Por: JOHN DALTON (1766-1844)
SOBRE LA CONSTITUCIÓN DE LOS CUERPOS
Se distinguen tres clases de cuerpos, o tres estados, que han llamado mucho la atención de los filósofos químicos. Aquellos que se conocen por los términos fluidos elásticos, líquidos y sólidos. Un caso muy común es el del agua, un cuerpo que bajo ciertas circunstancias es capaz de adoptar los tres estados. En el vapor de agua reconocemos un fluido perfectamente elástico; en el agua, un líquido perfecto, y en el hielo, un sólido completo. Estas observaciones nos han llevado a la siguiente conclusión: “todos los cuerpos de magnitud perceptible, sean líquidos o sólidos, están constituidos de un número inmenso de partículas extremadamente pequeñas (átomos de materia), mantenidas juntas por una fuerza de atracción que es más o menos poderosa, de acuerdo con las circunstancias”. Cuando dicha fuerza trata de evitar la separación de las partículas se le ha llamado atracción de cohesión; pero cuando las recoge de un estado disperso (como del vapor de agua al agua líquida), se le llama atracción de agregación. Sean cuales fueren los nombres que se le puedan dar, siempre se referirán a la misma fuerza. No son mis planes cuestionar esta conclusión, que parece completamente satisfactoria, sino demostrar que hasta ahora no hemos hecho uso de ella y como consecuencia hemos obtenido una visión muy obscura de la química, la cual diariamente aumenta en proporción a los conocimientos adquiridos sobre esta materia.
La opinión a la que principalmente aludo, son aquellas de Berthollet sobre las Leyes de Afinidad Química; según las cuales la interacción química es proporcional a la masa, y que en toda unión química existe una insensible gradación en las proporciones de los principios de constitución. La inconsistencia de estas opiniones, tanto con la razón como con las observaciones, no pueden fallar en asombrar a todo aquel que tenga un punto de vista apropiado del fenómeno.
¿Son las partículas fundamentales de un cuerpo, como el agua, todas semejantes, es decir, de una misma forma, de un mismo peso, etc.? Esto es una pregunta de importancia. De lo que se sabe, no tenemos razón para sospechar una variedad en estos aspectos, porque si existe dicha variedad en las partículas fundamentales del agua, también debe existir en los elementos (hidrógeno y oxígeno) que la constituyen. Ahora bien, es casi imposible concebir que los agregados de partículas diferentes puedan ser tan uniformemente iguales. Si algunas de las partículas del agua fueran más pesadas que las otras, y si una porción del agua, en alguna ocasión, estuviera constituida principalmente de estas partículas más pesadas, debería suponerse que el peso específico del agua se afectaría, una circunstancia no conocida. Observaciones similares pueden hacerse en otras substancias. Por lo tanto, podemos concluir que las partículas fundamentales de todo cuerpo homogéneo son perfectamente semejantes en peso, forma, etc. En otras palabras, cada partícula de agua es como toda otra partícula de agua; cada partícula de hidrógeno es como toda otra partícula de hidrógeno, etc.
Además de la fuerza de atracción, que en una forma u otra pertenece universalmente a todos los cuerpos ponderables, encontramos otra fuerza que es igualmente universal, o que actúa sobre toda la materia que está bajo nuestro conocimiento: la fuerza de repulsión. Ahora bien, esta fuerza se atribuye generalmente, y yo creo que correctamente al calor. Una atmósfera de este fluido sutil rodea constantemente a los átomos de todos los cuerpos e impide que dichos átomos lleguen a un verdadero contacto. Esto parece probarse satisfactoriamente con la observación de que el volumen de un cuerpo disminuye al quitarle parte de su calor.
Capítulo III
SOBRE SÍNTESIS QUÍMICA
Cuando cualquier cuerpo existe en el estado elástico (gaseoso), sus partículas fundamentales están a una distancia mayor que en cualquier otro estado; cada partícula ocupa el centro de una esfera relativamente grande y mantiene su posición sosteniendo a las demás a una distancia adecuada, que tendería a disminuir por la fuerza de gravedad u otra razón. Tratar de concebir el número de partículas en la atmósfera es algo como tratar de concebir el número de estrellas en el universo; nos desconcierta la idea. Pero si limitamos el asunto tomando un volumen dado de cualquier gas, y dejamos que las divisiones sean pequeñísimas, el número de partículas será finito, al igual que en una porción del universo, el número de estrellas y planetas también será finito.
En la química, el análisis y la síntesis se limitan a la separación o combinación de las partículas, respectivamente. Ninguna nueva creación o destrucción de la materia está al alcance de la química. Tratar de crear o destruir una partícula de hidrógeno sería tan imposible como tratar de introducir un nuevo planeta o aniquilar uno ya en existencia. Todos los cambios (físicos y químicos) que podemos producir consisten en separar las partículas que están en un estado de cohesión o combinación y en unir a aquellas que estaban previamente a cierta distancia.
La determinación de los pesos relativos de los elementos que constituyen un compuesto ha sido debidamente considerada como asunto importante en todas las investigaciones químicas. Pero, desgraciadamente, la investigación ha terminado aquí, puesto que de los pesos relativos de las masas que reaccionan podrían haberse deducido los pesos relativos de las partículas fundamentales de los cuerpos que reaccionan, y de éstos se hubiera podido encontrar el número de átomos y el peso de los mismos en otros compuestos, ayudando así a guiar las futuras investigaciones y a corregir los resultados obtenidos. Ahora bien, un gran propósito de este trabajo es demostrar la importancia y la ventaja de determinar los pesos relativos de las partículas fundamentales de los cuerpos simples y de los cuerpos compuestos; el número de partículas simples elementales que constituyen una partícula compuesta y el número de partículas menos compuestas que forman parte de una partícula más compuesta.
Si hay dos cuerpos, A y B, dispuestos a combinarse, el orden en que las combinaciones pueden ocurrir, empezando con la más sencilla, es el que sigue:
1 átomo de A + 1 átomo de B = 1 átomo de C, binaria.
1 átomo de A + 2 átomos de B = 1 átomo de D, ternaria.
2 átomos de A + 1 átomo de B = 1 átomo de E, ternaria.
1 átomo de A + 3 átomos de B = 1 átomo de F, cuaternaria.
3 átomos de A + 1 átomo de B = 1 átomo de G, cuaternaria. Y así sucesivamente.
Las siguientes reglas generales se pueden adaptar como guías en todas nuestras investigaciones en relación a la síntesis química:
Cuando se puede obtener una sola combinación de dos cuerpos, debe suponerse que es binaria, a menos que por alguna causa parezca lo contrario.
Cuando se observan dos combinaciones debe suponerse que una sea binaria y la otra ternaria.
Cuando se obtienen tres combinaciones podemos esperar que una sea binaria y que las otras dos sean ternarias.
Cuando se observan cuatro combinaciones debemos esperar una binaria, dos ternarias y una cuaternaria, y así sucesivamente.
Un compuesto binario debe ser siempre de mayor peso específico que la mera mezcla de sus dos ingredientes.
Un compuesto ternario debe ser de mayor peso específico que la mezcla de uno binario y un elemento, que podrían, combinados, constituirlo; etc.
De igual manera, las reglas y observaciones anteriores se aplican también cuando dos cuerpos compuestos como C y D, D y E, etc., se combinan.
De la aplicación de estas reglas a los hechos químicos ya bien determinados, deducimos las siguientes conclusiones:
1. Que el agua es un compuesto binario de hidrógeno y oxígeno y los pesos relativos de sus dos átomos elementales guardan la razón de 1:7, aproximadamente.
2. Que el amoníaco es un compuesto binario de hidrógeno y nitrógeno y los pesos relativos de sus dos átomos guardan la razón de 1:5, aproximadamente.
3. a) que el gas nitroso es un compuesto binario de nitrógeno y oxígeno y los pesos relativos de sus dos átomos están en la razón 5:7, aproximadamente;
b) que el ácido nítrico puede ser un compuesto binario o ternario, según como se obtenga; que consiste de un átomo de nitrógeno y dos de oxígeno y su peso es 19;
c) que el óxido nitroso es un compuesto similar al ácido nítrico y consiste de un átomo de oxígeno y dos de nitrógeno y su peso es 17;
d) que el ácido nitroso es un compuesto binario de ácido nítrico y gas nitroso, y su peso es 31;
e) que el ácido oxinítrico es un compuesto binario de ácido nítrico y oxígeno, y su peso es 26.
4. a) que el óxido carbónico es un compuesto binario, que consiste de un átomo de carbono y uno de oxígeno, y su peso es 12, aproximadamente;
b) que el ácido carbónico es un compuesto ternario (pero algunas veces binario) que consiste de un átomo de carbono y dos de oxígeno y pesa 19; etc.
En todos estos casos, los pesos de los átomos simples o compuestos están expresados en relación al átomo de hidrógeno tomado como unidad.
De la novedad, así como de la importancia de las ideas sugeridas en este capítulo, se ha estimado conveniente dar una ilustración que muestre el modo de combinación en algunos de los casos más simples. Un círculo pequeño con alguna marca característica indica los elementos o átomos de los cuerpos que actualmente concebimos como simples; las combinaciones consisten en la yuxtaposición de dos o más de éstos; cuando tres o más partículas de los fluidos elásticos se combinan en una, es de suponerse que las partículas de la misma clase se repelen y por lo tanto, toman su posición según el caso.
SÍNTESIS QUÍMICA
Nombres y pesos relativos de los átomos simples y compuestos cuyos símbolos químicos aparecen en la página anterior.
FIGURA PESOS RELATIVOS FIGURA PESOS RELATIVOS
1. Hidrógeno 1 11. óxido de estroncio 46
2. Azoe(nitrógeno) 5 12. Barita 68
3. Carbono 5 13. Hierro 38
4. Oxígeno 7 14. Zinc 56
5. Fósforo 9 15. Cobre 56
6. Azufre 13 16. Plomo 95
7. Magnesio 20 17. Plata 100
8. Cal 23 18. Platino 100
9. Soda 28 19. Oro 140
10. Potasa 42 20. Mercurio 167
Átomos Compuestos
21. Un átomo de agua o de vapor de agua está compuesto de 1 de oxígeno y 1 de hidrógeno retenidos en contacto físico por una fuerte afinidad, y se supone que rodeados por una atmósfera común de calor; su peso relativo es: 8
22. Un átomo de amoniaco, compuesto de 1 de nitrógeno y 1 de hidrógeno, su peso es: 6
23. Un átomo de gas nitroso, compuesto de 1 de nitrógeno y 1 de oxígeno, su peso es: 12
24. Un átomo de gas olefiante, compuesto de 1 de carbono y 1 de hidrógeno, su peso es: 6
25. Un átomo de óxido carbónico, compuesto de 1 de carbono y 1 de oxígeno, su peso es: 12
26. Un átomo de óxido nitroso, compuesto de 2 de nitrógeno + 1 de oxígeno, su peso es: 17
27. Un átomo de ácido nítrico, compuesto de 1 de nitrógeno + 2 de oxígeno, su peso es: 19
28. Un átomo de ácido carbónico, compuesto de 1 de carbono + 2 de oxígeno, su peso es: 19
29. Un átomo de carburo de hidrógeno, compuesto de 1 de car¬bono + 2 de hidrógeno su peso es: 7
30. Un átomo de ácido oxinítrico, compuesto de 1 de nitrógeno + 3 de oxígeno su peso es: 26
31. Un átomo de ácido sulfúrico, compuesto de 1 de azufre + de oxígeno, su peso es: 34
32. Un átomo de sulfuro de hidrógeno, compuesto de 1 de azufre + 3 hidrógeno su peso es: 16
33. Un átomo de alcohol compuesto de 3 de carbono + 1 de hidrógeno su peso es: 16
34. Un átomo de ácido nitroso, compuesto de 1 de ácido nítrico + 1 de gas nitroso, su peso es: 31
35. Un átomo de ácido acetoso compuesto de 2 de carbono + 2 de agua, su peso es: 26
36. Un átomo de nitrato de amoníaco compuesto de 1 de ácido nítrico + 1 de amoníaco + de agua, su peso es: 33
37. Un átomo de azúcar, compuesto de 1 de a1cohol + 1 de ácido
carbónico su peso es: 35
CAPÍTULO V
COMPUESTOS DE DOS ELEMENTOS
Algunas personas acostumbran denominar “compuestos binarios” a aquellos de sólo dos elementos; por ejemplo; el gas nitroso, el óxido nitroso, el ácido nítrico, etc., en cada uno de los cuales sólo encontramos nitrógeno y oxígeno. Pero, es más consistente con nuestros propósitos restringir el término binario para indicar dos átomos; ternario, para indicar tres átomos, etc. Ya sean estos átomos elementales o compuestos; es decir, ya sean, átomos de cuerpos no descompuestos, como el hidrógeno y el oxígeno, o átomos de cuerpos compuestos, como el agua y el amoníaco.
En cada una de las secciones que aparecen a continuación consideraremos los compuestos de dos cuerpos elementales cualesquiera, empezando cada sección con los compuestos binarios, siguiendo luego con los ternarios, o por lo menos con aquellos que consisten de tres átomos (aunque pueden ser binarios en el sentido que nosotros usamos el término), y así sucesivamente, hasta las formas más complejas.
Al escribir estos artículos, he tratado de adoptar los nombres más comunes para los distintos cuerpos; pero si la doctrina aquí contenida se establece, es obvio que en algunos casos sería conveniente renovar la nomenclatura química.
Sección I
OXÍGENO CON HIDRÓGENO (agua)
Sabemos hoy día por métodos analíticos y sintéticos que este líquido, el más útil y abundante de todos en la Naturaleza, es un compuesto de dos elementos: oxígeno e hidrógeno.
En el 1783, Monge realizó el primer experimento en gran escala sobre la composición del agua; obtuvo ¼ lb de agua por la combustión del gas hidrógeno y observó las cantidades de hidrógeno y oxígeno que habían desaparecido. El resultado general sobre la composición del agua fue que 85 partes por peso de oxígeno se unieron a 15 de hidrógeno para formar 100 partes de agua. Lefèvre de Gineau y Lavoisier efectuaron experimentos para determinar la proporción por peso en que se encuentran los elementos que provienen de la descomposición del agua. Estos investigadores pasaron vapor de agua a través de un tubo caliente al rojo que contenía una cantidad de alambre de hierro dulce y encontraron que el oxígeno del vapor de agua se combinó con el hierro, y el hidrógeno se recogió en forma de gas. Tanto en la composición como en la descomposición del agua se encontró la misma proporción: 85 partes de oxígeno y 15 de hidrógeno.
En 1789, los químicos holandeses Dieman y Troostwyk lograron por primera vez descomponer el agua por medio de la electricidad. La composición del agua se muestra fácilmente con el eudiómetro de Volta, instrumento de suma importancia en las investigaciones concernientes a los fluidos elásticos, que consiste de un tubo graduado de vidrio, dentro del cual hay un alambre sellado herméticamente y otro alambre que se puede empujar hacia arriba por el tubo, hasta casi encontrar al primero, de manera que se pueda enviar una chispa eléctrica de un alambre al otro a través de cualquier porción de gas (o mezcla de gases) limitada por agua o mercurio. Como el extremo del tubo está sumergido en un líquido y no hay comunicación con el aire externo, al ocurrir una explosión, el cambio producido se puede determinar.
Habiéndose establecido claramente cuáles son los componentes del agua, es importante determinar con tanta precisión como sea posible los pesos relativos de los dos elementos que constituyen ese líquido. Los resultados medios de los análisis y síntesis fueron 85 partes de oxígeno y 15 de hidrógeno, que son generalmente aceptados. En este cálculo, la cantidad de hidrógeno está exagerada. Hay un informe excelente en el volumen 53 del Annal. de Chemie, 1805, de Humboldt y Gay-Lussac, sobre la proporción de oxígeno e hidrógeno en agua. De acuerdo con ellos, la cantidad de vapor acuoso que los fluidos elásticos contienen, por lo general, influirán en el peso del gas hidrógeno como para cambiar el resultado de Fourcroy y otros, de 85.7 partes de oxígeno y 14.3 de hidrógeno, a 87.4 partes de oxígeno y 12.6 de hidrógeno. Su razonamiento me parece perfectamente satisfactorio. La razón de esos dos números es de 7 a 1, aproximadamente. Hay otra consideración que parece poner esta materia fuera de duda. En el eudiómetro de Volta, dos medidas de volúmenes de hidrógeno requieren sólo una de oxígeno para saturarlas. Ahora bien, los experimentos precisos de Cavendish y Lavoisier han demostrado que el oxígeno es casi 14 veces más denso que el hidrógeno. La coincidencia exacta de esto, con la conclusión deducida en el caso anterior, es una confirmación suficiente. Si, no obstante, alguien prefiere adoptar el cálculo común de 85 a 15, entonces la razón de los pesos atómicos relativos de oxígeno a hidrógeno será como 5 1/2 a 1; esto requeriría que el oxígeno fuera solamente 11 1/3 veces más pesado que el hidrógeno en vez de 14 veces.
Una vez determinados los pesos absolutos1 del hidrógeno y del oxígeno que componen el agua, se pueden investigar sus pesos atómicos relativos. Como se conoce con certeza sólo un compuesto de hidrógeno y oxígeno, de acuerdo con la primera regla mencionada en el capítulo III, el agua debe considerarse como un compuesto binario: un átomo de oxígeno se une a un átomo de hidrógeno para formar un átomo de agua. Por lo tanto, los pesos relativos de los átomos de hidrógeno y oxígeno guardan la razón de 1 : 7.
Se puede corroborar la conclusión anterior con otras consideraciones. Sean las que fueren las proporciones en que el hidrógeno y el oxígeno se mezclen, ya sea 20 medidas de oxígeno a 2 de hidrógeno, o 20 de hidrógeno a 2 de oxígeno, cuando se pasa una corriente eléctrica y se produce una chispa, siempre se formará agua por la unión de 2 medidas de hidrógeno con 1 de oxígeno y el exceso de gas permanece inalterado. Por otra parte, cuando se descompone el agua por medio de la electricidad, o por medio de otros agentes, sólo se obtienen los elementos hidrógeno y oxígeno. Además, todos los otros compuestos que contienen a estos dos elementos justificarán la misma conclusión.
Después de todo, se debe admitir la posibilidad de que el agua sea un compuesto ternario. En este caso, si dos átomos de hidrógeno se unen con un átomo de oxígeno, un átomo de oxígeno debe pesar 14 veces tanto como un átomo de hidrógeno; si dos átomos de oxígeno se unen con un átomo de hidrógeno, un átomo de oxígeno debe pesar 3 ½ veces lo que pese un átomo de hidrógeno.
Sección 2
Oxígeno con Nitrógeno
Los compuestos de oxígeno con nitrógeno hasta ahora descubiertos son cinco y pueden distinguirse por los siguientes nombres: gas nitroso, ácido nítrico, óxido nitroso, ácido nitroso y ácido oxinítrico. Al escribir sobre ellos, se ha acostumbrado empezar con el que contiene menos oxígeno (el óxido nitroso) y tomar los demás en el orden en que contienen más oxígeno. Nuestro plan requiere un principio de distribución diferente: empezar con el más simple, o sea, con el que consiste del menor número de partículas elementales, comúnmente un compuesto binario; y luego seguir con el ternario y otros compuestos más complejos. De acuerdo con este principio, se hace necesario determinar, si se puede, cuál de los compuestos mencionados es un compuesto binario. Si los pesos específicos de los dos gases simples son indicativos del peso de sus átomos, debemos concluir que un átomo de nitrógeno y uno de oxígeno guardan la razón de 6:7, aproximadamente. El amoníaco y el agua son ejemplos que también favorecen esa razón. Pero, el mejor criterio se obtiene al comparar los pesos específicos de los gases compuestos. El peso específico menor es el del gas nitroso; esto indica que es un compuesto binario. El óxido nitroso y el ácido nítrico son ambos mucho más pesados que el gas nitroso; esto indica que son compuestos ternarios. El ácido nítrico es más pesado que el óxido nitroso; por lo tanto, el oxígeno abunda más en su composición. Veamos ahora hasta dónde los hechos ya conocidos corroboran estas observaciones.
De acuerdo con Cavendish y Davy, quienes son las mejores autoridades con que contamos, estos compuestos están constituidos como sigue:
compuesto PESO
ESPECÍFICO % NITRÓGENO %
OXÍGENO Razón Investigador
Gas nitroso 1.102 46.6 53.4 6.1 : 7 Davy
‘’ ‘’ 44.2 55.8 5.5 : 7 Davy
‘’ ‘’ 42.3 57.7 5.1 : 7 Davy
Oxido nitroso 1.614 63.5 36.5 2X6.1 : 7 Davy
‘’ ‘’ 62.0 38.0 2X5.7 : 7 Davy
‘’ ‘’ 61.0 39.0 2X5.4 : 7 Davy
Acido nítrico 2.444 29.5 70.5 5.8 : 7X2 Davy
‘’ ‘’ 29.6 70.4 5.9 : 7X2 Cavendish
‘’ ‘’ 28.0 72.0 5.4 : 7X2 Cavendish
Esta tabla está tomada principalmente de las investigaciones de Davy, donde aparecen dos o más resultados bajo el mismo ejemplo, estos se han derivado por diferentes modos de análisis. Esta tabla corrobora de una manera asombrosa los puntos de vista teóricos mencionados anteriormente. El peso de un átomo de nitrógeno parece estar entre 5.4 y 6.1, y es digno de atención que la teoría no difiere más de los experimentos que lo que ellos difieren uno del otro; en otras palabras, el peso medio de un átomo de nitrógeno derivado de los experimentos mencionados podría ajustarse tanto a la teoría como a los experimentos. El peso medio de un átomo de nitrógeno es aproximadamente 5.6, al que todos los demás se pueden ajustar. Tendríamos, por consiguiente, que un átomo de gas nitroso pesaría 12.6, y estaría compuesto de un átomo de nitrógeno y uno de oxígeno; que un átomo de óxido nitroso pesaría 18.2, y estaría compuesto de dos átomos de nitrógeno y uno de oxígeno; y que un átomo de ácido nítrico pesaría 19.6 y estaría compuesto de un átomo de nitrógeno y dos átomos de oxígeno. El peso de un átomo de oxígeno tampoco tiene influencia alguna sobre la teoría de estos compuestos, pues es obvio que si el oxígeno se tomara como 3, 10, o cualquier otro número, todavía la razón entre los pesos atómicos relativos del nitrógeno y del oxígeno en los compuestos seguiría siendo la misma; la única diferencia sería que el peso relativo de un átomo de nitrógeno subiría o bajaría en proporción con el peso relativo de un átomo de oxígeno.
He sido solícito en presentar este punto de vista teórico en relación a los compuestos de nitrógeno y oxígeno, según proviene de las experiencias de otros y no según la mía, porque no habiendo tenido puntos de vista teóricos similares a los míos, los autores no lo hubieran favorecido derivando los resultados mencionados, si éstos no hubiesen estado conforme a la observación verdadera.
EN RELACIÓN AL TAMAÑO RELATIVO DE LOS ÁTOMOS
Un fluido elástico puro es aquel que consiste de partículas todas iguales entre sí; por ejemplo, el vapor de agua, el gas hidrógeno, el gas oxígeno, el gas nitrógeno y otros. Estos fluidos se componen de partículas que poseen unas atmósferas difusas de calor cuyo volumen es a menudo 1,000 ó 2,000 veces el volumen de la partícula del fluido cuando éste se encuentra líquido o en estado sólido.
Sea cual fuere la forma del átomo sólido, e hipotéticamente aislado, cuando está rodeado de dicha atmósfera su forma debe ser globular. Y, como todos los glóbulos en cualquier volumen pequeño están sometidos a la misma presión, los glóbulos deben ser iguales en volumen y, por lo tanto, se acomodarán en capas horizontales, al igual que un montón de balas de cañon de igual tamaño. Un volumen de fluido elástico se expande siempre que se le reduce la presión, lo cual prueba que la fuerza de repulsión en el caso de los fluidos elásticos excede la de atracción.
Un recipiente lleno de cualquier fluido elástico puro presenta a nuestra imaginación un retrato similar al de un recipiente lleno de un montón de pequeñas balas de igual tamaño, según ya he dicho. Pero, las partículas del fluido elástico difieren de las pequeñas balas, en que cada una de las partículas consiste de un átomo pequeño y central, rodeado de una atmósfera de calor de mayor densidad en la región inmediata al átomo, pero cuya densidad disminuye de acuerdo con la distancia, mientras que las partículas del montón de balas son glóbulos de densidad uniforme.
Cuando expandimos cualquier volumen dado de fluido elástico, sin alterar su temperatura, sus partículas se agrandan sin que haya cambio alguno en la cantidad de calor que tenían. En consecuencia, la densidad de las atmósferas de calor debe fluctuar de acuerdo con la presión del gas.
Algunos fluidos elásticos, como el hidrógeno, oxígeno, etc, resisten cualquier presión a la que sean sometidos. En tal caso, es evidente que la fuerza de repulsión del calor es más que un aparear entre la afinidad de las partículas y la presión externa ejercida.
Hasta que punto esto puede continuar, no sabemos; pero por analogía podemos esperar que aún a presiones mayores podría triunfar en darle a la fuerza atractiva la superioridad, cuando el estado de fluido elástico se convierte en líquido o sólido. En otros fluidos elásticos, como el vapor, después de la aplicación de compresión hasta cierto grado, la elasticidad cesa completamente, las partículas se agrupan en pequeñas gotas y caen. Este fenómeno requiere explicación.
De la transición abrupta de un volumen de vapor desde 1700 unidades a 1, sin ningún aumento significativo en la presión, uno podría inclinarse a pensar que la condensación es como la ruptura de un resorte, y no como la curvatura del mismo. Esto último, sin embargo, creo que es el hecho. La condensación surge de la acción de la afinidad superando la acción del calor, pero no debilitándola. Según la aproximación de las partículas va ocurriendo, la repulsión aumenta por la condensación del calor, pero su afinidad aumenta, y parece que en una razón mayor, cuando la aproximación ha alcanzado cierto grado, entonces surge un equilibrio entre estos dos poderes, el líquido, agua, es el resultado.
La constitución de un líquido, como agua, debe ser, entonces concebida como el producto de un agregado de partículas, ejerciendo en su más poderosa manifestación las fuerzas de atracción y repulsión, pero casi al mismo grado.
Al continuar mis investigaciones sobre la naturaleza de los fluidos elásticos me di cuenta que era necesario averiguar si los átomos o partículas fundamentales de los diferentes gases son del mismo tamaño o volumen, en iguales condiciones de temperatura y presión.
Por el tamaño o volumen de una partícula fundamental quiero decir el espacio que ellas ocupan cuando la materia se halla en estado de un fluido elástico puro. En este sentido, el volumen de la partícula fundamental o átomo se refiere al volumen del supuesto átomo sólido impenetrable conjuntamente con el volumen de la atmósfera repelente de calor que lo rodea. Me convencí de que los diferentes gases no tienen sus partículas de igual tamaño en condiciones iguales de temperatura y presión por las razones que siguen. En primer lugar, si dos gases distintos tuviesen sus partículas fundamentales del mismo tamaño, o, lo que es lo mismo, que en iguales volúmenes a iguales condiciones de temperatura y presión hubiese igual número de partículas de cada gas, entonces las densidades de los gases deberían guardar la misma razón que la razón que guardan los pesos de sus partículas fundamentales. Así, pues, si dos gases, A y B, tienen el mismo número de partículas N en unidad de volumen, y si WA y W B representan los pesos de los átomos de cada gas, respectivamente, entonces el peso en unidad de volumen de cada gas, es decir, la densidad (D) de cada gas, podría expresarse como: DA = NWA ; DB = NWB.
Y, por lo tanto,
Pero esta relación no es verdadera, puesto que las partícu¬las fundamentales del vapor de agua son, en verdad, más pesa¬das que las del oxígeno, y, sin embargo, la densidad del vapor de agua es menor que la densidad del oxígeno. De manera si¬milar, el gas amoníaco que se forma por la combinación de los gases hidrógeno y nitrógeno es menos denso que el gas nitrógeno.
En segundo lugar, examinemos los volúmenes relativos de combinación de ciertos gases. Si, por ejemplo, iguales volúmenes de nitrógeno y de oxígeno se mezclan, y al instante se combinan químicamente, se formarán aproximadamente dos volúmenes de gas nitroso, a iguales condiciones de temperatura y presión que las de la mezcla de nitrógeno y oxígeno antes de la reacción. El peso del gas nitroso sería la suma de los pesos de los dos gases que se combinaron, pero el número de partículas fundamentales del gas nitroso podría ser, a lo sumo, la mitad del número total de partículas que había antes de la unión química. Es decir, si el gas nitroso es un compuesto binario, N átomos de nitrógeno se combinan con N átomos de oxígeno para reaccionar químicamente y formar N átomos de gas nitroso. Por lo tanto,
1 partícula + 1 partícula → 1 partícula de
de oxígeno de nitrógeno gas nitroso
Pero se sabe, por los experimentos, que las N partículas del gas nitroso (que se encuentra en iguales condiciones de temperatura y presión que la mezcla antes de reaccionar) ocupan un volumen igual a casi el doble del volumen que ocupan las N partículas de nitrógeno o del que ocupan las N partículas de oxígeno, lo cual podríamos ilustrar así:
1 volumen de nitrógeno + 1 volumen de oxígeno 2 volúmenes de gas nitroso
Por lo tanto, las partículas del gas nitroso tienen que ser más grandes que las del nitrógeno o que las del oxígeno.
La formación del vapor de agua es otro ejemplo de este razonamiento. Dos volúmenes de hidrógeno requieren un sólo volumen de oxígeno para formar vapor de agua sin que sobre ninguno de los ingredientes después del cambio químico. El volumen de vapor de agua que se produce es casi igual al volumen del hidrógeno y al doble del volumen de oxígeno. Si el vapor de agua es un compuesto binario, sus partículas fundamentales serán más grandes que las partículas fundamentales del oxígeno.
Probablemente, pues, no hay dos fluidos elásticos que ten¬gan un número igual de partículas en iguales volúmenes. Lo siguiente puede aceptarse como un principio hasta que surja alguna razón que lo contradiga.
Cada variedad de fluidos elásticos puros tienen sus partículas en forma globular y del mismo tamaño; no hay ni tan siquiera dos fluidos elásticos puros distintos que tengan sus partículas de igual tamaño estando ambos fluidos en iguales condiciones de temperatura y presión.
domingo, 7 de junio de 2009
Notas ulteriores sobre la Teoría Atómica de Dalton
La teoría atómica propuesta por Dalton, a fin de cuentas fue un esfuerzo por explicar las reacciones químicas basándose en la estructura de la materia y atemperarla a las leyes de proporciones definidas y de la conservación de la materia. No se debe entender que fue el único esfuerzo con tal propósito.
Si de explicar se tratara, siempre existirán diversas formas de hacerlo sobre un mismo fenómeno, suceso, actividad, etc. Hasta los testigos de un mismo crimen facilitan evidencias, a veces en conflictos unas con otras. En el desarrollo de las ciencias, cabe destacar la estructura y el funcionamiento del sistema del mundo los cuales se explicaron de diversas maneras. Aún la estructura de la materia se ha explicado tanto con los elementos griegos, los gérmenes de Anaxágoras, los átomos de Leucipo y Demócrito, etc. La química, esto es las reacciones que llevan a cabo las substancias para transformarse en otras, también se explicaron con una teoría rival llamada la Teoría de las afinidades químicas, propuesta por Bergman y Claude Louis Berthollet , su principal exponente. En palabras de Berthollet:
Una teoría de afinidades químicas sólidamente establecida, y sirviendo como la base para la explicación de las preguntas sobre la química, debe ser una colección de, o contener, todos los principios de los cuales las causas de los fenómenos químicos puedan proceder, en cualquier variedad posible de circunstancias; porque la observación ha probado, que todos estos fenómenos son solamente los variados efectos de la afinidad, a la cual todos los variados poderes de los cuerpos pueden atribuirse1.
En esta teoría el concepto afinidad se traduce casi literalmente al más fuerte “apego o simpatía” de una substancia por otras. Según Berthollet:
Supongamos, dice Bergman, que la substancia A se satura completamente con la substancia C y que la combinación puede identificarse como AC; si la adición de otra substancia, B, a esta combinación, remueve a C , resultará la combinación AB, en vez de la AC.
El afirma, entonces que para determinar Ia afinidad electiva de dos substancias, debe tratarse una de ellas que pueda ser removida de su combinación con una tercera, y vice-versa. El considera como cierto que ese cuerpo que ha removido a otro de una combinación, no puede de ninguna manera, ser expulsado por aquel otro y que ambos experimentos concurrirán en probar que el prirnero tiene una mayor afinidad electiva que el segundo..........1.
Sin embargo, de acuerdo con esta teoría, la afinidad sola no bastaba para explicar ciertas observaciones que se detectaban en las reacciones químicas. La cantidad jugaba un rol muy importante. En este aspecto, Berthollet señalaba:
Es mi propósito probar que la afinidad electiva, en general, no actúa como fuerza determinante, por la cual un cuerpo separa completamente a otro de una combinación; sino que en todas las composiciones y descomposiciones producidas por la afinidad electiva, ocurre una partición de la base de la combinación, entre los dos cuerpos cuyas acciones son opuestas.; y que la proporción de esta partición está determinada, no solamente por la diferencia en energía en las afinidades, sino también por las diferencias de las cantidades de los cuerpos; así un exceso en la cantidad del cuerpo que tenga la afinidad más débil, compensará esa debilidad en la afinidad.
Si yo puedo probar que el grado de debilidad en la afinidad puede ser compensado por un aumento en la cantidad, de aquí seguirá que la acción de cualquier cuerpo es proporcional a la cantidad necesaria para producir un cierto grado de saturación. Esta cantidad, la cual es Ia medida de la capacidad de saturación de cuerpos diferentes, la Ilamaré masa.1
Continúa Berthollet, muy seguro de sí mismo:
... aplicaré los resultados de estas consideraciones a las afinidades de los compuestos, y a esos cuerpos compuestos: y finalmente, me empeñaré en recalcar, y sentar las bases sobre las cuales deben establecerse las teorías generales y particulares de los fenómenos químicos.
Como consecuencia de las observaciones anteriores, sigue que la acción de una substancia que tiende a descomponer una combinación, disminuye en la proporción en que progresa su saturación; esta substancia pueden, en tal caso, se puede considerar como formada por dos partes, una que está saturada y la otra libre. La primera parte puede considerare como inerte, pero como está conectada a la otra la cantidad que disminuye de acuerdo con el progreso de la saturación, mientras que por el contrario, la acción de la que ha sido eliminada, aumenta en la proporción del aumento de su cantidad, hasta que el equilibrio de las fuerzas contendientes termina la operación y limita el efecto.
He considerado todas las fuerzas que pueden, por su concurrencia u oposición con la afinidad recíproca de las substancias actuando de acuerdo con el principio expuesto, ejercer cualquier influencia en las combinaciones y fenómenos químicos. Estas fuerza se pueden reducir en lo siguiente: La acción de los disolventes, o la afinidad que ellos ejercen en proporción a sus cantidades; la fuerza de cohesión, la cual es el efecto de las afinidades mutuas de las partes de una substancia sencilla o compuesta; elasticidad, sea natural o producida por el calórico, el cual se debe considerar como un efecto de la afinidad del calórico, florescencia, que puede atribuirse a la afinidad no determinada y que actúa solamente en circunstancias muy raras; gravitación , ejerce alguna influencia, particularmente cuando se produce la compresión de los fluidos elásticos; pero no causa inconveniente cuando se le confunde con la fuerza de cohesión.
El mismo término, afinidad electiva puede inducir a error, si supusiera la unión del todo de una substancia en preferencia de una tercera; cuando lo que ocurre es sólo una división de acción la cual está subordinada a otras circunstancias químicas.1
Obviamente, Berthollet no estaba solo como disidente de la Teoría atómica de Dalton. El ilustre científico recibió el apoyo de otro célebre químico e inventor: Jöns Jacob Berzelius.
En una férrea defensa de Berthollet y su teoría, Berzelius señaló:
Algunos químicos han afirmado que la existencia de las proporciones químicas es contraria a los principios de la teoría de afinidades con la cual el ilustre Berthollet ha enriquecido la Química. En eso se basan para rechazarla......... Los químicos antes de Berthollet, estaban extraviados cuando consideraban a la más débil de las dos fuerzas químicas, o afinidades, anulándose por oposición, una a la otra . Berthollet señaló este punto y demostró el efecto que produce la masa química.
El mismo Berthollet, lejos de negar la posibilidad de las proporciones químicas, ha contribuido significativamente a probar su existencia, si bien algunos de sus experimentos no han sido muy precisos. El ha probado que cuando los elementos cesan de oponerse uno al otro, como resultado de su masa química, sus combinaciones siempre resultan en proporciones definidas e invariables. Las dudas de algunos químicos de la verdad de los principios de Berthollet se originan ciertamente de los celos de algunos de sus seguidores, quienes han extendido sus doctrinas a casos en donde no aplica, y han mantenido la existencia de combinaciones indefinidas aún cuando la acción de las masas químicas no puede interferir. Esta opinión no ocasionaron dudas en los finos experimentos de Proust, cuyo objeto fue demostrar que cuando los óxidos metálicos absorben más oxígeno, ellos pasan de un grado de oxidación a otro, sin pasar por los pasos intermedios; y que lo que se consideraba como paso intermedio era meramente una mezcla de un óxido perfecto con uno imperfecto2.
No obstante, Berzelius aprovecha para lanzar un ataque sutil a Dalton:
El hecho de que los cuerpos se combinan en proporciones químicas definidas cuando otras fuerzas no se oponen a su reunión, añadido a la observación de que cuando dos cuerpos, A y B, se combinan en diferentes proporciones, las porciones adicionales de uno son siempre múltiplos de números enteros, 1, 2, 3, 4, etc. nos permite concluir la existencia de una causa que como consecuencia de ella todas las otras combinaciones son imposibles. Ahora, ¿cuál es la causa? Es obvio que la contestación a esta pregunta es la base principal de la teoría atómica.
…………………………………………………………………………………
Hasta donde yo sé, el filósofo inglés, Sr. John Dalton,guiado por las experimentaciones de Bergman, Richter, Wenzel, Berthollet, Proust y otros, fue el primero que se esforzó por establecer la hipótesis. El señor H. Davy últimamente nos ha asegurado que el Sr. Higgins, en un libro publicado en 1789, estableció la misma hipótesis. Yo no he visto el trabajo del Sr. Higgins, y sólo anoto la circunstancia con la autoridad de Davy.
A pesar de la gran claridad y simplicidad que caracteriza a esta hipótesis, está conectada con grandes dificultades que se ponen de manifiesto cuando nosotros la aplicamos a un número de fenómenos químicos. Estas dificultades acrecientan las dudas sobre la veracidad de la hipótesis. Entre los numerosos experimentos que yo he hecho de tal manera que pueda descubrir la ley de proporciones químicas en que los cuerpos se unen, me he encontrado con algunos casos en que no obstante el completo acuerdo con la ley la cual yo concibo que he descubierto, la composición de un cuerpo no se puede explicar de acuerdo con la hipótesis que estamos considerando. Expondré algunos casos, sin considerarlos como prueba absoluta en contra de la hipótesis, sino más bien como unas dificultades sobre las cuales debemos esforzarnos para obtener una clara y bien establecida teoría de las proporciones químicas.
Comenzaré con una corta explicación sobre la teoría corpuscular, tal y como yo la concibo. Emplearé la palabra átomo para significar a los corpúsculos... ... ...1
En las citas anteriores, Berzelius se ha referido a una supuesta ley que el ha descubierto. En los siguientes extractos2 de uno de sus escritos Ensayo sobre la Teoría de las Proporciones Químicas y de la influencia de la electricidad en la Química se podrá observar la trascendencia de este descubrimiento.
En muchos experimentos cuidadosos Volta observó que dos metales puestos en contacto se electrificaban y que esto es la causa del fenómeno de la pila eléctrica. Más tarde, Davy demostró que este estado eléctrico aumenta debido a las fuerzas de las afinidades mutuas de los cuerpos usados, y que este efecto puede ser producido, y aún visto, por medio de ciertas precauciones en todos los cuerpos que tienen afinidad por otros.
Estos hechos están en buen acuerdo con la conjetura de que las electricidades opuestas de los cuerpos que se combinan, mutuamente neutralizan a cada uno de los cuerpos en el momento de la combinación y que el fuego es producido en la misma manera que en una descarga eléctrica.
Creemos saber ahora con certeza que los cuerpos que se pueden combinar muestran, libres, electricidades opuestas las cuales aumentan en fuerzas según se acercan a la temperatura a la cual la combinación se produce...
En el estado actual de nuestro conocimiento, la explicación más probable de la combustión y el encendido que resulta de esto es: que en todas las combinaciones químicas hay una neutralización de electricidades opuestas, y que esta neutralización produce fuego en la misma manera que es producido en la descarga de un recipiente, la pila eléctrica y el trueno, sin estar acompañado en este último fenómeno, por una combinación química.
Los experimentos realizados en relación con la relaciones eléctricas mutuas de los cuerpos, nos han enseñado que ellos se pueden dividir en dos clase: electropositivos y electronegativos.
En el arreglo de los cuerpos por orden de su naturaleza eléctrica, se forma un sistema el cual, en mi opinión, es más apropiado que cualquier otro para dar una idea de lo que es la química. El oxígeno es el más electronegativo de todos los cuerpos.
En resumen, lo que Berzelius propuso fue lo que se conoció como la Teoría dualista de la materia, aquella que sostiene que los cuerpos se forman por la atracción de “una parte eléctricamente negativa con otra parte eléctricamente positiva”. Con la aceptación general por la comunidad científica, esta teoría reforzó la de las afinidades de Berthollet.
Berzelius aportó otra idea brillante. Veamos:
Cuando intentamos expresar las proporciones químicas, encontramos la necesidad de utilizar los símbolos químicos. La química siempre los ha tenido, pero hasta ahora han sido de muy poca utilidad. Su origen, sin duda, está ligado a lo supuesto por los alquimista, de que existía una misteriosa relación entre los metales y los planetas, y al deseo que tenían de expresarse entre ellos de una manera incomprensible para el público. Los que les siguieron en la revolución antiflogística publicaron nuevos signos, fundado en un principio razonable, cuyo objeto era que los signos o símbolos, como los nuevos nombres, deben ser definiciones de la composición de las substancias, y que estos nombres deben ser más fáciles de escribir que los de las mismas substancias. Pero como hemos conocido, estos símbolos fueron inventados tan ingeniosamente, no fueron de utilidad; porque es más fácil escribir una palabra abreviada que dibujar una figura que tiene poca analogía con letras, y que para poder ser legible, se debe hacer en un tamaño más grande que nuestra manera ordinaria de escribir. Al proponer nuevos símbolos químicos debo esforzarme por evitar las inconveniencias que poseen los viejos signos de poca utilidad. Debo observar aquí que el propósito de los nuevos símbolos no es que, como los viejos, deben ser los empleados en las etiquetas de los envases de los laboratorios: Están destinado solamente a facilitar la expresión de las proporciones químicas y capacitarnos para indicar sin largos rodeos, el número relativo de volúmenes de los diferentes constituyentes de los compuestos. Determinando el peso de los volúmenes elementales, estos números nos capacitan para expresar los resultados numéricos de un análisis tan sencillo, y de una manera tan fácil de recordar, como las fórmulas algebraicas de la filosofía mecánica.
Los símbolos químicos deben ser letras, por la facilidad en el escribir y no para desfigurar un libro impreso. A pesar de que esta última circunstancia parece no tener importancia, se debe evitar siempre que se pueda. Tomaré, por lo tanto, para el símbolo químico, la letra inicial del nombre en Latín de cada una de las substancias elementales: pero como existen varias que tienen la misma letra inicial, distinguiré entre ellas de Ia siguiente manera:
1. En la clase que llamo metaloides, emplearé la letra inicial solamente, aun cuando esta letra sea común para los metaloides como para algunos metales.
2. En la clase de los metales, distinguiré aquellos que tengan la misma letra inicial con otro metal, o metaloide, escribiendo las primeras dos letras de la palabra.
3. Si las primeras dos letras son comunes a dos metales, añadiré a la letra inicial la primera consonante que no tengan en común, por ejemplo S = sulfur, Si = silicium, St = stibium (antimony), Sn = stannun (tin ), C = carbonium, Co = cobaltum (cobalt), Cu = cuprum (Koper), 0 = oxygen, Os = osmium, &c.
El símbolo químico expresa siempre un volumen de la substancia. Cuando sea necesario indicar varios volúmenes, se hace añadiendo el número de volúmenes: por ejemplo, oxidum cupricum ( protóxido de cobre) se compone de un volumen de oxígeno y un volumen del metal; por lo tanto su símbolo es Cu + 0. El oxidum cupricum (peróxido de cobre) se compone de un volumen del metal y 2 volúmenes de oxígeno; por lo tanto su síbolo es Cu + 2 O . .........................................................
Berzelius contribuyó, además con la invención y construcción de equipo (cristalería, principalmente) para laboratorio.
Ante la rivalidad de estos dos eminentes científicos, Dalton no se amilanó y defendió su teoría de manera enérgica. En uno de sus escritos Dalton contraataca:
Comprometido como he estado por muchos años, y todavía lo estoy, en el laberinto de las investigaciones químicas, es muy fácil imaginarse que no tengo tiempo para controversias………Sean cuales sean nuestras especulaciones teóricas, serían de poco valor a menos que sean respaldadas por los hechos; y sin importar los avances en la práctica de la química, ninguna teoría puede avanzar sin encontrar en el camino las dificultades que a menudo surgen debido a observaciones imprecisas. Espero demostrar a la entera satisfacción del Dr. Berzelius que algunas de las dificultades que él encuentra son de este tipo y que el resto son imaginadas....................
En la segunda parte de su ensayo sobre la causa de las proporciones químicas, el Dr. Berzelius, después de adjudicarme la parte principal en el anuncio y desarrollo de la teoría corpuscular o atómica, procede a dar su explicación de lo que él concibe que debe ser. Sus ideas son algo distintas a las mías; y esto es un punto que yo quiero ser claramente entendido, y el esfuerzo siguiente es para capacitar al lector para que pueda discriminar entre nosotros.
El Dr. Berzelius parece sostener que es necesario que todos los átomos tengan que ser del mismo tamaño. Esto, él piensa, se requiere para que se formen cuerpos de figuras regulares. Esto no es parte de mi doctrina. Yo sí mantengo que todos los átomos de cualquier cuerpo homogéneo, A, son del mismo tamaño, así como en peso; y los átomos de B son del mismo tamaño y peso; pero no veo suficiente razón para concluir que los átomos de A son del mismo tamaño que los de B.
Es divertido para mí las diferentes maneras que el curso del punto de vista del sistema atómico ha impactado a diferentes personas. .........
El Dr. Berzelius piensa que es necesario que cuando un átomo de A se combina con un átomo de B, lo debe tocar. Estamos de acuerdo en esta manera de expresar el hecho, pero nuestras ideas pueden diferir materialmente con su significado. Los átomos contiguos de los fluidos elásticos se tocan los unos a los otros por medio de una delgada atmósfera de calor: yo no sé, ni tampoco admito, cualquier otro tipo de contacto. La materia sólida, impenetrable, si lo fuera, constituye el centro del átomo, nunca contacta ningún otro centro, hasta donde se sabe; porque parece imposible desproveer a los cuerpos de su calor. Los átomos de los cuerpos pueden, por lo tanto coexistir a varias distancias; en las formas líquidas y sólidas están relativamente cerca, y en la elástica, distantes; pero en todos los estados están sujetos a variación, en este aspecto, por la presión y la temperatura. Es posible que los átomos gaseosos de oxígeno puedan condensarse en un volumen, de tal forma que su distancia no pueda exceder la que existe entre los átomos de oxígeno e hidrógeno en el vapor, y no unirse todavía químicamente como para cambiar sus formas. Por lo tanto, parece que la noción de partículas tocándose unas con las otras no es suficiente criterio para la unión química. La unión química se concibe mejor en el estado gaseoso, yo pienso, por la circunstancia de que dos o más átomos de A y B se unirían hasta formar un centro de repulsión común....1
Berzelius, aún más enérgicamente contestó de inmediato a Dalton:
El señor Dalton ha publicado en el Annals of Philosophy, vol. III p.174, Observaciones concernientes a mis memorias Sobre la causa de las proporciones Químicas. Me ha dado pena pensar que el respetable Dalton haya cogido mis ideas sobre la teoría corpuscular como críticas de la suya, entre las cuales él destaca algunas diferencias. Pienso que me he expresado en esa memoria con suficiente precisión como para hacer al lector sensible de que no he querido dar opiniones de la teoría de Dalton ni correciones de ella. Existe una diferencia esencial entre las investigaciones del Sr. Dalton y las mías. El Sr. Dalton ha escogido el método de un inventor, partiendo de un primer principio, del cual se esfuerza para deducir los resultados experimentales. Por mi parte, he sido obligado a coger el camino de un hombre ordinario, coleccionando y poniendo juntos un conjunto de experimentos, en los cuales me he esforzado para derivar conclusiones , más y más generales.
El Sr. Dalton establece que la polaridad electroquímica de los átomos no necesariamente forma parte de la teoría atómica, tal y como él la mantiene; yo tampoco he querido convencer de tal idea al lector. Por mi parte, al considerar la teoría corpuscular de la química, creo que debe constituir la teoría fundamental de la ciencia, y en vez de estar ocupado con parte del fenómeno, deberíamos ampliar al todo. Cuando tratamos de los átomos en la teoría química, debemos esforzarnos por encontrar la causa de la afinidad de estos átomos. Debemos esforzarnos en combinar investigaciones respecto a la causa del por qué los átomos se combinan con las investigaciones del por qué lo hacen solamente en ciertas proporciones.
No puede haber duda de que si le damos total libertad a nuestra imaginación y esta manera, la ciencia degenerará en una masa de vanas especulaciones, sin ninguna utilidad porque se fundaría en nada más que imaginación................
La segunda dificultad consiste en esto- he encontrado compuestos que se pueden representar como por ejemplo, AO3 + 1 ½ BO lo cual es contrario al punto de vista de la teoría atómica; mientras que una combinación de AO3 + BO2 no existe, a pesar de que está conforme con la teoría. El Sr. Dalton remueve la primera parte de estas dificultades alegando, “el cuerpo B en tales casos tiene en realidad 3 átomos de oxígeno por uno del metal, y la unión en cuestión es 2AO3 + BO3.” He dado dos casos adicionales sobre los cuales el Sr. Dalton no ha dicho nada.2
Si de explicar se tratara, siempre existirán diversas formas de hacerlo sobre un mismo fenómeno, suceso, actividad, etc. Hasta los testigos de un mismo crimen facilitan evidencias, a veces en conflictos unas con otras. En el desarrollo de las ciencias, cabe destacar la estructura y el funcionamiento del sistema del mundo los cuales se explicaron de diversas maneras. Aún la estructura de la materia se ha explicado tanto con los elementos griegos, los gérmenes de Anaxágoras, los átomos de Leucipo y Demócrito, etc. La química, esto es las reacciones que llevan a cabo las substancias para transformarse en otras, también se explicaron con una teoría rival llamada la Teoría de las afinidades químicas, propuesta por Bergman y Claude Louis Berthollet , su principal exponente. En palabras de Berthollet:
Una teoría de afinidades químicas sólidamente establecida, y sirviendo como la base para la explicación de las preguntas sobre la química, debe ser una colección de, o contener, todos los principios de los cuales las causas de los fenómenos químicos puedan proceder, en cualquier variedad posible de circunstancias; porque la observación ha probado, que todos estos fenómenos son solamente los variados efectos de la afinidad, a la cual todos los variados poderes de los cuerpos pueden atribuirse1.
En esta teoría el concepto afinidad se traduce casi literalmente al más fuerte “apego o simpatía” de una substancia por otras. Según Berthollet:
Supongamos, dice Bergman, que la substancia A se satura completamente con la substancia C y que la combinación puede identificarse como AC; si la adición de otra substancia, B, a esta combinación, remueve a C , resultará la combinación AB, en vez de la AC.
El afirma, entonces que para determinar Ia afinidad electiva de dos substancias, debe tratarse una de ellas que pueda ser removida de su combinación con una tercera, y vice-versa. El considera como cierto que ese cuerpo que ha removido a otro de una combinación, no puede de ninguna manera, ser expulsado por aquel otro y que ambos experimentos concurrirán en probar que el prirnero tiene una mayor afinidad electiva que el segundo..........1.
Sin embargo, de acuerdo con esta teoría, la afinidad sola no bastaba para explicar ciertas observaciones que se detectaban en las reacciones químicas. La cantidad jugaba un rol muy importante. En este aspecto, Berthollet señalaba:
Es mi propósito probar que la afinidad electiva, en general, no actúa como fuerza determinante, por la cual un cuerpo separa completamente a otro de una combinación; sino que en todas las composiciones y descomposiciones producidas por la afinidad electiva, ocurre una partición de la base de la combinación, entre los dos cuerpos cuyas acciones son opuestas.; y que la proporción de esta partición está determinada, no solamente por la diferencia en energía en las afinidades, sino también por las diferencias de las cantidades de los cuerpos; así un exceso en la cantidad del cuerpo que tenga la afinidad más débil, compensará esa debilidad en la afinidad.
Si yo puedo probar que el grado de debilidad en la afinidad puede ser compensado por un aumento en la cantidad, de aquí seguirá que la acción de cualquier cuerpo es proporcional a la cantidad necesaria para producir un cierto grado de saturación. Esta cantidad, la cual es Ia medida de la capacidad de saturación de cuerpos diferentes, la Ilamaré masa.1
Continúa Berthollet, muy seguro de sí mismo:
... aplicaré los resultados de estas consideraciones a las afinidades de los compuestos, y a esos cuerpos compuestos: y finalmente, me empeñaré en recalcar, y sentar las bases sobre las cuales deben establecerse las teorías generales y particulares de los fenómenos químicos.
Como consecuencia de las observaciones anteriores, sigue que la acción de una substancia que tiende a descomponer una combinación, disminuye en la proporción en que progresa su saturación; esta substancia pueden, en tal caso, se puede considerar como formada por dos partes, una que está saturada y la otra libre. La primera parte puede considerare como inerte, pero como está conectada a la otra la cantidad que disminuye de acuerdo con el progreso de la saturación, mientras que por el contrario, la acción de la que ha sido eliminada, aumenta en la proporción del aumento de su cantidad, hasta que el equilibrio de las fuerzas contendientes termina la operación y limita el efecto.
He considerado todas las fuerzas que pueden, por su concurrencia u oposición con la afinidad recíproca de las substancias actuando de acuerdo con el principio expuesto, ejercer cualquier influencia en las combinaciones y fenómenos químicos. Estas fuerza se pueden reducir en lo siguiente: La acción de los disolventes, o la afinidad que ellos ejercen en proporción a sus cantidades; la fuerza de cohesión, la cual es el efecto de las afinidades mutuas de las partes de una substancia sencilla o compuesta; elasticidad, sea natural o producida por el calórico, el cual se debe considerar como un efecto de la afinidad del calórico, florescencia, que puede atribuirse a la afinidad no determinada y que actúa solamente en circunstancias muy raras; gravitación , ejerce alguna influencia, particularmente cuando se produce la compresión de los fluidos elásticos; pero no causa inconveniente cuando se le confunde con la fuerza de cohesión.
El mismo término, afinidad electiva puede inducir a error, si supusiera la unión del todo de una substancia en preferencia de una tercera; cuando lo que ocurre es sólo una división de acción la cual está subordinada a otras circunstancias químicas.1
Obviamente, Berthollet no estaba solo como disidente de la Teoría atómica de Dalton. El ilustre científico recibió el apoyo de otro célebre químico e inventor: Jöns Jacob Berzelius.
En una férrea defensa de Berthollet y su teoría, Berzelius señaló:
Algunos químicos han afirmado que la existencia de las proporciones químicas es contraria a los principios de la teoría de afinidades con la cual el ilustre Berthollet ha enriquecido la Química. En eso se basan para rechazarla......... Los químicos antes de Berthollet, estaban extraviados cuando consideraban a la más débil de las dos fuerzas químicas, o afinidades, anulándose por oposición, una a la otra . Berthollet señaló este punto y demostró el efecto que produce la masa química.
El mismo Berthollet, lejos de negar la posibilidad de las proporciones químicas, ha contribuido significativamente a probar su existencia, si bien algunos de sus experimentos no han sido muy precisos. El ha probado que cuando los elementos cesan de oponerse uno al otro, como resultado de su masa química, sus combinaciones siempre resultan en proporciones definidas e invariables. Las dudas de algunos químicos de la verdad de los principios de Berthollet se originan ciertamente de los celos de algunos de sus seguidores, quienes han extendido sus doctrinas a casos en donde no aplica, y han mantenido la existencia de combinaciones indefinidas aún cuando la acción de las masas químicas no puede interferir. Esta opinión no ocasionaron dudas en los finos experimentos de Proust, cuyo objeto fue demostrar que cuando los óxidos metálicos absorben más oxígeno, ellos pasan de un grado de oxidación a otro, sin pasar por los pasos intermedios; y que lo que se consideraba como paso intermedio era meramente una mezcla de un óxido perfecto con uno imperfecto2.
No obstante, Berzelius aprovecha para lanzar un ataque sutil a Dalton:
El hecho de que los cuerpos se combinan en proporciones químicas definidas cuando otras fuerzas no se oponen a su reunión, añadido a la observación de que cuando dos cuerpos, A y B, se combinan en diferentes proporciones, las porciones adicionales de uno son siempre múltiplos de números enteros, 1, 2, 3, 4, etc. nos permite concluir la existencia de una causa que como consecuencia de ella todas las otras combinaciones son imposibles. Ahora, ¿cuál es la causa? Es obvio que la contestación a esta pregunta es la base principal de la teoría atómica.
…………………………………………………………………………………
Hasta donde yo sé, el filósofo inglés, Sr. John Dalton,guiado por las experimentaciones de Bergman, Richter, Wenzel, Berthollet, Proust y otros, fue el primero que se esforzó por establecer la hipótesis. El señor H. Davy últimamente nos ha asegurado que el Sr. Higgins, en un libro publicado en 1789, estableció la misma hipótesis. Yo no he visto el trabajo del Sr. Higgins, y sólo anoto la circunstancia con la autoridad de Davy.
A pesar de la gran claridad y simplicidad que caracteriza a esta hipótesis, está conectada con grandes dificultades que se ponen de manifiesto cuando nosotros la aplicamos a un número de fenómenos químicos. Estas dificultades acrecientan las dudas sobre la veracidad de la hipótesis. Entre los numerosos experimentos que yo he hecho de tal manera que pueda descubrir la ley de proporciones químicas en que los cuerpos se unen, me he encontrado con algunos casos en que no obstante el completo acuerdo con la ley la cual yo concibo que he descubierto, la composición de un cuerpo no se puede explicar de acuerdo con la hipótesis que estamos considerando. Expondré algunos casos, sin considerarlos como prueba absoluta en contra de la hipótesis, sino más bien como unas dificultades sobre las cuales debemos esforzarnos para obtener una clara y bien establecida teoría de las proporciones químicas.
Comenzaré con una corta explicación sobre la teoría corpuscular, tal y como yo la concibo. Emplearé la palabra átomo para significar a los corpúsculos... ... ...1
En las citas anteriores, Berzelius se ha referido a una supuesta ley que el ha descubierto. En los siguientes extractos2 de uno de sus escritos Ensayo sobre la Teoría de las Proporciones Químicas y de la influencia de la electricidad en la Química se podrá observar la trascendencia de este descubrimiento.
En muchos experimentos cuidadosos Volta observó que dos metales puestos en contacto se electrificaban y que esto es la causa del fenómeno de la pila eléctrica. Más tarde, Davy demostró que este estado eléctrico aumenta debido a las fuerzas de las afinidades mutuas de los cuerpos usados, y que este efecto puede ser producido, y aún visto, por medio de ciertas precauciones en todos los cuerpos que tienen afinidad por otros.
Estos hechos están en buen acuerdo con la conjetura de que las electricidades opuestas de los cuerpos que se combinan, mutuamente neutralizan a cada uno de los cuerpos en el momento de la combinación y que el fuego es producido en la misma manera que en una descarga eléctrica.
Creemos saber ahora con certeza que los cuerpos que se pueden combinar muestran, libres, electricidades opuestas las cuales aumentan en fuerzas según se acercan a la temperatura a la cual la combinación se produce...
En el estado actual de nuestro conocimiento, la explicación más probable de la combustión y el encendido que resulta de esto es: que en todas las combinaciones químicas hay una neutralización de electricidades opuestas, y que esta neutralización produce fuego en la misma manera que es producido en la descarga de un recipiente, la pila eléctrica y el trueno, sin estar acompañado en este último fenómeno, por una combinación química.
Los experimentos realizados en relación con la relaciones eléctricas mutuas de los cuerpos, nos han enseñado que ellos se pueden dividir en dos clase: electropositivos y electronegativos.
En el arreglo de los cuerpos por orden de su naturaleza eléctrica, se forma un sistema el cual, en mi opinión, es más apropiado que cualquier otro para dar una idea de lo que es la química. El oxígeno es el más electronegativo de todos los cuerpos.
En resumen, lo que Berzelius propuso fue lo que se conoció como la Teoría dualista de la materia, aquella que sostiene que los cuerpos se forman por la atracción de “una parte eléctricamente negativa con otra parte eléctricamente positiva”. Con la aceptación general por la comunidad científica, esta teoría reforzó la de las afinidades de Berthollet.
Berzelius aportó otra idea brillante. Veamos:
Cuando intentamos expresar las proporciones químicas, encontramos la necesidad de utilizar los símbolos químicos. La química siempre los ha tenido, pero hasta ahora han sido de muy poca utilidad. Su origen, sin duda, está ligado a lo supuesto por los alquimista, de que existía una misteriosa relación entre los metales y los planetas, y al deseo que tenían de expresarse entre ellos de una manera incomprensible para el público. Los que les siguieron en la revolución antiflogística publicaron nuevos signos, fundado en un principio razonable, cuyo objeto era que los signos o símbolos, como los nuevos nombres, deben ser definiciones de la composición de las substancias, y que estos nombres deben ser más fáciles de escribir que los de las mismas substancias. Pero como hemos conocido, estos símbolos fueron inventados tan ingeniosamente, no fueron de utilidad; porque es más fácil escribir una palabra abreviada que dibujar una figura que tiene poca analogía con letras, y que para poder ser legible, se debe hacer en un tamaño más grande que nuestra manera ordinaria de escribir. Al proponer nuevos símbolos químicos debo esforzarme por evitar las inconveniencias que poseen los viejos signos de poca utilidad. Debo observar aquí que el propósito de los nuevos símbolos no es que, como los viejos, deben ser los empleados en las etiquetas de los envases de los laboratorios: Están destinado solamente a facilitar la expresión de las proporciones químicas y capacitarnos para indicar sin largos rodeos, el número relativo de volúmenes de los diferentes constituyentes de los compuestos. Determinando el peso de los volúmenes elementales, estos números nos capacitan para expresar los resultados numéricos de un análisis tan sencillo, y de una manera tan fácil de recordar, como las fórmulas algebraicas de la filosofía mecánica.
Los símbolos químicos deben ser letras, por la facilidad en el escribir y no para desfigurar un libro impreso. A pesar de que esta última circunstancia parece no tener importancia, se debe evitar siempre que se pueda. Tomaré, por lo tanto, para el símbolo químico, la letra inicial del nombre en Latín de cada una de las substancias elementales: pero como existen varias que tienen la misma letra inicial, distinguiré entre ellas de Ia siguiente manera:
1. En la clase que llamo metaloides, emplearé la letra inicial solamente, aun cuando esta letra sea común para los metaloides como para algunos metales.
2. En la clase de los metales, distinguiré aquellos que tengan la misma letra inicial con otro metal, o metaloide, escribiendo las primeras dos letras de la palabra.
3. Si las primeras dos letras son comunes a dos metales, añadiré a la letra inicial la primera consonante que no tengan en común, por ejemplo S = sulfur, Si = silicium, St = stibium (antimony), Sn = stannun (tin ), C = carbonium, Co = cobaltum (cobalt), Cu = cuprum (Koper), 0 = oxygen, Os = osmium, &c.
El símbolo químico expresa siempre un volumen de la substancia. Cuando sea necesario indicar varios volúmenes, se hace añadiendo el número de volúmenes: por ejemplo, oxidum cupricum ( protóxido de cobre) se compone de un volumen de oxígeno y un volumen del metal; por lo tanto su símbolo es Cu + 0. El oxidum cupricum (peróxido de cobre) se compone de un volumen del metal y 2 volúmenes de oxígeno; por lo tanto su síbolo es Cu + 2 O . .........................................................
Berzelius contribuyó, además con la invención y construcción de equipo (cristalería, principalmente) para laboratorio.
Ante la rivalidad de estos dos eminentes científicos, Dalton no se amilanó y defendió su teoría de manera enérgica. En uno de sus escritos Dalton contraataca:
Comprometido como he estado por muchos años, y todavía lo estoy, en el laberinto de las investigaciones químicas, es muy fácil imaginarse que no tengo tiempo para controversias………Sean cuales sean nuestras especulaciones teóricas, serían de poco valor a menos que sean respaldadas por los hechos; y sin importar los avances en la práctica de la química, ninguna teoría puede avanzar sin encontrar en el camino las dificultades que a menudo surgen debido a observaciones imprecisas. Espero demostrar a la entera satisfacción del Dr. Berzelius que algunas de las dificultades que él encuentra son de este tipo y que el resto son imaginadas....................
En la segunda parte de su ensayo sobre la causa de las proporciones químicas, el Dr. Berzelius, después de adjudicarme la parte principal en el anuncio y desarrollo de la teoría corpuscular o atómica, procede a dar su explicación de lo que él concibe que debe ser. Sus ideas son algo distintas a las mías; y esto es un punto que yo quiero ser claramente entendido, y el esfuerzo siguiente es para capacitar al lector para que pueda discriminar entre nosotros.
El Dr. Berzelius parece sostener que es necesario que todos los átomos tengan que ser del mismo tamaño. Esto, él piensa, se requiere para que se formen cuerpos de figuras regulares. Esto no es parte de mi doctrina. Yo sí mantengo que todos los átomos de cualquier cuerpo homogéneo, A, son del mismo tamaño, así como en peso; y los átomos de B son del mismo tamaño y peso; pero no veo suficiente razón para concluir que los átomos de A son del mismo tamaño que los de B.
Es divertido para mí las diferentes maneras que el curso del punto de vista del sistema atómico ha impactado a diferentes personas. .........
El Dr. Berzelius piensa que es necesario que cuando un átomo de A se combina con un átomo de B, lo debe tocar. Estamos de acuerdo en esta manera de expresar el hecho, pero nuestras ideas pueden diferir materialmente con su significado. Los átomos contiguos de los fluidos elásticos se tocan los unos a los otros por medio de una delgada atmósfera de calor: yo no sé, ni tampoco admito, cualquier otro tipo de contacto. La materia sólida, impenetrable, si lo fuera, constituye el centro del átomo, nunca contacta ningún otro centro, hasta donde se sabe; porque parece imposible desproveer a los cuerpos de su calor. Los átomos de los cuerpos pueden, por lo tanto coexistir a varias distancias; en las formas líquidas y sólidas están relativamente cerca, y en la elástica, distantes; pero en todos los estados están sujetos a variación, en este aspecto, por la presión y la temperatura. Es posible que los átomos gaseosos de oxígeno puedan condensarse en un volumen, de tal forma que su distancia no pueda exceder la que existe entre los átomos de oxígeno e hidrógeno en el vapor, y no unirse todavía químicamente como para cambiar sus formas. Por lo tanto, parece que la noción de partículas tocándose unas con las otras no es suficiente criterio para la unión química. La unión química se concibe mejor en el estado gaseoso, yo pienso, por la circunstancia de que dos o más átomos de A y B se unirían hasta formar un centro de repulsión común....1
Berzelius, aún más enérgicamente contestó de inmediato a Dalton:
El señor Dalton ha publicado en el Annals of Philosophy, vol. III p.174, Observaciones concernientes a mis memorias Sobre la causa de las proporciones Químicas. Me ha dado pena pensar que el respetable Dalton haya cogido mis ideas sobre la teoría corpuscular como críticas de la suya, entre las cuales él destaca algunas diferencias. Pienso que me he expresado en esa memoria con suficiente precisión como para hacer al lector sensible de que no he querido dar opiniones de la teoría de Dalton ni correciones de ella. Existe una diferencia esencial entre las investigaciones del Sr. Dalton y las mías. El Sr. Dalton ha escogido el método de un inventor, partiendo de un primer principio, del cual se esfuerza para deducir los resultados experimentales. Por mi parte, he sido obligado a coger el camino de un hombre ordinario, coleccionando y poniendo juntos un conjunto de experimentos, en los cuales me he esforzado para derivar conclusiones , más y más generales.
El Sr. Dalton establece que la polaridad electroquímica de los átomos no necesariamente forma parte de la teoría atómica, tal y como él la mantiene; yo tampoco he querido convencer de tal idea al lector. Por mi parte, al considerar la teoría corpuscular de la química, creo que debe constituir la teoría fundamental de la ciencia, y en vez de estar ocupado con parte del fenómeno, deberíamos ampliar al todo. Cuando tratamos de los átomos en la teoría química, debemos esforzarnos por encontrar la causa de la afinidad de estos átomos. Debemos esforzarnos en combinar investigaciones respecto a la causa del por qué los átomos se combinan con las investigaciones del por qué lo hacen solamente en ciertas proporciones.
No puede haber duda de que si le damos total libertad a nuestra imaginación y esta manera, la ciencia degenerará en una masa de vanas especulaciones, sin ninguna utilidad porque se fundaría en nada más que imaginación................
La segunda dificultad consiste en esto- he encontrado compuestos que se pueden representar como por ejemplo, AO3 + 1 ½ BO lo cual es contrario al punto de vista de la teoría atómica; mientras que una combinación de AO3 + BO2 no existe, a pesar de que está conforme con la teoría. El Sr. Dalton remueve la primera parte de estas dificultades alegando, “el cuerpo B en tales casos tiene en realidad 3 átomos de oxígeno por uno del metal, y la unión en cuestión es 2AO3 + BO3.” He dado dos casos adicionales sobre los cuales el Sr. Dalton no ha dicho nada.2
INFORME SOBRE LAS COMBINACIONES DE SUSTANCIAS GASEOSAS
Por : José Luis Gay Lussac (1778-1850)
Todas las substancias, no importa el estado en que se en¬cuentren (sólido, liquido a gaseoso), poseen propiedades que son independientes de la fuerza de cohesión; pero también poseen otras, aparentemente modificadas por esta fuerza (tan variable en su intensidad) y que no obedecen a ninguna ley co¬nocida. La misma presión ejercida sobre todas las substan¬cias, sólidas o líquidas, produciría una disminución en volumen diferente en cada caso, mientras que para todos los fluidos elás¬ticos la disminución en volumen sería la misma. De igual ma¬nera tenemos que el calor dilata todas las substancias; pero la dilatación de los líquidos y de los sólidos no presenta ningu¬na regularidad, y es sólo en el caso de los fluidos elásticos que la dilatación es siempre igual e independiente de la naturaleza de cada gas. La atracción entre las moléculas de substancias líquidas y sólidas es, por lo tanto, la causa que modifica sus propiedades especiales, y así vemos que es solo cuando esa atracción desaparece por completo, como en el caso de los gases, que cuerpos bajo condiciones similares obedecen leyes sencillas y regulares. Espero, por medio de esto, dar prueba de una idea que ya ha sido propuesta par varios químicos dis¬tinguidos. Quizá no estemos lejos del día en que podamos so¬meter la mayoría de los fenómenos químicos a cálculos mate¬máticos.
De la razón exacta de 100 volúmenes de oxígeno y 200 volú¬menes de hidrógeno que Humboldt y yo determinamos en la composición del agua, sospeché que otros gases también po-drían combinarse en razones volumétricas sencillas, y, por lo tanto, hice los siguientes experimentos. Preparé gas fluobórico, gas muriático y gas carbónico e hice que cada uno de ellos se combinara con amoníaco gaseoso. Encontré que la sal que se formó del gas muriático era perfectamente neutra y estaba formada de volúmenes iguales de ambos gases, aunque uno u otro de los gases estuviera en exceso. Por el contrario, el gas fluobórico se une con el amoníaco gaseoso en dos proporciones distintas. Cuando el ácido en estado gaseoso se echa en el tubo calibrado y luego se añade el amoníaco gaseoso, se encuentra que volúmenes iguales de ambos se condensan y se forma una sal neutra. Pero si empezamos poniendo primero el amoníaco gaseoso en el tubo calibrado y luego agregamos el gas fluobórico en pequeñas burbujas, resultará una sal con exceso de base, compuesta de 100 partes de gas fluobórico y 200 partes de amoníaco gaseoso (sub-sal).
Si ponemos gas carbónico en contacto con amoníaco gaseoso, añadiéndolo al tubo unas veces antes y otras veces después del amoníaco, siempre se formará un sub¬carbonato compuesto de 100 partes de gas carbónico y 200 par¬tes de amoníaco gaseoso. Por otro lado, podría probarse que el carbonato neutro de amoníaco está compuesto de volúmenes iguales de cada uno de estos componentes. Berthollet, quien analizó esta sal obtenida al pasar gas carbónico por el sub-carbonato, encontró que estaba compuesta de 73.34 partes por peso de gas carbónico y 26.66 partes por peso de amoníaco gaseoso. Ahora, si suponemos que está compuesta de volú¬menes iguales de sus componentes, y conocemos los pesos es¬pecíficos de dichos componentes, encontraremos1 que su corn¬posición por peso es:
71.81 de ácido carbónico
28.19 de amoniaco gaseoso
100.00
una proporción que difiere sólo ligeramente de la anterior.
Así también podemos concluir que los ácidos muriático, fluo¬bórico y carbónico necesitan exactamente un volumen igual de gas amoniacal para formar sales neutras, y que los últimos dos gases necesitan el doble de su volumen de gas amoniacal para formar sub-sales. Es sorprendente ver que ácidos tan diferentes neutralicen un volumen de gas amoniacal igual al suyo propio; y de esto podemos sospechar que si todos los ácidos y todos los álcalis se pudieran obtener en el estado gaseoso, al combinar igua¬les volúmenes del ácido y del álcali obtendríamos siempre una neutralización (sal neutra).
No es menos sorprendente que, al obtener una sub-sal o una sal neutra, sus elementos se combinen en razones simples por volumen, las cuales podrían considerarse como límites de las razones por volumen obtenidas por la experimentación. De la misma manera, si aceptamos el peso específico del ácido muriá¬tico que Biot y yo determinamos, y el de los gases carbónico y amoniacal que Biot y Arago obtuvieron, encontramos que el muriato de amonio seco está compuesto de:
100 partes por peso de amoniaco, o sea,38.35%
160.7 partes por peso de ácido muriático, o sea, 61.65 %
100.0
una proporción muy distinta de la que encontró Berthollet:
100 partes por peso de amoníaco,
213 partes por peso de ácido muriático.
De la misma manera encontramos que el sub-carbonato de amoniaco contiene:
100 partes por peso de amoniaco, o sea, 43.98 %
127.3 partes por peso de ácido carbónico, o sea, 56.02 %
100.0
y el carbonato neutro.
100 partes por peso de amoniaco, o sea, 28.19 %
254.6 partes por peso de ácido carbónico, o sea, 71.81 %
100.00
Ya podríamos concluir que los gases al combinarse guardan entre sí razones muy simples, pero prefiero dar más pruebas.
De acuerdo con los experimentos de Berthollet, el amoniaco se compone de:
100 partes (por volumen) de nitrógeno y de
300 partes (por volumen) de hidrógeno.
He demostrado (primer volumen de los Anales de la “Société d’Arcueil”) que el ácido sulfúrico se compone de:
100 partes por volumen de gas sulfuroso, y de
50 partes por volumen de oxígeno gaseoso.
Cuando una mezcla de 50 partes de oxígeno y 100 de óxido carbónico se inflama, los dos gases se destruyen, y 100 partes de ácido carbónico gaseoso toman su lugar. Por consiguiente, se puede considerar que el ácido carbónico se compone de:
50 partes por volumen de oxígeno y de
100 partes por volumen de óxido carbónico.
Al analizar varios compuestos de nitrógeno con oxígeno, Davy encontró las siguientes razones por peso:
Nitrógeno Oxígeno
Oxido nitroso 63.30 36.70
Gas nitroso 44.05 55.95
Acido nítrico 29.50 70.50
Reduciendo estas razones a razones volumétricas, encontramos:
Nitrógeno Oxígeno
Oxido nitroso 100 49.5
Gas nitroso 100 108.9
Acido nítrico 100 204.7
La primera y última de estas razones difieren sólo ligeramente de las de 100 a 50 y 100 a 200; es sólo la segunda la que difiere algo de la de 100 a 100. La diferencia, sin embargo, no es muy grande, y es la que podríamos esperar en experimentos de esta clase; me he cerciorado de que, realmente, es nula. Al quemar la nueva substancia combustible obtenida de la potasa, en 100 partes por volumen del gas nitroso sobraban exactamente 50 partes por volumen de nitrógeno, cuyo peso restado del peso del gas nitroso (determinado con gran cuidado por M. Bérard, en Arcueil) daba como resultado que el gas nitroso se componía de partes iguales por volumen de nitrógeno y oxígeno.
Podríamos nosotros entonces admitir los siguientes números para las proporciones por volumen de los componentes de nitró¬geno con oxígeno:
Nitrógeno Oxígeno
Oxido nitroso 100 50
Gas nitroso 100 100
Acido nítrico 100 200
Como resultado de mis experimentos, que difieren muy poco de los de Chénuix, determiné que la composición por peso de ácido muriático oxigenado es:
Oxígeno 22.92
Acido muriático 77.08
Convirtiendo estas cantidades a volúmenes, encontramos que el ácido muriático oxigenado está compuesto de:
Oxígeno 103.2
Gas muriático 300
una proporción muy parecida a la de:
Oxígeno 100
Gas muriático 300
Por lo tanto, me parece evidente que cuando los gases se combinan lo hacen siempre en las proporciones más simples por volumen; y hemos visto, en realidad, en todos los ejemplos anteriores, que las razones de combinación son 1 a 1, 1 a 2, 1 a 3. Es muy importante observar que los pesos de los elementos de cualquier compuesto en particular no guardan una razón simple y finita; es sólo cuando hay un segundo com¬puesto de los mismos elementos, que la nueva proporción del elemento que ha sido añadido resulta ser un múltiplo de la pri¬mera cantidad. Los gases, por el contrario, en cualesquiera pro¬porciones en que puedan combinarse, siempre dan origen a com¬puestos cuyos elementos son múltiplos unos de otros por volumen.
No sólo se combinan los gases en proporciones sencillas, como acabanos de ver sino que la aparente contracción de vo¬lumen que sufren al combinarse tiene también una relación simple respecto del volumen de los gases o por lo menos de uno de ellos.
Ya he dicho, de acuerdo con Berthollet, que 100 partes de óxido carbónico gaseoso (preparado por medio de la destilación del óxido de zinc con carbón fuertemente calcinado) se combinan con 50 partes de oxígeno para producir 100 partes de gas car¬bónico. Vemos aquí que la contracción aparente de los dos gases es precisamente igual al volumen de oxígeno añadido.
El amoníaco gaseoso se compone de tres partes por volumen de hidrógeno y una de nitrógeno, y su peso específico con rela¬ción al aire es 0.596. Pero si suponemos que la contracción apa¬rente que sufrirá es la mitad del volumen total, encontramos que su peso específico debería ser 0.594. Por lo cual queda probado que la contracción aparente de sus elementos es precisamente la mitad del volumen total, o sea, el doble del volumen de nitró¬geno.
Observamos entonces de estos ejemplos que la contracción que dos gases experimentan al combinarse está en relación casi exacta con sus volúmenes o con el volumen de uno de ellos. Sólo existen diferencias muy pequeñas entre las densidades de los com¬puestos obtenidos mediante cómputos y las obtenidas mediante experimentación; y es probable que al iniciar nuevas investigacio¬nes veamos estas discrepancias desaparecer por completo.
Recordando la gran “Ley de Afinidad Química”, de que toda combinación implica una aproximación de las moléculas, es difícil concebir por qué el óxido carbónico gaseoso es más liviano (menos denso) que el oxígeno. En verdad, esta es la razón prin¬cipal que ha llevado a Berthollet a suponer la existencia de hidrógeno en este gas y así explicar su escasa densidad. pero me parece que la dificultad estriba en suponer que la aproximación de las rnoléculas se representa en los gases por la disminución de volumen que sufren al combinarse. Esta suposición no es siempre cierta, y podríamos citar varias combinaciones de gases en las cuales, al acercar las moléculas que las componen, no sólo no hay una disminución en el volumen, sino que ocurre una dilatación. Tal es el caso del gas nitroso, dependiendo de si lo consideramos formado directamente de nitrógeno y oxígeno o de óxido nitroso y oxígeno. En el primer caso no hay disminución del volumen, y en el segundo habría una dilatación, pues 100 partes por volu¬men de óxido nitroso y 50 de oxígeno producirían 200 de gas nitroso.
He demostrado en estas Memorias que los compuestos formados por substancias gaseosas guardan siempre razones por vo¬lumen muy simples entre sí, de tal manera que si representamos uno de los volúmenes en términos de unidad, el otro vendrá a ser 1, 2 o, a lo sumo, 3. Estas razones por volumen no se obser¬van entre substancias sólidas o líquidas, ni cuando consideramos pesos, y nos prueban de que es sólo en el estado gaseoso que las substancias están en circunstancias similares y obedecen leyes regulares. Es sorprendente ver que el amoniaco gaseoso neutra¬liza su propio volumen de ácido en el estado gaseoso, y es pro¬bable que si todos los ácidos y los álcalis estuvieran en el estado elástico, todos se combinarían en volúmenes iguales para producir sales neutras. La capacidad de saturación de ácidos y álcalis medida por volúmenes sería entonces la misma, y ésta quizás sería la forma verdadera de determinarla. La contracción aparente de volumen que sufren los gases al combinarse está también relacio¬nada con el volumen de, por lo menos, uno de ellos, y esta pro¬piedad es de igual manera peculiar a todas las substancias ga¬seosas.
Todas las substancias, no importa el estado en que se en¬cuentren (sólido, liquido a gaseoso), poseen propiedades que son independientes de la fuerza de cohesión; pero también poseen otras, aparentemente modificadas por esta fuerza (tan variable en su intensidad) y que no obedecen a ninguna ley co¬nocida. La misma presión ejercida sobre todas las substan¬cias, sólidas o líquidas, produciría una disminución en volumen diferente en cada caso, mientras que para todos los fluidos elás¬ticos la disminución en volumen sería la misma. De igual ma¬nera tenemos que el calor dilata todas las substancias; pero la dilatación de los líquidos y de los sólidos no presenta ningu¬na regularidad, y es sólo en el caso de los fluidos elásticos que la dilatación es siempre igual e independiente de la naturaleza de cada gas. La atracción entre las moléculas de substancias líquidas y sólidas es, por lo tanto, la causa que modifica sus propiedades especiales, y así vemos que es solo cuando esa atracción desaparece por completo, como en el caso de los gases, que cuerpos bajo condiciones similares obedecen leyes sencillas y regulares. Espero, por medio de esto, dar prueba de una idea que ya ha sido propuesta par varios químicos dis¬tinguidos. Quizá no estemos lejos del día en que podamos so¬meter la mayoría de los fenómenos químicos a cálculos mate¬máticos.
De la razón exacta de 100 volúmenes de oxígeno y 200 volú¬menes de hidrógeno que Humboldt y yo determinamos en la composición del agua, sospeché que otros gases también po-drían combinarse en razones volumétricas sencillas, y, por lo tanto, hice los siguientes experimentos. Preparé gas fluobórico, gas muriático y gas carbónico e hice que cada uno de ellos se combinara con amoníaco gaseoso. Encontré que la sal que se formó del gas muriático era perfectamente neutra y estaba formada de volúmenes iguales de ambos gases, aunque uno u otro de los gases estuviera en exceso. Por el contrario, el gas fluobórico se une con el amoníaco gaseoso en dos proporciones distintas. Cuando el ácido en estado gaseoso se echa en el tubo calibrado y luego se añade el amoníaco gaseoso, se encuentra que volúmenes iguales de ambos se condensan y se forma una sal neutra. Pero si empezamos poniendo primero el amoníaco gaseoso en el tubo calibrado y luego agregamos el gas fluobórico en pequeñas burbujas, resultará una sal con exceso de base, compuesta de 100 partes de gas fluobórico y 200 partes de amoníaco gaseoso (sub-sal).
Si ponemos gas carbónico en contacto con amoníaco gaseoso, añadiéndolo al tubo unas veces antes y otras veces después del amoníaco, siempre se formará un sub¬carbonato compuesto de 100 partes de gas carbónico y 200 par¬tes de amoníaco gaseoso. Por otro lado, podría probarse que el carbonato neutro de amoníaco está compuesto de volúmenes iguales de cada uno de estos componentes. Berthollet, quien analizó esta sal obtenida al pasar gas carbónico por el sub-carbonato, encontró que estaba compuesta de 73.34 partes por peso de gas carbónico y 26.66 partes por peso de amoníaco gaseoso. Ahora, si suponemos que está compuesta de volú¬menes iguales de sus componentes, y conocemos los pesos es¬pecíficos de dichos componentes, encontraremos1 que su corn¬posición por peso es:
71.81 de ácido carbónico
28.19 de amoniaco gaseoso
100.00
una proporción que difiere sólo ligeramente de la anterior.
Así también podemos concluir que los ácidos muriático, fluo¬bórico y carbónico necesitan exactamente un volumen igual de gas amoniacal para formar sales neutras, y que los últimos dos gases necesitan el doble de su volumen de gas amoniacal para formar sub-sales. Es sorprendente ver que ácidos tan diferentes neutralicen un volumen de gas amoniacal igual al suyo propio; y de esto podemos sospechar que si todos los ácidos y todos los álcalis se pudieran obtener en el estado gaseoso, al combinar igua¬les volúmenes del ácido y del álcali obtendríamos siempre una neutralización (sal neutra).
No es menos sorprendente que, al obtener una sub-sal o una sal neutra, sus elementos se combinen en razones simples por volumen, las cuales podrían considerarse como límites de las razones por volumen obtenidas por la experimentación. De la misma manera, si aceptamos el peso específico del ácido muriá¬tico que Biot y yo determinamos, y el de los gases carbónico y amoniacal que Biot y Arago obtuvieron, encontramos que el muriato de amonio seco está compuesto de:
100 partes por peso de amoniaco, o sea,38.35%
160.7 partes por peso de ácido muriático, o sea, 61.65 %
100.0
una proporción muy distinta de la que encontró Berthollet:
100 partes por peso de amoníaco,
213 partes por peso de ácido muriático.
De la misma manera encontramos que el sub-carbonato de amoniaco contiene:
100 partes por peso de amoniaco, o sea, 43.98 %
127.3 partes por peso de ácido carbónico, o sea, 56.02 %
100.0
y el carbonato neutro.
100 partes por peso de amoniaco, o sea, 28.19 %
254.6 partes por peso de ácido carbónico, o sea, 71.81 %
100.00
Ya podríamos concluir que los gases al combinarse guardan entre sí razones muy simples, pero prefiero dar más pruebas.
De acuerdo con los experimentos de Berthollet, el amoniaco se compone de:
100 partes (por volumen) de nitrógeno y de
300 partes (por volumen) de hidrógeno.
He demostrado (primer volumen de los Anales de la “Société d’Arcueil”) que el ácido sulfúrico se compone de:
100 partes por volumen de gas sulfuroso, y de
50 partes por volumen de oxígeno gaseoso.
Cuando una mezcla de 50 partes de oxígeno y 100 de óxido carbónico se inflama, los dos gases se destruyen, y 100 partes de ácido carbónico gaseoso toman su lugar. Por consiguiente, se puede considerar que el ácido carbónico se compone de:
50 partes por volumen de oxígeno y de
100 partes por volumen de óxido carbónico.
Al analizar varios compuestos de nitrógeno con oxígeno, Davy encontró las siguientes razones por peso:
Nitrógeno Oxígeno
Oxido nitroso 63.30 36.70
Gas nitroso 44.05 55.95
Acido nítrico 29.50 70.50
Reduciendo estas razones a razones volumétricas, encontramos:
Nitrógeno Oxígeno
Oxido nitroso 100 49.5
Gas nitroso 100 108.9
Acido nítrico 100 204.7
La primera y última de estas razones difieren sólo ligeramente de las de 100 a 50 y 100 a 200; es sólo la segunda la que difiere algo de la de 100 a 100. La diferencia, sin embargo, no es muy grande, y es la que podríamos esperar en experimentos de esta clase; me he cerciorado de que, realmente, es nula. Al quemar la nueva substancia combustible obtenida de la potasa, en 100 partes por volumen del gas nitroso sobraban exactamente 50 partes por volumen de nitrógeno, cuyo peso restado del peso del gas nitroso (determinado con gran cuidado por M. Bérard, en Arcueil) daba como resultado que el gas nitroso se componía de partes iguales por volumen de nitrógeno y oxígeno.
Podríamos nosotros entonces admitir los siguientes números para las proporciones por volumen de los componentes de nitró¬geno con oxígeno:
Nitrógeno Oxígeno
Oxido nitroso 100 50
Gas nitroso 100 100
Acido nítrico 100 200
Como resultado de mis experimentos, que difieren muy poco de los de Chénuix, determiné que la composición por peso de ácido muriático oxigenado es:
Oxígeno 22.92
Acido muriático 77.08
Convirtiendo estas cantidades a volúmenes, encontramos que el ácido muriático oxigenado está compuesto de:
Oxígeno 103.2
Gas muriático 300
una proporción muy parecida a la de:
Oxígeno 100
Gas muriático 300
Por lo tanto, me parece evidente que cuando los gases se combinan lo hacen siempre en las proporciones más simples por volumen; y hemos visto, en realidad, en todos los ejemplos anteriores, que las razones de combinación son 1 a 1, 1 a 2, 1 a 3. Es muy importante observar que los pesos de los elementos de cualquier compuesto en particular no guardan una razón simple y finita; es sólo cuando hay un segundo com¬puesto de los mismos elementos, que la nueva proporción del elemento que ha sido añadido resulta ser un múltiplo de la pri¬mera cantidad. Los gases, por el contrario, en cualesquiera pro¬porciones en que puedan combinarse, siempre dan origen a com¬puestos cuyos elementos son múltiplos unos de otros por volumen.
No sólo se combinan los gases en proporciones sencillas, como acabanos de ver sino que la aparente contracción de vo¬lumen que sufren al combinarse tiene también una relación simple respecto del volumen de los gases o por lo menos de uno de ellos.
Ya he dicho, de acuerdo con Berthollet, que 100 partes de óxido carbónico gaseoso (preparado por medio de la destilación del óxido de zinc con carbón fuertemente calcinado) se combinan con 50 partes de oxígeno para producir 100 partes de gas car¬bónico. Vemos aquí que la contracción aparente de los dos gases es precisamente igual al volumen de oxígeno añadido.
El amoníaco gaseoso se compone de tres partes por volumen de hidrógeno y una de nitrógeno, y su peso específico con rela¬ción al aire es 0.596. Pero si suponemos que la contracción apa¬rente que sufrirá es la mitad del volumen total, encontramos que su peso específico debería ser 0.594. Por lo cual queda probado que la contracción aparente de sus elementos es precisamente la mitad del volumen total, o sea, el doble del volumen de nitró¬geno.
Observamos entonces de estos ejemplos que la contracción que dos gases experimentan al combinarse está en relación casi exacta con sus volúmenes o con el volumen de uno de ellos. Sólo existen diferencias muy pequeñas entre las densidades de los com¬puestos obtenidos mediante cómputos y las obtenidas mediante experimentación; y es probable que al iniciar nuevas investigacio¬nes veamos estas discrepancias desaparecer por completo.
Recordando la gran “Ley de Afinidad Química”, de que toda combinación implica una aproximación de las moléculas, es difícil concebir por qué el óxido carbónico gaseoso es más liviano (menos denso) que el oxígeno. En verdad, esta es la razón prin¬cipal que ha llevado a Berthollet a suponer la existencia de hidrógeno en este gas y así explicar su escasa densidad. pero me parece que la dificultad estriba en suponer que la aproximación de las rnoléculas se representa en los gases por la disminución de volumen que sufren al combinarse. Esta suposición no es siempre cierta, y podríamos citar varias combinaciones de gases en las cuales, al acercar las moléculas que las componen, no sólo no hay una disminución en el volumen, sino que ocurre una dilatación. Tal es el caso del gas nitroso, dependiendo de si lo consideramos formado directamente de nitrógeno y oxígeno o de óxido nitroso y oxígeno. En el primer caso no hay disminución del volumen, y en el segundo habría una dilatación, pues 100 partes por volu¬men de óxido nitroso y 50 de oxígeno producirían 200 de gas nitroso.
He demostrado en estas Memorias que los compuestos formados por substancias gaseosas guardan siempre razones por vo¬lumen muy simples entre sí, de tal manera que si representamos uno de los volúmenes en términos de unidad, el otro vendrá a ser 1, 2 o, a lo sumo, 3. Estas razones por volumen no se obser¬van entre substancias sólidas o líquidas, ni cuando consideramos pesos, y nos prueban de que es sólo en el estado gaseoso que las substancias están en circunstancias similares y obedecen leyes regulares. Es sorprendente ver que el amoniaco gaseoso neutra¬liza su propio volumen de ácido en el estado gaseoso, y es pro¬bable que si todos los ácidos y los álcalis estuvieran en el estado elástico, todos se combinarían en volúmenes iguales para producir sales neutras. La capacidad de saturación de ácidos y álcalis medida por volúmenes sería entonces la misma, y ésta quizás sería la forma verdadera de determinarla. La contracción aparente de volumen que sufren los gases al combinarse está también relacio¬nada con el volumen de, por lo menos, uno de ellos, y esta pro¬piedad es de igual manera peculiar a todas las substancias ga¬seosas.
Notas sobre la crítica de Dalton al trabajo de Gay - Lussac
Joseph Louis Gay-Lussac es considerado como uno de los más grandes experimentadores de aquella época. El (la) lector (a) debe comprender lo difícil y altamente arriesgado que resultaba, y aún resulta, trabajar con el estado gaseoso. Los excelentes trabajos de Gay-Lussac propiciaron a Dalton evidencia experimental para fundamentar su hipótesis como lo fue el caso de confirmar la deducción de los pesos relativos de oxígeno e hidrógeno. Pero, tal y como estudiado, otras evidencias producidas por el propio Gay-Lussac estaba en desacuerdo con la teoría daltoniana. En un esfuerzo por defender su teoría, Dalton expuso objeciones a la ley de las combinaciones volumétricas de Gay-Lussac. Se expresó, entre otros aspectos, de la siguiente manera:
Como hace cerca de dos años se comenzó a imprimir esta segunda parte, era de esperarse que en el rápido desarrollo de las investigaciones químicas, algunas adiciones tienen, en el intervalo, que añadirse al cúmulo de hechos y observaciones relacionadas con los más recientes temas discutidos aquí.
…………………………………………………………………………………….
Algunas observaciones han sido hechas por Gay Lussac relacionadas con el ácido nítrico, y otros compuestos de azote con oxígeno. El sostiene que una medida de gas oxigenado se combina con una medida de gas nitroso para formar ácido nítrico, y con tres medidas para formar ácido nitroso. Ahora, yo he demostrado, página 328, que 1 medida de oxígeno se puede combinar con 1.3 de gas nitroso, o con 3.5, o con cualquier cantidad intermedia, la que sea de acuerdo con las circunstancias que el pueda permitir; ¿cuál es la naturaleza de la combinación bajo 2 y sobre 3, del gas nitroso? No se ofrecen contestaciones para esto………
Gay Lussac no pudo ver (página 188, Parte I de su trabajo) que una hipótesis similar había sido considerada por mi, y abandonada por insostenible; sin embargo, como él la ha revivido, debo hacer algunas observaciones sobre ella, aunque no tengo duda que él verá muy pronto lo inadecuada que es.
El gas nitroso está constituido, de acuerdo con Gay Lussac, de iguales medidas de azote [ nitrógeno] y oxígeno, los cuales cuando se combinan, ocupan igual volumen que cuando están libres. El cita a Davy, quien encontró que gas nitroso se compone de 44.05 de azote, y 55.95 de oxígeno por peso. Gay Lussac convierte esto a relación por volumen, y encuentra la razón de 100 de azote a 108.9 de oxígeno. Existe, sin embargo, un error en esto; si se reduce apropiadamente, resulta 100 de azote y 112 de oxígeno, utilizando la gravedad específica de Biot y Arago. Pero que Davy haya sobrestimado el oxígeno en 12 % , Gay Lussac lo demuestra quemando potasio en gas nitroso, cuando 100 medidas resultan en exactamente 50 de azote. El por ciento de pureza del gas nitroso y las particularidades del experimento no se mencionan.
Existe, además, otro punto de vista en el cual esta teoría de Gay Lussac es desafortunada, en relación con amonia y el gas nitroso; 1 medida de azote y 3 de hidrógeno, forman dos de amonia; y 1 medida de azote con una de oxígeno, forman 3 de gas nitroso: ahora, de acuerdo con un principio bien establecido en química, 1 medida de oxígeno debe combinarse con 3 de hidrógeno, o con media como mucho, o dos veces como mucho; pero ninguna de estas combinaciones se produce. Si Gay Lussac adopta mis conclusiones, a saber, que 100 medidas de azote requieren cerca de 250 de hidrógeno para formar amonia, y que 100 de azote requieren 120 de oxígeno para formar el gas nitroso, él percibirá que el hidrógeno del primer caso se combinará con el oxígeno del último caso y formará agua, sin dejar exceso de ninguno de los dos, más allá de los que los errores inevitables de la experimentación puedan señalar, y entonces la gran ley química se preservará. La verdad es, yo creo, que los gases no se unen en exactas medidas en ninguna instancia; cuando parece que lo hacen, se debe a la inexactitud de nuestros experimentos. En ningún caso, quizás, hay allí algún acercamiento a la exactitud matemática, como en esa de 1 medida de oxígeno a 2
de hidrógeno; pero aquí los más exactos experimentos que jamás yo he hecho, obtuve como resultado 1.97 de hidrógeno a 1 de oxígeno. 1
Como podrá apreciarse, la teoría de Dalton se encuentra en apuros desde el punto de vista tanto de teorías rivales como por varias experimentaciones producto del trabajo de investigadores que habían obtenido el aval del propio Dalton.
Como hace cerca de dos años se comenzó a imprimir esta segunda parte, era de esperarse que en el rápido desarrollo de las investigaciones químicas, algunas adiciones tienen, en el intervalo, que añadirse al cúmulo de hechos y observaciones relacionadas con los más recientes temas discutidos aquí.
…………………………………………………………………………………….
Algunas observaciones han sido hechas por Gay Lussac relacionadas con el ácido nítrico, y otros compuestos de azote con oxígeno. El sostiene que una medida de gas oxigenado se combina con una medida de gas nitroso para formar ácido nítrico, y con tres medidas para formar ácido nitroso. Ahora, yo he demostrado, página 328, que 1 medida de oxígeno se puede combinar con 1.3 de gas nitroso, o con 3.5, o con cualquier cantidad intermedia, la que sea de acuerdo con las circunstancias que el pueda permitir; ¿cuál es la naturaleza de la combinación bajo 2 y sobre 3, del gas nitroso? No se ofrecen contestaciones para esto………
Gay Lussac no pudo ver (página 188, Parte I de su trabajo) que una hipótesis similar había sido considerada por mi, y abandonada por insostenible; sin embargo, como él la ha revivido, debo hacer algunas observaciones sobre ella, aunque no tengo duda que él verá muy pronto lo inadecuada que es.
El gas nitroso está constituido, de acuerdo con Gay Lussac, de iguales medidas de azote [ nitrógeno] y oxígeno, los cuales cuando se combinan, ocupan igual volumen que cuando están libres. El cita a Davy, quien encontró que gas nitroso se compone de 44.05 de azote, y 55.95 de oxígeno por peso. Gay Lussac convierte esto a relación por volumen, y encuentra la razón de 100 de azote a 108.9 de oxígeno. Existe, sin embargo, un error en esto; si se reduce apropiadamente, resulta 100 de azote y 112 de oxígeno, utilizando la gravedad específica de Biot y Arago. Pero que Davy haya sobrestimado el oxígeno en 12 % , Gay Lussac lo demuestra quemando potasio en gas nitroso, cuando 100 medidas resultan en exactamente 50 de azote. El por ciento de pureza del gas nitroso y las particularidades del experimento no se mencionan.
Existe, además, otro punto de vista en el cual esta teoría de Gay Lussac es desafortunada, en relación con amonia y el gas nitroso; 1 medida de azote y 3 de hidrógeno, forman dos de amonia; y 1 medida de azote con una de oxígeno, forman 3 de gas nitroso: ahora, de acuerdo con un principio bien establecido en química, 1 medida de oxígeno debe combinarse con 3 de hidrógeno, o con media como mucho, o dos veces como mucho; pero ninguna de estas combinaciones se produce. Si Gay Lussac adopta mis conclusiones, a saber, que 100 medidas de azote requieren cerca de 250 de hidrógeno para formar amonia, y que 100 de azote requieren 120 de oxígeno para formar el gas nitroso, él percibirá que el hidrógeno del primer caso se combinará con el oxígeno del último caso y formará agua, sin dejar exceso de ninguno de los dos, más allá de los que los errores inevitables de la experimentación puedan señalar, y entonces la gran ley química se preservará. La verdad es, yo creo, que los gases no se unen en exactas medidas en ninguna instancia; cuando parece que lo hacen, se debe a la inexactitud de nuestros experimentos. En ningún caso, quizás, hay allí algún acercamiento a la exactitud matemática, como en esa de 1 medida de oxígeno a 2
de hidrógeno; pero aquí los más exactos experimentos que jamás yo he hecho, obtuve como resultado 1.97 de hidrógeno a 1 de oxígeno. 1
Como podrá apreciarse, la teoría de Dalton se encuentra en apuros desde el punto de vista tanto de teorías rivales como por varias experimentaciones producto del trabajo de investigadores que habían obtenido el aval del propio Dalton.
ENSAYO SOBRE UN METODO PARA DETERMINAR LAS MASAS ...
Por : AMEDEO AVOGADRO (1776-1856)
I
M. Gay Lussac ha demostrado, en una interesante memoria, que los gases se combinan siempre en proporción muy simple por volumen (1 : 1, 1 : 2, 1 : 3, etc.), y que cuando de la unión resulta un gas, su volumen guarda también razones simples con los volúmenes de los gases que lo componen. Pero las proporciones cuantitativas de las substancias en los compuestos parecen depender sólo del número relativo de moléculas que se combinan y del número de moléculas compuestas que se forman. Tendríamos que admitir entonces que existen relaciones muy sencillas también entre los volúmenes de substancias gaseosas y el número de moléculas, simples o compuestas, que las forman. La primera hipótesis a presentarse en esto caso, y aparentemente la única admisible, es la suposición de que el número de moléculas integrales en cualquier gas es siempre el mismo para volúmenes iguales, o es siempre proporcional a los volúmenes de los gases. Si fuéramos a suponer que el número de moléculas contenido en un volumen dado fuera diferente para diferentes gases, escasamente sería posible concebir que la ley que regula las distancias entre las moléculas pudiera en todos los casos dar relaciones tan simples como aquellas que, por los hechos ya descritos, nos vemos obligados a reconocer entre el volumen y el número de moléculas. Por otro lado, es fácil conce¬bir que si las moléculas de los gases están a tal distancia que no pueden ejercer su atracción mutua, su fuerza de atracción hacia el calórico, variable según el gas, se vea limitada a condensar mayor o menor cantidad de calórico a su alrededor, sin que la atmósfera formada por este fluido tenga una mayor extensión en un gas que en otro gas; por consiguiente, la distancia entre las moléculas no varía, o, en otras palabras, el número de moléculas contenidas en un volumen dado de cualquier gas es el mismo. Dalton ha propuesto una hipótesis completamente opuesta a ésta; a saber: que la cantidad de calórico es siempre la misma para las moléculas de todos los cuerpos en estado gaseoso, y que la mayor o menor atracción por el calórico resulta sólo en la pro¬ducción de una mayor o menor esfera de calórico alrededor de las moléculas, variando así la distancia entre las moléculas mis¬mas. Pero en nuestra presente ignorancia de la manera en que esta atracción de las moléculas por el calórico es ejercida, no hay hoy nada que nos haga decidir, a priori, en favor de una u otra de estas hipótesis. Estaríamos más inclinados a adoptar una hipó¬tesis neutral, que diría que la distancia entre las moléculas y las cantidades de calórico alrededor de las moléculas varían de acuer¬do con leyes desconocidas, si no fuera porque la hipótesis que hemos propuesto está basada en esta simplicidad de las relaciones entre los volúmenes de gases en combinación, que de otra ma¬nera parecería inexplicable.
Partiendo de esta hipótesis, es aparente que poseemos los medios para determinar muy fácilmente las masas relativas de las moléculas de substancias obtenibles en estado gaseoso y el número relativo de estas moléculas en los compuestos, pues las razones de las masas de las moléculas son entonces iguales a las razones de las densidades de los diferentes gases a igual tempe¬ratura y presión. El número relativo de moléculas en un com¬puesto, se encuentra enseguida por la razón entre los volúmenes de los gases que lo forman. Por ejemplo, como los números 1.10359 y 0.07321 expresan las densidades de los gases oxígeno e hidrógeno comparada con la densidad del aire como unidad, y como la razón entre los dos números representa en consecuencia la razón entre las masas de iguales volúmenes de estos dos gases, dicha razón también representaría, de acuerdo con nuestra hipótesis, la razón de las masas de sus moléculas. Así, la masa de la molécula de oxígeno será, aproximadamente, 15 veces ma¬yor que la masa de la molécula de hidrógeno, o más exacta¬mente, 15.074. De la misma manera, la masa de la molécula de nitrógeno será a la de hidrógeno como 0.96913 es a 0.07321, o sea 13, o, más exactamente, 13.238 a 1. Por otro lado, como sabemos que la proporción de los volúmenes de hidrógeno y oxí-geno en la formación de agua es de 2 a 1, resulta que el agua es producto de la unión de cada molécula de oxígeno con dos de hidrógeno. Similarmente, de acuerdo con las proporciones por volumen establecidas por M. Gay Lussac para los elementos de amoníaco, óxido nitroso, gas nitroso y ácido nítrico, el amoníaco resultaría de la unión de una molécula de nitrógeno con tres de hidrógeno; el óxido nitroso, de una molécula de oxígeno con dos de nitrógeno; el gas nitroso, de una molécula de nitrógeno con una de oxígeno, y el ácido nítrico, de una de nitrógeno con dos de oxígeno.
II
Existe una consideración que a primera vista parece contra¬decir nuestra hipótesis con respecto a las substancias compuestas. Parecería que una molécula compuesta, formada por dos o más moléculas elementales, debería tener una masa igual a la suma de las masas de esas moléculas, y que, en particular, si en la formación de un compuesto una molécula de una substancia se uniera con dos o más moléculas de otra substancia, el número de moléculas del compuesto formado debería permanecer igual al número de moléculas de la primera substancia.
De acuerdo con nuestra hipótesis, cuando un gas se combina con dos o más veces su volumen de otro gas, el compuesto resul¬tante, si es gaseoso, deberá tener un volumen igual al del primero de estos gases. Pero, en general, éste no es el caso. Por ejemplo: el volumen de agua en el estado gaseoso es, como M. Gay Lussac ha demostrado, dos veces mayor que el volumen de oxígeno que entra en él, e igual al volumen de hidrógeno, en lugar de ser igual al volumen de oxígeno. Pero podríamos explicar estos hechos, de conformidad con nuestra hipótesis, de una manera muy natural: supongamos, por ejemplo, que las moléculas que constituyen cualquier gas simple (es decir, las moléculas cuyas distancias entre sí no les permiten ejercer su atracción mutua), no están formadas por una sola molécula elemental , y si por cierto número de estas moléculas elementales unidas por su fuerza de atracción para formar una sola entidad; luego, cuando moléculas de esta naturaleza se combinan con moléculas de otra substancia para formar una molécula compuesta la molécula integral que resultaría se divide en dos o más partes (moléculas integrales también) que estarán compuestas de un medio, un cuarto, etc., del número de moléculas elementales que formaban la molécula integral de uno de los gases que tomó parte en la reacción, y de un medio, un cuarto, etc., del número de moléculas integrales que constituyen el otro gas que tomó parte en la reacción. En esta forma el número de moléculas integrales del compuesto obtenido resulta ser el doble, o el cuadruple, etc., del que hubiera sido de no haber ocurrido alguna división. Esto satisface a cabalidad lo que se observa con relación al volumen del gas resultante.
Al repasar los varios compuestos gaseosos más conocidos, sólo encontré ejemplos de duplicación del volumen en relación con el volumen de aquel de los constituyentes que se combinaba con uno o más volúmenes del otro. Ya hemos visto esto en el caso del agua. De la misma manera sabemos que el volumen de amoníaco es el doble del volumen de nitrógeno que entra en su composición. M. Gay Lussac también ha demostrado que el volumen de óxido nitroso es igual al del nitrógeno que forma parte de él, y, por consiguiente, es el doble del oxígeno. Final-mente, el gas nitroso, que contiene volúmenes iguales de nitró¬geno y oxígeno, tiene un volumen igual a la suma de los volú¬menes de los dos gases que lo constituyen, o sea, el doble del de cada uno de ellos. Así, en todos estos casos tiene que haber una división de la molécula en dos; pero es posible que en otros casos la división sea en cuatro, ocho, etc. La posibilidad de esta división de moléculas compuestas pudo haber sido una conjetura, a priori, pues de otra manera las moléculas integrales de cuerpos compuestos de varias substancias que tienen un número relati¬vamente grande de moléculas, vendrían a tener una masa exce¬siva en comparación con las moléculas de substancias simples. Podríamos, por lo tanto, imaginarnos que la naturaleza tiene al¬guna manera de hacerlos retornar al orden anterior, y los hechos nos indican la existencia de tales medios. Además, hay otra con¬sideración que parecería hacernos admitir en algunos casos la división en cuestión, pues cómo podría uno concebir de otra manera una combinación real entre dos substancias gaseosas uniéndose por volúmenes iguales sin condensación, ¿cómo la que se lleva a cabo en la formación del gas nitroso? Suponiendo que los moléculas permanecen a tal distancia, que la atracción mutua de las de cada gas no pueda ejercerse, no podemos imaginarnos que una nueva atracción pueda llevarse a cabo entre las molécu¬las de un gas y las de otro. Pero en la hipótesis de la división de las moléculas es fácil ver que la combinación reduce dos moléculas diferentes a una (molécula compuesta), y que ha¬bría contracción de todo el volumen de uno de los gases si cada molécula compuesta no se dividiera en dos moléculas de la misma naturaleza. M. Gay Lussac se dio cuenta que, de acuerdo con los hechos, la disminución del volumen (volumen de gas resultante, que es menor que la suma de los volúme¬nes de los relativos) en la combinación de gases no puede repre¬sentar la aproximación de sus moléculas elementales. La divi¬sión de moléculas en combinación nos explica cómo esas dos cosas pueden ocurrir independientemente una de otra.
III
Dalton trató de asignar razones entre las masas de las mo¬léculas de substancias simples, basándose en suposiciones arbi¬trarias sobre el número relativo más corriente de éstas en los compuestos. Nuestra hipótesis, suponiendo que esté bien fun¬dada, nos coloca en posición de confirmar o rectificar sus resul¬tados (de Dalton) con datos precisos y, sobre todo, asignar magnitud a las moléculas compuestas de acuerdo con los volúme¬nes de los compuestos gaseosos los que dependen parcialmente de la división de moléculas, cosa completamente insospechada por el físico Dalton.
Así, Dalton suponía que el agua estaba formada por la unión de hidrógeno y oxigeno molécula a molécula. De esto y de la razón por peso de estos dos componentes obtendríamos que la masa de la molécula de oxígeno será a la de hidrógeno como 7 ½ es a 1, aproximadamente, o de acuerdo con la eva¬luación de Dalton como 7 es a 1. De acuerdo con nuestra hipótesis esta razón sería dos veces mayor; es decir, de 15 a 1. En cuanto a la molécula de agua, su masa debería ser aproximadamente de 15 + 2 = 17 (tomando como unidad la de hidrógeno sino hubiera división de la molécula en dos; pero debido a esta división, la molécula se reduce a la mitad, 8 ½ , o más exac¬tamente 8.537, lo que también puede determinarse directamente dividiendo la densidad de vapor de agua 0.625 (Gay Lussac) entre la densidad de hidrógeno 0.0732. Esta masa difiere de 8, que fue el valor que le asignó Dalton, sólo por la diferencia en los valores para la composición del agua; de tal manera, que a este respecto los resultados de Dalton son aproximadamente correctos por la combinación de dos errores que se compensan - el error en la masa de la molécula de oxígeno y el de no con¬siderar la división de la molécula.
Dalton supone que en el gas nitroso la combinación de ni¬trógeno y oxígeno es molécula a molécula; nosotros hemos visto en nuestra hipótesis que éste es en realidad el caso. Así, pues, Dalton hubiera determinado la misma masa molecular para el nitrógeno que nosotros, siempre tomando la del hidró¬geno como unidad, si él no hubiera partido de un valor diferen¬te para la del oxígeno, y si hubiera tomado precisamente el mismo valor para las cantidades de los elementos en el gas nitroso. Pero por suponer que la molécula de oxígeno es menos de la mitad de lo que nosotros encontramos, él se ha visto obligado a hacer la del nitrógeno también menos de la mitad del valor que nosotros le asignamos, o sea 5 en vez de 13. Con relación a la molécula del gas nitroso, al no considerar la división de la molécula, sus resultados se aproximan al nues¬tro; él lo ha hecho como 7 + 5 = 12, mientras que nosotros lo hacemos como
, o con mayor exactitud , lo cual encontramos también si dividimos 1.03636 la densidad del gas nitroso de acuerdo con Gay Lussac, entre 0.07321( la densidad del hidrógeno). De igual manera, Dalton ha fijado el número relativo de moléculas en el óxido nitroso y en el ácido nítrico, y en el primer caso el re¬sultado obtenido para la magnitud de la molécula ha sido rectificado por la misma circunstancia. El lo determina a base de 7 + 2 x 5 = 17, mientras que de acuerdo con nuestro método sería
número que también se obtiene dividiendo 1 .52092, valor de Gay Lussac para la densi¬dad del óxido nitroso, entre la densidad de hidrógeno.
En el caso del amoníaco, la suposición de Dalton respecto al número relativo de moléculas en su composición, es com¬pletamente errónea de acuerdo con nuestra hipótesis. Supone el que nitrógeno e hidrógeno están unidos una molécula a una molécula, mientras que nosotros hemos visto que una molécula de nitrógeno se combina con tres moléculas de hidrógeno. De acuerdo con Dalton, la molécula de amoníaco sería 5 + 1 = 6; de acuerdo con nosotros deberá ser
, o más exactamente 8.1 19, resultado que también puede deducirse directa¬mente de la densidad del gas amoníaco. La división de la molécula, lo cual Dalton no consideró, corrige, parcialmente en este caso, el error que habría de resultar de sus otros supuestos.
Todos los compuestos que hemos discutido se obtienen de la unión de una molécu1a de uno de los componentes con una o más moléculas del otro componente. En el ácido nitroso tenemos otro compuesto formado por dos de las substancias ya mencionadas, en el cual la razón que indica los números res¬pectivos de moléculas de cada elemento presente está formada por números que difieren de la unidad. De los experimentos de Gay Lussac sabemos que este ácido está formado de una parte por volumen de oxígeno y 3 partes de gas nitroso, o en otras palabras, de 3 partes de nitrógeno y 5 partes de oxígeno. De acuerdo con nuestra hipótesis, su molécula debería estar compuesta de 3 moléculas de nitrógeno y 5 moléculas de oxíge¬no, si no consideráramos la posibilidad de división de las mo¬léculas. Pero esta forma de combinación puede referirse a las formas más simples que le preceden, considerándola como re¬sultado de la unión de una molécula de oxígeno con tres mo¬léculas de gas nitroso, es decir, con 3 moléculas, cada una com¬puesta de media molécula de oxígeno y media rnolécula de nitrógeno; lo cual ya incluye la división de alguna de las mo¬léculas de oxígeno que entran en el del ácido nitroso. Suponien¬do que no hubiera otra división, la masa de esta última molécula será a 57.542, tomando la de hidrógeno como unidad, y la densidad del ácido nitroso gaseoso sería 4.21267 tomando la del aire como unidad. Pero es probable que ocurra en esta molécu¬la compuesta por lo menos otra división en dos y, por consi¬guiente, se reduzca su densidad a la mitad: debemos esperar hasta que tal densidad sea determinada experimentalmente.
VIII
Por medio de esta Memoria el lector se habrá dado cuenta de los muchos puntos de acuerdo entre nuestros resultados y los de Dalton, aun cuando nosotros partimos de un principio general y Dalton parte de consideraciones particulares. Esta situación es un argumento en favor de nuestra hipótesis, que en su fondo es meramente el sistema de Dalton equipado con nuevos medios de precisión, producto de la integración que hemos podido efectuar entre las ideas de Dalton y los hechos generales establecidos por M. Gay Lussac. El sistema de Dalton supone que los compuestos están formados en general en proporciones simples, y esto lo confirman experimentos con los compuestos más estables y aquellos de mayor interés para los químicos. Parece entonces posible que sólo combinaciones de esta naturaleza puedan ocurrir entre gases, pues de estar expresadas sus razones moleculares por números mayores, resultaría que el tamaño que tendrían las moléculas compuestas sería enorme, a pesar de la división de las moléculas, fe-nómeno ya confirmado dentro de ciertos límites. Percibimos que la estrecha unión de las moléculas en los sólidos y en los líquidos, que sólo dejan entre las moléculas integrales del elemento distancias del mismo orden que las distancias entre las moléculas elementales, puede dar origen a razones más complicadas, y aun a combinaciones en todas proporciones; pero estos compuestos serían de un tipo distinto a los que hemos estado discutiendo, diferencia que sirve para conciliar las ideas de M. Berthollet sobre compuestos y la teoría de las proporciones constantes.
I
M. Gay Lussac ha demostrado, en una interesante memoria, que los gases se combinan siempre en proporción muy simple por volumen (1 : 1, 1 : 2, 1 : 3, etc.), y que cuando de la unión resulta un gas, su volumen guarda también razones simples con los volúmenes de los gases que lo componen. Pero las proporciones cuantitativas de las substancias en los compuestos parecen depender sólo del número relativo de moléculas que se combinan y del número de moléculas compuestas que se forman. Tendríamos que admitir entonces que existen relaciones muy sencillas también entre los volúmenes de substancias gaseosas y el número de moléculas, simples o compuestas, que las forman. La primera hipótesis a presentarse en esto caso, y aparentemente la única admisible, es la suposición de que el número de moléculas integrales en cualquier gas es siempre el mismo para volúmenes iguales, o es siempre proporcional a los volúmenes de los gases. Si fuéramos a suponer que el número de moléculas contenido en un volumen dado fuera diferente para diferentes gases, escasamente sería posible concebir que la ley que regula las distancias entre las moléculas pudiera en todos los casos dar relaciones tan simples como aquellas que, por los hechos ya descritos, nos vemos obligados a reconocer entre el volumen y el número de moléculas. Por otro lado, es fácil conce¬bir que si las moléculas de los gases están a tal distancia que no pueden ejercer su atracción mutua, su fuerza de atracción hacia el calórico, variable según el gas, se vea limitada a condensar mayor o menor cantidad de calórico a su alrededor, sin que la atmósfera formada por este fluido tenga una mayor extensión en un gas que en otro gas; por consiguiente, la distancia entre las moléculas no varía, o, en otras palabras, el número de moléculas contenidas en un volumen dado de cualquier gas es el mismo. Dalton ha propuesto una hipótesis completamente opuesta a ésta; a saber: que la cantidad de calórico es siempre la misma para las moléculas de todos los cuerpos en estado gaseoso, y que la mayor o menor atracción por el calórico resulta sólo en la pro¬ducción de una mayor o menor esfera de calórico alrededor de las moléculas, variando así la distancia entre las moléculas mis¬mas. Pero en nuestra presente ignorancia de la manera en que esta atracción de las moléculas por el calórico es ejercida, no hay hoy nada que nos haga decidir, a priori, en favor de una u otra de estas hipótesis. Estaríamos más inclinados a adoptar una hipó¬tesis neutral, que diría que la distancia entre las moléculas y las cantidades de calórico alrededor de las moléculas varían de acuer¬do con leyes desconocidas, si no fuera porque la hipótesis que hemos propuesto está basada en esta simplicidad de las relaciones entre los volúmenes de gases en combinación, que de otra ma¬nera parecería inexplicable.
Partiendo de esta hipótesis, es aparente que poseemos los medios para determinar muy fácilmente las masas relativas de las moléculas de substancias obtenibles en estado gaseoso y el número relativo de estas moléculas en los compuestos, pues las razones de las masas de las moléculas son entonces iguales a las razones de las densidades de los diferentes gases a igual tempe¬ratura y presión. El número relativo de moléculas en un com¬puesto, se encuentra enseguida por la razón entre los volúmenes de los gases que lo forman. Por ejemplo, como los números 1.10359 y 0.07321 expresan las densidades de los gases oxígeno e hidrógeno comparada con la densidad del aire como unidad, y como la razón entre los dos números representa en consecuencia la razón entre las masas de iguales volúmenes de estos dos gases, dicha razón también representaría, de acuerdo con nuestra hipótesis, la razón de las masas de sus moléculas. Así, la masa de la molécula de oxígeno será, aproximadamente, 15 veces ma¬yor que la masa de la molécula de hidrógeno, o más exacta¬mente, 15.074. De la misma manera, la masa de la molécula de nitrógeno será a la de hidrógeno como 0.96913 es a 0.07321, o sea 13, o, más exactamente, 13.238 a 1. Por otro lado, como sabemos que la proporción de los volúmenes de hidrógeno y oxí-geno en la formación de agua es de 2 a 1, resulta que el agua es producto de la unión de cada molécula de oxígeno con dos de hidrógeno. Similarmente, de acuerdo con las proporciones por volumen establecidas por M. Gay Lussac para los elementos de amoníaco, óxido nitroso, gas nitroso y ácido nítrico, el amoníaco resultaría de la unión de una molécula de nitrógeno con tres de hidrógeno; el óxido nitroso, de una molécula de oxígeno con dos de nitrógeno; el gas nitroso, de una molécula de nitrógeno con una de oxígeno, y el ácido nítrico, de una de nitrógeno con dos de oxígeno.
II
Existe una consideración que a primera vista parece contra¬decir nuestra hipótesis con respecto a las substancias compuestas. Parecería que una molécula compuesta, formada por dos o más moléculas elementales, debería tener una masa igual a la suma de las masas de esas moléculas, y que, en particular, si en la formación de un compuesto una molécula de una substancia se uniera con dos o más moléculas de otra substancia, el número de moléculas del compuesto formado debería permanecer igual al número de moléculas de la primera substancia.
De acuerdo con nuestra hipótesis, cuando un gas se combina con dos o más veces su volumen de otro gas, el compuesto resul¬tante, si es gaseoso, deberá tener un volumen igual al del primero de estos gases. Pero, en general, éste no es el caso. Por ejemplo: el volumen de agua en el estado gaseoso es, como M. Gay Lussac ha demostrado, dos veces mayor que el volumen de oxígeno que entra en él, e igual al volumen de hidrógeno, en lugar de ser igual al volumen de oxígeno. Pero podríamos explicar estos hechos, de conformidad con nuestra hipótesis, de una manera muy natural: supongamos, por ejemplo, que las moléculas que constituyen cualquier gas simple (es decir, las moléculas cuyas distancias entre sí no les permiten ejercer su atracción mutua), no están formadas por una sola molécula elemental , y si por cierto número de estas moléculas elementales unidas por su fuerza de atracción para formar una sola entidad; luego, cuando moléculas de esta naturaleza se combinan con moléculas de otra substancia para formar una molécula compuesta la molécula integral que resultaría se divide en dos o más partes (moléculas integrales también) que estarán compuestas de un medio, un cuarto, etc., del número de moléculas elementales que formaban la molécula integral de uno de los gases que tomó parte en la reacción, y de un medio, un cuarto, etc., del número de moléculas integrales que constituyen el otro gas que tomó parte en la reacción. En esta forma el número de moléculas integrales del compuesto obtenido resulta ser el doble, o el cuadruple, etc., del que hubiera sido de no haber ocurrido alguna división. Esto satisface a cabalidad lo que se observa con relación al volumen del gas resultante.
Al repasar los varios compuestos gaseosos más conocidos, sólo encontré ejemplos de duplicación del volumen en relación con el volumen de aquel de los constituyentes que se combinaba con uno o más volúmenes del otro. Ya hemos visto esto en el caso del agua. De la misma manera sabemos que el volumen de amoníaco es el doble del volumen de nitrógeno que entra en su composición. M. Gay Lussac también ha demostrado que el volumen de óxido nitroso es igual al del nitrógeno que forma parte de él, y, por consiguiente, es el doble del oxígeno. Final-mente, el gas nitroso, que contiene volúmenes iguales de nitró¬geno y oxígeno, tiene un volumen igual a la suma de los volú¬menes de los dos gases que lo constituyen, o sea, el doble del de cada uno de ellos. Así, en todos estos casos tiene que haber una división de la molécula en dos; pero es posible que en otros casos la división sea en cuatro, ocho, etc. La posibilidad de esta división de moléculas compuestas pudo haber sido una conjetura, a priori, pues de otra manera las moléculas integrales de cuerpos compuestos de varias substancias que tienen un número relati¬vamente grande de moléculas, vendrían a tener una masa exce¬siva en comparación con las moléculas de substancias simples. Podríamos, por lo tanto, imaginarnos que la naturaleza tiene al¬guna manera de hacerlos retornar al orden anterior, y los hechos nos indican la existencia de tales medios. Además, hay otra con¬sideración que parecería hacernos admitir en algunos casos la división en cuestión, pues cómo podría uno concebir de otra manera una combinación real entre dos substancias gaseosas uniéndose por volúmenes iguales sin condensación, ¿cómo la que se lleva a cabo en la formación del gas nitroso? Suponiendo que los moléculas permanecen a tal distancia, que la atracción mutua de las de cada gas no pueda ejercerse, no podemos imaginarnos que una nueva atracción pueda llevarse a cabo entre las molécu¬las de un gas y las de otro. Pero en la hipótesis de la división de las moléculas es fácil ver que la combinación reduce dos moléculas diferentes a una (molécula compuesta), y que ha¬bría contracción de todo el volumen de uno de los gases si cada molécula compuesta no se dividiera en dos moléculas de la misma naturaleza. M. Gay Lussac se dio cuenta que, de acuerdo con los hechos, la disminución del volumen (volumen de gas resultante, que es menor que la suma de los volúme¬nes de los relativos) en la combinación de gases no puede repre¬sentar la aproximación de sus moléculas elementales. La divi¬sión de moléculas en combinación nos explica cómo esas dos cosas pueden ocurrir independientemente una de otra.
III
Dalton trató de asignar razones entre las masas de las mo¬léculas de substancias simples, basándose en suposiciones arbi¬trarias sobre el número relativo más corriente de éstas en los compuestos. Nuestra hipótesis, suponiendo que esté bien fun¬dada, nos coloca en posición de confirmar o rectificar sus resul¬tados (de Dalton) con datos precisos y, sobre todo, asignar magnitud a las moléculas compuestas de acuerdo con los volúme¬nes de los compuestos gaseosos los que dependen parcialmente de la división de moléculas, cosa completamente insospechada por el físico Dalton.
Así, Dalton suponía que el agua estaba formada por la unión de hidrógeno y oxigeno molécula a molécula. De esto y de la razón por peso de estos dos componentes obtendríamos que la masa de la molécula de oxígeno será a la de hidrógeno como 7 ½ es a 1, aproximadamente, o de acuerdo con la eva¬luación de Dalton como 7 es a 1. De acuerdo con nuestra hipótesis esta razón sería dos veces mayor; es decir, de 15 a 1. En cuanto a la molécula de agua, su masa debería ser aproximadamente de 15 + 2 = 17 (tomando como unidad la de hidrógeno sino hubiera división de la molécula en dos; pero debido a esta división, la molécula se reduce a la mitad, 8 ½ , o más exac¬tamente 8.537, lo que también puede determinarse directamente dividiendo la densidad de vapor de agua 0.625 (Gay Lussac) entre la densidad de hidrógeno 0.0732. Esta masa difiere de 8, que fue el valor que le asignó Dalton, sólo por la diferencia en los valores para la composición del agua; de tal manera, que a este respecto los resultados de Dalton son aproximadamente correctos por la combinación de dos errores que se compensan - el error en la masa de la molécula de oxígeno y el de no con¬siderar la división de la molécula.
Dalton supone que en el gas nitroso la combinación de ni¬trógeno y oxígeno es molécula a molécula; nosotros hemos visto en nuestra hipótesis que éste es en realidad el caso. Así, pues, Dalton hubiera determinado la misma masa molecular para el nitrógeno que nosotros, siempre tomando la del hidró¬geno como unidad, si él no hubiera partido de un valor diferen¬te para la del oxígeno, y si hubiera tomado precisamente el mismo valor para las cantidades de los elementos en el gas nitroso. Pero por suponer que la molécula de oxígeno es menos de la mitad de lo que nosotros encontramos, él se ha visto obligado a hacer la del nitrógeno también menos de la mitad del valor que nosotros le asignamos, o sea 5 en vez de 13. Con relación a la molécula del gas nitroso, al no considerar la división de la molécula, sus resultados se aproximan al nues¬tro; él lo ha hecho como 7 + 5 = 12, mientras que nosotros lo hacemos como
, o con mayor exactitud , lo cual encontramos también si dividimos 1.03636 la densidad del gas nitroso de acuerdo con Gay Lussac, entre 0.07321( la densidad del hidrógeno). De igual manera, Dalton ha fijado el número relativo de moléculas en el óxido nitroso y en el ácido nítrico, y en el primer caso el re¬sultado obtenido para la magnitud de la molécula ha sido rectificado por la misma circunstancia. El lo determina a base de 7 + 2 x 5 = 17, mientras que de acuerdo con nuestro método sería
número que también se obtiene dividiendo 1 .52092, valor de Gay Lussac para la densi¬dad del óxido nitroso, entre la densidad de hidrógeno.
En el caso del amoníaco, la suposición de Dalton respecto al número relativo de moléculas en su composición, es com¬pletamente errónea de acuerdo con nuestra hipótesis. Supone el que nitrógeno e hidrógeno están unidos una molécula a una molécula, mientras que nosotros hemos visto que una molécula de nitrógeno se combina con tres moléculas de hidrógeno. De acuerdo con Dalton, la molécula de amoníaco sería 5 + 1 = 6; de acuerdo con nosotros deberá ser
, o más exactamente 8.1 19, resultado que también puede deducirse directa¬mente de la densidad del gas amoníaco. La división de la molécula, lo cual Dalton no consideró, corrige, parcialmente en este caso, el error que habría de resultar de sus otros supuestos.
Todos los compuestos que hemos discutido se obtienen de la unión de una molécu1a de uno de los componentes con una o más moléculas del otro componente. En el ácido nitroso tenemos otro compuesto formado por dos de las substancias ya mencionadas, en el cual la razón que indica los números res¬pectivos de moléculas de cada elemento presente está formada por números que difieren de la unidad. De los experimentos de Gay Lussac sabemos que este ácido está formado de una parte por volumen de oxígeno y 3 partes de gas nitroso, o en otras palabras, de 3 partes de nitrógeno y 5 partes de oxígeno. De acuerdo con nuestra hipótesis, su molécula debería estar compuesta de 3 moléculas de nitrógeno y 5 moléculas de oxíge¬no, si no consideráramos la posibilidad de división de las mo¬léculas. Pero esta forma de combinación puede referirse a las formas más simples que le preceden, considerándola como re¬sultado de la unión de una molécula de oxígeno con tres mo¬léculas de gas nitroso, es decir, con 3 moléculas, cada una com¬puesta de media molécula de oxígeno y media rnolécula de nitrógeno; lo cual ya incluye la división de alguna de las mo¬léculas de oxígeno que entran en el del ácido nitroso. Suponien¬do que no hubiera otra división, la masa de esta última molécula será a 57.542, tomando la de hidrógeno como unidad, y la densidad del ácido nitroso gaseoso sería 4.21267 tomando la del aire como unidad. Pero es probable que ocurra en esta molécu¬la compuesta por lo menos otra división en dos y, por consi¬guiente, se reduzca su densidad a la mitad: debemos esperar hasta que tal densidad sea determinada experimentalmente.
VIII
Por medio de esta Memoria el lector se habrá dado cuenta de los muchos puntos de acuerdo entre nuestros resultados y los de Dalton, aun cuando nosotros partimos de un principio general y Dalton parte de consideraciones particulares. Esta situación es un argumento en favor de nuestra hipótesis, que en su fondo es meramente el sistema de Dalton equipado con nuevos medios de precisión, producto de la integración que hemos podido efectuar entre las ideas de Dalton y los hechos generales establecidos por M. Gay Lussac. El sistema de Dalton supone que los compuestos están formados en general en proporciones simples, y esto lo confirman experimentos con los compuestos más estables y aquellos de mayor interés para los químicos. Parece entonces posible que sólo combinaciones de esta naturaleza puedan ocurrir entre gases, pues de estar expresadas sus razones moleculares por números mayores, resultaría que el tamaño que tendrían las moléculas compuestas sería enorme, a pesar de la división de las moléculas, fe-nómeno ya confirmado dentro de ciertos límites. Percibimos que la estrecha unión de las moléculas en los sólidos y en los líquidos, que sólo dejan entre las moléculas integrales del elemento distancias del mismo orden que las distancias entre las moléculas elementales, puede dar origen a razones más complicadas, y aun a combinaciones en todas proporciones; pero estos compuestos serían de un tipo distinto a los que hemos estado discutiendo, diferencia que sirve para conciliar las ideas de M. Berthollet sobre compuestos y la teoría de las proporciones constantes.
Notas subsiguientes al trabajo de L. R. A. C. Avogadro
Con el trabajo de Avogadro se recrudece un problema de importancia crucial que venía considerándose paralelamente al de las reacciones químicas y la estructura de la materia: el problema de los pesos atómicos relativos. Las discrepancias surgidas entre los resultados de Dalton y los obtenidos por Avogadro vía la experimentación de Gay-Lussac y otros, condujeron a dicha confusión que tendría que aclararse en los próximos años. Se debe señalar que el trabajo de Avogadro no encontró respaldo entre la comunidad científica debido a varias razones:
Recordando la teoría dualista de Berzelius para la composición de la materia, ¿Cómo explicar que dos átomos idénticos como los de oxígeno, o los de hidrógeno, o cualesquiera otros dos o más átomos pudieran permanecer unidos en grupos aún con cargas ( cada uno de ellos ) de igual naturaleza, por haberse supuestos idénticos? Se sabe que cargas iguales se repelen.
Avogadro no especificó cuántas moléculas elementales (átomos) contenía la molécula integral de las substancias en cuestión.
Varios críticos pensaron que la hipótesis de Avogadro era una atrevida, porque aunque se inventó para el estado gaseoso, Avogadro la extrapolaba a los estados sólidos y líquidos.
La incertidumbre en torno a los pesos atómicos relativos agravaba el estado del conocimiento de la Química. Antes de discutir la aportación, decisiva en este aspecto, de Estanislao Cannizzarro, en estas notas se presentará un recuento breve de varios de los esfuerzos realizados en esa dirección.
Thomas Thomson (Inglés) por ejemplo, consideró al oxígeno como patrón para los pesos atómicos asignándole una (1) unidad de peso relativo. Para esa época, los avances en la tecnología, la precisión y confiabilidad de las mediciones habían demostrado que el oxígeno era 8 veces más pesado que el hidrógeno, por lo que entonces este último pesaría 0.125 unidades en relación con el primero. Leamos las palabras del propio Dr. Thomson:
1. Hidrógeno es el más liviano de todos los cuerpos. Su peso atómico es 0.125.
2. El peso atómico de todos los demás cuerpos simples son múltiplos de 0.25 = 2 átomos de hidrógeno. Consecuentemente, el número que denota a cada uno de los pesos atómicos es o un número entero o un número fraccional, terminando en uno o en algunos de los siguientes decimales: 0.25, 0.5, 0.75.
3. El peso atómico de los soportes son como siguen:
Oxígeno 1
Cloro 4.5
Yodo 15.5
Ellos son todos múltiplos de 0.5, ó 4 átomos de hidrógeno.
4. El peso atómico de los combustibles acidificables son como siguen:
Carbono 0.75 Azufre 2
Boro 1 Telurio 4
Silicio 1 Arsénico 4.75
Fósforo 1.5 Selenio 5
Azote 1.75
Es claro que el autor establece que los pesos relativos de los átomos son todos múltiplos del peso relativo del átomo de hidrógeno. El ilustre Berzelius también se había afanado por determinar esa relación de pesos, por lo que Thomas Thomson hace referencia a él:
Antes de concluir estas observaciones generales, diré algunas pocas palabras respecto a la ley de Berzelius, aquella de que “en todas las sales, los átomos de oxígeno en el ácido constituye un múltiplo de un número entero del oxígeno en la base”. Esta ley se fundamentó en el primer conjunto de análisis exactos que realizó Berzelius sobre sales neutrales. Ahora, como las sales neutrales son, en general, combinaciones de un átomo de protóxido con un átomo de un ácido, es obvio que los átomos de oxígeno en el ácido en tales sales, deben ser múltiplos del átomo de oxígeno en la base; porque cada número entero es un múltiplo de la unidad. Por lo tanto, las sales neutrales no son la clase de sales por medio de las cuales la precisión de esta supuesta ley pueda ponerse a prueba.
Cuando el ácido contiene 2 átomos de oxígeno, y la base 1 átomo, es claro que todas las sales sesquis obedecen a la ley de Berzelius; porque 1 ½ átomos de ácido contendrán 3 átomos de oxígeno, y 3 es, por supuesto, un múltiplo de 1; pero en ácidos que contengan 1 ó 3 átomos de oxígeno, la ley de Berzelius no se cumple…………..
.... con lo que sabemos hasta la fecha, parece ser evidencia de que la regla de Berzelius no puede considerarse como una ley general de la química; y corremos el riesgo de caer en los más grandes errores si hacemos uso de tal ley en el cálculo de los pesos atómicos y las constituciones de los ácidos y bases. He señalado algunos ejemplos notables de este error cuando experimenté con uranio, lo cual sólo es necesario mencionar.1
Con lo que no contaba el Dr. Thomson fue que sus breves palabras fueran recibidas por Berzelius de la manera que el /la amable lector/a podrá comprender. Dice Berzelius:
Este trabajo pertenece a esos pocos productos de los cuales la ciencia no deriva ningún beneficio. Mucha de la parte experimental, aún en los experimentos fundamentales, parecen haberse hecho sobre el escritorio; y la mayor civilidad que sus contemporáneos le pueden hacer al autor, es olvidar que eso fue alguna vez publicado......
Acto seguido Berzelius expone las razones de su introducción y detalla algunos de los experimentos desarrollados por él y otros, después de lo cual, concluye:
Alguien le debió decir a Thomson que todo su trabajo tenía poco valor porque en el experimento fundamental, el zinc se precipitó por carbonato de soda en frío. A este comentario privado, Thomson abiertamente respondió y supuso que los químicos le darían reconocimiento por el método de separar así el óxido de zinc de los ácidos, y omitió, por lo tanto los detalles.... El carácter de este trabajo de Thomson, se debe excluir de aquí; pero me parece, que el amor por el desarrollo real de la ciencia hace imperativo el detectar el charlatanismo, y exponerlo para el juicio de todos, si amerita.1
La disputa tornose agria. La respuesta de Thomas Thomson, entre otras defensas, fue:
Caballeros:
.........No había visto este ataque anteriormente; pero si había escuchado sobre él, y había sido informado de su naturaleza y espíritu por algunos caballeros extranjeros, a quienes tengo el placer de tenerlos entre mis amigos. Yo había resuelto no prestarle atención, estando consciente de que en lo que respecta a mi reputación y carácter, no me haría ningún daño. Mi carácter y reputación están tan bien establecidas en mi propio país, en donde soy mejor conocido, para correrme cualquier riesgo con la vil difamación del Profesor de Stockholm. Pude haberle dicho que mis sentimientos estaban por lo menos tan altos, y mi conducta a lo largo de mi vida, por lo menos, tan honorable como la suya propia. Pude haberle devuelto su vil infamia con el desprecio que el se merece, y demandar esa disculpa que todo caballero siente con derecho para sí cuando su carácter ha sido injustamente denigrado. La pregunta no era si mis experimentos eran o no precisos; sino si yo era un hombre honesto o un canalla. ……………………………………………………………………………………………………………….
Por lo tanto se puede conseguir amplio testimonio para legitimar el desempeño de mis experimentos y trabajos. Pero ciertamente, ese hombre está lamentablemente ignorante de los sentimientos morales en Gran Bretaña, que puedo suponer que sólo existe un Profesor de Química en una de las más prestigiosas escuelas de medicina capaz de colocar la honorabilidad y la honestidad en desconfianza.
Por largo tiempo he sido advertido de los sentimientos malignos que Berzelius ha acumulado con respecto a mi, y hasta he recibido noticias de algunos ataques que ha enviado a otras revistas extranjeras; pero que los editores han rehusado insertar. Ni soy un ignorante del origen de estos sentimientos malignos; ni pretendo ser menos que un genio irritable por otras personas, debo reconocer que he visto el ataque de Berzelius con gran indiferencia. Nunca he tenido el placer de conocerlo, y estaba satisfecho con pensar que él se había formado una idea errónea, tanto de mi carácter como de mi conducta. No fue en contra mía, sino en contra de un hombre semejante a su propia creación. Resolví no tomar represalias y todavía pienso no desviarme de eso. Debo continuar aprovechándome de todos los experimentos de Berzelius, y seguir usando el privilegio de cuestionar sus teorías cuando piense que están erróneas. Pero debo continuar hablando de él como siempre lo he hecho, con respeto por sus talentos y laboriosidad; y no permitir que ninguna conducta inapropiada de su parte me desvíe en cualquier cosa que me baje del rango, el cual estoy consciente de mantener como hombre de ciencia y de una conducta recta.
Soy, caballeros, su humilde servidor,
THOMAS THOMSON1
En el problema de la determinación de los pesos atómicos se involucraron otros numerosos y prestigiosos investigadores. Entre ellos cabe destacar, aunque brevemente, la aportación de Edward Turner, quien favoreció la posición de Berzelius. Escribió2:
La adopción por los químicos británicos de la opinión de que los pesos atómicos son múltiplos de números enteros del peso atómico de hidrógeno, y la aparente contradicción dada a tal opinión por un distinguido analista como Berzelius, me indujo hace como tres años a investigar y cuestionar este tema. Como recientemente se expresa alguna evidencia en el Primer Principio de la Química publicado por el Dr. Thomson, he resuelto abordar el tema otra vez con la intención de poner a prueba de cuidadosos experimentos algunas alegaciones contenidas en el mismo. Comencé con la investigación de la composición de cloruro de bario, porque el Dr. Thomson lo ha usado como medio para obtener una considerable cantidad de sus resultados. Mi investigación, publicada en las Transacciones Filósóficas de 1829, demostraron la existencia de un error importante, y el Dr. Thomson al tener conocimiento de este error, cambió el equivalente de bario de 70 a 68. Es obvio que este error tuvo que afectar muchos de sus otros equivalentes.
Para que los lectores tengan una idea de lo preciso de las investigaciones, tanto de Turner como de Berzelius, citamos del mismo trabajo:
Plomo — El equivalente de plomo se usa frecuentemente como la base de cálculos en química. El número adoptado en este país, bajo la autoridad del Dr. Thomson, es 104.
Últimamente, Berzelius ha repetido sus primeros experimentos sobre este tema, reduciendo óxido de plomo al estado de metal mediante el gas hidrógeno. Tomando sus dos más disímiles resultados, y tomando como 8 a oxígeno, el equivalente de plomo sería 103.42 en un caso y 103.64 en el otro caso....... Después de muchos ensayos, tengo la certeza de que el equivalente de plomo no es más alto de 103.6. Probablemente sea algo menor; de tal manera que el 103.5, bien cercano al promedio de lo logrado por Berzelius, está cerca de la verdad. El siguiente experimento pondrá a prueba el valor de este estimado……..
De estos datos, se sigue que el equivalente de cloro es 35.45.
Las conclusiones generales que deduzco de las anteriores notas son las siguientes:
1. Los pesos atómicos, usados comúnmente por los químicos británicos, han sido adoptados sin haber sido cuestionados, y algunos de los más importantes son erróneos.
2. La hipótesis de que los pesos equivalentes son múltiplos de un número entero del equivalente de hidrógeno, es inconsistente con el estado presente del conocimiento sobre la química, difiriendo de la experimentación.
3. Los siguientes equivalentes son casi correctos:
Plomo 103.5
Plata 108
Bario 68.7
Cloro 35.45
Nitrógeno 14
El producto neto de esta actividad humana fue una lista de los pesos atómicos relativos de excelente precisión: Una tabla de pesos atómicos relativos. Muchos de ellos apenas han variado respecto a los valores que se aceptan hoy día. Los valores para los pesos atómicos calculados por Berzelius se impusieron, pero para la época de estos célebres investigadores no sólo esos valores quedaron en entredicho, sino que toda la Teoría Atómica sufrió un descrédito preocupante. ¿A qué se debió esta debacle? Tal parece que los grandes triunfos alcanzados por el intelecto de estos investigadores, y otros que no se han podido mencionar, hicieron de esta teoría como si fuese un globo que inflándose, volara alto y que por una falla en sus fundamentos comenzará a caer.
La falla principal se puede atribuir a que, habiendo Berzelius resuelto en gran parte el problema de los pesos atómicos de los elementos hasta ese entonces conocidos, cimentó aún más la Teoría Atómica con su hipótesis dualista [la cual se aceptó ampliamente en esos tiempos], aquella que sostenía que las substancias existen porque sus constituyentes se pueden juntar debido a las dos fuerzas eléctricas opuestas que se han mencionado.
Sin embargo, esta hipótesis quedó desfavorecida ante abrumadoras evidencias encontradas más tarde. Al desvanecerse el concepto electroquímico (como sucedió con el concepto del flogisto, el calórico, la síntesis de Dalton y varios otras suposiciones) como causa de las reacciones químicas, todo lo que se enlazaba a esta idea central quedó en duda. No es de extrañar que así sucediera. Las insatisfacciones en las explicaciones científicas, son las que, en gran medida, propician condiciones para gestar nuevas teorías. Cabe recordar en este punto que un error en los cálculos de Newton lo hizo alejarse de una explicación satisfactoria para los movimientos de la luna e hizo olvidar a muchos los grandes éxitos explicativos, integradores, orientadores y predictivos de la Teoría de la Gravitación Universal.1
En los esbozos anteriores, se ha hecho referencia, en vez de al peso atómico, al concepto equivalente químico. Éste va internándose en la jerga química, tal vez por el mismo descontento que sentían muchos con la idea de los átomos. La idea del equivalente fue defendida en sus inicios por un distinguido científico de nombre William Hyde Wollaston (1766-1828). Su trabajo, aplicado a la familia de las sales, lo llamó Una Escala Sinóptica del Equivalente Químico, sintetiza la idea. Es importante señalar que el concepto equivalente es muy significativo en la química de nuestros días. El equivalente está basado fundamentalmente en el hecho de la estequiometría. Mediante ésta, se pueden calcular las cantidades de las substancias resultantes a partir de las cantidades que reaccionan, tal y como podrá recordar quien nos ha leído, cuando se practicó con los ejercicios matemáticos que involucraron las leyes de las proporciones definidas y de conservación de la masa. Sin embargo, y lamentablemente, sus aplicaciones más profundas en la Química quedan fuera de los propósitos de nuestro curso.
Otro trabajo de gran significado para superar el problema de la deterrminación los pesos atómicos relativos lo fue el propuesto por dos investigadores, Pierre Dulong y Alexis Therese Petit, mejor conocidos por sus apellidos respectivos: Dulong y Petit. Laborando juntos llegaron a un sorprendente hallazgo. Según sus propias palabras2.
Estamos convencidos de que ciertas propiedades de la materia aparecerían en forma sencilla y podrían expresarse en le¬yes más uniformes y menos complicadas si se buscara la relación entre ellas y los factores de los cuales ellas dependen. Hemos tratado de introducir los resultados más probables derivados de la teoría atómica en el estudio de algunas de esas propiedades que aparecen estar íntimamente ligadas a la acción individual de las partículas de la materia. El éxito que hemos alcanzado nos inclina a pensar que este tipo de razonamiento no solamente contribuye al progreso de la física, sino que tam¬bién da a la teoría atómica un nuevo grado de probabilidad.………………………………………………………………………………..
Para presentar la ley que nos proponemos hacer conocer hemos relacionado los calores específicos de los diferentes ele¬mentos con los pesos relativos de sus átomos. ..........................................................................................................................................
Elemento Calor específico
* Peso relativo
de los átomos
** Producto del peso de cada átomo
y la correspondiente capacidad
Bismuto 0.0288 13.30 0.3830
Plomo 0.0293 12.95 0.3794
Oro 0.0298 12.43 0.3704
Platino 0.0314 11.16*** 0.3740
Estaño 0.0514 7.35 0.3779
Plata 0.0557 6.075 0.3759
Zinc 0.0927 4.03 0.3756
Telurio 0.0912 4.03 0.3675
Cobre 0.0949 3.957 0.3755
Níquel 0.1035 3.69 0.3819
Hierro 0.1100 3.692 0.3731
Cobalto 0.1498 2.46 0.3685
Azufre 0.1880 2.011 0.3780
Para pasar de los calores específicos observados experi¬mentalmente a los calores específicos de las partículas, bastará dividir los primeros por el número de partículas contenidas en pesos iguales de las substancias a compararse. Está claro que el número de partículas contenido en pesos iguales de materia es inversamente proporcional al peso de los átomos. De este modo los resultados deseados se obtendrán multiplicando cada uno de los calores específicos determinados experimentalmente por el peso del átomo correspondiente. Una mera inspección de estas cifras revela una relación tan sorprendente en su sen¬cillez, que se reconoce la existencia de una ley física capaz de ser generalizada y extendida a todos los elementos.”
* C.E. del agua =1, ** Peso atómico de oxígeno = 1, ***Aparente error de imprenta, debe ser 11.91
Podemos, por medio de los números que contiene la tabla anterior, calcular fácilmente la proporción entre las capacidades de los diferentes átomos. Notemos, por lo tanto, que para proceder desde el calor específico obtenido por observación al calor específico de las partículas mismas, es necesario dividir lo anterior por el número de partículas contenido en iguales pesos de las substancias que se comparan. Es obvio que el número de partículas contenido en pesos iguales de materia es inversamente proporcional a la densidad de los átomos. De este modo los resultados deseados se obtendrán multiplicando cada uno de los calores específicos determinados experimentalmente por el peso del átomo correspondiente. Son estos últimos números los que se presentan en la columna de la derecha de la tabla anterior.
Una mera inspección de estas cifras revela una relación tan sorprendente en su sen¬cillez, que se reconoce la existencia de una ley física capaz de ser generalizada y extendida a todos los elementos. En efecto, el producto en cuestión, que expresa las capacidades de los diferentes átomos, se aproxima a un valor constante a tal grado, que es imposible que las pequeñas diferencias que se advierten no sean otra cosa que el producto de los errores experimentales inevitables, tanto en la medición de las capacidades como en los análisis químicos, especialmente si se ha notado que en ciertos casos los errores incurridos de estas dos fuentes pueden ir en la misma dirección y por lo tanto se pueden haber multiplicado en el resultado final. El número y la diversidad de las substancias sobre las que hemos trabajado evita considerar la relación que hemos indicado como una sencillamente fortuita y se debe concluir la siguiente ley: Los átomos de todas las substancias sencillas tienen la misma capacidad de calor.
La constante de Dulong y Petit se puede aproximar a 0.375. No obstante, este número no resulta de fácil manejo aritmético. Es de notarse que estos decimales surgen por haber adoptado el valor del peso atómico de oxígeno como 1. Por lo tanto, al designar el peso atómico de oxígeno como 16, como se hizo al poco tiempo, la constante de Dulong y Petit se aproxima a 6,
lo cual resulta en una mayor simplificación aritmética. Como ejemplo, el peso atómico para Bismuto es 13.30 en comparación con el oxígeno = 1. Si el oxígeno fuera 16, el peso atómico para Bismuto sería 13.30 x 16 = 212.80. Por lo tanto, el producto de su calor específico y su peso atómico vendría a ser 212.80 x 0.0288 = 6.13
En otras palabras, en vez de :
(C.E.) (P.A.) = 0.375, tendremos:
(C.E.) (P.A.) = 6
Ante el hallazgo simple de Dulong y Petit, Dalton tuvo algún reparo, pues no pudo creerlo. Escribió1:
El ensayo de M. M. Dulong y Petit, en el volumen 10 de An. de Chimie (ver An. of Philosophy, vol. 14, 1819) manifiesta una gran ingenuidad. No parece, sin embargo, afortunado tampoco en teoría..........
Es muy difícil convencer a alguien, tanto por razonamiento como por la experiencia que un cierto número de partículas de mecurio a una temperatura de 40, sea en el estado sólido, líquido o de fluido elástico, tengan todas la misma capacidad por el calor. De hecho, los experimentos de De la Roche y Berard, si a ellos se les puede acreditar, demuestran que el aire condensado tiene una capacidad de calor inferior que el aire rarificado; y que si el mismo cuerpo cambia su capacidad de calor en la forma elástica, se puede concluir muy bien que todas las formas de los cuerpos no tienen la misma capacidad por el calor.
…………………………………………………………………………………………………..
El calor específico de ciertos metales medidos por ellos difiere grandemente de lo que ha sido encontrado por otros investigadores. Por ejemplo, el valor encontrado por ellos para el caso de plomo es de 0.0293; mientras que el más bajo conocido es el obtenido por Crawford, 0.0352 y el más alto es el de Kirwan, 0.050; de diferentes experimentos yo he encontrado un valor promedio de 0.032. …………………………………………………………………………………
Parece que ellos han tenido una dificultad. Ellos han concebido que el calor específico de los cuerpos, esto es, el calor producido por iguales incrementos de temperatura, debe ser necesariamente proporcional a su calor completo. Esto es completamente hipotético, hasta que se establezca experimentalmente. La generalidad de los escritores en el tema lo han concebido así y casi lo han confirmado por la experimentación ....................………………………………..
No estoy al tanto de ningún hecho establecido que no admita la explicación sobre la hipótesis de que el calor existe en una cantidad definida en todos los cuerpos, y que no es capaz de cambiar, excepto quizás en uno de los otros igualmente imponderables cuerpos, luz o electricidad.
La búsqueda de una solución para el problema de los pesos atómicos que fuese satisfactoria para todas las partes, no se logró hasta la presentación del trabajo de otro de los pilares de esta teoría atómica: Estanislao Cannizzaro. Estudiemos sus proposiciones; pero antes conozca algunos de los datos biográficos que aparecen en su Guía de Estudio acerca de este renombrado investigador.
Recordando la teoría dualista de Berzelius para la composición de la materia, ¿Cómo explicar que dos átomos idénticos como los de oxígeno, o los de hidrógeno, o cualesquiera otros dos o más átomos pudieran permanecer unidos en grupos aún con cargas ( cada uno de ellos ) de igual naturaleza, por haberse supuestos idénticos? Se sabe que cargas iguales se repelen.
Avogadro no especificó cuántas moléculas elementales (átomos) contenía la molécula integral de las substancias en cuestión.
Varios críticos pensaron que la hipótesis de Avogadro era una atrevida, porque aunque se inventó para el estado gaseoso, Avogadro la extrapolaba a los estados sólidos y líquidos.
La incertidumbre en torno a los pesos atómicos relativos agravaba el estado del conocimiento de la Química. Antes de discutir la aportación, decisiva en este aspecto, de Estanislao Cannizzarro, en estas notas se presentará un recuento breve de varios de los esfuerzos realizados en esa dirección.
Thomas Thomson (Inglés) por ejemplo, consideró al oxígeno como patrón para los pesos atómicos asignándole una (1) unidad de peso relativo. Para esa época, los avances en la tecnología, la precisión y confiabilidad de las mediciones habían demostrado que el oxígeno era 8 veces más pesado que el hidrógeno, por lo que entonces este último pesaría 0.125 unidades en relación con el primero. Leamos las palabras del propio Dr. Thomson:
1. Hidrógeno es el más liviano de todos los cuerpos. Su peso atómico es 0.125.
2. El peso atómico de todos los demás cuerpos simples son múltiplos de 0.25 = 2 átomos de hidrógeno. Consecuentemente, el número que denota a cada uno de los pesos atómicos es o un número entero o un número fraccional, terminando en uno o en algunos de los siguientes decimales: 0.25, 0.5, 0.75.
3. El peso atómico de los soportes son como siguen:
Oxígeno 1
Cloro 4.5
Yodo 15.5
Ellos son todos múltiplos de 0.5, ó 4 átomos de hidrógeno.
4. El peso atómico de los combustibles acidificables son como siguen:
Carbono 0.75 Azufre 2
Boro 1 Telurio 4
Silicio 1 Arsénico 4.75
Fósforo 1.5 Selenio 5
Azote 1.75
Es claro que el autor establece que los pesos relativos de los átomos son todos múltiplos del peso relativo del átomo de hidrógeno. El ilustre Berzelius también se había afanado por determinar esa relación de pesos, por lo que Thomas Thomson hace referencia a él:
Antes de concluir estas observaciones generales, diré algunas pocas palabras respecto a la ley de Berzelius, aquella de que “en todas las sales, los átomos de oxígeno en el ácido constituye un múltiplo de un número entero del oxígeno en la base”. Esta ley se fundamentó en el primer conjunto de análisis exactos que realizó Berzelius sobre sales neutrales. Ahora, como las sales neutrales son, en general, combinaciones de un átomo de protóxido con un átomo de un ácido, es obvio que los átomos de oxígeno en el ácido en tales sales, deben ser múltiplos del átomo de oxígeno en la base; porque cada número entero es un múltiplo de la unidad. Por lo tanto, las sales neutrales no son la clase de sales por medio de las cuales la precisión de esta supuesta ley pueda ponerse a prueba.
Cuando el ácido contiene 2 átomos de oxígeno, y la base 1 átomo, es claro que todas las sales sesquis obedecen a la ley de Berzelius; porque 1 ½ átomos de ácido contendrán 3 átomos de oxígeno, y 3 es, por supuesto, un múltiplo de 1; pero en ácidos que contengan 1 ó 3 átomos de oxígeno, la ley de Berzelius no se cumple…………..
.... con lo que sabemos hasta la fecha, parece ser evidencia de que la regla de Berzelius no puede considerarse como una ley general de la química; y corremos el riesgo de caer en los más grandes errores si hacemos uso de tal ley en el cálculo de los pesos atómicos y las constituciones de los ácidos y bases. He señalado algunos ejemplos notables de este error cuando experimenté con uranio, lo cual sólo es necesario mencionar.1
Con lo que no contaba el Dr. Thomson fue que sus breves palabras fueran recibidas por Berzelius de la manera que el /la amable lector/a podrá comprender. Dice Berzelius:
Este trabajo pertenece a esos pocos productos de los cuales la ciencia no deriva ningún beneficio. Mucha de la parte experimental, aún en los experimentos fundamentales, parecen haberse hecho sobre el escritorio; y la mayor civilidad que sus contemporáneos le pueden hacer al autor, es olvidar que eso fue alguna vez publicado......
Acto seguido Berzelius expone las razones de su introducción y detalla algunos de los experimentos desarrollados por él y otros, después de lo cual, concluye:
Alguien le debió decir a Thomson que todo su trabajo tenía poco valor porque en el experimento fundamental, el zinc se precipitó por carbonato de soda en frío. A este comentario privado, Thomson abiertamente respondió y supuso que los químicos le darían reconocimiento por el método de separar así el óxido de zinc de los ácidos, y omitió, por lo tanto los detalles.... El carácter de este trabajo de Thomson, se debe excluir de aquí; pero me parece, que el amor por el desarrollo real de la ciencia hace imperativo el detectar el charlatanismo, y exponerlo para el juicio de todos, si amerita.1
La disputa tornose agria. La respuesta de Thomas Thomson, entre otras defensas, fue:
Caballeros:
.........No había visto este ataque anteriormente; pero si había escuchado sobre él, y había sido informado de su naturaleza y espíritu por algunos caballeros extranjeros, a quienes tengo el placer de tenerlos entre mis amigos. Yo había resuelto no prestarle atención, estando consciente de que en lo que respecta a mi reputación y carácter, no me haría ningún daño. Mi carácter y reputación están tan bien establecidas en mi propio país, en donde soy mejor conocido, para correrme cualquier riesgo con la vil difamación del Profesor de Stockholm. Pude haberle dicho que mis sentimientos estaban por lo menos tan altos, y mi conducta a lo largo de mi vida, por lo menos, tan honorable como la suya propia. Pude haberle devuelto su vil infamia con el desprecio que el se merece, y demandar esa disculpa que todo caballero siente con derecho para sí cuando su carácter ha sido injustamente denigrado. La pregunta no era si mis experimentos eran o no precisos; sino si yo era un hombre honesto o un canalla. ……………………………………………………………………………………………………………….
Por lo tanto se puede conseguir amplio testimonio para legitimar el desempeño de mis experimentos y trabajos. Pero ciertamente, ese hombre está lamentablemente ignorante de los sentimientos morales en Gran Bretaña, que puedo suponer que sólo existe un Profesor de Química en una de las más prestigiosas escuelas de medicina capaz de colocar la honorabilidad y la honestidad en desconfianza.
Por largo tiempo he sido advertido de los sentimientos malignos que Berzelius ha acumulado con respecto a mi, y hasta he recibido noticias de algunos ataques que ha enviado a otras revistas extranjeras; pero que los editores han rehusado insertar. Ni soy un ignorante del origen de estos sentimientos malignos; ni pretendo ser menos que un genio irritable por otras personas, debo reconocer que he visto el ataque de Berzelius con gran indiferencia. Nunca he tenido el placer de conocerlo, y estaba satisfecho con pensar que él se había formado una idea errónea, tanto de mi carácter como de mi conducta. No fue en contra mía, sino en contra de un hombre semejante a su propia creación. Resolví no tomar represalias y todavía pienso no desviarme de eso. Debo continuar aprovechándome de todos los experimentos de Berzelius, y seguir usando el privilegio de cuestionar sus teorías cuando piense que están erróneas. Pero debo continuar hablando de él como siempre lo he hecho, con respeto por sus talentos y laboriosidad; y no permitir que ninguna conducta inapropiada de su parte me desvíe en cualquier cosa que me baje del rango, el cual estoy consciente de mantener como hombre de ciencia y de una conducta recta.
Soy, caballeros, su humilde servidor,
THOMAS THOMSON1
En el problema de la determinación de los pesos atómicos se involucraron otros numerosos y prestigiosos investigadores. Entre ellos cabe destacar, aunque brevemente, la aportación de Edward Turner, quien favoreció la posición de Berzelius. Escribió2:
La adopción por los químicos británicos de la opinión de que los pesos atómicos son múltiplos de números enteros del peso atómico de hidrógeno, y la aparente contradicción dada a tal opinión por un distinguido analista como Berzelius, me indujo hace como tres años a investigar y cuestionar este tema. Como recientemente se expresa alguna evidencia en el Primer Principio de la Química publicado por el Dr. Thomson, he resuelto abordar el tema otra vez con la intención de poner a prueba de cuidadosos experimentos algunas alegaciones contenidas en el mismo. Comencé con la investigación de la composición de cloruro de bario, porque el Dr. Thomson lo ha usado como medio para obtener una considerable cantidad de sus resultados. Mi investigación, publicada en las Transacciones Filósóficas de 1829, demostraron la existencia de un error importante, y el Dr. Thomson al tener conocimiento de este error, cambió el equivalente de bario de 70 a 68. Es obvio que este error tuvo que afectar muchos de sus otros equivalentes.
Para que los lectores tengan una idea de lo preciso de las investigaciones, tanto de Turner como de Berzelius, citamos del mismo trabajo:
Plomo — El equivalente de plomo se usa frecuentemente como la base de cálculos en química. El número adoptado en este país, bajo la autoridad del Dr. Thomson, es 104.
Últimamente, Berzelius ha repetido sus primeros experimentos sobre este tema, reduciendo óxido de plomo al estado de metal mediante el gas hidrógeno. Tomando sus dos más disímiles resultados, y tomando como 8 a oxígeno, el equivalente de plomo sería 103.42 en un caso y 103.64 en el otro caso....... Después de muchos ensayos, tengo la certeza de que el equivalente de plomo no es más alto de 103.6. Probablemente sea algo menor; de tal manera que el 103.5, bien cercano al promedio de lo logrado por Berzelius, está cerca de la verdad. El siguiente experimento pondrá a prueba el valor de este estimado……..
De estos datos, se sigue que el equivalente de cloro es 35.45.
Las conclusiones generales que deduzco de las anteriores notas son las siguientes:
1. Los pesos atómicos, usados comúnmente por los químicos británicos, han sido adoptados sin haber sido cuestionados, y algunos de los más importantes son erróneos.
2. La hipótesis de que los pesos equivalentes son múltiplos de un número entero del equivalente de hidrógeno, es inconsistente con el estado presente del conocimiento sobre la química, difiriendo de la experimentación.
3. Los siguientes equivalentes son casi correctos:
Plomo 103.5
Plata 108
Bario 68.7
Cloro 35.45
Nitrógeno 14
El producto neto de esta actividad humana fue una lista de los pesos atómicos relativos de excelente precisión: Una tabla de pesos atómicos relativos. Muchos de ellos apenas han variado respecto a los valores que se aceptan hoy día. Los valores para los pesos atómicos calculados por Berzelius se impusieron, pero para la época de estos célebres investigadores no sólo esos valores quedaron en entredicho, sino que toda la Teoría Atómica sufrió un descrédito preocupante. ¿A qué se debió esta debacle? Tal parece que los grandes triunfos alcanzados por el intelecto de estos investigadores, y otros que no se han podido mencionar, hicieron de esta teoría como si fuese un globo que inflándose, volara alto y que por una falla en sus fundamentos comenzará a caer.
La falla principal se puede atribuir a que, habiendo Berzelius resuelto en gran parte el problema de los pesos atómicos de los elementos hasta ese entonces conocidos, cimentó aún más la Teoría Atómica con su hipótesis dualista [la cual se aceptó ampliamente en esos tiempos], aquella que sostenía que las substancias existen porque sus constituyentes se pueden juntar debido a las dos fuerzas eléctricas opuestas que se han mencionado.
Sin embargo, esta hipótesis quedó desfavorecida ante abrumadoras evidencias encontradas más tarde. Al desvanecerse el concepto electroquímico (como sucedió con el concepto del flogisto, el calórico, la síntesis de Dalton y varios otras suposiciones) como causa de las reacciones químicas, todo lo que se enlazaba a esta idea central quedó en duda. No es de extrañar que así sucediera. Las insatisfacciones en las explicaciones científicas, son las que, en gran medida, propician condiciones para gestar nuevas teorías. Cabe recordar en este punto que un error en los cálculos de Newton lo hizo alejarse de una explicación satisfactoria para los movimientos de la luna e hizo olvidar a muchos los grandes éxitos explicativos, integradores, orientadores y predictivos de la Teoría de la Gravitación Universal.1
En los esbozos anteriores, se ha hecho referencia, en vez de al peso atómico, al concepto equivalente químico. Éste va internándose en la jerga química, tal vez por el mismo descontento que sentían muchos con la idea de los átomos. La idea del equivalente fue defendida en sus inicios por un distinguido científico de nombre William Hyde Wollaston (1766-1828). Su trabajo, aplicado a la familia de las sales, lo llamó Una Escala Sinóptica del Equivalente Químico, sintetiza la idea. Es importante señalar que el concepto equivalente es muy significativo en la química de nuestros días. El equivalente está basado fundamentalmente en el hecho de la estequiometría. Mediante ésta, se pueden calcular las cantidades de las substancias resultantes a partir de las cantidades que reaccionan, tal y como podrá recordar quien nos ha leído, cuando se practicó con los ejercicios matemáticos que involucraron las leyes de las proporciones definidas y de conservación de la masa. Sin embargo, y lamentablemente, sus aplicaciones más profundas en la Química quedan fuera de los propósitos de nuestro curso.
Otro trabajo de gran significado para superar el problema de la deterrminación los pesos atómicos relativos lo fue el propuesto por dos investigadores, Pierre Dulong y Alexis Therese Petit, mejor conocidos por sus apellidos respectivos: Dulong y Petit. Laborando juntos llegaron a un sorprendente hallazgo. Según sus propias palabras2.
Estamos convencidos de que ciertas propiedades de la materia aparecerían en forma sencilla y podrían expresarse en le¬yes más uniformes y menos complicadas si se buscara la relación entre ellas y los factores de los cuales ellas dependen. Hemos tratado de introducir los resultados más probables derivados de la teoría atómica en el estudio de algunas de esas propiedades que aparecen estar íntimamente ligadas a la acción individual de las partículas de la materia. El éxito que hemos alcanzado nos inclina a pensar que este tipo de razonamiento no solamente contribuye al progreso de la física, sino que tam¬bién da a la teoría atómica un nuevo grado de probabilidad.………………………………………………………………………………..
Para presentar la ley que nos proponemos hacer conocer hemos relacionado los calores específicos de los diferentes ele¬mentos con los pesos relativos de sus átomos. ..........................................................................................................................................
Elemento Calor específico
* Peso relativo
de los átomos
** Producto del peso de cada átomo
y la correspondiente capacidad
Bismuto 0.0288 13.30 0.3830
Plomo 0.0293 12.95 0.3794
Oro 0.0298 12.43 0.3704
Platino 0.0314 11.16*** 0.3740
Estaño 0.0514 7.35 0.3779
Plata 0.0557 6.075 0.3759
Zinc 0.0927 4.03 0.3756
Telurio 0.0912 4.03 0.3675
Cobre 0.0949 3.957 0.3755
Níquel 0.1035 3.69 0.3819
Hierro 0.1100 3.692 0.3731
Cobalto 0.1498 2.46 0.3685
Azufre 0.1880 2.011 0.3780
Para pasar de los calores específicos observados experi¬mentalmente a los calores específicos de las partículas, bastará dividir los primeros por el número de partículas contenidas en pesos iguales de las substancias a compararse. Está claro que el número de partículas contenido en pesos iguales de materia es inversamente proporcional al peso de los átomos. De este modo los resultados deseados se obtendrán multiplicando cada uno de los calores específicos determinados experimentalmente por el peso del átomo correspondiente. Una mera inspección de estas cifras revela una relación tan sorprendente en su sen¬cillez, que se reconoce la existencia de una ley física capaz de ser generalizada y extendida a todos los elementos.”
* C.E. del agua =1, ** Peso atómico de oxígeno = 1, ***Aparente error de imprenta, debe ser 11.91
Podemos, por medio de los números que contiene la tabla anterior, calcular fácilmente la proporción entre las capacidades de los diferentes átomos. Notemos, por lo tanto, que para proceder desde el calor específico obtenido por observación al calor específico de las partículas mismas, es necesario dividir lo anterior por el número de partículas contenido en iguales pesos de las substancias que se comparan. Es obvio que el número de partículas contenido en pesos iguales de materia es inversamente proporcional a la densidad de los átomos. De este modo los resultados deseados se obtendrán multiplicando cada uno de los calores específicos determinados experimentalmente por el peso del átomo correspondiente. Son estos últimos números los que se presentan en la columna de la derecha de la tabla anterior.
Una mera inspección de estas cifras revela una relación tan sorprendente en su sen¬cillez, que se reconoce la existencia de una ley física capaz de ser generalizada y extendida a todos los elementos. En efecto, el producto en cuestión, que expresa las capacidades de los diferentes átomos, se aproxima a un valor constante a tal grado, que es imposible que las pequeñas diferencias que se advierten no sean otra cosa que el producto de los errores experimentales inevitables, tanto en la medición de las capacidades como en los análisis químicos, especialmente si se ha notado que en ciertos casos los errores incurridos de estas dos fuentes pueden ir en la misma dirección y por lo tanto se pueden haber multiplicado en el resultado final. El número y la diversidad de las substancias sobre las que hemos trabajado evita considerar la relación que hemos indicado como una sencillamente fortuita y se debe concluir la siguiente ley: Los átomos de todas las substancias sencillas tienen la misma capacidad de calor.
La constante de Dulong y Petit se puede aproximar a 0.375. No obstante, este número no resulta de fácil manejo aritmético. Es de notarse que estos decimales surgen por haber adoptado el valor del peso atómico de oxígeno como 1. Por lo tanto, al designar el peso atómico de oxígeno como 16, como se hizo al poco tiempo, la constante de Dulong y Petit se aproxima a 6,
lo cual resulta en una mayor simplificación aritmética. Como ejemplo, el peso atómico para Bismuto es 13.30 en comparación con el oxígeno = 1. Si el oxígeno fuera 16, el peso atómico para Bismuto sería 13.30 x 16 = 212.80. Por lo tanto, el producto de su calor específico y su peso atómico vendría a ser 212.80 x 0.0288 = 6.13
En otras palabras, en vez de :
(C.E.) (P.A.) = 0.375, tendremos:
(C.E.) (P.A.) = 6
Ante el hallazgo simple de Dulong y Petit, Dalton tuvo algún reparo, pues no pudo creerlo. Escribió1:
El ensayo de M. M. Dulong y Petit, en el volumen 10 de An. de Chimie (ver An. of Philosophy, vol. 14, 1819) manifiesta una gran ingenuidad. No parece, sin embargo, afortunado tampoco en teoría..........
Es muy difícil convencer a alguien, tanto por razonamiento como por la experiencia que un cierto número de partículas de mecurio a una temperatura de 40, sea en el estado sólido, líquido o de fluido elástico, tengan todas la misma capacidad por el calor. De hecho, los experimentos de De la Roche y Berard, si a ellos se les puede acreditar, demuestran que el aire condensado tiene una capacidad de calor inferior que el aire rarificado; y que si el mismo cuerpo cambia su capacidad de calor en la forma elástica, se puede concluir muy bien que todas las formas de los cuerpos no tienen la misma capacidad por el calor.
…………………………………………………………………………………………………..
El calor específico de ciertos metales medidos por ellos difiere grandemente de lo que ha sido encontrado por otros investigadores. Por ejemplo, el valor encontrado por ellos para el caso de plomo es de 0.0293; mientras que el más bajo conocido es el obtenido por Crawford, 0.0352 y el más alto es el de Kirwan, 0.050; de diferentes experimentos yo he encontrado un valor promedio de 0.032. …………………………………………………………………………………
Parece que ellos han tenido una dificultad. Ellos han concebido que el calor específico de los cuerpos, esto es, el calor producido por iguales incrementos de temperatura, debe ser necesariamente proporcional a su calor completo. Esto es completamente hipotético, hasta que se establezca experimentalmente. La generalidad de los escritores en el tema lo han concebido así y casi lo han confirmado por la experimentación ....................………………………………..
No estoy al tanto de ningún hecho establecido que no admita la explicación sobre la hipótesis de que el calor existe en una cantidad definida en todos los cuerpos, y que no es capaz de cambiar, excepto quizás en uno de los otros igualmente imponderables cuerpos, luz o electricidad.
La búsqueda de una solución para el problema de los pesos atómicos que fuese satisfactoria para todas las partes, no se logró hasta la presentación del trabajo de otro de los pilares de esta teoría atómica: Estanislao Cannizzaro. Estudiemos sus proposiciones; pero antes conozca algunos de los datos biográficos que aparecen en su Guía de Estudio acerca de este renombrado investigador.
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