QUÍMICA DE COLORES: REACCIONES REDOX CON CHUPACHUPS

Al término del primer trimestre, el grupo de 4ºA realizó una práctica en el laboratorio de Física y Química de la que tendrán que realizar una exposición oral a lo largo del segundo trimestre. En la experiencia, se ilustra una cadena de reacciones de oxidación reducción, esto es, reacciones químicas en las que se transfieren electrones entre los reactivos modificándose su estado de oxidación. Veamos detenidamente los diferentes puntos que componen la experiencia.

Fundamento teórico

Una reacción redox es cualquier reacción química en la que se transfieren electrones entre los reactivos, modificando su estado de oxidación. Un agente oxidante gana electrones (y se reduce en la reacción) y un agente reductor pierde electrones (y se oxida en la reacción).

El ejemplo típico de reacción redox es la oxidación del hierro. El hierro pierde electrones y es por tanto el agente reductor. El oxígeno gana electrones y es por tanto el agente oxidante. Se dice que se reduce.

En este experimento, la glucosa del chupachup se utiliza como agente reductor (es decir, se oxida, pierde electrones) y el permanganato de potasio es el agente oxidante (gana electrones).

Material

- Cristales de permanganato de potasio.

- Chupachup que contiene glucosa.

- 3-4 lentejas de hidróxidos de sodio (sosa cáustica)

- Agua destilada

- Vaso de precipitado de 250 mL

- Espátula

- Varilla de vidrio

Procedimiento

Llena el vaso de precipitado con 200 ml de agua destilada.

Añade las lentejas de hidróxido de sodio y agita con la varilla de vidrio hasta que se disuelvan completamente.

Usando la espátula, añade una pequeña cantidad de cristales de permanganato de potasio (no demasiado, o el color será demasiado oscuro para ver los cambios). Cuando el permanganato de potasio se añade a la disolución de sosa, se disocia en iones potasio e iones permanganato.

Introduce el chupachup en la disolución y, utilizando el palo como varilla, agita la mezcla para acelerar las sucesivas reacciones redox.

Análisis de resultados y conclusiones

A medida que el chupachup se disuelva en la disolución, observarás cambios de color para cada reacción redox. Las dos primeras suceden muy rápidamente (3-5 segundos), mientras que las siguientes tardan un poco más. Cada uno de los colores de la mezcla se corresponde a los 5 estados de oxidación diferentes del manganeso en el experimento (+3, +4, +5, +6 y +7).

El primer color (púrpura) es el que se observa nada más introducir el chupachup. Se puede comprobar que el manganeso tiene estado de oxidación +7.

Los iones permanganato se reducen después. El estado de oxidación del manganeso cambia de +7 a +6 (gana un electrón), y el color varía de púrpura a verde. Se produce una etapa azul intermedia entre los pasos 1 y 2. Una explicación es que la mezcla contiene tanto iones de permanganato púrpura como de manganato verde, que se combinan para dar una disolución azul. Otra explicación es que parte del permanganato se reduce y el manganeso pasa a tener un estado de oxidación +5 y color azul

Los iones manganato que tienen un número de oxidación +6, se reducen aún más hasta dióxido de manganeso, con estado de oxidación +4, provocando el cambio de color de verde a amarillo-marrón.

Finalmente, cuando se incorpora más glucosa a la disolución, el dióxido de manganeso amarillo-marrón se reduce a iones Mn+3, cambiando a color naranja.

Durante la reacción, son visibles cinco colores, que corresponden a distintos estados de oxidación del manganeso.

¿Cuántos electrones ha ganado?	Color	Estado de oxidación
0	Púrpura	+7
1	Verde	+6
2	Azul	+5
3	Amarillo-marrón	+4
4	Naranja	+3

Anexo I: ¿Hay otros factores que influyan en el color de las reacciones?

Los colorantes alimentarios utilizados en los chupachups no tienen gran impacto en los colores que se ven en este experimento. Por contra, sí que influye en la observación del experimento las posibles mezclas de colores. Una vez que se inician las reacciones, siempre hay coexistencia de iones en la disolución, lo que provoca unas mezclas de colores que no siempre son fáciles de interpretar tal y como se observa en la figura siguiente.

 

Anexo II: ¿Por qué observamos diferentes colores?

Dentro del átomo, los electrones están dispuestos en niveles y a su vez en orbitales. Los metales de transición suelen tener 1 o más electrones en su orbital d más externo. Por ejemplo, la configuración electrónica del manganeso muestra que tiene 5 electrones en el orbital d.

Mn (Z=25): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

La diferencia de energía entre los electrones de orbitales d es relativamente pequeña, por lo que los metales de transición tienen una variedad de formas de establecer enlaces químicos. Es por esto por lo que los metales de transición presentan diferentes estados de oxidación. Así, por ejemplo, el manganeso al enlazarse con otros átomos está dispuesto a perder de 1 a 5 electrones hasta vaciar el orbital d (además de otros dos electrones más hasta vaciar su orbital 4s).

Cuando los electrones absorben cierta energía, pueden saltar a un nivel electrónico más alto. En muchos metales de transición, la diferencia de energía entre los orbitales d corresponde a la energía de la luz visible. Por ejemplo, los electrones de los orbitales d de los iones de permanganato absorben la luz amarilla del espectro de luz visible, pero lo que vemos como el color de una disolución con iones permanganato es el complementario, es decir, púrpura. Los colores complementarios podemos observarlo en la imagen siguiente.