará ninguna reacción. Sin embargo, la presencia de la sal hará que el aluminio reaccione. Se observará que se forman burbujas y al mismo tiempo se formará Cu metálico, y esto último se comprobará por las partículas rojizas que se irán viendo, ya que el cobre es rojo (inicialmente podrían verse negras). Puede que se observe también la aparición de una sustancia blanquecina debida a la oxidación del aluminio.
La razón de que la reacción no se produzca sin el cloruro de sodio es que la lámina de aluminio está protegida por una capa de óxido de aluminio. Pero el cloruro de sodio, y en concreto los iones que produce en disolución (Cl– y Na+) facilita las reacciones electroquímicas (recuérdese que el cloruro de sodio es muy corrosivo con los metales, lo que se manifiesta, por ejemplo, en las carrocerías de los vehículos estacionados cerca del mar).
Pero el Al metálico no solo reacciona con el cobre para pasar a Al3+ que queda en disolución, sino también con el H2O, formado principalmente hidróxido de aluminio e hidrógeno, que son las burbujas que se ven.
2 Al + 6 H2O ⟶ 2 Al(OH)3 + 3 H2
El hidróxido de aluminio es la sustancia blanquecina que podría verse. (La reacción anterior es típica de los metales muy reactivos y la experimentan de modo espectacular los metales alcalinos).
Con el tiempo, debería volverse más pálido el color azul de la disolución inicial de sulfato de cobre, ya que este color se debe al Cu2+ hidratado, ion que estará desapareciendo a consecuencia de la reacción principal.
Las reacciones son muy exotérmicas, por lo que el sistema se calentará bastante.
Variante sencilla
Este experimento se podría realizar también con una moneda de cobre (que poseerá cierta cantidad de óxido de cobre en su superficie), papel de aluminio y cloruro de sodio.
Fuentes
