Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
Dice un adagio que un termómetro de mercurio roto podría derribar a un avión. Realmente es una exageración, pero este experimento explica de dónde viene esa idea.
El experimento
Sobre una plancha de aluminio se deposita una gota de ácido clorhídrico que se deja actuar durante poco tiempo. Después se enjuga el exceso de ácido. Se pone una o más gotas de mercurio donde se puso el ácido. Se comprobará que poco a poco se va elevando una peculiar estructura fibrosa.
Una alternativa es emplear cloruro de mercurio(II). Se añade una gota de disolución diluida (0,01 M) de esta sal a papel de aluminio, dejando secar y frotando después con un paño o bien retirando la gota a los dos minutos con papel de filtro.
Explicación
El aluminio difícilmente se oxida en condiciones normales, y eso lo demuestran hechos como el de que las hojas de papel de aluminio que se usan en las cocinas siempre están brillantes. Pero esta afirmación hay que matizarla.
En realidad, las capas atómicas de aluminio que están en contacto con el aire sí se oxidan fácilmente, pero el óxido de aluminio (Al2O3) que se forma tiene una estructura tal que impide que se oxide el interior del metal. Estas capas de óxido tienen un espesor tan pequeño que son transparentes, y por eso vemos brillante el aluminio.
Prueba de la tendencia a la oxidación de este metal es el bajísimo valor de su potencial de reducción: EoAl³⁺/Al = –1,66 V.
Ahora bien, si en vez de una lámina o una pieza de aluminio tenemos aluminio en polvo, su corrosión será mucho más fácil porque la superficie específica expuesta es mucho mayor. El efecto se incrementa con la temperatura. Esto explica la reacción llamada de la termita que se produce entre aluminio en polvo y óxido de hierro:
2 Al + Fe2O3 ⟶ Al2O3 + 2 Fe
Como se ve, ni siquiera se necesita oxígeno puro para oxidar al aluminio; basta el que porta el óxido de hierro. Es una reacción tan exotérmica que se utiliza para soldar raíles ferroviarios.
Con mercurio
Lo que se demuestra en este experimento es otro método eficiente de oxidar al aluminio: amalgamándolo con mercurio
Al + Hg ⟶ Hg·Al
Una vez amalgamado, el aluminio puede oxidarse con relativa facilidad generando una peculiar estructura fibrosa de hidróxido de aluminio (y óxido de aluminio hidratado).
Dentro de la amalgama el aluminio se vuelve mucho más reactivo, pudiendo oxidarse por la acción combinada del aire y la humedad. Los procesos de corrosión de los metales suelen ser complicados (por ejemplo, lo son especialmente los del hierro), pero la reacción principal con el agua de este aluminio amalgamado es análoga a la que experimentan otros metales (especialmente los alcalinos). En el caso que nos ocupa podríamos escribirla así
2 Hg·Al(s) + 6 H2O (l) ⟶ 2 Al(OH)3(s) + 2 Hg(l) + 3 H2(g)
Se comprueba que los productos de la corrosión del aluminio se van formando preferentemente en los bordes de la gota de mercurio, de donde se van levantando fibras o “plumas” blanquecinas de hidróxido de aluminio (quizá también de xido hidratado) formando una especie de torre de muy baja densidad y muy frágil.
De este modo, el mercurio se libera del aluminio amalgamado (que se ha oxidado), pero precisamente por eso amalgama más aluminio. Esto se puede entender aplicando el principio de Le Châtelier a la reacción Al + Hg ⟶ Hg·Al teniendo en cuenta que la salida del aluminio de la amalgama no solo tendría como consecuencia la disminución de la cantidad de producto, sino el aumento de la cantidad del reactivo Hg; por ambos factores la reacción tendería a evolucionar hacia la derecha. Eso provoca que la gota de mercurio inicial se vaya extendiendo por la plancha y que la base de la “torre” se vaya ensanchando poco a poco.
Esta sucesiva formación y descomposición de amalgama de Hg·Al hace posible que incluso diminutas cantidades de mercurio produzcan grandes cantidades de óxido de aluminio hidratado. Es decir, el mercurio realmente actúa como catalizador y, como tal, no se consume en su reacción con el aluminio. Por lo tanto, la formación de hidróxido continuará hasta que el aluminio se agote o hasta que el mercurio se consuma debido a reacciones secundarias que podrían darse. Por eso, en teoría, toda la plancha de aluminio podría llegar a oxidarse con una sola gota de mercurio. Es la razón de que se diga que un termómetro roto podría acabar haciendo caer a un avión. Ahora bien, en la práctica esto no sucedería nunca porque el proceso es muy lento, y con el paso del tiempo lo sería más.
Queda por explicar por qué hay que añadir unas gotas de ácido clorhídrico a la plancha de aluminio antes de depositar el mercurio. Esto se hace porque el mercurio no se puede amalgamar con el aluminio si la superficie de este está protegida por su capa de óxido. El ácido la elimina de esta forma:
Al2O3 + 6 HCl ⟶ 2 AlCl3 + 3 H2O
(El AlCl3 es soluble en agua).
Por otra parte, no hay que olvidar enjugar parte del ácido clorhídrico antes de poner la gota de mercurio para evitar que el aluminio que ha quedado expuesto reaccione de este modo:
2 Al + 6 HCl ⟶ 2 AlCl3 + 3 H2
Con cloruro de mercurio(II)
Incluso algunas sales de mercurio pueden oxidar al aluminio. Concretamente, esto puede lograrse con cloruro de mercurio(II). Se debe a que primero se libera mercurio (por ser más noble que el aluminio) mediante una reacción de oxidación-reducción:
3 HgCl2 + 2 Al ⟶ 2 AICl3 + 3 Hg
y después el Hg amalgama al Al. Como se dijo antes, dentro de la amalgama con mercurio el aluminio se vuelve muy activo, formando con mucha facilidad hidróxido u óxido hidratado. Al salir el aluminio de la amalgama, el mercurio amalgama más aluminio.
El mismo efecto se observa si se coloca yoduro o sulfuro de mercurio sólidos sobre papel de aluminio y se frota con un paño. Las reacciones, que ocurren en estado sólido, se deben de nuevo a la liberación de mercurio:
3 HgI2 + 2 AI ⟶ 2 AlI3 + 3 Hg
3 HgS + 2 Al ⟶ Al2S3 + 3 Hg
Efectivamente, añadiendo una gota de disolución diluida (0,01 M) de esta sal a papel de aluminio, dejando secar y frotando después con un paño (o bien retirando la gota a los dos minutos con papel de filtro) se obtendrá óxido de aluminio hidratado (o hidróxido de aluminio).
Variante
La reacción es muy exotérmica, lo que se puede comprobar midiendo la temperatura que alcanza el aluminio. Se propone para ello un experimento que requiere dos planchas de aluminio, ácido clorhídrico 2 M y mercurio.
Primero debemos eliminar la capa de óxido del metal colocando las láminas de aluminio en un recipiente que contenga ácido clorhídrico 2 M durante aproximadamente un minuto. Se verán burbujas de hidrógeno debido a la reacción del Al limpio de óxido con el HCl. Usando pinzas se retiran las láminas de aluminio del baño de ácido y se trasladan a un recipiente que contenga mercurio. El aluminio flotará, por lo que lo hundiremos en el mercurio con pinzas durante unos 30 s.
Se retiran las planchas y se forma con ellas un emparedado en cuyo interior se pondrá el extremo de una sonda de temperatura; el conjunto se debe mantener apretado con una abrazadera para que la sonda esté en contacto con las superficies. Esto debe hacerse dentro de una vitrina de gases pero sin extracción de aire para no afectar a la temperatura de las planchas. (Para evitar que pase vapor de mercurio al laboratorio puede sellarse la ventana de la vitrina con una cinta adhesiva). De esta manera se registrará el aumento de temperatura debido al carácter exotérmico de la reacción. (Cuando la reacción haya terminado, se debe encender el extractor antes de quitar la cinta adhesiva).
Un gráfico de temperatura frente al tiempo puede servir de medida cualitativa de la velocidad de la reacción. La temperatura alcanza un máximo a los pocos minutos, pero la reacción continúa durante muchas horas después. La entalpía de formación del hidróxido de aluminio es –1277 kJ/mol; la del óxido de aluminio, –1675 kJ/mol.
Seguridad
Se deben usar gafas de seguridad y guantes. El mercurio es tóxico por inhalación, por lo que la preparación y el uso de mercurio y compuestos de mercurio deben realizarse en vitrina. Además, debe reciclarse tras su uso. No se debe arrojar el aluminio tratado al cubo de basura porque puede continuar reaccionando exotérmicamente y producir un incendio.
Referencias
- F. Feigl. Spot reaction experiments. Part VII. Chemical paradoxes. J. Chem. Educ., 1944, 21, 347. DOI: 10.1021/ed021p347.
- A. Guy. The real reactivity of aluminium. Education in Chemistry, 2008. https://eic.rsc.org/exhibition-chemistry/the-real-reactivity-of-aluminium/2020076.article.
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/ .
