El sulfato de sodio, sal neutra, , obtenida cuando se calienta fuertemente una mezcla de ácido sulfúrico y sal común (Capítulo X.),1 forma una masa salina incolora que consiste en cristales finos, solubles en agua. Es el producto de muchas otras descomposiciones dobles, llevadas a cabo a veces a gran escala; por ejemplo, cuando se calienta sulfato de amonio con sal común, en cuyo caso el sal amoníaco se volatiliza, etc. Una descomposición similar también tiene lugar cuando, por ejemplo, se calienta una mezcla de sulfato de plomo y sal común; esta mezcla se funde con facilidad, y si la temperatura se eleva aún más, aparecen vapores pesados de cloruro de plomo. Cuando cesa el desprendimiento de estos vapores, la masa restante, al ser tratada con agua, produce una solución de sulfato de sodio mezclada con una solución de sal común no descompuesta. Sin embargo, una cantidad considerable del sulfato de plomo permanece inalterada durante esta reacción, ; los vapores contendrán cloruro de plomo y el residuo contendrá la mezcla de las tres sales restantes. La causa y la naturaleza de la reacción son exactamente las mismas que se señalaron al considerar la acción del ácido sulfúrico sobre el . Aquí también se puede demostrar que la doble descomposición está determinada por la eliminación del de la esfera de acción de las sustancias restantes. Esto se advierte por el hecho de que el sulfato de sodio, al ser disuelto en agua y mezclado con una solución de cualquier sal de plomo (e incluso con una solución de cloruro de plomo, aunque este último es muy poco soluble en agua), da inmediatamente un precipitado blanco de sulfato de plomo. En este caso, el plomo capta los elementos del ácido sulfúrico del sulfato de sodio en las soluciones. Al calentar, se observa el fenómeno inverso. La reacción en la solución depende de la insolubilidad del sulfato de plomo, y la descomposición que tiene lugar al calentar se debe a la volatilidad del cloruro de plomo. El sulfato de plata, , en solución con sal común, da cloruro de plata, porque este último es insoluble en agua, . El carbonato de sodio, mezclado en solución con los sulfatos de hierro, cobre, manganeso, magnesio, etc., da en solución sulfato de sodio y, en el precipitado, un carbonato del metal correspondiente, debido a que estas sales de ácido carbónico son insolubles en agua; por ejemplo, $\text{MgSO}_4 + \text{Na}_2\text{CO}_3 = \text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{MgCO}_3$. De manera exactamente igual actúa el hidróxido de sodio sobre las soluciones de la mayoría de las sales de ácido sulfúrico que contienen metales cuyos hidróxidos son insolubles en agua; por ejemplo, . El sulfato de magnesio, , al ser mezclado en solución con sal común, forma, aunque no por completo, cloruro de magnesio y sulfato de sodio. Al enfriar la mezcla de tales soluciones (concentradas), se deposita sulfato de sodio, tal como se mostró en el Capítulo X. Esto se aprovecha para prepararlo a gran escala en las fábricas donde se trata agua de mar. En este caso, al enfriar, tiene lugar la reacción .
Por tanto, cuando los sulfatos y las sales de sodio están en contacto, puede esperarse que se forme sulfato de sodio y que este se separe si las condiciones son favorables; por esta razón no sorprende que el sulfato de sodio se encuentre a menudo en estado natural.
Algunos de los manantiales y lagos salados de las estepas situadas más allá del Volga, y en el Cáucaso, contienen una cantidad considerable de sulfato de sodio, y lo producen mediante la simple evaporación de las disoluciones.
También se encuentran yacimientos de esta sal; así, a una profundidad de tan solo 5 pies, a unas 38 verstas al este de Tiflis, al pie de la cordillera de las montañas de la «crin de lobo» (Voltchia griva), se ha hallado un estrato profundo de sal de Glauber muy pura, Na2SO4,10H2O.2
Una capa de dos metros de espesor de la misma sal yace en el fondo de varios lagos (con un área de unos 10 kilómetros cuadrados) en la región de Kubán, cerca de Batalpaschinsk, y aquí ha comenzado su explotación (1887).
En España, cerca de Arangoulz y en muchas partes de los Estados occidentales de América del Norte, también se ha encontrado sulfato de sodio mineral, el cual ya está siendo explotado.
Los métodos de obtención de sales mediante doble descomposición a partir de otras ya preparadas son tan generales que, al describir una sal determinada, no hay necesidad de enumerar los casos observados hasta el momento de su formación a través de diversas dobles descomposiciones.3 La posibilidad de que esto ocurra debe preverse, según la doctrina de Berthollet, a partir de las propiedades de la sal en cuestión. Por esta razón es importante conocer las propiedades de las sales; tanto más cuanto que hasta el presente dichas propiedades (solubilidad, formación de cristalo-hidratos, volatilidad, etc.) que pueden utilizarse para separarlas de otras sales no han sido generalizadas.4 Estas propiedades siguen siendo objeto de investigación y rara vez pueden preverse.
El cristalo-hidrato del sulfato de sodio normal, Na2SO4,10H2O, pierde agua muy fácilmente y puede obtenerse en estado anhidro si se calienta cuidadosamente hasta que el peso permanezca constante; pero si se calienta más, pierde parcialmente los elementos del anhídrido sulfúrico. La sal normal se funde a 843° (rojo naciente) y volatiliza en pequeña medida cuando se calienta con mucha intensidad, en cuyo caso se descompone naturalmente con el desprendimiento de SO3.
A 0° 100 partes de agua disuelven 5 partes de la sal anhidra, a 10° 9 partes, a 20° 19·4, a 30° 40, y a 34° 55 partes, ocurriendo lo mismo en presencia de un exceso de cristales de Na2SO4,10H2O.5 A 34° este último se funde y la solubilidad disminuye a temperaturas más altas.6 Una solución concentrada a 34° tiene una composición que se aproxima bastante a Na2SO4 + 14H2O, y la sal decahidratada contiene 78·9 de la sal anhidra combinada con 100 partes de agua. De las cifras anteriores se deduce que la sal decahidratada no puede fundirse sin descomponerse,7 al igual que el hidrato de cloro, Cl2,8H2O (Capítulo XI., Nota 12).
No solo la sal decahidratada fundida, sino también la solución concentrada a 34° (no de golpe, sino gradualmente), produce la sal monohidratada, Na2SO4,H2O. La sal heptahidratada, Na2SO4,7H2O, también se descompone, incluso a bajas temperaturas, con la formación de esta sal monohidratada y, por lo tanto, a partir de 35° la solubilidad solo puede darse para esta última. Para 100 partes de agua esta es la siguiente: a 40° 48·8, a 50° 46·7, a 80° 43·7, a 100° 42·5 partes de la sal anhidra.
Si se funde la sal decahidratada y se deja enfriar la solución en presencia de la sal monohidratada, a 30° se retienen en la solución 50·4 partes de sal anhidra, y a 20° 52·8 partes. Por lo tanto, con respecto a las sales anhidra y monohidratada, la solubilidad es idéntica y disminuye al aumentar la temperatura, mientras que con respecto a la sal decahidratada, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.
De modo que si en contacto con una solución de sulfato de sodio solo hay cristales de dicha sal heptahidratada (Capítulo I., Nota 55), Na2SO4,7H2O, que se forma a partir de soluciones saturadas, la saturación se produce cuando la solución tiene la siguiente composición por 100 partes de sal: a 0° 19·6, a 10° 30·5, a 20° 44·7 y a 25° 52·9 partes de sal anhidra. Por encima de 27° la sal heptahidratada, al igual que la sal decahidratada a 34°, se descompone en la sal monohidratada y una solución saturada.
Así, el sulfato de sodio tiene tres curvas de solubilidad: una para el Na2SO4,7H2O (de 0° a 26°), otra para el Na2SO4,10H2O (de 0° a 34°) y otra para el Na2SO4,H2O (una curva descendente que comienza a 26°), porque hay tres de estos cristalo-hidratos, y la solubilidad de una sustancia solo depende de la condición particular de aquella porción de ella que se ha separado de la solución o que está presente en exceso.8
Así, las disoluciones de sulfato de sodio pueden dar cristalo-hidratos de tres clases al enfriar la disolución saturada: la sal heptahidratada inestable se obtiene a temperaturas inferiores a 26°, la sal decahidratada se forma en condiciones ordinarias a temperaturas inferiores a 34°, y la sal monohidratada a temperaturas superiores a 34°.
Ambos cristalo-hidratos últimos presentan un estado estable de equilibrio, y la sal heptahidratada se descompone en ellos, probablemente según la ecuación 3Na2SO4,7H20 = 2Na2SO4,10H2O + Na2SO4,H2O.
La sal decahidratada ordinaria se llama sal de Glauber. Todas las formas de estos cristalo-hidratos pierden su agua por completo y dan la sal anhidra cuando se secan sobre ácido sulfúrico.9
El sulfato de sodio, Na2SO4, solo interviene en unas pocas reacciones de combinación con otras sales, principalmente con sales del mismo ácido, formando sulfatos dobles.
Así, por ejemplo, si se mezcla una disolución de sulfato de sodio con una disolución de sulfato de aluminio, de magnesio o ferroso, al evaporarla se obtienen cristales de una sal doble.
El propio ácido sulfúrico forma un compuesto con el sulfato de sodio que es exactamente igual a estas sales dobles. Se forma con gran facilidad cuando el sulfato de sodio se disuelve en ácido sulfúrico y la disolución se evapora. Al evaporar, se separan cristales de la sal ácida: Na2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4.
Esta se separa de las disoluciones calientes, mientras que el cristalohidrato, NaHSO4,H2O,10 se separa de las disoluciones frías. Los cristales, al ser expuestos al aire húmedo, se descomponen en H2SO4, que deliquesce, y Na2SO4 (Graham, Rose); el alcohol también extrae el ácido sulfúrico de la sal ácida. Esto demuestra la escasa fuerza que une el ácido sulfúrico al sulfato de sodio.11
Tanto el sulfato ácido de sodio como todas las mezclas de la sal normal y el ácido sulfúrico pierden agua al calentarse y se convierten en pirosulfato de sodio, Na2S2O7, a un rojo calor débil.12
Esta sal anhidra, a un rojo calor vivo, desprende los elementos del anhídrido sulfúrico y queda como residuo el sulfato de sodio normal—Na2S2O7 = Na2SO4 + SO3.
A partir de esto se observa que la sal normal es capaz de combinarse con el agua, con otros sulfatos y con anhídrido o ácido sulfúrico, etc.
El sulfato de sodio puede, mediante descomposición doble, convertirse en una sal sódica de cualquier otro ácido, por medio del calor y aprovechando la volatilidad, o por medio de disolución y aprovechando el diferente grado de solubilidad de las distintas sales.
Así, por ejemplo, debido a la insolubilidad del sulfato de bario, el hidróxido de sodio o sosa cáustica puede prepararse a partir del sulfato de sodio si se añade hidróxido de bario a su disolución, Na2SO4 + Ba(HO)2 = BaSO4 + 2NaHO.
Y tomando cualquier sal de bario, BaX2, se puede obtener la correspondiente sal de sodio, Na2SO4 + BaX2 = BaSO4 + 2NaX. El sulfato de bario así formado, al ser una sal muy poco soluble, se obtiene como precipitado, mientras que el hidróxido de sodio, o sal, NaX, se obtiene en disolución, porque todas las sales de sodio son solubles. La doctrina de Berthollet permite prever todos estos casos.
Las reacciones de descomposición del sulfato de sodio son ante todo notables por la separación de oxígeno. El sulfato de sodio por sí mismo es muy estable, y solo a una temperatura suficiente para fundir el hierro es posible separar de él los elementos SO3, y aun así solo parcialmente. Sin embargo, el oxígeno puede separarse del sulfato de sodio, al igual que de todos los demás sulfatos, mediante muchas sustancias capaces de combinarse con el oxígeno, tales como el carbón vegetal y el azufre, pero el hidrógeno no es capaz de producir esta acción. Si se calienta el sulfato de sodio con carbón vegetal, se desprenden entonces óxido de carbono y anhídrido, y se produce, según las circunstancias, o bien el compuesto de menor contenido de oxígeno, el sulfito de sodio, Na2SO3 (por ejemplo, en la formación de vidrio); o bien la descomposición prosigue, y se forma sulfuro de sodio, Na2S, de acuerdo con la ecuación Na2SO4 + 2C = 2CO2 + Na2S.
Sobre la base de esta reacción, la mayor parte del sulfato de sodio preparado en las fábricas químicas se convierte en sosa comercial —es decir, carbonato de sodio, Na2CO3—, que se utiliza para muy diversos fines.
En forma de carbonatos, los óxidos metálicos se comportan en muchos casos exactamente igual que en estado de óxidos o hidróxidos, debido a las débiles propiedades ácidas del ácido carbónico. Sin embargo, la mayoría de las sales del ácido carbónico son insolubles, mientras que el carbonato de sodio es una de las pocas sales solubles de este ácido y, por tanto, reacciona con facilidad.
De ahí que el carbonato de sodio se emplee para muchos fines en los que entran en juego sus propiedades alcalinas. Así, incluso bajo la acción de ácidos orgánicos débiles, desprende inmediatamente su ácido carbónico y da lugar a una sal sódica del ácido en cuestión. Sus soluciones muestran una reacción alcalina frente al tornasol.
Favorece el paso a disolución de ciertas sustancias orgánicas (alquitrán, ácidos) y por ello se emplea, al igual que los álcalis cáusticos y el jabón (el cual actúa también en virtud del álcali que contiene), para la eliminación de determinadas sustancias orgánicas, especialmente en el blanqueo del algodón y tejidos similares.
Además, una cantidad considerable de carbonato de sodio se utiliza para la preparación de hidróxido de sodio o sosa cáustica, que también tiene una aplicación muy amplia.
En las grandes fábricas químicas donde se manufactura carbonato de sodio a partir de Na2SO4, es habitual fabricar primero ácido sulfúrico y, con su ayuda, convertir la sal común en sulfato de sodio, para por último transformar el sulfato de sodio así obtenido en carbonato y sosa cáustica.
De ahí que estas fábricas preparen tanto sustancias alcalinas (sosa comercial y sosa cáustica) como sustancias ácidas (ácidos sulfúrico y clorhídrico), las dos clases de productos químicos que se distinguen por la mayor energía de sus reacciones y que, por consiguiente, se aplican con mayor frecuencia a fines técnicos. Las fábricas que producen sosa se denominan generalmente fábricas de álcalis.
El proceso de conversión del sulfato sódico en carbonato sódico consiste en calentar fuertemente una mezcla del sulfato con carbón vegetal y carbonato cálcico. Las siguientes reacciones tienen lugar entonces: el sulfato sódico es desoxidado primero por el carbón vegetal, formando sulfuro sódico y anhídrido carbónico, Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2. El sulfuro sódico así formado entra después en descomposición doble con el carbonato cálcico tomado, y da sulfuro cálcico y carbonato sódico, Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS.
Además de esto, bajo la acción del calor, una parte del exceso de carbonato de calcio se descompone en cal y anhídrido carbónico, CaCO3 = CaO + CO2, y el anhídrido carbónico con el exceso de carbón vegetal forma monóxido de carbono, el cual hacia el final de la operación se manifiesta por la aparición de una llama azul. Así, a partir de una masa que contiene sulfato de sodio obtenemos una masa que incluye carbonato de sodio, sulfuro de calcio y óxido de calcio, pero nada del sulfuro de sodio que se había formado al calentar por primera vez la mezcla. Todo el proceso, que transcurre a alta temperatura, puede expresarse mediante una combinación de las tres fórmulas mencionadas anteriormente, si se considera que el producto contiene un equivalente de óxido de calcio por dos equivalentes de sulfuro de calcio.13 La suma de las reacciones puede expresarse entonces así: 2Na2SO4 + 3CaCO3 + 9C = 2Na2CO3 + CaO,2CaS + 10CO. En efecto, las cantidades en las que las sustancias se mezclan en las fábricas de productos químicos se aproximan a la proporción requerida por esta ecuación. Todo el proceso de descomposición se lleva a cabo en hornos de reverbero, en los cuales se introduce por la parte superior una mezcla de 1.000 partes de sulfato de sodio, 1.040 partes de carbonato de calcio (en forma de piedra caliza algo porosa) y 500 partes de carbón menudo. Esta mezcla se calienta primero en la parte del horno que está más alejada de la parrilla del hogar; luego se traslada a la parte más cercana a la parrilla, momento en el cual se remueve mientras se calienta. La masa parcialmente fundida que se obtiene al final del proceso se enfría y se somete después a una lixiviación metódica14 para extraer el carbonato de sodio, formando la mezcla de óxido y sulfuro de calcio los denominados «residuos de sosa» o «residuos de álcali».15
El proceso para fabricar sosa antes mencionado fue descubierto en el año 1808 por el médico francés Leblanc, y se conoce como el proceso Leblanc. Los detalles del descubrimiento son un tanto notables.
El carbonato de sodio, que tiene una aplicación considerable en la industria, se preparó durante mucho tiempo exclusivamente a partir de las cenizas de plantas marinas (Capítulo XI, página 497). Incluso hasta el día de hoy este proceso se lleva a cabo en Normandía.
En Francia, donde durante mucho tiempo la fabricación de grandes cantidades de jabón (el llamado jabón de Marsella) y varios tejidos requirió una gran cantidad de sosa, la cantidad preparada en la costa era insuficiente para satisfacer la demanda. Por esta razón, durante las guerras de principios de siglo, cuando se prohibió la importación de productos extranjeros a Francia, se hizo sentir la escasez de carbonato de sodio.
La Academia Francesa ofreció un premio por el descubrimiento de un método rentable para prepararlo a partir de sal común. Leblanc propuso entonces el proceso antes mencionado, el cual destaca por su gran simplicidad.16
De todos los demás procesos industriales para la fabricación de carbonato de sodio, el proceso de amoníaco es el más digno de mención.17
En este, los vapores de amoníaco y, a continuación, un exceso de anhídrido carbónico, se introducen directamente en una solución concentrada de cloruro de sodio con el fin de formar el carbonato ácido de amonio, NH4HCO3.
Luego, mediante la descomposición salina doble de esta sal, el cloruro de sodio se descompone y, en virtud de su escasa solubilidad, el carbonato ácido de sodio, NaHCO3, se precipita y el cloruro de amonio, NH4Cl, se obtiene en solución (junto con una porción de cloruro de sodio y carbonato ácido de sodio).
La reacción transcurre en la solución debido a la baja solubilidad del NaHCO3 de acuerdo con la ecuación NaCl + NH4HCO3 = NH4Cl + NaHCO3.
El amoníaco se recupera de la solución calentándola con cal o magnesia,18 y el carbonato ácido de sodio precipitado se convierte en la sal neutra mediante calentamiento. Se obtiene así en un estado muy puro.19
El carbonato de sodio, al igual que el sulfato de sodio, pierde toda su agua al ser calentado y, cuando es anhidro, se funde a un rojo vivo (1098°).
Una pequeña cantidad de carbonato de sodio colocada en el ojal de un hilo de platino se volatiliza con el calor de una llama de gas y, por lo tanto, en los hornos de las fábricas de vidrio, una parte de la sosa se transforma siempre en estado de vapor.
El carbonato de sodio se asemeja al sulfato de sodio en su relación con el agua.20
Aquí también la mayor solubilidad se encuentra a la temperatura de 37°; ambas sales, al cristalizar a la temperatura ordinaria, se combinan con diez moléculas de agua, y dichos cristales de sosa, al igual que los cristales de sal de Glauber, se funden a 34°. El carbonato de sodio también forma una solución sobresaturada y, según las condiciones, da diversas combinaciones con agua de cristalización (mencionadas en la página 108), etc.
A rojo vivo, el vapor sobrecalentado libera anhídrido carbónico del carbonato de sodio y forma sosa cáustica: Na2CO3 + H2O = 2NaHO + CO2. Aquí el anhídrido carbónico es reemplazado por el agua; esto se debe al carácter débilmente ácido del anhídrido carbónico. Por calentamiento directo, el carbonato de sodio se descompone solo ligeramente en óxido de sodio y anhídrido carbónico; así, cuando se funde el carbonato de sodio, se desprende alrededor del 1 por ciento de anhídrido carbónico.21 Los carbonatos de muchos otros metales —por ejemplo, de calcio, cobre, magnesio, hierro, etc.— al ser calentados pierden todo su anhídrido carbónico. Esto muestra la considerable energía básica que posee el sodio. Con las sales solubles de la mayoría de los metales, el carbonato de sodio da precipitados bien de carbonatos insolubles de los metales, o bien de los hidróxidos (en este último caso se desprende anhídrido carbónico); por ejemplo, con las sales de bario precipita carbonato de bario insoluble (BaCl2 + Na2CO3 = 2NaCl + BaCO3) y con las sales de aluminio precipita hidróxido de aluminio, desprendiéndose anhídrido carbónico: 3Na2CO3 + Al2(SO4)3 + 3H2O = 3Na2SO4 + 2Al(OH)3 + 3CO2. El carbonato de sodio, al igual que todas las sales del ácido carbónico, desprende anhídrido carbónico al ser tratado con todos los ácidos que sean en alguna medida enérgicos. Pero si se añade gradualmente un ácido diluido con agua a una disolución de carbonato de sodio, al principio tal desprendimiento no tiene lugar, porque el exceso de anhídrido carbónico forma carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio), NaHCO3.22 El carbonato ácido de sodio es una sal inestable. No solo cuando se calienta sola, sino incluso al ser ligeramente calentada en disolución, y también a la temperatura ordinaria en aire húmedo, pierde anhídrido carbónico y forma la sal normal. Y al mismo tiempo es fácil obtenerla en forma cristalina pura, si se enfría una disolución concentrada de carbonato de sodio y se hace pasar a través de ella una corriente de gas anhídrido carbónico. La sal ácida es menos soluble en agua que la normal,23 y por lo tanto una disolución concentrada de esta última da cristales de la sal ácida si se hace pasar a través de ella anhídrido carbónico. La sal ácida puede formarse aún con mayor comodidad a partir de cristales eflorescidos de carbonato de sodio, los cuales, al ser considerablemente calentados, absorben con gran facilidad anhídrido carbónico.24 La sal ácida cristaliza bien, pero no, sin embargo, en cristales tan grandes como la sal normal; tiene un sabor salobre y no alcalino como el de la sal normal; su reacción es débilmente alcalina, casi neutra. A 70° su disolución comienza a perder anhídrido carbónico, y al hervir el desprendimiento se vuelve muy abundante. De las observaciones anteriores se deduce claramente que en la mayoría de las reacciones esta sal, especialmente cuando se calienta, actúa de manera similar a la sal normal, pero presenta, naturalmente, alguna distinción con respecto a ella. Así, por ejemplo, si se añade una disolución de carbonato de sodio a una sal de magnesio normal, se forma una turbidez (precipitado) de carbonato de magnesio, MgCO3. La sal ácida no forma tal precipitado, porque el carbonato de magnesio es soluble en presencia de un exceso de anhídrido carbónico.
El carbonato de sodio se emplea para la preparación de sosa cáustica25—es decir, el hidrato de óxido de sodio, o el álcali que corresponde al sodio. Para este fin se aprovecha generalmente la acción de la cal sobre una disolución de carbonato de sodio. El proceso es el siguiente:
se toma una disolución débil de carbonato de sodio, generalmente al 10 por ciento,26 y se hierve en una caldera de hierro fundido, hierro forjado o plata (el hidróxido de sodio no actúa sobre estos metales), añadiendo cal poco a poco durante la ebullición. Esta última es soluble en agua, aunque muy ligeramente. La disolución transparente se vuelve turbia al añadir la cal debido a la formación de un precipitado; este precipitado consiste en carbonato de calcio, casi insoluble en agua, mientras que la sosa cáustica se forma y permanece en disolución. La descomposición se efectúa según la ecuación: Na2CO3 + Ca(HO)2 = CaCO3 + 2NaHO. Al enfriar la disolución, el carbonato de calcio se deposita fácilmente como precipitado, y la disolución transparente o álcali situada por encima contiene el hidróxido de sodio, fácilmente soluble, formado en la reacción.27
Una vez añadida la cantidad necesaria de cal, se deja reposar la disolución, y a continuación se decanta y se evapora en calderas de hierro fundido o forjado, o en recipientes de plata si se requiere un producto perfectamente puro.28 La evaporación no puede realizarse en vasijas de porcelana, vidrio o materiales similares, porque la sosa cáustica ataca a estos materiales, aunque sea ligeramente. La disolución no cristaliza por evaporación, debido a que la solubilidad de la sosa cáustica en caliente es muy grande, pero se pueden obtener cristales que contienen agua de cristalización mediante enfriamiento. Si la evaporación del álcali se lleva a cabo hasta que la gravedad específica alcanza 1,38 y el líquido se enfría después a 0°, aparecen cristales transparentes que contienen 2NaHO,7H2O; se funden a +6°.29
Si la evaporación se realiza mientras se desprende agua, lo cual requiere una cantidad considerable de calor, entonces, al enfriar, el hidróxido, NaHO, se solidifica en una masa cristalina semitransparente,30 que absorbe ávidamente humedad y anhídrido carbónico del aire.31 Su gravedad específica es 2,13;32 es fácilmente soluble en agua, con desprendimiento de una cantidad considerable de calor.33 Una disolución saturada a la temperatura ordinaria tiene una gravedad específica de aproximadamente 1,5, contiene alrededor del 45 por ciento de hidróxido de sodio y hierve a 130°; a 55° el agua disuelve un peso igual de esta sustancia.34 La sosa cáustica es soluble no sólo en agua, sino también en alcohol e incluso en éter. Las disoluciones diluidas de hidróxido de sodio producen una sensación jabonosa en la piel porque la base activa del jabón consiste en sosa cáustica.35 Las disoluciones concentradas tienen una acción corrosiva.
Las reacciones químicas del hidróxido de sodio sirven como modelo para las de toda una clase de álcalis, es decir, de hidróxidos básicos solubles, MOH. La solución de hidróxido de sodio es un líquido muy cáustico, es decir, actúa de manera destructiva sobre la mayoría de las sustancias, por ejemplo, sobre la mayor parte de los tejidos orgánicos; de ahí que la sosa cáustica, al igual que todos los álcalis solubles, sea una sustancia venenosa; los ácidos, por ejemplo el clorhídrico, sirven como antídotos.
La acción de la sosa cáustica sobre los huesos, la grasa, el almidón y sustancias vegetales y animales similares explica su efecto sobre los organismos. Así, los huesos, al sumergirse en una solución débil de sosa cáustica, se desmoronan en polvo36 y desprenden un olor a amoníaco, debido a que la sosa cáustica transforma la sustancia orgánica gelatinosa de los huesos (que contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y azufre, al igual que la albúmina), disolviéndola y destruyéndola en parte, por lo que se libera amoníaco.
Las grasas, el sebo y los aceites se saponifican mediante una solución de sosa cáustica, es decir, forman con ella jabones solubles en agua, o sales sódicas de los ácidos orgánicos contenidos en las grasas.37
Las reacciones más características del hidróxido de sodio están determinadas por el hecho de que satura todos los ácidos, formando sales con ellos, las cuales son casi todas solubles en agua; y en este aspecto la sosa cáustica es tan característica entre las bases como lo es el ácido nítrico entre los ácidos. Es imposible detectar el sodio mediante la formación de precipitados de sales de sodio insolubles, como puede hacerse con otros metales, muchas de cuyas sales son apenas ligeramente solubles.
Las potentes propiedades alcalinas de la sosa cáustica determinan su capacidad para combinarse incluso con los ácidos más débiles, su propiedad de desprender amoníaco a partir de las sales de amonio, su facultad de formar precipitados a partir de soluciones de sales cuyas bases son insolubles en agua, etc. Si se mezcla una solución de la sal de casi cualquier metal con sosa cáustica, se formará entonces una sal sódica soluble y se separará un hidróxido insoluble del metal; por ejemplo, el nitrato de cobre produce hidróxido de cobre, Cu(NO3)2 + 2NaHO = Cu(HO)2 + 2NaNO3.
Incluso muchos óxidos básicos precipitados por la sosa cáustica son capaces de combinarse con ella y formar compuestos solubles; por lo tanto, la sosa cáustica, en presencia de sales de tales metales, forma primero un precipitado de hidróxido y luego, empleada en exceso, disuelve dicho precipitado. Este fenómeno ocurre, por ejemplo, cuando se añade sosa cáustica a las sales de aluminio. Esto demuestra la propiedad de un álcali como la sosa cáustica de combinarse no solo con los ácidos, sino también con óxidos básicos débiles.
Por esta razón, la sosa cáustica actúa sobre la mayoría de los elementos que son capaces de formar ácidos u óxidos similares a ellos; así, el metal aluminio produce hidrógeno con la sosa cáustica como consecuencia de la formación de alúmina, la cual se combina con la sosa cáustica; es decir, en este caso, el álcali cáustico actúa sobre el metal tal como lo hace el ácido sulfúrico sobre el Fe o el Zn. Si la sosa cáustica actúa de este modo sobre un metaloide capaz de combinarse con el hidrógeno desprendido (el aluminio no da un compuesto con hidrógeno), forma entonces dicho compuesto de hidrógeno. Así, por ejemplo, el fósforo actúa de esta manera sobre la sosa cáustica, produciendo fosfuro de hidrógeno.
Cuando el compuesto de hidrógeno desprendido es capaz de combinarse con el álcali, se forma naturalmente una sal del ácido correspondiente. Por ejemplo, el cloro y el azufre actúan de este modo sobre la sosa cáustica. El cloro, con el hidrógeno de la sosa cáustica, forma ácido clorhídrico, y este último forma sal común con el hidróxido de sodio, mientras que el otro átomo de la molécula de cloro, Cl2, toma el lugar del hidrógeno y forma el hipoclorito, NaClO. Del mismo modo, por la acción del hidróxido de sodio sobre el azufre, se forma sulfuro de hidrógeno, el cual actúa sobre la sosa formando sulfuro de sodio, además de formarse tiosulfato de sodio (véase el Capítulo XX).
En virtud de tales reacciones, el hidróxido de sodio actúa sobre muchos metales y no metales. Dicha acción suele verse acelerada por la presencia del oxígeno del aire, ya que por este medio se facilita la formación de ácidos y óxidos ricos en oxígeno. Así, muchos metales y sus óxidos inferiores, en presencia de un álcali, absorben oxígeno y forman ácidos. Incluso el peróxido de manganeso, cuando se mezcla con sosa cáustica, es capaz de absorber el oxígeno del aire y formar manganato de sodio. Los ácidos orgánicos, al ser calentados con sosa cáustica, le ceden los elementos de anhídrido carbónico, formando carbonato de sodio y separando aquel grupo hidrocarburo que existe, en combinación con el anhídrido carbónico, en el ácido orgánico.
Así el hidróxido de sodio, al igual que los álcalis solubles en general, se cuenta entre las sustancias más activas en el sentido químico del término, y pocas sustancias son capaces de resistirlo. Incluso las rocas silíceas, como veremos más adelante, son transformadas por él, formando al fundirse con él escorias vítreas.
El hidróxido de sodio (al igual que los hidróxidos de amonio y potasio), como ejemplo típico de los hidratos básicos, a diferencia de muchos otros óxidos básicos, forma fácilmente sales ácidas con los ácidos (por ejemplo, NaHSO4, NaHCO3), y no forma ninguna sal básica en absoluto; mientras que muchas bases menos enérgicas, como los óxidos de cobre y plomo, forman fácilmente sales básicas, pero sales ácidas solo con dificultad.
Esta capacidad de formar sales ácidas, en particular con ácidos polibásicos, puede explicarse por las enérgicas propiedades básicas del hidróxido de sodio, en contraste con el escaso desarrollo de estas propiedades en las bases que forman fácilmente sales básicas. Una base enérgica es capaz de retener una cantidad considerable de ácido, lo cual una base poco enérgica no tendría la capacidad de hacer.
Asimismo, como se mostrará en los capítulos siguientes, el sodio pertenece a los metales monovalentes, siendo intercambiable por hidrógeno átomo por átomo —es decir, entre los metales, el sodio puede, al igual que el cloro entre los no metales, servir como representante de las propiedades monovalentes—. La mayoría de los elementos que no son capaces de formar sales ácidas son bivalentes.
De donde puede comprenderse que en un ácido bibásico —por ejemplo, carbónico, H2CO3, o sulfúrico, H2SO4— el hidrógeno puede ser intercambiado, átomo por átomo, por sodio, y producir una sal ácida mediante la primera sustitución, y una sal normal mediante la segunda —por ejemplo, NaHSO4 y Na2SO4—, mientras que los metales bivalentes como el calcio y el bario no forman sales ácidas porque uno de sus átomos toma inmediatamente el lugar de ambos átomos de hidrógeno, formando, por ejemplo, CaCO3 y CaSO4.38
Hemos visto la transformación de la sal común en sulfato de sodio, de este último en carbonato de sodio y del carbonato de sodio en sosa cáustica. Lavoisier aún consideraba el hidróxido de sodio como un elemento, debido a que desconocía su descomposición con la formación de sodio metálico, el cual separa el hidrógeno del agua y vuelve a formar sosa cáustica.
La preparación del sodio metálico fue uno de los mayores descubrimientos de la química, no solo porque a través de él la concepción de los elementos se volvió más amplia y correcta, sino especialmente porque en el sodio se observaron propiedades químicas que apenas se manifestaban débilmente en los otros metales más familiares.
Este descubrimiento fue realizado en 1807 por el químico inglés Davy mediante la corriente galvánica. Conectando al polo positivo (de cobre o carbón) un trozo de sosa cáustica (humedecida para obtener conductividad eléctrica), y perforando en él un agujero lleno de mercurio conectado al polo negativo de una fuerte pila de Volta, Davy observó que al pasar la corriente se disolvía en el mercurio un metal peculiar, menos volátil que el mercurio y capaz de descomponer el agua, formando nuevamente sosa cáustica.
De este modo (por análisis y síntesis) Davy demostró la naturaleza compuesta de los álcalis. Al ser descompuesta por la corriente galvánica, la sosa cáustica desprende hidrógeno y sodio en el polo negativo y oxígeno en el polo positivo. Davy demostró que el metal formado se volatiliza al rojo vivo, siendo esta su propiedad física más importante en relación con su extracción, basándose en ella todos los métodos posteriores.
Además de esto, Davy observó que el sodio se oxida fácilmente, prendiendo fuego su vapor en el aire, circunstancia esta última que fue durante mucho tiempo un obstáculo para la fácil preparación de este metal. Las propiedades del sodio fueron investigadas posteriormente con más detalle por Gay-Lussac y Thénard, quienes observaron que el hierro metálico a alta temperatura era capaz de reducir la sosa cáustica a sodio.39
Brunner descubrió más tarde que no solo el hierro, sino también el carbón vegetal, poseen esta propiedad, aunque el hidrógeno no.40
Sin embargo, los métodos de extracción del sodio seguían siendo muy laboriosos y, en consecuencia, era una gran rareza. El principal obstáculo para su producción era que se procuraba condensar los vapores de sodio, fácilmente oxidables, al vacío en aparatos complicados. Por esta razón, cuando Donny y Maresca, tras haber estudiado a fondo la cuestión, construyeron un condensador especialmente sencillo, la producción de sodio se vio muy facilitada.
Además, en la práctica, la época más importante en la historia de la producción del sodio está comprendida en la investigación de Sainte-Claire Deville, quien evitó los complejos métodos vigentes hasta entonces y proporcionó los medios sencillos con los que actualmente se hace posible la producción de sodio en las fábricas químicas.
Para la producción de sodio según el método de Deville, se calienta una mezcla de carbonato de sodio anhidro (7 partes), carbón vegetal (dos partes) y cal ocreta (7 partes). Este último ingrediente se añade únicamente para que el carbonato de sodio, al fundirse, no se separe del carbón.41
La creta, al ser calentada, pierde anhídrido carbónico y deja cal infusible, la cual es impregnada por el carbonato de sodio y forma una masa espesa en la que el carbón está íntimamente mezclado con el carbonato de sodio. Cuando el carbón se calienta con el carbonato de sodio, a temperatura de rojo blanco, se desprenden óxido de carbono y vapores de sodio, según la ecuación:
Na2CO3 + 2C = Na2 + 3CO
Al enfriar los vapores y gases liberados, los vapores se condensan en metal fundido (en esta forma el sodio no se oxida fácilmente, mientras que en vapor arde) y el óxido de carbono permanece como gas.
En la fabricación del sodio se emplea un tubo de hierro de aproximadamente un metro de longitud y un decímetro de diámetro, hecho de chapa de caldera. El tubo se fija con arcilla en un horno provisto de un fuerte tiro, capaz de proporcionar una temperatura elevada, y se carga con la mezcla necesaria para la preparación del sodio. Uno de los extremos del tubo se cierra con un tapón de hierro fundido A sellado con arcilla, y el otro con el tapón de hierro fundido C provisto de una abertura.
Al calentar, se desprenden en primer lugar la humedad contenida en las diversas sustancias, luego el anhídrido carbónico y los productos de la destilación seca del carbón vegetal; a continuación, este último comienza a actuar sobre el carbonato de sodio, y aparecen óxido de carbono y vapores de sodio. Es fácil observar la aparición de estos últimos, porque al salir por la abertura del tapón C se inflaman espontáneamente y arden con una llama amarilla muy brillante.
Se introduce entonces un tubo en la abertura C, obligando a los vapores y gases formados a pasar a través del condensador B. Este condensador consta de dos bandejas cuadradas de hierro fundido, A y A′, fig. 71, con bordes anchos firmemente atornillados entre sí. Entre estas dos bandejas hay un espacio en el que se efectúa la condensación de los vapores de sodio; las delgadas paredes metálicas del condensador son enfriadas por el aire, pero se mantendrán lo suficientemente calientes como para conservar el sodio en estado líquido, de modo que no obstruya el aparato y fluya continuamente de él.
Los vapores de sodio, al condensarse en el refrigerante, fluyen en forma de metal líquido hacia un recipiente que contiene algo de nafta o hidrocarburo no volátil. Esto se utiliza para evitar que el sodio se oxide al salir del condensador a una temperatura algo elevada.
Para obtener sodio de calidad pura es necesario destilarlo una vez más, lo que puede hacerse incluso en retortas de porcelana, pero la destilación debe llevarse a cabo en una corriente de algún gas sobre el cual el sodio no actúe, por ejemplo, en una corriente de nitrógeno; el anhídrido carbónico no es aplicable, porque el sodio lo descompone parcialmente, absorbiendo oxígeno de él.
Aunque los métodos descritos anteriormente para preparar sodio por vía química han resultado muy convenientes en la práctica, hoy en día (desde 1893) resulta rentable en Inglaterra obtenerlo (en cantidades de varias toneladas a la semana) mediante el método clásico de Davy, es decir, por la acción de una corriente eléctrica a una temperatura moderadamente alta, debido a que los medios para producir corriente eléctrica (mediante motores y dinamos) hacen esto ahora perfectamente factible. Esto puede considerarse como un indicio de que, con el tiempo, muchos otros métodos técnicos para la producción de diversas sustancias por descomposición podrán llevarse a cabo de manera rentable mediante electrólisis.
El sodio puro es un metal lustroso, blanco como la plata, blando como la cera; se vuelve frágil con el frío. En el aire húmedo ordinario se deslustra rápidamente y se cubre con una película de hidróxido, NaHO, formada a expensas del agua presente en el aire. En el aire perfectamente seco, el sodio conserva su brillo por un tiempo indefinido.
Su densidad a la temperatura ordinaria es igual a 0·98, por lo que es más ligero que el agua; se funde muy fácilmente a una temperatura de 95°, y destila a un calor rojo brillante (742° según Perman, 1889). Scott (1887) determinó la densidad del vapor de sodio y halló que era cercana a 12 (si H = 1). Esto muestra que su molécula contiene un átomo (como el mercurio y el cadmio) Na.42
Forma aleaciones con la mayoría de los metales, combinándose con ellos, desprendiéndose a veces calor y absorbiéndose en otras. Así, si se arroja sodio (con una superficie limpia) al mercurio, especialmente cuando está caliente, se produce un destello y se desprende una cantidad de calor tan considerable que parte del mercurio se transforma en vapor.43
Los compuestos o soluciones de sodio en mercurio, o amalgamas de sodio, aun cuando contengan 2 partes de sodio por 100 partes de mercurio, son sólidos. Solo aquellas amalgamas que son muy pobres en sodio son líquidas. Tales aleaciones de sodio con mercurio se emplean a menudo en lugar del sodio en las investigaciones químicas, debido a que, en combinación con el mercurio, el aire no actúa fácilmente sobre el sodio, y este es más pesado que el agua y, por lo tanto, más cómodo de manejar, al mismo tiempo que conserva las principales propiedades del sodio;44 por ejemplo, descompone el agua formando NaHO.
Es fácil formar una aleación de mercurio y sodio que posea una estructura cristalina y una composición atómica definida, NaHg5. La aleación de sodio con hidrógeno o hidruro de sodio, Na2H, que tiene el aspecto exterior de un metal,45 es un ejemplo de lo más instructivo de las características de las aleaciones.
A la temperatura ordinaria, el sodio no absorbe hidrógeno, pero entre los 300° y los 421° la absorción tiene lugar a la presión ordinaria (y a una presión mayor incluso a temperaturas más elevadas), como demostraron Troost y Hautefeuille (1874). Un volumen de sodio absorbe hasta 238 volúmenes de hidrógeno. El metal aumenta de volumen y, una vez formada, la aleación puede conservarse durante algún tiempo sin alteración a la temperatura ordinaria.
El aspecto del hidruro de sodio se asemeja al del propio sodio; es tan blando como este último, al calentarlo se vuelve quebradizo y se descompone por encima de los 300°, desprendiendo hidrógeno. En esta descomposición se manifiestan muy claramente todos los fenómenos de disociación; es decir, el gas hidrógeno desprendido posee una tensión definida46 correspondiente a cada temperatura determinada. Esto confirma el hecho de que la formación de sustancias capaces de disociación solo puede llevarse a cabo dentro de los límites de disociación.
El hidruro de sodio se funde con mayor facilidad que el propio sodio y, en tal caso, no experimenta descomposición si se encuentra en una atmósfera de hidrógeno. Se oxida fácilmente en el aire, aunque no con tanta facilidad como el hidruro de potasio. Las reacciones químicas del sodio se conservan en su hidruro y, si podemos expresarlo así, se ven incluso incrementadas por la adición de hidrógeno. En cualquier caso, en las propiedades del hidruro de sodio47 observamos propiedades distintas a las de compuestos hidrogenados tales como HCl, H2O, H3N, H4C, o incluso a las de los hidruros metálicos gaseosos AsH3, TeH2.
El platino, el paladio, el níquel y el hierro, al absorber hidrógeno, forman compuestos en los cuales el hidrógeno se encuentra en un estado similar. En ellos, al igual que en el hidruro de sodio, el hidrógeno está comprimido, absorbido, ocluido (Capítulo II).48
La propiedad química más importante del sodio es su capacidad para descomponer fácilmente el agua y desprender hidrógeno de la mayoría de los compuestos hidrogenados, y especialmente de todos los ácidos e hidratos en los que debe reconocerse el hidroxilo. Esto depende de su capacidad para combinarse con los elementos que están combinados con el hidrógeno. Ya sabemos que el sodio libera hidrógeno, no solo a partir del agua, el ácido clorhídrico49 y todos los demás ácidos, sino también del amoníaco,50 con la formación de sodamida , aunque no desplaza el hidrógeno de los hidrocarburos.51
El sodio arde tanto en cloro como en oxígeno, desprendiendo una gran cantidad de calor. Estas propiedades están estrechamente relacionadas con su capacidad para captar oxígeno, cloro y elementos similares de la mayoría de sus compuestos. Del mismo modo que elimina el oxígeno de los óxidos de nitrógeno y del anhídrido carbónico, también descompone la mayoría de los óxidos a temperaturas determinadas. Aquí la acción es esencialmente la misma que en la descomposición del agua.
Así, por ejemplo, al actuar sobre el cloruro de magnesio, el sodio desplaza al magnesio, y al actuar sobre el cloruro de aluminio, desplaza al aluminio metálico. El azufre, el fósforo, el arsénico y toda una serie de otros elementos también se combinan con el sodio.52
Con el oxígeno, el sodio se une en tres grados de combinación, formando un subóxido, Na4O,53 un óxido, Na2O, y un peróxido, NaO. Se denominan así debido a que el Na2O es un óxido básico estable (con el agua forma un hidróxido básico), mientras que el Na4O y el NaO no forman hidratos salinos ni sales correspondientes.
El subóxido es una sustancia gris e inflamable que descompone fácilmente el agua, desprendiendo hidrógeno; se forma por la oxidación lenta del sodio a temperatura ordinaria.
El peróxido es una sustancia amarillo verdosa, que se funde a un rojo vivo; se produce quemando sodio en un exceso de oxígeno, y libera oxígeno al tratarlo con agua:
| Subóxido: | Na 4 O | + | 3H 2 O | = | 4NaHO | + | H 2 [47] |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Óxido: | Na₂O | + | H 2 O | = | 2NaOH [48] | ||
| Peróxido: | Na 2 O 2 | + | H 2 O | = | 2NaOH | + | O [49] |
Los tres óxidos forman hidróxido de sodio con el agua, pero solo el óxido Na2O se transforma directamente en un hidrato. Los otros óxidos liberan hidrógeno u oxígeno; también presentan una distinción similar con respecto a muchos otros agentes.
Así, el anhídrido carbónico se combina directamente con el óxido Na2O, el cual al calentarse en el gas arde, formando carbonato de sodio, mientras que el peróxido produce además oxígeno. Al ser tratados con ácidos, el sodio y todos sus óxidos forman únicamente las sales correspondientes al óxido de sodio —es decir, de la fórmula o tipo NaX—. Por lo tanto, el óxido de sodio, Na2O, es el único óxido formador de sales de este metal, al igual que el agua lo es en el caso del hidrógeno.
Aunque el peróxido H2O2 se deriva del hidrógeno, y el Na2O2 del sodio, no se conocen sales correspondientes y, si se forman, probablemente sean tan inestables como el peróxido de hidrógeno. Aunque el carbono forma monóxido de carbono, CO, sigue teniendo un solo óxido formador de sales: el anhídrido carbónico, CO2.
Tanto el nitrógeno como el cloro dan varios óxidos formadores de sales y tipos de sales. Pero entre los óxidos de nitrógeno, el NO y el NO2 no forman sales, a diferencia del N2O3, el N2O4 y el N2O5, aunque el N2O4 no forma sales especiales y el N2O5 se corresponde con la forma más alta de los compuestos salinos del nitrógeno.
Tales distinciones entre los elementos, según su capacidad para dar una o varias formas salinas, constituyen una propiedad radical de no menor importancia que las propiedades básicas o ácidas de sus óxidos. El sodio, como metal típico, no forma ningún óxido ácido, mientras que el cloro, como no metal típico, no forma bases con el oxígeno.
Por lo tanto, el sodio como elemento puede caracterizarse así: forma un óxido formador de sales muy estable, el Na2O, que posee propiedades básicas potentes, y sus sales son de la fórmula general NaX; por consiguiente, en sus compuestos es, al igual que el hidrógeno, un elemento básico y univalente.
Al comparar el sodio y sus análogos —que se describirán más adelante— con otros elementos metálicos, se verá que estas propiedades, junto con la relativa ligereza del metal mismo y de sus compuestos, y la magnitud de su peso atómico, comprenden las propiedades más esenciales de este elemento, distinguiéndolo claramente de los demás y permitiéndonos reconocer fácilmente a sus análogos.
Notas al pie: