Carbonato Sodico - Alfredo Solari

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Carbonato sódico 
La sosa es, según su fórmula, la sal sódica neutra del ácido carbónico 
Na2C03. Esta sal se disuelve lentamente en agua y por lenta evaporación de esta 
disolución puede obtenerse «sosa cristal», es decir, un hidrato con 10 moléculas 
de agua de cristalización Na2C03 • 10 H20. Los cristales son muy transparentes 
y se disuelven en agua más fácilmente que la sosa anhidra. La sosa cristal 
efloresce fácilmente al aire y pierde en corto tiempo 9 moléculas de su agua de 
cristalización, incluso dejándola estar al aire a temperatura ambiente; se forma, 
por lo tanto, el monohidrato Na2C03 • H20. Para desecarlo por completo, es pre­
ciso calentar a unos 200° G (calcinación)? obteniéndose asi sosa «anhidra» o 
«calcinada». La sosa cristal funde ya algo por encima de 100° C en su propia 
agua de cristalización, mientras la calcinada lo hace a 850° C. 
Una disolución acuosa de sosa tiene reacción alcalina debido a la hidrólisis: 
Na2C03 + H20 -> 2 Na+ 4- HC03— + OH— 
El ácido carbónico es un ácido débil, es decir, apenas disociado que ade­
más se descompone fácilmente: 
H2C03 -> C02 + H20 
Incluso el ion carbonato C03= de la sosa toma del agua los iones hidrógeno 
presentes en pequeña cantidad (H20 ^=^ H+ -f OH—) y forma con ellos ion 
carbonato ácido HC03— no disociado, de modo que queda un exceso de iones OH— 
que hacen la disolución alcalina. 
Casi todos los demás ácidos desplazan al ácido carbónico de la sosa (y de 
todos los carbonatos) y aquél se descompone inmediatamente en agua y dióxi­
do de carbono: 
Na3C03 + 2 HC1 -^ 2 NaCl + H2C03 -> H20 + C02 
Estado natural 
La sosa se encuentra en grandes cantidades en los lagos de «Natrón» de 
Egipto, así como en América del Norte y del Sur y también está presente en 
muchas aguas medicinales. 
Obtención 
A pesar de que la sosa se fabrica hoy exclusivamente por el método de 
SOLVAY (véase pág. 139), mencionaremos los fundamentos del método clásico 
de L E BLANC, que fue uno de los primeros procedimientos de la industria 
pesada y contribuyó poderosamente al desarrollo y progreso de la industria 
química. A partir de sal común y ácido sulfúrico se obtenia primeramente 
sulfato sódico y cloruro de hidrógeno: 
2 NaCl + H2S04 -> Na2S04 + 2 HCl 
El sulfato se reducía con coque y se calcinaba con caliza, obteniendo así 
sosa y sulfuro calcico, a la vez que se desprendía C0 2 : 
Na2S04 + CaC03 + 2C -» Na2C03 + CaS + 2 C02 
Por extracción con agua se podían separar la sosa (soluble) del sulfuro 
calcico (insoluble). 
La simultánea fabricación de ácido clorhídrico era muy conveniente en­
tonces (hoy se dispone de otros métodos más económicos, véase pág. 142). 
Desde el principio fue una consecuencia desagradable la formación inevitable 
de sulfuro de calcio para el que no se tenía ninguna aplicación rentable y tam­
bién debe considerarse como inconveniente el que por el método de LE BLANC 
solamente se fabricaba sosa cristal, cuyas diez moléculas de agua de cristali­
zación representaban una carga inerte. 
• 
Método Solvay 
Haciendo pasar amoníaco y dióxido de carbono gaseosos por una disolu­
ción saturada de cloruro sódico se forma carbonato ácido de sodio insoluble 
y cloruro amónico insoluble: 
1. NaCl + NH3 + C02 + H20 -> NaHC03 + NH4C1 
El carbonato ácido insoluble se separa de la disolución por filtración y se 
transforma en sosa por calentamiento (calcinación): 
2. 2 NaHCO, -> Na2C03 + H20 + C02 
Una parte importante del método es la recuperación del amoníaco conte­
nido en el cloruro amónico (ecuación 1) con cal apagada: 
3. 2 NH4C1 + Ca(OH)2 -» 2 NH3 + 2 H20 + CaCl2 
La cal necesaria se produce en la propia fábrica por calcinación de piedra 
caliza, pues de esta manera se produce simultáneamente la cantidad de dióxido 
de carbono que se precisa (ecuación 1): 
4. CaCO, -> CaO + C 0 2 
En caso necesario se puede reciclar también el dióxido de carbono que se 
desprende (ecuación 2) al calcinar (Df. 10). 
139 
Realización practica 
En un recipiente (1) se prepara una disolución saturada en frío de cloruro 
sódico que contiene unos 300 Kg de NaCl por m8. El agua empleada para esta 
disolución contiene, según su procedencia, cantidades mayores o menores de 
sulfatos y carbonatos ácidos de magnesio y de calcio [MgS04, Mg(HC03)2, CaS04, 
Ca(HC03)2, CaCl2] que es preciso eliminar, pues de no hacerlo precipitarán 
como óxidos y carbonatos en cuanto se añadiese amoníaco. Por esta razón, la 
.salmuera se lleva a tinas con fondo cónico y se añade hidróxido calcico y 
carbonato sódico, con lo que las combinaciones de calcio v de magnesio se 
transforman en hidróxidos y carbonatos insolubles: 
Ca(HC03)2 + Mg(HC03)2 + CaCl2 + 2Ca(OH)2 + Na2C03 -> 
-> 4 GaC03 + Mg(OH)2 + 2 NaCl + 4 H20 
Precipitan carbonato de calcio, hidróxido de magnesio y carbonato básico 
de magnesio, que se depositan en el cono de las tinas. De allí se extrae el 
precipitado de manera continua o a intervalos (no representado en el Df. 10). 
La «salmuera» sale por la parte superior de las vasijas (vasijas de decantación) 
y se quitan todavía las impurezas sólidas que arrastre en el filtro prensa (2). La 
salmuera pura y filtrada pasa ahora al absorbedor de amoníaco, que es una alta 
torre cilindrica que análogamente a una columna de destilación, está provista 
con alguno de los diferentes sistemas de distribución, como platos borbotadores, 
platos perforados o simplemente con material de relleno. Desde arriba fluye 
continuamente la salmuera saturada y por la parte inferior se inyecta en contra­
corriente gas amoníaco. 
Es preciso saturar primeramente la salmuera con amoníaco, por ser éste 
más soluble que el dióxido de carbono. Del saturador de amoníaco pasa ahora 
la disolución de NaCl + NH3 al absorbedor (6), en el que se introduce simul­
táneamente por debajo dióxido de carbono. Este absorbedor se llama también 
«torre de precipitación». Es preciso tener cuidado de que en la torre de pre­
cipitación se mantenga una temperatura de 55° C porque ésta es especialmente 
favorable para la formación del carbonato ácido de sodio. 
En esta torre se forma pues carbonato ácido de sodio, difícilmente soluble, 
que se separa de la disolución en el filtro de tambor (7). El sólido filtrado se 
lava con poca agua y se calcina en el horno rotatorio (8) que tiene calefacción 
exterior y alcanza una temperatura de 180° C, formándose carbonato sódico 
anhidro que se almacena en el silo (9). 
La lejía que sale del filtro de tambor (7) contiene el amoníaco en forma de clo­
ruro amónico y se acumula en el tanque de almacenaje (10) para recuperar 
(véase ecuación 3) el valioso amoníaco. Para ello, se lleva la lejía, pasando por 
el cambiador de calor (11) a la descomposición en (12) por la introducción 
simultánea de lechada da cal (disolución y suspensión de hidróxido calcico en 
agua) procedente de la vasija de disolución (13), cuyo contenido se calienta me­
diante un serpentín de caldeo con vapor. El gas amoníaco se desprende pasando 
por el cambiador de calor (11) y se recicla. De (12) sale como residuo una diso­
lución acuosa de cloruro calcico (lejía de cloruro calcico). 
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Diagrama de flujo 10 
Productos finales 
La sosa calcinada obtenida se vende como tal o por agitación en agua ca­
liente se disuelve primero y después, por concentración y enfriamiento, se 
cristaliza como sosa cristal. 
De la disolución de cloruro de calcio se puede obtener, en caso preciso, 
cloruro calcico sólido o una disolución concentrada. 
Historia 
Ya en la antigüedad se utilizó la «sosa» o, respectivamente, el producto que 
se tenía entonces por sosa, para la limpieza y la fabricación de vidrio. Se obte­
nía entonces de las aguas de lagos que la contienen y de cenizas de plantas. 
En realidad, se trataba de los siguientes productos: 
«Trona» (Na2C03 NaHC03-2 H20) de los lagos de sosa 
«Potasa» (K2C03) de las cenizas de plantas terrestres 
«Sosa» (Na2C03) en las cenizas de plantas terrestres y marinas 
Entre estos productos no se estableció nunca diferencias. 
Hastala mitad del siglo xvín, al comienzo de la investigación científica en 
la química, las cenizas de plantas eran la única fuente de «sosa». En 1775, la 
Academia Francesa de Ciencias convocó un premio para ser adjudicado a un 
procedimiento de fabricación de sosa que hiciese a la nación independiente de 
las importaciones. El objetivo fue cubierto en 1787 por el médico francés L E 
BLANC, que obtuvo una patente, pero no el premio (debido a la Revolución que 
había comenzado entre tanto). En 1791 se construyó en Francia la primera 
fábrica que operaba por el método de L E BLANC, con una producción diaria de 
300 kg. La fábrica no trabajó durante mucho tiempo (el capitalista que la finan­
ció fue guillotinado y L E BLANC murió en la pobreza), pero los fundamentos de 
la fabricación eran ya conocidos y primeramente se pusieron en marcha varias 
fábricas en Francia, a las que siguieron pronto otras en diferentes países. La 
primera fábrica que trabajó en Alemania por el mjétodo Le Blanc se constriryó 
en 1818 y la primera fábrica inglesa en 1823. Sobre todo en Inglaterra, la fabri­
cación progresó rápidamente. En el año 1880, que marca el punto culminante 
de la fabricación de sosa por el método Le Blanc había 45 instalaciones en 
Inglaterra y 21 en Alemania. 
El continuo desarrollo seguido hasta el año 1880 cambió de signo y expe­
rimentó un descenso igualmente rápido, al ser suplantado el método Le Blanc 
por el nuevo método Solvay. 
Ya desde los primeros años de la introducción del método Le Blanc comen­
zaron los científicos de todos los países la búsqueda de un procedimiento mejor 
para la fabricación de sosa y, desde el año 1811 se hicieron diversas propuestas 
de las que ninguna fue realizable en la práctica. El belga ERNEST SOLVAY encon­
tró en 1861, un camino útil para «la precipitación del bicarbonato de sodio 
por introducción de gas carbónico en una disolución de cloruro sódico saturada 
con amoníaco». Consiguió también aprovechar toda la experiencia adquirida 
reuniéndola en un procedimiento técnicamente utilizable que es el métolo 
Solvay. 
En 1863 se construyó en Bélgica la primera fábrica de sosa de Solvay & Cía., 
en 1872 otra fábrica en Francia. A éstas siguieron fábricas construidas por 
SOLVAY con grupos industriales de otros Estados, así en 1872 en Inglaterra, en 
1880 en Alemania, en 1881 en Estados Unidos, en 1883 en Rusia. 
La competencia inicial con las plantas del método Le Blanc terminó pron­
to con la desaparición de estas últimas. En 1886 la sosa Solvay alcanzó la 
misma producción que la sosa Le Blanc y en 1915 se cerró la última fábrica 
de sosa Le Blanc. Desde entonces, la sosa se produce solamente por el proce­
dimiento Solvay. 
Aplicaciones 
La sosa ha sido siempre un producto químico con muy diversas aplicacio­
nes. Se emplea sobre todo en las fábricas de vidrio, en la fabricación de jabones 
a partir de ácidos grasos y de agentes de limpieza y lavado, así como directa­
mente en las lavanderías, especialmente para ablandar el agua. 
También la industria química utiliza grandes cantidades de sosa para la 
fabricación de diferentes productos, como p . ej. sosa cáustica (pág. 126), bórax, 
vidrio soluble, fosfatos, oxalatos, peróxido de sodio, ultramarino, etc. 
Finalmente otras ramas de la industria consumen también mucha sosa, p. ej. 
para el ablandamiento de aguas, tratamiento de superficies metálicas, en tene­
rías, tintorerías, fábricas de papel, etc. 
Almacenaje 
La sosa cristal debe almacenarse en locales húmedos y bien tapada, pues 
al aire seco pierde agua de cristalización y se transforma en polvo blanco. 
Por el contrario, la sosa calcinada debe conservarse en lugares secos, pues 
sino sin parecer húmeda se transforma fácilmente en el monohidrato Na2C03-
H20 por captación de humedad del aire. 
Economía 
El método de Solvay se ha impuesto de manera tan absoluta, porque tra­
baja con economía considerablemente mayor: no requiere ácido sulfúrico y 
consume solamente 0,8 Tm de carbón (para la producción de energía para la 
operación de calcinación) por 1 Tm de sosa producida en comparación con 
3,5 Tm de carbón que requiere el proceso Le Blanc. 
Las materias primas requeridas para la fabricación de sosa se utilizan cuan­
titativamente, excepto las pérdidas inevitables durante los tratamientos. Sola­
mente se pierden 0,5-1 kg de NH3 y unos 5 kg de C02 por Tm de sosa producida. 
143 
Desde el comienzo supuso una ventaja esencial frente al método Le Blanc 
la supresión del sulfuro de calcio, que era muy molesto en los alrededores de 
las fábricas Le Blanc por el desprendimiento de sulfuro de hidrógeno y en 
caso de inflamación accidental, por el dióxido de azufre producido. 
Producción de sosa 
Prod 
1929 
1950 
1955 
1960 
ice ion mundial 
5,0 Mili, t 
10,6 Mili, t 
12,9 Mili, t 
15,8 Mili, t 
Producción en Alemania Federal 
1949 
1955 
1959 
1960 
568 500 t 
983 100 t 
999 014 t 
1 200 000 t 
1961 
1962 
1963 
1964 
1 060 000 t 
1 010 000 t 
1 060 000 t 
1 130 000 t 
Acido clorhídrico 
El ácido clorhídrico es una disolución acuosa de cloruro de hidrógeno. 
El cloruro de hidrogeno (HC1) es un gas incoloro con un olor caracterís­
tico que hace toser, que condensa a —73° C para dar un líquido incoloro y se 
solidifica a —112° C dando cristales incoloros. Se disuelve ávidamente en agua 
con fuerte calentamiento. A 10° C, un litro de agua disuelve 474 litros de cloru­
ro de hidrógeno, y esta disolución se denomina ácido clorhídrico concentrado. 
La disolución saturada del cloruro de hidrógeno en agua contiene aproxi­
madamente 40 % en peso de HC1; es, por lo tanto, el ácido clorhídrico de 
mayor concentración posible y es fumante al aire. 
El ácido clorhídrico químicamente puro es una disolución incolora y clara 
de cloruro de hidrógeno en agua. En concentración superior al 30 % en peso 
«humea» al aire húmedo. En realidad, este «humo» es una niebla, pues consta 
de finísimas gotitas de líquido (cloruro de hidrógeno disuelto en agua). 
El ácido clorhídrico técnico impuro contiene impurezas como cloruros de 
hierro y de arsénico y, a veces, sustancias orgánicas. Por esto, suele presentar 
una coloración amarilla más o menos intensa. 
Químicamente, el ácido clorhídrico es un ácido fuerte. Es capaz de disol­
ver, con desprendimiento de hidrógeno gaseoso, a todos los metales menos 
nobles que el hidrógeno. En cambio, no disuelve a los más nobles que el hidró­
geno, como cobre, plata, mercurio, oro y los metales del platino. 
En mezcla con ácido nítrico (1 parte de ácido nítrico concentrado y 3 par­
tes de ácido clorhídrico concentrado) disuelve al oro y los metales del plat ino; 
se llama a esta mezcla «agua regia», por disolver al rey de los metales. 
El ácido clorhídrico actúa como veneno para los organismos vivos. Las 
plantas sufren graves daños en corto tiempo si se les expone a la acción del 
cloruro de hidrógeno gaseoso o de sus disoluciones. También los lugares sen-
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