Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
La contemplación de papel de aluminio de cocina, siempre brillante, sugiere que el aluminio no se oxida y que, en general, es poco reactivo. Pero tiene varios talones de Aquiles. En este experimento vamos a descubrir uno de ellos.
El experimento
Para hacer el experimento se necesitan 3,5 g de CuCl2·2H2O y 50 mL de HCl 1 M. En un erlenmeyer se disuelve el cloruro de cobre(II) en el ácido clorhídrico y se introduce en él un trozo de papel aluminio. Luego se aplica fuego a la boca del matraz. Se observará una llama de color verde.
A efectos comparativos, en un segundo experimento se disuelven 3,5 g de CuSO4·5H2O en 50 mL de H2SO4 0,5M. Se introduce papel de aluminio y se acerca fuego a la boca del matraz.
Explicación
Las reacciones que se producen son:
2 Al(s) + 3 CuCl2(aq) ⟶ 2 AlCl3(aq) + 3 Cu(s)
2 Al(s) + 6 HCl(aq) ⟶ 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
El aluminio tiene un potencial de reducción mucho menor que el del cobre, por lo que este último debería oxidar fácilmente al aluminio metálico. Esa es la conclusión termodinámica, pero el aluminio se autoprotege formando capas de óxido. No obstante, existen vías para lograr su oxidación.
En este caso, la impulsa el hecho de que el cloruro de aluminio es un compuesto muy estable. Por ello, en los puntos en los que la capa de óxido sea atacada por el ácido clorhídrico, antes de que se pueda regenerar el óxido se producirá un ataque al aluminio metálico que ha quedado expuesto tanto por el cloruro de cobre como por el HCl, reacción esta última que generará hidrógeno.
La oxidación del aluminio es muy exotérmica (como la mayoría de las reacciones de oxidación), lo que provocará que el hidrógeno se inflame. A su vez, el calor volatilizará cloruro de cobre, que entrará en contacto con la llama. Debido a esta fuente de energía, los átomos de Cu se excitarán electrónicamente. Al relajarse emitirán las características líneas del espectro del cobre. Nuestros ojos ven el conjunto de líneas de emisión de un color verde muy característico y poco confundible.
No suceden estos efectos si se emplea ácido sulfúrico en vez de ácido clorhídrico. Una de las razones es que el H2SO4, por su naturaleza oxidante, contribuye a formar capas de óxido de aluminio protectoras (Al2O3). Por lo tanto, la presencia de iones cloruro, que tienen gran afinidad por el aluminio, es fundamental.
Seguridad
El cloruro de cobre(II) puede irritar los ojos y la piel. En general, las sales de cobre son peligrosas para el medio ambiente. Debe tenerse cuidado en la dilución de los ácidos que se usan. Usar gafas de protección. El experimento debería hacerse en vitrina de gases o en lugar bien ventilado.
Referencias
- D. Fleming. Dancing flames. Education in Chemistry, 2014. https://eic.rsc.org/exhibition-chemistry/dancing-flames/2000045.article.
Imagen de cabecera: Royal Society Of Chemistry en YouTube.
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/ .
