Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
El vanadio presenta varios estados de oxidación y cada uno se caracteriza por un color diferente. Si tenemos vanadio en disolución en su estado más oxidado y lo vamos reduciendo paulatinamente podremos observar estos colores. Un reductor adecuado es el zinc.
El experimento
Se prepara una disolución de metavanadato de amonio 0,1 M disolviendo 11,7 g del sólido en 900 mL de ácido sulfúrico 1 M y enrasando hasta 1 L con agua desionizada. La disolución se verá amarilla. Poner 500 mL de esta disolución de metavanadato de amonio en un erlenmeyer de 1 L y agregar aproximadamente 15 g de zinc en polvo. (Esto producirá efervescencia de hidrógeno). La disolución comenzará inmediatamente a volverse verde y en pocos segundos se volverá azul pálido.
Durante los siguientes quince minutos el color de la disolución cambiará primero a verde (a veces es difícil de distinguir) y después a malva. Si se desea, en cada etapa de color se puede decantar parte de la disolución en una placa de Petri, previa filtración del zinc para evitar que la reacción siga avanzando.
Cuando la reacción haya alcanzado la fase malva, filtrar un poco de ella en un tubo de ebullición y añadir gota a gota una disolución acidificada de permanganato de potasio (4 g de permanganato de potasio disueltos en unos 100 mL de sulfúrico 1 M). Esta operación reoxidará al vanadio a través de sus diversos estados de oxidación.
Una alternativa más elaborada consiste en emplear, en vez zinc granulado o en polvo, una amalgama de mercurio y zinc al 2 %, agregando, además, sulfito de sodio.
Explicación
El experimento demuestra que el zinc es capaz de convertir una disolución de metavanadato de amonio(V) en medio ácido (sulfúrico), de color amarillo, en una disolución malva que contiene iones de vanadio(II) pasando por otras fases en las que el vanadio está en estado de oxidación IV (azul) y III (verde).
La disolución amarilla inicial contiene iones de dioxovanadio(V) (VO2+). Al añadir el Zn se producirá efervescencia de hidrógeno, ya que el medio es ácido (el ácido ataca al metal produciendo el sulfato e hidrógeno). La disolución comenzará a ponerse de color verde inmediatamente y en unos pocos segundos pasará a azul pálido debido al ion VO2+, en el cual el vanadio tiene número de oxidación +4. Ese verde en realidad es una mezcla del amarillo de V(V) y el azul de V(IV). En unos quince minutos el color de la disolución cambiará primero al verde de los iones V3+ y finalmente al malva de V2+. El verde de V3+ es el más difícil de distinguir.
Se puede detener la reacción en cada momento extrayendo un poco de la disolución y retirando el zinc (filtrando o con pinzas).
Cuando la reacción haya alcanzado la fase malva, si se le agrega una disolución acidificada con sulfúrico de permanganato de potasio gota a gota los cambios se revertirán, conduciendo al V(II) a través los estados de oxidación +3 y +4 hasta V(V). Hay que evitar añadir más permanganato del necesario para evitar que su color púrpura enmascare el color amarillo del vanadio(V).
Las semirreacciones y los potenciales redox relevantes en estas reacciones son los siguientes:
| Zn2+(aq) + 2e– ⇌ Zn(s) | Eϴ = –0,76 V |
| V3+(aq) + e– ⇌ V2+(aq) | Eϴ = –0,26 V |
| Sn2+(aq) + 2e– ⇌ Sn(s) | Eϴ = –0,14 V |
| VO2+(aq) + 2H+(aq) + e– ⇌ H2O(I) + V3+(aq) | Eϴ = +0,34 V |
| S4O62–(aq) + 2e– ⇌ 2S2O32–(aq) | Eϴ = +0,47 V |
| VO2+(aq) + 2H+(aq) + e– ⇌ H2O(I) + VO2+(aq) | Eϴ = +1,00V |
Vistos esos valores, el zinc reducirá al VO2+ (aq) a V2+ (aq). Si se hubiera empleado estaño, este reduciría al VO2+(aq) hasta V3+(aq), no hasta V2+(aq). Si se hubiera añadido tiosulfato, el VO2+(aq) se reducirá a VO2+ (aq) y no más.
Seguridad
Usar protección para los ojos. El metavanadato de amonio es extremadamente tóxico por ingestión e inhalación, además de irritante de piel, ojos y vías respiratorias, y mutágeno. El polvo de zinc es pirofórico y reactivo con agua. Es peligroso para el medio ambiente acuático. El permanganato de potasio, oxidante fuerte, también es peligroso para el medio acuático. El ácido sulfúrico 1 M es irritante de piel y ojos.
Bibliografía
- The oxidation states of vanadium. Education (Royal Society of Chemistry). https://edu.rsc.org/experiments/the-oxidation-states-of-vanadium/2003.article.
- M. Wajrak y T. Harrison. Chemical Demonstrations Booklet. “Demonstration 15: Oxidation states of vanadium”, pp. 30-31. Universidad Edith Cowan, 2016.
Imagen de cabecera: Scott Milam 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/ .
