ver pie de foto — Fig. 42.—La destilación seca de huesos a gran escala. Los huesos se calientan en los cilindros verticales C (de unos 1½ metros de altura y 30 centímetros de diámetro). Los productos de la destilación pasan a través de los tubos T, al condensador B, y al recipiente F. Cuando la destilación termina, se abre la trampilla H, y los huesos quemados se cargan en vagonetas V. A continuación, se abre el techo M, y los cilindros se cargan con una nueva cantidad de huesos. El agua amoniacal se conserva y se destina a la preparación de sales amoniacales, tal como se describe en el siguiente dibujo.

En el último capítulo vimos que el nitrógeno no se combina directamente con el hidrógeno, sino que una mezcla de estos gases en presencia de gas de ácido clorhídrico, HCl, forma cloruro de amonio, NH₄Cl, al paso de una serie de chispas eléctricas.¹

En el cloruro de amonio, el HCl está combinado con NH₃; por consiguiente, el N con el H₃ forma amoníaco.²

Casi todas las sustancias nitrogenadas de plantas y animales desprenden amoníaco al calentarlas con un álcali. Pero incluso sin la presencia de un álcali, la mayoría de las sustancias nitrogenadas, al descomponerse o calentarse con un suministro limitado de aire, desprenden su nitrógeno, si no en su totalidad, al menos parcialmente, en forma de amoníaco.

Cuando las sustancias animales como pieles, huesos, carne, pelo, cuernos, etc., se calientan sin acceso de aire en retortas de hierro, experimentan lo que se denomina destilación seca. Una porción de las sustancias resultantes permanece en la retorta y forma un residuo carbonoso, mientras que la otra porción, en virtud de su volatilidad, escapa a través del tubo que sale de la retorta. Los vapores emitidos, al enfriarse, forman un líquido que se separa en dos capas: la una, que es aceitosa, se compone de los llamados aceites animales (oleum animale); la otra, una capa acuosa, contiene una disolución de sales de amoníaco. Si esta disolución se mezcla con cal y se calienta, la cal absorbe los elementos del ácido carbónico de las sales de amoníaco, y el amoníaco se desprende en forma de gas.³

En la antigüedad, los compuestos de amoníaco se importaban a Europa desde Egipto, donde se preparaban a partir del hollín obtenido por el empleo de estiércol de camello como combustible en las inmediaciones del templo de Júpiter Amón (en Libia), y de ahí que la sal obtenida se llamara «sal amoniacal», de donde deriva el nombre de amoníaco. En la actualidad, el amoníaco se obtiene exclusivamente, a gran escala, ya sea a partir de los productos de la destilación seca de residuos animales o vegetales, de la orina, o de los lores amoniacales recolectados en la destilación destructiva del carbón para la preparación del gas de hulla. Este licor amoniacal se coloca en una retorta con cal y se calienta; el amoníaco se desprende entonces junto con vapor de agua.⁴

En las artes, solo se utiliza una pequeña cantidad de amoníaco en estado libre —es decir, en disolución acuosa—; la mayor parte se convierte en diferentes sales de uso técnico, especialmente amoníaco en sal o cloruro de amonio, NH₄Cl, y sulfato de amonio, (NH₄)₂SO₄. Son sustancias salinas que se forman debido a que el amoníaco, NH₃, se combina con todos los ácidos, HX, formando sales amoniacales, NH₄X.

El cloruro de amonio, NH₄Cl, es un compuesto de amoníaco con ácido clorhídrico. Se prepara haciendo pasar los vapores de amoníaco y agua, desprendidos, como se describió anteriormente, a partir del licor amoniacal, hacia una disolución acuosa de ácido clorhídrico, y al evaporar la disolución se obtiene el cloruro de amonio en forma de cristales solubles⁵ que se asemejan a la sal común en apariencia y propiedades.

El amoníaco se puede preparar muy fácilmente a partir de este cloruro de amonio, NH₄Cl, al igual que a partir de cualquier otra sal amoniacal, calentándolo con cal. El hidróxido de calcio, CaH₂O₂, como álcali absorbe el ácido y libera el amoníaco, formando cloruro de calcio, de acuerdo con la ecuación 2NH₄Cl + CaH₂O₂ = 2H₂O + CaCl₂ + 2NH₃. En esta reacción, el amoníaco se desprende como gas.⁶

Cabe señalar que todas las sustancias nitrogenadas complejas de las plantas, los animales y los suelos se descomponen cuando se calientan con un exceso de ácido sulfúrico, convirtiéndose la totalidad de su nitrógeno en sulfato de amonio, a partir del cual puede liberarse mediante tratamiento con un exceso de álcali. Esta reacción es tan completa que constituye la base del método de Kjeldahl para estimar la cantidad de nitrógeno en sus compuestos.

El amoníaco es un gas incoloro, de aspecto exterior similar al de aquellos con los que ya estamos familiarizados, pero claramente distinguible de cualquier otro gas por su olor muy característico y penetrante. Irrita los ojos y resulta positivamente imposible inhalarlo. Los animales mueren en él. Su densidad, referida al hidrógeno, es de 8,5; por lo tanto, es más ligero que el aire. Pertenece a la clase de gases que se licuan con facilidad.⁷

Faraday empleó el siguiente método para licuar el amoníaco. El amoníaco, al hacerse pasar sobre cloruro de plata seco, AgCl, es absorbido por este en una medida considerable, especialmente a bajas temperaturas.⁸ El compuesto sólido ${AgCl,3NH}_{3}$ así obtenido se introduce en un tubo curvado (fig. 45), cuyo extremo abierto c se sella posteriormente a la llama. A continuación, se calienta ligeramente el compuesto en a, y el amoníaco se desprende debido a la fácil disociación del compuesto.

El otro extremo del tubo se sumerge en una mezcla frigorífica. La presión del gas desprendido, combinada con la baja temperatura en un extremo del tubo, hace que el amoníaco evolucionado se condense en un líquido, forma en la cual se acumula en el extremo frío del tubo. Si se cesa el calentamiento, el cloruro de plata vuelve a absorber el amoníaco. De este modo, un solo tubo puede servir para realizar experimentos repetidos.

El amoníaco también puede licuarse mediante los métodos ordinarios, es decir, bombeando gas amoníaco seco hacia un espacio refrigerado. El amoníaco licuado es un líquido incoloro y muy móvil,⁹ cuya gravedad específica a 0° es de 0,63 (E. Andréeff). A la temperatura (de unos -70°) proporcionada por una mezcla de anhídrido carbónico líquido y éter, el amoníaco líquido cristaliza, y en esta forma su olor es débil, debido a que a una temperatura tan baja su tensión de vapor es muy insignificante. El punto de ebullición (a una presión de 760 mm) del amoníaco líquido es de aproximadamente -32°. Por consiguiente, esta temperatura puede alcanzarse a presión ordinaria mediante la evaporación de amoníaco licuado.

El amoníaco, dado que contiene mucho hidrógeno, es capaz de combustión; sin embargo, no arde de manera constante, y a veces ni arde, en el aire atmosférico ordinario.

En oxígeno puro arde con una llama verde amarillenta,¹⁰ formando agua, mientras que el nitrógeno liberado da lugar a sus compuestos oxigenados, es decir, óxidos de nitrógeno.

La descomposición del amoníaco en hidrógeno y nitrógeno no solo tiene lugar al rojo vivo y bajo la acción de chispas eléctricas, sino también mediante muchas sustancias oxidantes; por ejemplo, haciendo pasar amoníaco a través de un tubo que contenga óxido de cobre incandescente.

El agua así formada puede ser recogida mediante sustancias que la absorban, y la cantidad de nitrógeno puede medirse en forma gaseosa, determinándose así la composición del amoníaco. De este modo es muy fácil demostrar que el amoníaco contiene 3 partes en peso de hidrógeno por 14 partes en peso de nitrógeno; y, en volumen, 3 vol. de hidrógeno y 1 vol. de nitrógeno forman 2 vol. de amoníaco.¹¹

El amoníaco es capaz de combinarse con varias sustancias, formando, al igual que el agua, sustancias de diversos grados de estabilidad. Es más soluble que cualquiera de los gases descritos hasta ahora, tanto en agua como en muchas disoluciones acuosas. Ya hemos visto, en el primer capítulo, que un volumen de agua, a la temperatura ordinaria, disuelve unos 700 volúmenes de gas amoníaco. La gran solubilidad del amoníaco permite tenerlo siempre listo para su uso en forma de disolución acuosa,¹² la cual se conoce comercialmente como espíritu de hartshorn.

El agua de amoníaco desprende continuamente vapor amoniacal y, por tanto, posee el olor característico del amoníaco mismo. Es un hecho muy característico e importante que el amoníaco tenga una reacción alcalina y tiña de azul el papel de tornasol, al igual que la potasa cáustica o la cal; por ello, a veces se le denomina amoníaco cáustico (álcali volátil).

Los ácidos pueden ser saturados por agua o gas amoníaco exactamente de la misma manera que por cualquier otro álcali. En este proceso, el amoníaco se combina directamente con los ácidos, y esto constituye la reacción química más esencial de esta sustancia. Si se ponen en contacto con amoníaco ácido sulfúrico, nítrico, acético o cualquier otro ácido, este lo absorbe y, al hacerlo, desprende una gran cantidad de calor y forma un compuesto que posee todas las propiedades de una sal.

Así, por ejemplo, el ácido sulfúrico, H₂SO₄, al absorber amoníaco, forma (al evaporar la disolución) dos sales, según las cantidades relativas de amoníaco y ácido. Una sal se forma a partir de NH₃ + H₂SO₄ y, en consecuencia, tiene la composición NH₅SO₄, mientras que la otra se forma a partir de 2NH₃ + H₂SO₄, por lo que su composición es N₂H₈SO₄. La primera tiene una reacción ácida y la segunda una reacción neutra, y se denominan respectivamente sulfato ácido de amonio (sulfato ácido de amonio e hidrógeno) y sulfato normal de amonio, o simplemente sulfato de amonio.

Lo mismo ocurre en la acción de todos los demás ácidos; pero algunos de ellos solo son capaces de formar sales de amonio normales, mientras que otros dan lugar tanto a sales de amonio ácidas como normales. Esto depende de la naturaleza del ácido y no del amoníaco, como veremos más adelante.

Las sales de amonio son muy similares en apariencia y en muchas de sus propiedades a las sales metálicas; por ejemplo, el cloruro de sodio, o sal de mesa, se parece al cloruro amónico, o cloruro de amonio, no solo en su aspecto exterior, sino incluso en su forma cristalina, en su propiedad de dar precipitados con sales de plata, en su solubilidad en agua y en el hecho de desprender ácido clorhídrico al calentarse con ácido sulfúrico; en una palabra, se observa una analogía perfecta en toda una serie de reacciones.

Puede observarse una analogía en la composición si se compara el cloruro amónico, NH₄Cl, con la sal de mesa, NaCl; y el sulfato ácido de amonio, NH₄HSO₄, con el sulfato ácido de sodio, NaHSO₄; o el nitrato de amonio, NH₄NO₃, con el nitrato de sodio, NaNO₃.¹³ Al comparar los compuestos anteriores, se ve que el papel que desempeña el sodio en las sales sódicas lo ejerce en las sales amónicas un grupo NH₄, que recibe el nombre de amonio. Si la sal de mesa se denomina «cloruro de sodio», el cloruro amónico debería llamarse —y de hecho se llama— «cloruro de amonio».

La hipótesis de que las sales amoniacales corresponden a un amonio metálico complejo recibe el nombre de teoría del amonio. Fue enunciada por el famoso químico sueco Berzelius tras la propuesta hecha por Ampère. La analogía admitida entre el amonio y los metales es probable, debido al hecho de que el mercurio es capaz de formar una amalgama con el amonio similar a la que forma con el sodio o muchos otros metales. La única diferencia entre la amalgama de amonio y la amalgama de sodio consiste en la inestabilidad del amonio, que se descompone fácilmente en amoníaco e hidrógeno.¹⁴

La amalgama de amonio puede prepararse a partir de la amalgama de sodio. Si esta última se agita con una solución concentrada de cloruro amónico, el mercurio se hincha violentamente y pierde su movilidad conservando su apariencia metálica. Al hacerlo, el mercurio disuelve el amonio —es decir, el sodio del mercurio es reemplazado por el amonio, y lo reemplaza en el cloruro amónico, formando cloruro de sodio, NH₄Cl + HgNa = NaCl + HgNH₄—.

Naturalmente, la formación de la amalgama de amonio no prueba por completo la existencia del amonio en sí en un estado separado; pero muestra la posibilidad de que esta sustancia exista, y su analogía con los metales, porque solo los metales se disuelven en el mercurio.¹⁵

La amalgama de amonio cristaliza en cubos, tres veces más pesados que el agua; solo es estable en frío, y en particular a temperaturas muy bajas. Comienza a desprendimiento a la temperatura ordinaria, desprendiendo amoníaco e hidrógeno en la proporción de dos volúmenes de amoníaco y un volumen de hidrógeno, NH₄ = NH₃ + H. Por la acción del agua, la amalgama de amonio da hidrógeno y agua amoniacal, del mismo modo que la amalgama de sodio da hidrógeno e hidróxido de sodio; y por tanto, de acuerdo con la teoría del amonio, debe considerarse que el agua amoniacal contiene hidróxido de amonio, NH₄OH,¹⁶ al igual que una solución acuosa de hidróxido de sodio contiene NaOH. El hidróxido de amonio, al igual que el amonio mismo, es una sustancia inestable, que se disocia fácilmente y solo puede existir en estado libre a bajas temperaturas.¹⁷ Las soluciones ordinarias de amoníaco deben considerarse como los productos de la disociación de este hidróxido, puesto que NH₄OH = NH₃ + H₂O.

Todos las sales amoniacales se descomponen al rojo vivo en amoníaco y un ácido, los cuales, al enfriarse en contacto mutuo, vuelven a combinarse.

Si el ácido no es volátil, la sal amoniacal, al ser calentada, desprende el amoníaco y deja el ácido no volátil; si el ácido es volátil, entonces, al calentar, tanto el ácido como el amoníaco se volatilizan juntos y, al enfriarse, se recombinan para formar la sal que originariamente sirvió para la producción de sus vapores.¹⁸

El amoníaco no solo es capaz de combinarse con los ácidos, sino también con muchas sales, como se vio a partir de su formación de compuestos definidos, AgCl,3NH₃ y 2AgCl,3NH₃, con el cloruro de plata. Del mismo modo que el amoníaco es absorbido por varias sales oxigenadas de los metales, también es absorbido por los compuestos de cloro, yodo y bromo de muchos metales, y al hacerlo desprende calor. Ciertos de estos compuestos pierden su amoníaco incluso al dejarlos expuestos al aire, pero otros solo lo hacen al rojo vivo; muchos ceden su amoníaco al disolverse, mientras que otros se disuelven sin descomposición y, al evaporarse, se separan de sus soluciones sin alteración. Todos estos hechos solo indican que los compuestos amoniacales, al igual que los acuosos, se disocian con mayor o menor facilidad.¹⁹

Ciertos óxidos metálicos también absorben amoníaco y se disuelven en agua amoniacal. Tales son, por ejemplo, los óxidos de cinc, níquel, cobre y muchos otros; la mayoría de estos compuestos son inestables. La propiedad del amoníaco de combinarse con ciertos óxidos explica su acción sobre ciertos metales.²⁰ Debido a dicha acción, los recipientes de cobre no son adecuados para contener líquidos que contengan amoníaco. El hierro no se ve afectado por dichos líquidos.

La semejanza entre la relación del amoníaco y el agua con las sales y otras sustancias se manifiesta más especialmente en aquellos casos en los que la sal es capaz de combinarse tanto con el amoníaco como con el agua.

Tomemos, por ejemplo, el sulfato de cobre, CuSO₄. Como vimos en el capítulo I, da con agua cristales azules, CuSO₄,5H₂O; pero también absorbe amoníaco en la misma proporción molecular, formando una sustancia azul, CuSO₄,5NH₃, y por lo tanto el amoníaco que se combina con las sales puede denominarse amoníaco de cristalización.

Tales son las reacciones de combinación propias del amoníaco. Volvamos ahora nuestra atención hacia las reacciones de sustitución propias de esta sustancia.

Si se hace pasar amoníaco a través de un tubo caliente que contenga sodio metálico, se desprende hidrógeno y se obtiene un compuesto que contiene amoníaco en el cual un átomo de hidrógeno es reemplazado por un átomo de sodio, NH₂Na (según la ecuación NH₃ + Na = NH₂Na + H). Este cuerpo se denomina amiduro de sodio.

Veremos más adelante que el yodo y el cloro también son capaces de desplazar directamente el hidrógeno del amoníaco y de reemplazarlo. De hecho, el hidrógeno del amoníaco puede ser reemplazado de muchas maneras por diferentes elementos. Si en este reemplazo permanece NH₂, las sustancias resultantes NH₂R se denominan amidas, mientras que los productos de sustitución, NHR₂, en los cuales solo permanece NH, se denominan imidas,²¹ y aquellos en los que no queda nada del hidrógeno amoniacal, NR₃, se conocen como nitruros.

El amidógeno libre, N₂H₄, se conoce actualmente en estado de hidratación bajo el nombre de hidracina;²² se combina con los ácidos y se parece al amoníaco en este aspecto. En la acción de diferentes sustancias sobre el amoníaco es el hidrógeno el que es sustituido, mientras que el nitrógeno permanece en el compuesto resultante, por decirlo así, intacto.

El mismo fenómeno se observa en la acción de diversas sustancias sobre el agua. En la mayoría de los casos, las reacciones del agua consisten en que el hidrógeno se desprende y es reemplazado por diferentes elementos. Esto también ocurre, como hemos visto, en los ácidos en los cuales el hidrógeno es fácilmente desplazado por los metales. Esta movilidad química del hidrógeno está tal vez relacionada con la gran ligereza de los átomos de este elemento.

En química práctica²³ el amoníaco se emplea a menudo, no solo para saturar ácidos, sino también para efectuar reacciones de doble descomposición con sales, y especialmente para separar hidróxidos básicos insolubles de sales solubles.

Representemos un hidróxido básico insoluble por MHO y un ácido por HX. La sal formada por ellos tendrá una composición MHO + XH - H₂O = MX.

Si se añade amoníaco acuoso, NH₄OH, a una disolución de esta sal, el amoníaco intercambiará su lugar con el metal M y formará así el hidróxido básico insoluble, o, como se suele decir, dará un precipitado.

MX	+	NH 4 (OH)	=	NH 4 X	+	MHO
Sal del metal. En solución		Amoniaco acuoso. En solución		Sal de amonio. En solución		Hidrato básico. Como precipitado

Así, por ejemplo, si se añade amoníaco acuoso a una disolución de una sal de aluminio, se separa hidrato de alúmina en forma de precipitado gelatinoso incoloro.²⁴

Para comprender la relación entre el amoníaco y los compuestos oxigenados del nitrógeno, es necesario reconocer la ley general de sustitución, aplicable a todos los casos de sustitución entre elementos,²⁵ y que por lo tanto muestra cuáles pueden ser los casos de sustitución entre el oxígeno y el hidrógeno como partes componentes del agua.

La ley de sustitución puede deducirse a partir de principios mecánicos si se concibe la molécula como un sistema de átomos elementales que se encuentran en un determinado equilibrio químico y mecánico. Si comparamos la molécula con un sistema de cuerpos en estado de movimiento —por ejemplo, con la suma total del sol, los planetas y los satélites, existentes en condiciones de equilibrio móvil—, cabría esperar entonces que la acción de una parte en este sistema sea igual y opuesta a la otra, de acuerdo con la tercera ley de la mecánica de Newton.

Por consiguiente, dada la molécula de un compuesto, por ejemplo, H₂O, NH₃, NaCl, HCl, etc., cada dos partes de la misma deben representar, en un sentido químico, dos elementos algo similares en fuerza y propiedades, y por lo tanto cada dos partes en las que pueda dividirse la molécula de un compuesto son capaces de reemplazarse mutuamente.

Para que la aplicación de la ley resulte clara, es evidente que entre los compuestos se deben elegir los más estables. Por lo tanto, tomaremos el ácido clorhídrico y el agua como los compuestos más estables del hidrógeno.²⁶ De acuerdo con la ley de sustitución anterior, si los elementos H y Cl son capaces de formar una molécula, HCl, y esta es estable, son capaces de reemplazarse el uno al otro. Y, en efecto, veremos más adelante (capítulo XI) que en gran cantidad de casos puede tener lugar una sustitución entre el hidrógeno y el cloro. Dado RH, entonces RCl es posible, porque el HCl existe y es estable.

La molécula de agua, H₂O, puede dividirse de dos maneras, dado que contiene 3 átomos: en H y (HO) por un lado, y en H₂ y O por el otro. En consecuencia, dado RH, sus productos de sustitución serán R(HO) según la primera forma, y R₂O según la segunda; dado RH₂, sus productos de sustitución correspondientes serán RH(OH), R(OH)₂, RO, (RH)₂O, etc.

El grupo (OH) es el mismo hidroxilo o radical acuoso que ya mencionamos en el tercer capítulo como parte componente de los hidróxidos y álcalis, por ejemplo, Na(OH), Ca(OH)₂, etc. Es evidente, a juzgar por H(HO) y HCl, que el (OH) puede ser sustituido por Cl, debido a que ambos son reemplazables por H; y esto es de ocurrencia común en química, ya que los cloruros metálicos —por ejemplo, NaCl y NH₄Cl— se corresponden con los hidróxidos de los álcalis Na(OH) o NH₄(OH).

En los hidrocarburos —por ejemplo, C₂H₆— el hidrógeno es reemplazable por cloro y por hidroxilo. Así, el alcohol común es C₂H₆, en el cual un átomo de H es reemplazado por (OH); es decir, C₂H₅(OH). Es evidente que el reemplazo del hidrógeno por hidroxilo constituye esencialmente el fenómeno de la oxidación, porque RH da R(OH), o RHO.

El peróxido de hidrógeno puede considerarse en este sentido como agua en la cual el hidrógeno es reemplazado por hidroxilo; H(OH) da (OH)₂ o H₂O₂. La otra forma de sustitución —a saber, la del O en lugar del H₂— es también un fenómeno químico común. Así, el alcohol, C₂H₆O, o C₂H₅(OH), al oxidarse en el aire, da ácido acético, C₂H₄O₂, o C₂H₃O(OH), en el cual el H₂ es reemplazado por O.

En el curso posterior de este trabajo tendremos ocasión de referirnos a la ley de sustitución para explicar muchos fenómenos y relaciones químicas.

Aplicaremos ahora estas concepciones al amoníaco para ver su relación con los compuestos oxigenados del nitrógeno. Es evidente que a partir del amoníaco, NH₃, o del amoníaco acuoso, NH₄(OH), deberían poder obtenerse muchas sustancias sustituyendo su hidrógeno por hidroxilo, o el H₂ por oxígeno. Y tal es el caso.

Los dos casos extremos de dicha sustitución serán los siguientes:

(1) Un átomo de H en el NH₃ es sustituido por (OH), produciéndose NH₂(OH). Dicha sustancia, que aún contiene mucho hidrógeno, debería poseer muchas de las propiedades del amoníaco. Se conoce bajo el nombre de hidroxilamina²⁷ y, de hecho, es capaz, al igual que el amoníaco, de dar sales con los ácidos; por ejemplo, con el ácido clorhídrico, NH₃(OH)Cl, que es una sustancia correspondiente al amoníaco salino, en la cual un átomo de hidrógeno es reemplazado por hidroxilo.²⁸

(2) El otro caso extremo de sustitución es el que proporciona el hidróxido de amonio, NH₄(OH), cuando todo el hidrógeno del amonio es reemplazado por oxígeno; y, como el amonio contiene 4 átomos de hidrógeno, el compuesto oxigenado superior debería ser NO₂(OH), o NHO₃, tal como comprobamos que ocurre en la realidad, ya que el NHO₃ es el ácido nítrico, que presenta el grado más alto de oxidación del nitrógeno.²⁹

Si en lugar de los dos aspectos extremos de la sustitución tomamos uno intermedio, obtenemos los compuestos oxigenados intermedios del nitrógeno. Por ejemplo, el N(OH)₃ es el ácido ortoniroso,³⁰ al cual corresponde el ácido nitroso, NO(OH), o NHO₂, equivalente a N(OH)₃ - H₂O, y el anhídrido nitroso, N₂O₃ = 2N(OH)₃ - 3H₂O.

Así, el nitrógeno da una serie de compuestos oxigenados que pasaremos a describir. Sin embargo, primero mostraremos mediante dos ejemplos que, en primer lugar, tanto la conversión del amoníaco en los compuestos oxigenados del nitrógeno hasta el ácido nítrico, como la preparación inversa del amoníaco (y por consiguiente también de los compuestos intermedios) a partir del ácido nítrico, son reacciones que transcurren directa y fácilmente bajo muchas circunstancias; y, en segundo lugar, que el principio general de sustitución antes mencionado brinda la posibilidad de comprender muchas relaciones y transformaciones que a primera vista resultan inesperadas y complejas, tales como la preparación del ácido hidronitroso, HN₃. En la naturaleza, la cuestión se complica por una serie de influencias y circunstancias, pero en la ley las relaciones se presentan en su aspecto más simple.

Es fácil demostrar la posibilidad de la oxidación del amoníaco en ácido nítrico haciendo pasar una mezcla de amoníaco y aire sobre platino esponjoso caliente. Esto provoca la oxidación del amoníaco, formándose ácido nítrico, que se combina parcialmente con el exceso de amoníaco.

La conversión inversa del ácido nítrico en amoníaco se efectúa mediante la acción del hidrógeno en el momento de su evolución.³¹ Así, el aluminio metálico, al desprender hidrógeno de una disolución de sosa cáustica, es capaz de convertir por completo el ácido nítrico añadido a la mezcla (en forma de sal, ya que el álcali da una sal con el ácido nítrico) en amoníaco, NHO₃ + 8H = NH₃ + 3H₂O.

En 1890, Curtius en Alemania obtuvo una sustancia gaseosa de composición HN₃ (trinitruro de hidrógeno), que posee las propiedades distintivas de un ácido y que da, al igual que el ácido clorhídrico, sales; por ejemplo, una sal sódica, NaN₃; una sal amónica, NH₄N₃ = N₄H₄; una sal bárica, Ba(N₃)₂, etc., a la que por consiguiente denominó ácido hidronitroso, HN₃.³²

La extraordinaria composición del compuesto (el amoníaco, NH₃, contiene un átomo de N y tres átomos de H; en el HN₃, por el contrario, hay tres átomos de N y un átomo de H), la fácil descomposición de sus sales con explosión y, sobre todo, su marcado carácter ácido (una disolución acuosa muestra una fuerte reacción ácida al tornasol), no sólo indicaron la importancia de este inesperado descubrimiento, sino que en un principio suscitaron cierta perplejidad en cuanto a la naturaleza de la sustancia obtenida, ya que las relaciones en las que el HN₃ se encontraba con otros compuestos simples de nitrógeno conocidos desde hacía tiempo no eran en absoluto evidentes, y el espíritu científico requiere especialmente que exista un vínculo claro entre cada innovación, cada nuevo descubrimiento, y aquello que ya está firmemente establecido y es conocido, pues sobre esta base se fundamenta esa unión aparentemente paradójica en la ciencia de una estabilidad conservadora con una mejora irresistible e incesante.

Esta conexión perdida entre el ácido hidronitroso recién descubierto, HN₃, y el amoníaco, NH₃, y el ácido nítrico, HNO₃, conocidos desde hace tiempo, puede hallarse en la ley de sustitución, partiendo de las conocidas propiedades y composición del ácido nítrico y del amoníaco, tal como mencioné en el «Journal of the Russian Physico-Chemical Society» (1890). La esencia del asunto radica en el hecho de que al hidrato de amonio, o amoníaco cáustico, NH₄OH, le debería corresponder, según la ley de sustitución, un ácido ortonítrico (véase la nota ³⁰), H₃NO₄ = NO(OH)₃, que equivale a NH₄(OH) con la sustitución en él de (a) dos átomos de hidrógeno por oxígeno (O—H₂) y (b) dos átomos de hidrógeno por el radical acuoso (OH—H). El ácido nítrico ordinario o metanítrico es simplemente este ácido ortonítrico menos agua.

Al ácido ortonítrico le deberían corresponder las sales amoniacales: monosustituida, H₂NH₄NO₄; bisustituida, H(NH₄)₂NO₄; y trisustituida, (NH₄)₃NO₄. Estas sales, al contener hidrógeno y oxígeno, como muchas sales amoniacales similares (véase, por ejemplo, el capítulo IX.—Cianuros), son capaces de desprenderse de ellos en forma de agua. Entonces, a partir de la primera sal tenemos H₂NH₄NO₄ - 4H₂O = N₂O —óxido nitroso—, y a partir de la segunda H(NH₄)₂NO4 - 4H₂O = HN₃ —ácido hidronitroso—, y a partir de la tercera (NH₄)₃NO - 4H₂O = N₄H₄ —la sal amónica del mismo ácido—.

La composición del HN₃ debe entenderse de este modo, mientras que sus propiedades ácidas se explican por el hecho de que el agua (4H₂O) de H(NH₄)₂N_O₄ se forma a expensas del hidrógeno del amonio y del oxígeno del ácido nítrico, de modo que permanece el mismo hidrógeno que en el ácido nítrico, o aquel que puede ser reemplazado por metales y dar sales. Además, el nitrógeno pertenece indudablemente a esa categoría de metaloides que dan ácidos, como el cloro y el carbono, y por lo tanto, bajo la influencia de tres de sus átomos, un átomo de hidrógeno adquiere las propiedades que tiene en los ácidos, de la misma manera que en el HCN (ácido cianhídrico) el hidrógeno ha recibido estas propiedades bajo la influencia del carbono y del nitrógeno (y el HN₃ puede considerarse como un HCN en el que el C ha sido reemplazado por N₂).

Además, aparte de explicar la composición y las propiedades ácidas del HN₃, el método anterior brinda la posibilidad de prever la estrechez del vínculo entre el ácido hidronitroso y el óxido nitroso, ya que N₂O + NH₃ = HN₃ + H₂O. Esta reacción, que fue prevista a partir de las consideraciones anteriores, fue llevada a cabo por Wislicenus (1892) mediante la síntesis de la sal sódica, tomando amida de sodio, NH₂Na (obtenida calentando Na en una corriente de NH₃), y haciéndola reaccionar (al calentarla) con óxido nitroso, N₂O, obteniendo 2NH₂Na + N₂O = NaN₃ + NaHO + NH₃. La sal resultante, NaN₃, da ácido hidronitroso al reaccionar con ácido sulfúrico, NaN₃ + H₂SO₄ = NaHSO₄ +HN₃. Este último da, con las disoluciones correspondientes de sus sales, las sales insolubles (y fácilmente explosivas) de plata, AgN₃ (insolubles, al igual que el AgCl o el AgCN), y de plomo, Pb(N₃)₂.

Los compuestos de nitrógeno con oxígeno presentan un excelente ejemplo de la ley de las proporciones múltiples, porque contienen, por cada 14 partes en peso de nitrógeno, 8, 16, 24, 32 y 40 partes respectivamente en peso de oxígeno. La composición de estos compuestos es la siguiente:—

N₂O, óxido nitroso; hidrato NHO.
N 2 O 2 , óxido nítrico, NO.
N 2 O 3 , anhídrido nitroso; hidrato NHO 2 .
$\text{N}_2\text{O}_4$, peróxido de nitrógeno, $\text{NO}_2$.
N 2 O 5 , anhídrido nítrico; hidrato NHO 3 .

De estos compuestos,³³ los óxidos nitroso y nítrico, el peróxido de nitrógeno y el ácido nítrico, NHO₃, se caracterizan por ser los más estables.

Los óxidos inferiores, al entrar en contacto con los superiores, pueden dar lugar a las formas intermedias; por ejemplo, el NO y el NO₂ forman N₂O₃, y los óxidos intermedios pueden, al descomponerse, dar un óxido superior y uno inferior.

Así, el N₂O₄ da N₂O₃ y N₂O₅, o, en presencia de agua, sus hidratos.

Ya hemos visto que, bajo ciertas condiciones, el nitrógeno se combina con el oxígeno, y sabemos que el amoníaco puede oxidarse.

En estos casos se forman varios productos de oxidación del nitrógeno, pero en presencia de agua y un exceso de oxígeno siempre dan ácido nítrico. El ácido nítrico, por corresponder al óxido más alto, es capaz, al desoxidarse, de dar los óxidos inferiores; es el único ácido de nitrógeno cuyas sales se encuentran de forma más o menos amplia en la naturaleza, y tiene muchos usos técnicos, razón por la cual comenzaremos por él.

El ácido nítrico, HNO₃, se conoce también con el nombre de agua fuerte. En estado libre solo se encuentra en la naturaleza en pequeñas cantidades, en el aire y en el agua de lluvia después de las tormentas; pero incluso en la atmósfera el ácido nítrico no permanece libre por mucho tiempo, sino que se combina con el amoníaco, cuyos rastros siempre se encuentran en el aire. Al caer sobre el suelo, en aguas corrientes, etc., el ácido nítrico entra en contacto en todas partes con bases (o sus carbonatos), que actúan fácilmente sobre él, por lo que se convierte en los nitratos de dichas bases. De este modo, el ácido nítrico se encuentra siempre en forma de sales en la naturaleza. Las sales solubles del ácido nítrico se denominan nitratos. Este nombre deriva del latín sal nitri. La sal potásica, KNO₃, es el nitrato común, y la sal sódica, NaNO₃, el nitrato de Chile o nitrato cúbico. Los nitratos se forman en el suelo cuando una sustancia nitrogenada se oxida lentamente en presencia de un álcali mediante el oxígeno de la atmósfera. En la naturaleza son muy frecuentes los casos de tal oxidación. Por esta razón, ciertos suelos y montones de basura —por ejemplo, escombros de cal (en presencia de una base)— contienen una cantidad más o menos considerable de nitrato. Uno de estos nitratos —el nitrato de sodio— se extrae de la tierra en grandes cantidades en Chile, donde probablemente se formó por la oxidación de residuos animales. Este tipo de nitrato se emplea en la práctica para la fabricación de ácido nítrico y de los demás compuestos oxigenados del nitrógeno. El ácido nítrico se obtiene a partir del nitrato de Chile calentándolo con ácido sulfúrico. El hidrógeno del ácido sulfúrico reemplaza al sodio en el nitrato. El ácido sulfúrico forma entonces un salario ácido, NaHSO₄, o una sal normal, Na₂SO₄, mientras que el ácido nítrico se forma a partir del nitrato y se volatiliza. La descomposición se expresa mediante las ecuaciones: (1) NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃ + NaHSO₄, si se forma la sal ácida, y (2) 2NaNO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNO₃, si se forma el sulfato de sodio normal. Con un exceso de ácido sulfúrico, a una temperatura moderada y al comienzo de la reacción, la descomposición transcurre de acuerdo con la primera ecuación; y al calentar ulteriormente con una cantidad suficiente de nitrato, de acuerdo con la segunda, debido a que la sal ácida NaHSO₄ actúa por sí misma como un ácido (pudiendo ser reemplazado su hidrógeno como en los ácidos), según la ecuación NaNO₃ + NaHSO₄ = Na₂SO₄ + HNO₃.

El ácido sulfúrico, según se dice, desplaza aquí al ácido nítrico de su combinación con la base.³⁴ Así, en la reacción del ácido sulfúrico sobre el salitre se forma una sal no volátil de ácido sulfúrico, que permanece, junto con un exceso de este ácido, en el aparato de destilación, y ácido nítrico, que se convierte en vapor y puede condensarse, por ser una sustancia líquida y volátil.

A pequeña escala, esta reacción puede llevarse a cabo en una retorta de vidrio con un condensador de vidrio.

A gran escala, en las fábricas de productos químicos, el proceso es exactamente similar, solo que se emplean retortas de hierro para contener la mezcla de salitre y ácido sulfúrico, y se utilizan frascos de barro de tres bocas en lugar de un condensador,³⁵ como se muestra en la fig. 47.

El ácido nítrico así obtenido contiene siempre agua. Es sumamente difícil privarlo de toda el agua mezclada sin destruir una porción del propio ácido y convertirlo parcialmente en óxidos inferiores, debido a que, sin la presencia de un exceso de agua, es muy inestable.

Cuando se destila rápidamente, una porción se descompone y se obtienen oxígeno libre y óxidos inferiores de nitrógeno, los cuales, junto con el agua, permanecen en disolución con el ácido nítrico. Por consiguiente, es necesario trabajar con sumo cuidado para obtener un hidrato puro de ácido nítrico, HNO₃, y especialmente mezclar el ácido nítrico obtenido del salitre, según se ha descrito anteriormente, con ácido sulfúrico, que absorbe el agua, y destilarlo a la temperatura más baja posible, es decir, colocando la retorta que contiene la mezcla en un baño de agua o de aceite y calentándola con precaución.

La primera porción del ácido nítrico así destilado hierve a 86°, tiene una gravedad específica a 15° de 1,526 y solidifica a -50°; es muy inestable a temperaturas más elevadas. Este es el hidrato normal, HNO₃, que corresponde a las sales, NMO₃, del ácido nítrico.

Cuando se diluye con agua, el ácido nítrico presenta un punto de ebullición más alto, no solo en comparación con el del propio ácido nítrico, sino también con el del agua; de modo que, si se destila ácido nítrico muy diluido, las primeras porciones que pasan consistirán en agua casi pura, hasta que el punto de ebullición en los vapores alcance los 121°. A esta temperatura destila un compuesto de ácido nítrico con agua, que contiene alrededor del 70 % en p. de ácido nítrico;⟬fn:fn_fn_fbb6bcf28994:36⟭ su gravedad específica a 15° = 1,421.

Si la disolución contiene menos del 25 % en p. de agua, entonces, al ser la gravedad específica de la disolución superior a 1,44, el HNO₃ se evapora y humea en el aire, formando el hidrato anterior, cuya tensión de vapor es menor que la del agua. Tales disoluciones forman ácido nítrico fumante. Al destilar, da ácido monohidratado,⟬fn:fn_fn_3fcd47490a9b:37⟭ HNO₃; es un hidrato que hierve a 121°, de modo que se obtiene tanto a partir de disoluciones débiles como fuertes.

El ácido nítrico fumante, bajo la acción no solo de sustancias orgánicas, sino incluso del calor, pierde una porción de su oxígeno, formando óxidos inferiores de nitrógeno, que le confieren un color rojo pardo;⟬fn:fn_fn_9f7ffbbd5baf:38⟭ el ácido puro es incoloro.

El ácido nítrico, como hidrato ácido, entra en reacciones de doble descomposición con bases, hidratos básicos (álcalis) y con sales. En todos estos casos se obtiene una sal de ácido nítrico. Un álcali y el ácido nítrico dan agua y una sal; así también, un óxido básico con el ácido nítrico da una sal y agua; por ejemplo, la cal, CaO + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O.

Muchas de estas sales se denominan nitratos.³⁹

La composición de las sales ordinarias del ácido nítrico puede expresarse mediante la fórmula general M(NO₃)_n, donde M indica un metal que reemplaza al hidrógeno en uno o varios (n) equivalentes de ácido nítrico. Encontraremos más adelante que los átomos M de los metales son equivalentes a un átomo de hidrógeno (K, Na, Ag), o dos (Ca, Mg, Ba), o tres (Al, In), o, en general, a n átomos de hidrógeno.

Las sales del ácido nítrico se caracterizan especialmente por ser todas solubles en agua.⁴⁰

A partir de la propiedad común a todas estas sales de entrar en descomposiciones dobles, y debido a la volatilidad del ácido nítrico, desprenden ácido nítrico al calentarlas con ácido sulfúrico. Todas ellas, al igual que el propio ácido, son capaces de desprender oxígeno al calentarlas y, en consecuencia, de actuar como sustancias oxidantes; por lo tanto, por ejemplo, deflagran con carbono ignoto, quemándose el carbono a expensas del oxígeno de la sal y formando productos gaseosos de combustión.⁴¹

El ácido nítrico también participa en descomposiciones dobles con diversos hidrocarburos que no poseen de ningún modo caracteres alcalinos y no reaccionan con otros ácidos. En estas circunstancias, el ácido nítrico da agua y una nueva sustancia denominada nitrocompuesto. El carácter químico del nitrocompuesto es el mismo que el de la sustancia original; por ejemplo, si se toma una sustancia indiferente, el nitrocompuesto obtenido a partir de ella también será indiferente; si se toma un ácido, también se obtiene un ácido.⁴²

El benceno, C₆H₆, por ejemplo, actúa según la ecuación C₆H₆ + HNO₃ = H₂O + C₆H₅NO₂. Se produce nitrobenceno. La sustancia tomada, C₆H₆, es un hidrocarburo líquido con un débil olor a alquitrán, que hierve a 80° y es más ligero que el agua; por la acción del ácido nítrico se obtiene nitrobenceno, que es una sustancia que hierve a unos 210°, más pesada que hetgua y con olor a almendras: se emplea en grandes cantidades para la preparación de anilina y colorantes de anilina.⁴³

Como los nitrocompuestos contienen tanto elementos combustibles (hidrógeno y carbono) como oxígeno en combinación inestable con el nitrógeno, en forma del radical NO₂ del ácido nítrico, se descomponen con una explosión al ser encendidos o incluso golpeados, debido a la presión de los vapores y gases formados —nitrógeno libre, anhídrido carbónico, CO₂, óxido de carbono, CO, y vapor acuoso—. En la explosión de los nitrocompuestos⁴⁴ se desprende mucho calor, al igual que en la combustión de la pólvora o del gas detonante, y en este caso la fuerza de la explosión en un espacio cerrado es grande, porque a partir de un nitrocompuesto sólido o líquido que ocupa un espacio pequeño se generan vapores y gases cuya elasticidad es grande no solo por el pequeño espacio en el que se forman, sino debido a la alta temperatura correspondiente a la combustión del nitrocompuesto.⁴⁵

Si el vapor de ácido nítrico se hace pasar a través de un tubo de vidrio incluso moderadamente caliente, puede observarse la formación de vapores de color marrón oscuro de los óxidos inferiores de nitrógeno y la separación de oxígeno libre, 2NHO₃ = H₂O + 2NO₂ + O. La descomposición es completa al rojo blanco; es decir, se forma nitrógeno, 2NHO₃ = H₂O + N₂ + O₅.

De ahí que se comprenda fácilmente que el ácido nítrico puede desprenderse de su oxígeno frente a varias sustancias capaces de ser oxidadas.⁴⁶ En consecuencia, es un agente oxidante. El carbón vegetal, como ya hemos visto, arde en el ácido nítrico; el fósforo, el azufre, el yodo y la mayoría de los metales también descomponen el ácido nítrico, algunos al calentarlos y otros incluso a la temperatura ordinaria: las sustancias empleadas se oxidan y el ácido nítrico se desoxida, rindiendo compuestos que contienen menos oxígeno.

Solo unos pocos metales, como el oro y el platino, no actúan sobre el ácido nítrico, pero la mayoría lo descompone; al hacerlo, se forma un óxido del metal que, si posee el carácter de una base, actúa sobre el ácido nítrico restante; por tanto, con la mayoría de los metales el resultado de la reacción no suele ser un óxido del metal, sino la sal correspondiente del ácido nítrico y, al mismo tiempo, uno de los óxidos inferiores del nitrógeno.

Las sales resultantes de los metales son solubles, y de ahí que se diga que el ácido nítrico disuelve casi todos los metales.⁴⁷ Este caso se denomina disolución de los metales por los ácidos, aunque no se trata de una disolución simple, sino de un cambio químico complejo de las sustancias empleadas. Al ser tratados con este ácido, aquellos metales cuyos óxidos no se combinan con el ácido nítrico producen el óxido en sí y no una sal; por ejemplo, el estaño actúa de este modo sobre el ácido nítrico, formando un óxido hidratado, SnH₂O₃, que se obtiene en forma de un polvo blanco, Sn + 4NHO₃ = H₂SnO₃ + 4NO₂ + H₂O.

La plata es capaz de absorber aún más oxígeno y de convertir una gran porción de ácido nítrico en anhídrido nitroso, 4Ag + 6HNO₃ = 4AgNO₃ + N₂O₃ + 3H₂O. El cobre absorbe todavía más oxígeno del ácido nítrico, convirtiéndolo en óxido nítrico, y, por la acción del cinc, el ácido nítrico es capaz de ceder una cantidad aún mayor de nitrógeno, formando óxido nitroso, 4Zn + 10NHO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O.⁴⁸

A veces, y especialmente con disoluciones diluidas de ácido nítrico, la desoxidación llega hasta la formación de hidroxilamina y amoníaco, y a veces conduce a la formación del propio nitrógeno. La formación de una u otra sustancia nitrogenada a partir del ácido nítrico está determinada no solo por la naturaleza de las sustancias reaccionantes, sino también por la masa relativa de agua y ácido nítrico, así como por la temperatura y la presión, o la suma total de las condiciones de reacción; y como en una mezcla dada incluso estas condiciones varían (la temperatura y la masa relativa varían), no pocas veces ocurre que se forma una mezcla de diferentes productos de la desoxidación del ácido nítrico.

De este modo, la acción del ácido nítrico sobre los metales consiste en que estos son oxidados, mientras que el propio ácido se convierte, según la temperatura, la concentración en la que se emplee y la naturaleza del metal, etc., en óxidos inferiores, amoníaco o incluso en nitrógeno.⁴⁹

Muchos compuestos son oxidados por el ácido nítrico al igual que los metales y otros elementos; por ejemplo, los óxidos inferiores se convierten en óxidos superiores. Así, el ácido arsenioso se convierte en ácido arsénico, el subóxido de hierro en óxido, el ácido sulfuroso en ácido sulfúrico, los sulfuros de los metales, M₂S, en sulfatos, M₂SO₄, etc.; en una palabra, el ácido nítrico provoca la oxidación, su oxígeno es absorbido y transferido a muchas otras sustancias.

Ciertas sustancias son oxidadas por el ácido nítrico concentrado con tanta rapidez y con un desprendimiento de calor tan grande que deflagran y estallan en llamas. Así, la trementina, C₁₀H₁₆, arde en llamas al ser vertida sobre ácido nítrico fumante.

En virtud de su propiedad oxidante, el ácido nítrico elimina el hidrógeno de muchas sustancias. Así, descompone el ácido yodhídrico, separando el yodo y formando agua; y si se vierte ácido nítrico fumante en un matraz que contenga ácido yodhídrico gaseoso, tiene lugar una reacción rápida, acompañada de llamas y de la separación de vapores violetas de yodo y vapores marrones de óxidos de nitrógeno.⁵⁰

Como el ácido nítrico se descompone con mucha facilidad con separación de oxígeno, se supuso durante mucho tiempo que no era capaz de formar el anhídrido nítrico correspondiente, N₂O₅; pero Deville primero, y posteriormente Weber y otros, descubrieron los métodos para su formación.

Deville obtuvo el anhídrido nítrico descomponiendo nitrato de plata con cloro bajo la influencia de un calor moderado. El cloro actúa sobre dicha sal a una temperatura de 95° (2AgNO₃ + Cl₂ = 2AgCl + N₂O₅ + O), y una vez iniciada la reacción, esta continúa por sí misma sin necesidad de más calefacción. Se desprenden vapores pardos, los cuales se condensan en un tubo rodeado por una mezcla frigorífica. Una porción se condensa en este tubo y otra porción permanece en estado gaseoso. Este último contiene oxígeno libre. En el tubo se obtienen una masa cristalina y una sustancia líquida; el líquido se decanta y se hace pasar una corriente de gas anhídrido carbónico seco a través del aparato para eliminar todos los trazas de sustancias volátiles (óxidos de nitrógeno líquidos) adheridas a los cristales de anhídrido nítrico. Estos forman una masa voluminosa de cristales rómbicos (densidad 1,64), que a veces son de tamaño bastante grande; se funden a unos 30° y destilan a unos 47°. Al destilar, una parte de la sustancia se descompone. Con agua, estos cristales dan ácido nítrico.

El anhídrido nítrico también se obtiene por la acción del anhídrido fosfórico, P₂O₅, sobre ácido nítrico puro y frío (por debajo de 0°). Durante la destilación muy cuidadosa de partes iguales en peso de estas dos sustancias, una porción del ácido se descompone, dando un compuesto líquido, H₂O,2N₂O₅ = N₂O₅,2HNO₃, mientras que la mayor parte del ácido nítrico da el anhídrido según la ecuación 2HNO₃ + P₂O₅ = 2PHO₃ + N₂O₅.

Al calentarlo, el anhídrido nítrico se descompone con explosión, o gradualmente, en peróxido nítrico y oxígeno, N₂O₅ = N₂O₄ + O.

Peróxido de nitrógeno, N₂O₄, y dióxido de nitrógeno, NO₂, expresan una y la misma composición, pero deben distinguirse como el oxígeno común y el ozono, aunque en este caso su conversión mutua se efectúa más fácilmente y tiene lugar en la vaporización; asimismo, el O₃ pierde calor al pasar a O₂, mientras que el N₂O₄ absorbe calor al formar NO₂.

El ácido nítrico, al actuar sobre el estaño y sobre muchas sustancias orgánicas (por ejemplo, el almidón), produce vapores marrones, que consisten en una mezcla de N₂O₃ y NO₂.

Se obtiene un producto más puro mediante la descomposición térmica del nitrato de plomo, Pb(NO₃)₂ = 2NO₂ + O + PbO, formándose óxido de plomo no volátil, gas oxígeno y peróxido de nitrógeno. Este último se condensa, en un recipiente bien refrigerado, en un líquido marrón que hierve a unos 22°.

El peróxido de nitrógeno más puro, que solidifica a -9°, se obtiene mezclando oxígeno seco en una mezcla frigorífica con el doble de su volumen de óxido nítrico seco, NO, formándose en el recipiente prismas transparentes de peróxido de nitrógeno: estos se funden dando un líquido incoloro a unos -10°.

Cuando la temperatura del recipiente está por encima de -9°, los cristales se funden,⁵¹ y a 0° dan un líquido amarillo rojizo, semejante al obtenido en la descomposición del nitrato de plomo.

Los vapores de peróxido de nitrógeno poseen un olor característico y, a la temperatura ordinaria, son de color marrón oscuro, pero a temperaturas más bajas el color del vapor es mucho más tenue. Al calentarlo, especialmente por encima de 50°, el color se vuelve de un marrón muy oscuro, de modo que los vapores casi pierden su transparencia.

Las causas de estas peculiaridades del peróxido de nitrógeno no se comprendieron claramente hasta que Deville y Troost determinaron la densidad y la disociación del vapor de esta sustancia a diferentes temperaturas, y demostraron que la densidad varía.

Si la densidad se refiere a la del hidrógeno a la misma temperatura y presión, se observa entonces que varía desde 38 en el punto de ebullición, o unos 27°, hasta 23 a 135°, tras lo cual la densidad permanece constante hasta aquellas altas temperaturas a las que los óxidos de nitrógeno se descomponen. Como sobre la base de las leyes enunciadas en el capítulo siguiente, la densidad 23 corresponde al compuesto NO₂ (porque el peso correspondiente a esta fórmula molecular = 46, y la densidad referida al hidrógeno como unidad es igual a la mitad del peso molecular); por lo tanto, a temperaturas superiores a 135° debe reconocerse únicamente la existencia del dióxido de nitrógeno.

Es este gas el que tiene un color marrón. A una temperatura más baja forma peróxido de nitrógeno, N₂O₄, cuyo peso molecular, y por tanto su densidad, es el doble que el del dióxido. Esta sustancia, que es isomérica con el dióxido de nitrógeno, del mismo modo que el ozono es isomérico con el oxígeno, y tiene una densidad de vapor dos veces mayor (46 referida al hidrógeno), se forma en mayor cantidad cuanto más baja es la temperatura, y cristaliza a -10°.

Las razones tanto de la variación del color del gas (el N₂O₄ da vapores incoloros y transparentes, mientras que los de NO₂ son marrones y opacos) como de la variación de la densidad del vapor con la variación de la temperatura quedan así perfectamente claras; y como en el punto de ebullición se obtuvo una densidad de 38, por lo tanto a dicha temperatura los vapores consisten en una mezcla de 79 partes en peso de N₂O₄ con 21 partes en peso de NO₂.⁵²

Es evidente que aquí tiene lugar una descomposición cuya peculiaridad consiste en el hecho de que el producto de descomposición, NO₂, se polimeriza (es decir, se vuelve más denso, se combina consigo mismo) a una temperatura más baja; es decir, la reacción

N₂O₄ = NO₂ + NO₂

es una reacción reversible y, por consiguiente, todo el fenómeno representa una disociación en un medio gaseoso homogéneo, donde la sustancia original, N₂O₄, y el resultado, NO₂, son ambos gases. La medida de la disociación se expresará si hallamos la proporción entre la cantidad de sustancia descompuesta y la cantidad total de la sustancia.

Por lo tanto, en el punto de ebullición, la medida de la descomposición del peróxido de nitrógeno será del 21 p.c.; a 135° es = 1, y a 10° es = 0; es decir, el N₂O₄ no es entonces descomponible. En consecuencia, los límites de la disociación aquí son -10° y 135° a la presión atmosférica.⁵³

Dentro de los límites de estas temperaturas, los vapores de peróxido de nitrógeno no tienen una densidad constante, sino que, por el contrario, por encima y por debajo de dichos límites existen sustancias definidas. Así, por encima de 135°, el N₂O₄ ha dejado de existir y solo queda el NO₂. Es evidente que a la temperatura ordinaria existe un sistema parcialmente disociado o mezcla de peróxido de nitrógeno, N₂O₄, y dióxido de nitrógeno, NO₂. En el líquido marrón que hierve a 22°, probablemente una porción del N₂O₄ ya se ha transformado en NO₂, y solo el líquido incoloro y la sustancia cristalina a -10° pueden considerarse como peróxido de nitrógeno puro.⁵⁴

Lo anterior explica la acción del peróxido de nitrógeno sobre el agua a bajas temperaturas. N₂O₄ obra entonces sobre el agua como una mezcla de los anhidridos de los ácidos nitroso y nítrico. El primero, N₂O₃, puede considerarse como agua en la cual cada uno de los dos átomos de hidrógeno es reemplazado por el radical NO, mientras que en el segundo cada hidrógeno es reemplazado por el radical NO₂, propio del ácido nítrico; y en el peróxido de nitrógeno un átomo del hidrógeno del agua es reemplazado por NO y el otro por NO₂, tal como se ve a partir de las fórmulas—

	H		O;	NO		O;	NO		O;	NO 2		O;
	H	NO	NO 2	NO 2
o	H 2 O	N 2 O 3	N 2 O 4	N 2 O 5

De hecho, el peróxido de nitrógeno a bajas temperaturas da con agua (hielo) tanto ácido nítrico, HNO₃, como nitroso, HNO₂. Este último, como veremos más adelante, se descompone en agua y el anhídrido, N₂O₃.

Si, por el contrario, agua caliente actúa sobre el peróxido de nitrógeno, solo se forman ácido nítrico y monóxido de nitrógeno: 3NO₂ + H₂O = NO + 2NHO₃.

Aunque el NO₂ no se descompone en N y O ni siquiera a 500°, en muchos casos actúa como agente oxidante. Así, por ejemplo, oxida al mercurio, convirtiéndolo en nitrato mercurioso, 2NO₂ + Hg = HgNO₃ + NO, desoxidándose él mismo a óxido nítrico, en el cual se transforma el dióxido en muchos otros casos, y a partir del cual se forma fácilmente.⁵⁵

Anhidrido nitroso, N₂O₃, corresponde⁵⁶ al ácido nitroso, NHO₂, el cual forma una serie de sales, los nitritos —por ejemplo, la sal sódica NaNO₂, la sal potásica KNO₂, la sal amónica (NH₄)NO₂,⁵⁷ la sal argéntica AgNO₂,⁵⁸ &c.

Ni el anhídrido ni el hidrato del ácido se conocen en estado de perfecta pureza. El anhídrido solo se ha obtenido como una sustancia muy inestable y aún no ha sido investigado por completo; y al intentar obtener el ácido NHO₂ a partir de sus sales, este siempre da agua y el anhídrido, mientras que este último, como óxido intermedio, se desdobla parcial o totalmente en NO + NO₂.

Pero las sales del ácido nitroso se distinguen por su gran estabilidad. El nitrato potásico, KNO₃, puede convertirse en nitrito potásico privándolo de una parte de su oxígeno; por ejemplo, fundiéndolo (a una temperatura no demasiado alta) con metales, tales como el plomo, KNO₃ + Pb = KNO₂ + PbO.⁵⁹ La sal resultante es soluble en agua, mientras que el óxido de plomo es insoluble.

Con ácido sulfúrico y otros ácidos, la disolución de nitrito potásico⁶⁰ desprende inmediatamente un gas pardo, el anhídrido nitroso: 2KNO₂ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + N₂O₃ + H₂O.

El mismo gas (N₂O₃) se obtiene haciendo pasar óxido nítrico a 0° a través de peróxido de nitrógeno líquido,⁶¹ o calentando almidón con ácido nítrico de gr. esp. 1,3. A una temperatura muy baja se condensa en un líquido azul que hierve por debajo de 0°,⁶² pero descomponiéndose entonces parcialmente en NO + NO₂.

El anhídrido nitroso posee una notable capacidad oxidante. Los cuerpos incandescentes arden en él, el ácido nítrico lo absorbe y adquiere entonces la propiedad de actuar sobre la plata y otros metales, incluso cuando está diluido. El yoduro potásico es oxidado por este gas exactamente igual que por el ozono (y por el peróxido de hidrógeno, los ácidos crómico y otros, pero no por el ácido nítrico diluido ni por el ácido sulfúrico), con la separación de yodo. Este yodo puede reconocerse (véase Ozono, Capítulo IV.) porque vuelve azul el almidón.

Trazas muy pequeñas de nitritos pueden detectarse fácilmente mediante este método. Si, por ejemplo, se añaden almidón y yoduro potásico a una disolución de nitrito potásico (al principio no habrá cambios, al no haber ácido nitroso libre) y luego se añade ácido sulfúrico, el ácido nitroso (o su anhídrido) liberado inmediatamente pone en libertad yodo, el cual produce un color azul con el almidón. El ácido nítrico no actúa de este modo, pero en presencia de cinc se produce la coloración, lo que prueba la formación de ácido nitroso en la desoxidación del ácido nítrico.⁶³

El ácido nitroso actúa directamente sobre el amoníaco, formando nitrógeno y agua, HNO₂ + NH₃ = N₂ + 2H₂O.⁶⁴

Como el anhídrido nitroso se descompone fácilmente en NO₂ + NO, al igual que el NO₂, con agua caliente da ácido nítrico y óxido nítrico, según la ecuación 3N₂O₃ + H₂O = 4NO + 2NHO₃.

Al encontrarse en un grado de oxidación inferior al del ácido nítrico, el ácido nitroso y su anhídrido son oxidados en solución por muchas sustancias oxidantes —por ejemplo, por el permanganato de potasio— convirtiéndose en ácido nítrico.⁶⁵

Óxido nítrico, NO.—Este gas permanente⁶⁶ (es decir, inlicuable por presión sin la ayuda del frío) puede obtenerse a partir de todos los compuestos de nitrógeno con oxígeno descritos anteriormente. La desoxidación del ácido nítrico mediante metales es el método habitual empleado para su preparación.

Se vierte ácido nítrico diluido (dens. grav. 1,18, pero no más concentrado, ya que entonces se producen N₂O₃ y NO₂) en un matraz que contiene cobre metálico.⁶⁷

La reacción comienza a la temperatura ordinaria. El mercurio y la plata también dan óxido nítrico con el ácido nítrico. En estas reacciones con metales, una porción del ácido nítrico se emplea en la oxidación del metal, mientras que la otra porción, y con mucho la mayor, se combina con el óxido metálico así obtenido, con formación del nitrato correspondiente al metal tomado. La primera acción del cobre sobre el ácido nítrico se expresa así mediante la ecuación

2NHO₃ + 3Cu = H₂O + 3CuO + 2NO.

La segunda reacción consiste en la formación de nitrato de cobre—

6NHO₃ + 3CuO = 3H₂O + 3Cu(NO₃)₂.

El óxido nítrico es un gas incoloro que es sólo ligeramente soluble en agua (

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de un volumen a la temperatura ordinaria). No se conocen reacciones de doble descomposición en las que el óxido nítrico participe con facilidad; es decir, es un óxido indiferente, no salino. Al igual que los demás óxidos de nitrógeno, se descompone en sus elementos al rojo vivo (a partir de los 900°; a los 1.200° el 60 por ciento da N₂ y 2N₂O₃, pero la descomposición completa en N₂ y O₂ solo tiene lugar en el punto de fusión del platino, Emich 1892).

La propiedad más característica del óxido nítrico es su capacidad para combinarse directa y fácilmente con el oxígeno (debido al desprendimiento de calor en la combinación). Con el oxígeno forma anhídrido nitroso y peróxido de nitrógeno, 2NO + O = N₂O₃, 2NO + O₂ = 2NO₂. Si el óxido nítrico se mezcla con oxígeno y se agita inmediatamente con potasa cáustica, se convierte casi por completo en nitrito de potasio; mientras que, transcurrido un cierto tiempo, cuando ya ha comenzado la formación de peróxido de nitrógeno, se obtiene una mezcla de nitrito y nitrato de potasio.

Si se hace pasar oxígeno a una campana llena de óxido nítrico, se forman vapores pardos de anhídrido nitroso y peróxido de nitrógeno, incluso en ausencia de humedad; estos, en presencia de agua, dan, como ya sabemos, ácido nítrico y óxido nítrico, de modo que, en presencia de un exceso de agua y oxígeno, la totalidad del óxido nítrico se convierte fácil y directamente en ácido nítrico. Esta reacción de la re-formación de ácido nítrico a partir de óxido nítrico, aire y agua, 2NO + H₂O + O₃ = 2HNO₃, se utiliza frecuentemente en la práctica. El experimento que muestra la conversión del óxido nítrico en ácido nítrico es muy llamativo e instructivo. A medida que avanza la mezcla del oxígeno con el óxido de nitrógeno, el ácido nítrico formado se disuelve en agua, y si no se ha añadido un exceso de oxígeno, todo el gas (óxido nítrico), al convertirse en HNO₃, es absorbido, y el agua llena por completo la campana que contenía previamente el gas.⁶⁸

Es evidente que el óxido nítrico⁶⁹, al combinarse con el oxígeno, tiene una fuerte tendencia a dar los tipos superiores de compuestos nitrogenados, que vemos en el ácido nítrico, HNO₃ o NO₂(OH), en el anhídrido nítrico, N₂O₅ o (NO₂)₂O, y en el cloruro de amonio, NH₄Cl. Si X representa un átomo de hidrógeno o sus equivalentes, cloro, hidroxilo, etc., y si O, que según la ley de sustitución es equivalente a H₂, se indica mediante X₂, entonces los tres compuestos de nitrógeno mencionados anteriormente deben considerarse como compuestos del tipo o forma NX₅. Por ejemplo, en el ácido nítrico X₅ = O₂ + (OH), donde O₂ = X₄ y OH = X; mientras que el óxido nítrico es un compuesto de la forma NX₂. De ahí que esta forma inferior, al igual que las formas inferiores en general, tienda mediante la combinación a alcanzar las formas superiores propias de los compuestos de un elemento dado. El NX₂ pasa consecutivamente a NX₃ —es decir, a N₂O₃ y NHO₂—, a NX₄ (por ejemplo, NO₂) y a NX₅.

Como la descomposición del óxido nítrico comienza a temperaturas superiores a 900°, muchas sustancias arden en él; así, el fósforo encendido continúa ardiendo en el óxido nítrico, pero el azufre y el carbón se extinguen en este.

Esto se debe a que el calor desprendido en la combustión de estas dos sustancias es insuficiente para la descomposición del óxido nítrico, mientras que el calor desarrollado por la combustión del fósforo basta para producir dicha descomposición.

Que el óxido nítrico realmente favorece la combustión, debido a que es descompuesto por la acción del calor, se demuestra por el hecho de que el carbón fuertemente encendido continúa ardiendo en el mismo óxido nítrico⁷⁰ en el que un trozo de carbón débilmente incandescente se apaga.

Los compuestos de nitrógeno con oxígeno que hemos considerado hasta ahora pueden prepararse todos a partir del óxido nítrico, y a su vez pueden convertirse en él. Así, el óxido nítrico mantiene una íntima conexión con ellos.⁷¹

El paso del óxido nítrico a los grados superiores de oxidación y la reacción inversa se emplean en la práctica como un medio para transferir el oxígeno del aire a sustancias capaces de ser oxidadas. Partiendo del óxido nítrico, este puede convertirse fácilmente, con la ayuda del oxígeno de la atmósfera y del agua, en ácido nítrico, anhídrido nitroso y peróxido de nitrógeno, y mediante ellos emplearse para oxidar otras sustancias.

En esta acción oxidante se forma de nuevo óxido nítrico, el cual puede convertirse nuevamente en ácido nítrico, y así sucesivamente de forma continuada, con tal de que estén presentes oxígeno y agua. De ahí el hecho, que al principio parece una paradoja, de que por medio de una pequeña cantidad de óxido nítrico en presencia de oxígeno y agua sea posible oxidar una cantidad indefinidamente grande de sustancias que no pueden ser oxidadas directamente ni por la acción del oxígeno atmosférico ni por la acción del óxido nítrico por sí mismo.

El anhídrido sulfuroso, SO₂, que se obtiene en la combustión del azufre y en la tostación de muchos sulfuros metálicos en el aire, es un ejemplo de este tipo. En la práctica, este gas se obtiene quemando azufre o piritas de hierro, convirtiéndose estas últimas de este modo en óxido de hierro y anhídrido sulfuroso. En contacto con el oxígeno de la atmósfera este gas no pasa al grado superior de oxidación, el anhídrido sulfúrico, SO₃, y si llega a formar ácido sulfúrico con el agua y el oxígeno de la atmósfera, SO₂ + H₂O + O = H₂SO₄, lo hace con extrema lentitud.

Con el ácido nítrico (y especialmente con el ácido nitroso, pero no con el peróxido de nitrógeno) y agua, el anhídrido sulfuroso forma por el contrario, muy fácilmente, ácido sulfúrico, y muy especialmente cuando se calienta ligeramente (a unos 40°), convirtiéndose el ácido nítrico (o, mejor aún, el ácido nitroso) en óxido nítrico—

3SO₂ + 2NHO₃ + 2H₂O = 2H₂SO₄ + 2NO.

La presencia de agua es absolutamente indispensable aquí, de lo contrario se forma anhídrido sulfúrico, el cual se combina con los óxidos de nitrógeno (anhídrido nitroso), formando una sustancia cristalina que contiene óxidos de nitrógeno (cristales de cámara, que se describirán en el Capítulo XX).

El agua destruye este compuesto, formando ácido sulfúrico y separando los óxidos de nitrógeno. El agua debe tomarse en mayor cantidad que la requerida para la formación del hidrato H₂SO₄, porque este último absorbe los óxidos de nitrógeno. Sin embargo, con un exceso de agua, no se produce la solución.

Si en la reacción anterior solo se toman agua, anhídrido sulfuroso y ácido nítrico o nitroso en una cantidad definida, entonces se formarán una cantidad definida de ácido sulfúrico y óxido nítrico, según la ecuación precedente; pero la reacción termina ahí y el exceso de anhídrido sulfuroso, si lo hubiera, permanecerá inalterado.

Pero si añadimos aire y agua, entonces el óxido nítrico se unirá con el oxígeno para formar peróxido de nitrógeno, y este último con el agua para formar ácidos nítrico y nitroso, los cuales a su vez producen ácido sulfúrico a partir de una cantidad fresca de anhídrido sulfuroso. Se forma nuevamente óxido nítrico, el cual es capaz de iniciar la oxidación de nuevo si hay suficiente aire.

Por lo tanto, es posible con una cantidad definida de óxido nítrico convertir una cantidad indefinidamente grande de anhídrido sulfuroso en ácido sulfúrico, requiriéndose únicamente agua y oxígeno.⁷²

Esto se puede demostrar fácilmente mediante un experimento a pequeña escala, si primero se introduce una cantidad determinada de óxido nítrico en un matraz y luego se hacen pasar continuamente anhídrido sulfuroso, vapor y oxígeno. Así, la reacción descrita anteriormente puede expresarse de la siguiente manera:—

nSO₂ + nO + (n + m)H₂O + NO = nH₂SO₄,mH₂O + NO si consideramos únicamente las sustancias originales y las formadas finalmente. De este modo, una cantidad definida de óxido nítrico puede servir para la conversión de una cantidad indefinida de anhídrido sulfuroso, oxígeno y agua en ácido sulfúrico. En la realidad, sin embargo, existe un límite para esto, debido a que se emplea aire, y no oxígeno puro, para la oxidación, por lo que es necesario eliminar el nitrógeno del aire e introducir una nueva cantidad de aire. Una cierta cantidad de óxido nítrico se escapará junto con este nitrógeno y, de este modo, se perderá.⁷³

La serie de cambios precedente sirve de base para la fabricación de ácido sulfúrico o del llamado ácido de cámara. Este ácido se prepara a gran escala en las fábricas de química por ser el ácido más barato cuya acción puede aplicarse en gran cantidad de casos. Por consiguiente, se utiliza en cantidades inmensas.

El proceso se lleva a cabo en una serie de cámaras (o en una dividida por tabiques como en la fig. 50, que muestra el principio y el final de una cámara) construidas de planchas de plomo. Estas cámaras se colocan una contra otra y se comunican mediante tubos u orificios especiales colocados de tal manera que los tubos de entrada están en la parte superior de la cámara, y la salida en el extremo inferior y opuesto.

La corriente de vapor y gases necesaria para la preparación del ácido sulfúrico pasa a través de estas cámaras y tubos. El ácido, a medida que se forma, cae al fondo de las cámaras o escurre por sus paredes, y fluye de cámara en cámara (desde la última hacia la primera), para permitir lo cual los tabiques no llegan hasta el fondo.

El suelo y las paredes de las cámaras deben estar hechos, por lo tanto, de un material sobre el cual el ácido sulfúrico no actúe. Entre los metales ordinarios, el plomo es el único adecuado.⁷⁴

Para la formación del ácido sulfúrico es necesario introducir anhídrido sulfuroso, vapor de agua, aire y ácido nítrico, o algún óxido de nitrógeno, en las cámaras. El anhídrido sulfuroso se produce mediante la combustión de azufre o piritas de hierro. Esto se lleva a cabo en el horno con cuatro hogares situado a la izquierda del dibujo. El aire se introduce en las cámaras y en el horno a través de orificios en las puertas del horno. La corriente de aire y oxígeno se regula abriendo o cerrando dichos orificios en mayor o menor medida. El tiro de entrada en las cámaras es provocado por el hecho de que los gases y vapores calientes pasan a las cámaras, cuya temperatura se eleva aún más por la propia reacción, y también porque el nitrógeno restante se extrae continuamente por la salida (situada sobre la torre K) mediante una chimenea alta ubicada cerca de las cámaras. El ácido nítrico se prepara a partir de una mezcla de ácido sulfúrico y salitre de Chile, en los mismos hornos en los que se desprende el anhídrido sulfuroso (o bien en hornos especiales). No se emplean más de 8 partes de salitre por cada 100 partes de azufre quemado. Al salir del horno, los vapores de ácido nítrico y los óxidos de nitrógeno mezclados con aire y anhídrido sulfuroso pasan primero por los tubos horizontales T hacia el recipiente B B, que se enfría parcialmente mediante agua que entra por el lado derecho y sale por el izquierdo a través de o, con el fin de reducir la temperatura de los gases que entran en la cámara. Los gases ascienden luego por una torre llena de coque, representada a la izquierda del dibujo. En esta torre se colocan trozos de coque (el residuo de la destilación seca del carbón), sobre los cuales fluye en goteo ácido sulfúrico desde el depósito M. Este ácido ha absorbido en la torre final K los óxidos de nitrógeno que escapan de la cámara. Esta torre final también está llena de coque, sobre el cual fluye en goteo una corriente de ácido sulfúrico concentrado desde el depósito M. El ácido se esparce sobre el coque y, debido a la gran superficie que este ofrece, absorbe la mayor parte de los óxidos de nitrógeno que escapan de las cámaras. El ácido sulfúrico al descender por la torre se satura con los óxidos de nitrógeno y sale por h hacia un recipiente especial (situado en el dibujo al lado de los hornos), desde el cual es impulsado por los tubos h′ h′ mediante la presión del vapor hacia el depósito M, situado encima de la primera torre. Los gases que atraviesan esta torre (calientes) procedentes del horno, al entrar en contacto con el ácido sulfúrico, absorben los óxidos de nitrógeno contenidos en él, y estos regresan así a la cámara para participar de nuevo en la reacción. El ácido sulfúrico que queda tras su extracción fluye hacia las cámaras. De este modo, al salir de la primera torre de coque, el anhídrido sulfuroso, el aire y los vapores de ácido nítrico y de los óxidos de nitrógeno atraviesan el tubo superior m hacia la cámara. Aquí entran en contacto con el vapor de agua introducido por tubos de plomo en varias partes de la cámara. La reacción tiene lugar en presencia de agua, el ácido sulfúrico cae al fondo de la cámara y el mismo proceso se repite en las cámaras siguientes hasta que se consume por completo el anhídrido sulfuroso. Se introduce una proporción de aire ligeramente mayor que la estrictamente necesaria, con el fin de que no quede nada de anhídrido sulfuroso sin alterar por falta de oxígeno suficiente. La presencia de un exceso de oxígeno se manifiesta por el color de los gases que escapan de la última cámara. Si presentan un color pálido, indica una insuficiencia de aire (y la presencia de anhídrido sulfuroso), ya que de otro modo se formaría peróxido de nitrógeno. Un color muy oscuro denota un exceso de aire, lo cual también es desventajoso, porque incrementa la inevitable pérdida de óxido nítrico al aumentar la masa de gases de escape.⁷⁵

Óxido nitroso, N₂O,⁷⁶ es similar al agua en su composición volumétrica.

Dos volúmenes de óxido nitroso se forman a partir de dos volúmenes de nitrógeno y un volumen de oxígeno, lo cual puede demostrarse mediante el método ordinario para el análisis de los óxidos de nitrógeno (haciéndolos pasar sobre cobre o sodio al rojo vivo). A diferencia de los otros óxidos de nitrógeno, no es oxidado directamente por el oxígeno, pero puede obtenerse a partir de los óxidos superiores de nitrógeno mediante la acción de ciertas sustancias desoxidantes; así, por ejemplo, una mezcla de dos volúmenes de óxido nítrico y un volumen de anhídrido sulfuroso, si se deja en contacto con agua y platino esponjoso, se convierte en ácido sulfúrico y óxido nitroso, 2NO + SO₂ + H₂O = H₂SO₄ + N₂O.

El ácido nítrico, asimismo, bajo la acción de ciertos metales —por ejemplo, del cinc—⁷⁷ da óxido nitroso, aunque en este caso mezclado con óxido nítrico. El método habitual de preparación del óxido nitroso consiste en la descomposición del nitrato de amonio por medio del calor, debido a que en este caso solo se forman agua y óxido nitroso, NH₄NO₃ = 2H₂O + N₂O (a veces se toma una mezcla de NH₄Cl y KNO₃).

La descomposición⁷⁸ transcurre con mucha facilidad en un aparato similar al empleado para la preparación de amoníaco u oxígeno —es decir, en una retorta o matraz con un tubo conductor de gas—. La descomposición debe llevarse a cabo con cuidado, sin embargo, ya que de lo contrario se forma nitrógeno a partir de la descomposición del óxido nitroso.⁷⁹

El óxido nitroso no es un gas permanente (punto de ebullición absoluto +36°); se licúa fácilmente por la acción del frío bajo una presión elevada; a 15° puede ser licuado mediante una presión de unas 40 atmósferas. Este gas se suele licuar por medio de la bomba aspirante-impelente⁸⁰ mostrada en la fig. 51. Como se licúa con relativa facilidad, y como el frío producido por su vaporización es muy considerable,⁸¹ se emplea a menudo (al igual que el anhídrido carbónico líquido) en investigaciones que requieren una baja temperatura. El óxido nitroso forma un líquido incoloro, muy móvil, que actúa sobre la piel y es incapaz, en estado frío, de oxidar ni el potasio metálico, ni el fósforo, ni el carbono; su gravedad específica es ligeramente menor que la del agua (0° = 0,910; 10° = 0,856; 35° = 0,60; 39° = 0,45; Villard, 1894). Cuando se evapora bajo el recipiente de una bomba de vacío, la temperatura desciende hasta -100°, y el líquido se solidifica en una masa similar a la nieve, formando parcialmente cristales transparentes. Ambas sustancias son óxido nitroso sólido. El mercurio se solidifica inmediatamente al entrar en contacto con el líquido evaporante de óxido nitroso.⁸²

Al ser introducido en los órganos respiratorios (y consecuentemente también en la sangre), el óxido nitroso produce un tipo peculiar de intoxicación acompañada de movimientos espasmódicos, y de ahí que este gas, descubierto por Priestley en 1776, recibiera el nombre de «gas de la risa».

En una respiración prolongada produce un estado de insensibilidad (es un anestésico como el cloroformo), y por lo tanto se emplea en operaciones dentales y quirúrgicas.

El óxido nitroso se descompone fácilmente en nitrógeno y oxígeno por la acción del calor o de una serie de chispas eléctricas; y esto explica por qué un gran número de sustancias que no pueden arder en óxido nítrico lo hacen con gran facilidad en óxido nitroso. De hecho, cuando el óxido nítrico cede algo de oxígeno al descompensarse, este oxígeno se une inmediatamente con una porción nueva del gas para formar peróxido nítrico, mientras que el óxido nitroso no posee esta capacidad de combinación adicional con oxígeno.⁸³

Una mezcla de óxido nitroso con hidrógeno explota como un gas detonante, formándose nitrógeno gaseoso, N₂O + H₂ = H₂O + N₂. El volumen del nitrógeno restante es igual al volumen original de óxido nitroso, y es igual al volumen de hidrógeno que entra en combinación con el oxígeno; por lo tanto, en esta reacción, volúmenes iguales de nitrógeno y hidrógeno se reemplazan mutuamente.

El óxido nitroso también se descompone muy fácilmente por metales al rojo vivo; y el azufre, el fósforo y el carbón vegetal arden en él, aunque no de forma tan brillante como en el oxígeno. Una sustancia al arder en óxido nitroso desprende más calor que una cantidad igual al arder en oxígeno; lo cual demuestra claramente que en la formación del óxido nitroso por la combinación del nitrógeno con el oxígeno no hubo un desprendimiento sino una absorción de calor, al no existir otra fuente para el exceso de calor en la combustión de sustancias en óxido nitroso (véase la Nota ³³).

Si un volumen dado de óxido nitroso es descompuesto por un metal —por ejemplo, el sodio—, entonces queda, después del enfriamiento y la descomposición total, un volumen de nitrógeno exactamente igual al del óxido nitroso tomado; por consiguiente, el oxígeno está, por así decirlo, distribuido entre los átomos de nitrógeno sin producir un aumento en el volumen del nitrógeno.

Notas al pie: