Del mismo modo que la serie de halógenos, flúor, bromo y yodo se corresponde con el cloro contenido en la sal común, existe también una serie correspondiente de elementos: litio, Li = 7, potasio, K = 39, rubidio, Rb = 85 y cesio, Cs = 133, que son análogos al sodio de la sal común.
Estos elementos guardan un gran parecido con el sodio, Na = 23, al igual que el flúor, F = 19, el bromo, Br = 80, y el yodo, I = 127, con respecto al cloro, Cl = 35·5. En efecto, en estado libre, estos elementos, al igual que el sodio, son metales blandos que se oxidan rápidamente en aire húmedo y descomponen el agua a temperatura ordinaria, formando hidróxidos solubles con propiedades básicas bien definidas y de composición RHO, semejante a la de la sosa cáustica.
El parecido entre estos metales se observa a veces con llamativa claridad, especialmente en compuestos como las sales.1
Las sales correspondientes de los ácidos nítrico, sulfúrico, carbónico y de casi todos los ácidos con estos metales tienen muchos puntos en común. Los metales que tanto se parecen al sodio en sus reacciones se denominan metales de los álcalis.
Entre los metales de los álcalis, el más ampliamente distribuido en la naturaleza, después del sodio, es el potasio. Al igual que el sodio, no se encuentra ni en estado libre ni como óxido o hidróxido, sino en forma de sales, que tienen mucho en común con las sales de sodio en cuanto a la manera en que se presentan.
Los compuestos de potasio y sodio en la corteza terrestre se presentan como compuestos minerales de sílice. Con la sílice, SiO2, el óxido de potasio, al igual que el óxido de sodio, forma sustancias minerales salinas que se asemejan al vidrio. Si otros óxidos, como la cal, CaO, y alúmina, Al2O3, se combinan con estos compuestos, se forma vidrio, una masa pétrea vítrea, caracterizada por su gran estabilidad y su muy ligera alteración bajo la acción del agua. Son estos complejos compuestos silícicos, que contienen potasa (óxido de potasio), K2O, o sosa (óxido de sodio), Na2O, y a veces ambos juntos, sílice, SiO2, cal, CaO, alúmina, Al2O3 y otros óxidos, los que forman la masa principal de las rocas a partir de las cuales, a juzgar por la dirección de los estratos, está compuesta la masa principal de la corteza (envoltura) accesible de la tierra.
Las rocas primarias, como el granito, el pórfido, etc.,2 están formadas por rocas silícicas cristalinas de este tipo. Los óxidos que entran en la composición de estas rocas no forman una masa homogénea amorfa como el vidrio, sino que se distribuyen en una serie de compuestos peculiares y, en la mayoría de los casos, cristalinos, en los que pueden dividirse las rocas primarias.
Así, un feldespato (ortoclasa) en el granito contiene del 8 al 15 por ciento de potasio, mientras que otra variedad (plagioclasa), que también se encuentra en el granito, contiene del 1,2 al 6 por ciento de potasio y del 6 al 12 por ciento de sodio. La mica del granito contiene del 3 al 10 por ciento de potasio.
Como ya se ha mencionado, y se explica más detalladamente en el Capítulo XVII, las formaciones friables, quebradizas y estratificadas que en nuestros tiempos cubren una gran parte de la superficie terrestre se han formado a partir de estas rocas primarias por la acción de la atmósfera y del agua que contiene ácido carbónico. Es evidente que, en la alteración química de las rocas primarias por la acción del agua, los compuestos de potasio, así como los compuestos de sodio, debieron ser disueltos por el agua (puesto que son solubles en ella) y, por lo tanto, los compuestos de potasio deben acumularse junto con los de sodio en el agua del mar.
Y, en efecto, los compuestos de potasio se encuentran siempre en el agua del mar, como ya hemos señalado (Capítulos I y X). Esta constituye una de las fuentes de las que se extraen. Tras la evaporación del agua del mar, queda un licor madre que contiene cloruro de potasio y una gran proporción de cloruro de magnesio. Al enfriar esta solución, cristalizan sales que contienen cloruros de magnesio y de potasio. Un doble compuesto de este tipo, llamado carnalita, KMgCl3,6H2O, se encuentra en Stassfurt. Esta carnalita3 se emplea hoy en día como materia prima para la extracción del cloruro de potasio y de todos los compuestos de este elemento.4 Además, el propio cloruro de potasio se encuentra a veces en Stassfurt como silvina.5 Mediante un método de doble descomposición salina, el cloruro de potasio puede convertirse en todas las demás sales de potasio,6 algunas de las cuales tienen utilidad práctica.
Sin embargo, la mayor importancia de las sales de potasio radica en ser un componente indispensable de la alimentación de las plantas.7
Las rocas primitivas contienen una proporción casi igual de potasio y sodio. Pero en el agua del mar predominan los compuestos de este último metal.
Podría preguntarse qué fue de los compuestos de potasio durante la desintegración de las rocas primitivas, si una cantidad tan pequeña llegó al agua del mar. Permanecieron junto con los demás productos de la descomposición de las rocas primitivas. Cuando el granito o cualquier otra formación rocosa similar se desintegra, se forman, además de las sustancias solubles, sustancias insolubles: arena y arcilla finamente dividida, que contiene agua, alúmina y sílice. Esta arcilla es arrastrada por el agua y luego se deposita en estratos. Esta, y especialmente su mezcla con restos vegetales, retiene compuestos de potasio en mayor cantidad que los de sodio. Se ha demostrado con absoluta certeza que esto es así, y se debe al poder de absorción del suelo.
Si se filtra una solución diluida de un compuesto de potasio a través de tierra vegetal común utilizada para el cultivo de plantas, que contiene arcilla y restos de descomposición vegetal, se comprobará que dicha tierra ha retenido un porcentaje considerable de los compuestos de potasio. Si se toma una sal de potasio, durante la filtración se libera una cantidad equivalente de una sal de calcio —que también se encuentra, por regla general, en los suelos—. Dicho proceso de filtración a través de sustancias térreas finamente divididas tiene lugar en la naturaleza, y los compuestos de potasio son retenidos en todas partes por la tierra friable en cantidad considerable. Esto explica la presencia de una cantidad tan pequeña de sales de potasio en el agua de los ríos, lagos, arroyos y océanos, donde la cal y la sosa se han acumulado.
Los compuestos de potasio retenidos por la masa friable de la tierra son absorbidos en forma de solución acuosa por las raíces de las plantas. Las plantas, como todo el mundo sabe, al quemarse dejan una ceniza, y esta ceniza, además de otras diversas sustancias, contiene sin excepción compuestos de potasio. Muchas plantas terrestres contienen una cantidad muy pequeña de compuestos de sodio,8 mientras que el potasio y sus compuestos se encuentran en todo tipo de cenizas vegetales. Entre las plantas de cultivo general, la hierba, las patatas, el nabo y el trigo sarraceno son particularmente ricos en compuestos de potasio. La ceniza de las plantas, y especialmente de las plantas herbáceas, la paja de trigo sarraceno y las hojas de girasol y de patata se utilizan en la práctica para la extracción de compuestos de potasio.
No cabe duda de que el potasio se encuentra en las propias plantas en forma de compuestos complejos, y a menudo como sales de ácidos orgánicos. En ciertos casos, tales sales de potasio se extraen incluso del jugo de las plantas. Así, la acedera y la oxalis, por ejemplo, contienen en sus jugos oxalato ácido de potasio, C2HKO4, que se emplea para eliminar las manchas de tinta. El jugo de uva contiene el llamado tártaro, que es tartrato ácido de potasio, C4H5KO6.9 Esta sal también se separa como sedimento del vino. Cuando las plantas, que contienen una o más sales de potasio, se queman, la materia carbonosa se oxida y, en consecuencia, el potasio se obtiene en la ceniza como carbonato, K2CO3, conocido generalmente como potasa.
De ahí que la potasa se encuentre ya preparada en la ceniza de las plantas y, por consiguiente, la ceniza de las plantas terrestres se emplee como fuente para la extracción de compuestos de potasio. El carbonato de potasio se extrae lixiviando la ceniza con agua.10 El carbonato de potasio también se puede obtener a partir del cloruro mediante un método similar al con que se prepara el carbonato de sodio a partir del cloruro de sodio.11 No hay dificultad en obtener cualquier sal de potasio —por ejemplo, el sulfato,12 el bromuro y el yoduro13— mediante la acción del ácido correspondiente sobre el KCl y especialmente sobre el carbonato, mientras que el hidróxido, potasa cáustica, KHO, que en muchos aspectos es análogo a la sosa cáustica, se obtiene fácilmente por medio de la cal exactamente de la misma manera en que se prepara el hidróxido de sodio a partir del carbonato de sodio.14 Por lo tanto, para completar nuestro conocimiento de los metales alcalinos, solo describiremos dos sales de potasio que tienen importancia práctica y cuyos análogos no se han descrito en el capítulo anterior: el cianuro de potasio y el nitrato de potasio.
El cianuro potásico, que presenta en sus relaciones químicas cierta analogía con las sales halógenas del potasio, no solo se forma según la ecuación KHO + HCN = H2O + KCN, sino también siempre que un compuesto carbonado nitrogenado —por ejemplo, materia animal— se calienta en presencia de potasio metálico, o de un compuesto de potasio, e incluso cuando se calienta una mezcla de potasa y carbono en una corriente de nitrógeno.
El cianuro potásico se obtiene a partir del prusiato amarillo, que ya se ha mencionado en el capítulo IX y cuya preparación a gran escala se describirá en el capítulo XXII. Si el prusiato amarillo se reduce a polvo y se seca, de modo que pierda su agua de cristalización, se funde entonces al rojo vivo y se descompone en carburo de hierro, nitrógeno y cianuro potásico: FeK4C6N_6 = 4KCN + FeC2 + N2. Tras la descomposición, se observa que la sal amarilla se ha convertido en una masa blanca de cianuro potásico. El carburo de hierro formado se deposita en el fondo del recipiente. Si la masa así obtenida se trata con agua, el cianuro potásico se descompone parcialmente por acción de esta; pero si se trata con alcohol, el cianuro se disuelve y, al enfriarse, se separa en forma cristalina.15
Una disolución de cianuro potásico tiene una reacción poderosamente alcalina, un olor similar al de las almendras amargas, característico del ácido prúsico, y actúa como un veneno potentísimo. Aunque es sumamente estable en estado fundido, el cianuro potásico se altera con facilidad cuando está en disolución. El ácido prúsico es tan débilmente enérgico que incluso el agua descompone el cianuro potásico. Una disolución de la sal, aun sin acceso de aire, se vuelve parda con facilidad y se descompone, y al calentarse desprende amoníaco y forma formiato potásico; esto se comprende fácilmente a partir de la representación de los compuestos de cianógeno desarrollada en el capítulo IX: KCN + 2H2O = CHKO2 + NH3.
Además, dado que el anhídrido carbónico actúa sobre el cianuro potásico con desprendimiento de ácido prúsico, y que por la acción del aire se forma cianato potásico (el cual también es inestable), se comprenderá fácilmente que las disoluciones de cianuro potásico son muy inestables. El cianuro potásico, al contener carbono y potasio, es una sustancia capaz de actuar de manera muy enérgicamente reductora, especialmente cuando está fundido; por ello se emplea como un potente agente reductor a temperaturas de rojo vivo.16
La propiedad del cianuro potásico de dar sales dobles con otros cianuros se pone de manifiesto con gran claridad en el hecho de que muchos metales se disuelven en una disolución de cianuro potásico con desprendimiento de hidrógeno. Por ejemplo, el hierro, el cobre y el cinc actúan de este modo. Así—
4KCN + 2H2O + Zn = K2ZnC4N4 + 2KHO + H2
El oro y la plata son solubles en cianuro de potasio en presencia de aire, en cuyo caso el hidrógeno, que de otro modo se desprendería en la reacción, se combina con el oxígeno del aire para formar agua (Eissler, MacLaurin, 1893), por ejemplo, 4Au + 4KCN + O + H2O = 2AuKC2N2 + 2KHO, lo cual se aprovecha para la extracción del oro de sus minerales (Capítulo XXIV.).17 El platino, el mercurio y el estaño no se disuelven en una solución de cianuro de potasio, ni siquiera con acceso de aire.
El nitrato de potasio, o el común nitrato potásico o salitre, KNO3, se utiliza principalmente como componente de la pólvora, en la cual no puede ser reemplazado por la sal de sodio, debido a que esta última es delicuescente. Es necesario que el salitre en la pólvora sea perfectamente puro, ya que incluso pequeñas trazas de sales de sodio, magnesio y calcio, especialmente cloruros, hacen que el salitre y la pólvora sean capaces de atraer humedad.
El salitre puede obtenerse puro con facilidad, debido a su gran tendencia a formar cristales tanto grandes como pequeños, lo que facilita su separación de otras sales. Las considerables diferencias entre la solubilidad del salitre a diferentes temperaturas favorecen esta cristalización.
Una solución de salitre saturada a su punto de ebullición (116°) contiene 335 partes de salitre por 100 partes de agua, mientras que a la temperatura ordinaria —por ejemplo, 20°— la solución solo es capaz de retener 32 partes de la sal. Por lo tanto, en la preparación y refinación del salitre, su solución, saturada al punto de ebullición, se enfría, y casi todo el salitre se obtiene en forma de cristales.
- Si la solución se enfría de forma silenciosa y lenta en grandes cantidades, se forman cristales grandes, pero si se enfría rápidamente y se agita, se obtienen cristales pequeños.
- De esta manera, si no todas, al menos la mayoría de las impurezas presentes en pequeñas cantidades permanecen en la lejía madre.
Si una solución insaturada de salitre se enfría rápidamente, de modo que se evite la formación de cristales grandes (en cuyas grietas la lejía madre, junto con las impurezas, permanecería), se obtienen los cristales diminutos de salitre conocidos como harina de salitre.
El salitre común se encuentra en la naturaleza, pero solo en pequeñas cantidades mezclado con otros nitratos, y especialmente con los nitratos de sodio, magnesio y calcio. Tal mezcla de sales de ácido nítrico se forma de manera natural en la tierra fértil y en aquellas localidades donde, como en el suelo, los restos orgánicos nitrogenados se descomponen en presencia de álcalis o bases alcalinas con libre acceso de aire. Este método de formación de nitratos requiere humedad, además del libre acceso de aire, y tiene lugar principalmente durante el tiempo cálido.18
En los países cálidos, y en los climas templados durante los meses de verano, los suelos fértiles producen una pequeña cantidad de salitre. A este respecto, la India es especialmente conocida por proporcionar un suministro considerable de salitre extraído del suelo. El sueloífero de salitre —tras la estación de lluvias— a veces se cubre durante el verano con cristales de salitre, formados por la evaporación del agua en la que previamente estaba disuelto. Este suelo se recolecta, se somete a lixiviaciones repetidas y se procesa para obtener salitre tal como se describirá a continuación.
En los climas templados, los nitratos se obtienen a partir de los escombros de cal de edificios demolidos que han estado en pie durante muchos años, y especialmente de aquellas porciones que han estado en contacto con el suelo. Las condiciones allí son muy favorables para la formación de salitre, porque la cal utilizada como cemento en las construcciones contiene la base necesaria para la formación de nitratos, mientras que los excrementos, la orina y los residuos animales son fuentes de nitrógeno. Mediante la lixiviación metódica de este tipo de escombros se forma una solución de sales nitrogenadas similar a la obtenida por la lixiviación de la tierra fértil.
Una solución similar se obtiene también mediante la lixiviación de las llamadas plantaciones de salitre. Estas se componen de estiércol intercalado con broza y esparcido con cenizas, cal y otros escombros alcalinos. Estas plantaciones de salitre se establecen en aquellas localidades donde el estiércol no se necesita para la fertilización del suelo, como, por ejemplo, en las gobernaciones de «tierra negra» del sureste de Rusia. El mismo proceso de oxidación de la materia nitrogenada expuesta libremente al aire y a la humedad durante la estación cálida en presencia de álcalis tiene lugar en las plantaciones de salitre al igual que en el suelo fértil y en las paredes de los edificios. De todas estas fuentes se obtiene una solución que contiene varias sales de ácido nítrico mezcladas con materia orgánica soluble.
El método más simple de tratar esta solución impura de salitre consiste en añadir una solución de carbonato de potasio, o tratarla simplemente con cenizas que contengan esta sustancia. El carbonato de potasio experimenta una doble descomposición con las sales de calcio y magnesio, formando carbonatos insolubles de estas bases y dejando el salitre en solución. Así, por ejemplo, K2CO3 + Ca(NO3)2 = 2KNO3 + CaCO3. Tanto el carbonato de calcio como el de magnesio son insolubles y, por tanto, tras el tratamiento con carbonato de potasio, la solución ya no contiene sales de estos metales, sino únicamente las sales de sodio y potasio junto con materia orgánica. Esta última se separa parcialmente al calentar en forma insoluble y se destruye por completo calentando el salitre a un calor rojo bajo. El salitre así obtenido se purifica fácilmente mediante cristalización repetida.
La mayor parte del salitre utilizado para la fabricación de pólvora se obtiene ahora a partir de la sal sódica salitre de Chile o salitre cúbico, que se encuentra en la naturaleza, como ya se ha mencionado. La conversión de esta sal en salitre común también se lleva a cabo mediante una doble descomposición. Esto se realiza ya sea añadiendo carbonato de potasio (cuando, al mezclar las soluciones fuertes y calientes, se obtiene directamente carbonato de sodio como precipitado), o bien, como es más frecuente hoy en día, cloruro de potasio. Cuando se evapora una mezcla de soluciones fuertes de cloruro de potasio y nitrato de sodio, el cloruro de sodio se separa primero, porque esta sal, formada por la doble descomposición KCl + NaNO3 = KNO3 + NaCl, es casi igualmente soluble en agua caliente y fría; al enfriar, por lo tanto, una gran cantidad de nitrato de potasio se separa de la solución saturada, mientras que el cloruro de sodio permanece disuelto. El salitre se purifica finalmente por recristalización y mediante lavado con una solución saturada de salitre, la cual no puede disolver una cantidad adicional de salitre, sino únicamente las impurezas.
El salitre es una sal incolora de sabor fresco y peculiar. Cristaliza fácilmente en prismas rómbicos largos, estriados y hexagonales, que terminan en pirámides rómbicas. Sus cristales (peso esp. 1,93) no contienen agua, pero sus cavidades suelen contener una cierta cantidad de la solución a partir de la cual han cristalizado. Por esta razón, al refinar el salitre, se evita la formación de cristales grandes, preparándose harina de salitre. A un calor rojo bajo (339°) el salitre se funde en un líquido incoloro.19 El nitrato de potasio, a la temperatura ordinaria y en forma sólida, es inactivo y estable, pero a alta temperatura actúa como un potente agente oxidante, cediendo una cantidad considerable de oxígeno a las sustancias mezcladas con él.20 Al arrojarlo sobre carbón incandescente, provoca su combustión rápida, y una mezcla mecánica de carbón en polvo y salitre se inflama al entrar en contacto con una sustancia al rojo vivo, y continúa ardiendo por sí misma. En esta acción se desprende nitrógeno, y el oxígeno oxida el carbón, como consecuencia de lo cual se forman carbonato de potasio y anhídrido carbónico: 4KNO3 + 5C = 2K2CO3 + 3CO2 + 2N2. Este fenómeno depende de que el oxígeno, al combinarse con el carbono, desprende más calor que al combinarse con el nitrógeno. De ahí que, una vez iniciada la combustión a expensas del salitre, esta pueda continuar sin necesidad de calor externo. Una oxidación o combustión similar a expensas del oxígeno contenido tiene lugar cuando el salitre se calienta con diferentes sustancias combustibles. Si se arroja una mezcla de azufre y salitre sobre una superficie al rojo vivo, el azufre arde, formando sulfato de potasio y anhídrido sulfuroso. En este caso también, el nitrógeno del salitre se desprende en forma de gas: 2KNO3 + 2S = K2SO4 + N2 + SO2. Un fenómeno similar ocurre cuando el salitre se calienta con muchos metales. Es especialmente notable la oxidación de aquellos metales capaces de formar óxidos ácidos con un exceso de oxígeno. En este caso permanecen combinados con óxido de potasio en forma de sales potásicas. El manganeso, el antimonio, el arsénico, el hierro, el cromo, etc., son ejemplos de este tipo. Estos elementos, al igual que el carbono y el azufre, desplazan el nitrógeno libre. Los óxidos inferiores de estos metales, al fundirse con el salitre, pasan a óxidos superiores. Las sustancias orgánicas también se oxidan cuando se calientan con salitre; es decir, arden a expensas de este. A partir de esto se comprenderá fácilmente que el salitre se emplee con frecuencia en la química práctica y en las artes como agente oxidante a altas temperaturas. Su aplicación en la pólvora se basa en esta propiedad; la pólvora consiste en una mezcla mecánica de azufre, salitre y carbón finamente molidos. La proporción relativa de estas sustancias varía según el destino de la pólvora y el tipo de carbón empleado (se emplea un carbón friable, incompletamente quemado y que, por tanto, contiene hidrógeno y oxígeno). Durante su combustión se forman gases, principalmente nitrógeno y anhídrido carbónico, los cuales generan una presión considerable si su salida es impedida de algún modo. Esta acción de la pólvora puede expresarse mediante la ecuación: 2KNO3 + 3C + S = K2S + 3CO2 + N2.
Por esta ecuación se halla que la pólvora debe contener treinta y seis partes de carbón vegetal (13,3 por ciento) y treinta y dos partes (11,9 por ciento) de azufre, por cada 202 partes (74,8 por ciento) de salitre, lo cual se acerca mucho a su composición real.21
El potasio metálico se obtuvo de manera análoga al sodio; primero por la acción de una corriente galvánica, luego por reducción del hidróxido mediante hierro metálico y, por último, por la acción del carbón vegetal sobre el carbonato a alta temperatura. Sin embargo, el comportamiento del potasio metálico difiere del del sodio, debido a que se combina fácilmente con el óxido de carbono, formando una masa explosiva e inflamable.22
El potasio es bastante tan volátil como el sodio, si no más. A la temperatura ordinaria, el potasio es aún más blando que el sodio; sus superficies recién cortadas presentan un color más blanco que el sodio, pero, al igual que este último, y con mayor facilidad aún, se oxida en el aire húmedo.
Es frágil a bajas temperaturas, pero es bastante blando a 25° y se funde a 58°. A un calor rojo bajo (667°, Perkin) destila sin alteración, formando un vapor verde cuya densidad,23 según A. Scott (1887), es igual a 19 (si la del hidrógeno = 1). Esto demuestra que la molécula de potasio (al igual que la del sodio, el mercurio y el cinc) contiene un solo átomo. Este es también el caso de muchos otros metales, a juzgar por investigaciones recientes.24
La gravedad específica del potasio a 15° es de 0,87, y es por tanto menor que la del sodio, como ocurre también con todos sus compuestos.25 El potasio descompone el agua con gran facilidad a la temperatura ordinaria, desprendiendo 45.000 unidades de calor por peso atómico en gramos. El calor desprendido es suficiente para inflamar el hidrógeno, cuya llama se colorea de violeta por la presencia de partículas de potasio.26
Con respecto a la relación del potasio con el hidrógeno y el oxígeno, es muy análoga a la del sodio en este aspecto. Así, con el hidrógeno forma hidruro de potasio, K2H (entre 200° y 411°), y con el oxígeno da un subóxido K4O, óxido K2O y peróxido, solo que en la composición de este último entra más oxígeno que en el peróxido de sodio; el peróxido de potasio contiene KO2, pero es probable que en la combustión del potasio también se forme un óxido KO. El potasio, al igual que el sodio, es soluble en mercurio.27
En una palabra, la relación entre el sodio y el potasio es tan estrecha como la existente entre el cloro y el bromo, o, mejor aún, entre el flúor y el cloro, ya que el peso atómico del sodio, 23, es tanto mayor que el del flúor, 19, como el del potasio, 39, es mayor que el del cloro, 35,5.
El parecido entre el potasio y el sodio es tan grande que sus compuestos solo pueden distinguirse con facilidad en forma de algunas de sus sales.
Por ejemplo, el tartrato ácido de potasio, C4H5KO6 (crémor tártaro), se distingue por su escasa solubilidad en agua y en alcohol, y en una solución de ácido tartárico, mientras que la sal sódica correspondiente es fácilmente soluble.
Por lo tanto, si se añade una solución de ácido tartárico en considerable exceso a las soluciones de la mayoría de las sales de potasio, se forma un precipitado de la sal ácida poco soluble, lo cual no ocurre con las sales de sodio.
Los cloruros KCl y NaCl en solución dan fácilmente sales dobles K2PtCl6 y Na2PtCl6, con el cloruro platínico, PtCl4, y la solubilidad de estas sales es muy diferente, especialmente en una mezcla de alcohol y éter. La sal de sodio es fácilmente soluble, mientras que la de potasio es insoluble o casi, y por ello la reacción con el cloruro platínico es la que se usa con mayor frecuencia para la separación del potasio respecto del sodio, tal como se describe con más detalle en las obras de química analítica.
Es posible descubrir los más mínimos indicios de estos metales mezclados entre sí mediante su propiedad de conferir diferentes colores a una llama.
La presencia de una sal de sodio en una llama se reconoce por una coloración amarilla brillante, y una sal de potasio pura colorea de violeta una llama incolora. Sin embargo, en presencia de una sal de sodio, la pálida coloración violeta que produce una sal de potasio resulta completamente imperceptible y, a primera vista, en este caso es imposible descubrir la sal de potasio en presencia de la de sodio.
Pero al descomponer mediante un prisma la luz emitida por una llama coloreada por estos metales o por una mezcla de ellos, ambos se distinguen fácilmente, porque la luz amarilla emitida por la sal de sodio depende de un grupo de rayos luminosos que tienen un índice de refracción definido, el cual corresponde a la porción amarilla del espectro solar, con el índice de refracción de la línea (estrictamente hablando, el grupo de líneas) D de Fraunhofer, mientras que las sales de potasio producen una luz de la cual estos rayos están completamente ausentes, pero que contiene rayos de color rojo y violeta.
Por lo tanto, si una sal de potasio está presente en una llama, al descomponer la luz (tras hacerla pasar por una rendija estrecha) mediante un prisma, se observarán bandas de luz roja y violeta situadas a una distancia considerable la una de la otra; mientras que, si hay una sal de sodio presente, también aparecerá una línea amarilla. Si ambos metales se encuentran simultáneamente en una llama y emiten luz, las líneas del espectro correspondientes al potasio y al sodio aparecerán al mismo tiempo.
Para mayor comodidad al realizar este tipo de análisis, se construyen espectroscopios (fig. 72),28 que constan de un prisma de refracción y tres tubos colocados en el plano del ángulo de refracción del prisma. Uno de los tubos, el C, tiene una rendija vertical en el extremo, por la cual entra la luz que se va a analizar, la cual pasa entonces al tubo (colimador), que contiene una lente que da a los rayos una dirección paralela. Los rayos de luz, tras haber atravesado la rendija y haberse vuelto paralelos, se refractan y dispersan en el prisma, y el espectro formado se observa a través del ocular del otro telescopio B.
El tercer tubo D contiene una escala transparente horizontal (en el extremo exterior) dividida en partes iguales. La luz procedente de una fuente, como un mechero de gas o una vela colocados frente a este tubo, atraviesa la escala y se refleja en la cara del prisma situada frente al telescopio B, de modo que la imagen de la escala se ve a través de este telescopio simultáneamente con el espectro producido por los rayos que atraviesan la rendija del tubo C. De este modo, la imagen de la escala y el espectro proporcionado por la fuente de luz en estudio se observan de manera simultánea. Si se dirigen los rayos del sol a través de la rendija del tubo C, el observador que mire por el ocular de B verá el espectro solar y (si la abertura de la rendija es estrecha y el aparato está correctamente ajustado) las oscuras líneas de Fraunhofer en él.29
Los espectroscopios de pequeño tamaño suelen estar ajustados de tal modo que (mirando a través de B) la porción violeta del espectro se ve a la derecha y la porción roja a la izquierda, y la línea D de Fraunhofer (en la porción amarillo brillante del espectro) está situada sobre la división 50 de la escala.30
Si la luz emitida por un sólido incandescente —por ejemplo, la luz Drummond— se hace pasar a través del espectroscopio, se observan todos los colores del espectro solar, pero no las líneas de Fraunhofer. Para observar el resultado que produce una llama coloreada por diversas sales, se coloca frente a la rendija un mechero de gas Bunsen (o la llama pálida de gas hidrógeno que sale por un orificio de platino), el cual produce una llama tan tenue que su espectro resulta prácticamente invisible. Si se introduce cualquier compuesto de sodio en la llama del mechero de gas (para lo cual se fija al soporte un hilo de platino en cuyo extremo se funde cloruro de sodio), la llama se colorea de amarillo, y al mirar a través del espectroscopio el observador verá una línea amarilla brillante que coincide con la división 50 de la escala, la cual se ve junto con el espectro en el telescopio. No se verán líneas amarillas de otro índice de refracción, ni rayos de ningún otro color; por lo tanto, el espectro correspondiente a los compuestos de sodio consta de rayos amarillos con aquel índice de refracción que pertenece a la línea (negra) D de Fraunhofer del espectro solar.
Si en lugar de una sal de sodio se introduce una sal de potasio en la llama, se verán dos bandas mucho más débiles que la brillante banda de sodio: a saber, una línea roja cerca de la línea A de Fraunhofer y otra línea violeta. Además, se observará un espectro pálido, casi continuo, en las porciones centrales de la escala. Si ahora se introduce en la llama una mezcla de sales de sodio y potasio, se verán tres líneas simultáneamente: la línea roja y la línea violeta pálida del potasio, y la línea amarilla del sodio.
De este modo es posible, con la ayuda del espectroscopio, determinar la relación entre los espectros de los metales y porciones conocidas del espectro solar. La continuidad de este último se ve interrumpida por líneas oscuras (es decir, por una ausencia de luz de un índice de refracción determinado), denominadas líneas de Fraunhofer del espectro solar. Mediante observaciones minuciosas (realizadas por Fraunhofer, Brewster, Foucault, Ångstrom, Kirchhoff, Cornu, Lockyer, Dewar y otros), se ha demostrado que existe una coincidencia exacta entre los espectros de determinados metales y ciertas líneas de Fraunhofer. Así, la línea amarilla brillante del sodio corresponde exactamente con la línea oscura D de Fraunhofer del espectro solar. Una concordancia similar se observa en el caso de muchos otros metales. No se trata de una correlación aproximada o casual. De hecho, si se emplea un espectroscopio que posea un gran número de prismas de refracción y un alto poder de aumento, se observa que la línea oscura D del espectro solar consta de todo un sistema de líneas oscuras (nítidas, bien definidas), finas y anchas, estrechamente adyacentes pero situadas de forma precisa,31 y al examinar la línea amarilla del sodio con el mismo aparato se obtiene un grupo exactamente similar de líneas brillantes, de modo que cada línea brillante de sodio corresponde exactamente con una línea oscura del espectro solar.32 Esta conformidad de las líneas brillantes formadas por el sodio con las líneas oscuras del espectro solar no puede ser accidental. Esta conclusión se ve confirmada además por el hecho de que las líneas brillantes de otros metales corresponden a líneas oscuras del espectro solar. Así, por ejemplo, una serie de chispas que saltan entre los electrodos de hierro de una bobina de Ruhmkorff produce 450 líneas muy nítidas que caracterizan a este metal. Todas estas 450 líneas brillantes, que constituyen el espectro entero correspondiente al hierro, se repiten, tal como demostró Kirchhoff, en el espectro solar en forma de líneas oscuras de Fraunhofer que aparecen exactamente en las mismas posiciones que las líneas brillantes del espectro del hierro, del mismo modo que las líneas del sodio corresponden a la banda D en el espectro solar. De esta manera, numerosos observadores han estudiado simultáneamente el espectro solar y los espectros de diferentes metales, descubriendo en el primero líneas que corresponden no solo al sodio y al hierro, sino también a muchos otros metales.33
Los espectros de elementos como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno y otros gases pueden observarse en los denominados tubos de Geissler, es decir, en tubos de vidrio que contienen gases enrarecidos a través de los cuales se hace pasar la descarga de una bobina de Ruhmkorff. Así, el hidrógeno produce un espectro compuesto por tres líneas: una línea roja correspondiente a la línea C de Fraunhofer, una línea verde correspondiente a la línea F y una línea violeta correspondiente a una de las líneas situadas entre G y H. De estos rayos, el rojo es el más brillante y, por consiguiente, el color general del hidrógeno luminoso (con una descarga eléctrica a través de un tubo de Geissler) es rojizo.
La correlación de las líneas de Fraunhofer con los espectros de los metales depende del fenómeno de la llamada inversión del espectro. Este fenómeno consiste en que, en lugar del espectro brillante correspondiente a un metal, bajo ciertas circunstancias se puede obtener un espectro oscuro similar en forma de líneas de Fraunhofer, como se explicará inmediatamente.
Para comprender claramente el fenómeno de los espectros invertidos, debe saberse que, cuando la luz atraviesa ciertas sustancias transparentes, estas sustancias retienen rayos de una cierta refrangibilidad. El color de las soluciones es una prueba de ello. La luz que ha atravesado una solución amarilla de una sal de uranio no contiene rayos violeta y, después de haber atravesado una solución roja de un permanganate, no contiene muchos rayos en las porciones amarilla, azul y verde del espectro. Las soluciones de sales de cobre absorben casi todos los rayos rojos.
A veces, las soluciones incoloras también absorben rayos de ciertos índices de refracción definidos y producen espectros de absorción. Así, las soluciones de sales de didimio absorben rayos de una cierta refrangibilidad y, por lo tanto, se recibe la impresión de líneas negras,34 como se muestra en la fig. 73. Muchos vapores (yodo) y gases (peróxido nítrico) producen espectros similares. La luz que ha atravesado una capa profunda de vapor acuoso, oxígeno o nitrógeno también produce un espectro de absorción. Por esta razón, las peculiares líneas oscuras (de invierno) descubiertas por Brewster se observan en la luz solar, especialmente al atardecer y al amanecer, cuando los rayos del sol atraviesan la atmósfera (que contiene estas sustancias) a través de un trayecto más largo que al mediodía. Es evidente que las líneas de Fraunhofer pueden atribuirse a la absorción de ciertos rayos de luz en su paso desde la masa luminosa del sol hasta la tierra.
El notable progreso alcanzado en toda la investigación espectroscópica data de las investigaciones realizadas por Kirchhoff (1859) sobre la relación entre los espectros de absorción y los espectros de gases incandescentes luminosos. Ya se había observado mucho antes (por Fraunhofer, Foucault, Ångström) que el espectro brillante de la llama de sodio produce dos líneas brillantes que se encuentran exactamente en la misma posición que dos líneas negras conocidas como D en el espectro solar, las cuales pertenecen evidentemente a un espectro de absorción.
Cuando Kirchhoff hizo incidir luz solar difusa sobre la rendija de un espectroscopio y colocó una llama de sodio frente a ella, se observó una superposición perfecta: las líneas brillantes de sodio cubrieron por completo las líneas negras D del espectro solar. Cuando, además, el espectro continuo de una luz de Drummond mostró la línea negra D al colocar una llama de sodio entre esta y la rendija del espectroscopio —es decir, cuando la línea de Fraunhofer del espectro solar se produjo artificialmente—, entonces no hubo duda de que su aparición en el espectro solar se debía a que la luz atravesaba en alguna parte vapores incandescentes de sodio.
De este modo surgió una nueva teoría de los espectros invertidos,35 es decir, de la relación entre las ondas de luz emitidas y absorbidas por una sustancia bajo condiciones dadas de temperatura; esto se expresa mediante la ley de Kirchhoff, descubierta mediante un análisis cuidadoso de los fenómenos. Esta ley puede formularse de manera elemental de la siguiente manera:
A una temperatura dada, la relación entre la intensidad de la luz emitida (de una longitud de onda definida) y la capacidad de absorción con respecto al mismo color (de la misma longitud de onda) es una cantidad constante.36
Del mismo modo que una superficie negra y mate emite y también absorbe una cantidad considerable de rayos de calor, mientras que una superficie metálica pulida absorbe y emite pocos, una llama coloreada por sodio emite una cantidad considerable de rayos amarillos de una refrangibilidad definida y tiene la propiedad de absorber una cantidad considerable de rayos del mismo índice de refracción. En general, el medio que emite rayos definidos también los absorbe.
Así, los rayos espectrales brillantes característicos de un metal determinado pueden invertirse —es decir, convertirse en líneas oscuras— haciendo pasar una luz que emite un espectro continuo a través de un espacio que contiene los vapores calentados de dicho metal. Un fenómeno similar al producido artificialmente se observa en la luz solar, la cual muestra líneas oscuras características de metales conocidos; es decir, las líneas de Fraunhofer forman un espectro de absorción o dependen de un espectro invertido, presuponiéndose que el sol mismo, al igual que todas las fuentes conocidas de luz artificial, emite un espectro continuo sin líneas de Fraunhofer.37
Debemos imaginar que el sol, debido a su alta temperatura propia, emite una luz brillante que proporciona un espectro continuo, y que esta luz, antes de llegar a nuestros ojos, atraviesa un espacio lleno de vapores de diferentes metales y de sus compuestos. Como la atmósfera terrestre38 contiene muy pocos vapores metálicos, o ninguno, y como no puede suponerse que estos existan en el espacio celeste,39 el único lugar en el que se puede admitir la existencia de tales vapores es en la atmósfera que rodea al propio sol.
Dado que la causa de la luminosidad del sol debe buscarse en su alta temperatura, la existencia de una atmósfera que contenga vapores metálicos se comprende fácilmente, porque a esa elevada temperatura metales como el sodio, e incluso el hierro, se separan de sus compuestos y se convierten en vapor. Debe imaginarse que el sol está rodeado por una atmósfera de materia incandescente, vaporosa y gaseosa,40 que incluye aquellos elementos cuyos espectros invertidos corresponden a las líneas de Fraunhofer, a saber: sodio, hierro, hidrógeno, litio, calcio, magnesio, etc.
Así, en el análisis espectral encontramos un medio para determinar la composición de los inaccesibles luminares celestes, y mucho se ha hecho a este respecto desde que se formuló la teoría de Kirchhoff. Mediante observaciones sobre los espectros de muchos cuerpos celestes, se han descubierto cambios que tienen lugar en ellos,41 y muchos de los elementos conocidos por nosotros se han encontrado con certeza en los mismos.42
De esto debe concluirse que los mismos elementos que existen en la tierra se hallan en todo el universo, y que a ese grado de calor propio del sol aquellas sustancias simples que aceptamos como elementos en química siguen aún undecomuestas y permanecen inalteradas. Las altas temperaturas constituyen una de aquellas condiciones bajo las cuales los compuestos se descomponen con mayor facilidad; y si el sodio o un elemento similar fueran un compuesto, con toda probabilidad se descompondrían en sus partes componentes a la elevada temperatura del sol. Esto puede deducirse ciertamente del hecho de que en los experimentos espectroscópicos ordinarios los espectros obtenidos pertenecen con frecuencia a los metales y no a los compuestos utilizados; esto depende de la descomposición de dichos compuestos en el calor de la llama.
Si se introduce sal común en la llama de un mechero de gas, una porción de ella se descompone, formando primero, con toda probabilidad, ácido clorhídrico e hidróxido de sodio con el agua, y descomponiéndose este último luego parcialmente por los hidrocarburos para dar sodio metálico, cuyo vapor incandescente emite luz de una refractibilidad definida. A esta conclusión se llega a partir del siguiente experimento: si se introduce gas de ácido clorhídrico en una llama coloreada por sodio, se observa que el espectro del sodio desaparece debido a que el sodio metálico no puede permanecer en la llama en presencia de un exceso de ácido clorhídrico. Lo mismo ocurre al añadir cloruro amónico, el cual, en el calor de la llama, produce ácido clorhídrico.
Si un tubo de porcelana que contiene cloruro de sodio (o hidróxido o carbonato de sodio), cerrado por ambos extremos con placas de vidrio, se calienta tan intensamente que la sal se volatiliza, entonces el espectro del sodio no es observable; pero si la sal se reemplaza por sodio, se obtiene el espectro de líneas brillantes o el de absorción, según se observe la luz emitida por el vapor incandescente o la luz que atraviesa el tubo. Por lo tanto, el espectro anterior no es producido por el cloruro de sodio u otro compuesto de sodio, sino que es propio del metal sodio en sí.
Esto ocurre también con otros metales análogos. Los cloruros y otros compuestos de halógeno del bario, calcio, cobre, etc., dan espectros independientes que difieren de los de los metales. Si se introduce cloruro de bario en una llama, este produce un espectro mixto perteneciente al bario metálico y al cloruro de bario. Si además del cloruro de bario se introduce en la llama ácido clorhídrico o cloruro amónico, el espectro del metal desaparece y permanece el del cloruro, el cual difiere claramente del espectro del fluoruro de bario, del bromuro de bario o del yoduro de bario.
En los espectros de dos compuestos diferentes de uno y el mismo elemento obtenidos de la manera descrita anteriormente, así como en el espectro del metal, se observan cierta semejanza común y ciertas líneas comunes, pero todos ellos tienen sus peculiaridades. Los espectros independientes de los compuestos de cobre se observan fácilmente (fig. 75). Así, ciertos compuestos que existen en estado de vapor y son luminosos a alta temperatura emiten sus espectros independientes. En la mayoría de los casos, los espectros de los compuestos se componen de líneas luminosas indistintas y bandas brillantes completas, mientras que los elementos metálicos suelen producir unas pocas líneas espectrales claramente definidas.43
No hay razón para suponer que el espectro de un compuesto sea igual a la suma de los espectros de sus elementos; es decir, todo compuesto que no se descomponga por el calor tiene su propio espectro característico. Esto se demuestra mejor mediante los espectros de absorción, que esencialmente no son más que espectros invertidos observados a bajas temperaturas. Si toda sal de sodio, litio y potasio produce uno y el mismo espectro, esto debe atribuirse a la presencia en la llama de los metales libres liberados por la descomposición de sus sales. Por consiguiente, los fenómenos del espectro están determinados por las moléculas y no por los átomos; es decir, las moléculas del metal sodio, y no sus átomos, producen aquellas vibraciones particulares que determinan el espectro de una sal de sodio. Donde no hay sodio metálico libre, no hay espectro de sodio.
El análisis espectral no solo ha dotado a la ciencia del conocimiento de la composición de los cuerpos celestes distantes (del sol, las estrellas, las nebulosas, los cometas, etc.), sino que también ha brindado un nuevo método para estudiar la materia de la superficie terrestre. Con su ayuda, Bunsen descubrió dos nuevos elementos pertenecientes al grupo de los metales alcalinos, y posteriormente se descubrieron el talio, el indio y el galio por el mismo medio. El espectroscopio se emplea en el estudio de los metales raros (que en solución suelen dar espectros de absorción distintivos), de los tintes y de muchas sustancias orgánicas, etc.44
Respecto a los metales análogos al sodio, todos ellos dan sales muy volátiles similares y espectros tan característicos que los más mínimos indicios de ellos45 se descubren con gran facilidad mediante el espectroscopio. Por ejemplo, el litio confiere una coloración roja muy brillante a la llama y una línea espectral roja muy brillante (longitud de onda, 670 millonésimas de mm.), lo que indica la presencia de este metal mezclado con compuestos de otros metales alcalinos.
Litio, Li, al igual que el potasio y el sodio, está bastante extendido en las rocas silíceas, pero solo se encuentra en pequeñas cantidades y como meras trazas en masas considerables de sales de potasio y sodio. Solo unos pocos minerales bastante raros contienen más que trazas de él,46 por ejemplo, el espodumena y la mica de litio.
Muchos compuestos de litio son en todos los aspectos muy análogos a los compuestos correspondientes de sodio y potasio; pero el carbonato es poco soluble en agua fría, hecho que se aprovecha para separar el litio del potasio y del sodio. Esta sal, Li2CO3, se convierte fácilmente en los demás compuestos de litio. Así, por ejemplo, el hidróxido de litio, LiHO, se obtiene exactamente de la misma manera que la sosa cáustica, por la acción de la cal sobre el carbonato, y es soluble en agua y cristaliza (a partir de su solución en alcohol) como LiHO,H2O.
El litio metálico se obtiene mediante la acción de una corriente galvánica sobre cloruro de litio fundido; para este propósito, un crisol de hierro fundido, provisto de una tapa gruesa, se llena con cloruro de litio, se calienta hasta que este se funde, y luego se pasa una fuerte corriente galvánica a través de la masa fundida. El polo positivo (fig. 77) consiste en una varilla de carbón denso C (rodeada por un tubo de porcelana P fijado en un tubo de hierro BB), y el polo negativo en un alambre de hierro, sobre el cual se deposita el metal después de que la corriente ha pasado a través de la masa fundida durante cierto tiempo. El cloro se desprende en el polo positivo. Cuando se ha acumulado una cantidad algo considerable del metal en el alambre, este se retira, se recoge el metal de él y el experimento continúa como antes.47
El litio es el más ligero de todos los metales; su peso específico es 0,59, debido a lo cual flota incluso en la nafta; se funde a 180°, pero no se volatiliza al rojo vivo. Su apariencia recuerda a la del sodio y, al igual que este, tiene un tinte amarillo. A 200° arde en el aire con una llama muy brillante, formando óxido de litio. Al descomponer el agua no enciende el hidrógeno. La prueba característica para los compuestos de litio es la coloración roja que confieren a una llama incolora.48
Bunsen in 1860 trató de determinar por medio del espectroscopio si algún otro metal aún desconocido podría encontrarse en diferentes productos naturales junto con el litio, el potasio y el sodio, y pronto descubrió dos nuevos metales alcalinos que mostraban espectros independientes.
Deben su nombre a la coloración característica que confieren a la llama. Uno de ellos, que produce una banda roja y otra violeta, se llama rubidio, de rubidius (rojo oscuro), y el otro se denomina cesio, porque tiñe una llama pálida de azul celeste, lo cual se debe a que contiene rayos de color azul brillante que aparecen en el espectro del cesio como dos bandas azules (tabla en la p. 565).
Ambos metales acompañan al sodio, al potasio y al litio, pero en pequeñas cantidades; el rubidio se encuentra en mayor cantidad que el cesio. La cantidad de óxidos de cesio y rubidio en la lepidolita no suele superar el medio por ciento. El rubidio también se ha encontrado en las cenizas de muchas plantas, mientras que la carnalita de Stassfurt (la lejía madre obtenida tras haber sido tratada para la obtención de KCl) constituye una fuente abundante de rubidio y también, en parte, de cesio.
El rubidio también se encuentra, aunque en muy pequeñas cantidades, en la mayoría de las aguas minerales. En muy pocos casos el cesio no está acompañado por rubidio; así, en un determinado granito de la isla de Elba se ha descubierto cesio, pero no rubidio. Este granito contiene un mineral muy raro llamado pólux, que contiene hasta un 34 por ciento de óxido de cesio.
Guiado por el espectroscopio, y ayudado por el hecho de que los sales dobles de cloruro platínico y de los cloruros de rubidio y cesio son aún menos solubles en agua que la sal de potasio correspondiente, K2PtCl6,49 Bunsen logró separar ambos metales entre sí y del potasio, y demostró la gran parecido que guardan entre ellos.
Los metales aislados,50 rubidio y cesio, tienen respectivamente las gravedades específicas de 1,52 y 2,366, y puntos de fusión de 39° y 27°, tal como demostró N. N. Beketoff (1894), quien había obtenido cesio calentando CsAlO2 con Mg(51).
A juzgar por las propiedades de los metales libres, y de sus correspondientes e incluso muy complejos compuestos, el litio, el sodio, el potasio, el rubidio y el cesio presentan un indudable parecido químico.
El hecho de que los metales descompongan fácilmente el agua, y de que sus hidróxidos RHO y carbonatos R2CO3 sean solubles en agua, mientras que los hidróxidos y carbonatos de casi todos los demás metales son insolubles, demuestra que estos metales forman un grupo natural de metales alcalinos.
Los halógenos y los metales alcalinos forman, por su carácter, los dos extremos de los elementos. Muchos de los otros elementos son metales que se aproximan a los metales alcalinos, tanto en su capacidad de formar sales como en el hecho de no formar compuestos ácidos, pero no son tan enérgicos como los metales alcalinos, es decir, forman bases menos enérgicas. Tales son los metales comunes, plata, hierro, cobre, etc.
Algunos otros elementos, en el carácter de sus compuestos, se aproximan a los halógenos y, al igual que ellos, se combinan con el hidrógeno, pero estos compuestos no muestran la propiedad enérgica de los ácidos halógenos; en estado libre se combinan fácilmente con los metales, pero entonces no forman compuestos salinos como lo hacen los halógenos; en una palabra, las propiedades de los halógenos están menos definidas en ellos que en los halógenos mismos. El azufre, el fósforo, el arsénico, etc., pertenecen a este orden de elementos.
La distinción más clara de las propiedades de los halógenos y de los metales alcalinos se expresa en el hecho de que los primeros dan ácidos y no forman bases, mientras que los segundos, por el contrario, sólo dan bases. Los primeros son verdaderos elementos ácidos, los últimos elementos básicos o metálicos claramente definidos.
Al combinarse entre sí, los halógenos forman, en un sentido químico, compuestos inestables, y los metales alcalinos aleaciones en las cuales el carácter de los metales permanece inalterado, al igual que en el compuesto ICl el carácter de los halógenos permanece sin enmascarar; así, ambas clases de elementos al combinarse con miembros de su propia clase forman compuestos no característicos, que tienen las propiedades de sus componentes.
Por otra parte, los halógenos al combinarse con los metales alcalinos forman compuestos que son, en todos los aspectos, estables, y en los cuales los caracteres originales de los halógenos y los metales alcalinos han desaparecido por completo. La formación de tales compuestos va acompañada de la evolución de una gran cantidad de calor y de un cambio total de las propiedades tanto físicas como químicas de las sustancias tomadas originalmente.
La aleación de sodio y potasio, aunque líquida a la temperatura ordinaria, es perfectamente metálica, al igual que ambos componentes. El compuesto de sodio y cloro no tiene ni el aspecto ni las propiedades de los elementos originales; el cloruro de sodio se funde a una temperatura más alta y es más difícilmente volátil que el sodio o el cloro.
Con todas estas diferencias cualitativas existe, sin embargo, un importante parecido cuantitativo entre los halógenos y los metales alcalinos. Este parecido se expresa claramente al afirmar que ambos órdenes de elementos pertenecen a aquellos que son monovalentes con respecto al hidrógeno.
Es, por tanto, correcto decir que ambos órdenes de elementos arriba mencionados reemplazan al hidrógeno átomo por átomo. El cloro es capaz de ocupar el lugar del hidrógeno por metalepsis, y los metales alcalinos toman el lugar del hidrógeno en el agua y en los ácidos. Así como es posible reemplazar consecutivamente cada equivalente de hidrógeno en un hidrocarburo por cloro, también es posible en un ácido que contenga varios equivalentes de hidrógeno reemplazar el hidrógeno consecutivamente, equivalente tras equivalente, por un metal alcalino; de ahí que un átomo de estos elementos sea análogo a un átomo de hidrógeno, que se toma, en todos los casos, como la unidad para la comparación de los demás elementos.
En el amoníaco y en el agua, el cloro y el sodio son capaces de provocar un reemplazo directo. De acuerdo con la ley de sustitución, la formación de cloruro de sodio, NaCl, muestra de inmediato la equivalencia de los átomos de los metales alcalinos y de los halógenos.
Los halógenos, el hidrógeno y los metales alcalinos se combinan con elementos tales como el oxígeno, y es fácil demostrar que en tales compuestos un átomo de oxígeno es capaz de retener dos átomos de los halógenos, del hidrógeno y de los metales alcalinos. Para este propósito basta con comparar los compuestos KHO, K2O, HClO y Cl2O con el agua. No debe olvidarse, sin embargo, que los halógenos dan, con el oxígeno, además de compuestos del tipo R2O, grados superiores de oxidación ácida, que los metales alcalinos y el hidrógeno no son capaces de formar. Pronto veremos que estas relaciones también están sujetas a una ley especial, que muestra una transición gradual de las propiedades de los elementos desde los metales alcalinos hasta los halógenos.52
Los pesos atómicos de los metales alcalinos, litio 7, sodio 23, potasio 39, rubidio 85 y cesio 133, muestran que aquí, al igual que en la clase de los halógenos, los elementos pueden ordenarse según sus pesos atómicos para comparar las propiedades de los compuestos análogos de los miembros de este grupo.
Así, por ejemplo, los platinocloruros de litio y sodio son solubles en agua; los de potasio, rubidio y cesio son escasamente solubles, y cuanto mayor es el peso atómico del metal, menos soluble es la sal. En otros casos se observa lo contrario: cuanto mayor es el peso atómico, más solubles son las sales correspondientes.
La variación de las propiedades con la variación de los pesos atómicos se manifiesta incluso en los metales mismos; así, el litio se volatiliza con dificultad, mientras que el sodio se obtiene por destilación, el potasio se volatiliza con más facilidad que el sodio, y el rubidio y el cesio, como hemos visto, son aún más volátiles.
Notas al pie: