Cloruro de amonio

compuesto químico

El cloruro de amonio, cloruro amónico o clorhidrato amónico es una sal de amonio cuya fórmula química es NH4Cl. Es una sal cristalina blanca que es altamente soluble en agua. Las disoluciones de cloruro de amonio son ligeramente ácidas. El nombre de sal amoniacal se le da a la forma mineral natural del cloruro de amonio. El mineral se forma comúnmente en la quema de vertederos de carbón a partir de la condensación de gases derivados del carbón. También se encuentra alrededor de algunos tipos de respiraderos volcánicos. Se utiliza principalmente como fertilizante y agente aromatizante en algunos tipos de regaliz. Es el producto de la reacción del ácido clorhídrico y el amoníaco.

 
Cloruro de amonio
Ammonium chloride.jpg
NH4Cl.png
Nombre IUPAC
Cloruro de amonio
General
Otros nombres Cloruro amónico
clorhidrato amónico
Sal amoniacal
Fórmula semidesarrollada [ NH4 ] Cl
Fórmula molecular NH4Cl
Identificadores
Número CAS 12125-02-9[1]
ChEBI CHEBI:31206
ChEMBL CHEMBL1200939
ChemSpider 23807
PubChem 25517
UNII 01Q9PC255D
KEGG D01139
Propiedades físicas
Apariencia blanco
Densidad 1527 kg/; 1,527 g/cm³
Masa molar 53,49 g/mol
Punto de fusión 338 °C (611 K)
Índice de refracción (nD) 1,642
Propiedades químicas
Acidez 9,24 pKa
Solubilidad en agua 244 g/L (−15 °C)
294 g/L (0 °C)
383,0 g/L (25 °C)
454,4 g/L (40 °C)
740,8 g/L (100 °C)[2]
Peligrosidad
SGA GHS-pictogram-exclam.svg
Frases H H302 H319
Frases P P264 P270 P280 P301+P312 P305+P351+P338 P330 P337+P313 P501
Compuestos relacionados
Otros aniones Fluoruro de amonio
Bromuro de amonio
Yoduro de amonio
Otros cationes Cloruro de sodio
Cloruro de potasio
Cloruro de hidroxilamonio
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

HistoriaEditar

El cloruro amónico, denominado históricamente como sal amoníaco o sal amoniacal, ya era conocido en época romana. Plinio[3]​ menciona la existencia de una sal llamada sal Hamoniaco, que aparece en los lugares secos de África hasta el Oráculo de Hamon, que tiene ingrato sabor pero que es útil en medicina. ​ Aunque no es seguro que este término haga referencia al concepto actual de sal amoníaco,esta sal acabó dando el nombre a los compuestos amoniaco y amonio.

Durante mucho tiempo, la sal amoniacal se obtuvo de depósitos salinos, principalmente de la cuenca de Tarím, en Asia Central.[4]​ Posteriormente la utilizada en Europa, traída principalmente por comerciantes venecianos, era obtenida en zonas desérticas de Egipto, extraída de la orina y estiércol de camello. Un procedimiento semejante se utilizó en Europa a partir del Renacimiento, utilizando estiércol de herbívoros alimentados en terrenos salinos, aunque el material utilizado siguió siendo generalmente importado hasta mediados del siglo XVII, cuando el producto local se convirtió en mayoritario.[4]​ En 1756, James Davie y James Hutton comenzaron la comercialización de cloruro amónico en su factoría de Edimburgo donde la extraían mediante un procedimiento que mantuviero secreto, probablemente a partir de los hollines de las chimeneas de otras fábricas.[4]​ Sin embargo, su producción era mínima comparada con la de los otros fabricantes, que la obtenían a partir de desechos orgánicos, haciendo reaccionar el amoniaco formado con ácido clorhídrico obtenido de la sal. Hay que hacer notar que en esa época el ácido sulfúrico ya era un producto industrial común, que permitía obtener fáqcilmente otros ácidos. A finales del siglo XVIII, el cloruro amónico se obtenía a partir del carbonato amónico presente en las aguas amoniacales desprendidas en la destilación del carbón, haciéndolo reaccionar directamente con ácido clorhídrico, o introduciéndolo en un proceso más complejo para obtener también carbonato de sodio.[4]​ Hasta que se consiguió la síntesis directa del amoníaco mediante el proceso de Haber-Bosch el cloruro amónico era la primera etapa de la química del amoníaco. Actualmente, la síntesis del cloruro de amonio se produce a partir de vapores de ácido clorhídrico y de amoníaco. Aunque el producto es mucho menos importante de lo que lo fue en otras épocas.

ObtenciónEditar

Demostración de una síntesis de cloruro de amonio. Se añaden disoluciones concentradas de amoníaco y ácido clorhídrico a dos frascos lavadores con gas, respectivamente. Usando bombas de goma, se inyecta aire (que actúa como portador del gas) en los frascos lavadores, lo que hace que las corrientes de amoníaco y cloruro de hidrógeno colisionen y reaccionen dando el producto sólido, cloruro de amonio

Es un subproducto del proceso Solvay utilizado para producir carbonato de sodio:[5]

 

Además de ser el método principal para la fabricación de cloruro de amonio, ese método se utiliza para minimizar la liberación de amoníaco en algunas operaciones industriales.

El cloruro de amonio se prepara en laboratorio combinando amoníaco (NH3) con cloruro de hidrógeno (gas) o ácido clorhídrico (en disolución de agua):[5]

 

El cloruro de amonio se produce de manera natural en las regiones volcánicas, formándose en rocas volcánicas cerca de respiraderos que liberan humo (fumarolas). Los cristales se depositan directamente desde el estado gaseoso y tienden a ser de corta duración, ya que se disuelven fácilmente en agua.[6]

Propiedades físicasEditar

En estado sólido la coloración varía entre incoloro y blanco. Es inodoro e higroscópico en diversas formas. Su punto de sublimación es de 350 °C. Su densidad relativa (agua = 1) es 1,5. La presión de vapor que genera es de 0,13 kPa a 160 °C. Su masa molecular es de 53,49 g/mol.

Reactividad químicaEditar

El cloruro de amonio parece sublimarse al calentarse, pero en realidad se descompone en amoníaco y cloruro de hidrógeno gaseoso:[5]

 

El cloruro de amonio, al ser la sal ácida conjugada del amoníaco, reacciona con una base fuerte, como el hidróxido de potasio, para liberar gas amoniaco:

 

Del mismo modo, el cloruro de amonio también reacciona con carbonatos de metales alcalinos a temperaturas elevadas, dando amoníaco y cloruro de metales alcalinos:

 

Cuando se mezcla con ácidos concentrados de baja volatilidad (como el ácido sulfúrico o fosfórico), se forma cloruro de hidrógeno gas, que se volatiliza:

 

AplicacionesEditar

Históricamente, el cloruro amónico se ha utilizado como medicamento, aunque su principal uso, desde época antigua, ha sido el trabajo de los metales. El cloruro de amonio es un excelente fundente y decapante, para limpiar los metales que van a soldarse, las puntas de cobre utilizadas en la soldadura con estaño y la chapa de hierro antes de su recubrimiento con zinc o estaño. Se emplea también en la fabricación de pilas secas, como mordiente para teñir tejidos y en el lavado de pieles, para generar pátinas en el bronce, en alimentación animal, tratamiento de aguas, aditivo alimentario y como abono.[7]

Actualmente la aplicación dominante del cloruro de amonio es como fuente de nitrógeno en fertilizantes (que corresponde al 90% de la producción mundial del cloruro de amonio), como tal o en forma de fosfato de cloroamonio. Los principales cultivos fertilizados de esta manera son el arroz y el trigo en Asia.[8]

Aditivo alimentarioEditar

El cloruro amónico tiene la categoría de aditivo alimentario en la Unión Europea, con el Número E E510. Se utiliza principalmente en la elaboración de productos de repostería y en masas fritas, para favorecer el hinchamiento y la esponjosidad. Actúa como levadura química, como acidificante,[9]​ y también como nutriente para las levaduras biológicas, modificando también ligeramente el sabor.[10]

El cloruro de amonio se usa para condimentar dulces oscuros llamados salmiak (popular en los países nórdicos y otros países cercanos),[11]​ en la cocción para dar una textura crujiente a las galletas, y en el licor Salmiakki Koskenkorva para dar sabor. En Irán, Tayikistán, India, Pakistán y los países árabes se llama "Noshader" y se utiliza para mejorar la frescura de los bocadillos como las samosas y el jalebi.

PilasEditar

A principios del siglo XX, el cloruro de amonio se usaba en disolución acuosa como electrolito en las pilas de Leclanché que encontraron un uso comercial. Esas células luego evolucionaron a baterías de zinc-carbono que todavía usaban cloruro de amonio como electrolito. Fue la precursora de la moderna pila seca de zinc-carbono.

Peligros químicosEditar

La sustancia se descompone al calentarla intensamente o al arder, produciendo humos tóxicos e irritantes de óxidos de nitrógeno, amoníaco y cloruro de hidrógeno. La disolución en agua es un ácido débil. Reacciona violentamente con nitrato amónico y clorato potásico, originando peligro de incendio y explosión. Reacciona con concentrados de ácidos para formar cloruro de hidrógeno y bases fuertes para formar amoníaco. Reacciona con sales de plata para formar compuestos sensibles al choque. Ataca al cobre y otros compuestos.

AlmacenamientoEditar

Se almacena separado de: nitrato amónico, clorato potásico, ácidos, álcalis, sales de plata y gasóleo. Se recomienda mantenerlo en un lugar seco.

Escala de temperatura FahrenheitEditar

El cloruro de amonio es tomado como referencia para la escala de temperatura Fahrenheit (°F) de la siguiente manera:

Fahrenheit tomó como "0" de su escala la temperatura más baja que se puede alcanzar al mezclar cloruro de amonio, hielo y agua (aprox. -17,8 ºC).[12]​ De esta manera quería prevenir temperaturas negativas que eran habituales en otras escales en uso en aquel entonces. Como segundo punto de referencia tomó su temperatura corporal definiéndola como 100 grados.

Véase tambiénEditar

ReferenciasEditar

  1. Número CAS
  2. Seidell, Atherton; Linke, William F. (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds (2nd edición). D. Van Nostrand Company. 
    Results here are multiplied by water's density at temperature of solution for unit conversion.
  3. Plinio Segundo, Cayo (1629). Historia Natural.Traducción de Gerónimo de Huerta. Juan González, Madrid. p. 544. 
  4. a b c d Multhauf, Robert P. (1965). «Sal Ammoniac: A Case History in Industrialization». Technology and Culture, 6, 569-586. doi:10.2307/3101750. 
  5. a b c Wiberg, Egon; Wiberg, Nils (2001). Inorganic Chemistry (illustrated edición). Academic Press. p. 614. ISBN 978-0-12-352651-9. 
  6. Rowley, Steven P. (2011). General Chemistry I Laboratory Manual (Second edición). Kendall Hunt. ISBN 978-0-7575-8942-3. 
  7. «Entrada 537». The Merck Index 12ª edición. 1996. 
  8. Zapp, Karl-Heinz (2012) "Ammonium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, Weinheim. doi 10.1002/14356007.a02_243
  9. Smith, Jim; Hong-Shum, Lily (2011). Food Additives Data Book (2nd edición). John Wiley & Sons. p. 540. ISBN 978-1444397734. 
  10. «Food-grade Ammonium Chloride (Application and Advantages in food)». 
  11. Christine S. (8 August 2011). «In Salmiak Territory». The Harvard Crimson. Consultado el 8 August 2017. 
  12. «Fahrenheit: Facts, History & Conversion Formulas». Live Science. Consultado el 2018-02-09.