Cloruro de amonio

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Cloruro de amonio
Ammonium chloride.jpg
Nombre IUPAC
Cloruro de amonio
General
Otros nombres Cloruro amónico
clorhidrato amónico
Sal amoniacal
Fórmula semidesarrollada NH4Cl
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular ?
Identificadores
Número CAS 12125-02-9[1]
Número RTECS BP4550000
ChEBI 31206
ChEMBL CHEMBL1200939
ChemSpider 23807
DrugBank 06767
PubChem 25517
UNII 01Q9PC255D
KEGG C12538 D01139, C12538
Propiedades físicas
Apariencia Blanco
Densidad 1527 kg/m3; 1,527 g/cm3
Masa molar 53,49 g/mol
Punto de fusión 338 ℃ (611 K)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua Ver tabla
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El cloruro de amonio, cloruro amónico o clorhidrato amónico es una sal de amonio cuya fórmula química es NH4Cl. Es conocido también con los nombres de: sal de amoníaco, sal amoníaco, almohatre o almojáter. Su punto de evaporación es tomado como referencia en la escala de temperatura Fahrenheit.

Obtención[editar]

Historia[editar]

El cloruro amónico, denominado históricamente como sal amoníaco o sal amoniacal, ya era conocido en época romana. Plinio[2]​ 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 témino 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.[3]​ 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.[3]​ 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.[3]​ 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.[3]​ 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 impoprtante de lo que lo fue en otras épocas.

Propiedades físicas[editar]

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.

Aplicaciones[editar]

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.[4]

Usos médicos. farmacología y mecanismos de acción[editar]

Como diurético[editar]

El cloruro de amonio aumenta la excreción renal de cloruros y causa una respuesta diurética en personas normales o con edema. Se utilizó en un tiempo en el edema causado por la enfermedad de Läennec. Cuando el cloruro de amonio es administrado a dosis de 9 g al día, la diuresis aumenta progresivamente durante la primera semana. A los dos o tres días comienza a elevarse la excreción de sodio.

Como acidificante[editar]

El cloruro de amonio eleva la acidez al incrementar la concentración de hidrogeniones (H+) libres. La dosis es la misma que en su uso como diurético.

Como expectorante[editar]

Se sabe que el cloruro de amonio actúa irritando la mucosa, causando estimulación refleja de las glándulas de la mucosa bronquial.

Farmacocinética[editar]

El cloruro de amonio se absorbe fácilmente desde la vía gastrointestinal en unas 5-6 horas tras la ingestión. Su metabolismo se efectúa en el hígado y su excreción es por la orina.

Precauciones especiales[editar]

El cloruro de amonio se contraindica en personas con cirrosis y otras enfermedades hepáticas en virtud de que se puede almacenar y causar intoxicación por el amoníaco. El cloruro de amonio nunca debe usarse como único tratamiento de la alcalosis metabólica en pacientes con disfunción renal grave. Los médicos deben juzgar el uso del cloruro de amonio en pacientes con edema cardíaco o insuficiencia pulmonar debido a que puede existir un trastorno acidobásico intenso. El uso de espironolactona o inhibidores de la anhidrasa carbónica como la acetazolamida puede precipitar una acidosis sistémica.

Reacciones adversas conocidas[editar]

Los efectos secundarios van desde cefalea, confusión, letargo, hiperventilación, bradicardia, irritación gástrica, vómitos, sed, diarrea, anorexia, glucosuria, hipocalemia, tetania, hiponatremia.


El cloruro amónico como aditivo alimentario[editar]

El cloruro amónico tiene la categoría de aditivo alimentario en la Unión Europea, con el código 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, y también como nutriente para las levaduras biológicas, modificando también ligeramente el sabor.[5]

Peligros químicos[editar]

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 compuestos.

Límites de exposición[editar]

TLV (como TWA): 10 mg/m³ (humos) (ACGIH 1995-1996). TLV (como STEL): 20 mg/m³ (humos) (ACGIH 1995-1996). MAK no establecido.

Vías de exposición[editar]

La sustancia se puede absorber por inhalación del polvo o humo y por ingestión.

Almacenamiento[editar]

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 Fahrenheit[editar]

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). 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 también[editar]

Referencias[editar]

  1. Número CAS
  2. Plinio Segundo, Cayo (1629). Historia Natural.Traducción de Gerónimo de Huerta. Juan González, Madrid. p. 544. 
  3. 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. 
  4. «Entrada 537». The Merck Index 12ª edición. 1996. 
  5. «Food-grade Ammonium Chloride (Application and Advantages in food)».