Capítulo XXIII

LOS METALES ALCALINOS

================================================================= SÍMBOLO PESO ATÓMICO DENSIDAD PUNTO DE FUSIÓN PRIMERA PREPARACIÓN Litio Li 7.03 0.59 186° Davy 1820 Sodio Na 23.05 0.97 97.6° " 1807 Potasio K 39.15 0.87 62.5° " 1807 Rubidio Rb 85.5 1.52 38.5° Bunsen 1861 Cesio Cs 132.9 1.88 26.5° " 1860 =================================================================

~La familia.~ Los metales listados en la tabla anterior constituyen la familia par del Grupo I en la disposición periódica de los elementos, y por lo tanto forman una familia natural. El nombre de metales alcalinos se aplica comúnmente a la familia debido a que los hidróxidos de los miembros más conocidos de la familia, es decir, el sodio y el potasio, han sido llamados desde hace mucho tiempo álcalis.

1. Ocurrencia. Aunque ninguno de estos metales se encuentra libre en la naturaleza, sus compuestos están muy ampliamente distribuidos, siendo especialmente abundantes en aguas marinas y minerales, en yacimientos de sal y en muchas rocas. Solo el sodio y el potasio se presentan en abundancia, los demás rara vez se encuentran en cantidades considerables.

2. Preparación. Los metales se preparan más convenientemente mediante la electrólisis de sus hidróxidos o cloruros fundidos, aunque es posible prepararlos reduciendo sus óxidos o carbonatos con carbono.

3. Propiedades. Son metales blandos y ligeros, con puntos de fusión bajos y densidades pequeñas, como se indica en la tabla. Sus puntos de fusión varían inversamente con sus pesos atómicos, mientras que sus densidades (excepto la del sodio) varían directamente con estos. Los metales puros tienen un brillo plateado pero se empañan de inmediato al exponerse al aire, debido a la formación de una película de óxido en la superficie del metal. Por ello se conservan en algún líquido, como aceite mineral, que no contiene oxígeno. Debido a su fuerte afinidad por el oxígeno, descomponen el agua con gran facilidad, formando hidróxidos y liberando hidrógeno de acuerdo con la ecuación

M + H{2}O = MOH + H,

donde M representa cualquiera de estos metales. Estos hidróxidos son sólidos blancos; se disuelven fácilmente en agua y poseen propiedades básicas muy fuertes. Estas bases son casi iguales en fuerza, es decir, todas se disocian en agua en aproximadamente la misma medida.

4. Compuestos. Los metales alcalinos casi siempre actúan como elementos univalentes en la formación de compuestos, cuya composición puede representarse mediante fórmulas como MH, MCl, MNO{3}, M{2}SO{4}, M{3}PO{4}. Estos compuestos, al disolverse en agua, se disocian de tal manera que forman iones metálicos simples y univalentes, que son incoloros. Con excepción del litio, estos metales forman muy pocos compuestos insolubles, por lo que rara vez se obtienen precipitados que los contengan. Solo el sodio y el potasio serán estudiados en detalle, ya que los otros metales de la familia tienen una importancia relativamente menor.

Los compuestos de sodio y potasio son tan similares en propiedades que pueden usarse indistintamente para la mayoría de los propósitos. Siendo todo lo demás igual, los compuestos de sodio se preparan en preferencia a los de potasio, ya que son más baratos. Cuando un compuesto de sodio dado es delicuescente, o es tan soluble que resulta difícil de purificar, se prepara el compuesto correspondiente de potasio, siempre que sus propiedades sean más deseables en estos aspectos.

SODIO

~Ocurrencia en la naturaleza.~ Se han encontrado grandes depósitos de cloruro de sodio en varias partes del mundo, y el agua del océano y de muchos lagos y manantiales contiene cantidades notables del mismo. El elemento también se presenta como constituyente de muchas rocas y, por lo tanto, está presente en el suelo formado por su desintegración. El mineral criolita (Na{3}AlF{6}) es una sustancia importante, y el nitrato, carbonato y borato también se encuentran en la naturaleza.

~Preparación.~ En 1807, Sir Humphry Davy logró preparar pequeñas cantidades de sodio metálico mediante la electrólisis del hidróxido fundido. Debido al costo de la energía eléctrica, durante muchos años resultó más económico prepararlo reduciendo el carbonato con carbono, de acuerdo con la siguiente ecuación:

Na{2}CO{3} + 2C = 2Na + 3CO.

Sin embargo, el costo de generar la corriente eléctrica se ha reducido tanto que ahora resulta más económico preparar sodio por el método original de Davy, es decir, mediante la electrólisis del hidróxido o cloruro fundido. Cuando se utiliza el cloruro, el proceso es difícil de manejar, debido a la mayor temperatura requerida para mantener el electrólito fundido y por la acción corrosiva del cloruro fundido sobre el recipiente que lo contiene.

~Preparación técnica.~ El hidróxido de sodio se funde en un recipiente cilíndrico de hierro (Fig. 76) a través del cual se eleva el cátodo K por el fondo. Los ánodos A, varios en número, se suspenden alrededor del cátodo desde arriba. Un recipiente cilíndrico C flota en el álcali fundido directamente sobre el cátodo, y bajo esta tapa se recogen el sodio y el hidrógeno liberados en el cátodo. El hidrógeno escapa levantando la tapa, y el sodio, protegido del aire por el hidrógeno, se retira o escurre de vez en cuando. El oxígeno se libera en el ánodo y escapa al aire por las aberturas O sin entrar en contacto con el sodio o el hidrógeno. Este proceso se lleva a cabo extensamente en las Cataratas del Niágara.

~Propiedades.~ El sodio es un metal blanco plateado, aproximadamente tan pesado como el agua, y tan blando que puede moldearse fácilmente con los dedos o prensarse en forma de alambre. Es muy activo químicamente, combinándose con la mayoría de los elementos no metálicos, como el oxígeno y el cloro, con gran energía. A menudo extrae estos elementos de su combinación con otros elementos, y así es capaz de descomponer el agua y los óxidos y cloruros de muchos metales.

~Peróxido de sodio~ (NaO). Dado que el sodio es un elemento univalente, cabría esperar que formara un óxido con la fórmula Na{2}O. Si bien se puede preparar tal óxido, el peróxido (NaO) es mucho más conocido. Es un polvo blanco amarillento que se obtiene quemando sodio en aire. Su principal uso es como agente oxidante. Cuando se calienta con sustancias oxidables cede parte de su oxígeno, como se muestra en la ecuación

2NaO = Na{2}O + O.

El agua lo descompone de acuerdo con la ecuación

2NaO + 2H{2}O = 2NaOH + H{2}O{2}.

Los ácidos actúan fácilmente sobre él, formando una sal de sodio y peróxido de hidrógeno:

2NaO + 2HCl = 2NaCl + H{2}O{2}.

En estas dos últimas reacciones, el dióxido de hidrógeno formado puede descomponerse en agua y oxígeno si se permite que la temperatura aumente:

H{2}O{2} = H{2}O + O.

~Peróxidos.~ Se recordará que el dióxido de bario (BaO{2}) produce dióxido de hidrógeno cuando se trata con ácidos, y que el dióxido de manganeso libera oxígeno cuando se calienta con ácido sulfúrico. Los óxidos que producen ya sea dióxido de hidrógeno u oxígeno cuando se tratan con agua o un ácido se llaman peróxidos.

~Hidróxido de sodio~ (sosa cáustica) (NaOH). 1. Preparación. El hidróxido de sodio se prepara comercialmente por varios procesos.

(a) En el proceso más antiguo, aún de uso extendido, el carbonato de sodio se trata con hidróxido de calcio suspendido en agua. El carbonato de calcio se precipita según la ecuación

Na{2}CO{3} + Ca(OH){2} = CaCO{3} + 2NaOH.

La solución diluida de hidróxido de sodio, filtrada del carbonato de calcio, se evapora hasta obtener una pasta y luego se vierte en moldes para solidificarse. Se vende en forma de varillas delgadas.

(b) Los métodos más recientes dependen de la electrólisis del cloruro de sodio. En el proceso Castner, se electroliza una solución de sal, y la reacción se expresa así:

NaCl + H{2}O = NaOH + H + Cl.

El cloro escapa como gas, y mediante un ingenioso dispositivo mecánico se evita que el hidróxido de sodio se mezcle con la sal en la solución.

En el proceso Acker, el electrólito es cloruro de sodio fundido. El cloro se libera como gas en el ánodo, mientras que el sodio se alea con el plomo fundido que forma el cátodo. Cuando esta aleación se trata con agua, ocurre la siguiente reacción:

Na + H{2}O = NaOH + H.

~Proceso técnico.~ Un esquema de un horno Acker se representa en la Fig. 77. El horno es una caja de hierro fundido de forma irregular, dividida en tres compartimentos, A, B y C. El compartimento A está revestido con ladrillos de magnesia. Los compartimentos B y C están llenos de plomo fundido, que también cubre el fondo de A hasta una profundidad de aproximadamente una pulgada. Sobre esta capa en A se encuentra la sal fundida, en la que se sumergen los ánodos de carbono D. La caja metálica y el plomo fundido constituyen el cátodo.

Cuando el horno está en funcionamiento, el cloro se libera en los ánodos y se extrae a través de una tubería (no representada) hacia las cámaras de polvo blanqueador. El sodio se libera en la superficie del plomo fundido en A y de inmediato se alea con él. A través de la tubería E, un potente chorro de vapor se impulsa a través del plomo en B hacia arriba por el tubo estrecho F. Esto fuerza la aleación de plomo hacia arriba por el tubo y la lleva a la cámara G.

En este proceso, el vapor de agua es descompuesto por el sodio presente en la aleación, formando hidróxido de sodio fundido e hidrógeno. El plomo fundido y el hidróxido de sodio se separan en dos capas en G, y el hidróxido de sodio, al quedar en la parte superior, se desborda hacia tanques desde los cuales se extrae y se envasa en tambores metálicos. El plomo es devuelto a los otros compartimentos del horno mediante una tubería que va de H a I. El compartimento C sirve únicamente como depósito para el exceso de plomo fundido.

2. Propiedades. El hidróxido de sodio es una sustancia blanca, cristalina y quebradiza que absorbe rápidamente agua y dióxido de carbono del aire. Como indica su nombre (sosa cáustica), es una sustancia muy corrosiva, con acción desintegrante sobre la mayoría de los tejidos animales y vegetales. Es una base fuerte. Se utiliza en muchas industrias químicas y, bajo el nombre de lejía, se emplea en pequeña escala como agente de limpieza para usos domésticos.

~Cloruro de sodio~ (sal común) (NaCl). 1. Preparación. El cloruro de sodio, o sal común, está ampliamente distribuido en la naturaleza. Se encuentran gruesos estratos, evidentemente depositados en algún momento por la evaporación de agua salada, en muchos lugares. En Estados Unidos, las localidades más importantes para la sal son Nueva York, Michigan, Ohio y Kansas. A veces la sal se extrae en minas, especialmente si se encuentra en la forma pura llamada sal gema. Más frecuentemente, se bombea una salmuera concentrada de pozos profundos perforados en el yacimiento de sal, y luego se evapora en grandes recipientes hasta que la sal cristaliza. Los cristales tienen forma de pequeños cubos y no contienen agua de cristalización; sin embargo, algo de agua queda atrapada en cavidades de los cristales y hace que la sal decrepite al ser calentada.

2. Usos. Dado que la sal es tan abundante en la naturaleza, constituye el punto de partida en la preparación de todos los compuestos que contienen sodio o cloro. Esto incluye muchas sustancias de suma importancia para la civilización, como el jabón, el vidrio, el ácido clorhídrico, la sosa y el blanqueador. Por lo tanto, se producen enormes cantidades de sal cada año. Pequeñas cantidades son esenciales para la vida humana y animal. La sal pura no absorbe humedad; el hecho de que la sal común se humedezca al aire no se debe a una propiedad de la sal, sino a impurezas que suelen encontrarse en ella, especialmente cloruros de calcio y magnesio.

~Sulfato de sodio~ (sal de Glauber) (Na{2}SO{4}.10H{2}O). Esta sal se prepara por la acción del ácido sulfúrico sobre el cloruro de sodio, formándose al mismo tiempo ácido clorhídrico:

2NaCl + H{2}SO{4} = Na{2}SO{4} + 2HCl.

Algo de sulfato de sodio se prepara mediante la reacción representada en la ecuación

MgSO{4} + 2NaCl = Na{2}SO{4} + MgCl{2}.

El sulfato de magnesio necesario para esta reacción se obtiene en grandes cantidades en la fabricación de cloruro de potasio, y como tiene poco valor para otros fines, se utiliza de este modo. La reacción depende del hecho de que el sulfato de sodio es el menos soluble de los cuatro factores de la ecuación, y por lo tanto cristaliza cuando se mezclan soluciones calientes y saturadas de sulfato de magnesio y cloruro de sodio, y la mezcla resultante se enfría.

El sulfato de sodio forma grandes cristales eflorescentes. La sal se utiliza ampliamente en la fabricación de carbonato de sodio y vidrio. Pequeñas cantidades se emplean en medicina.

~Sulfito de sodio~ (Na{2}SO{3}.7H{2}O). El sulfito de sodio se prepara por la acción del dióxido de azufre sobre soluciones de hidróxido de sodio, siendo la reacción análoga a la acción del dióxido de carbono sobre el hidróxido de sodio. Al igual que el carbonato, el sulfito se descompone fácilmente por los ácidos:

Na{2}SO{3} + 2HCl = 2NaCl + H{2}O + SO{2}.

Debido a esta reacción, el sulfito de sodio se utiliza como fuente conveniente de dióxido de azufre. También se emplea como desinfectante y conservante.

~Tiosulfato de sodio~ (hiposulfito de sosa o "hipo") (Na{2}S{2}O{3}.5H{2}O). Esta sal, comúnmente llamada hiposulfito de sodio, o simplemente hipo, se obtiene hirviendo una solución de sulfito de sodio con azufre:

Na{2}SO{3} + S = Na{2}S{2}O{3}.

Se utiliza en fotografía y en la industria del blanqueo, para absorber el exceso de cloro que queda en los tejidos blanqueados.

~Compuestos tio.~ El prefijo "tio" significa azufre. Se emplea para designar sustancias que pueden considerarse derivadas de compuestos oxigenados al reemplazar total o parcialmente su oxígeno por azufre. Los tiosulfatos pueden considerarse como sulfatos en los que un átomo de oxígeno ha sido reemplazado por un átomo de azufre. Esto puede verse al comparar la fórmula Na{2}SO{4} (sulfato de sodio) con la fórmula Na{2}S{2}O{3} (tiosulfato de sodio).

~Carbonato de sodio~ (sosa) (Na{2}CO{3}.10H{2}O). Actualmente se emplean dos métodos diferentes en la fabricación de esta importante sustancia.

1. Proceso Le Blanc. Este proceso más antiguo implica varias reacciones distintas, como se muestra en las siguientes ecuaciones.

(a) Primero, el cloruro de sodio se convierte en sulfato de sodio:

2NaCl + H{2}SO{4} = Na{2}SO{4} + 2HCl.

(b) El sulfato de sodio se reduce luego a sulfuro calentándolo con carbono:

Na{2}SO{4} + 2C = Na{2}S + 2CO{2}.

(c) El sulfuro de sodio se calienta después con carbonato de calcio, produciéndose una doble descomposición:

Na{2}S + CaCO{3} = CaS + Na{2}CO{3}.

~Preparación técnica del carbonato de sodio.~ En una planta industrial, las dos últimas reacciones tienen lugar en un solo proceso. El sulfato de sodio, carbón y piedra caliza pulverizada se calientan juntos a una temperatura bastante alta. El carbón reduce el sulfato a sulfuro, que a su vez reacciona con el carbonato de calcio. Parte de la piedra caliza se descompone por el calor, formando óxido de calcio. Al tratarse con agua, el óxido de calcio se transforma en hidróxido, lo que impide que el agua descomponga el sulfuro de calcio insoluble.

El producto crudo del proceso es una masa dura y negra llamada ceniza negra. Al digerir esta masa con agua, el carbonato de sodio pasa a la solución. El carbonato puro se obtiene por evaporación de esta solución, cristalizando en cristales con la fórmula Na{2}CO{3}.10H{2}O. Dado que más del 60% de esta sal es agua, a veces los cristales se calientan hasta eliminarla. El producto se llama sosa calcinada y, por supuesto, es más valioso que la sal cristalizada.

2. Proceso Solvay. Este proceso más moderno depende de las reacciones representadas en las ecuaciones

NaCl + NH{4}HCO{3} = NaHCO{3} + NH{4}Cl,

2NaHCO{3} = Na{2}CO{3} + H{2}O + CO{2}.

La razón por la que se produce la primera reacción es que el hidrogenocarbonato de sodio es poco soluble en agua, mientras que los otros compuestos son muy solubles. Cuando se mezclan soluciones concentradas de cloruro de sodio y de hidrogenocarbonato de amonio, el poco soluble hidrogenocarbonato de sodio se precipita. Este se convierte en el carbonato normal por calentamiento, según la reacción representada en la segunda ecuación.

~Preparación técnica.~ En el proceso Solvay, una solución muy concentrada de sal se satura primero con amoníaco gaseoso, y luego se introduce una corriente de dióxido de carbono en la solución. De este modo se forma hidrogenocarbonato de amonio:

NH{3} + H{2}O + CO{2} = NH{4}HCO{3}.

Este entra en doble descomposición con la sal, como se muestra en la primera ecuación del proceso Solvay. Después de precipitar el hidrogenocarbonato de sodio, las soluciones madre que contienen cloruro de amonio se tratan con cal:

2NH{4}Cl + CaO = CaCl{2} + 2 NH{3} + H{2}O.

La cal se obtiene quemando piedra caliza:

CaCO{3} = CaO + CO{2}.

El amoníaco y el dióxido de carbono liberados en estas dos últimas reacciones se emplean para preparar una cantidad adicional de hidrogenocarbonato de amonio. Así, se observa que no hay pérdida de amoníaco. Los únicos materiales que se consumen permanentemente son el carbonato de calcio y la sal, mientras que el único residuo es el cloruro de calcio.

~Histórico.~ En tiempos pasados, el carbonato de sodio se obtenía quemando algas marinas y extrayendo el carbonato de sus cenizas. Por esta razón, la sal se llamaba sosa de ceniza, y el nombre aún se usa comúnmente. Durante la Revolución Francesa, este suministro se interrumpió y, en nombre del gobierno francés, Le Blanc estudió métodos para preparar el carbonato directamente a partir de la sal. Como resultado, ideó el método que lleva su nombre y que se utilizó exclusivamente durante muchos años. Ha sido reemplazado en gran medida por el proceso Solvay, que tiene la ventaja de que los materiales empleados son económicos y que el hidrogenocarbonato de amonio utilizado puede regenerarse a partir de los productos formados en el proceso. También se ahorra mucho en combustible, y el hidrogenocarbonato de sodio, que es el primer producto del proceso, tiene por sí mismo muchos usos comerciales. Sin embargo, el proceso Le Blanc todavía se utiliza, ya que el ácido clorhídrico generado es valioso.

~Subproductos.~ Las sustancias obtenidas en un proceso determinado, además del producto principal, se llaman subproductos. El éxito de muchos procesos depende del valor de los subproductos formados.

Así, el ácido clorhídrico, un subproducto en el proceso Le Blanc, es lo suficientemente valioso como para que el proceso sea rentable, aunque el carbonato de sodio pueda obtenerse más barato por otros métodos.

~Propiedades del carbonato de sodio.~ El carbonato de sodio forma grandes cristales con la fórmula Na{2}CO{3} . 10 H{2}O. Tiene una reacción alcalina suave y se utiliza para lavar ropa bajo el nombre de sosa para lavar. Basta mencionar que se emplea en la fabricación de vidrio, jabón y muchos reactivos químicos para indicar su importancia en la industria. Es uno de los pocos carbonatos solubles.

~Bicarbonato de sodio~ (NaHCO{3}). Esta sal, comúnmente llamada bicarbonato de sodio o soda para hornear, se produce mediante el proceso Solvay, como se explicó anteriormente, o haciendo pasar dióxido de carbono a través de soluciones concentradas de carbonato de sodio:

Na{2}CO{3} + H{2}O + CO{2} = 2NaHCO{3}.

El bicarbonato, al ser poco soluble, cristaliza. Una mezcla de bicarbonato con alguna sustancia (generalmente se usa el compuesto conocido como cremor tártaro) que reacciona lentamente con él, liberando dióxido de carbono, se utiliza ampliamente en la repostería. El dióxido de carbono generado se abre paso a través de la masa, haciéndola porosa y ligera.

~Nitrato de sodio~ (salitre de Chile) (NaNO{3}). Esta sustancia se encuentra en la naturaleza en regiones áridas de varios lugares, donde aparentemente se ha formado por la descomposición de sustancias orgánicas en presencia de aire y sales de sodio. Los mayores yacimientos están en Chile, y la mayor parte del nitrato comercial proviene de ese país. Depósitos menores se encuentran en California y Nevada. La sal comercial se prepara disolviendo el nitrato crudo en agua, permitiendo que los materiales terrosos insolubles se depositen, y evaporando la solución clara obtenida hasta la cristalización. Las impurezas solubles permanecen en su mayor parte en las aguas madres.

Dado que esta sal es el único nitrato que se encuentra extensamente en la naturaleza, es la materia prima a partir de la cual se preparan otros nitratos, así como el ácido nítrico. Se utiliza en enormes cantidades en la fabricación de ácido sulfúrico y nitrato de potasio, y como fertilizante.

~Fosfato de sodio~ (Na{2}HPO{4}.12H{2}O). Dado que el ácido fosfórico tiene tres átomos de hidrógeno reemplazables, son posibles tres fosfatos de sodio: dos sales ácidas y una normal. Las tres pueden obtenerse sin dificultad, pero el fosfato disódico es el único que se utiliza ampliamente, y es la sal que comúnmente se llama fosfato de sodio. Se obtiene mediante la acción del ácido fosfórico sobre el carbonato de sodio:

Na{2}CO{3} + H{3}PO{4} = Na{2}HPO{4} + CO{2} + H{2}O.

Es interesante por ser uno de los pocos fosfatos solubles en agua, y es la sal que se utiliza comúnmente cuando se requiere un fosfato soluble.

~Fosfato de sodio normal~ (Na{3}PO{4}). Aunque es una sal normal, su solución tiene una reacción fuertemente alcalina. Esto se debe a que la sal se hidroliza en solución en hidróxido de sodio y fosfato disódico, como se representa en la ecuación

Na{3}PO{4} + H{2}O = Na{2}HPO{4} + NaOH.

El hidróxido de sodio es fuertemente alcalino, mientras que el fosfato disódico es casi neutro en su reacción. Por lo tanto, la solución en conjunto es alcalina. La sal se prepara añadiendo un gran exceso de hidróxido de sodio a una solución de fosfato disódico y evaporando hasta la cristalización. El exceso de hidróxido de sodio revierte la reacción de hidrólisis y la sal normal cristaliza.

~Tetraborato de sodio~ (bórax) (Na{2}B{4}O{7}.10H{2}O). Las propiedades de este importante compuesto se han tratado en el apartado de boro.

POTASIO

~Presencia en la naturaleza.~ El potasio es un constituyente de muchas rocas y minerales comunes, y por lo tanto es un elemento bastante abundante, aunque no tanto como el sodio. El feldespato, que se encuentra tanto solo como formando parte del granito, contiene una cantidad considerable de potasio. El elemento es un constituyente de toda la arcilla y de la mica, y también se encuentra en grandes depósitos en Stassfurt, Alemania, en forma de cloruro y sulfato, asociado con compuestos de sodio y magnesio. En pequeñas cantidades se encuentra como nitrato y en muchas otras formas.

La descomposición natural de rocas que contienen potasio da lugar a varios compuestos del elemento en todos los suelos fértiles. Sus compuestos solubles son absorbidos por las plantas en crecimiento y se incorporan a sustancias vegetales complejas; cuando estas se queman, el potasio permanece en la ceniza en forma de carbonato. El carbonato crudo obtenido de las cenizas de madera fue anteriormente la principal fuente de compuestos de potasio; ahora la mayoría se obtiene de las sales de los yacimientos de Stassfurt.

~Sales de Stassfurt.~ Estas sales forman extensos depósitos en el centro y norte de Alemania, siendo Stassfurt el lugar más conocido para su explotación. Los depósitos son muy gruesos y descansan sobre una enorme capa de sal común. Se presentan en forma de una serie de estratos, cada uno compuesto en gran parte por una sola sal mineral. Una sección transversal de estos depósitos se muestra en la Fig. 78. Aunque estos estratos son sales desde el punto de vista químico, son tan sólidos y duros como muchos tipos de piedra, y se extraen como si fueran piedra o carbón. Como los estratos difieren en su aspecto general, cada uno puede extraerse por separado, y los distintos minerales pueden procesarse mediante métodos adaptados a cada caso particular. Los principales minerales de importancia comercial en estos depósitos son los siguientes:

Silvina KCl. Anhidrita CaSO{4}. Carnalita KCl.MgCl{2}.6H{2}O. Kainita K{2}SO{4}.MgSO{4}.MgCl{2}.6H{2}O. Polihalita K{2}SO{4}.MgSO{4}.2CaSO{4}.2H{2}O. Kieserita MgSO{4}.H{2}O. Schoenita K{2}SO{4}.MgSO{4}.6H{2}O.

~Preparación y propiedades.~ El metal se prepara por el mismo método que se emplea para obtener sodio. En la mayoría de los aspectos es muy similar al sodio, siendo la principal diferencia que es aún más enérgico en su acción sobre otras sustancias. La superficie recién cortada y brillante se opaca instantáneamente por la oxidación del aire. Descompone el agua de manera muy vigorosa, y el calor de la reacción es suficiente para encender el hidrógeno liberado. Es algo más ligero que el sodio y se conserva bajo gasolina.

~Hidróxido de potasio~ (potasa cáustica) (KOH). El hidróxido de potasio se prepara mediante métodos exactamente similares a los utilizados para obtener hidróxido de sodio, compuesto al que se parece mucho tanto en propiedades físicas como químicas. No se utiliza en gran medida, ya que es reemplazado por el más barato hidróxido de sodio.

~Acción de los elementos halógenos sobre el hidróxido de potasio.~ Cuando cualquiera de los tres elementos halógenos—cloro, bromo o yodo—se añade a una solución de hidróxido de potasio, ocurre una reacción cuya naturaleza depende de las condiciones del experimento. Así, cuando se hace pasar cloro por una solución fría y diluida de hidróxido de potasio, ocurre la reacción expresada por la siguiente ecuación:

(1) 2KOH + 2Cl = KCl + KClO + H{2}O.

Si, por otro lado, la solución de hidróxido es concentrada y caliente, el hipoclorito de potasio formado según la ecuación (1) se descompone tan pronto como se forma:

(2) 3KClO = KClO{3} + 2KCl.

La ecuación (1), después de multiplicarse por 3, puede combinarse con la ecuación (2), dando lo siguiente:

(3) 6KOH + 6Cl = 5KCl + KClO{3} + 3H{2}O.

Esto representa en una sola ecuación la acción del cloro sobre soluciones calientes y concentradas de hidróxido de potasio. Mediante estas reacciones se pueden preparar cloruro de potasio, hipoclorito de potasio y clorato de potasio. Si se sustituye el cloro por bromo o yodo, se obtienen los compuestos correspondientes de estos elementos. Algunos de estos compuestos pueden obtenerse de formas más económicas.

Si el elemento halógeno se añade a una solución de hidróxido de sodio o de calcio, la reacción que ocurre es exactamente similar a la que ocurre con el hidróxido de potasio. Por lo tanto, es posible preparar de este modo los compuestos de sodio y calcio correspondientes a los compuestos de potasio mencionados anteriormente.

~Cloruro de potasio~ (KCl). Esta sal se encuentra en la naturaleza en el agua de mar, en el mineral silvina y, combinada con cloruro de magnesio, como carnalita (KCl.MgCl{2}.6H{2}O). Se obtiene a partir de la carnalita saturando agua hirviendo con el mineral y dejando enfriar la solución. El mineral se descompone en solución y el cloruro de potasio cristaliza al enfriarse, mientras que el cloruro de magnesio, muy soluble, permanece en solución. La sal es muy similar al cloruro de sodio tanto en propiedades físicas como químicas. Se utiliza en la preparación de casi todas las demás sales de potasio y, junto con el sulfato de potasio, como fertilizante.

~Bromuro de potasio~ (KBr). Cuando se añade bromo a una solución caliente y concentrada de hidróxido de potasio, se forma una mezcla de bromuro de potasio y bromato de potasio de acuerdo con las reacciones ya discutidas. El bromato no tiene un uso especial, por lo que la solución se evapora hasta sequedad y el residuo, que consiste en una mezcla de bromato y bromuro, se calienta fuertemente. Esto transforma el bromato en bromuro, como sigue:

KBrO{3} = KBr + 3O.

El bromuro se cristaliza luego a partir de agua, formando grandes cristales incoloros. Se utiliza en medicina y en fotografía.

~Yoduro de potasio~ (KI). El yoduro de potasio puede prepararse exactamente por el mismo método que se acaba de describir para el bromuro, sustituyendo yodo por bromo. Sin embargo, con mayor frecuencia se fabrica de la siguiente manera. Se trata limaduras de hierro con yodo, formando el compuesto Fe{3}I{8}; al hervir esta sustancia con carbonato de potasio ocurre la reacción representada en la siguiente ecuación:

Fe{3}I{8} + 4K{2}CO{3} = Fe{3}O{4} + 8KI + 4CO{2}.

El yoduro de potasio encuentra su principal uso en la medicina.

~Clorato de potasio~ (KClO{3}). Esta sal, como se acaba de explicar, puede obtenerse por la acción del cloro sobre soluciones concentradas de hidróxido de potasio. El principal uso del clorato de potasio es como agente oxidante en la fabricación de cerillos, fuegos artificiales y explosivos; también se utiliza en la preparación de oxígeno y en medicina.

~Preparación comercial.~ Al referirse a la reacción entre el cloro y soluciones calientes y concentradas de hidróxido de potasio, se observa que solo se forma una molécula de clorato de potasio a partir de seis moléculas de hidróxido de potasio. En parte debido a este bajo rendimiento y en parte porque el hidróxido de potasio es bastante costoso, este proceso no resulta económico para la preparación de clorato de potasio. El método comercial es el siguiente. Se hace pasar cloro a través de soluciones calientes de hidróxido de calcio, un compuesto muy barato. Tanto el cloruro como el clorato de calcio resultantes son muy solubles. A la solución de estas sales se añade cloruro de potasio, y al enfriarse la solución, el clorato de potasio, poco soluble, cristaliza:

Ca(ClO{3}){2} + 2KCl = 2KClO{3} + CaCl{2}.

También se utilizan procesos electroquímicos.

~Nitrato de potasio~ (salitre) (KNO{3}). Esta sal se obtenía anteriormente dejando descomponer residuos animales al aire libre en presencia de cenizas de madera o materiales terrosos que contuvieran potasio. Bajo estas condiciones, el nitrógeno de la materia orgánica se convierte en parte en nitrato de potasio, que se obtenía extrayendo la masa con agua y evaporando hasta la cristalización. Este proceso, crudo y lento, ha sido casi totalmente reemplazado por un proceso industrial en el que la sal de potasio se obtiene a partir del salitre de Chile:

NaNO{3} + KCl = NaCl + KNO{3}.

Este proceso ha sido posible gracias al descubrimiento de los yacimientos de nitrato de Chile y del cloruro de potasio de los depósitos de Stassfurt.

La reacción depende para su éxito de un hecho aparentemente insignificante: el cloruro de sodio es casi igual de soluble en agua fría que en caliente. Los cuatro factores de la ecuación son bastante solubles en agua fría, pero en agua caliente el cloruro de sodio es mucho menos soluble que los otros tres. Cuando se mezclan soluciones calientes y saturadas de nitrato de sodio y cloruro de potasio, el cloruro de sodio precipita y puede ser filtrado, quedando el nitrato de potasio en solución junto con algo de cloruro de sodio. Al enfriarse, el nitrato de potasio cristaliza, dejando pequeñas cantidades de las otras sales en solución.

El nitrato de potasio es una sal incolora que forma cristales muy grandes. Es estable al aire y, al calentarse, es un buen agente oxidante, liberando oxígeno con bastante facilidad. Su principal uso es en la fabricación de pólvora.

~Pólvora.~ El objetivo buscado en la preparación de la pólvora es obtener una sustancia sólida que permanezca inalterada en condiciones normales, pero que explote fácilmente al encenderse, liberando un gran volumen de gas. Cuando se enciende una mezcla de carbono y nitrato de potasio, se forma una gran cantidad de gas, como se observa en la ecuación

2KNO{3} + 3C = CO{2} + CO + N{2} + K{2}CO{3}.

Al añadir azufre a la mezcla, el volumen de gas formado en la explosión aumenta considerablemente:

2KNO{3} + 3C + S = 3CO{2} + N{2} + K{2}S.

La pólvora es simplemente una mezcla mecánica de estas tres sustancias en la proporción requerida para la reacción anterior. Si bien la ecuación representa la reacción principal, también ocurren otras reacciones. Los gases formados en la explosión, medidos en condiciones estándar, ocupan unas doscientas ochenta veces el volumen de la pólvora original. El sulfuro de potasio (K{2}S) es una sustancia sólida, y se debe en gran parte a él que la pólvora desprenda humo y hollín al explotar. La pólvora sin humo consiste en sustancias orgánicas que, al explotar, solo producen gases incoloros y, por lo tanto, no generan humo. El nitrato de sodio es más barato que el de potasio, pero no es adecuado para la fabricación de las mejores calidades de pólvora, ya que es algo delicuescente y no libera el oxígeno tan fácilmente como el nitrato de potasio. Sin embargo, se usa en las calidades más económicas de pólvora, como las empleadas para voladuras.

~Cianuro de potasio~ (KCN). Cuando materia animal que contiene nitrógeno se calienta con hierro y carbonato de potasio, ocurren cambios complejos que resultan en la formación de una sustancia comúnmente llamada ferrocianuro potásico amarillo, cuya fórmula es K{4}FeC{6}N{6}. Cuando esta sustancia se calienta con potasio, se forma cianuro de potasio:

K{4}FeC{6}N{6} + 2 K = 6KCN + Fe.

Dado que el sodio es mucho más barato que el potasio, a menudo se utiliza en su lugar:

K{4}FeC{6}N{6} + 2Na = 4KCN + 2NaCN + Fe.

La mezcla de cianuros resultante sirve para la mayoría de los usos de la sal pura. Se utiliza ampliamente en varios procesos metalúrgicos, especialmente en la extracción de oro. El cianuro de potasio es un sólido blanco caracterizado por sus propiedades venenosas, y debe manejarse con extrema precaución.

~Carbonato de potasio~ (potasa) (K{2}CO{3}). Este compuesto se encuentra en pequeñas cantidades en las cenizas de madera. No puede prepararse por el proceso Solvay, ya que el bicarbonato ácido es bastante soluble en agua, pero se fabrica por el proceso Le Blanc. Su principal uso es en la fabricación de otras sales de potasio.

~Otras sales de potasio.~ Entre las otras sales de potasio que se encuentran con frecuencia están el sulfato (K{2}SO{4}), el bicarbonato (KHCO{3}), el bisulfato (KHSO{4}) y el bisulfito (KHSO{3}). Todas ellas son sólidos blancos.

LITIO, RUBIDIO, CESIO

De los tres elementos restantes de la familia—litio, rubidio y cesio—el litio es, con mucho, el más común, siendo los otros dos muy raros. El cloruro y el carbonato de litio se encuentran no pocas veces en aguas minerales naturales, y como se supone que estas sustancias aumentan el valor medicinal del agua, con mucha frecuencia se añaden en pequeñas cantidades a las aguas minerales artificiales.

COMPUESTOS DE AMONIO

~Generalidades.~ Como se explicó en un capítulo anterior, cuando el amoníaco se hace pasar a través de agua, ambos compuestos se combinan para formar la base NH{4}OH, conocida como hidróxido de amonio. Cuando esta base se neutraliza con ácidos, se forman las sales correspondientes, conocidas como sales de amonio. Dado que el grupo amonio es monovalente, las sales de amonio se parecen a las de los metales alcalinos en sus fórmulas; también se asemejan mucho a estas sales en sus propiedades químicas, por lo que pueden describirse convenientemente en relación con ellas. Entre las sales de amonio, las más conocidas son el cloruro, el sulfato, el carbonato y el sulfuro.

~Cloruro de amonio~ (sal amoníaco) (NH{4}Cl). Esta sustancia se obtiene neutralizando hidróxido de amonio con ácido clorhídrico. Es una sustancia incolora que cristaliza en finas agujas y, como la mayoría de las sales de amonio, es muy soluble en agua. Cuando se coloca en un tubo y se calienta fuertemente, se descompone en ácido clorhídrico y amoníaco. Cuando estos gases alcanzan una parte más fría del tubo, se recombinan de inmediato, y el cloruro de amonio resultante se deposita en las paredes del tubo. De esta manera, la sal puede separarse de impurezas no volátiles. El cloruro de amonio se utiliza a veces en la preparación de amoníaco; también se emplea en la fabricación de pilas secas y en el laboratorio como reactivo químico.

~Sulfato de amonio~ ((NH{4}){2}SO{4}). Esta sal se parece mucho al cloruro y, al ser más barata, se utiliza en su lugar cuando es posible. Se emplea en grandes cantidades como fertilizante, ya que el nitrógeno que contiene es un alimento muy valioso para las plantas.

~Carbonato de amonio~ ((NH{4}){2}CO{3}). Esta sal, así como el bicarbonato (NH{4}HCO{3}), se utiliza como reactivo químico. Son sólidos incoloros, muy solubles en agua. El carbonato normal se obtiene calentando cloruro de amonio con piedra caliza en polvo (carbonato de calcio), obteniéndose el carbonato de amonio como sublimado en masas compactas y duras:

2NH{4}Cl + CaCO{3} = (NH{4}){2}CO{3} + CaCl{2}.

La sal siempre huele a amoníaco, ya que se descompone lentamente, como se muestra en la ecuación

(NH{4}){2}CO{3} = NH{4}HCO{3} + NH{3}.

El bicarbonato se prepara saturando una solución de hidróxido de amonio con dióxido de carbono:

NH{4}OH + CO{2} = NH{4}HCO{3}.

Es una sustancia bien cristalizada y estable.

~Sulfuro de amonio~ ((NH{4}){2}S). El sulfuro de amonio se prepara por la acción del ácido sulfhídrico sobre el hidróxido de amonio:

2NH{4}OH + H{2}S = (NH{4}){2}S + 2H{2}O.

Si se permite que la acción continúe hasta que no se absorba más ácido sulfhídrico, el producto es el sulfuro ácido, a veces llamado hidrosulfuro:

NH{4}OH + H{2}S = NH{4}HS + H{2}O.

Si se mezclan cantidades iguales de hidróxido de amonio y sulfuro ácido de amonio, se forma el sulfuro normal:

NH{4}OH + NH{4}HS = (NH{4}){2}S + H{2}O

Se ha obtenido en estado sólido, pero solo con gran dificultad. Tal como se utiliza en el laboratorio, siempre está en forma de solución. Se emplea mucho en los procesos de análisis químico porque es un sulfuro soluble y de fácil preparación. Al exponerse al aire, el sulfuro de amonio se descompone lentamente, convirtiéndose en amoníaco, agua y azufre:

(NH{4}){2}S + O = 2NH{3} + H{2}O + S.

A medida que el azufre se libera, se combina con el sulfuro no alterado para formar varios sulfuros de amonio diferentes en los que hay de dos a cinco átomos de azufre en la molécula, así: (NH{4}){2}S{2}, (NH{4}){2}S{3}, (NH{4}){2}S{5}. Estos sulfuros, a su vez, se descomponen por la acción adicional del oxígeno, de modo que los productos finales de la reacción son los que se indican en la ecuación. Una solución de estos compuestos es amarilla y a veces se llama sulfuro de amonio amarillo.

REACCIÓN DE LA LLAMA—ESPECTROSCOPIO

Cuando compuestos de sodio o potasio se introducen en la llama no luminosa de un mechero Bunsen, la llama se colorea. Los compuestos de sodio la tiñen de un amarillo intenso, mientras que los de potasio le dan un tono violeta pálido. Cuando solo uno de estos elementos está presente, es fácil identificarlo mediante esta simple prueba, pero cuando ambos están presentes, el color intenso de la llama de sodio oculta completamente el matiz pálido característico de los compuestos de potasio.

Sin embargo, es posible detectar la llama de potasio en tales casos de la siguiente manera. Cuando la luz pasa a través de un orificio o rendija muy pequeña en algún tipo de pantalla, como una lámina de metal, hacia un prisma triangular de vidrio, la luz se desvía o refracta de su curso en lugar de pasar directamente a través del vidrio. Así, sale del prisma en un ángulo respecto a la línea por la que entró. La luz amarilla se desvía más que la roja, y la violeta más que la amarilla. Cuando la luz compuesta por el amarillo del sodio y el violeta del potasio pasa por una rendija hacia dicho prisma, las luces amarilla y violeta salen en ángulos algo diferentes, y así se ven dos líneas de luz de colores—una línea amarilla y una línea violeta—al mirar dentro del prisma en la dirección adecuada. El instrumento utilizado para separar los rayos de luz de esta manera se llama espectroscopio (Fig. 79). El material a analizar se coloca en un alambre de platino y se sostiene en la llama incolora del Bunsen. La luz resultante pasa por la rendija en el extremo del tubo B, y luego a través de B hasta el prisma. Las líneas de luz resultantes se observan mirando dentro del tubo A, que contiene una lente de aumento. La mayoría de los elementos dan más de una imagen de la rendija, cada una de diferente color, y la serie de líneas de colores debidas a un elemento se llama su espectro.

Los espectros de los elementos conocidos han sido cuidadosamente estudiados, y cualquier elemento que imparta un color característico a una llama, o tenga un espectro propio, puede identificarse incluso cuando hay otros elementos presentes. Mediante el examen espectroscópico de ciertos minerales se han descubierto varios elementos por la observación de líneas que no correspondían a ningún elemento conocido. El estudio de la sustancia permitió entonces descubrir el nuevo elemento. El rubidio y el cesio se descubrieron de esta manera, teniendo el rubidio líneas rojas brillantes y el cesio una línea azul muy intensa. El litio tiñe la llama de rojo intenso y presenta una línea roja brillante en su espectro.

EJERCICIOS

1. ¿Qué es un álcali? ¿Puede un metal ser en sí mismo un álcali?

2. Escribe ecuaciones que muestren cómo pueden realizarse los siguientes cambios, indicando el principio general involucrado en cada caso: NaCl —> Na{2}SO{3}, Na{2}SO{3} —> NaCl, NaCl —> NaBr, Na{2}SO{4} —> NaNO{3}, NaNO{3} —> NaHCO{3}.

3. ¿Qué carbonatos son solubles?

4. Indica las condiciones bajo las cuales la reacción representada por la siguiente ecuación puede hacerse avanzar en cualquiera de las dos direcciones:

Na{2}CO{3} + H{2}O + CO{2} 2 NaHCO{3}.

5. Explica por qué las soluciones de carbonato de sodio y carbonato de potasio son alcalinas.

6. ¿Qué elemento no metálico se obtiene de los depósitos de salitre de Chile?

7. Suponiendo que el ácido clorhídrico concentrado (dens. = 1.2) vale seis centavos la libra, ¿cuál es el valor del ácido generado en la preparación de 1 tonelada de carbonato de sodio por el proceso Le Blanc?

8. ¿Qué peso de cristales de carbonato de sodio rendirá 1 kg de la sal anhidra?

9. Escribe ecuaciones para la preparación de hidróxido de potasio por tres métodos diferentes.

10. ¿Qué ocurriría si se deja un poco de hidróxido de potasio expuesto al aire?

11. Escribe las ecuaciones para las reacciones entre hidróxido de sodio y bromo; entre hidróxido de potasio y yodo.

12. Escribe ecuaciones para la preparación de sulfato de potasio; de carbonato ácido de potasio.

13. ¿Qué cantidad de carnalita sería necesaria en la preparación de 1 tonelada de carbonato de potasio?

14. Escribe las ecuaciones que muestran cómo pueden prepararse el cloruro de amonio, el sulfato de amonio, el carbonato de amonio y el nitrato de amonio a partir de hidróxido de amonio.

15. Escribe una ecuación para representar la reacción involucrada en la preparación de amoníaco a partir de cloruro de amonio.

16. ¿Qué sustancias ya estudiadas se preparan a partir de los siguientes compuestos? cloruro de amonio; nitrato de amonio; nitrito de amonio; nitrato de sodio; cloruro de sodio.

17. ¿Cómo podrías demostrar que el agua en los cristales de sal común no es agua de cristalización?

18. ¿Cómo distinguirías entre cloruro de potasio y yoduro de potasio? ¿entre cloruro de sodio y cloruro de amonio? ¿entre nitrato de sodio y nitrato de potasio?