CAPÍTULO X CLORURO DE SODIO—LEYES DE BERTHOLLET—ÁCIDO CLORHÍDRICO

En los capítulos precedentes nos hemos familiarizado con las propiedades más importantes de los cuatro elementos: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y carbono.

A veces se les denomina organógenos, porque entran en la composición de las sustancias orgánicas. Sus combinaciones mutuas pueden servir de tipos para todos los demás compuestos químicos; es decir, presentan las mismas relaciones atómicas (tipos, formas o grados de combinación) que aquellas en las que los demás elementos también se combinan entre sí.

Uno, dos, tres y cuatro átomos de hidrógeno entran en estas moléculas por un átomo de otro elemento.

No se conocen compuestos de un átomo de oxígeno con tres o cuatro átomos de hidrógeno; por tanto, el átomo de oxígeno no posee ciertas propiedades que se encuentran en los átomos de carbono y nitrógeno.

La facultad de un elemento para formar un compuesto de composición definida con el hidrógeno (o un elemento análogo a este) ofrece la posibilidad de predecir la composición de muchos otros de sus compuestos. Así, si sabemos que un elemento, M, se combina con hidrógeno formando preferentemente una sustancia gaseosa como HM, pero no forma H₂M, H₃M, H_nM_m, debemos concluir, sobre la base de la ley de sustitución, que este elemento dará los compuestos M₂O, M₃N, MHO, MH₃C, etc. El cloro es un ejemplo de este tipo. Si sabemos que otro elemento, R, al igual que el oxígeno, da con el hidrógeno una molécula H₂R, entonces podemos esperar que forme compuestos similares al peróxido de hidrógeno, los óxidos metálicos, el anhídrido carbónico o el monóxido de carbono, entre otros. El azufre es un caso de este tipo.

De ahí que los elementos puedan clasificarse según su parecido con el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno y el carbono, y de conformidad con esta analogía es posible predecir, si no las propiedades (por ejemplo, la acidez o la basicidad), al menos la composición¹ de algunos de sus compuestos. Esto constituye la sustancia de la concepción de la valencia o atomicidad de los elementos.

• El hidrógeno se toma como representante de los elementos monovalentes, dando compuestos RH, R(OH), R₂O, RCl, R₃N, R₄C, etc.
• El oxígeno, en la forma en que da agua, es el representante de los elementos bivalentes, formando RH₂, RO, RCl₂, RHCl, R(OH)Cl, R(OH)₂, R₂C, RCN, etc.
• El nitrógeno en el amoníaco es el representante de los elementos trivalentes, dando compuestos RH₃, R₂O₃, R(OH)₃, RCl₃, RN, RHC, etc.
• En el carbono se ejemplifican las propiedades de los elementos cuandrivalentes, formando RH₄, RO₂, RO(OH)₂, R(OH)₄, RHN, RCl₄, RHCl₃, etc.

Encontramos estas formas de combinación, o grados de unión de los átomos, en todos los demás elementos; unos son análogos al hidrógeno, otros al oxígeno y otros al nitrógeno o al carbono. Pero además de estas analogías o semejanzas cuantitativas, que predice la ley de sustitución (Capítulo VI), existen entre los elementos analogías y relaciones cualitativas que no se aprecian plenamente en los compuestos de los elementos que se han considerado, sino que se muestran con mayor claridad en la formación de bases, ácidos y sales de diferentes tipos y propiedades.

Por lo tanto, para un estudio completo de la naturaleza de los elementos y de sus compuestos es de especial importancia familiarizarse con las sales, como sustancias de carácter peculiar, y con los ácidos y bases correspondientes. La sal común de mesa, o cloruro de sodio, NaCl, puede tomarse en todos los aspectos como tipo de las sales en general, por lo que pasaremos a considerar esta sustancia, así como el ácido clorhídrico y la base hidróxido de sodio, formados por el no metal cloro y el metal sodio, que le corresponden.

El cloruro sódico, NaCl, la conocida sal de mesa, se encuentra, aunque en cantidades muy pequeñas, en todas las formaciones primarias de la corteza terrestre,² de las cuales es lavado por las aguas atmosféricas; está contenido en pequeñas cantidades en todas las aguas que fluyen a través de estas formaciones y es transportado de esta manera a los océanos y mares.

La inmensa masa de sal de los océanos se ha acumulado mediante este proceso desde las remotas edades de la creación de la tierra, debido a que el agua se ha evaporado de ellos mientras la sal ha permanecido en disolución. La sal del agua del mar sirve como fuente no solo para su extracción directa, sino también para la formación de otras masas de sal explotables, como la sal gema, y de manantiales y lagos salinos.³

La extracción de sal del agua del mar se lleva a cabo de varias maneras.

En los climas meridionales, especialmente en las costas del océano Atlántico y de los mares Mediterráneo y Negro, se aprovechan los calores del verano. Se elige una costa baja adecuada y se construye a lo largo de ella toda una serie de pilas o estanques que se comunican entre sí. Las pilas superiores se llenan de agua de mar mediante bombeo, o bien se aprovechan las mareas altas. Estas pilas a veces están separadas del mar por bancos de arena naturales (limanes) o por medios artificiales, y en primavera el agua ya comienza a evaporarse considerablemente.

A medida que la disolución se concentra más, se trasiega a las pilas sucesivas y las superiores se abastecen con una nueva cantidad de agua del mar, o bien se dispone un sistema que permite que el agua salada fluya gradualmente a través de la serie de pilas. Es evidente que los fondos de los pilas deben ser lo más impermeables posible al agua, y para este fin se construyen de arcilla apisonada. Los cristales de sal empiezan a precipitar cuando la concentración alcanza el 28 % de sal (lo que corresponde a 28° del areómetro de Baumé). Se retiran con rastrillos y se emplean para todos aquellos usos a los que se destina la sal de mesa.

En la mayoría de los casos solo se extrae la primera mitad del cloruro de sodio que puede separarse del agua del mar, porque la segunda mitad tiene un sabor amargo debido a la presencia de sales de magnesio que precipitan junto con la sal sódica. Pero en ciertas localidades —como, por ejemplo, en el estuario del Ródano, en la isla de Camarga⁴— la evaporación se lleva a cabo hasta el final, con el fin de obtener aquellas sales de magnesio y potasio que precipitan al término de la evaporación del agua del mar.

Diversas sales se separan del agua del mar durante su evaporación. A partir de 100 partes de agua de mar precipitan, por evaporación natural y artificial, aproximadamente una parte de sal de mesa bastante pura al comienzo mismo de la operación; la cantidad total en disolución es de alrededor del 2½ %. La porción restante precipita mezclada con las sales amargas de magnesio las cuales, debido a su solubilidad y a la pequeña cantidad en que se encuentran (menos del 1 %), solo precipitan, en las primeras cristalizaciones, en forma de trazas.

El yeso, o sulfato de calcio, CaSO₄,2H₂O, debido a su escasa solubilidad, precipita junto con la sal de mesa o incluso antes que esta. Cuando se ha separado aproximadamente la mitad de esta última, precipita entonces una mezcla de sal de mesa y sulfato de magnesio, y al continuar la evaporación los cloruros de potasio y magnesio comienzan a separarse en estado de combinación, formando la sal doble KMgCl₃,6H₂O, que se encuentra en la naturaleza como carnalita.⁵ Tras la separación de esta sal del agua de mar, queda una lejía madre que contiene una gran cantidad de cloruro de magnesio mezclado con varias otras sales.⁶ La extracción de la sal marina se lleva a cabo habitualmente con el propósito de obtener sal de mesa y, por consiguiente, tan pronto como empieza a precipitar mezclada con una proporción considerable⁷ de sales de magnesio (momento en el que adquiere un sabor amargo), el licor restante se devuelve al mar.

El mismo proceso que se emplea para obtener artificialmente sal en forma cristalina a partir del agua del mar se ha llevado a cabo repetidamente durante la evolución geológica de la tierra a una escala gigantesca; los levantamientos de la tierra han aislado porciones del mar del resto (como el mar Muerto fue antiguamente parte del Mediterráneo, y el mar de Aral del Caspio), y sus aguas se han evaporado y han formado (si la masa de agua dulce afluente era menor que la de la masa evaporada) depósitos de sal gema.

Está siempre acompañada de yeso, porque este último se separa del agua del mar junto con el cloruro de sodio o antes que este. Por esta razón, la sal gema siempre puede buscarse en aquellos lugares donde hay depósitos de yeso. Pero puesto que el yeso permanece en el lugar donde se ha depositado (al ser una sal poco soluble), mientras que la sal gema (por ser muy soluble) puede ser lavada por la lluvia o por agua dulce corriente, a veces puede suceder que, aunque todavía se encuentre yeso, no haya sal; pero, por otra parte, donde hay sal gema siempre habrá yeso.

Así como los cambios geológicos de la superficie terrestre continúan hoy en día, en medio de la tierra firme se encuentran lagos salados, que a veces están dispersos por vastas regiones antiguamente cubiertas por mares hoy secados. Tal es el origen de muchos de los lagos salados de las partes bajas del Volga y de las estepas de Kirguistán, donde en una época geológica anterior a la actual se extendía el mar Aralo-Caspio. Tales son el Baskunchakskoye (en la gobernación de Astracán, con una superficie de 112 kilómetros cuadrados), el Eltonskoye (a 140 verstas de la orilla izquierda del Volga y con una superficie de 200 kilómetros cuadrados) y más de 700 otros lagos salados situados en las inmediaciones de las partes bajas del Volga. En aquellos en los que la afluencia de agua dulce es menor que la evaporada anualmente, y en los que la concentración de la disolución ha alcanzado la saturación, la sal autodepositada se encuentra ya depositada en sus lechos, o se deposita anualmente durante los meses de verano.

Ciertos limanes, o lagos costeros, del mar de Azov son esencialmente de la misma naturaleza, como, por ejemplo, los de las cercanías de Heníchesk y Berdiansk. Los suelos salinos de ciertas estepas de Asia Central, que padecen escasez de agua dulce atmosférica, tienen el mismo origen. Su sal procedía originalmente de la sal de los mares que cubrían anteriormente estos lugares y aún no ha sido lavada por el agua dulce.

El principal resultado del proceso natural descrito anteriormente es la formación de masas de sal gema, que, sin embargo, son lavadas gradualmente por las aguas subterráneas que fluyen en sus cercanías y luego afloran a la superficie en ciertos lugares como manantiales salinos, los cuales indican la presencia de masas de sal gema depositadas en las profundidades de la tierra. Si el agua subterránea fluye a lo largo de un estrato de sal durante el tiempo suficiente, se satura; pero al continuar su curso a lo largo de un estrato impermeable (arcilla), se diluye con el agua dulce que se filtra a través de la tierra superior, y por lo tanto, cuanto mayor sea la distancia entre un manantial salino y el depósito de sal gema, más pobre en sal será. Sin embargo, se puede obtener una salmuera perfectamente saturada de las profundidades de la tierra mediante perforaciones.

Los propios depósitos de sal gema, que a veces se hallan ocultos a gran profundidad bajo los estratos terrestres, pueden descubrirse guiándose por perforaciones y por la dirección de los estratos de la región. De este modo se descubrieron depósitos de sal gema de unos 35 metros de espesor y a 20 metros de profundidad en las cercanías de Briántsevski y Dekónovski, en el distrito de Bakhmut de la gobernación de Yekaterinoslav. Grandes cantidades de sal gema excelente se obtienen ahora (desde 1880) de estos depósitos, cuya presencia fue indicada por los manantiales salinos vecinos (cerca de Slaviansk y Bakhmut) y por los pozos de sondeo que se habían hundido en estas localidades para obtener salmueras fuertes (saturadas).

Pero los depósitos de sal gema de Stassfurt, cerca de Magdeburgo, en Alemania, son célebres por ser los primeros descubiertos de esta manera y por sus numerosas e interesantes peculiaridades.⁸ La abundante distribución de manantiales salinos en este distrito y en los vecinos sugería la presencia de depósitos de sal gema en las inmediaciones. Las profundas perforaciones realizadas en esta localidad proporcionaron de hecho una salmuera más rica, e incluso completamente saturada de sal. Al descender a una profundidad aún mayor, se llegó por fin a los propios depósitos de sal. Pero el primer depósito con el que se tropezó consistía en una sal amarga no apta para el consumo, por lo que se denominó sal de desecho (Abraumsalz). Al descender aún más, se toparon vastos lechos de sal gema real. En este caso, la presencia de estos estratos superiores que contienen sales de potasio, magnesio y sodio es una prueba excelente de la formación de sal gema a partir del agua del mar.

Es muy evidente que no solo un caso de evaporación total —hasta la separación de la carnalita, por ejemplo—, sino también la conservación de tales sales solubles que se separan del agua del mar después del cloruro de sodio, debe ser un fenómeno muy excepcional, que no se repite en todos los depósitos de sal gema. Por tanto, los depósitos de Stassfurt son de particular interés, no solo desde el punto de vista científico, sino también porque constituyen una rica fuente de sales de potasio que tienen numerosos usos prácticos.⁹

Una salmuera saturada, formada por el contacto continuo del agua subterránea con la gema sal o sal de roca, se extrae mediante sondeos o perforaciones, como, por ejemplo, en las gobernaciones de Perm, Járkov y Ekaterinoslav.

A veces, como en Berchtesgaden (y en Hallein), en Austria, se hace correr agua de manantial sobre lechos subterráneos de sal de roca que contienen mucha arcilla.

Si un manantial salado, o el agua salada bombeada de pozos de sondeo, contiene poca sal, entonces la primera concentración de la solución natural no se realiza mediante el costoso consumo de combustible, sino por el método más económico de evaporación por medio del viento.

Con este fin se construyen los llamados graduadores: consisten en cobertizos largos y elevados, que a veces tienen varias verstas de longitud y por lo general se extienden en dirección perpendicular al curso habitual del viento en la región. Estos están abiertos por los lados y llenos de broza, como se muestra en la fig. 64. Por la parte superior corren artesas, A B, C D, hacia las cuales se bombea el agua salada. Al fluir desde estas artesas, a través de las aberturas, a, el agua se esparce sobre la broza y se distribuye en una capa delgada sobre ella, de modo que presenta una superficie muy grande para la evaporación, como consecuencia de lo cual se concentra rápidamente en días cálidos o ventosos.

Después de gotear sobre la broza, la solución se acumula en un depósito bajo el graduador, desde donde suele ser bombeada por las bombas P P′, y se hace pasar de nuevo por segunda y tercera vez a través del graduador, hasta que la solución alcanza un grado de concentración en el que resulta rentable extraer la sal mediante calefacción directa. Por lo general, la evaporación en el graduador no se lleva más allá de una concentración de 12 a 15 partes de sal en 100 partes de solución.

Las soluciones salinas naturales fuertes, así como las soluciones graduadas, se evaporan en grandes recipientes metálicos poco profundos, que se calientan ya sea por la acción directa de la llama desde abajo o desde arriba. Estos recipientes están hechos de chapa de caldera y se denominan artesas de sal. Se emplean diversos medios para acelerar la evaporación y economizar combustible, los cuales se basan principalmente en un tiro artificial para evacuar el vapor a medida que se forma, y en someter la solución salina a un calentamiento previo mediante el calor residual de los gases del vapor y del horno.

Además, las primeras porciones de sal que cristalizan en las artesas de sal están invariablemente contaminadas con yeso, ya que las aguas de los manantiales salados siempre contienen esta sustancia. Solo aquellas porciones de sal que se separan más tarde se distinguen por su gran pureza. La sal se saca con cuchara a medida que se deposita, se deja escurrir en mesas inclinadas y luego se seca, y de esta manera se obtiene la llamada sal marina.

Desde que ha sido posible descubrir los yacimientos salinos propiamente dichos, la extracción de sal de mesa a partir del agua de los manantiales salados por evaporación, que antes era de uso general, ha empezado a caer en desuso y solo logra mantenerse en lugares donde el combustible es barato.

Para comprender toda la importancia de la extracción de sal, basta mencionar que se consume por término medio un promedio de 20 libras de sal de mesa al año por habitante, ya sea directamente en los alimentos o para el ganado.

En aquellos países donde la sal común se emplea en procesos técnicos, y especialmente en Inglaterra, se consume una cantidad casi igual en la producción de sustancias que contienen cloro y sodio, y en especial en la fabricación de sosa para lavar, etc., y de compuestos de cloro (cloruro de cal e ácido clorhídrico).

La producción anual de sal en Europa asciende a nada menos que 7 millones y medio de toneladas.

Aunque ciertos bloques de sal gema y cristales de sal marina a veces consisten en cloruro de sodio casi puro, la sal comercial ordinaria contiene diversas impurezas, siendo las más comunes las sales de magnesio.

Si la sal es pura, su solución no produce precipitado con carbonato de sodio, Na₂CO₃, lo que demuestra la ausencia de sales de magnesio, ya que el carbonato de magnesio, MgCO₃, es insoluble en agua.

La sal gema, que se muele para su uso, generalmente también contiene una mezcla considerable de arcilla y otras impurezas insolubles.¹⁰

Para el uso ordinario, la mayor parte de la sal obtenida se puede emplear directamente sin mayor purificación; pero algunas sales se purifican mediante disolución y cristalización de la solución tras un periodo de reposo, en cuyo caso la evaporación no se lleva hasta la sequedad, y las impurezas permanecen en las aguas madres o en el sedimento.

Cuando se requiere sal perfectamente pura para fines químicos, se obtiene mejor de la siguiente manera: se prepara una solución saturada de sal de mesa y se hace pasar a través de ella gas de ácido clorhídrico; esto precipita el cloruro de sodio (el cual no es soluble en una solución fuerte de ácido clorhídrico), mientras que las impurezas permanecen en solución.

Repitiendo la operación y fundiendo la sal (momento en el cual el ácido clorhídrico adherido se volatiliza), se obtiene una sal pura, que se vuelve a cristalizar a partir de su solución por evaporación.¹¹

El cloruro sódico puro, en cristales bien definidos (depositados lentamente en el fondo del líquido) o en masas compactas (forma bajo la cual se encuentra a veces la sal gema), es una sustancia incolora y transparente que se parece al vidrio, aunque es más frágil y menos dura que este.¹²

La sal común cristaliza siempre en el sistema cúbico, con mayor frecuencia en cubos, y más raramente en octaedros. A veces se encuentran grandes cubos transparentes de sal común, con aristas de hasta 10 centímetros de longitud, en masas de sal gema.¹³

Cuando se evapora al aire libre, la sal suele separarse en la superficie¹⁴ en forma de cubos, los cuales crecen unos sobre otros adoptando la forma de embudos cuadrados piramidales. Con tiempo calmado, estos agregados son capaces de sostenerse sobre la superficie del agua durante mucho tiempo y, a veces, continúan creciendo considerablemente, pero se hunden en cuanto el agua penetra en su interior.

La sal se funde dando un líquido incoloro (dens. rel. 1,602, según Quincke) a 851° (V. Meyer); si es pura, se solidifica en una masa no cristalina, y si es impura, en una masa opaca cuya superficie no es lisa. Al fundirse, el cloruro sódico comienza a volatilizarse (su peso disminuye) y, a calor blanco, se volatiliza con gran facilidad y por completo; pero a la temperatura ordinaria puede considerarse, como todas las sales corrientes, no volátil, aunque hasta el momento no se hayan realizado experimentos exactos en este sentido.

Una¹⁵ solución saturada de sal común (que contiene un 26,4 % en peso) tiene, a la temperatura ordinaria, una gravedad específica de aproximadamente 1,2. La gravedad específica de los cristales es de 2,167 (17 °C). La sal que se separa a la temperatura ordinaria y a temperaturas más altas no contiene agua de cristalización;¹⁶ pero si los cristales se forman a baja temperatura, especialmente a partir de una solución saturada enfriada a -12°, entonces presentan una forma prismática y contienen dos equivalentes de agua, NaCl,2H₂O. A la temperatura ordinaria, estos cristales se descomponen en cloruro de sodio y su solución.¹⁷ Las soluciones no saturadas de sal común, al enfriarse por debajo de 0°, dan¹⁸ cristales de hielo, pero cuando la solución tiene una composición de NaCl,10H₂O, se solidifica por completo a una temperatura de -23°. Una solución de sal común saturada en su punto de ebullición hierve a unos 109° y contiene unas 42 partes de sal por cada 100 partes de agua.

De todas sus propiedades físicas, el peso específico de las disoluciones de cloruro de sodio es la que ha sido investigada más exhaustivamente.

Una comparación de todas las determinaciones existentes del peso específico de las disoluciones de NaCl¹⁹ a 15° (en vacío, tomando el agua a 4° como 10 000), con respecto a p (el porcentaje de la sal en disolución), muestra que este se expresa mediante la ecuación S₁₅ = 9991·6 + 71·17p + 0·2140p².

Por ejemplo, para una disolución 200H₂O + NaCl, en cuyo caso p = 1·6, S₁₅ = 1·0106. A partir de la fórmula se observa que la adición de agua produce una contracción.²⁰ El peso específico²¹ a ciertas temperaturas y concentraciones en vacío referido al agua a 4° = 10 000²² se indica aquí para

Cabe señalar que el areómetro de Baumé está graduado tomando una solución al 10 p. c. de cloruro de sodio como 10° en la escala y, por lo tanto, da aproximadamente el porcentaje de sal en una solución.

La sal común es algo soluble en alcohol,²³ pero es insoluble en éter y en aceites.

La sal común da muy pocos compuestos²⁴ (sales dobles) y estos se descomponen con muchísima facilidad: asimismo, se descompone con gran dificultad y su disociación es desconocida.²⁵

Pero se descompone fácilmente, tanto fundida como en disolución, por la acción de una corriente galvánica. Si la sal seca se funde en un crisol y se hace pasar a través de ella una corriente eléctrica sumergiendo en la misma electrodos de carbón o platino (el electrodo positivo es de carbón y el negativo de platino o mercurio), esta se descompone: el gas sofocante, cloro, se libera en el polo positivo y el sodio metálico en el polo negativo.

Ambos actúan sobre el exceso de agua en el momento de su desprendimiento; el sodio desprende hidrógeno y forma sosa cáustica, y el cloro desprende oxígeno y forma ácido clorhídrico y, por consiguiente, al hacer pasar una corriente a través de una disolución de sal común no se obtendrá sodio metálico, sino que en el polo positivo aparecerán oxígeno, cloro y ácido clorhídrico, y en el polo negativo, hidrógeno y sosa cáustica.²⁶

Así pues, la sal, al igual que otras sales, se descompone por la acción de una corriente eléctrica en un metal y un haloide (Capítulo III). Naturalmente, como todas las demás sales, puede formarse a partir de la base y el ácido correspondientes con separación de agua. De hecho, si mezclamos sosa cáustica (base) con ácido clorhídrico (ácido), se forma sal de mesa, NaHO + HCl = NaCl + H₂O.

Con respecto a las descomposiciones dobles del cloruro de sodio, debe observarse que son de lo más variadas y sirven como medio para obtener casi todos los demás compuestos de sodio y cloro.

Las descomposiciones dobles del cloruro de sodio se basan casi exclusivamente en la posibilidad de que el metal sodio sea intercambiado por hidrógeno y otros metales.

Pero ni el hidrógeno ni ningún otro metal pueden desplazar directamente al sodio del cloruro de sodio. Esto daría lugar a la separación de sodio metálico, el cual desplaza por sí mismo al hidrógeno y a la mayoría de los demás metales de sus compuestos, y no es, hasta donde se sabe, separado nunca por ellos.

El reemplazo del sodio en el cloruro de sodio por hidrógeno y diversos metales solo puede tener lugar mediante la transferencia del sodio a alguna otra combinación. Si el hidrógeno o un metal, M, se combinan con un elemento X, entonces tiene lugar la descomposición doble NaCl + MX = NaX + MCl.

Tales descomposiciones dobles ocurren bajo condiciones especiales, a veces de forma completa y a veces solo parcialmente, tal como nos esforzaremos por explicar. Con el fin de familiarizarnos con las descomposiciones dobles del cloruro de sodio, seguiremos los métodos empleados en la práctica para obtener compuestos de sodio y de cloro a partir de la sal común.

Para este propósito, describiremos primero el tratamiento del cloruro de sodio con ácido sulfúrico para la preparación de ácido clorhídrico y sulfato de sodio. A continuación, describiremos las sustancias obtenidas a partir del ácido clorhídrico y del sulfato de sodio.

El cloro en sí, y casi todos los compuestos de este elemento, pueden obtenerse a partir del ácido clorhídrico, mientras que el carbonato de sodio, la sosa cáustica, el sodio metálico en sí y todos sus compuestos, pueden obtenerse a partir del sulfato de sodio.

Aun en el organismo animal, la sal experimenta cambios similares, aportando el sodio, los álcalis y el ácido clorhídrico que intervienen en los procesos de la vida animal.

Su necesidad como componente en la alimentación tanto de los seres humanos como de los animales se hace evidente cuando consideramos que tanto el ácido clorhídrico como las sales de sodio se encuentran en las sustancias que se separan de la sangre hacia el estómago y los intestinos.

Las sales de sodio se encuentran en la sangre y en la bilis, la cual es elaborada en el hígado y actúa sobre los alimentos en el canal alimentario, mientras que el ácido clorhídrico se encuentra en los jugos ácidos del estómago.

Los cloruros de los metales se encuentran siempre en cantidades considerables en la orina, y si son excretados deben ser reepuestos en el organismo; y para la reposición de dicha pérdida, deben ingerirse en los alimentos sustancias que contengan compuestos de cloro.

No solo los animales consumen esas pequeñas cantidades de cloruro de sodio que se encuentran en el agua potable, en las plantas o en otros animales, sino que la experiencia ha demostrado que muchos animales salvajes recorren largas distancias en busca de manantiales salados, y que los animales domésticos que en su condición natural no necesitan sal, la toman gustosamente, y que las funciones de sus organismos se vuelven mucho más regulares al hacerlo.

Acción del ácido sulfúrico sobre el cloruro de sodio.—Si se vierte ácido sulfúrico sobre sal común, entonces, incluso a temperatura ordinaria, tal como observó Glauber, se desprende un gas oloroso: el ácido clorhídrico. La reacción que tiene lugar consiste en que el sodio de la sal y el hidrógeno del ácido sulfúrico intercambian sus puestos.

A la temperatura ordinaria esta reacción no es completa, sino que pronto cesa.

Cuando se calienta la mezcla, la descomposición prosigue hasta que, si hay suficiente sal presente, todo el ácido sulfúrico empleado se convierte en sulfato ácido de sodio. Cualquier exceso de ácido permanecerá inalterado.

Si se toman 2 moléculas de cloruro de sodio (117 partes) por molécula de ácido sulfúrico (98 partes), al calentar la mezcla a una temperatura moderada solo la mitad (58,5) de la sal sufrirá alteración.

La descomposición completa, tras la cual no queda ni hidrógeno ni cloro en el residuo, prosigue (cuando se toman 117 partes de sal de cocina por cada 98 partes de ácido sulfúrico) únicamente al rojo vivo.

Entonces—

Esta doble descomposición es el resultado de la acción de la sal ácida, ${\text{NaHSO}}_4$, formada primeramente, sobre el cloruro de sodio, ya que la sal ácida, puesto que contiene hidrógeno, actúa ella misma como un ácido, $\text{NaCl}+{\text{NaHSO}}_4=\text{HCl}+{\text{Na}}_2{\text{SO}}_4$.

Sumando esta ecuación a la primera obtenemos la segunda, que expresa la reacción final. De ahí que en la reacción anterior se tomen sal de cocina no volátil o poco volátil y ácido sulfúrico poco volátil, y como resultado de su reacción, después de que el hidrógeno y el sodio han intercambiado sus lugares, se obtenga sulfato de sodio no volátil y ácido clorhídrico gaseoso.

El hecho de que este último sea una sustancia gaseosa constituye la razón principal de que la reacción transcurra hasta el final. El mecanismo de este tipo de doble descomposición, y la causa del curso de la reacción, son exactamente los mismos que vimos en la descomposición del salitre (Capítulo VI) por la acción del ácido sulfúrico. El ácido sulfúrico desplaza en cada caso al otro ácido, volátil.

No solo en estos dos casos, sino en todos, si se puede formar un ácido volátil mediante la sustitución del hidrógeno del ácido sulfúrico por un metal, entonces se formará dicho ácido volátil. De esto puede concluirse que la volatilidad del ácido debe considerarse como la causa del avance de la reacción; y, en efecto, si el ácido es soluble pero no volátil, o si la reacción tiene lugar en un espacio cerrado donde el ácido resultante no puede volatilizarse, o a la temperatura ordinaria cuando no pasa al estado de vapor elástico, entonces la descomposición no llega hasta el final, sino solo hasta un cierto límite.

A este respecto son muy importantes las explicaciones dadas a principios de este siglo por el químico francés Berthollet en su obra Essai de Statique Chimique. La doctrina de Berthollet parte del supuesto de que la reacción química de las sustancias está determinada no solo por los grados de afinidad entre las diferentes partes, sino también por las masas relativas de las sustancias reaccionantes y por aquellas condiciones físicas bajo las cuales tiene lugar la reacción.

Dos sustancias que contienen los elementos MX y NY, al ponerse en contacto una con otra, forman por doble descomposición los compuestos MY y NX; pero la formación de estos dos nuevos compuestos no llegará hasta el final a menos que uno de ellos sea retirado de la esfera de acción. Pero solo puede ser retirado si posee propiedades físicas diferentes de las de las otras sustancias que están presentes con él. O bien debe ser un gas mientras las otras son líquidas o sólidas, o bien un sólido insoluble mientras las otras son líquidas o solubles.

Las cantidades relativas de las sustancias resultantes, si nada se separa de su mezcla, dependen únicamente de las cantidades relativas de las sustancias MX y NY, y de los grados de atracción existentes entre los elementos M, N, X e Y; pero por grande que sea su masa y por considerable que sea la atracción, en cualquier caso, si nada se separa de la esfera de acción, la descomposición cesará al poco tiempo, se establecerá un estado de equilibrio y, en lugar de dos, permanecerán cuatro sustancias en la masa: a saber, una porción de los cuerpos originales MX y NY, y una cierta cantidad de las sustancias nuevamente formadas MY y NX, si se supone que no se producen ni MN ni XY ni ninguna otra sustancia, y esto puede por el momento²⁷ admitirse en el caso de la doble descomposición de sales en las que M y X son metales e X e Y son haloides. Como la doble descomposición ordinaria consiste aquí meramente en el intercambio de metales, la simplificación anterior es aplicable.

El conjunto total de los datos existentes acerca de la doble descomposición de sales lleva a la conclusión de que a partir de las sales MX + NY siempre surge una cierta cantidad de NX y MY, como debe ser el caso según la doctrina de Berthollet. Una parte de los datos históricos referentes a este tema se mencionará más adelante, pero pasaremos a señalar de inmediato las observaciones realizadas por Spring (1888) que muestran que incluso en estado sólido las sales están sujetas a un intercambio similar de metales si se encuentran en una condición de contacto suficientemente cercano (se requiere tiempo, un estado finamente dividido y una mezcla íntima).

Spring tomó dos sales no higroscópicas, nitrato de potasio, KNO₃, y acetato de sodio bien seco, C₂H₃NaO₂, y dejó una mezcla de sus polvos durante varios meses en un desecador. Se produjo un intercambio de metales, como se pudo ver por el hecho de que la masa resultante atrajo rápidamente la humedad del aire, debido a la formación de nitrato de sodio, NaNO₃, y acetato de potasio, C₂H₃KO₂, ambos altamente higroscópicos.²⁸

Cuando Berthollet enunció su doctrina, aún no se habían desarrollado las ideas actuales sobre los átomos y las moléculas, y ahora es necesario someter la cuestión a examen a la luz de estas concepciones; por lo tanto, consideraremos la reacción de las sales, tomando M y N, X e Y como equivalentes entre sí —es decir, como capaces de reemplazarse mutuamente «in toto», tal como el Na o el K, ½Ca o ½Mg (elementos bivalentes) reemplazan al hidrógeno.

Y puesto que, según la doctrina de Berthollet, cuando mMX de una sal entra en contacto con nNY de otra sal, se forma una cierta cantidad de xMY y xNX, quedan m - x de la sal MX y n - x de la sal NY. Si m es mayor que n, entonces el intercambio máximo podría conducir a que x = n, mientras que a partir de las sales empleadas se formaría nMY + nNX + (m - n)MX; es decir, una porción de una sola de las sales empleadas permanecería inalterada porque la reacción solo podría llevarse a cabo entre nMX y nNY. Si x fuera realmente igual a n, la masa de la sal MX no tendría ninguna influencia en el modus operandi de la reacción, lo cual concuerda igualmente con las enseñanzas de Bergmann, quien suponía que las reacciones dobles eran independientes de la masa y venían determinadas únicamente por la afinidad. Si M tuviera más afinidad por X que por Y, y N más afinidad por Y que por X, entonces, según Bergmann, no se produciría ninguna descomposición en absoluto y x sería igual a 0. Si la afinidad de M por Y y de N por X fueran mayores que las de la agrupación original, entonces la afinidad de M por X y de N por Y quedarían superadas y, según la doctrina de Bergmann, tendría lugar un intercambio completo; es decir, x sería igual a n. Según las enseñanzas de Berthollet, se producirá una distribución de M y N entre X e Y en todos los casos, no solo en proporción a los grados de afinidad, sino también en proporción a las masas, de modo que con una pequeña afinidad y una gran masa puede producirse la misma acción que con una gran afinidad y una pequeña masa. Por tanto, (1) x será siempre menor que n y su razón

x / n

menor que la unidad, es decir, la descomposición será expresada por la ecuación, mMX + nNY = (m - x)MX + (n - x)NY + xMY + xNX; (2) al aumentar la masa m aumentamos la descomposición, es decir, aumentamos x y la proporción

x / (n - x) ,

hasta que con una cantidad infinitamente grande m la fracción

x / n

will equal 1, and the decomposition will be complete, however small the affinities uniting MY and NX may be; and (3) if m = n, by taking MX + NY or MY + NX we arrive at one and the same system in either case: (n - x)MX + (n - x)NY + xMY + xNX. These direct consequences of Berthollet's teaching are verified by experience. Thus, for example, a mixture of solutions of sodium nitrate and potassium chloride in all cases has entirely the same properties as a mixture of solutions of potassium nitrate and sodium chloride, of course on condition that the mixed solutions are of identical elementary composition. But this identity of properties might either proceed from one system of salts passing entirely into the other (Bergmann's hypothesis) in conformity with the predominating affinities (for instance, from KCl + NaNO₃ there might arise KNO₃ + NaCl, if it be admitted that the affinities of the elements as combined in the latter system are greater than in the former); or, on the other hand, it might be because both systems by the interchange of a portion of their elements give one and the same state of equilibrium, as according to Berthollet's teaching. Experiment proves the latter hypothesis to be the true one. But before citing the most historically important experiments verifying Berthollet's doctrine, we must stop to consider the conception of the mass of the reacting substances. Berthollet understood by mass the actual relative quantity of a substance; but now it is impossible to understand this term otherwise than as the number of molecules, for they act as chemical units, and in the special case of double saline decompositions it is better to take it as the number of equivalents. Thus in the reaction NaCl + H₂SO₄ the salt is taken in one equivalent and the acid in two. If 2NaCl + H₂SO₄ act, then the number of equivalents are equal, and so on. The influence of mass on the amount of decomposition

x / n

constituye la raíz de la doctrina de Berthollet y, por lo tanto, en primer lugar dirigiremos nuestra atención al establecimiento de este principio en relación con la doble descomposición de las sales.

Hacia 1840, H. Rose²⁹ demostró que el agua descompone los sulfuros metálicos, como el sulfuro de calcio, CaS, formando sulfuro de hidrógeno, H₂S, a pesar de que la afinidad del sulfuro de hidrógeno, como ácido, por la cal, CaH₂O₂, como base, hace que reaccionen entre sí para formar sulfuro de calcio y agua, CaS + 2H₂O.

Además, Rose demostró que cuanto mayor es la cantidad de agua que actúa sobre el sulfuro de calcio, más completa es la descomposición. Los resultados de esta reacción se evidencian por el hecho de que el sulfuro de hidrógeno formado puede expulsarse de la solución mediante calentamiento, y que la cal resultante es poco soluble en agua.

Rose comprendió claramente a partir de esto que agentes tan débiles, en un sentido químico, como el anhídrido carbónico y el agua, al actuar en masa y durante largos períodos de tiempo en la naturaleza sobre las rocas duraderas —que resisten la acción de los ácidos más potentes—, son capaces de provocar cambios químicos; de extraer, por ejemplo, de las rocas las bases: cal, sosa, potasa.

La influencia de la masa de agua sobre el cloruro antimonioso, el nitrato de bismuto, etc., es esencialmente de la misma naturaleza. Estas sustancias ceden al agua una cantidad de ácido que es mayor cuanto mayor es la masa de agua que actúa sobre ellas.³⁰

El sulfato de bario, BaSO₄, que es insoluble en agua, al fundirse con carbonato de sodio, Na₂CO₃, produce, aunque no por completo, carbonato de bario, BaCO₃, (también insoluble), y sulfato de sodio, Na₂SO₄.

Si una solución de carbonato de sodio actúa sobre sulfato de bario precipitado, se efectúa también la misma descomposición (Dulong, Rose), pero está limitada por un tope y requiere tiempo. Se obtiene una mezcla de carbonato y sulfato de sodio en la solución y una mezcla de carbonato y sulfato de bario en el precipitado.

Si se decanta la solución y se vierte una nueva solución de carbonato de sodio sobre el precipitado, una nueva porción del sulfato de bario se transforma en carbonato de bario y, así, al aumentar la masa de carbonato de sodio, es posible convertir por completo el sulfato de bario en carbonato de bario.

Si se añade una cantidad definida de sulfato de sodio a la solución de carbonato de sodio, entonces este último no tendrá acción alguna sobre el sulfato de bario, porque en ese momento se alcanza de inmediato un sistema en equilibrio determinado por la acción inversa del sulfato de sodio sobre el carbonato de bario y por la presencia de ambos carbonato y sulfato de sodio en la solución.

Por otro lado, si la masa del sulfato de sodio en la solución es grande, el carbonato de bario se reconvierte en sulfato hasta que se alcanza un estado definido de equilibrio entre las dos reacciones opuestas, produciendo carbonato de bario por la acción del carbonato de sodio y sulfato de bario por la acción del sulfato de sodio.

Otro principio sumamente importante de la enseñanza de Berthollet es la existencia de un límite de descomposición por intercambio, o la consecución de un estado de equilibrio. A este respecto, las determinaciones de Malaguti (1857) son las históricamente más importantes.

Tomó una mezcla de soluciones de cantidades equivalentes de dos sales, MX y NY, y juzgó la cantidad del intercambio resultante a partir de la composición del precipitado producido por la adición de alcohol.

Cuando, por ejemplo, se tomaron sulfato de cinc y cloruro de sodio (ZnSO₄ y 2NaCl), se produjeron por intercambio sulfato de sodio y cloruro de cinc. Una mezcla de sulfato de cinc y sulfato de sodio fue precipitada por un exceso de alcohol, y resultó de la composición del precipitado que el 72 por ciento de las sales tomadas se había descompuesto. Cuando, sin embargo, se tomó una mezcla de soluciones de sulfato de sodio y cloruro de cinc, el precipitado presentó la misma composición que antes, es decir, alrededor del 28 por ciento de las sales tomadas había sufrido descomposición.

En un experimento similar con una mezcla de cloruro de sodio y sulfato de magnesio, 2NaCl + MgSO₄ o MgCl₂ + Na₂SO₄, aproximadamente la mitad de los metales experimentaron la descomposición, lo cual puede expresarse mediante la ecuación 4NaCl + 2MgSO₄ = 2NaCl + MgSO₄ + Na₂SO₄ + MgCl₂ = 2Na₂SO₄ + 2MgCl₂.

Un límite no menos claro se manifestó en otra de las investigaciones de Malaguti al estudiar las reacciones reversibles antes mencionadas de las sales insolubles de bario. Cuando, por ejemplo, se tomaron carbonato de bario y sulfato de sodio (BaCO₃ + Na₂SO₄), entonces alrededor del 72 por ciento de las sales se descompuso, es decir, se convirtió en sulfato de bario y carbonato de sodio. Pero cuando se tomaron las dos últimas sales, alrededor del 19 por ciento de ellas se transformó en carbonato de bario y sulfato de sodio. Probablemente el final de la reacción no se alcanzó en ninguno de los dos casos, puesto que esto requeriría un tiempo considerable y una uniformidad de condiciones difícilmente alcanzable.

Gladstone (1855) took advantage of the colour of solutions of different ferric salts for determining the measure of exchange between metals.

Thus a solution of ferric thiocyanate has a most intense red colour, and by making a comparison between the colour of the resulting solutions and the colour of solutions of known strength it was possible to judge to a certain degree the quantity of the thiocyanate formed.

This colorimetric method of determination has an important significance as being the first in which a method was applied for determining the composition of a solution without the removal of any of its component parts.

When Gladstone took equivalent quantities of ferric nitrate and potassium thiocyanate—Fe(NO₃)₃ + 3KCNS—only 13 per cent. of the salts underwent decomposition. On increasing the mass of the latter salt the quantity of ferric thiocyanate formed increased, but even when more than 300 equivalents of potassium thiocyanate were taken a portion of the iron still remained as nitrate.

It is evident that the affinity acting between Fe and NO₃ and between K and CNS on the one hand, is greater than the affinity acting between Fe and CNS, together with the affinity of K for NO₃, on the other hand.

The investigation of the variation of the fluorescence of quinine sulphate, as well as the variation of the rotation of the plane of polarisation of nicotine, gave in the hands of Gladstone many proofs of the entire applicability of Berthollet's doctrine, and in particular demonstrated the influence of mass which forms the chief distinctive feature of the teaching of Berthollet, teaching little appreciated in his own time.

A principios del año 1860, la doctrina del límite de reacción y de la influencia de la masa en el proceso de las transformaciones químicas recibió un apoyo muy importante en las investigaciones de Berthelot y P. de Saint-Gilles sobre la formación de sales etéreas RX a partir de alcoholes ROH y ácidos HX, cuando también se forma agua.

Esta conversión es esencialmente muy similar a la formación de sales, pero difiere en que transcurre lentamente a temperatura ordinaria, extendiéndose a lo largo de años enteros, y no es completa; es decir, tiene un límite distinto determinado por una reacción inversa; así, una sal etérea RX con agua da un alcohol ROH y un ácido HX, hasta ese límite que generalmente corresponde a dos tercios del alcohol tomado, si la acción se lleva a cabo entre cantidades moleculares de alcohol y ácido.

Así, el alcohol común, C₂H₅OH, con ácido acético, HC₂H₃O₂, da el siguiente sistema rápidamente al calentarse, o lentamente a la temperatura ordinaria, ROH + HX + 2RX + 2H₂O, ya sea que partamos de 3RHO + 3HX o de 3RX + 3H₂O. El proceso y la culminación de la reacción en este caso se observan con mucha facilidad, porque la cantidad de ácido libre se determina fácilmente a partir de la cantidad de álcali requerida para su saturación, ya que ni el alcohol ni la sal etérea actúan sobre el tornasol u otro reactivo para ácidos.

Bajo la influencia de una mayor masa de alcohol, la reacción avanza más. Si se toman dos moléculas de alcohol, RHO, por cada molécula de ácido acético, HX, entonces en lugar del 66 %, el 83 % del ácido pasa a sal etérea, y con cincuenta moléculas de RHO casi todo el ácido se eterifica.

Las investigaciones de Menshutkin en sus detalles tocaron muchos aspectos importantes del mismo tema, como la influencia de la composición del alcohol y del ácido en el límite y la velocidad de intercambio; pero estos, así como otros detalles, deben buscarse en tratados especiales de química orgánica y teórica.

En cualquier caso, el estudio de la eterificación ha proporcionado a la mecánica química datos claros y valiosos, que confirman directamente las dos proposiciones fundamentales de Berthollet: la influencia de la masa y el límite de reacción, es decir, el equilibrio entre reacciones opuestas.

El estudio de numerosos casos de disociación que ya hemos tratado, y que volveremos a encontrar en varias ocasiones, dio los mismos resultados. Con respecto a las descomposiciones salinas dobles, también es necesario mencionar las investigaciones de Wiedemann sobre la acción descomponedora de una masa de agua sobre los sales férricas, que pudo determinarse midiendo el magnetismo de las disoluciones, porque el óxido férrico (coloide soluble) liberado por el agua es menos magnético que las sales férricas.

Una época muy importante en la historia de la doctrina de Berthollet se alcanzó cuando, en 1867, los químicos noruegos Guldberg y Waage la expresaron mediante una fórmula algebraica. Definieron la masa activa como el número de moléculas contenidas en un volumen dado y supusieron, como se deduce del espíritu de las enseñanzas de Berthollet, que la acción entre las sustancias era igual al producto de las masas de las sustancias reaccionantes.

De ahí que si las sales MX y NY se toman en cantidades equivalentes (m = 1 y n = 1) y las sales MY y NX no se añaden a la mezcla, sino que proceden de ella, entonces, si k representa el coeficiente de la velocidad de la acción de MX sobre NY y si k′ representa el mismo coeficiente para el par MY y NX, tendremos en el momento en que la descomposición sea igual a x una medida de la acción para el primer par: k(1 - x)(1 - x) y para el segundo par k′xx, y se alcanzará un estado de equilibrio o límite cuando k(1 - x)² = k′x², de donde la relación k/k′ = [x/(1 - x)]².

Por tanto, en el caso de la acción del alcohol sobre un ácido, cuando x = ⅔, la magnitud k/k′ = 4, es decir, la reacción del alcohol sobre el ácido es cuatro veces más rápida que la de la sal etérea sobre el agua. Si se conoce la relación k/k′, la influencia de la masa puede determinarse fácilmente a partir de ella. Así, si en lugar de una molécula de alcohol se toman dos, la ecuación será k(2 - x)(1 - x) = k′xx, de donde x = 0,85 u 85 por ciento, lo cual se aproxima al resultado experimental. Si se toman 300 moléculas de alcohol, entonces x resulta ser aproximadamente del 100 por ciento, lo que también se comprueba experimentalmente.³¹

Pero es imposible someter la formación de sales a ningún proceso directamente análogo al que se efectúa de manera tan conveniente en la eterificación.

Se han hecho muchos esfuerzos, sin embargo, para resolver el problema de la medida de la reacción también en este caso. Así, por ejemplo, Khichinsky (1866), Petrieff (1885) y muchos otros investigaron la distribución de los metales y de los grupos haloides en el caso de un metal y varios haloides tomados en exceso, como ácidos; o, recíprocamente, con un exceso de bases, la distribución de estas bases en relación con un ácido; en los casos en que una parte de las sustancias forma un precipitado y otra parte permanece en disolución. Pero tales casos complejos, aunque en general confirman la doctrina de Berthollet (por ejemplo, una disolución de nitrato de plata da algo de óxido de plata con óxido de plomo, y una disolución de nitrato de plomo precipita algo de óxido de plomo bajo la acción del óxido de plata, como demostró Petrieff), no obstante, debido a la complejidad de los fenómenos (por ejemplo, la formación de sales básicas y dobles), no pueden dar resultados sencillos.

Pero mucho más instructivas y completas son las investigaciones como las realizadas por Pattison Muir (1876), quien tomó el caso sencillo de la precipitación del carbonato de calcio, CaCO₃, a partir de la mezcla de disoluciones de cloruro de calcio y carbonato de sodio o de potasio, y halló en este caso que no sólo la velocidad de la reacción (por ejemplo, en el caso del CaCl₂ + Na₂CO₃, el 75 por ciento de CaCO₃ precipitaba en cinco minutos, el 85 por ciento en treinta minutos y el 94 por ciento en dos días) estaba determinada por la temperatura, la masa relativa y la cantidad de agua (una gran masa de agua disminuye la velocidad), sino que el límite de la descomposición también dependía de estas influencias. Sin embargo, incluso en investigaciones de este tipo, las condiciones de la reacción se ven complicadas por la falta de uniformidad de los medios, ya que una parte de la sustancia se obtiene o permanece en forma de precipitado, de modo que el sistema es heterogéneo.

La investigación de las descomposiciones salinas dobles presenta muchas dificultades que aún no pueden considerarse totalmente superadas. Aunque desde hace mucho tiempo se han realizado numerosos esfuerzos, la mayoría de las investigaciones se llevaron a cabo en disoluciones acuosas y, dado que el agua es en sí misma un compuesto salino capaz de combinarse con las sales y de entablar una descomposición doble con ellas, tales reacciones que tienen lugar en disolución presentan en realidad casos muy complejos.³² En este sentido, la reacción entre alcoholes y ácidos es mucho más sencilla y, por tanto, su importancia para confirmar la doctrina de Berthollet reviste un interés particular.

Los únicos casos que pueden compararse con estas reacciones por su sencillez son aquellas descomposiciones por intercambio investigadas por G. G. Gustavson, que tienen lugar entre el CCl₄ y los RBr_n, por una parte, y el CBr₄ y los RCl_n, por otra. Este caso resulta conveniente para la investigación en la medida en que los RCl_n y RBr_n empleados (como BCl₃, SiCl₄, TiCl₄, POCl₃ y SnCl₄) pertenecen a aquellas sustancias que son descompuestas por el agua, mientras que el CCl₄ y el CBr₄ no son descompuestos por ella; y por lo tanto, calentando, por ejemplo, una mezcla de CCl₄ + SiBr₄, es posible llegar a una conclusión sobre la magnitud del intercambio tratando el producto con agua, la cual descompone el SiBr₄ que queda sin alterar y el SiCl₄ formado por el intercambio; por consiguiente, al determinar la composición del producto sobre el que ha actuado el agua, es posible formarse una conclusión acerca de la cantidad de descomposición.

La mezcla se formaba siempre con cantidades equivalentes, por ejemplo, 4BCl₃ + 3CBr₄. Se observó que no se producía ningún intercambio por la simple mezcla, sino que este tenía lugar lentamente cuando se calentaba la mezcla (por ejemplo, con la mezcla antes mencionada a 123°, el 4,86 por ciento del Cl fue reemplazado por Br tras 14 días de calentamiento, y el 6,83 por ciento tras 28 días, y el 10,12 por ciento al calentar a 150° durante 60 días). Siempre se alcanzaba un límite que correspondía al del sistema complementario; en el ejemplo dado, el sistema 4BBr₃ + 3CCl₄. En este último, el 89,97 por ciento del bromo en el BBr₃ fue reemplazado por cloro; es decir, se obtuvieron 89,97 moléculas de BCl₃ y quedaron 10,02 moléculas de BBr₃, alcanzándose por tanto el mismo estado de equilibrio que el aportado por el sistema 4BCl₃ + 3CBr₄. Ambos sistemas dieron uno y el mismo estado de equilibrio en el límite, lo cual concuerda con la doctrina de Berthollet.³³

Así encontramos ahora amplia confirmación desde diversos flancos para las siguientes reglas de Berthollet, aplicándolas a las descomposiciones salinas dobles: 1. De dos sales MX y NY que contienen diferentes haloides y metales resultan de su reacción otras dos, MY y NX, pero dicha sustitución no llegará hasta el final a menos que un producto pase fuera de la esfera de acción. 2. Esta reacción está limitada por la existencia de un equilibrio entre MX, NY, MY y NX, porque una reacción inversa es tan posible como la reacción directa. 3. Este límite está determinado tanto por la medida de las afinidades activas como por las masas relativas de las sustancias medidas por el número de las moléculas reaccionantes. 4. Estando las demás condiciones constantes, la acción química es proporcional al producto de las masas químicas en acción.³⁴

De este modo, si las sales MX y NY, tras la reacción, forman parcialmente las sales MY y NX, se alcanza entonces un estado de equilibrio y la reacción cesa; pero si uno de los compuestos resultantes, en virtud de sus propiedades físicas, abandona la esfera de acción de las sustancias restantes, la reacción continuará.

Esta salida de la esfera de acción depende de las propiedades físicas de la sustancia y de las condiciones bajo las cuales tiene lugar la reacción. Así, por ejemplo, la sal NX puede, en el caso de una reacción entre disoluciones, separarse como un precipitado, una sustancia insoluble, mientras las otras tres sustancias permanecen en disolución, o puede pasar a estado de vapor y, de este modo, apartarse también de la esfera de acción de las sustancias restantes.

Supongamos ahora que se aparta de alguna forma de la esfera de acción de las sustancias restantes —por ejemplo, que se transforma en un precipitado o en vapor—, entonces se iniciará una nueva reacción y una reordenación de la sal NX. Si esta es eliminada, entonces, aunque la cantidad de los elementos N y X en la masa disminuya, aun así, según la ley de Berthollet, se volverá a formar una cierta cantidad de NX.

Cuando esta sustancia se forma de nuevo, debido a sus propiedades físicas, volverá a apartarse; por tanto, la reacción, como consecuencia de las propiedades físicas de las sustancias resultantes, puede llegar hasta el final a pesar de la posible debilidad de la atracción existente entre los elementos que entran en la composición de la sustancia resultante NX. Naturalmente, si la sustancia resultante está formada por elementos que poseen un grado considerable de afinidad, la descomposición completa se ve considerablemente facilitada.

Tal representación del modus operandi de las transformaciones químicas es aplicable con gran claridad a una serie de reacciones estudiadas en química y, lo que es especialmente importante, la aplicación de esta faceta de las enseñanzas de Berthollet no requiere en absoluto la determinación de la medida de la afinidad que actúa entre las sustancias presentes. Por ejemplo, la acción del amoníaco sobre las disoluciones de sales; el desplazamiento, por su medio, de hidratos básicos insolubles en agua; la separación de ácido nítrico volátil con la ayuda de ácido sulfúrico no volátil, así como la descomposición de la sal común mediante ácido sulfúrico, cuando se forma ácido clorhídrico gaseoso, pueden tomarse como ejemplos de reacciones que transcurren hasta el final, dado que una de las sustancias resultantes es eliminada por completo de la esfera de acción, pero de ningún modo indican la medida de la afinidad.³⁵

Como prueba de que las descomposiciones dobles como la anterior se llevan a cabo realmente en el sentido de la doctrina de Berthollet, puede citarse el hecho de que la sal común puede ser completamente descompuesta por el ácido nítrico, y el salitre puede ser completamente descompuesto por el ácido clorhídrico, exactamente igual a como son descompuestos por el ácido sulfúrico; pero esto solo ocurre cuando, en el primer caso, se toma un exceso de ácido nítrico, y en el segundo caso, un exceso de ácido clorhídrico, para una cantidad dada de la sal de sodio, y cuando el ácido resultante se desprende.

Si se coloca cloruro de sodio en una cápsula de evaporación de porcelana, se le añade ácido nítrico y se calienta la mezcla, entonces tanto el ácido clorhídrico como el nítrico son expulsados por el calor. Así, el ácido nítrico actúa parcialmente sobre el cloruro de sodio, pero al calentar, como ambos ácidos son volátiles, ambos se convierten en vapor; y por lo tanto el residuo contendrá una mezcla de una cierta cantidad del cloruro de sodio tomado y del nitrato de sodio formado.

Si se añade entonces una nueva cantidad de ácido nítrico, la reacción volverá a iniciarse, una cierta porción de ácido clorhídrico se desprenderá de nuevo y, al calentar, será expulsada junto con el ácido nítrico. Si esto se repite varias veces, es posible expulsar todo el ácido clorhídrico y obtener únicamente nitrato de sodio en el residuo.

Si, por el contrario, tomamos nitrato de sodio y le añadimos ácido clorhídrico en una solución acuosa, una cierta cantidad del ácido clorhídrico desplaza una porción del ácido nítrico, y al calentar, el exceso de ácido clorhídrico se aleja junto con el ácido nítrico formado. Al repetir este proceso, es posible desplazar el ácido nítrico con un exceso de ácido clorhídrico, tal como era posible desplazar el ácido clorhídrico mediante un exceso de ácido nítrico.

La influencia de la masa de la sustancia en acción y la influencia de la volatilidad se observan aquí muy claramente. De ello puede afirmarse que el ácido sulfúrico no desplaza al ácido clorhídrico debido a un grado de afinidad especialmente alto, sino que esta reacción solo se lleva a cabo hasta el final porque el ácido sulfúrico no es volátil, mientras que el ácido clorhídrico que se forma sí lo es.

La preparación de ácido clorhídrico en el laboratorio y a gran escala se basa en estos datos. En el primer caso, se emplea un exceso de ácido sulfúrico para que la reacción pueda transcurrir fácilmente a baja temperatura; mientras que a gran escala, cuando es necesario economizar cada material, se toman cantidades equivalentes con el fin de obtener la sal neutra Na₂SO₄ y no la sal ácida, lo que requeriría el doble de ácido. El ácido clorhídrico desprendido es un gas muy soluble en agua. Se utiliza con mayor frecuencia en la práctica en este estado de disolución bajo el nombre de ácido muriático.³⁶

En las fábricas de productos químicos, la descomposición del cloruro de sodio por medio de ácido sulfúrico se lleva a cabo a gran escala, principalmente con vistas a la preparación de sulfato de sodio neutro, siendo el ácido clorhídrico un subproducto.³⁷ El horno empleado se denomina horno de torta de sal (salt cake furnace). Se representa en la fig. 65 y consta de las dos partes siguientes: la artesa B y el tostador C, o espacio cerrado construido con ladrillos grandes a y envuelto por todos lados por el humo y las llamas del hogar, F. La descomposición final de la sal por el ácido sulfúrico se lleva a cabo en el tostador. Pero la primera descomposición del cloruro de sodio por el ácido sulfúrico no requiere una temperatura tan alta como la descomposición final, y por lo tanto se lleva a cabo en la parte delantera y más fría, B, cuyo fondo es calentado por conductos de gas. Cuando la reacción en esta parte cesa y la desprendimiento de ácido clorhídrico se detiene, la masa, que contiene aproximadamente la mitad del cloruro de sodio aún sin descomponer, y el ácido sulfúrico en forma de sulfato ácido de sodio, se retira de B y se echa en el tostador C, donde se completa la acción. El sulfato de sodio neutro, que describiremos más adelante, permanece en el tostador. Se emplea tanto directamente en la fabricación de vidrio como en la preparación de otros compuestos de sodio —por ejemplo, en la preparación de sosa comercial, como se describirá más adelante—. Por el momento, solo dirigiremos nuestra atención al ácido clorhídrico desprendido en B y C.

El gas de ácido clorhídrico desprendido se somete a condensación disolviéndolo en agua.³⁸

Si el aparato en el que se realiza la descomposición estuviera herméticamente cerrado y solo presentara una salida, entonces el escape del gas de ácido clorhídrico solo se produciría a través de la tubería de escape destinada a este fin. Pero como es imposible construir un horno de este tipo que esté perfectamente cerrado de forma hermética, es necesario aumentar el tiro por medios artificiales, o bien obligar al gas de ácido clorhídrico a pasar a través de aquellos dispositivos en los que ha de ser condensado.

Esto se logra conectando los extremos de los tubos por los cuales el gas de ácido clorhídrico escapa del horno con chimeneas altas, donde se establece un fuerte tiro debido a la combustión del combustible. Esto provoca que una corriente de gas de ácido clorhídrico atraviese el aparato de absorción en una dirección determinada. Aquí se encuentra con una corriente de agua que fluye en sentido contrario, mediante la cual es absorbido.

No es costumbre hacer que el ácido atraviese el agua, sino únicamente ponerlo en contacto con la superficie de este. El aparato de absorción consiste en grandes recipientes de barro con cuatro orificios, dos superiores y dos laterales en la porción central ancha de cada recipiente. Los orificios superiores sirven para conectar los recipientes entre sí, y el gas de ácido clorhídrico que escapa del horno pasa a través de estos tubos. El agua para absorber el ácido entra por el recipiente superior y sale por el inferior, pasando a través de los orificios laterales de los recipientes. El agua fluye desde la chimenea hacia el horno y, por tanto, es evidente que el agua de salida será la más saturada de ácido, del cual contiene en realidad alrededor de un 20 por ciento.

La absorción en estos recipientes no es completa. La absorción final del ácido clorhídrico se lleva a cabo en las llamadas torres de coque, que suelen constar de dos chimeneas adyacentes. En el fondo de estas torres se coloca un enrejado de ladrillos sobre el cual se amontona coque hasta la parte superior de la torre. El agua, al distribuirse sobre el coque, gotea hasta el fondo de la torre y, al hacerlo, absorbe el gas de ácido clorhídrico que asciende.

Se comprenderá fácilmente que el ácido clorhídrico puede obtenerse a partir de todos los demás cloruros metálicos.³⁹

Se forma frecuentemente en otras reacciones, muchas de las cuales encontraremos en el curso posterior de esta obra. Se forma, por ejemplo, por la acción del agua sobre el cloruro de azufre, el cloruro de fósforo, el cloruro de antimonio, etc.

El ácido clorhídrico es un gas incoloro que posee un olor acre y sofocante, y un sabor ácido. Este gas humea en el aire y atrae la humedad, debido a que forma un vapor que contiene un compuesto de ácido clorhídrico y agua. El ácido clorhídrico se licúa por medio del frío, y bajo una presión de 40 atmósferas, en un líquido incoloro de gravedad específica 0,908 a 0°,⁴⁰ punto de ebullición -35° y punto de ebullición absoluto +52°. Ya hemos visto (Capítulo I.) que el ácido clorhídrico se combina muy enérgicamente con el agua, y al hacerlo desprende una cantidad considerable de calor. La solución saturada en frío alcanza una densidad de 1,23. Al calentar dicha solución, que contiene unas 45 partes de ácido por cada 100 partes, el gas de ácido clorhídrico se expulsa con solo una ligera mezcla de vapor de agua. Pero es imposible separar por completo todo el ácido clorhídrico del agua por este medio, como podría hacerse en el caso de una solución amoniacal. La temperatura requerida para el desprendimiento del gas aumenta y alcanza los 110°–111°, y después de esto permanece constante; es decir, se obtiene una solución con un punto de ebullición constante (al igual que con el HNO₃), la cual, sin embargo, no presenta (según Roscoe y Dittmar) una composición constante bajo diferentes presiones, debido a que el hidrato se descompone en la destilación, como se observa a partir de las determinaciones de su densidad de vapor (Bineau). A juzgar por los hechos: (1) que al disminuir la presión bajo la cual transcurre la destilación, la solución de punto de ebullición constante se aproxima a una composición del 25 p.c. de ácido clorhídrico;⁴¹ (2) que al hacer pasar una corriente de aire seco a través de una solución de ácido clorhídrico se obtiene en el residuo una solución que también se aproxima al 25 p.c. de ácido, y tanto más cuanto más baja es la temperatura;⁴² (3) que muchas de las propiedades de las soluciones de ácido clorhídrico varían notablemente según contengan más o menos del 25 p.c. de ácido clorhídrico (por ejemplo, el sulfuro antimonioso da sulfuro de hidrógeno con un ácido más concentrado, pero no es afectado por una solución más diluida; asimismo, una solución más concentrada humea en el aire, etc.), y (4) que la composición HCl,6H₂O corresponde al 25,26 p.c. de HCl; a juzgar por todos estos datos, y también por la pérdida de tensión que se produce en la combinación del ácido clorhídrico con el agua, puede decirse que forman un hidrato definido de composición HCl,6H₂O. Además de este hidrato, existe también un cristalo-hidrato, HCl,2H₂O,⁴³ que se forma por la absorción de ácido clorhídrico por una solución saturada a una temperatura de -23°. Cristaliza y se funde a -18°.⁴⁴

Las gravedades específicas medias a 15°, tomando el agua a su máxima densidad (4°) como 10.000, para disoluciones que contienen un p por ciento de cloruro de hidrógeno son las siguientes:

La fórmula S = 9.991,6 + 49,43p + 0,0571p², hasta p = 25,26, que responde al hidrato HCl,6H₂O mencionado anteriormente, da el peso específico.

Por encima de este porcentaje, S = 9.785,1 + 65,10p - 0,240p².

El aumento del peso específico con un incremento de porcentaje (o la diferencial ds/dp) alcanza un máximo a cerca del 25 por ciento.⁴⁵

La solución intermedia, HCl,6H₂O, se distingue además por el hecho de que la variación del peso específico con la variación de temperatura es una cantidad constante, de modo que el peso específico de esta solución es igual a 11.352,7(1 - 0,000447t), donde 0,000447 es el coeficiente de expansión de la solución.⁴⁶

En el caso de soluciones más diluidas, al igual que con el agua, el peso específico por 1° (o la diferencial

ds / dt )

aumenta con un aumento de temperatura.⁴⁷

Mientras que para las soluciones que contienen una proporción mayor de cloruro de hidrógeno que HCl,6H₂O, dichos coeficientes disminuyen con un aumento de temperatura; por ejemplo, para el 30 por ciento de cloruro de hidrógeno S₀ - S₁₅ = 88 y S₁₅ - S₃₀ = 87 (según los datos de Marignac).

En el caso del HCl,6H₂O estas diferencias son constantes, e iguales a 76.

Así, la formación de dos hidratos definidos, HCl,2H₂O y HCl,6H₂O, entre el ácido clorhídrico y el agua puede aceptarse sobre la base de muchos hechos. Pero ambos, si se presentan en estado líquido, se disocian con gran facilidad en cloruro de hidrógeno y agua, y se descomponen por completo al destilarse.

Todas las disoluciones de ácido clorhídrico presentan las propiedades de un ácido enérgico. No solo transforman en rojo la materia colorante vegetal azul y desprenden gas carbónico de los carbonatos, etc., sino que también saturan por completo las bases, incluso las tan enérgicas como la potasa, la cal, etc.

Sin embargo, en estado seco, el ácido clorhídrico no altera los tintes vegetales y no efectúa muchas descomposiciones dobles que tienen lugar fácilmente en presencia de agua. Esto se explica por el hecho de que el estado gasoelástico del ácido clorhídrico impide su entrada en reacción. No obstante, el hierro incandescente, el cinc, el sodio, etc., actúan sobre el ácido clorhídrico gaseoso, desplazando el hidrógeno y dejando medio volumen de hidrógeno por cada volumen de gas de ácido clorhídrico; esta reacción puede servir para determinar la composición del ácido clorhídrico.

Combinado con agua, el ácido clorhídrico actúa como un ácido muy parecido al ácido nítrico⁴⁸ en su energía y en muchas de sus reacciones; sin embargo, este último contiene oxígeno, que se desprende con gran facilidad, y por lo que actúa muy frecuentemente como oxidante, lo cual el ácido clorhídrico no es capaz de hacer.

La mayoría de los metales (incluso aquellos que no desplazan el H del H₂SO₄, pero que, como el cobre, lo descomponen hasta el límite del SO₂) desplazan el hidrógeno del ácido clorhídrico. Así, el hidrógeno se desprende por la acción del cinc, e incluso del cobre y del estaño.⁴⁹ Solo unos pocos metales resisten su acción; por ejemplo, el oro y el platino. El plomo en masas compactas solo sufre una acción débil, porque el cloruro de plomo formado es insoluble y evita la acción posterior del ácido sobre el metal. Lo mismo cabe señalar respecto a la débil acción del ácido clorhídrico sobre el mercurio y la plata, porque los compuestos de estos metales, AgCl y HgCl, son insolubles en agua.

Los cloruros metálicos no solo se forman por la acción del ácido clorhídrico sobre los metales, sino también por muchos otros métodos; por ejemplo, por la acción del ácido clorhídrico sobre los carbonatos, óxidos e hidróxidos, y también por la acción del cloro sobre los metales y ciertos compuestos de estos. Los cloruros metálicos tienen una composición MCl; por ejemplo, NaCl, KCl, AgCl, HgCl, si el metal reemplaza al hidrógeno equivalente por equivalente, o, como se suele decir, si es monatómico o univalente. En el caso de los metales bivalentes, tienen una composición MCl₂; por ejemplo, CaCl₂, CuCl₂, PbCl₂, HgCl₂, FeCl₂, MnCl₂. La composición de las sales haloideas de otros metales presenta una variación adicional; por ejemplo, AlCl₃, PtCl₄, etc. Muchos metales, por ejemplo el Fe, dan varios grados de combinación con cloro (FeCl₂, FeCl₃) al igual que con hidrógeno.

En su composición, los cloruros metálicos difieren de los óxidos correspondientes en que el O es reemplazado por Cl₂, como debe deducirse de la ley de sustitución, debido a que el oxígeno da OH₂ y es consecuentemente bivalente, mientras que el cloro forma HCl y es por tanto univalente. Así, por ejemplo, el óxido ferroso, FeO, se corresponde con el cloruro ferroso, FeCl₂, y el óxido Fe₂O₃ con el cloruro férrico, lo cual también se observa a partir del origen de estos compuestos, pues el FeCl₂ se obtiene por la acción del ácido clorhídrico sobre el óxido o carbonato ferroso y el FeCl₃ por su acción sobre el óxido férrico.

En una palabra, todas las propiedades típicas de los ácidos se muestran en el ácido clorhídrico, y todas las propiedades típicas de las sales en los cloruros metálicos derivados de él. Los ácidos y las sales compuestos como el HCl y el M_nCl_2m sin ningún oxígeno llevan el nombre de sales haloideas; por ejemplo, el HCl es un ácido haloideo, el NaCl una sal haloidea, el cloro un halógeno.

La capacidad del ácido clorhídrico para dar, por su acción sobre las bases, MO, un cloruro metálico, MCl₂, y agua, está limitada a altas temperaturas por la reacción inversa MCl₂ + H₂O = MO + 2HCl, y cuanto más pronunciadas son las propiedades básicas del MO, más débil es la reacción inversa, mientras que para las bases más débiles como el Al₂O₃, MgO, etc., esta reacción inversa transcurre con facilidad. Los cloruros metálicos correspondientes a los peróxidos o bien no existen, o bien se descomponen fácilmente con el desprendimiento de cloro. Así, no existe ningún compuesto BaCl₄ correspondiente al peróxido BaO₂.

Los cloruros metálicos que tienen el aspecto general de las sales, al igual que su representante el cloruro de sodio, son, por regla general, fácilmente fusibles, más que los óxidos (por ejemplo, el CaO es infusible al calor del horno, mientras que el CaCl₂ se funde con facilidad) y muchas otras sales. Bajo la acción del calor, muchos cloruros son más estables que los óxidos, algunos incluso pueden convertirse en vapor; así, el sublimado corrosivo, HgCl₂, es particularmente volátil, mientras que el óxido HgO se descompone al rojo vivo. El cloruro de plata, AgCl, es fusible y se descompone con dificultad, mientras que el Ag₂O se descompone fácilmente.

La mayoría de los cloruros metálicos son solubles en agua, pero el cloruro de plata, el cloruro cuproso, el cloruro mercuroso y el cloruro de plomo son escasamente solubles en agua y, por tanto, se obtienen fácilmente como precipitados cuando una disolución de las sales de estos metales se mezcla con una disolución de cualquier cloruro o incluso con ácido clorhídrico.

El metal contenido en una sal haloidea puede ser reemplazado a menudo por otro metal, o incluso por hidrógeno, tal como ocurre con un metal en un óxido. Así, el cobre desplaza al mercurio de una disolución de cloruro mercúrico, HgCl₂ + Cu = CuCl₂ + Hg, y el hidrógeno a temperatura de rojo vivo desplaza a la plata del cloruro de plata, 2AgCl + H₂ = Ag₂ + 2HCl. Estas, y toda una serie de reacciones similares, forman los métodos típicos de las descomposiciones salinas dobles. La medida de la descomposición y las condiciones bajo las cuales transcurren las reacciones de descomposiciones salinas dobles en una u otra dirección están determinadas por las propiedades de los compuestos que toman parte en la reacción y de aquellos capaces de formarse a dicha temperatura, etc., como se mostró en las partes precedentes de este capítulo y como se encontrará frecuentemente más adelante.

Si el ácido clorhídrico entra en doble descomposición con los óxidos básicos y sus hidratos, esto se debe únicamente a sus propiedades ácidas; y por la misma razón rara vez entra en doble descomposición con ácidos y anhídridos ácidos.

A veces, sin embargo, se combina con estos últimos, como, por ejemplo, con el anhídrido del ácido sulfúrico, formando el compuesto SO₃HCl; y en otros casos actúa sobre los ácidos, cediendo su hidrógeno al oxígeno de estos y formando cloro, como se verá en el capítulo siguiente.

El ácido clorhídrico, como ya puede deducirse de la composición de su molécula, pertenece a los ácidos monobásicos y, por lo tanto, no da sales ácidas verdaderas (como HNaSO₄ o HNaCO₃); sin embargo, muchos cloruros metálicos, formados a partir de bases potentes, son capaces de combinarse con el ácido clorhídrico, del mismo modo que se combinan con el agua o con el amoníaco, o como dan sales dobles. Desde hace tiempo se conocen compuestos de ácido clorhídrico con cloruros áuricos, platínicos y antimoniosos, y otros cloruros metálicos similares correspondientes a bases muy débiles. Pero Berthelot, Engel y otros han demostrado que la capacidad del HCl para combinarse con M_nCl_m se encuentra mucho más frecuentemente de lo que se suponía con anterioridad. Así, por ejemplo, el ácido clorhídrico seco, cuando se hace pasar a una disolución de cloruro de zinc (que contiene un exceso de la sal), da en frío (0°) un compuesto HCl,ZnCl₂,2H₂O, y a la temperatura ordinaria HCl,2ZnCl₂,2H₂O, del mismo modo que es capaz a bajas temperaturas de formar el cristalohidrato ZnCl₂,3H₂O (Engel, 1886). Se obtienen compuestos similares con CdCl₂, CuCl₂, HgCl₂, Fe₂Cl₆, etc. (Berthelot, Ditte, Cheltzoff, Lachinoff y otros). Estos compuestos con el ácido clorhídrico son generalmente más solubles en agua que los propios cloruros metálicos, de modo que, mientras que el ácido clorhídrico disminuye la solubilidad de M_nCl_m correspondiente a bases enérgicas (por ejemplo, los cloruros de sodio o de bario), aumenta la solubilidad de los cloruros metálicos correspondientes a bases débiles (cloruro de cadmio, cloruro férrico, etc.). El cloruro de plata, que es insoluble en agua, es soluble en ácido clorhídrico. El ácido clorhídrico también se combina con ciertos hidrocarburos insaturados (por ejemplo, con la trementina, C₁₀H₁₆,2HCl) y sus derivados. El cloruro de amonio, o hidrocloruro de amoníaco, NH₄Cl = NH₃,HCl, también pertenece a esta clase de compuestos.⁵⁰ Si se mezcla gas cloruro de hidrógeno con gas amoníaco, se forma inmediatamente un compuesto sólido constituido por volúmenes iguales de cada uno de ellos. El mismo compuesto se obtiene al mezclar disoluciones de ambos gases. También se produce por la acción del ácido clorhídrico sobre el carbonato de amonio. El cloruro de amonio se prepara habitualmente, en la práctica, mediante este último método.⁵¹

La gravedad específica del cloruro de amonio es 1,55. Ya hemos visto (Capítulo VI) que el cloruro de amonio, al igual que todas las demás sales de amonio, se descompone fácilmente; por ejemplo, por volatilización con álcalis, e incluso parcialmente cuando se hierve su disolución. Las demás propiedades y reacciones del cloruro de amonio, especialmente en disolución, recuerdan plenamente a las ya mencionadas al hablar del cloruro de sodio. Así, por ejemplo, con el nitrato de plata da un precipitado de cloruro de plata; con el ácido sulfúrico da ácido clorhídrico y sulfato de amonio, y forma sales dobles con ciertos cloruros metálicos y otras sales.⁵²

Notas al pie: