La Teoría Atómica propuesta por Dalton recibió oposición desde diferentes frentes, como se ha mencionado anteriormente. Uno de los ataques procedió de un distinguido químico de la época de nombre William Whewell. Sostenía1 :
La Teoría atómica considerada en sus fundamentos químicos — hemos visto que las combinaciones que resultan de la afinidad atómica son definidas, una cierta cantidad de un ingrediente uniéndose, no con una incierta cantidad, sino con una cantidad específica de otro ingrediente. Pero se ha encontrado, además de este principio, que un ingrediente podría, con frecuencia, combinarse con otro en diferentes proporciones, y que, en tales casos, estas proporciones son múltiplos unas de otras. ..............................................................................................................................
Hemos encontrado que potasa es un compuesto de una base metálica, potasio y oxígeno, en la proporción de 490 a 100; suponemos, entonces, que una partícula de potasa consiste de una partícula de potasio y una partícula de oxígeno, y estas últimas partículas, debido a que no vemos al presente la necesidad de dividirlas, potasio y oxígeno siendo cuerpos sencillos, los podemos llamar átomos, y asumir que son indivisibles. Y habiendo supuesto que todos los cuerpos sencillos consisten de átomos, explicamos la ocurrencia de las proporciones múltiples y definidas, y construimos la Teoría Atómica.
Hipótesis de los átomos. - Hasta ahora, la suposición de tales átomos, como hemos hablado, sirve para expresar aquellas leyes de la composición química a las cuales nos hemos referido, es una clara y útil generalización. Pero si se quiere que la Teoría Atómica adelante (y parece que su autor, Dr. Dalton, la ha puesto en marcha con tales intenciones) afirmando que los elementos químicos se componen realmente de átomos, esto es, de esas partículas que no se dividen más, no podemos evitar recalcar que para esa conclusión, la investigación química no ha proporcionado, o no puede proporcionar, lo que sea, ninguna evidencia satisfactoria. .......................................................................................................................................................
La suposición de partículas indivisibles, más pequeña que la más pequeña observable, la cual se combina, partícula con partícula, explicará el fenómeno; pero la suposición de partículas comportándose con esta proporción, pero no poseyendo la propiedad de indivisibilidad, explicará el fenómeno por lo menos igualmente de bien.
3. Dificultades químicas de la hipótesis —.............La dificultad no es pequeña cuando se trata de reconciliar esta hipótesis con los hechos químicos. De acuerdo con la teoría, todas las sales, compuestas de un ácido y una base, son análogas en su constitución; y el número de átomos en uno de esos compuestos siendo conocido o asumido, el número de átomos en otra sal se puede determinar. Pero cuando procedemos en este curso de razonamiento a otros cuerpos, como los metales, nos vemos en dificultades. El protóxido de hierro es una base la cual, de acuerdo a todas las analogías, debe consistir de un átomo de hierro y uno de oxígeno: pero el peróxido de hierro es también una base, y aparece por análisis de esta substancia que debe consistir de dos tercios de un átomo de hierro y un átomo de oxígeno. Aquí, entonces nuestro indivisible átomo debe ser divisible, aún en los fundamentos químicos. Y si intentamos evadir esta dificultad haciendo que el peróxido de hierro consiste de dos átomos de hierro y tres de oxígeno, tenemos que hacer una correspondiente alteración en la teoría de la constitución de todos los cuerpos análogos al protóxido; y entonces estaríamos trastocando los verdaderos fundamentos de la teoría. Los hechos químicos, por lo tanto, no sólo no demuestran la Teoría atómica como una verdad física, sino que no son, de acuerdo con ninguna modificación todavía inventada por la teoría, reconciliable con su esquema.
Aproximadamente las mismas conclusiones resultan del intento de emplear la hipótesis química en expresar otra importante ley química; - La ley de las combinaciones de los gases de acuerdo con las proporciones de sus volúmenes, experimentalmente establecida por Guy-Lussac. Para poder dar cuenta de esta ley, se ha sugerido, muy razonablemente, que todos los gases bajo la misma presión, contienen la misma cantidad de átomos en el mismo espacio; y que cuando se combinan, ellos se unen de átomo a átomo. Por lo tanto, un volumen de cloro se une con un volumen de hidrógeno, y forma ácido hidroclórico. Pero entonces este ácido hidroclórico ocupa el espacio de dos volúmenes; y por consiguiente, el número apropiado de partículas no puede ser provisto, mientras que la distribución uniforme de átomos en todos los gases se mantiene, sin dividirse en dos cada una de las partículas compuestas, constituída de un átomo de cloro y un átomo de hidrógeno. Y por supuesto en este caso, la Teoría Atómica es insostenible si implica la indivisibilidad de los átomos.
Tal vez en estas palabras se reafirme e insista en la necesidad teórica de una partícula que sí pueda dividirse: ¿No será la molécula la llamada a satisfacer esta necesidad? Con lo aquí expresado y con el trabajo de Cannizzaro, 18 años después, el trabajo de Avogadro va abriéndose paso por el riguroso y tortuoso, y no pocas veces sufrido, camino de la aceptación científica. Estudiemos el trabajo de Cannizzaro.
domingo, 7 de junio de 2009
ESQUEMA DE UN CURSO DE FILOSOFÍA QUÍMICA
Por: Estanislao Cannizzaro (1826-1910)
Yo creo que el progreso alcanzado por la ciencia durante los últimos años ha confirmado la hipótesis de Avogadro, de Ampère y de Dumas en cuanto a la constitución similar de las substancias en el estado gaseoso; esto es, que volúmenes iguales de estas substancias, bien sean simples o compuestas, contienen números iguales de moléculas; sin embargo, no contienen igual número de átomos, puesto que las moléculas de las distintas substancias, o las de la misma substancia en sus diferentes estados, pueden contener un número diferente de átomos, ya sean de la misma o de diversa naturaleza.
Para llevar a mis estudiantes a la convicción a que yo mismo he llegado, deseo encaminarlos por el mismo sendero que yo he seguido; es decir, el sendero de un examen histórico de las teorías químicas.
Comienzo, pues, en la primera conferencia demostrando cómo del examen de las propiedades físicas de los cuerpos gaseosos y de la ley de Gay-Lussac sobre las relaciones por volumen entre componentes y compuestos gaseosos, surgió casi espontáneamente la hipótesis antes mencionada, la cual fue enunciada primeramente por Avogadro y poco después por Ampère. Analizando la concepción de estos dos físicos, demuestro que dicha hipótesis no contiene nada que sea contradictorio con los datos conocidos, como expongo a continuacuión: 1.o, siempre que distingamos, como ellos hicieron, entre moléculas y átomos; 2.o, siempre que no confundamos los criterios mediante los cuales el número y el peso de las moléculas se comparan con los criterios que sirven para deducir el peso relativo de los átomos, y 3.o, con tal de que no llevemos en nuestras mentes el prejuicio de que mientras las moléculas de los compuestos deben consistir de distintos números de átomos, las moléculas de las substancias simples tienen todas que consistir bien sea de un átomo o, cuando menos, de un número igual de átomos.
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
En la quinta conferencia comienzo aplicando la hipótesis de Avogadro y Ampère para determinar los pesos de las moléculas aun antes de conocer su composición química.
Basándonos en la hipótesis antes mencionada, diremos que los pesos de las moléculas están en proporción a las densidades de las substancias en el estado gaseoso. Si deseamos que las densidades de los vapores (gases) expresen los pesos de las moléculas, es necesario referirlas todas a la densidad de un gas simple tomado como unidad, en lugar de referirlas al peso de una mezcla de dos gases como es el aire.
Siendo el hidrógeno el gas más liviano, podemos tomarlo como la unidad patrón a la cual referir las densidades de los otros gases. En tal caso, dichas densidades expresarán los pesos de las moléculas relativas al peso de la molécula de hidrógeno tomada como unidad.
Puesto que prefiero tomar como unidad común para los pesos de las moléculas y para los de sus fracciones, el peso de media molécula y no el de una molécula completa de hidrógeno, comparo, por lo tanto, las densidades de los diversos gases con la densidad de hidrógeno, asignando a la densidad de hidrógeno el valor de 2. Si las densidades están expresadas en términos de la densidad del aire como unidad, bastará con multiplicar por 14.438 para referirlas a la densidad de hidrógeno como unidad; y por 28.87 para referirlas a la densidad de hidrógeno tomada como igual a 2
A continuación indico las dos series de números que expresan tales pesos:
TABLA I
Nombre de la
substancia
Densidad o pesos de un volumen del gas comparado con el peso de un volumen de hidrógeno. Esto corresponde a los pesos de las moléculas de los gases determinados relativos al peso de una molécula entera de hidrógeno tomada como unidad.
Densidad de los gases determinados al establecer que la densidad del hidrógeno es 2. Esto corresponde a los pesos de las moléculas de los gases determinados relativos al peso de media molécula de hidrógeno tomada como unidad.
Hidrógeno
Oxígeno, corriente
Oxígeno, electrificado
Azufre, bajo 1,000 oC
Azufre , sobre 1,000 oC
Cloro
Bromo
Arsénico1
Mercurio
Agua (vapor de)
Ácido clorhídrico
Ácido acético
16
64
96
32
35.5
80
150
100
9
18.25
30
2
32
128
192
64
71
160
300
200
18
36.50
60
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
Con los pocos ejemplos contenidos en la tabla, demuestro que la misma substancia en sus diferentes formas alotrópicas puede tener diferentes pesos moleculares, sin ocultar el hecho de que los datos experimentales en los cuales se basa esta conclusión, aún requieren de confirmación.
Supongo que el estudio de los diversos compuestos ha comenzado determinando los pesos de sus moléculas; i.e., sus densidades en el estado gaseoso, sin inquirir si son substancias simples o compuestas.
Luego examino la composición de estas moléculas. Si la substancia no se puede descomponer, nos vemos forzados a admitir que su molécula está totalmente constituida de una y la misma clase de materia. Si la substancia es compuesta, se hace el análisis de sus componentes, y así se descubren las relaciones constantes entre los pesos de sus componentes. Luego el peso de la molécula se divide en partes proporcionales a los números que expresan los pesos relativos de los componentes, y así obtenemos las cantidades de estos componentes contenidas en la molécula del compuesto, relativos a la misma unidad a que referimos los pesos de todas las moléculas. Por este método construí la Tabla 2.
Todos los números que aparecen en la Tabla 2 son comparables entre ellos puesto que están referidos a la misma unidad. Y para fijar esto bien en la mente de mis discípulos he recurrido a un simple artificio: Yo les digo a ellos, “Supongamos que se demuestre que media molécula de hidrógeno pesa una millonésima de miligramo, entonces todos los números de la tabla anterior se convertirían en números concretos, expresando en millonésimas de miligaramo los pesos concretos de las moléculas y los de sus componentes: el mismo razonamiento seguiría si la unidad común tuviese cualquier otro valor concreto”, y así los guío para que ganen una concepción clara de la comparatibilidad de esos números, cualquiera que sea el valor concreto de la unidad común.
Una vez que este artificio ha servido su propósito, me apresuro a destruirlo, explicando cómo no es posible saber en realidad el valor concreto de esta unidad; pero las ideas permanecen claras en las mentes de mis discípulos, no importa el grado de conocimientos matemáticos que éstos tengan.
Una vez que mis estudiantes se han familiarizado con la importancia de los números tal como se presentan en la tabla anterior, es fácil guiarlos al descubrimiento de la ley que resulta de la comparación de esos números. “Comparen,” les digo a ellos, “las varias cantidades del mismo elemento contenidas en la molécula de la substancia libre y en aquellas de todos sus diferentes compuestos, y no será posible que se les escape la siguiente ley: Las diferentes cantidades del mismo elemento contenidas en diferentes moléculas son todas múltiplos enteros de una y la misma cantidad, la cual, siempre siendo un entero, tiene el derecho a llamarse peso de un átomo.”
TABLA 2
Nombre de la substancia
Peso de un volumen, i.e., peso de la molécula relativo al peso de media molécula de hidrógeno tomado como igual a 1.
Peso de los componentes de un volumen, i.e., peso de los componentes de la molécula, relativos al peso de media molécula de hidrógeno tomado como igual a 1.
Hidrógeno
Oxígeno, corriente
Oxígeno, electrificado
Azufre debajo de 1,000 oC
Azufre sobre 1,000 oC (?)
Fósforo
Cloro
Bromo
Yodo
Nitrógeno
Arsénico
Mercurio
Ácido Clorhídrico
Ácido Bromhídrico
Ácido Yodhídrico
Agua
Amoníaco
Calomel
Sublimado Corrosivo
Tricloruro de Arsénico
Óxido Carbónico
Ácido Carbónico
Etileno
Propileno
Ácido Acético, hidratado
Ácido Acético, anhidro
Alcohol
Éter
2
32
128
192
64
124
71
160
254
28
300
200
36..5
81
128
18
17
235.5
271
181.5
28
44
28
42
60
102
46
74
2 Hidrógeno
32 Oxígeno
128 Oxígeno
192 Azufre
64 Azufre
124 Fósforo
71 Cloro
160 Bromo
254 Yodo
28 Nitrógeno
300 Arsénico
200 Mercurio
35. 5 Cloro 1Hidrógeno
80 Bromo 1Hidrógeno
127 Yodo 1Hidrógeno
16 Oxígeno 2Hidrógeno
14 Nitrógeno 3Hidrógeno
35. 5 Cloro 200 Mercurio
71 Cloro 200 Mercurio
106.5 Cloro 75 Arsénico
16 Oxígeno 12 Carbono
32 Oxígeno 12 Carbono
4 Hidrógeno 24 Carbono
6 Hidrógeno 36 Carbono
4 Hidrógeno
32 Oxígeno
24 Carbono
6 Hidrógeno
48 Oxígeno
48 Carbono
6 Hidrógeno
16 Oxígeno
24 Carbono
10 Hidrógeno
16 Oxígeno
48 Carbono
Así, pues, los pesos de hidrógeno contenidos en diferentes moléculas son:
Una molécula de hidrógeno libre contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de ácido clorhídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de ácido bromhídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de ácido yodhídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de ácido ciahídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de agua contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de hidrógeno sulfurado contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de ácido fórmico contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de amoníaco contiene 3 de hidrógeno = 3 x 1
Una molécula de ácido acético contiene 4 de hidrógeno = 4 x 1
Una molécula de etileno contiene 4 de hidrógeno = 4 x 1
Una molécula de alcohol contiene 6 de hidrógeno = 6 x 1
Una molécula de éter contiene 10 de hidrógeno = 10 x 1
Así, los varios pesos de hidrógeno contenidos en las diferentes moléculas son múltiplos enteros del peso contenido en la molécula del ácido clrhídrico, lo que justifica el que lo hallamos tomado como la unidad común de los pesos de los átomos y de las moléculas. El átomo de hidrógeno está contenido dos veces en la molécula de hidrógeno libre.
De la misma forma se demuestra que las carias cantidades de cloro que existen en las diferentes moléculas son todas múltiplos enteros de la cantidad contenida en la molécula de ácido clorhídrico, esto es, de 35. 5; y que las cantidades de oxígeno que existen en las diferentes moléculas son todas múltiplos enteros de la cantidad contenida en la molécula de agua, esto es, 16, cantidad que es la mitad de la contenida en la molécula de oxígeno libre, y una octava parte de la contenida en la molécula de oxígeno electrizado. Así:
Una molécula de oxígeno libre contiene 32 de oxígeno = 2 x 16
Una molécula de ozono contiene 128 de oxígeno = 8 x 16
Una molécula de agua contiene 16 de oxígeno = 1 x 16
Una molécula de éter contiene 16 de oxígeno = 1 x 16
Una molécula de ácido acético contiene 32 de oxígeno = 2 x 16
Una molécula de cloro libre contiene 71 de cloro = 2 x 35.5
Una molécula de ácido clorhídrico contiene 35.5 de cloro = 1 x 35.5
Una molécula de sublimado corrosivo contiene 71de cloro = 2 x 35.5
Una molécula de cloruro de arsénico contiene 106.5 de cloro = 3 x 35.5
Una molécula de cloruro de estaño contiene 142 de cloro = 4 x 35.5
En forma similar puede hallarse la cantidad más pequeña de cada elemento que entra como un todo en las moléculas que lo contienen, y a la cual se le puede dar con razón el nombre de átomo. Por lo tanto, para hallar el peso atómico de cada elemento, es necesario antes que todo, saber los pesos de todas o de la mayor parte de las moléculas en las que está contenido y sus composiciones.
Si a alguien le parece que este método de hallar los pesos de las moléculas es muy hipotético, dejemos que compare la composición de volúmenes iguales de substancias en estado gaseoso bajo las mismas condiciones. No será posible que se le escape la siguiente ley: Las varias cantidades del mismo elemento contenidas en volúmenes iguales ya sean del elemento libre o de sus compuestos, son todas múltiplos enteros de una y la misma cantidad: esto es, cada elemento tiene un valor numérico especial por medio del cual y con la ayuda de coeficientes enteros la composición por peso de volúmenes iguales de substancias diferentes en las que está contenido puede ser expresada. Ahora bien, como todas las reacciones químicas ocurren entre volúmenes iguales o múltiplos enteros de ellos, es posible expresar las reacciones químicas por medio de los mismos valores numéricos y coeficientes enteros. La ley enunciada en la forma arriba indicada es una deducción directa de los hechos: pero, ¿quién no asumiría a partir de esta ley que los pesos de volúmenes iguales representan los pesos moleculares, aunque otras pruebas sean escasas? Yo, por lo tanto, prefiero sustituir en la expresión de la ley la palabra volumen por la palabra molécula. Esto es muy ventajoso para la enseñanza, porque cuando las densidades de los vapores no pueden determinarse, es necesario recurrir a otros métodos para deducir los pesos de las moléculas de l os compuestos. Toda la esencia de mi curso consiste en lo siguiente: probar la exactitud de estos últimos métodos demostrando que conducen a los mismos resultados que las densidades de vapor cuando ambas clases de métodos pueden ser adoptados al mismo tiempo para determinar los pesos de las moléculas.
La ley arriba expuesta, llamada por mí la ley de los átomos, contiene dentro de sí la ley de las proporciones múltiples y la ley de las razones simples entre los volúmenes; lo cual yo demuestro ampliamente en mi conferencia. Después de esto logro fácilmente explicar cómo, expresando por símbolos los diferentes pesos atómicos de los distintos elementos, es posible expresar por medio de fórmulas la composición de sus moléculas y la de sus compuestos, y me detengo un poco para familiarizar a mis estudiantes con el pasar de volumen gaseoso a molécula, el primero expresando directamente el hecho y la segunda interpretándolo. Sobre todo, dedico tiempo a tratar de implantar completa y claramente en sus mentes la diferencia entre átomo y molécula. Es posible, claro está, conocer el peso atómico de un elemento sin saber su peso molecular; esto se ve en el caso del carbono. Como gran número de compuestos de esta substancia son volátiles, los pesos de sus moléculas y su composición pueden compararse, y se ve que las cantidades de carbono que ellas contienen son todas múltiplos enteros de 12, cantidad que de esta forma representaría un átomo de carbono y que se expresaría por el símbolo “C”; pero, puesto que no podemos determinar la densidad de vapor del carbono libre, no tenemos medios de conocer el peso de su molécula, y así, tampoco podemos saber cuántas veces el átomo de carbono está contenido en ella. La analogía no nos ayuda en ninguna forma, porque observamos que las moléculas de las substancias que más analogía presentan entre sí (como el azufre y el oxígeno), y aun las moléculas de la misma substancia en sus formas alotrópicas, se componen de diferentes números de átomos. No tenemos medios para predecir la densidad de vapor del carbono; lo único que podemos decir es que el peso molecular será 12 o un múltiplo entero de 12 (en mi sistema de numeración). El número que se da en diferentes tratados de química como la densidad teórica de carbono es muy arbitrario, y un dato inútil en las calculaciones químicas; no es útil para calcular y verificar los pesos de las moléculas de los distintos compuestos de carbono debido a que el peso de la molécula del carbono libre puede ignorarse si conocemos los pesos de las moléculas de todos sus compuestos; es inútil también para la determinación del peso de el átomo de carbono, debido a que éste se deduce al comparar la composición de cierto número de moléculas que contengan carbono, y el conocimiento del peso de la molécula de carbono libre escasamente añadiría un dato más a aquéllos que ya son suficientes para la solución del problema. Cualquiera fácilmente se convencería de esto por sí mismo al poner en la siguiente manera los números que expresan los pesos moleculares deducidos de las densidades, y los pesos de los componentes contenidos en ellas:
TABLA 3
Nombre del compuesto de Carbono
Peso de las moléculas relativos al átomo de hidrógeno.
Peso de los componentes de las moléculas relativos al peso de un átomo de hidrógeno tomado como unidad.
Fórmulas tomando
H = 1
C = 12
O = 16
S = 32
Óxido Carbónico .............
Ácido Carbónico .............
Sulfato de Carbono .........
Gas “Marsh” ...................
Etileno .............................
Propileno .........................
Éter ..................................
etc.
28
44
76
16
28
42
74
etc.
12 Carbono 16 Oxígeno
12 Carbono 32 Oxígeno
12 Carbono 32 Azufre
12 Carbono 4 Hidrógeno
24 Carbono 32 Hidrógeno
36 Carbono 6 Hidrógeno
48 Carbono 10 Hidrógeno
16 Oxígeno
etc.
CO
CO2
CS2
CH4
C2H4
C3H6
C4H10O
etc.
En la lista de moléculas que contienen carbono se podría colocar además aquella del carbono libre si se conociese su peso, pero, esto no tendría mayor utilidad que la que tendría si escribiéramos en la lista un compuesto más de carbono; esto es, no se haría otra cosa sino verificar una vez más que la cantidad de carbono contenida en cualquier molécula, sea del elemento solo o de sus compuestos, es 12 o n x 12 = Cn, siendo n un número entero.
Luego discuto si es o no apropiado, por un lado, expresar la composición de las moléculas de los compuestos en términos de las moléculas de sus componentes, o si, por el otro lado, sería mejor, como yo mismo he comenzado a hacerlo, expresar la composición de ambos en términos de aquellas cantidades constantes que siempre entran en múltiplos enteros en ambas, esto es, en términos de los átomos. Así, por ejemplo, ¿será mejor indicar en la fórmula que una molécula de ácido clorhídrico contiene el peso de media molécula de hidrógeno y el de media molécula de cloro, o que contiene un átomo de uno y un átomo del otro, señalando al mismo tiempo que las moléculas de ambas substancias consisten de dos átomos?
Si se adopta el formulismo hecho a base de símbolos que indiquen las moléculas de los elementos, entonces muchos coeficientes de estos símbolos serán fraccionales, y la fórmula de un compuesto indicará directamente la razón de los volúmenes ocupados por los componente y los compuestos en estado gaseoso. Esto fue propuesto por Dumas en su clásica Memoria, Sur quelques points de la Théorie atomique (Annales de Chimie et de physique, tom. 33, 1826).
Para discutir sobre la cuestión propuesta, yo le asigno a la moléculas de los elementos,símbolos de distinto tipo a aquéllos empleados para representar los átomos, y en esta forma comparo las fórmulas que se construyen con los dos tipos de símbolos ...
Habiendo establecido la base de la teoría atómica, comienzo en la próxima conferencia -la sexta- a examinar la constitución e las moléculas de los cloruros, bromuros y yoduros. Como la mayor parte de estos compuestos son volátiles, y como sabemos sus densidades en el estado gaseoso, no puede haber ninguna duda en cuanto al peso aproximado de sus moléculas y, por lo tanto, de las cantidades de cloro, bromo y yodo contenido en ellas. Como estas cantidades son siempre múltiplos enteros de los pesos de cloro, del bromo y del yodo contenido en las moléculas de los ácidos clorhídrico, bromhídrico y yodhídrico, i.e., de los pesos de la mitad de las moléculas de dichos elementos, no puede haber ninguna duda en cuanto a los pesos atómicos de dichas substancias, y, por lo tanto, en cuanto al número de átomos presentes en las moléculas de sus compuestos, cuyos pesos y composición son conocidos.
A veces surge la dificultad de decidir si la cantidad del otro elemento combinada con un átomo de estos halógenos en la molécula del compuesto es 1, 2, 3, o n átomos; para decidir esto, es necesario comparar la composición de todas las otras moléculas que contengan el mismo elemento y encontrar el peso de este elemento que constantemente entra como un todo en dichas moléculas. Cuando no podemos determinar la densidad del vapor de los otros compuestos del elemento cuyo peso atómico deseamos determinar, es necesario entonces recurrir a otros criterios para conocer los pesos de sus moléculas y para deducir el peso del átomo del elemento. Lo que voy a exponer a continuación sirve para enseñar a mis discípulos el método según el cual se emplean estos otros criterios para verificar o determinar los pesos atómicos y la composición de las moléculas. Comienzo haciéndolos estudiar la siguiente tabla (Tabla 5), de algunos cloruros, bromuros y yoduros, cuyas densidades de vapor son conocidas; escribo sus fórmulas, seguro de justificar más tarde el valor asignado a los pesos atómicos de algunos elementos que forman parte de los compuestos indicados. No dejo de llamarles la atención una vez más sobre los pesos atómicos de hidrógeno, cloro, bromo y yodo que resultan ser iguales a la mitad de los pesos de sus respectivas moléculas, y representan el peso de medio volumen, los que indico en la siguiente tabla (Tabla 4). Luego de estos datos, a continuación siguen algunos compuestos de los halógenos (Tabla 5).
TABLA 4
Símbolo
Peso
Peso del átomo de Hidrógeno o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
Peso del átomo de Cloro o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
Peso del átomo de Bromo o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
Peso del átomo de Yodo o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
H
Cl
Br
I
1
35. 5
80
127
Me detengo a examinar la composición de las moléculas de los dos cloruros y de los dos yoduros de mercurio. No puede quedar ninguna duda de que el protocloruro contiene en su molécula la misma cantidad de cloro que el ácido clorhídrico, que bicloruro contiene el doble de esa cantidad, y que la cantidad de mercurio contenida en ambas moléculas es la misma. La suposición hecha por algunos químicos de que las cantidades de cloro contenidas en las dos moléculas son iguales y, por otro lado, que las cantidades de mercurio son diferentes, no está apoyada por ninguna razón válida. Habiendo sido determinadas las densidades de vapor de los dos cloruros, y habiendo observado que volúmenes iguales de ellos contienen la misma cantidad de mercurio, y que la cantidad de cloro contenida en un volumen de vapor de calomel es igual a la cantidad contenida en un volumen igual de ácido clorhídrico bajo las mismas condiciones, mientras que que la cantidad de cloro contenida en un volumen de sublimado corrosivo es dos veces la contenida en un volumen igual de calomel o de ácido clorhídrico gaseoso, la
TABLA 5
Nombre de los cloruros
Pesos de iguales en estado gaseoso, bajo iguales condiciones, relativos al peso de ½ volumen de Hidrógeno; i.e., pesos de las moléculas relativos al peso del átomo de Hidrógeno = 1.
Composición de volúmenes iguales en estado gaseoso, bajo iguales condiciones, i.e., composición de las moléculas, los pesos de los componenetes son todos relativos al peso del átomo de Hidrógeno tomado como unidad, i.e., la unidad común adoptada para los pesos de los átomos y de las moléculas.
Fórmulas expresando la composición de las moléculas o de volúmenes iguales en estado gaseoso bajo iguales condiciones.
Cloro Libre
Ácido Clorhídrico
Protocloruro de Mercurio o Calomel
Bicloruro de Mercurio o Sublimado Corrosivo
71
36. 5
235. 5
271
71 de Cloro
35. 5 de Cloro
1 de Hidrógeno
35. 5 de Cloro
200 de Mercurio
71 de Cloro
200 de Mercurio
Cl2
HCl
HgCl
HgCl2
composición molecular relativa de los dos cloruros no puede dejar lugar a dudas. Lo mismo se puede decir de los dos yoduros. ¿Corresponderá la cantidad constante de mercurio presente en las moléculas de estos compuestos, y representada por el número 200, a uno o más átomos? La observación de que en estos compuestos la misma cantidad de mercurio está combinada con uno o dos átomos de cloro o de yodo, nos llevaría de por sí a creer que esta cantidad es la que entra siempre como un todo en todas las moléculas que contienen mercurio, a saber, el átomo; por lo tanto, Hg = 200.
Para verificar esto, sería necesario comparar las distintas cantidades de mercurio contenidas en todas las moléculas de sus compuestos cuyos pesos y composición se conocen con certeza. Otros pocos compuestos de mercurio, aparte de los arriba indicados, se prestan para esto; con todo, hay algunos en química orgánica cuyas fórmulas expresan bien la composición molecular; en estas fórmulas siempre encontramos Hg2 = 200, habiendo los químicos tomado Hg = 100 y H = 1. Esto es una confirmación de que el peso del átomo de mercurio es 200 y no 100, ya que no existe ni un solo compuesto de mercurio cuya molécula contenga menos de esta cantidad de mercurio. Para verificación acudo a la ley de los calores específicos de los elementos y de los compuestos.
Yo llamo cantidad de calor consumida por los átomos o por las moléculas al producto de sus pesos por sus calores específicos. Comparo el calor consumido por el átomo de mercurio con el calor consumido por los átomos de yodo y bromo en el mismo estado físico, y encuentro que son casi iguales, lo que confirma la exactitud de la relación entre el peso atómico de mercurio y el de cada uno de los dos halógenos, y así también, indirectamente, entre el peso atómico del mercurio y el de hidrógeno, cuyo calores específicos no se pueden comparar directamente (ver Tabla 6). Así, pues, tenemos:
TABLA 6
Nombre de la substancia
Peso atómico
Calor específico, i.e., calor requerido para calentar un peso unidad 10
Producto del calor específico por el peso atómico, i.e., calor requerido para calentar el átomo 10
Bromo Sólido
Yodo
Mercurio Sólido
80
127
200
0.08432
0.05412
0.03241
6.74560
6.87324
6.48200
La misma cosa se demuestra comparando los calores específicos de los diferentes compuestos de mercurio. Woestyn y Garnier han demostrado que el estado de combinación no cambia apreciablemente la capacidad calorífica de los átomos; y como ésta es casi igual en los átomos de diferentes elementos, las moléculas requerirían, para calentarlas 1oC, cantidades de calor proporcionales al número de átomos que ellas contienen. Si Hg = 200, esto es, si las fórmulas de los cloruros y yoduros de mercurio son HgCl, HgI, HgCl2, HgI2, será necesario que las moléculas de los dos primeros de estos compuestos consuman el doble del calor que consume cada uno de sus átomos por separado, y que las del segundo par de compuestos consuman tres veces más calor que cada uno de sus átomos por separado; y esto, de hecho así ocurre, como puede verse en la siguiente tabla (Tabla 7).
TABLA 7
Fórmulas de los compuestos de Mercurio
Pesos de sus moléculas
= p
Calores específicos de un peso unidad
= c
Calores específicos de las moléculas
= p x c
Número de átomos en las moléculas
= n
Calores específicos de cada átomo
= (p x c)/n
HgCl
HgI
HgCl2
HgI2
235.5
327
271
454
0.05205
0.03949
0.06889
0.04197
12.257745
12.91323
18.66919
18.05438
2
2
3
3
6.128872
6.45661
6.22306
6.35146
Así el peso 200 del mercurio, estando como un elemento o en sus compuestos, requiere para calentarse 10C la misma cantidad de calor que 127 de Yodo, 80 de Bromo, y casi seguramente que 35.5 de cloro y 1 de hidrógeno, si fuese posible comparar estas dos últimas substancias en el mismo estado físico que aquel en que los calores específicos de las substancias arriba mencionadas han sido comparados.
Pero los átomos de hidrógeno, yodo y bromo son la mitad de sus respectivas moléculas; por lo tanto, resulta natural preguntar si el peso 200 de mercurio también corresponde a media molécula de mercurio libre. Basta con mirar a los números que representan los pesos moleculares en la tabla 2 para percatarse de que si 2 es el peso molecular del hidrógeno, el peso de la molécula de mercurio es 200; i.e., igual al peso del átomo. En otras palabras, un volumen de vapor, sea de protocloruro de Hg, de protoyoduro de Hg, ya sea de bicloruro de Hg o de biyoduro de Hg, contiene un volumen igual de vapor de mercurio; de suerte que cada molécula de estos compuestos contiene un molécula entera de de mercurio, la cual, entrando siempre entera en todas las moléculas, es el átomo de esta substancia. Esto se confirma observando que la molécula completa de mercurio requiere para ser calentada 10C, la misma cantidad de calor que media molécula de yodo, o media molécula de bromo. Me parece, pues, que puedo sostener que lo que entra en reacción química es la media molécula de hidrógeno y la molécula entera de mercurio: ambas cantidades son indivisibles, por lo menos en la esfera de las acciones químicas que se conocen actualmente. Ustedes notarán que con la última expresión yo evito la pregunta de si es posible dividir esta cantidad aún más. Yo no dejo de comunicarles que todos aquéllos que aplicaron fielmente la teoría deAvogadro y de Ampère han obtenido el mismo resultados. Primero Dumas y después Gaudin demostraron que la molécula de mercurio, difiriendo de la molécula de hidrógeno, siempre entró como un todo en sus compuestos. Debido a esto, Gaudin llamó la molécula de mercurio monoatómica y a la de hidrógeno diatómica. Sin embargo, yo prefiero evitar el uso de esos adjetivos en este sentido especial, debido a que hoy día son utilizados, como ustedes saben, en un sentido bien diferente, esto es, para indicar la diferencia en capacidad de saturación de los radicales ...
Luego llego al examen de los dos cloruros de cobre. La analogía con los cloruros de mercurio nos fuerza a admitir que tienen una constitución atómica similar, pero no podemos verificar esto directamente determinando y comparando los pesos y las composiciones de las moléculas, porque no conocemos las densidades de vapor de estos compuestos de cobre.
Los calores específicos del cobre libre y de sus compuestos confirman la constitución atómica de los cloruros de cobre deducida de la analogía con los de mercurio. Verdaderamente, la composición de los cloruros de cobre nos lleva a concluir que si ellos tienen la fórmula CuCl, CuCl2, el peso atómico del cobre, indicado por Cu, es igual a 63, lo cual puede verse de la Tabla 8.
TABLA 8
Nombre de la substancia
Razón por peso entre los componentes expresados por números cuya suma = 100
Razón entre los componentes expresada por pesos atómicos
Protocloruro de Cobre
Bicloruro de Cobre
36. 04 63. 96
Cloro Cobre
52. 98 47.02
Cloro Cobre
35. 5 63
Cl Cu
71 63
Cl Cu
Ahora, 63 miltiplicado por el calor específico del cobre da un producto prácticamente igual al obtenido cuando los pesos atómicos del yodo y del mercurio se multiplican por sus respectivos calores epecíficos. Así, pues:
63 X 0.09515 = 6
Peso atómico de Cobre Calor específico de Cobre
La misma cantidad de calor se requiere para calentar 10C el peso de 63 de cobre en sus compuestos. Así, pues:
TABLA 9
Fórmulas de los compuestos de Cobre
Pesos de sus moléculas
= p
Calor específico de un peso unidad
= c
Calores específicos de las moléculas
= p x c
Número de átomos en las moléculas
= n
Calor específico de cada átomo
= (p x c)/n
CuCl
CuI
98.5
190
0.13827
0.06869
13.619595
14.0511
2
2
6.809797
7.0255
Después de esto surge la pregunta: ¿Es esta cantidad de cobre, que entra como un todo en sus compuestos manteniendo la capacidad calorífica de los átomos, una molécula entera o un submúltiplo de ella? La analogía de los compuestos de cobre con los compuestos de mercurio nos inclinaría a creer que el átomo de cobre es una molécula completa. Pero no teniendo otra prueba para confirmar esto, prefiero declarar que no hay medio de averiguar el peso molecular del cobre libre hasta que pueda determinarse la densidad de vapor de esta substancia.
Luego examino la constitución de los cloruros, bromuros y yoduros de potasio, de sodio, de litio y de plata. Cada uno de estos metales forma con cada uno de los halógenos sólo un compuesto conocido y bien definido; de ninguno de estos compuestos se conoce la densidad de vapor; por lo tanto, enfrentamos la necesidad de hallar métodos directos que nos permitan descubrir si en sus moléculas hay presente uno, dos, o más átomos de los halógenos. Pero sus analogías con el protocloruro de mercurio, HgCl, y con el protocloruro de cobre, CuCl, y los calores específicos de los metales libres y de sus compuestos, nos hacen suponer que en las moléculas de cada uno de estos compuestos hay presentes un átomo del metal y uno del halógeno. En acuerdo con esta suposición, el peso atómico del potasio (K) es 39, el del sodio (Na) es 23, el de plata (Ag) es 108. Estos números multiplicados por sus respectivos calores específicos dan el mismo resultado que los pesos atómicos de las substancias previamente examinadas (vea la Tabla 10).
TABLA 10
Nombre de la substancia
Peso atómico
= p
Calores específicos de un peso unidad
= c
Calores específicos de los átomos
= p x c
Bromo Sólido
Yodo
Mercurio Sólido
Cobre
Potasio
Sodio
Plata
80
127
200
63
39
23
108
0.08432
0.05412
0.03241
0.09515
0.169556
0.2934
0.05701
6.74560
6.87324
6.48200
6
6.612684
6.7482
6.15708
... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ...
El oro forma dos compuestos con cada uno de los halógenos. Yo demuestro que el primer cloruro es análogo al calomel; es decir, que tiene AuCl como fórmula. El peso atómico del oro, deducido de la composición del protocloruro al cual pertenece la fórmula asignada, está en acuerdo con la ley de los calores específicos, como puede verse de los siguiente:
196.32 X 0.03244 = 6.369208
Peso atómico Calor específico
de Oro de Oro
A continuación demuestro que los primeros o únicos cloruros de los siguientes metales están constituidos en forma análoga al bicloruro de mercurio y al de cobre; i.e., que en una molécula del compuesto cada átomo de metal se combina con dos átomos del cloro.
No sabiendo la densidad de estos pocos cloruros en el estado gaseoso, no podemos demostrar directamente la cantidad de cloro existente en sus moléculas; pero, sin embargo, los calores específicos demuestran lo que he mencionado anteriormente. Escribo las cantidades de estos distintos elementos combinados con el peso de los átomos de cloro en el cloruro más bajo o el único existente, y confirmo en estas cantidades las propiedades de los otros átomos; escribo las fórmulas de los cloruros, bromuros y yoduros todos como MCl, y verifico que están en acuerdo con las leyes de los calores específicos de las substancias compuestas.
... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ......
Yo creo que el progreso alcanzado por la ciencia durante los últimos años ha confirmado la hipótesis de Avogadro, de Ampère y de Dumas en cuanto a la constitución similar de las substancias en el estado gaseoso; esto es, que volúmenes iguales de estas substancias, bien sean simples o compuestas, contienen números iguales de moléculas; sin embargo, no contienen igual número de átomos, puesto que las moléculas de las distintas substancias, o las de la misma substancia en sus diferentes estados, pueden contener un número diferente de átomos, ya sean de la misma o de diversa naturaleza.
Para llevar a mis estudiantes a la convicción a que yo mismo he llegado, deseo encaminarlos por el mismo sendero que yo he seguido; es decir, el sendero de un examen histórico de las teorías químicas.
Comienzo, pues, en la primera conferencia demostrando cómo del examen de las propiedades físicas de los cuerpos gaseosos y de la ley de Gay-Lussac sobre las relaciones por volumen entre componentes y compuestos gaseosos, surgió casi espontáneamente la hipótesis antes mencionada, la cual fue enunciada primeramente por Avogadro y poco después por Ampère. Analizando la concepción de estos dos físicos, demuestro que dicha hipótesis no contiene nada que sea contradictorio con los datos conocidos, como expongo a continuacuión: 1.o, siempre que distingamos, como ellos hicieron, entre moléculas y átomos; 2.o, siempre que no confundamos los criterios mediante los cuales el número y el peso de las moléculas se comparan con los criterios que sirven para deducir el peso relativo de los átomos, y 3.o, con tal de que no llevemos en nuestras mentes el prejuicio de que mientras las moléculas de los compuestos deben consistir de distintos números de átomos, las moléculas de las substancias simples tienen todas que consistir bien sea de un átomo o, cuando menos, de un número igual de átomos.
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
En la quinta conferencia comienzo aplicando la hipótesis de Avogadro y Ampère para determinar los pesos de las moléculas aun antes de conocer su composición química.
Basándonos en la hipótesis antes mencionada, diremos que los pesos de las moléculas están en proporción a las densidades de las substancias en el estado gaseoso. Si deseamos que las densidades de los vapores (gases) expresen los pesos de las moléculas, es necesario referirlas todas a la densidad de un gas simple tomado como unidad, en lugar de referirlas al peso de una mezcla de dos gases como es el aire.
Siendo el hidrógeno el gas más liviano, podemos tomarlo como la unidad patrón a la cual referir las densidades de los otros gases. En tal caso, dichas densidades expresarán los pesos de las moléculas relativas al peso de la molécula de hidrógeno tomada como unidad.
Puesto que prefiero tomar como unidad común para los pesos de las moléculas y para los de sus fracciones, el peso de media molécula y no el de una molécula completa de hidrógeno, comparo, por lo tanto, las densidades de los diversos gases con la densidad de hidrógeno, asignando a la densidad de hidrógeno el valor de 2. Si las densidades están expresadas en términos de la densidad del aire como unidad, bastará con multiplicar por 14.438 para referirlas a la densidad de hidrógeno como unidad; y por 28.87 para referirlas a la densidad de hidrógeno tomada como igual a 2
A continuación indico las dos series de números que expresan tales pesos:
TABLA I
Nombre de la
substancia
Densidad o pesos de un volumen del gas comparado con el peso de un volumen de hidrógeno. Esto corresponde a los pesos de las moléculas de los gases determinados relativos al peso de una molécula entera de hidrógeno tomada como unidad.
Densidad de los gases determinados al establecer que la densidad del hidrógeno es 2. Esto corresponde a los pesos de las moléculas de los gases determinados relativos al peso de media molécula de hidrógeno tomada como unidad.
Hidrógeno
Oxígeno, corriente
Oxígeno, electrificado
Azufre, bajo 1,000 oC
Azufre , sobre 1,000 oC
Cloro
Bromo
Arsénico1
Mercurio
Agua (vapor de)
Ácido clorhídrico
Ácido acético
16
64
96
32
35.5
80
150
100
9
18.25
30
2
32
128
192
64
71
160
300
200
18
36.50
60
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ...
Con los pocos ejemplos contenidos en la tabla, demuestro que la misma substancia en sus diferentes formas alotrópicas puede tener diferentes pesos moleculares, sin ocultar el hecho de que los datos experimentales en los cuales se basa esta conclusión, aún requieren de confirmación.
Supongo que el estudio de los diversos compuestos ha comenzado determinando los pesos de sus moléculas; i.e., sus densidades en el estado gaseoso, sin inquirir si son substancias simples o compuestas.
Luego examino la composición de estas moléculas. Si la substancia no se puede descomponer, nos vemos forzados a admitir que su molécula está totalmente constituida de una y la misma clase de materia. Si la substancia es compuesta, se hace el análisis de sus componentes, y así se descubren las relaciones constantes entre los pesos de sus componentes. Luego el peso de la molécula se divide en partes proporcionales a los números que expresan los pesos relativos de los componentes, y así obtenemos las cantidades de estos componentes contenidas en la molécula del compuesto, relativos a la misma unidad a que referimos los pesos de todas las moléculas. Por este método construí la Tabla 2.
Todos los números que aparecen en la Tabla 2 son comparables entre ellos puesto que están referidos a la misma unidad. Y para fijar esto bien en la mente de mis discípulos he recurrido a un simple artificio: Yo les digo a ellos, “Supongamos que se demuestre que media molécula de hidrógeno pesa una millonésima de miligramo, entonces todos los números de la tabla anterior se convertirían en números concretos, expresando en millonésimas de miligaramo los pesos concretos de las moléculas y los de sus componentes: el mismo razonamiento seguiría si la unidad común tuviese cualquier otro valor concreto”, y así los guío para que ganen una concepción clara de la comparatibilidad de esos números, cualquiera que sea el valor concreto de la unidad común.
Una vez que este artificio ha servido su propósito, me apresuro a destruirlo, explicando cómo no es posible saber en realidad el valor concreto de esta unidad; pero las ideas permanecen claras en las mentes de mis discípulos, no importa el grado de conocimientos matemáticos que éstos tengan.
Una vez que mis estudiantes se han familiarizado con la importancia de los números tal como se presentan en la tabla anterior, es fácil guiarlos al descubrimiento de la ley que resulta de la comparación de esos números. “Comparen,” les digo a ellos, “las varias cantidades del mismo elemento contenidas en la molécula de la substancia libre y en aquellas de todos sus diferentes compuestos, y no será posible que se les escape la siguiente ley: Las diferentes cantidades del mismo elemento contenidas en diferentes moléculas son todas múltiplos enteros de una y la misma cantidad, la cual, siempre siendo un entero, tiene el derecho a llamarse peso de un átomo.”
TABLA 2
Nombre de la substancia
Peso de un volumen, i.e., peso de la molécula relativo al peso de media molécula de hidrógeno tomado como igual a 1.
Peso de los componentes de un volumen, i.e., peso de los componentes de la molécula, relativos al peso de media molécula de hidrógeno tomado como igual a 1.
Hidrógeno
Oxígeno, corriente
Oxígeno, electrificado
Azufre debajo de 1,000 oC
Azufre sobre 1,000 oC (?)
Fósforo
Cloro
Bromo
Yodo
Nitrógeno
Arsénico
Mercurio
Ácido Clorhídrico
Ácido Bromhídrico
Ácido Yodhídrico
Agua
Amoníaco
Calomel
Sublimado Corrosivo
Tricloruro de Arsénico
Óxido Carbónico
Ácido Carbónico
Etileno
Propileno
Ácido Acético, hidratado
Ácido Acético, anhidro
Alcohol
Éter
2
32
128
192
64
124
71
160
254
28
300
200
36..5
81
128
18
17
235.5
271
181.5
28
44
28
42
60
102
46
74
2 Hidrógeno
32 Oxígeno
128 Oxígeno
192 Azufre
64 Azufre
124 Fósforo
71 Cloro
160 Bromo
254 Yodo
28 Nitrógeno
300 Arsénico
200 Mercurio
35. 5 Cloro 1Hidrógeno
80 Bromo 1Hidrógeno
127 Yodo 1Hidrógeno
16 Oxígeno 2Hidrógeno
14 Nitrógeno 3Hidrógeno
35. 5 Cloro 200 Mercurio
71 Cloro 200 Mercurio
106.5 Cloro 75 Arsénico
16 Oxígeno 12 Carbono
32 Oxígeno 12 Carbono
4 Hidrógeno 24 Carbono
6 Hidrógeno 36 Carbono
4 Hidrógeno
32 Oxígeno
24 Carbono
6 Hidrógeno
48 Oxígeno
48 Carbono
6 Hidrógeno
16 Oxígeno
24 Carbono
10 Hidrógeno
16 Oxígeno
48 Carbono
Así, pues, los pesos de hidrógeno contenidos en diferentes moléculas son:
Una molécula de hidrógeno libre contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de ácido clorhídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de ácido bromhídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de ácido yodhídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de ácido ciahídrico contiene 1 de hidrógeno = 1 x 1
Una molécula de agua contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de hidrógeno sulfurado contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de ácido fórmico contiene 2 de hidrógeno = 2 x 1
Una molécula de amoníaco contiene 3 de hidrógeno = 3 x 1
Una molécula de ácido acético contiene 4 de hidrógeno = 4 x 1
Una molécula de etileno contiene 4 de hidrógeno = 4 x 1
Una molécula de alcohol contiene 6 de hidrógeno = 6 x 1
Una molécula de éter contiene 10 de hidrógeno = 10 x 1
Así, los varios pesos de hidrógeno contenidos en las diferentes moléculas son múltiplos enteros del peso contenido en la molécula del ácido clrhídrico, lo que justifica el que lo hallamos tomado como la unidad común de los pesos de los átomos y de las moléculas. El átomo de hidrógeno está contenido dos veces en la molécula de hidrógeno libre.
De la misma forma se demuestra que las carias cantidades de cloro que existen en las diferentes moléculas son todas múltiplos enteros de la cantidad contenida en la molécula de ácido clorhídrico, esto es, de 35. 5; y que las cantidades de oxígeno que existen en las diferentes moléculas son todas múltiplos enteros de la cantidad contenida en la molécula de agua, esto es, 16, cantidad que es la mitad de la contenida en la molécula de oxígeno libre, y una octava parte de la contenida en la molécula de oxígeno electrizado. Así:
Una molécula de oxígeno libre contiene 32 de oxígeno = 2 x 16
Una molécula de ozono contiene 128 de oxígeno = 8 x 16
Una molécula de agua contiene 16 de oxígeno = 1 x 16
Una molécula de éter contiene 16 de oxígeno = 1 x 16
Una molécula de ácido acético contiene 32 de oxígeno = 2 x 16
Una molécula de cloro libre contiene 71 de cloro = 2 x 35.5
Una molécula de ácido clorhídrico contiene 35.5 de cloro = 1 x 35.5
Una molécula de sublimado corrosivo contiene 71de cloro = 2 x 35.5
Una molécula de cloruro de arsénico contiene 106.5 de cloro = 3 x 35.5
Una molécula de cloruro de estaño contiene 142 de cloro = 4 x 35.5
En forma similar puede hallarse la cantidad más pequeña de cada elemento que entra como un todo en las moléculas que lo contienen, y a la cual se le puede dar con razón el nombre de átomo. Por lo tanto, para hallar el peso atómico de cada elemento, es necesario antes que todo, saber los pesos de todas o de la mayor parte de las moléculas en las que está contenido y sus composiciones.
Si a alguien le parece que este método de hallar los pesos de las moléculas es muy hipotético, dejemos que compare la composición de volúmenes iguales de substancias en estado gaseoso bajo las mismas condiciones. No será posible que se le escape la siguiente ley: Las varias cantidades del mismo elemento contenidas en volúmenes iguales ya sean del elemento libre o de sus compuestos, son todas múltiplos enteros de una y la misma cantidad: esto es, cada elemento tiene un valor numérico especial por medio del cual y con la ayuda de coeficientes enteros la composición por peso de volúmenes iguales de substancias diferentes en las que está contenido puede ser expresada. Ahora bien, como todas las reacciones químicas ocurren entre volúmenes iguales o múltiplos enteros de ellos, es posible expresar las reacciones químicas por medio de los mismos valores numéricos y coeficientes enteros. La ley enunciada en la forma arriba indicada es una deducción directa de los hechos: pero, ¿quién no asumiría a partir de esta ley que los pesos de volúmenes iguales representan los pesos moleculares, aunque otras pruebas sean escasas? Yo, por lo tanto, prefiero sustituir en la expresión de la ley la palabra volumen por la palabra molécula. Esto es muy ventajoso para la enseñanza, porque cuando las densidades de los vapores no pueden determinarse, es necesario recurrir a otros métodos para deducir los pesos de las moléculas de l os compuestos. Toda la esencia de mi curso consiste en lo siguiente: probar la exactitud de estos últimos métodos demostrando que conducen a los mismos resultados que las densidades de vapor cuando ambas clases de métodos pueden ser adoptados al mismo tiempo para determinar los pesos de las moléculas.
La ley arriba expuesta, llamada por mí la ley de los átomos, contiene dentro de sí la ley de las proporciones múltiples y la ley de las razones simples entre los volúmenes; lo cual yo demuestro ampliamente en mi conferencia. Después de esto logro fácilmente explicar cómo, expresando por símbolos los diferentes pesos atómicos de los distintos elementos, es posible expresar por medio de fórmulas la composición de sus moléculas y la de sus compuestos, y me detengo un poco para familiarizar a mis estudiantes con el pasar de volumen gaseoso a molécula, el primero expresando directamente el hecho y la segunda interpretándolo. Sobre todo, dedico tiempo a tratar de implantar completa y claramente en sus mentes la diferencia entre átomo y molécula. Es posible, claro está, conocer el peso atómico de un elemento sin saber su peso molecular; esto se ve en el caso del carbono. Como gran número de compuestos de esta substancia son volátiles, los pesos de sus moléculas y su composición pueden compararse, y se ve que las cantidades de carbono que ellas contienen son todas múltiplos enteros de 12, cantidad que de esta forma representaría un átomo de carbono y que se expresaría por el símbolo “C”; pero, puesto que no podemos determinar la densidad de vapor del carbono libre, no tenemos medios de conocer el peso de su molécula, y así, tampoco podemos saber cuántas veces el átomo de carbono está contenido en ella. La analogía no nos ayuda en ninguna forma, porque observamos que las moléculas de las substancias que más analogía presentan entre sí (como el azufre y el oxígeno), y aun las moléculas de la misma substancia en sus formas alotrópicas, se componen de diferentes números de átomos. No tenemos medios para predecir la densidad de vapor del carbono; lo único que podemos decir es que el peso molecular será 12 o un múltiplo entero de 12 (en mi sistema de numeración). El número que se da en diferentes tratados de química como la densidad teórica de carbono es muy arbitrario, y un dato inútil en las calculaciones químicas; no es útil para calcular y verificar los pesos de las moléculas de los distintos compuestos de carbono debido a que el peso de la molécula del carbono libre puede ignorarse si conocemos los pesos de las moléculas de todos sus compuestos; es inútil también para la determinación del peso de el átomo de carbono, debido a que éste se deduce al comparar la composición de cierto número de moléculas que contengan carbono, y el conocimiento del peso de la molécula de carbono libre escasamente añadiría un dato más a aquéllos que ya son suficientes para la solución del problema. Cualquiera fácilmente se convencería de esto por sí mismo al poner en la siguiente manera los números que expresan los pesos moleculares deducidos de las densidades, y los pesos de los componentes contenidos en ellas:
TABLA 3
Nombre del compuesto de Carbono
Peso de las moléculas relativos al átomo de hidrógeno.
Peso de los componentes de las moléculas relativos al peso de un átomo de hidrógeno tomado como unidad.
Fórmulas tomando
H = 1
C = 12
O = 16
S = 32
Óxido Carbónico .............
Ácido Carbónico .............
Sulfato de Carbono .........
Gas “Marsh” ...................
Etileno .............................
Propileno .........................
Éter ..................................
etc.
28
44
76
16
28
42
74
etc.
12 Carbono 16 Oxígeno
12 Carbono 32 Oxígeno
12 Carbono 32 Azufre
12 Carbono 4 Hidrógeno
24 Carbono 32 Hidrógeno
36 Carbono 6 Hidrógeno
48 Carbono 10 Hidrógeno
16 Oxígeno
etc.
CO
CO2
CS2
CH4
C2H4
C3H6
C4H10O
etc.
En la lista de moléculas que contienen carbono se podría colocar además aquella del carbono libre si se conociese su peso, pero, esto no tendría mayor utilidad que la que tendría si escribiéramos en la lista un compuesto más de carbono; esto es, no se haría otra cosa sino verificar una vez más que la cantidad de carbono contenida en cualquier molécula, sea del elemento solo o de sus compuestos, es 12 o n x 12 = Cn, siendo n un número entero.
Luego discuto si es o no apropiado, por un lado, expresar la composición de las moléculas de los compuestos en términos de las moléculas de sus componentes, o si, por el otro lado, sería mejor, como yo mismo he comenzado a hacerlo, expresar la composición de ambos en términos de aquellas cantidades constantes que siempre entran en múltiplos enteros en ambas, esto es, en términos de los átomos. Así, por ejemplo, ¿será mejor indicar en la fórmula que una molécula de ácido clorhídrico contiene el peso de media molécula de hidrógeno y el de media molécula de cloro, o que contiene un átomo de uno y un átomo del otro, señalando al mismo tiempo que las moléculas de ambas substancias consisten de dos átomos?
Si se adopta el formulismo hecho a base de símbolos que indiquen las moléculas de los elementos, entonces muchos coeficientes de estos símbolos serán fraccionales, y la fórmula de un compuesto indicará directamente la razón de los volúmenes ocupados por los componente y los compuestos en estado gaseoso. Esto fue propuesto por Dumas en su clásica Memoria, Sur quelques points de la Théorie atomique (Annales de Chimie et de physique, tom. 33, 1826).
Para discutir sobre la cuestión propuesta, yo le asigno a la moléculas de los elementos,símbolos de distinto tipo a aquéllos empleados para representar los átomos, y en esta forma comparo las fórmulas que se construyen con los dos tipos de símbolos ...
Habiendo establecido la base de la teoría atómica, comienzo en la próxima conferencia -la sexta- a examinar la constitución e las moléculas de los cloruros, bromuros y yoduros. Como la mayor parte de estos compuestos son volátiles, y como sabemos sus densidades en el estado gaseoso, no puede haber ninguna duda en cuanto al peso aproximado de sus moléculas y, por lo tanto, de las cantidades de cloro, bromo y yodo contenido en ellas. Como estas cantidades son siempre múltiplos enteros de los pesos de cloro, del bromo y del yodo contenido en las moléculas de los ácidos clorhídrico, bromhídrico y yodhídrico, i.e., de los pesos de la mitad de las moléculas de dichos elementos, no puede haber ninguna duda en cuanto a los pesos atómicos de dichas substancias, y, por lo tanto, en cuanto al número de átomos presentes en las moléculas de sus compuestos, cuyos pesos y composición son conocidos.
A veces surge la dificultad de decidir si la cantidad del otro elemento combinada con un átomo de estos halógenos en la molécula del compuesto es 1, 2, 3, o n átomos; para decidir esto, es necesario comparar la composición de todas las otras moléculas que contengan el mismo elemento y encontrar el peso de este elemento que constantemente entra como un todo en dichas moléculas. Cuando no podemos determinar la densidad del vapor de los otros compuestos del elemento cuyo peso atómico deseamos determinar, es necesario entonces recurrir a otros criterios para conocer los pesos de sus moléculas y para deducir el peso del átomo del elemento. Lo que voy a exponer a continuación sirve para enseñar a mis discípulos el método según el cual se emplean estos otros criterios para verificar o determinar los pesos atómicos y la composición de las moléculas. Comienzo haciéndolos estudiar la siguiente tabla (Tabla 5), de algunos cloruros, bromuros y yoduros, cuyas densidades de vapor son conocidas; escribo sus fórmulas, seguro de justificar más tarde el valor asignado a los pesos atómicos de algunos elementos que forman parte de los compuestos indicados. No dejo de llamarles la atención una vez más sobre los pesos atómicos de hidrógeno, cloro, bromo y yodo que resultan ser iguales a la mitad de los pesos de sus respectivas moléculas, y representan el peso de medio volumen, los que indico en la siguiente tabla (Tabla 4). Luego de estos datos, a continuación siguen algunos compuestos de los halógenos (Tabla 5).
TABLA 4
Símbolo
Peso
Peso del átomo de Hidrógeno o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
Peso del átomo de Cloro o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
Peso del átomo de Bromo o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
Peso del átomo de Yodo o de la mitad de su molécula representado por el peso de ½ volumen
H
Cl
Br
I
1
35. 5
80
127
Me detengo a examinar la composición de las moléculas de los dos cloruros y de los dos yoduros de mercurio. No puede quedar ninguna duda de que el protocloruro contiene en su molécula la misma cantidad de cloro que el ácido clorhídrico, que bicloruro contiene el doble de esa cantidad, y que la cantidad de mercurio contenida en ambas moléculas es la misma. La suposición hecha por algunos químicos de que las cantidades de cloro contenidas en las dos moléculas son iguales y, por otro lado, que las cantidades de mercurio son diferentes, no está apoyada por ninguna razón válida. Habiendo sido determinadas las densidades de vapor de los dos cloruros, y habiendo observado que volúmenes iguales de ellos contienen la misma cantidad de mercurio, y que la cantidad de cloro contenida en un volumen de vapor de calomel es igual a la cantidad contenida en un volumen igual de ácido clorhídrico bajo las mismas condiciones, mientras que que la cantidad de cloro contenida en un volumen de sublimado corrosivo es dos veces la contenida en un volumen igual de calomel o de ácido clorhídrico gaseoso, la
TABLA 5
Nombre de los cloruros
Pesos de iguales en estado gaseoso, bajo iguales condiciones, relativos al peso de ½ volumen de Hidrógeno; i.e., pesos de las moléculas relativos al peso del átomo de Hidrógeno = 1.
Composición de volúmenes iguales en estado gaseoso, bajo iguales condiciones, i.e., composición de las moléculas, los pesos de los componenetes son todos relativos al peso del átomo de Hidrógeno tomado como unidad, i.e., la unidad común adoptada para los pesos de los átomos y de las moléculas.
Fórmulas expresando la composición de las moléculas o de volúmenes iguales en estado gaseoso bajo iguales condiciones.
Cloro Libre
Ácido Clorhídrico
Protocloruro de Mercurio o Calomel
Bicloruro de Mercurio o Sublimado Corrosivo
71
36. 5
235. 5
271
71 de Cloro
35. 5 de Cloro
1 de Hidrógeno
35. 5 de Cloro
200 de Mercurio
71 de Cloro
200 de Mercurio
Cl2
HCl
HgCl
HgCl2
composición molecular relativa de los dos cloruros no puede dejar lugar a dudas. Lo mismo se puede decir de los dos yoduros. ¿Corresponderá la cantidad constante de mercurio presente en las moléculas de estos compuestos, y representada por el número 200, a uno o más átomos? La observación de que en estos compuestos la misma cantidad de mercurio está combinada con uno o dos átomos de cloro o de yodo, nos llevaría de por sí a creer que esta cantidad es la que entra siempre como un todo en todas las moléculas que contienen mercurio, a saber, el átomo; por lo tanto, Hg = 200.
Para verificar esto, sería necesario comparar las distintas cantidades de mercurio contenidas en todas las moléculas de sus compuestos cuyos pesos y composición se conocen con certeza. Otros pocos compuestos de mercurio, aparte de los arriba indicados, se prestan para esto; con todo, hay algunos en química orgánica cuyas fórmulas expresan bien la composición molecular; en estas fórmulas siempre encontramos Hg2 = 200, habiendo los químicos tomado Hg = 100 y H = 1. Esto es una confirmación de que el peso del átomo de mercurio es 200 y no 100, ya que no existe ni un solo compuesto de mercurio cuya molécula contenga menos de esta cantidad de mercurio. Para verificación acudo a la ley de los calores específicos de los elementos y de los compuestos.
Yo llamo cantidad de calor consumida por los átomos o por las moléculas al producto de sus pesos por sus calores específicos. Comparo el calor consumido por el átomo de mercurio con el calor consumido por los átomos de yodo y bromo en el mismo estado físico, y encuentro que son casi iguales, lo que confirma la exactitud de la relación entre el peso atómico de mercurio y el de cada uno de los dos halógenos, y así también, indirectamente, entre el peso atómico del mercurio y el de hidrógeno, cuyo calores específicos no se pueden comparar directamente (ver Tabla 6). Así, pues, tenemos:
TABLA 6
Nombre de la substancia
Peso atómico
Calor específico, i.e., calor requerido para calentar un peso unidad 10
Producto del calor específico por el peso atómico, i.e., calor requerido para calentar el átomo 10
Bromo Sólido
Yodo
Mercurio Sólido
80
127
200
0.08432
0.05412
0.03241
6.74560
6.87324
6.48200
La misma cosa se demuestra comparando los calores específicos de los diferentes compuestos de mercurio. Woestyn y Garnier han demostrado que el estado de combinación no cambia apreciablemente la capacidad calorífica de los átomos; y como ésta es casi igual en los átomos de diferentes elementos, las moléculas requerirían, para calentarlas 1oC, cantidades de calor proporcionales al número de átomos que ellas contienen. Si Hg = 200, esto es, si las fórmulas de los cloruros y yoduros de mercurio son HgCl, HgI, HgCl2, HgI2, será necesario que las moléculas de los dos primeros de estos compuestos consuman el doble del calor que consume cada uno de sus átomos por separado, y que las del segundo par de compuestos consuman tres veces más calor que cada uno de sus átomos por separado; y esto, de hecho así ocurre, como puede verse en la siguiente tabla (Tabla 7).
TABLA 7
Fórmulas de los compuestos de Mercurio
Pesos de sus moléculas
= p
Calores específicos de un peso unidad
= c
Calores específicos de las moléculas
= p x c
Número de átomos en las moléculas
= n
Calores específicos de cada átomo
= (p x c)/n
HgCl
HgI
HgCl2
HgI2
235.5
327
271
454
0.05205
0.03949
0.06889
0.04197
12.257745
12.91323
18.66919
18.05438
2
2
3
3
6.128872
6.45661
6.22306
6.35146
Así el peso 200 del mercurio, estando como un elemento o en sus compuestos, requiere para calentarse 10C la misma cantidad de calor que 127 de Yodo, 80 de Bromo, y casi seguramente que 35.5 de cloro y 1 de hidrógeno, si fuese posible comparar estas dos últimas substancias en el mismo estado físico que aquel en que los calores específicos de las substancias arriba mencionadas han sido comparados.
Pero los átomos de hidrógeno, yodo y bromo son la mitad de sus respectivas moléculas; por lo tanto, resulta natural preguntar si el peso 200 de mercurio también corresponde a media molécula de mercurio libre. Basta con mirar a los números que representan los pesos moleculares en la tabla 2 para percatarse de que si 2 es el peso molecular del hidrógeno, el peso de la molécula de mercurio es 200; i.e., igual al peso del átomo. En otras palabras, un volumen de vapor, sea de protocloruro de Hg, de protoyoduro de Hg, ya sea de bicloruro de Hg o de biyoduro de Hg, contiene un volumen igual de vapor de mercurio; de suerte que cada molécula de estos compuestos contiene un molécula entera de de mercurio, la cual, entrando siempre entera en todas las moléculas, es el átomo de esta substancia. Esto se confirma observando que la molécula completa de mercurio requiere para ser calentada 10C, la misma cantidad de calor que media molécula de yodo, o media molécula de bromo. Me parece, pues, que puedo sostener que lo que entra en reacción química es la media molécula de hidrógeno y la molécula entera de mercurio: ambas cantidades son indivisibles, por lo menos en la esfera de las acciones químicas que se conocen actualmente. Ustedes notarán que con la última expresión yo evito la pregunta de si es posible dividir esta cantidad aún más. Yo no dejo de comunicarles que todos aquéllos que aplicaron fielmente la teoría deAvogadro y de Ampère han obtenido el mismo resultados. Primero Dumas y después Gaudin demostraron que la molécula de mercurio, difiriendo de la molécula de hidrógeno, siempre entró como un todo en sus compuestos. Debido a esto, Gaudin llamó la molécula de mercurio monoatómica y a la de hidrógeno diatómica. Sin embargo, yo prefiero evitar el uso de esos adjetivos en este sentido especial, debido a que hoy día son utilizados, como ustedes saben, en un sentido bien diferente, esto es, para indicar la diferencia en capacidad de saturación de los radicales ...
Luego llego al examen de los dos cloruros de cobre. La analogía con los cloruros de mercurio nos fuerza a admitir que tienen una constitución atómica similar, pero no podemos verificar esto directamente determinando y comparando los pesos y las composiciones de las moléculas, porque no conocemos las densidades de vapor de estos compuestos de cobre.
Los calores específicos del cobre libre y de sus compuestos confirman la constitución atómica de los cloruros de cobre deducida de la analogía con los de mercurio. Verdaderamente, la composición de los cloruros de cobre nos lleva a concluir que si ellos tienen la fórmula CuCl, CuCl2, el peso atómico del cobre, indicado por Cu, es igual a 63, lo cual puede verse de la Tabla 8.
TABLA 8
Nombre de la substancia
Razón por peso entre los componentes expresados por números cuya suma = 100
Razón entre los componentes expresada por pesos atómicos
Protocloruro de Cobre
Bicloruro de Cobre
36. 04 63. 96
Cloro Cobre
52. 98 47.02
Cloro Cobre
35. 5 63
Cl Cu
71 63
Cl Cu
Ahora, 63 miltiplicado por el calor específico del cobre da un producto prácticamente igual al obtenido cuando los pesos atómicos del yodo y del mercurio se multiplican por sus respectivos calores epecíficos. Así, pues:
63 X 0.09515 = 6
Peso atómico de Cobre Calor específico de Cobre
La misma cantidad de calor se requiere para calentar 10C el peso de 63 de cobre en sus compuestos. Así, pues:
TABLA 9
Fórmulas de los compuestos de Cobre
Pesos de sus moléculas
= p
Calor específico de un peso unidad
= c
Calores específicos de las moléculas
= p x c
Número de átomos en las moléculas
= n
Calor específico de cada átomo
= (p x c)/n
CuCl
CuI
98.5
190
0.13827
0.06869
13.619595
14.0511
2
2
6.809797
7.0255
Después de esto surge la pregunta: ¿Es esta cantidad de cobre, que entra como un todo en sus compuestos manteniendo la capacidad calorífica de los átomos, una molécula entera o un submúltiplo de ella? La analogía de los compuestos de cobre con los compuestos de mercurio nos inclinaría a creer que el átomo de cobre es una molécula completa. Pero no teniendo otra prueba para confirmar esto, prefiero declarar que no hay medio de averiguar el peso molecular del cobre libre hasta que pueda determinarse la densidad de vapor de esta substancia.
Luego examino la constitución de los cloruros, bromuros y yoduros de potasio, de sodio, de litio y de plata. Cada uno de estos metales forma con cada uno de los halógenos sólo un compuesto conocido y bien definido; de ninguno de estos compuestos se conoce la densidad de vapor; por lo tanto, enfrentamos la necesidad de hallar métodos directos que nos permitan descubrir si en sus moléculas hay presente uno, dos, o más átomos de los halógenos. Pero sus analogías con el protocloruro de mercurio, HgCl, y con el protocloruro de cobre, CuCl, y los calores específicos de los metales libres y de sus compuestos, nos hacen suponer que en las moléculas de cada uno de estos compuestos hay presentes un átomo del metal y uno del halógeno. En acuerdo con esta suposición, el peso atómico del potasio (K) es 39, el del sodio (Na) es 23, el de plata (Ag) es 108. Estos números multiplicados por sus respectivos calores específicos dan el mismo resultado que los pesos atómicos de las substancias previamente examinadas (vea la Tabla 10).
TABLA 10
Nombre de la substancia
Peso atómico
= p
Calores específicos de un peso unidad
= c
Calores específicos de los átomos
= p x c
Bromo Sólido
Yodo
Mercurio Sólido
Cobre
Potasio
Sodio
Plata
80
127
200
63
39
23
108
0.08432
0.05412
0.03241
0.09515
0.169556
0.2934
0.05701
6.74560
6.87324
6.48200
6
6.612684
6.7482
6.15708
... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ...
El oro forma dos compuestos con cada uno de los halógenos. Yo demuestro que el primer cloruro es análogo al calomel; es decir, que tiene AuCl como fórmula. El peso atómico del oro, deducido de la composición del protocloruro al cual pertenece la fórmula asignada, está en acuerdo con la ley de los calores específicos, como puede verse de los siguiente:
196.32 X 0.03244 = 6.369208
Peso atómico Calor específico
de Oro de Oro
A continuación demuestro que los primeros o únicos cloruros de los siguientes metales están constituidos en forma análoga al bicloruro de mercurio y al de cobre; i.e., que en una molécula del compuesto cada átomo de metal se combina con dos átomos del cloro.
No sabiendo la densidad de estos pocos cloruros en el estado gaseoso, no podemos demostrar directamente la cantidad de cloro existente en sus moléculas; pero, sin embargo, los calores específicos demuestran lo que he mencionado anteriormente. Escribo las cantidades de estos distintos elementos combinados con el peso de los átomos de cloro en el cloruro más bajo o el único existente, y confirmo en estas cantidades las propiedades de los otros átomos; escribo las fórmulas de los cloruros, bromuros y yoduros todos como MCl, y verifico que están en acuerdo con las leyes de los calores específicos de las substancias compuestas.
... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ...... ... ... ... ... ......
Notas previas al trabajo de Dmitri Ivanovich Mendeléeff
Uno de los temas más populares de la disciplina de la Química lo es la llamada Tabla Periódica. Algunos la llaman Carta Periódica. Ocupa un lugar prominente en la mayoría de los salones de clase de ciencia y principalmente en los laboratorios relacionados, tanto con la Química como con la Física. Su popularidad, tal vez, se deba al despliegue y referencia que de ella se hace en muchos de los filmes de ciencia y de ciencia ficción. Pero lo que no podemos perder de vista es que la idea de clasificar está, y parece que siempre ha estado, presente en todas las áreas del saber humano. Por ejemplo, se sabe que el ser humano prehistórico clasificaba sus materiales en varias categorías como, por ejemplo, aquellos que ardían y los que no ardían. Este fue uno de los primeros pasos que tuvo que aprender para producir y controlar el fuego.
Hasta en nuestras casas tenemos necesidad de clasificar. En la alacena de nuestros hogares se organizan y clasifican los alimentos, al igual que en la nevera; en las tiendas, supermercados, almacenes, etc, todo está clasificado, organizado. Si en una biblioteca los libros no estuvieran ordenados, clasificados, difícilmente se podría encontrar con rapidez algún libro. En otras palabras, la gran importancia pedagógica o didáctica que tienen la organización, la ordenación o la clasificación justifican la popularidad de la Tabla Periódica de los elementos químicos. En relación con ésta y su desarrollo, ¿cuáles son algunos de los antecedentes más importantes que llevaron hasta la contribución de Dmitri I. Mendeléeff. A continuación aparecen, brevemente, las aportaciones significativas de varios científicos que contribuyeron a la clasificación de los elementos químicos.
Antoine Laurent Lavoisier ( Francés)
Entre los años de 1772 – 1792, Lavoisiser clasificó las substancias en dos clases; una formada por metales y otra compuesta por substancias combustibles y productora de ácidos, tales como el fósforo, el azufre y el carbono. Además mencionó a los álcalis (soda, potasa y amoníaco) y a las tierras ( cal, magnesia, sulfato de bario y arcilla ). Estas y las otras substancias clasificadas (alrededor de 25 ) se consideraban elementales. Su clasificación estaba basada en los criterios de abundancia en la naturaleza, apariencia, la solubilidad en agua y en alcohol y las reacciones que llevaban a cabo con los ácidos.
Johann Wolfgang Döbereiner ( Alemán )
Para el 1829, clasificó los elementos, que cada vez eran más numerosos, en familias que exhibían ciertos patrones en sus propiedades químicas y físicas. Por lo general, estas familias se constituían en grupos de tres elementos: triadas. En un grupo por ejemplo, Li, Na y K quedaban en orden ascendente de peso atómico, los tres tenían propiedades químicas similares y por añadidura, al sumar los pesos atómicos de Li y K ( 7 + 39 = 46 ) y calcular su promedio ( 23 ) se obtiene el peso atómico correspondiente de Na el cual ocupa el centro de la triada. Este comportamiento se repetía en las demás triadas clasificadas y considerando otras propiedades. Por ejemplo, la densidad de Na resultaba ser el promedio aritmético del valor de las densidades del Li y el K. No se formuló hipótesis alguna sobre esta observación.
John Newlands ( Inglés )
Aproximadamente en 1865, clasificó también a los elementos por el orden ascendente de su peso atómico. En esta clasificación los elementos se agrupaban según aumentaba su peso atómico y las propiedades se repetían similarmente al llegar al octavo elemento después de otro dado. Por ejemplo, en el orden H, Li, Be, B, C, N y O ( 7 elementos en total ), el próximo en el orden de peso atómico le corresponde a F y éste exhibe similitudes químicas y físicas con el primero, o sea H. El próximo en el orden de peso le corresponde a Na, el cual también es el número 8 después del Li y ambos exhiben propiedades químicas y físicas similares. Formuló una hipótesis en la cual sostenía que la periodicidad química de los elementos era cónsona con la escala musical. De aquí que a esta clasificación se le conozca como la Ley de las Octavas. A sus colegas la idea les pareció ridícula y Newlands fue objeto de la mofa en los círculos profesionales. Se cuenta que se retiró de la práctica de la investigación profesional por esa razón.
Dmitri Ivanovitch Mendeléeff (Soviético) y Lothar Meyer ( Alemán )
Ambos, casi simultáneamente alrededor de1869, pero independientemente, clasificaron los elementos de acuerdo con sus propiedades químicas y físicas como función de su peso atómico, en orden ascendente. Los logros obtenidos por Mendeléeff en la predicción de varias propiedades de varios elementos aún por descubrir en su época, opacaron el trabajo de Meyer.
En la clasificación propuesta se distinguen claramente los grupos o familias de elementos y los periodos o filas de los mismos. En estas últimas, por lo general, se identifica el patrón de la Ley de las Octavas por la cual se ridiculizó a John Newlands pocos años antes. Después de la Tabla Periódica de Mendeléeff, se publicaron más de 700 versiones de la misma en los próximos 100 años. Esta colaboración de Mendeléeff se estará estudiando y analizando con más detalle a continuación.
Hasta en nuestras casas tenemos necesidad de clasificar. En la alacena de nuestros hogares se organizan y clasifican los alimentos, al igual que en la nevera; en las tiendas, supermercados, almacenes, etc, todo está clasificado, organizado. Si en una biblioteca los libros no estuvieran ordenados, clasificados, difícilmente se podría encontrar con rapidez algún libro. En otras palabras, la gran importancia pedagógica o didáctica que tienen la organización, la ordenación o la clasificación justifican la popularidad de la Tabla Periódica de los elementos químicos. En relación con ésta y su desarrollo, ¿cuáles son algunos de los antecedentes más importantes que llevaron hasta la contribución de Dmitri I. Mendeléeff. A continuación aparecen, brevemente, las aportaciones significativas de varios científicos que contribuyeron a la clasificación de los elementos químicos.
Antoine Laurent Lavoisier ( Francés)
Entre los años de 1772 – 1792, Lavoisiser clasificó las substancias en dos clases; una formada por metales y otra compuesta por substancias combustibles y productora de ácidos, tales como el fósforo, el azufre y el carbono. Además mencionó a los álcalis (soda, potasa y amoníaco) y a las tierras ( cal, magnesia, sulfato de bario y arcilla ). Estas y las otras substancias clasificadas (alrededor de 25 ) se consideraban elementales. Su clasificación estaba basada en los criterios de abundancia en la naturaleza, apariencia, la solubilidad en agua y en alcohol y las reacciones que llevaban a cabo con los ácidos.
Johann Wolfgang Döbereiner ( Alemán )
Para el 1829, clasificó los elementos, que cada vez eran más numerosos, en familias que exhibían ciertos patrones en sus propiedades químicas y físicas. Por lo general, estas familias se constituían en grupos de tres elementos: triadas. En un grupo por ejemplo, Li, Na y K quedaban en orden ascendente de peso atómico, los tres tenían propiedades químicas similares y por añadidura, al sumar los pesos atómicos de Li y K ( 7 + 39 = 46 ) y calcular su promedio ( 23 ) se obtiene el peso atómico correspondiente de Na el cual ocupa el centro de la triada. Este comportamiento se repetía en las demás triadas clasificadas y considerando otras propiedades. Por ejemplo, la densidad de Na resultaba ser el promedio aritmético del valor de las densidades del Li y el K. No se formuló hipótesis alguna sobre esta observación.
John Newlands ( Inglés )
Aproximadamente en 1865, clasificó también a los elementos por el orden ascendente de su peso atómico. En esta clasificación los elementos se agrupaban según aumentaba su peso atómico y las propiedades se repetían similarmente al llegar al octavo elemento después de otro dado. Por ejemplo, en el orden H, Li, Be, B, C, N y O ( 7 elementos en total ), el próximo en el orden de peso atómico le corresponde a F y éste exhibe similitudes químicas y físicas con el primero, o sea H. El próximo en el orden de peso le corresponde a Na, el cual también es el número 8 después del Li y ambos exhiben propiedades químicas y físicas similares. Formuló una hipótesis en la cual sostenía que la periodicidad química de los elementos era cónsona con la escala musical. De aquí que a esta clasificación se le conozca como la Ley de las Octavas. A sus colegas la idea les pareció ridícula y Newlands fue objeto de la mofa en los círculos profesionales. Se cuenta que se retiró de la práctica de la investigación profesional por esa razón.
Dmitri Ivanovitch Mendeléeff (Soviético) y Lothar Meyer ( Alemán )
Ambos, casi simultáneamente alrededor de1869, pero independientemente, clasificaron los elementos de acuerdo con sus propiedades químicas y físicas como función de su peso atómico, en orden ascendente. Los logros obtenidos por Mendeléeff en la predicción de varias propiedades de varios elementos aún por descubrir en su época, opacaron el trabajo de Meyer.
En la clasificación propuesta se distinguen claramente los grupos o familias de elementos y los periodos o filas de los mismos. En estas últimas, por lo general, se identifica el patrón de la Ley de las Octavas por la cual se ridiculizó a John Newlands pocos años antes. Después de la Tabla Periódica de Mendeléeff, se publicaron más de 700 versiones de la misma en los próximos 100 años. Esta colaboración de Mendeléeff se estará estudiando y analizando con más detalle a continuación.
LA LEY PERIÓDICA
Por: Dmitri Ivanovitch Mendeléeff (1834-1907)
El propósito más importante de la química moderna es investigar la dependencia que existe entre la composición, las reacciones y las propiedades de los cuerpos simples y compuestos, por una parte; y, por otra, las propiedades fundamentales de los elementos contenidos en ellos; de manera que podamos deducir de las características conocidas del elemento las propiedades de todos sus compuestos.
Por ejemplo, decir que el carbono es un elemento tetratómico es dar a conocer una propiedad fundamental que aparece en todas sus combinaciones.
Los elementos cuentan entre sus propiedades, suceptibles de ser medidas cuantitativamente de forma exacta, el peso atómico y su poder de mostrarse a sí mismos bajo la forma de diferentes compuestos.
Únicamente, entre las propiedades de los elementos, las dos mencionadas arriba traen consigo un sinnúmero de hechos. La última de ellas ha fungido de base para el surgimiento de una teoría especial sobre la atomicidad (valencia) de los elementos.
Entre las otras propiedades de los elementos que influyen en las propiedades de los cuerpos, las propiedades físicas (tales como la cohesión, la capacidad para el calor, los fenómenos espectrales, etc.) hasta el presente no se han estudiado lo suficiente para permitirnos generalizarlas en una manera filosófica rigurosa. Lo que sabemos de estas propiedades es todavía inseguro e insuficiente en comparación con nuestro conocimiento de los pesos atómicos y de la atomicidad de los elementos. Sin embargo, se ha hecho notar con frecuencia que las propiedades físicas dependen unas de otras, que los pesos atómicos, y principalmente los pesos moleculares de los compuestos, guardan igualmente una relación íntima con ellas. Es principalmente el hecho, que tales propiedades pueden medirse de forma exacta, lo que nos ha inducido e impulsado a hacer estas comparaciones. Es por el estudio de ellas, mas que por otros medios, que podemos concebir la idea del átomo y de la molécula. Nada más por este hecho, podemos percibir la gran influencia que los estudios en esta dirección pueden ejercer sobre el progreso de la química.
Las propiedades mencionadas arriba no son, bajo ningún concepto, las únicas que poseen los elementos. Los elementos poseen, además, una serie de propiedades, que aunque aún no se han medido cuantitativamente, contribuyen, sin embargo, a su identificación. Estas últimas han recibido el nombre de propiedades químicas. Por ejemplo, algunos elementos no se combinan con el hidrógeno; y tienen, según la terminología reconocida, propiedades básicas; o, en otras palabras, absorben oxígeno y forman bases; éstos forman sales cuando se combinan con cloro; otros elementos (llamados elementos formadores de ácidos), sí se combinan con el hidrógeno; con el oxígeno, y además al reaccionar con agua, sólo forman ácidos. Existen elementos que, en sus formas de más alta oxidación tienen carácter acídico y cuando están en su forma mínima de oxidación poseen un carácter básico. La ciencia no posee aún ningún procedimiento por el cual estas propiedades puedan ser medidas, pero aún éstas se consideran entre las propiedades cualitativas que caracterizan a los elementos. No siendo suceptibles de medición exacta, las propiedades químicas mencionadas arriba difícilmente podrían servir como criterios para generalizar los conocimientos químicos; no pueden ellas solas, servir como bases para un examen teórico. Sin embargo, estas propiedades no deben ser del todo descartadas puesto que, por medio de ellas, nos explicamos un gran número de fenómenos químicos. Es sabido que Berzelius y otros químicos consideraron estas propiedades como entre las principales características de los elementos, y que es sobre ellas que la teoría electroquímica está basada.
Como regla general cuando estudiamos las propiedades de los elementos, teniendo en mente las conclusiones prácticas y las posibles previsiones químicas que pudieran hacerse, es necesario prestar igual atención a las propiedades generales de los otros cuerpos del grupo, y a las propiedades individuales de un elemento dado en tal grupo; es sólo después de tales estudios comparativos que, haciendo hincapié en las propiedades que pueden ser medidas de forma precisa, podemos generalizar las propiedades de un elemento. El peso atómico nos ha provisto hasta ahora, y continuará proveyéndonos durante mucho tiempo, de una propiedad de esta naturaleza; dado que nuestra concepción del peso atómico ha adquirido una solidez indestructible, sobre todo últimamente, desde el uso de la Ley de Avogadro y de la Ley de Ampère; gracias a los esfuerzos de Laurent, Gerhardt, Regnault, Rose, y Cannizzaro, uno puede decir llanamente que la noción de peso atómico (considerado como la parte más pequeña de un elemento contenida en la molécula de sus compuestos) se mantendrá sin cambio, sean las que fueren las modificaciones que las ideas filosóficas de los químicos puedan sufrir. La expresión peso atómico implica, cierto es, la hipótesis de la estructura atómica de los cuerpos; pero, entonces, no estamos discutiendo aquí denominaciones, sino una idea convencional. Parece ser que el mejor método para extender nuestro conocimiento de la química sería elaborar las correlaciones entre las proporciones de los elementos y sus pesos atómicos. Es así como podríamos obtener los resultados más fructíferos y naturales en la extensión del estudio de los elementos. Determinar esta dependencia me parece a mí que es una de las tareas principales de los futuros químicos; puesto que este problema posee la misma importancia filosófica que el estudio de las condiciones del isomerismo tiene. En la presente memoria trataré de mostrar la ya mencionada relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus otras propiedades, particularmente la facultad de poder combinarse en diferentes formas.
Esta última facultad ya ha sido cuidadosa y experimentalmente estudiada; una expresión mucho más precisa de ella ha sido hallada recientemente, en la teoría relativa a los límites de las combinaciones químicas, la atomicidad de los elementos, y sobre las maneras en que los átomos se unen en las moléculas. Es sabido que Dalton llamó “combinaciones en proporciones múltiples” los modos en que un elemento ideal “R” se combina con otros elementos (de la forma “RX”, “RX2", “RX3", “RX4", etc.); Gerhardt las llamó “tipos”; éstas se usan hoy día para determinar la atomicidad de los elementos.
La incompletitud que existe en la teoría ahora aceptada, sobre la atomicidad de los elementos, surge del hecho de que las opiniones de los químicos no coinciden respecto de elementos como Na, Cl, S, N, P y Ag; algunos consideran la atomicidad como una propiedad invariable de los átomos, mientras otros afirman lo contrario. La incertidumbre en las ideas sobre atomicidad proviene principalmente de la novedad de su introducción en la Ciencia, y de que éstas incluyen la hipótesis de la unión de los elementos por partes de su afinidad. También surge, en acuerdo con mi idea, del hecho de que nosotros sólo estudiamos las formas de combinación, sin comparar estas formas con las otras propiedades de los elementos. Las brechas que he señalado en la teoría de las combinaciones -brechas producidas por la doctrina aceptada actualmente sobre la atomicidad de los elementos- alcanzan su máximo, como mostraré más adelante, si el estudio de las propiedades principales de los elementos se hace basado en los pesos atómicos.
Desde el año 1868, año en el cual apareció en ruso la primera edición de mi trabajo Principios de la Química, he estado tratando de resolver este problema. En este trabajo me he tomado la libertad de hacer públicos los resultados obtenidos hasta el presente en mis investigaciones sobre el particular. La formación de grupos naturales, como los haloides, los metales alkalinos y los alcalinotérreos, los cuerpos análogos del azufre, del nitrógeno, etc., me proveyeron con la primera oportunidad de comparar las diferentes propiedades de los elementos con sus pesos atómicos. Al principio colocábamos en grupos los elementos que se parecen unos a otros en diferentes respectos, pero luego algunos experimentalistas -notablemente Gladstone, Cooke, Pettenkoffer, Kremers, Dumas, Lenssen, Odling, etc.- observaron que los pesos atómicos de los distintos miembros de estos grupos poseían entre ellos relaciones regulares y simples. El descubrimiento de tales relaciones llevó a la comparación de los miembros de los diferentes grupos con las series homólogas, y, más adelante, a la concepción, en una manera mecánico-química, de la compleja naturaleza de los átomos, la que ha sido sostenida como razonable por la mayoría de los químicos, pero que hasta ahora no ha recibido un nombre definido.
Todas las relaciones observadas entre los pesos atómicos de los elementos no nos han conducido a ninguna conclusión lógica o previsión química, debido a las brechas que existen entre ellas. Esta puede ser que sea la razón por la que tales relaciones no han adquirido el derecho de ser reconocidas de forma general en la Ciencia.
Primero: Nadie que yo sepa, hasta el presente, ha preparado una tabla comparativa de los grupos naturales, y las relaciones observadas entre los diferentes miembros de los distintos grupos han permanecido sin una aparente conexión o explicación. Concerniente a este punto, en 1859, Strecker justamente ha dicho, “Es difícil que las relaciones notadas entre los pesos atómicos de los elementos que se parecen unos a otros en sus propiedades químicas resulten ser puramente accidentales. Sin embargo, debemos dejar a investigaciones posteriores el descubrimiento de las relaciones ‘regulares’ delatadas en estos números.”
Segundo: Sólo variaciones pequeñas en las magnitudes de los pesos atómicos de algunos elementos análogos (Mn, Fe, Co y Ni -Pd, Rh, Ru,- Pt, Os, Ir) han sido observadas. Por lo tanto estábamos autorizados sólo a decir que la analogía de los elementos estaba conectada por un acuerdo aproximado o por el incremento de la cantidad de su peso atómico.
Tercero: Nadie ha establecido ninguna teoría de comparación mutua entre los pesos atómicos de elementos que no son análogos, aunque es precisamente en conexión con estos elementos que no se parecen que debe buscarse una dependencia regular entre las propiedades y las modificaciones de los pesos atómicos. Los datos publicados hasta ahora, siendo demasiado aislados, no han podido producir ningún progreso en el desarrollo filosófico de la química; sin embargo, éstos contienen los gérmenes de importantes futuras añadiduras a la ciencia química, especialmente en lo concerniente a la naturaleza, para nosotros misteriosa, de los elementos.
En el término ley periódica yo designo la relación recíproca entre las propiedades y los pesos atómicos de los elementos. Más adelante desarrollaré las relaciones que aplican a todos los elementos: éstas se muestran en la forma de una función periódica.
I. Principios de la Ley Periódica.
Hace tiempo hemos notado analogías entre los elementos de mayor peso atómico y de menor peso atómico. Clauss observó que el Osmio (Os), el Iridio (Ir) y el Platino (Pt), cuyos pesos atómicos tienen un valor aproximado a 195, tienen propiedades análogas al Rutenio (Ru), Rodio (Rh), y el Paladio (Pd), los cuales tienen pesos atómicos mucho menores de aproximadamente 105.
Marignac notó la analogía existente entre el Tántalo (Ta) de peso atómico 182 y el Tungsteno (W) de peso atómico 184 con los elementos Niobio (Nb) de peso atómico 94 y el Molibdeno (Mo) de peso atómico 96, respectivamente. Otros casos lo constituyen el Oro (Au) y el Mercurio (Hg), teniendo por análogos livianos a la Plata (Ag) y el Cadmio (Cd), respectivamente y al Cobre (Cu) y al Zinc (Zc) como análogos todavía más livianos. El Cesio (Cs) y el Bario (Ba) son análogos al Postasio (K) y al Calcio (Ca), respectivamente, y así sucesivamente.
Comparaciones de esta naturaleza motivaron la idea de clasificar todos los elementos en acuerdo con sus pesos atómicos y al hacer esta lista encontramos relaciones recíprocas de una sencillez sorprendente. Como ejemplo, consideremos todos los elementos cuyos pesos atómicos están entre los valores 7 y 36. Estos pesos atómicos están organizado aquí en un orden aritmético en acuerdo con su valor numérico.
2.a Serie Li = 7 ; Be = 9.4 ; B = 11 ; C = 12 ; N = 14 ; O = 16 ; Fl = 19
3.a Serie Na = 23 ; Mg = 24 ; Al = 27.3 ; Si = 28 ; P = 31 ; S = 32 ; Cl = 35.5
Es evidente que las propiedades de los elementos cambian gradual y regularmente según aumentan los pesos atómicos y, desde luego, cambian periódicamente; es decir, en la misma forma en las dos series (elementos en la misma línea horizontal), de manera que los elementos correspondientes de las dos series son análogos. Ejemplo: el Litio (Li) y el Sodio (Na); el Berilio (Be) y el Magnesio (Mg); el Carbono (C) y el Silicio (Si), y así sucesivamente. Los elementos correspondientes de las dos serie, o sea, los elementos análogos, forman la misma clase de compuestos y, además, tienen, como se dice generalmente, la misma valencia. La circunstancia más importante es que la forma de los compuestos de los elementos intermedios obedece la ley que ha sido descubierta al comparar los compuestos hidratados y oxigenados de los elementos que le siguen y le preceden. Esta regularidad muestra que esos elementos forman dos series naturales en las cuales no podemos intercalar elemento alguno. Por lo tanto, cada uno de los últimos cuatro elementos de cada serie se pueden combinar con el hidrógeno, formando,:
--- RH4 ; RH3 ; RH2 ; RH ---
donde la “R” representa a uno de esos últimos cuatro elementos de cada serie y “H” representa al hidrógeno.
La estabilidad de estos compuestos de hidrógeno bajo ciertas circunstancias, así como sus características ácidas y otras propiedades, sufren modificaciones gradualmente en acuerdo con la posición de los elementos (R) en las series. Por ejemplo: (HCI) es un compuesto muy ácido y de mucha estabilidad; (H2S) es un ácido débil que se descompone por medio del calor; en el compuesto (H3P) las propiedades ácidas han desaparecido por completo y su inestabilidad ha aumentado; y nuevamente, en el compuesto (H4Si) ocurre lo mismo que en el compuesto (H3P), pero más pronunciadamente.
Todos los elementos de la tercera serie se combinan con el oxígeno, y, es en estos compuesto (óxidos) donde podemos observar mejor cómo las propiedades de los elementos sufren modificaciones graduales en acuerdo con el cambio en el peso atómico. Los siete elementos de la tercera serie pueden combinarse con el oxígeno y formar los siguientes óxidos capaces de formar sales:
Na2O ; Mg2O2 ; Al2O3 ; Si2O4 ; P2O5 ; S2O6 ; Cl2O7 ;
o MgO o SiO2 o SO3
Por lo tanto, estos siete modelos de oxidación conocidos por los químicos corresponden en un orden determinado a los siete elementos de la tercera serie. Aunque se conocían dichos compuestos, su relación con las propiedades fundamentales de los elementos permanecía inadvertida. Vemos, al examinar estos siete modelos de oxidación que, en acuerdo con el orden en que se citaron, hay una disminución en las propiedades básicas y un aumento en las propiedades ácidas.
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... Notamos regularidad no sólo en los modelos de los compuestos de los elementos arreglados en orden de pesos atómicos, sino también en otras propiedades químicas y propiedades físicas de los elementos.
Al principio de la serie están los elementos con propiedades decididamente metálicas y al final están los elementos con propiedades típicas de los no-metales. Los primeros tienen propiedades básicas y los últimos tienen propiedades ácidas; mientras que los elementos intermedios tienen propiedades algunas veces ácidas y otras veces básicas. En los compuestos Li2O y Na2O las propiedades básicas están más claramente definidas que en los compuestos BeO y MgO; en B2O5 y Al2O3 se muestran sólo débilmente, y estos compuestos poseen ciertas propiedades ácidas. CO2 y SiO2 tienen sólo propiedades ácidas, aunque no muy fuertes y en pequeño grado. Estas carasterísticas son más pronunciadas en los compuestos NaO5 y P2O5 y, nuevamente, en SO3 y Cl2O7.
Para demostrar la regularidad con la que las propiedades físicas se modifican en las series mencionadas arriba, informamos las variaciones de los pesos específicos y de los volúmenes atómicos de los elementos de la tercera serie:
Elementos: Na Mg Al Si P S Cl
Pesos Específicos: 0.97 1.75 2.67 2.49 1.84 2.06 1.33
Volúmenes Atómicos: 24 14 10 11 16 16 27
Compuestos: Na2O Mg2O2 Al2O3 Si2O4 P2O5 S2O6 Cl2O7
Pesos Específicos: 2.8 3.7 4.0 2.6 2.7 1.9 ?
Volumen Atómico: 22 22 25 45 55 82 ?
La volatilidad disminuye en los miembros desde el comienzo de las primeras series desde el elemento sodio (Na), hasta el silicio (Si) y a partir de éste, aumenta. La misma observación aplica a los óxidos, entre los cuales los del medio, MgO, Al2O3, SiO2, son los más fuertes.
Todos los otros elementos pueden ser organizados en series análogas más o menos completas; por ejemplo, la serie de la plata.
Pesos Atómicos
Ag = 108 ; Cd = 112 ; In = 113 ; Sn = 118 ; Sb = 122 ; Te = 125(?) ; I = 127.
Daré sólo los pesos específicos de estos elementos, debido a que su concordancia con las series precedentes respecto de las otras propiedades no necesita explicación.
Pesos Específicos
Ag = 10.5 ; Cd = 8.6 ; In = 7.4 ; Sn = 7.2 ; Sb = 6.7 ; Te = 6.2 ; I = 4.9.
Demostraré todavía más, y puede verse de las tablas que se acompañan, que relaciones de este tipo pueden derivarse para todos los elementos, mostrando que existe una íntima dependencia entre sus propiedades y sus pesos atómicos.
Pudimos haber previsto lo anterior por medio de la teoría atómica, debido a que el peso atómico es una de las magnitudes variables que determinan la función de los átomos. Una consideración similar me llevó a descubrir la dependencia mencionada arriba, y es ésta la razón por la que lo menciono aquí.
De lo anterior, así como de otras relaciones que he logrado encontrar, se infiere que todas las relaciones que muestran cómo las propiedades de los elementos dependen de su peso atómico son relaciones periódicas. Primero, las propiedades de los elementos cambian según aumenta el peso atómico; luego, se repiten estas propiedades en una nueva serie de elementos, un nuevo período, con la misma regularidad que en las series anteriores. Podemos, por lo tanto, formular la Ley Periódica así: Las propiedades de los elementos (así como las de sus compuestos) muestran una dependencia periódica que corresponde a los pesos atómicos de los elementos.
Creo ahora necesario determinar la relación que expresa esa dependencia. Para ello, comienzo por buscar la longitud de un período, o sea, el número de elementos que constituyen un período. Al expresar tal relación, esta aparece por sí misma en total acuerdo en algunos casos (como en el caso de la forma de los óxidos); en otros casos, no tenemos hasta el presente los medios para medirla de forma exacta, no obstante, ésta mantiene su carácter periódico.
Ya el arreglo anterior ha puesto en claro la existencia y las propiedades de un período de 7 elementos, el período de los elementos Li, Be, B, C, N, O, Fl, conocido como período menor o serie menor. Si H se atribuye a la primera serie, Li, ..., etc., pertenecerían a la segunda serie, Na, ..., a la tercera, y así sucesivamente.
Ahora bien, todos los elementos conocidos hasta el presente no pertenecen, como podría creerse, a un período menor, y lo que es más importante, hay una diferencia muy notable entre los miembros de una serie de orden impar y la serie siguiente, de orden par, exceptuando las primeras tres series, mientras que entre los miembros de dos series consecutivas impares o dos series consecutivas pares hay una gran analogía. Un ejemplo ilustraría esto:
4.a Serie: K Ca ... Ti V Cr Mn Fe Co Ni
5.a Serie: Cu Zn ... ... As Se Br
6.a Serie: Rb Sr ... Zr Nb Mo ... Ru Rh Pd
7.a Serie: Ag Cd In Sn Sb Te I
Los miembros de la cuarta y de la sexta serie muestran más analogía entre ellos, respectivamente, que la que muestran con los miembros de la quinta o de la séptima serie, respectivamente. Entre los miembros de las series pares no existen metaloides tan marcados como los de las series impares; los últimos miembros de las series pares se asemejan en muchos aspectos (como sus formas de mínima oxidación) a los primeros miembros de las series impares. Así, Cr y Mn se asemejan a Cu y Zn en sus óxidos básicos. Por otro lado, hay notables diferencias entre los últimos elementos de las series impares (haloides), y los primeros miembros (metales alcalinos) de las series pares que siguen a éatas. Pero, al mismo tiempo, entre el último elemento de una serie par y el primer elemento de una serie impar siguiente colocamos, en orden de pesos atómicos y de propiedades, a todos los elementos que no tienen lugar en ese período menor. Por lo tanto, hay que colocar a los elementos Fe, Co, Ni entre Mn y Cu, formando el grupo de los elementos de transición. Estas dos series, la cuarta y la quinta (una par y otra impar), conjuntamente con los elementos de transición ya citados, forman un período mayor, que consiste de 17 miembros (7 + 7 + 3). Como los elementos de transición (ejemplo: Fe, Co y Ni) no corresponden a ninguno de los siete grupos de elementos típicos de las series menores, ellos forman un grupo independiente conocido como el Octavo Grupo. De la misma manera en que los elementos Fe, Co y Ni siguen a la cuarta serie, los elementos Ru, Rh y Pd siguen a la sexta serie y los elementos Os, Ir y Pt siguen a la octava serie, formando todos ellos los elementos del Octavo Grupo. Algunas de las propiedades de los elementos de dicho grupo son:
1), todos son metales de color gris; 2), se derriten a temperaturas muy altas; 3), tienen volúmenes atómicos pequeños; 4), poseen una capacidad máxima para absorber hidrógeno; 5), sus óxidos forman bases débiles; 6), son los únicos metales que pueden formar óxidos del tipo RO4 (de donde viene su clasificación como el octavo grupo de oxidación) entre otras propiedades.
Tabla I
Períodos Largos
K = 39
Rb = 85
Cs = 133
---
---
Ca = 40
Sr = 87
Ba = 137
---
---
----
? Yt = 88 ?
? Di = 138 ?
Er = 178 ?
---
Ti = 48 ?
Zr = 90
Ce = 140
La = 180 ?
Th = 231
V = 51
Nb = 94
---
Fa = 182
---
Cr = 52
Mo = 96
---
W = 184
Ur = 240
Mn = 55
---
---
---
---
Fe = 56
Ru = 104
---
Os = 195 ?
---
Co = 59
Rh = 104
---
Ir = 197
---
Elementos Típicos
Ni = 59
Pd = 106
---
Pt = 198 ?
---
H = 1
Li = 7
Na = 23
Cu = 63
Ag = 108
---
Au = 199 ?
---
Be = 9.4
Mg = 24
Zn = 65
Cd = 112
---
Hg = 200
---
B = 11
Al = 27..3
----
In = 113
---
Tl = 204
---
C = 12
Si = 28
----
Sn = 118
---
Pb = 207
---
N = 14
P = 31
As = 75
Sb = 123
---
Bi = 208
---
O = 16
S = 32
Se = 78
Te = 125 ?
---
---
---
F = 19
Cl = 35. 5
Br = 80
I = 127
---
---
---
Para mayor brevedad, los pesos atómicos aparecen en números redondeados puesto que en la mayoría de los casos no estamos seguros ni de los valores decimales ni de las unidades. Un signo de interrogación (?) antes del símbolo químico del elemento indica que la investigación está tan incompleta que no podemos todavía darle una posición al elemento. Un signo de interrogación (?) después del peso atómico del elemento indica que todavía dudamos de ese peso atómico. Cada período menor consiste de sólo 7 elementos mientras que cada período mayor consiste de 17 elementos. Los elementos incluidos en corchetes son los elementos de transición.
Tabla II
Series
Grupo I.
Grupo II.
Grupo III.
Grupo IV.
Grupo V.
Grupo VI.
Grupo VII.
Grupo VIII.
R2O
RO
R2O3
RH
RO2
RH3
R2O5
RH2
RO3
RH
R2O7
RO4
1
H=1
---
---
---
---
---
---
2
Li=7
Be=9.4
B=11
C=12
N=14
O=16
Fl=19
3
Na=23
Mg=24
Al=27.3
Si=28
P=31
S=32
Cl=35..5
4
K=39
Ca=40
--- =44
Ti=48
V= 1
Cr=52
Mn=55
Fe=56; Co=59; Ni =59; Cu=63
5
(Cu=63)
Zn=65
--- =68
--- =72
A =75
Se=78
Br=80
6
Rb=85
Sr=87
?Yt=88
Zr=90
Nb=94
Mo=96
--- =100
Ru=104;Rh=104Pd=106;Ag=199
7
(Ag=108)
Cd=112
In=113
Sn=118
Sb=122
Te=125
I=127
8
Cs=133
Ba=137
?Di=138
?Ce=140
---
---
---
Os=195;Ir=197;Pt=198;Au=199
9
---
---
---
---
---
---
---
10
---
---
?Er=178
?La= 80
Ta=182
W=184
---
11
(Au=199)
Hg=200
Tl=204
Pb=207
Bi=208
---
---
12
---
---
---
Th=231
---
Ur=240
---
En esta tabla los grupos están indicados por números romanos. Los siete primeros grupos corresponden a los siete miembros de cada serie; el grupo octavo ya ha sido caracterizado (ver arriba). Cu, Ag y Au han sido puestos en el octavo grupo, debido a sus propiedades análogas; éstos pudieron haber sido también puestos en el primer grupo, debido a sus bajas formas de oxidación. Las dos primeras series han sido separadas de las otras, por razones que se explicarán luego. Ellas son series típicas.
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De la inspección de la Tabla I podemos reconocer que los elementos al comienzo de cualquier período largo (como los de los períodos cortos que comienzan con Na y Li) son metales de una fuerte y pronunciada naturaleza alcalina, mientras que los elementos al final del período son halógenos. Ya en la teoría electro-química, los elementos mencionados arriba, ocupaban la mismas posiciones como miembros extremos de tal sistema. Es incuestionable que la teoría electro-química ha ejercido una gran cantidad de influencia sobre el progreso reciente de la química. Sin embargo, me encuentro lejos de quererme colocar como defensor de esta teoría. Para mostrar esto mencionaré que, como puede verse de la Tabla I., el primero y el último miembro de los períodos largos son los únicos que poseen un carácter químico claramente definido. En otras palabras, estos son los únicos elementos que reaccionan fácilmente, y a temperaturas que no son tan altas, con la mayor parte de los otros cuerpos; sólo éstos poseen pesos atómicos de aproximadamente igual valor, y otras propiedades análogas.
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Los elementos más desemejantes son los primeros y últimos de cada uno de los períodos mayores; en el medio de los períodos mayores están los elementos de transición, y los más análogos son los más cercanos entre ellos. Es de esta manera que luego de los elementos alcalinos y de los alcalinotérreos vienen esos elementos raros (los metales de gadolinita y cerita, Ti, V, Cr, Nb, Mo, Ta, W, Ur), los cuales, aun desde un punto de vista analítico, son similares entre ellos mismos. Éstos no son volátiles; son de difícil fusión, y difíciles de reducir; poseen, aun en sus óxidos más altos, un poder de reacción débil; usualmente se encuentran juntos en la naturaleza, y raramente en grandes cantidades, etc. Estos elementos son raros, y yo creo que es debido a su carácter y no a causas del azar.
Nuestro conocimiento acerca de estos elementos raros que he mencionado es desafortunadamente defectuoso, y si no tuviésemos ante nosotros la investigaciones clásicas de Marignac sobre los compuestos de Zr, Nb y Ta, el grupo entero sería una colección de elementos sin ninguna importancia dentro del sistema. Los trabajos de Blomstrand, de Roscoe, de Delafontaine, y de Bunsen han arrojado mucha luz sobre el carácter de estos elementos raros; pero, estos elementos son todavía objeto de una serie de cuestionamientos que aún no han recibido respuesta.
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En cada grupo de elementos análogos, los elementos de mayor peso atómico poseen propiedades básicas más pronunciadas y los ácidos que forman son muy débiles.
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Todo lo que se ha considerado anteriormente muestra la naturaleza de la Ley Periódica. Ninguna ley natural adquiere alguna importancia científica a menos que introduzca, por así decirlo, algunas conclusiones prácticas, o, en otras palabras, a menos que permita deducciones lógicas capaces de explicar lo que antes permanecía no explicado, y sobre todo, a menos que levante cuestionamientos que puedan ser confirmados por la experiencia. En un caso de tal naturaleza el uso de la ley es evidente, y es posible controlar su grado de corrección.
Esta ley, como mínimo, promoverá investigación en nuevas partes de la ciencia poco conocidas. Ésta es la razón por la que yo propongo que se estudien detenidamente algunas consecuencias de la ley periódica, y que se examine cómo ésta puede aplicarse:
Al sistema de los elementos;
A la determinación de los pesos atómicos de elementos no estudiados suficientemente;
A la determinación de las propiedades de los elementos que se desconocen hasta el presente;
A la corrección de los pesos atómicos;
Y al desarrollo de nuestro conocimiento sobre las formas de las combinaciones químicas.
No pienso hacer ninguna hipótesis, ni ahora ni después, para explicar la naturaleza de la Ley Periódica por la siguientes razones: primero que todo, la ley misma es demasiado sencilla; segundo, las diversas partes de este nuevo tema se han estudiado muy poco para que nosotros hagamos una hipótesis; tercero, y principal razón, todavía no hemos logrado que la Ley Periódica esté en acuerdo con la Teoría Atómica, a menos que desordenemos los hechos conocidos en relación a los valores más precisos obtenidos de los pesos atómicos.
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II. La aplicación de la Ley Periódica al Sistema de los Elementos.
El sistema de los elementos posee no sólo una importancia puramente pedagógica como un medio de aprender más fácilmente los diferentes hechos agrupados de una manera sistemática y relacionados los unos con los otros, sino también una importancia científica, en cuanto que nos indica nuevas analogías y, por lo tanto, nos sugiere nuevos caminos para la investigación de los elementos.
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La posición de un elemento “R” queda definida en esta tabla por la serie y el grupo al cual pertenece; esto es, por los elementos “X” y “Y” que le quedan contiguos en la serie y, además, por dos elementos en el mismo grupo, el elemento “R1", cuyo peso atómico es el próximo más pequeño, y el elemento “R2" cuyo peso atómico es el próximo más grande y que se sitúan sobre y debajo de él, respectivamente. Se pueden determinar las propiedades del elemento “R” con base en las propiedades conocidas de los elementos “X” y “Y”, y “R1" y “R2". Por lo tanto, para hallar las propiedades de compuestos análogos, podemos establecer proporciones y calcular valores promedios; las propiedades de todos los elementos son, hablando apropiadamente, íntima y mutuamente dependientes. Llamo “analogía atómica” de un elemento “R” a la relación que une a “R” con “X” y “Y” por una parte, y con “R1" y “R2" por la otra. Por ejemplo: los análogos atómicos del elemento selenio(Se) son el arsénico (As) y el bromo (Br) por una parte; y el azufre (S) y el telurio (Te), por la otra y su peso atómico aproximado puede determinarse obteniendo el promedio de los pesos atómicos de sus análogos, o sea:
75 + 80 + 32 + 125
---------------------------- = 78 (aproximadamente);
4
y, por ejemplo, las propiedades de SeH2, responden a este peso atómico, puesto que SeH2 ocupa el lugar medio entre AsH3--BrH y SH2--TeH2, etc. Es sólo en las series y en los extremos de los grupos que estas anologías atómicas no son del todo válidas, aunque podemos ver claramente aun aquí las reaciones recíprocas, las cuales pueden ser mostradas condicionalmente a través de proporciones aritméticas sencillas.
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Las consideraciones anteriores demuestran que la Ley Periódica hace posible para nosotros investigar las propiedades desconocidas de elementos no descubiertos aún cuyos análogos atómicos conocemos. Además, podemos notar, refiriéndonos a las Tabla I y II, en las que se muestran las relaciones periódicas, que faltan muchos elementos que debían aparecer en las series, y de los cuales podemos confiadamente predecir su descubrimiento. Procederé a describir las propiedades de algunos elementos que aún no han sido descubiertos: de este modo espero demostrar, de manera nueva y perfectamente clara, la exactitud de la Ley, aunque la confirmación de estas pruebas esté reservada para el futuro. Déjennos añadir que, la determinación previa de las propiedades de los elementos desconocidos facilitará el descubrimiento de tales elementos, debido a que si los conocemos, podemos prever las reacciones de sus compuestos.
Para evitar la introducción de nuevos nombres para los elementos desconocidos les daré el nombre del análogo inferior más cercano en el mismo grupo, precedido de uno de los números sáncritos (eka, dui, tri, etc.). Los elementos desconocidos del primer grupo se llamarán eka-cesio (Ec=175), dui-cesio (Dc=220), etc. Si el niobio, por ejemplo, fuese desconocido, podríamos llamarlo eka-vanadio. Las denominaciones mostrarán las analogías muy claramente; los nombres, sin embargo, de la cuarta serie, no tendrán esta ventaja, debido a que deberán ser derivados de aquéllos de los elementos de la segunda serie, y sabemos, que esta serie típica no guarda una analogía atómica completa con la cuarta.
Aparte de esto, en la cuarta serie falta un sólo elemento: está en el tercer grupo y se llamará Ekaboro (Eb). Como el Ekaboro sigue al elemento calcio (Ca = 40) y antecede al titanio (Ti = 48), su peso atómico deber ser alrededor de 44. Su óxido debe ser Eb2O3, pero no debe poseer propiedades carasterísticas; formará en todos respectos la transición de CaO a TiO2.
Los elementos itrio (It = 88?), disprosio (Di = 138?) y erbio (Er = 178?), pertenecen al mismo grupo; sin embargo, sus posiciones son poco seguras aún y los elementos no han sido estudiados detenidamente. Por lo tanto, las propiedades del Ekaboro pueden ser determinadas únicamente por medio de su analogía atómica con los elementos calcio y titanio de la cuarta serie. Puesto que el calcio y el titanio forman un sólo óxido estable, podemos suponer que el Ekaboro también formará un sólo óxido estable, Eb2O3. El elemento del ekaboro , debe ser un metal liviano, no volátil y difícilmente fundible; sus sales deben tener la fórmula modelo EbX3; descompondrá el agua únicamente bajo la influencia del calor y aun así no completamente; se disolverá en los ácidos desprendiendo hidrógeno. Su densidad será alrededor de 3 g/cm3.
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Los dos elementos que faltan en la quinta serie (tercero y cuarto grupos) deben poseer propiedades muy distintas. Estos deben aparecer en esta serie entre Zn = 65 y As = 75, y siendo análogos atómicos con el aluminio y el silicio, serán llamados, uno eka-aluminio, y el otro eka-silicio. Como pertenecen a una serie impar deben producir compuestos metalo-orgánicos volátiles, asi como cloruros anhidros volátiles, pero deben tener propiedades ácidas más fuertes que las que tienen sus análogos de la cuarta serie Eb y Ti. Los metales deben obtenerse fácilmente por reducción con carbono o sodio. Sus sulfatos deben ser insolubles en agua, y Ea2S3 será, aparentemente soluble en ella. El peso atómico del eka-aluminio será aproximadamente 68, y el de eka-silicio alrededor de 72. Sus densidades serán alrededor de 6.0 para Ea , y 5.5 para Es, ya que el volumen de Zn = 9, el de As = 14, y el de Se = 18. Obtenemos los mismos números cuando comparamos (para Ea) los volúmenes de Al, In, y Tl; y (para Es) los volúmenes de Si, Sn, y Pb, debido a que los elementos mencionados primero son los análogos atómicos de Ea, y los últimos los de Es. El volumen de Si = 11, el de Sn = 16; correspondientemente el de Es = 13. En pocas palabras, en el caso que ahora tenemos enfrente, podemos encontrar análogos atómicos por todos lados, y por lo tanto, nos es posible determinar las propiedades más exactamente que lo que podíamos al examinar Eb. Estas determinaciones resultan de los siguientes análogos atómicos: -Eka-aluminio, produciendo el óxido Ea2O3 ocupa el lugar entre Ea y As por un lado, y Al y In por el otro; Eka-silicio, produciendo el óxido EsO2, ocupa el lugar entre Ea y As por un lado, y Si y Sn por el otro. Como todas estas circunstancias muestran una necesaria analogía entre Ea y Eb, asi como entre Es y Ti, slo someteré Es a uu examen comparativo con Ti, para tener una idea clara de las propiedades de estos elementos.
El eka-silicio podrá ser extraído de EsO2, o de EsK2F6, por la acción del sodio; sólo descompondrá vapor con gran dificultad; reaccionará poco con los ácidos, pero atacará fácilmente los metales alcalinos. Será un metal gris sucio, difícilmente fundible, y se convertirá por calcinación en un óxido finamente- dividido, EsO2, el cual será igualmente difícil de fundir. La densidad del óxido será de aproximadamente 4.7, correspondiendo a su volumen, que, juzgando aproximadamente, en acuerdo con los volúmenes de SiO2 y SnO2, será alrededor de 22. La apariencia de este óxido, y aparentemente en sus formas cristalinas, en sus propiedades, y en sus reacciones, se asemejará a TiO2. La propiedades ácidas serán débiles, aunque decididas, tanto como en TiO2 como en SnO2, Este tendrá el mismo carácter, y formará un ácido más decidido que TiO2. En este, como en casos similares, hemos hecho uso de las proporciones. En acuerdo con la proporción-
Es : Ti = Zn : Ca = As : V,
las propiedades básicas deben mostrarse más débilmente en ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ………………………………………………………………………………………………
Los ejemplos que he dado muestran suficientemente en qué forma podemos prever, por medio de la ley periódica, las propiedades de los elementos desconocidos; por lo tanto no seguiré el tema de describir los elementos que faltan en la tabla. Los descubrimientos que ofrecerán el mayor interés serán los de los elementos siguientes: -Eka-cesio, Ec = 175; dui-cesio, Dc = 220; eka-niobio, En = 146; eka-tantalio, Et = 235; y los análogos del manganeso, por ejemplo: -Eka-manganeso, Em = 100; y tri-manganeso, Tm = 190. Puesto que es difícil considerar la ausencia de una serie completa (la novena), y de casi todo un período largo (desde Ce=140) como una circunstancia accidental; la razón de esta brecha es probablemente causada por la naturaleza de los elementos.
Cuando reflexionamos sobre los problemas que forman el tema de esta memoria se nos presenta otra pregunta por si misma: ¿Es el número de los elementos limitado o ilimitado? Si consideramos el sistema de los elementos conocidos como limitado, y por así decirlo, cerrado; que los aerolitos, el Sol, y las estrellas contienen sólo los mismos elementos que la Tierra; que las propiedades ácidas desaparecen poco a poco según aumenta el peso atómico; y que la mayoría de los elementos con número atómico alto constituyen los metales pesados y difíciles de oxidar; si, como digo, consideramos que todos éstos son los casos, debemos admitir que el número de los elementos accesibles es muy pequeño; y podríamos presumir que si algunos otros metales pesados son hallados en el interior de la Tierra, su número y sus cantidades serán muy limitados.
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Notas subsiguientes al trabajo de Mendeléeff
La Tabla Periódica, según se ha dicho, tuvo mucho éxito al relacionar los datos químicos del momento. El descubrimien¬to, en 1890, de un nuevo grupo de elementos [ los 11amados “gases raros” (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón) ] produjeron inquietud en los círculos científicos que se esforzaban esta tarea de la clasificación de los elementos. Es obvio suponer que el descubrimiento de todo un grupo no anticipado de elementos pusiera en peligro el rompecabezas de la clasificación de ellos que tan “perfectamente” había completado Mendeléeff. ¡ Estaba por revelarse otro gran triunfo para la ciencia, y en cuanto al trabajo de Mendeléeff ! De ninguna manera este descubrimiento afectó adversamente a la Tabla Periódica. Los “gases raros” constituyeron el grupo número cero (Grupo 0), clasificación muy apropiada, puesto que se evidenció que esos elementos no reaccionaban químicamente para formar compuestos. Son, prácticamente, inertes, y debido a esto, siempre exhi¬ben valencia igual a cero. Al día de hoy, este comportamiento de los gases “inertes” no es absolutamente cierto. Bajo condiciones especiales, extremas, y principalmente con Xe, se han logrado sintetizar varios compuestos, aunque de todas maneras inestables.
A pesar del gran éxito alcanzado con de la Tabla Periódica, el sistema tenía sus defectos, según el mismo Mendeléeff había indicado. Insistía en que el peso atómico del telurio (Te) tenía que ser menor que el del iodo (I), porque todas las propiedades del telurio y del iodo indicaban un lugar para el telurio en el sexto grupo y para el iodo en el séptimo grupo. Trabajos pos¬teriores con estos dos elementos condujeron a los siguientes pesos atómicos: Te = 127.6; I = 126.92. La determinación de pesos atómicos más precisos no siempre eliminó los defectos de que adolecía la Tabla Periódica. Y aún más, quedaba pen¬diente investigar por qué los pesos atómicos de los elementos determinaban sus propiedades.
Y así, el uso de los pesos atómicos conjuntamente con las propiedades químicas y físicas de los elementos, como principio de cla¬sificación de los mismos, continuó hasta el comienzo del siglo xx.
En 1913, H. G. J. Moseley (Inglés), trabajando poco antes de la Primera Guerra MundiaI con los recién descubiertos Rayos X, encontró una relación entre la frecuencia de los rayos X emitidos por los diferentes elementos y su número atómico. Para esos años, A. Van den Broek, ya había sugerido que la carga eléctrica de los átomos debía relacionarse con el número atómico y no con el peso atómico. De acuerdo con el trabajo de Moseley, a Hidrógeno le correspondía el número atómico 1, a Helio el 2, a Aluminio el 13, a Telurio el 52, a Iodo el 53, a Argón el 18, al Potasio el 19, etc. En términos generales, la Tabla Periódica que nos llega hoy en día conserva el criterio sugerido por Moseley: la periodicidad química en función del número atómico de los elementos. En la presente Parte II también se discutirá, en sus aspectos fundamentales, la aportación de Moseley. Una Tabla Periódica moderna aparece en la contraportada de la Parte II. Debe familiarzarse con ella: los grupos o “familias” de elementos, los periodos de elementos, los estados naturales, pesos y números atómicos y otros datos de interés general.
Pocos meses después del trabajo de Moseley, estalló la Primera Guerra Mundial. Moseley se enlistó voluntariamente en el ejército británico, para convertirse en una de las más de 8.5 millones de víctimas de tal conflicto. Murió en la Batalla de Gallipoli en agosto de 1915, a los 28 (¡ veintiocho ! ) años de edad.
El propósito más importante de la química moderna es investigar la dependencia que existe entre la composición, las reacciones y las propiedades de los cuerpos simples y compuestos, por una parte; y, por otra, las propiedades fundamentales de los elementos contenidos en ellos; de manera que podamos deducir de las características conocidas del elemento las propiedades de todos sus compuestos.
Por ejemplo, decir que el carbono es un elemento tetratómico es dar a conocer una propiedad fundamental que aparece en todas sus combinaciones.
Los elementos cuentan entre sus propiedades, suceptibles de ser medidas cuantitativamente de forma exacta, el peso atómico y su poder de mostrarse a sí mismos bajo la forma de diferentes compuestos.
Únicamente, entre las propiedades de los elementos, las dos mencionadas arriba traen consigo un sinnúmero de hechos. La última de ellas ha fungido de base para el surgimiento de una teoría especial sobre la atomicidad (valencia) de los elementos.
Entre las otras propiedades de los elementos que influyen en las propiedades de los cuerpos, las propiedades físicas (tales como la cohesión, la capacidad para el calor, los fenómenos espectrales, etc.) hasta el presente no se han estudiado lo suficiente para permitirnos generalizarlas en una manera filosófica rigurosa. Lo que sabemos de estas propiedades es todavía inseguro e insuficiente en comparación con nuestro conocimiento de los pesos atómicos y de la atomicidad de los elementos. Sin embargo, se ha hecho notar con frecuencia que las propiedades físicas dependen unas de otras, que los pesos atómicos, y principalmente los pesos moleculares de los compuestos, guardan igualmente una relación íntima con ellas. Es principalmente el hecho, que tales propiedades pueden medirse de forma exacta, lo que nos ha inducido e impulsado a hacer estas comparaciones. Es por el estudio de ellas, mas que por otros medios, que podemos concebir la idea del átomo y de la molécula. Nada más por este hecho, podemos percibir la gran influencia que los estudios en esta dirección pueden ejercer sobre el progreso de la química.
Las propiedades mencionadas arriba no son, bajo ningún concepto, las únicas que poseen los elementos. Los elementos poseen, además, una serie de propiedades, que aunque aún no se han medido cuantitativamente, contribuyen, sin embargo, a su identificación. Estas últimas han recibido el nombre de propiedades químicas. Por ejemplo, algunos elementos no se combinan con el hidrógeno; y tienen, según la terminología reconocida, propiedades básicas; o, en otras palabras, absorben oxígeno y forman bases; éstos forman sales cuando se combinan con cloro; otros elementos (llamados elementos formadores de ácidos), sí se combinan con el hidrógeno; con el oxígeno, y además al reaccionar con agua, sólo forman ácidos. Existen elementos que, en sus formas de más alta oxidación tienen carácter acídico y cuando están en su forma mínima de oxidación poseen un carácter básico. La ciencia no posee aún ningún procedimiento por el cual estas propiedades puedan ser medidas, pero aún éstas se consideran entre las propiedades cualitativas que caracterizan a los elementos. No siendo suceptibles de medición exacta, las propiedades químicas mencionadas arriba difícilmente podrían servir como criterios para generalizar los conocimientos químicos; no pueden ellas solas, servir como bases para un examen teórico. Sin embargo, estas propiedades no deben ser del todo descartadas puesto que, por medio de ellas, nos explicamos un gran número de fenómenos químicos. Es sabido que Berzelius y otros químicos consideraron estas propiedades como entre las principales características de los elementos, y que es sobre ellas que la teoría electroquímica está basada.
Como regla general cuando estudiamos las propiedades de los elementos, teniendo en mente las conclusiones prácticas y las posibles previsiones químicas que pudieran hacerse, es necesario prestar igual atención a las propiedades generales de los otros cuerpos del grupo, y a las propiedades individuales de un elemento dado en tal grupo; es sólo después de tales estudios comparativos que, haciendo hincapié en las propiedades que pueden ser medidas de forma precisa, podemos generalizar las propiedades de un elemento. El peso atómico nos ha provisto hasta ahora, y continuará proveyéndonos durante mucho tiempo, de una propiedad de esta naturaleza; dado que nuestra concepción del peso atómico ha adquirido una solidez indestructible, sobre todo últimamente, desde el uso de la Ley de Avogadro y de la Ley de Ampère; gracias a los esfuerzos de Laurent, Gerhardt, Regnault, Rose, y Cannizzaro, uno puede decir llanamente que la noción de peso atómico (considerado como la parte más pequeña de un elemento contenida en la molécula de sus compuestos) se mantendrá sin cambio, sean las que fueren las modificaciones que las ideas filosóficas de los químicos puedan sufrir. La expresión peso atómico implica, cierto es, la hipótesis de la estructura atómica de los cuerpos; pero, entonces, no estamos discutiendo aquí denominaciones, sino una idea convencional. Parece ser que el mejor método para extender nuestro conocimiento de la química sería elaborar las correlaciones entre las proporciones de los elementos y sus pesos atómicos. Es así como podríamos obtener los resultados más fructíferos y naturales en la extensión del estudio de los elementos. Determinar esta dependencia me parece a mí que es una de las tareas principales de los futuros químicos; puesto que este problema posee la misma importancia filosófica que el estudio de las condiciones del isomerismo tiene. En la presente memoria trataré de mostrar la ya mencionada relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus otras propiedades, particularmente la facultad de poder combinarse en diferentes formas.
Esta última facultad ya ha sido cuidadosa y experimentalmente estudiada; una expresión mucho más precisa de ella ha sido hallada recientemente, en la teoría relativa a los límites de las combinaciones químicas, la atomicidad de los elementos, y sobre las maneras en que los átomos se unen en las moléculas. Es sabido que Dalton llamó “combinaciones en proporciones múltiples” los modos en que un elemento ideal “R” se combina con otros elementos (de la forma “RX”, “RX2", “RX3", “RX4", etc.); Gerhardt las llamó “tipos”; éstas se usan hoy día para determinar la atomicidad de los elementos.
La incompletitud que existe en la teoría ahora aceptada, sobre la atomicidad de los elementos, surge del hecho de que las opiniones de los químicos no coinciden respecto de elementos como Na, Cl, S, N, P y Ag; algunos consideran la atomicidad como una propiedad invariable de los átomos, mientras otros afirman lo contrario. La incertidumbre en las ideas sobre atomicidad proviene principalmente de la novedad de su introducción en la Ciencia, y de que éstas incluyen la hipótesis de la unión de los elementos por partes de su afinidad. También surge, en acuerdo con mi idea, del hecho de que nosotros sólo estudiamos las formas de combinación, sin comparar estas formas con las otras propiedades de los elementos. Las brechas que he señalado en la teoría de las combinaciones -brechas producidas por la doctrina aceptada actualmente sobre la atomicidad de los elementos- alcanzan su máximo, como mostraré más adelante, si el estudio de las propiedades principales de los elementos se hace basado en los pesos atómicos.
Desde el año 1868, año en el cual apareció en ruso la primera edición de mi trabajo Principios de la Química, he estado tratando de resolver este problema. En este trabajo me he tomado la libertad de hacer públicos los resultados obtenidos hasta el presente en mis investigaciones sobre el particular. La formación de grupos naturales, como los haloides, los metales alkalinos y los alcalinotérreos, los cuerpos análogos del azufre, del nitrógeno, etc., me proveyeron con la primera oportunidad de comparar las diferentes propiedades de los elementos con sus pesos atómicos. Al principio colocábamos en grupos los elementos que se parecen unos a otros en diferentes respectos, pero luego algunos experimentalistas -notablemente Gladstone, Cooke, Pettenkoffer, Kremers, Dumas, Lenssen, Odling, etc.- observaron que los pesos atómicos de los distintos miembros de estos grupos poseían entre ellos relaciones regulares y simples. El descubrimiento de tales relaciones llevó a la comparación de los miembros de los diferentes grupos con las series homólogas, y, más adelante, a la concepción, en una manera mecánico-química, de la compleja naturaleza de los átomos, la que ha sido sostenida como razonable por la mayoría de los químicos, pero que hasta ahora no ha recibido un nombre definido.
Todas las relaciones observadas entre los pesos atómicos de los elementos no nos han conducido a ninguna conclusión lógica o previsión química, debido a las brechas que existen entre ellas. Esta puede ser que sea la razón por la que tales relaciones no han adquirido el derecho de ser reconocidas de forma general en la Ciencia.
Primero: Nadie que yo sepa, hasta el presente, ha preparado una tabla comparativa de los grupos naturales, y las relaciones observadas entre los diferentes miembros de los distintos grupos han permanecido sin una aparente conexión o explicación. Concerniente a este punto, en 1859, Strecker justamente ha dicho, “Es difícil que las relaciones notadas entre los pesos atómicos de los elementos que se parecen unos a otros en sus propiedades químicas resulten ser puramente accidentales. Sin embargo, debemos dejar a investigaciones posteriores el descubrimiento de las relaciones ‘regulares’ delatadas en estos números.”
Segundo: Sólo variaciones pequeñas en las magnitudes de los pesos atómicos de algunos elementos análogos (Mn, Fe, Co y Ni -Pd, Rh, Ru,- Pt, Os, Ir) han sido observadas. Por lo tanto estábamos autorizados sólo a decir que la analogía de los elementos estaba conectada por un acuerdo aproximado o por el incremento de la cantidad de su peso atómico.
Tercero: Nadie ha establecido ninguna teoría de comparación mutua entre los pesos atómicos de elementos que no son análogos, aunque es precisamente en conexión con estos elementos que no se parecen que debe buscarse una dependencia regular entre las propiedades y las modificaciones de los pesos atómicos. Los datos publicados hasta ahora, siendo demasiado aislados, no han podido producir ningún progreso en el desarrollo filosófico de la química; sin embargo, éstos contienen los gérmenes de importantes futuras añadiduras a la ciencia química, especialmente en lo concerniente a la naturaleza, para nosotros misteriosa, de los elementos.
En el término ley periódica yo designo la relación recíproca entre las propiedades y los pesos atómicos de los elementos. Más adelante desarrollaré las relaciones que aplican a todos los elementos: éstas se muestran en la forma de una función periódica.
I. Principios de la Ley Periódica.
Hace tiempo hemos notado analogías entre los elementos de mayor peso atómico y de menor peso atómico. Clauss observó que el Osmio (Os), el Iridio (Ir) y el Platino (Pt), cuyos pesos atómicos tienen un valor aproximado a 195, tienen propiedades análogas al Rutenio (Ru), Rodio (Rh), y el Paladio (Pd), los cuales tienen pesos atómicos mucho menores de aproximadamente 105.
Marignac notó la analogía existente entre el Tántalo (Ta) de peso atómico 182 y el Tungsteno (W) de peso atómico 184 con los elementos Niobio (Nb) de peso atómico 94 y el Molibdeno (Mo) de peso atómico 96, respectivamente. Otros casos lo constituyen el Oro (Au) y el Mercurio (Hg), teniendo por análogos livianos a la Plata (Ag) y el Cadmio (Cd), respectivamente y al Cobre (Cu) y al Zinc (Zc) como análogos todavía más livianos. El Cesio (Cs) y el Bario (Ba) son análogos al Postasio (K) y al Calcio (Ca), respectivamente, y así sucesivamente.
Comparaciones de esta naturaleza motivaron la idea de clasificar todos los elementos en acuerdo con sus pesos atómicos y al hacer esta lista encontramos relaciones recíprocas de una sencillez sorprendente. Como ejemplo, consideremos todos los elementos cuyos pesos atómicos están entre los valores 7 y 36. Estos pesos atómicos están organizado aquí en un orden aritmético en acuerdo con su valor numérico.
2.a Serie Li = 7 ; Be = 9.4 ; B = 11 ; C = 12 ; N = 14 ; O = 16 ; Fl = 19
3.a Serie Na = 23 ; Mg = 24 ; Al = 27.3 ; Si = 28 ; P = 31 ; S = 32 ; Cl = 35.5
Es evidente que las propiedades de los elementos cambian gradual y regularmente según aumentan los pesos atómicos y, desde luego, cambian periódicamente; es decir, en la misma forma en las dos series (elementos en la misma línea horizontal), de manera que los elementos correspondientes de las dos series son análogos. Ejemplo: el Litio (Li) y el Sodio (Na); el Berilio (Be) y el Magnesio (Mg); el Carbono (C) y el Silicio (Si), y así sucesivamente. Los elementos correspondientes de las dos serie, o sea, los elementos análogos, forman la misma clase de compuestos y, además, tienen, como se dice generalmente, la misma valencia. La circunstancia más importante es que la forma de los compuestos de los elementos intermedios obedece la ley que ha sido descubierta al comparar los compuestos hidratados y oxigenados de los elementos que le siguen y le preceden. Esta regularidad muestra que esos elementos forman dos series naturales en las cuales no podemos intercalar elemento alguno. Por lo tanto, cada uno de los últimos cuatro elementos de cada serie se pueden combinar con el hidrógeno, formando,:
--- RH4 ; RH3 ; RH2 ; RH ---
donde la “R” representa a uno de esos últimos cuatro elementos de cada serie y “H” representa al hidrógeno.
La estabilidad de estos compuestos de hidrógeno bajo ciertas circunstancias, así como sus características ácidas y otras propiedades, sufren modificaciones gradualmente en acuerdo con la posición de los elementos (R) en las series. Por ejemplo: (HCI) es un compuesto muy ácido y de mucha estabilidad; (H2S) es un ácido débil que se descompone por medio del calor; en el compuesto (H3P) las propiedades ácidas han desaparecido por completo y su inestabilidad ha aumentado; y nuevamente, en el compuesto (H4Si) ocurre lo mismo que en el compuesto (H3P), pero más pronunciadamente.
Todos los elementos de la tercera serie se combinan con el oxígeno, y, es en estos compuesto (óxidos) donde podemos observar mejor cómo las propiedades de los elementos sufren modificaciones graduales en acuerdo con el cambio en el peso atómico. Los siete elementos de la tercera serie pueden combinarse con el oxígeno y formar los siguientes óxidos capaces de formar sales:
Na2O ; Mg2O2 ; Al2O3 ; Si2O4 ; P2O5 ; S2O6 ; Cl2O7 ;
o MgO o SiO2 o SO3
Por lo tanto, estos siete modelos de oxidación conocidos por los químicos corresponden en un orden determinado a los siete elementos de la tercera serie. Aunque se conocían dichos compuestos, su relación con las propiedades fundamentales de los elementos permanecía inadvertida. Vemos, al examinar estos siete modelos de oxidación que, en acuerdo con el orden en que se citaron, hay una disminución en las propiedades básicas y un aumento en las propiedades ácidas.
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... Notamos regularidad no sólo en los modelos de los compuestos de los elementos arreglados en orden de pesos atómicos, sino también en otras propiedades químicas y propiedades físicas de los elementos.
Al principio de la serie están los elementos con propiedades decididamente metálicas y al final están los elementos con propiedades típicas de los no-metales. Los primeros tienen propiedades básicas y los últimos tienen propiedades ácidas; mientras que los elementos intermedios tienen propiedades algunas veces ácidas y otras veces básicas. En los compuestos Li2O y Na2O las propiedades básicas están más claramente definidas que en los compuestos BeO y MgO; en B2O5 y Al2O3 se muestran sólo débilmente, y estos compuestos poseen ciertas propiedades ácidas. CO2 y SiO2 tienen sólo propiedades ácidas, aunque no muy fuertes y en pequeño grado. Estas carasterísticas son más pronunciadas en los compuestos NaO5 y P2O5 y, nuevamente, en SO3 y Cl2O7.
Para demostrar la regularidad con la que las propiedades físicas se modifican en las series mencionadas arriba, informamos las variaciones de los pesos específicos y de los volúmenes atómicos de los elementos de la tercera serie:
Elementos: Na Mg Al Si P S Cl
Pesos Específicos: 0.97 1.75 2.67 2.49 1.84 2.06 1.33
Volúmenes Atómicos: 24 14 10 11 16 16 27
Compuestos: Na2O Mg2O2 Al2O3 Si2O4 P2O5 S2O6 Cl2O7
Pesos Específicos: 2.8 3.7 4.0 2.6 2.7 1.9 ?
Volumen Atómico: 22 22 25 45 55 82 ?
La volatilidad disminuye en los miembros desde el comienzo de las primeras series desde el elemento sodio (Na), hasta el silicio (Si) y a partir de éste, aumenta. La misma observación aplica a los óxidos, entre los cuales los del medio, MgO, Al2O3, SiO2, son los más fuertes.
Todos los otros elementos pueden ser organizados en series análogas más o menos completas; por ejemplo, la serie de la plata.
Pesos Atómicos
Ag = 108 ; Cd = 112 ; In = 113 ; Sn = 118 ; Sb = 122 ; Te = 125(?) ; I = 127.
Daré sólo los pesos específicos de estos elementos, debido a que su concordancia con las series precedentes respecto de las otras propiedades no necesita explicación.
Pesos Específicos
Ag = 10.5 ; Cd = 8.6 ; In = 7.4 ; Sn = 7.2 ; Sb = 6.7 ; Te = 6.2 ; I = 4.9.
Demostraré todavía más, y puede verse de las tablas que se acompañan, que relaciones de este tipo pueden derivarse para todos los elementos, mostrando que existe una íntima dependencia entre sus propiedades y sus pesos atómicos.
Pudimos haber previsto lo anterior por medio de la teoría atómica, debido a que el peso atómico es una de las magnitudes variables que determinan la función de los átomos. Una consideración similar me llevó a descubrir la dependencia mencionada arriba, y es ésta la razón por la que lo menciono aquí.
De lo anterior, así como de otras relaciones que he logrado encontrar, se infiere que todas las relaciones que muestran cómo las propiedades de los elementos dependen de su peso atómico son relaciones periódicas. Primero, las propiedades de los elementos cambian según aumenta el peso atómico; luego, se repiten estas propiedades en una nueva serie de elementos, un nuevo período, con la misma regularidad que en las series anteriores. Podemos, por lo tanto, formular la Ley Periódica así: Las propiedades de los elementos (así como las de sus compuestos) muestran una dependencia periódica que corresponde a los pesos atómicos de los elementos.
Creo ahora necesario determinar la relación que expresa esa dependencia. Para ello, comienzo por buscar la longitud de un período, o sea, el número de elementos que constituyen un período. Al expresar tal relación, esta aparece por sí misma en total acuerdo en algunos casos (como en el caso de la forma de los óxidos); en otros casos, no tenemos hasta el presente los medios para medirla de forma exacta, no obstante, ésta mantiene su carácter periódico.
Ya el arreglo anterior ha puesto en claro la existencia y las propiedades de un período de 7 elementos, el período de los elementos Li, Be, B, C, N, O, Fl, conocido como período menor o serie menor. Si H se atribuye a la primera serie, Li, ..., etc., pertenecerían a la segunda serie, Na, ..., a la tercera, y así sucesivamente.
Ahora bien, todos los elementos conocidos hasta el presente no pertenecen, como podría creerse, a un período menor, y lo que es más importante, hay una diferencia muy notable entre los miembros de una serie de orden impar y la serie siguiente, de orden par, exceptuando las primeras tres series, mientras que entre los miembros de dos series consecutivas impares o dos series consecutivas pares hay una gran analogía. Un ejemplo ilustraría esto:
4.a Serie: K Ca ... Ti V Cr Mn Fe Co Ni
5.a Serie: Cu Zn ... ... As Se Br
6.a Serie: Rb Sr ... Zr Nb Mo ... Ru Rh Pd
7.a Serie: Ag Cd In Sn Sb Te I
Los miembros de la cuarta y de la sexta serie muestran más analogía entre ellos, respectivamente, que la que muestran con los miembros de la quinta o de la séptima serie, respectivamente. Entre los miembros de las series pares no existen metaloides tan marcados como los de las series impares; los últimos miembros de las series pares se asemejan en muchos aspectos (como sus formas de mínima oxidación) a los primeros miembros de las series impares. Así, Cr y Mn se asemejan a Cu y Zn en sus óxidos básicos. Por otro lado, hay notables diferencias entre los últimos elementos de las series impares (haloides), y los primeros miembros (metales alcalinos) de las series pares que siguen a éatas. Pero, al mismo tiempo, entre el último elemento de una serie par y el primer elemento de una serie impar siguiente colocamos, en orden de pesos atómicos y de propiedades, a todos los elementos que no tienen lugar en ese período menor. Por lo tanto, hay que colocar a los elementos Fe, Co, Ni entre Mn y Cu, formando el grupo de los elementos de transición. Estas dos series, la cuarta y la quinta (una par y otra impar), conjuntamente con los elementos de transición ya citados, forman un período mayor, que consiste de 17 miembros (7 + 7 + 3). Como los elementos de transición (ejemplo: Fe, Co y Ni) no corresponden a ninguno de los siete grupos de elementos típicos de las series menores, ellos forman un grupo independiente conocido como el Octavo Grupo. De la misma manera en que los elementos Fe, Co y Ni siguen a la cuarta serie, los elementos Ru, Rh y Pd siguen a la sexta serie y los elementos Os, Ir y Pt siguen a la octava serie, formando todos ellos los elementos del Octavo Grupo. Algunas de las propiedades de los elementos de dicho grupo son:
1), todos son metales de color gris; 2), se derriten a temperaturas muy altas; 3), tienen volúmenes atómicos pequeños; 4), poseen una capacidad máxima para absorber hidrógeno; 5), sus óxidos forman bases débiles; 6), son los únicos metales que pueden formar óxidos del tipo RO4 (de donde viene su clasificación como el octavo grupo de oxidación) entre otras propiedades.
Tabla I
Períodos Largos
K = 39
Rb = 85
Cs = 133
---
---
Ca = 40
Sr = 87
Ba = 137
---
---
----
? Yt = 88 ?
? Di = 138 ?
Er = 178 ?
---
Ti = 48 ?
Zr = 90
Ce = 140
La = 180 ?
Th = 231
V = 51
Nb = 94
---
Fa = 182
---
Cr = 52
Mo = 96
---
W = 184
Ur = 240
Mn = 55
---
---
---
---
Fe = 56
Ru = 104
---
Os = 195 ?
---
Co = 59
Rh = 104
---
Ir = 197
---
Elementos Típicos
Ni = 59
Pd = 106
---
Pt = 198 ?
---
H = 1
Li = 7
Na = 23
Cu = 63
Ag = 108
---
Au = 199 ?
---
Be = 9.4
Mg = 24
Zn = 65
Cd = 112
---
Hg = 200
---
B = 11
Al = 27..3
----
In = 113
---
Tl = 204
---
C = 12
Si = 28
----
Sn = 118
---
Pb = 207
---
N = 14
P = 31
As = 75
Sb = 123
---
Bi = 208
---
O = 16
S = 32
Se = 78
Te = 125 ?
---
---
---
F = 19
Cl = 35. 5
Br = 80
I = 127
---
---
---
Para mayor brevedad, los pesos atómicos aparecen en números redondeados puesto que en la mayoría de los casos no estamos seguros ni de los valores decimales ni de las unidades. Un signo de interrogación (?) antes del símbolo químico del elemento indica que la investigación está tan incompleta que no podemos todavía darle una posición al elemento. Un signo de interrogación (?) después del peso atómico del elemento indica que todavía dudamos de ese peso atómico. Cada período menor consiste de sólo 7 elementos mientras que cada período mayor consiste de 17 elementos. Los elementos incluidos en corchetes son los elementos de transición.
Tabla II
Series
Grupo I.
Grupo II.
Grupo III.
Grupo IV.
Grupo V.
Grupo VI.
Grupo VII.
Grupo VIII.
R2O
RO
R2O3
RH
RO2
RH3
R2O5
RH2
RO3
RH
R2O7
RO4
1
H=1
---
---
---
---
---
---
2
Li=7
Be=9.4
B=11
C=12
N=14
O=16
Fl=19
3
Na=23
Mg=24
Al=27.3
Si=28
P=31
S=32
Cl=35..5
4
K=39
Ca=40
--- =44
Ti=48
V= 1
Cr=52
Mn=55
Fe=56; Co=59; Ni =59; Cu=63
5
(Cu=63)
Zn=65
--- =68
--- =72
A =75
Se=78
Br=80
6
Rb=85
Sr=87
?Yt=88
Zr=90
Nb=94
Mo=96
--- =100
Ru=104;Rh=104Pd=106;Ag=199
7
(Ag=108)
Cd=112
In=113
Sn=118
Sb=122
Te=125
I=127
8
Cs=133
Ba=137
?Di=138
?Ce=140
---
---
---
Os=195;Ir=197;Pt=198;Au=199
9
---
---
---
---
---
---
---
10
---
---
?Er=178
?La= 80
Ta=182
W=184
---
11
(Au=199)
Hg=200
Tl=204
Pb=207
Bi=208
---
---
12
---
---
---
Th=231
---
Ur=240
---
En esta tabla los grupos están indicados por números romanos. Los siete primeros grupos corresponden a los siete miembros de cada serie; el grupo octavo ya ha sido caracterizado (ver arriba). Cu, Ag y Au han sido puestos en el octavo grupo, debido a sus propiedades análogas; éstos pudieron haber sido también puestos en el primer grupo, debido a sus bajas formas de oxidación. Las dos primeras series han sido separadas de las otras, por razones que se explicarán luego. Ellas son series típicas.
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De la inspección de la Tabla I podemos reconocer que los elementos al comienzo de cualquier período largo (como los de los períodos cortos que comienzan con Na y Li) son metales de una fuerte y pronunciada naturaleza alcalina, mientras que los elementos al final del período son halógenos. Ya en la teoría electro-química, los elementos mencionados arriba, ocupaban la mismas posiciones como miembros extremos de tal sistema. Es incuestionable que la teoría electro-química ha ejercido una gran cantidad de influencia sobre el progreso reciente de la química. Sin embargo, me encuentro lejos de quererme colocar como defensor de esta teoría. Para mostrar esto mencionaré que, como puede verse de la Tabla I., el primero y el último miembro de los períodos largos son los únicos que poseen un carácter químico claramente definido. En otras palabras, estos son los únicos elementos que reaccionan fácilmente, y a temperaturas que no son tan altas, con la mayor parte de los otros cuerpos; sólo éstos poseen pesos atómicos de aproximadamente igual valor, y otras propiedades análogas.
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Los elementos más desemejantes son los primeros y últimos de cada uno de los períodos mayores; en el medio de los períodos mayores están los elementos de transición, y los más análogos son los más cercanos entre ellos. Es de esta manera que luego de los elementos alcalinos y de los alcalinotérreos vienen esos elementos raros (los metales de gadolinita y cerita, Ti, V, Cr, Nb, Mo, Ta, W, Ur), los cuales, aun desde un punto de vista analítico, son similares entre ellos mismos. Éstos no son volátiles; son de difícil fusión, y difíciles de reducir; poseen, aun en sus óxidos más altos, un poder de reacción débil; usualmente se encuentran juntos en la naturaleza, y raramente en grandes cantidades, etc. Estos elementos son raros, y yo creo que es debido a su carácter y no a causas del azar.
Nuestro conocimiento acerca de estos elementos raros que he mencionado es desafortunadamente defectuoso, y si no tuviésemos ante nosotros la investigaciones clásicas de Marignac sobre los compuestos de Zr, Nb y Ta, el grupo entero sería una colección de elementos sin ninguna importancia dentro del sistema. Los trabajos de Blomstrand, de Roscoe, de Delafontaine, y de Bunsen han arrojado mucha luz sobre el carácter de estos elementos raros; pero, estos elementos son todavía objeto de una serie de cuestionamientos que aún no han recibido respuesta.
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En cada grupo de elementos análogos, los elementos de mayor peso atómico poseen propiedades básicas más pronunciadas y los ácidos que forman son muy débiles.
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Todo lo que se ha considerado anteriormente muestra la naturaleza de la Ley Periódica. Ninguna ley natural adquiere alguna importancia científica a menos que introduzca, por así decirlo, algunas conclusiones prácticas, o, en otras palabras, a menos que permita deducciones lógicas capaces de explicar lo que antes permanecía no explicado, y sobre todo, a menos que levante cuestionamientos que puedan ser confirmados por la experiencia. En un caso de tal naturaleza el uso de la ley es evidente, y es posible controlar su grado de corrección.
Esta ley, como mínimo, promoverá investigación en nuevas partes de la ciencia poco conocidas. Ésta es la razón por la que yo propongo que se estudien detenidamente algunas consecuencias de la ley periódica, y que se examine cómo ésta puede aplicarse:
Al sistema de los elementos;
A la determinación de los pesos atómicos de elementos no estudiados suficientemente;
A la determinación de las propiedades de los elementos que se desconocen hasta el presente;
A la corrección de los pesos atómicos;
Y al desarrollo de nuestro conocimiento sobre las formas de las combinaciones químicas.
No pienso hacer ninguna hipótesis, ni ahora ni después, para explicar la naturaleza de la Ley Periódica por la siguientes razones: primero que todo, la ley misma es demasiado sencilla; segundo, las diversas partes de este nuevo tema se han estudiado muy poco para que nosotros hagamos una hipótesis; tercero, y principal razón, todavía no hemos logrado que la Ley Periódica esté en acuerdo con la Teoría Atómica, a menos que desordenemos los hechos conocidos en relación a los valores más precisos obtenidos de los pesos atómicos.
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II. La aplicación de la Ley Periódica al Sistema de los Elementos.
El sistema de los elementos posee no sólo una importancia puramente pedagógica como un medio de aprender más fácilmente los diferentes hechos agrupados de una manera sistemática y relacionados los unos con los otros, sino también una importancia científica, en cuanto que nos indica nuevas analogías y, por lo tanto, nos sugiere nuevos caminos para la investigación de los elementos.
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La posición de un elemento “R” queda definida en esta tabla por la serie y el grupo al cual pertenece; esto es, por los elementos “X” y “Y” que le quedan contiguos en la serie y, además, por dos elementos en el mismo grupo, el elemento “R1", cuyo peso atómico es el próximo más pequeño, y el elemento “R2" cuyo peso atómico es el próximo más grande y que se sitúan sobre y debajo de él, respectivamente. Se pueden determinar las propiedades del elemento “R” con base en las propiedades conocidas de los elementos “X” y “Y”, y “R1" y “R2". Por lo tanto, para hallar las propiedades de compuestos análogos, podemos establecer proporciones y calcular valores promedios; las propiedades de todos los elementos son, hablando apropiadamente, íntima y mutuamente dependientes. Llamo “analogía atómica” de un elemento “R” a la relación que une a “R” con “X” y “Y” por una parte, y con “R1" y “R2" por la otra. Por ejemplo: los análogos atómicos del elemento selenio(Se) son el arsénico (As) y el bromo (Br) por una parte; y el azufre (S) y el telurio (Te), por la otra y su peso atómico aproximado puede determinarse obteniendo el promedio de los pesos atómicos de sus análogos, o sea:
75 + 80 + 32 + 125
---------------------------- = 78 (aproximadamente);
4
y, por ejemplo, las propiedades de SeH2, responden a este peso atómico, puesto que SeH2 ocupa el lugar medio entre AsH3--BrH y SH2--TeH2, etc. Es sólo en las series y en los extremos de los grupos que estas anologías atómicas no son del todo válidas, aunque podemos ver claramente aun aquí las reaciones recíprocas, las cuales pueden ser mostradas condicionalmente a través de proporciones aritméticas sencillas.
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Las consideraciones anteriores demuestran que la Ley Periódica hace posible para nosotros investigar las propiedades desconocidas de elementos no descubiertos aún cuyos análogos atómicos conocemos. Además, podemos notar, refiriéndonos a las Tabla I y II, en las que se muestran las relaciones periódicas, que faltan muchos elementos que debían aparecer en las series, y de los cuales podemos confiadamente predecir su descubrimiento. Procederé a describir las propiedades de algunos elementos que aún no han sido descubiertos: de este modo espero demostrar, de manera nueva y perfectamente clara, la exactitud de la Ley, aunque la confirmación de estas pruebas esté reservada para el futuro. Déjennos añadir que, la determinación previa de las propiedades de los elementos desconocidos facilitará el descubrimiento de tales elementos, debido a que si los conocemos, podemos prever las reacciones de sus compuestos.
Para evitar la introducción de nuevos nombres para los elementos desconocidos les daré el nombre del análogo inferior más cercano en el mismo grupo, precedido de uno de los números sáncritos (eka, dui, tri, etc.). Los elementos desconocidos del primer grupo se llamarán eka-cesio (Ec=175), dui-cesio (Dc=220), etc. Si el niobio, por ejemplo, fuese desconocido, podríamos llamarlo eka-vanadio. Las denominaciones mostrarán las analogías muy claramente; los nombres, sin embargo, de la cuarta serie, no tendrán esta ventaja, debido a que deberán ser derivados de aquéllos de los elementos de la segunda serie, y sabemos, que esta serie típica no guarda una analogía atómica completa con la cuarta.
Aparte de esto, en la cuarta serie falta un sólo elemento: está en el tercer grupo y se llamará Ekaboro (Eb). Como el Ekaboro sigue al elemento calcio (Ca = 40) y antecede al titanio (Ti = 48), su peso atómico deber ser alrededor de 44. Su óxido debe ser Eb2O3, pero no debe poseer propiedades carasterísticas; formará en todos respectos la transición de CaO a TiO2.
Los elementos itrio (It = 88?), disprosio (Di = 138?) y erbio (Er = 178?), pertenecen al mismo grupo; sin embargo, sus posiciones son poco seguras aún y los elementos no han sido estudiados detenidamente. Por lo tanto, las propiedades del Ekaboro pueden ser determinadas únicamente por medio de su analogía atómica con los elementos calcio y titanio de la cuarta serie. Puesto que el calcio y el titanio forman un sólo óxido estable, podemos suponer que el Ekaboro también formará un sólo óxido estable, Eb2O3. El elemento del ekaboro , debe ser un metal liviano, no volátil y difícilmente fundible; sus sales deben tener la fórmula modelo EbX3; descompondrá el agua únicamente bajo la influencia del calor y aun así no completamente; se disolverá en los ácidos desprendiendo hidrógeno. Su densidad será alrededor de 3 g/cm3.
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Los dos elementos que faltan en la quinta serie (tercero y cuarto grupos) deben poseer propiedades muy distintas. Estos deben aparecer en esta serie entre Zn = 65 y As = 75, y siendo análogos atómicos con el aluminio y el silicio, serán llamados, uno eka-aluminio, y el otro eka-silicio. Como pertenecen a una serie impar deben producir compuestos metalo-orgánicos volátiles, asi como cloruros anhidros volátiles, pero deben tener propiedades ácidas más fuertes que las que tienen sus análogos de la cuarta serie Eb y Ti. Los metales deben obtenerse fácilmente por reducción con carbono o sodio. Sus sulfatos deben ser insolubles en agua, y Ea2S3 será, aparentemente soluble en ella. El peso atómico del eka-aluminio será aproximadamente 68, y el de eka-silicio alrededor de 72. Sus densidades serán alrededor de 6.0 para Ea , y 5.5 para Es, ya que el volumen de Zn = 9, el de As = 14, y el de Se = 18. Obtenemos los mismos números cuando comparamos (para Ea) los volúmenes de Al, In, y Tl; y (para Es) los volúmenes de Si, Sn, y Pb, debido a que los elementos mencionados primero son los análogos atómicos de Ea, y los últimos los de Es. El volumen de Si = 11, el de Sn = 16; correspondientemente el de Es = 13. En pocas palabras, en el caso que ahora tenemos enfrente, podemos encontrar análogos atómicos por todos lados, y por lo tanto, nos es posible determinar las propiedades más exactamente que lo que podíamos al examinar Eb. Estas determinaciones resultan de los siguientes análogos atómicos: -Eka-aluminio, produciendo el óxido Ea2O3 ocupa el lugar entre Ea y As por un lado, y Al y In por el otro; Eka-silicio, produciendo el óxido EsO2, ocupa el lugar entre Ea y As por un lado, y Si y Sn por el otro. Como todas estas circunstancias muestran una necesaria analogía entre Ea y Eb, asi como entre Es y Ti, slo someteré Es a uu examen comparativo con Ti, para tener una idea clara de las propiedades de estos elementos.
El eka-silicio podrá ser extraído de EsO2, o de EsK2F6, por la acción del sodio; sólo descompondrá vapor con gran dificultad; reaccionará poco con los ácidos, pero atacará fácilmente los metales alcalinos. Será un metal gris sucio, difícilmente fundible, y se convertirá por calcinación en un óxido finamente- dividido, EsO2, el cual será igualmente difícil de fundir. La densidad del óxido será de aproximadamente 4.7, correspondiendo a su volumen, que, juzgando aproximadamente, en acuerdo con los volúmenes de SiO2 y SnO2, será alrededor de 22. La apariencia de este óxido, y aparentemente en sus formas cristalinas, en sus propiedades, y en sus reacciones, se asemejará a TiO2. La propiedades ácidas serán débiles, aunque decididas, tanto como en TiO2 como en SnO2, Este tendrá el mismo carácter, y formará un ácido más decidido que TiO2. En este, como en casos similares, hemos hecho uso de las proporciones. En acuerdo con la proporción-
Es : Ti = Zn : Ca = As : V,
las propiedades básicas deben mostrarse más débilmente en ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ………………………………………………………………………………………………
Los ejemplos que he dado muestran suficientemente en qué forma podemos prever, por medio de la ley periódica, las propiedades de los elementos desconocidos; por lo tanto no seguiré el tema de describir los elementos que faltan en la tabla. Los descubrimientos que ofrecerán el mayor interés serán los de los elementos siguientes: -Eka-cesio, Ec = 175; dui-cesio, Dc = 220; eka-niobio, En = 146; eka-tantalio, Et = 235; y los análogos del manganeso, por ejemplo: -Eka-manganeso, Em = 100; y tri-manganeso, Tm = 190. Puesto que es difícil considerar la ausencia de una serie completa (la novena), y de casi todo un período largo (desde Ce=140) como una circunstancia accidental; la razón de esta brecha es probablemente causada por la naturaleza de los elementos.
Cuando reflexionamos sobre los problemas que forman el tema de esta memoria se nos presenta otra pregunta por si misma: ¿Es el número de los elementos limitado o ilimitado? Si consideramos el sistema de los elementos conocidos como limitado, y por así decirlo, cerrado; que los aerolitos, el Sol, y las estrellas contienen sólo los mismos elementos que la Tierra; que las propiedades ácidas desaparecen poco a poco según aumenta el peso atómico; y que la mayoría de los elementos con número atómico alto constituyen los metales pesados y difíciles de oxidar; si, como digo, consideramos que todos éstos son los casos, debemos admitir que el número de los elementos accesibles es muy pequeño; y podríamos presumir que si algunos otros metales pesados son hallados en el interior de la Tierra, su número y sus cantidades serán muy limitados.
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Notas subsiguientes al trabajo de Mendeléeff
La Tabla Periódica, según se ha dicho, tuvo mucho éxito al relacionar los datos químicos del momento. El descubrimien¬to, en 1890, de un nuevo grupo de elementos [ los 11amados “gases raros” (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón) ] produjeron inquietud en los círculos científicos que se esforzaban esta tarea de la clasificación de los elementos. Es obvio suponer que el descubrimiento de todo un grupo no anticipado de elementos pusiera en peligro el rompecabezas de la clasificación de ellos que tan “perfectamente” había completado Mendeléeff. ¡ Estaba por revelarse otro gran triunfo para la ciencia, y en cuanto al trabajo de Mendeléeff ! De ninguna manera este descubrimiento afectó adversamente a la Tabla Periódica. Los “gases raros” constituyeron el grupo número cero (Grupo 0), clasificación muy apropiada, puesto que se evidenció que esos elementos no reaccionaban químicamente para formar compuestos. Son, prácticamente, inertes, y debido a esto, siempre exhi¬ben valencia igual a cero. Al día de hoy, este comportamiento de los gases “inertes” no es absolutamente cierto. Bajo condiciones especiales, extremas, y principalmente con Xe, se han logrado sintetizar varios compuestos, aunque de todas maneras inestables.
A pesar del gran éxito alcanzado con de la Tabla Periódica, el sistema tenía sus defectos, según el mismo Mendeléeff había indicado. Insistía en que el peso atómico del telurio (Te) tenía que ser menor que el del iodo (I), porque todas las propiedades del telurio y del iodo indicaban un lugar para el telurio en el sexto grupo y para el iodo en el séptimo grupo. Trabajos pos¬teriores con estos dos elementos condujeron a los siguientes pesos atómicos: Te = 127.6; I = 126.92. La determinación de pesos atómicos más precisos no siempre eliminó los defectos de que adolecía la Tabla Periódica. Y aún más, quedaba pen¬diente investigar por qué los pesos atómicos de los elementos determinaban sus propiedades.
Y así, el uso de los pesos atómicos conjuntamente con las propiedades químicas y físicas de los elementos, como principio de cla¬sificación de los mismos, continuó hasta el comienzo del siglo xx.
En 1913, H. G. J. Moseley (Inglés), trabajando poco antes de la Primera Guerra MundiaI con los recién descubiertos Rayos X, encontró una relación entre la frecuencia de los rayos X emitidos por los diferentes elementos y su número atómico. Para esos años, A. Van den Broek, ya había sugerido que la carga eléctrica de los átomos debía relacionarse con el número atómico y no con el peso atómico. De acuerdo con el trabajo de Moseley, a Hidrógeno le correspondía el número atómico 1, a Helio el 2, a Aluminio el 13, a Telurio el 52, a Iodo el 53, a Argón el 18, al Potasio el 19, etc. En términos generales, la Tabla Periódica que nos llega hoy en día conserva el criterio sugerido por Moseley: la periodicidad química en función del número atómico de los elementos. En la presente Parte II también se discutirá, en sus aspectos fundamentales, la aportación de Moseley. Una Tabla Periódica moderna aparece en la contraportada de la Parte II. Debe familiarzarse con ella: los grupos o “familias” de elementos, los periodos de elementos, los estados naturales, pesos y números atómicos y otros datos de interés general.
Pocos meses después del trabajo de Moseley, estalló la Primera Guerra Mundial. Moseley se enlistó voluntariamente en el ejército británico, para convertirse en una de las más de 8.5 millones de víctimas de tal conflicto. Murió en la Batalla de Gallipoli en agosto de 1915, a los 28 (¡ veintiocho ! ) años de edad.
Nociones sobre electricidad y magnetismo
Desde la más remota antigüedad se conoce el hecho de que cuando frotamos un pedazo del material llamado ámbar (que es una resina petrificada amarillenta) con un trozo de lana o seda adquiere, temporalmente, la propiedad de atraer cuerpos livianos, como lo son pedacitos de paja seca o partículas de polvo, etc. El descubrimiento de esta propiedad en el ámbar se atribuye al filósofo de la Antigua Grecia Thales de Mileto (600 A.C.). A este material que en español llamamos “ámbar” en griego se le conocía con el nombre de “elektron”; de aquí el origen de la palabra electricidad y todas sus derivadas. Por ejemplo, para expresar la propiedad que ha adquirido el cuerpo así frotado decimos que está cargado eléctricamente o que ha adquirido cierta cantidad de carga eléctrica.
La primera persona que estudió este tipo de fenómenos de una forma sistemática y cuidadosa parece haber sido el médico y matemático inglés William Gilbert (1540-1603). Gilbert era un caballero inglés miembro de una familia acomodada. Había estudiado medicina y matemáticas en Cambridge dedicándose luego a la práctica de la medicina en Londres. Llegó a adquirir tal fama como médico que se le nombró médico de la Reina Elizabeth I. El llegó a granjearse una gran estima de parte de la Reina hasta el punto que ésta le hizo una donación para que pudiese continuar sus estudios.
Gilbert también se interesó y estudió los fenómenos relativos al magnetismo y resumió su trabajo sobre los fenómenos magnéticos en su gran libro titulado De magnette el que fue publicado en el año de 1600. Los estudios modernos sobre electricidad y magnetismo básicamente parten de sus investigaciones experimentales las cuales se extendieron por más de quince largos años y le requirieron el gasto de una buena parte de su fortuna personal. Previo al trabajo de Gilbert la mayor parte de lo que se pensaba sobre los fenómenos de la electricidad y del magnetismo había sido dominada por ideas fantásticas que muchas veces bordeaban en lo mágico. Sin embargo, realizó muchos experimentos importantes, como la construcción de una terrella, un modelo pequeño de la Tierra hecho de magnetita, con el cual mostró que una aguja imanada puesta en su superficie apuntará siempre hacia sus polos opuestos, un experimento que para él confirmaba su grandiosa hipótesis de que la Tierra era un magneto gigante o se comportaba como tal en estos respectos. Él demostró que muchos otros cuerpos, además de los ya conocidos, podían ser electrizados por rozamiento o fricción. También distinguió entre los fenómenos puramente eléctricos y los fenómenos magnéticos mostrando por ejemplo, que la magnetita no precisa de ningún estímulo para mostrar sus propiedades magnéticas, mientras que el vidrio y el ámbar necesitan ser frotados si queremos que muestren sus propiedades eléctricas. Además mostró que la atracción magnética no es afectada por la interposición de una lámina de papel y sin embargo la atracción eléctrica sí es afectada.
Gilbert fue menos afortunado al intentar explicar sus numerosas observaciones. Para esto introdujo los supuestos “efluvios” o emanaciones que provenían de los cuerpos electrizados. Por más de doscientos años los electricistas idearon fluidos, emanaciones, efluvios y cosas así por el estilo sin lograr avanzar con ellas el entendimiento de lo que llamamos electricidad. Aun así, el trabajo de Gilbert es considerado como uno de primer orden. Descubrió nuevos fenómenos y adelantó nuevas ideas. Más de cincuenta años después de su muerte, Newton admitía en el cuestionamiento número 22 de su libro Opticks y al final de su libro Principia, estaba consciente de que los fenómenos eléctricos y magnéticos eran de gran importancia para la comprensión final del funcionamiento de la Naturaleza y que eran pobremente entendidos hasta ese momento.
Conductores y aisladores.
En el siglo XVI, Gilbert investigó con cuidado el fenómeno físico de la electrización de los cuerpos por fricción y, basándose en observaciones, clasificó todas las substancias en dos tipos: aquellas que consiguió electrizar por frotamiento, como el vidrio, el ámbar, la seda, cierto número de piedras preciosas como el diamante y el zafiro, etc., y que llamó “eléctricas”, y aquellas, como los metales, que no pudo electrizar por frotamiento y que denominó “no eléctricas”.
¿Es qué estos cuerpos que llamamos “no eléctricos” no pueden ser electrizados de ninguna manera? Si se toma un cuerpo “no eléctrico”, por ejemplo, una barra metálica, y cogiéndola con la mano se frota con un paño, la propiedad antedicha no aparece, pero basta proveerla de un mango de una de las substancias que clasificamos como eléctricas, para que se manifiesten las propiedades eléctricas. Además, la experiencia enseña que el tiempo durante el cual conserva el metal las propiedades eléctricas depende en gran manera de la naturaleza de su mango. Si éste es de ámbar, las conserva durante mucho tiempo; si es de madera seca, menos; si es de madera húmeda, mucho menos, y en el caso límite de ser metálico, pierde instantáneamente su estado de electrización. Vemos, por lo tanto, que las propiedades que estamos estudiando no son exclusivas de los cuerpos que William Gilbert llamó eléctricos, sino que es una propiedad general de la materia, siendo sólo más o menos difícil ponerla de manifiesto según la naturaleza del cuerpo que se estudia. A la vista de estas observaciones, hoy en día los cuerpos se han clasificados como conductores o aisladores, aunque no se puede establecer una verdadera separación entre ellos, sino que, en realidad, sólo existen buenos y malos conductores, pasando de unos a otros, de los metales al ámbar, casi de un modo continuo.
Electricidad: Positiva y negativa
Frotemos un extremo de una barra de ámbar con una pieza de lana bien seca y después suspendámosla de un largo hilo de seda. Se encontrará que cuando la lana se aproxima al extremo frotado de la barra, ésta se mueve hacia la lana, como si entre ellas existiese una fuerza atractiva. Si se frota otra barra de ámbar de manera análoga y se aproxima al extremo frotado de la barra suspendida, veremos que ésta se separa como si existiese entre ambas una fuerza repulsiva. Si se electriza cualesquiera otros cuerpos por frotamiento y se acercan a la barra suspendida, ésta es, a veces, atraída y, a veces, repelida.
Así, utilizando este método podemos clasificar los cuerpos electrizados en dos grupos: los que atraen la barra de ámbar frotada y los que la repelen. Así veremos que todos los cuerpos electrizados caen en uno de estos dos grupos, y puesto que los efectos producidos son opuestos, decimos que existen dos clases de electricidad, que arbitrariamente han recibido los nombres de positiva y negativa. Las palabras “positiva” y “negativa” son simplemente términos útiles, que no tienen significado matemático alguno en este caso . En resumen, se dice que tienen electricidad positiva aquellos cuerpos que atraen la barra de ámbar, y electricidad negativa aquellos que la repelen. La experiencia demuestra que dos cuerpos cargados con la misma clase de electricidad, al acercarlos se repelen, y en cambio, si tienen cargas opuestas se atraen. Podemos enunciar la siguiente ley: Cargas de igual signo se repelen y cargas de signos opuestos se atraen.
Es importante observar que una misma substancia no adquiere siempre electricidad del mismo signo cuando se frota con distintos materiales. Así, por ejemplo, el vidrio al ser frotado con seda se carga positivamente, pero al ser frotado con piel de conejo se carga negativamente. Esto sugiere que las cargas eléctricas no son creadas, sino que el proceso de adquirir una carga eléctrica consiste en que uno de los cuerpos cede “algo” al otro, de modo que, uno de ellos terminará con un exceso y el otro con un déficit de ese algo. Hasta fines del siglo XIX no se descubrió que ese algo que pasa de un cuerpo al otro se compone de porciones muy pequeñas e indivisibles (hasta el presente) de la electricidad llamada negativa, porciones a las que se les conoce actualmente como electrones.
Electroscopio
Un instrumento especialmente apto para poner de manifiesto las propiedades eléctricas descritas anteriormente es el llamado “electroscopio”. Está constituido por una varilla metálica, que pasa a través de un tapón de un material aislador, y uno de sus extremos termina en una esfera metálica y el otro lleva dos hojas, estrechas y delgadas, de oro o de aluminio. El sistema se coloca dentro de un recipiente cerrado (para evitar las corrientes de aire) que puede ser de vidrio o llevar ventanas transparentes para observar las laminillas en el interior ( Fig. 1).
De ordinario el electroscopio está descargado, y entonces la acción de la gravedad hace que las dos hojas estén en contacto en su posición vertical. Pero si se acerca un cuerpo electrizado (con carga sea positiva o negativa) a la esfera exterior, observamos que las laminillas se separan.
Se supone que la carga eléctrica adquirida por las laminillas es igual en naturaleza a la del cuerpo cargado que se acerca. Siendo las cargas que adquieren ambas laminillas del mismo signo, se repelen. Cuando acercamos la barra de ámbar cargada negativamente a la esfera del electroscopio, pero sin tocarla, son repelidas hacia las laminillas algunas cargas eléctricas negativas similares a las que posee la varilla, dejando un déficit de carga negativa en la esfera. La deficiencia de carga negativa en la esfera se denomina “carga inducida positiva”, y el exceso de carga negativa en las laminillas se llama “carga inducida negativa”. Estas cargas inducidas permanecerán separadas mientras se mantenga cerca de la esfera el cuerpo cargado eléctricamente responsable de producirlas (la barra de ámbar en nuestro caso). Sin embargo, si se aleja la barra, las cargas inducidas se unirán y se restablecerá el estado eléctrico neutral original de la varilla y de las laminillas del electroscopio. De acercar nosotros una barra cargada positivamente a la esfera del electroscopio, observaremos también una separación de las laminillas (vea la Fig. 2). Pero de acercarle un cuerpo no cargado, vemos que las laminillas de oro se mantienen unidas (i.e., no se separan). Por lo tanto, hasta ahora hemos visto que el electroscopio sirve para indicar si un cuerpo está o no cargado eléctricamente.
¿Servirá este instrumento para indicar la naturaleza de la carga? Si en vez de sólo acercar la barra de ámbar (o un cuerpo cargado negativamente, como se sugiere en la Fig. 2 ) la ponemos en contacto con la esfera metálica, la carga negativa de aquélla neutraliza la carga positiva (déficit negativo) de ésta y las laminillas quedan separadas por un tiempo indefinido, aunque separemos o alejemos la barra de ámbar. Tenemos así las laminillas cargadas negativamente (vea las Fig. 3). Ahora, si a este electroscopio cargado negativamente le acercamos un cuerpo negativamente cargado, las laminillas se separarán aún más; pero de acercar un cuerpo positivamente cargado, se acercarán (vea la Fig. 4 ).
Por lo tanto, el estado final del electroscopio nos permite investigar la naturaleza de la carga eléctrica de un nuevo cuerpo, al menos después de haberlo cargado previamente con alguún tipo conocido de carga eléctrica. Un proceso análogo tiene lugar si la experiencia anterior se realiza con un electroscopio que haya sido cargado positivamente. Sugerimos al estudiante el ejercicio de hacer los dibujos correspondientes para representar este último proceso.
La mayor o menor separación de las laminillas es un índice de la mayor o menor cantidad de electricidad, o sea, de la magnitud de la carga eléctrica que poseen los cuerpos que se investigan; esto es, suponiendo que si los efectos son mayores las causas también deben serlo. Una escala graduada convenientemente situada podrá medir la mayor o menor separación de las laminillas.
Fuerzas entre cargas eléctricas: Ley de Coulomb.
Un siglo después de enunciar Newton la Ley de Gravitación Universal , el físico francés Charles Augustine Coulomb (1736-1806) realizó una larga serie de cuidadosos experimentos con la intención de lograr cuantificar la magnitud de la fuerza eléctrica entre cualesquiera dos cuerpos cargados eléctricamente que se hallasen separados por una distancia cualquiera. Después de años de innumerables mediciones, y de un arduo estudio de los resultados, Coulomb logró establecer que la magnitud de la fuerza eléctrica entre dos cuerpos cargados eléctricamente obedece a una ley similar, en su forma, a la Ley de Gravitación Universal. Es decir, Coulomb encontró que la magnitud de la fuerza eléctrica de atracción o repulsión que existe entre dos cargas eléctricas de signos opuestos o cargas de igual signo, respectivamente, es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que separa sus centros y, al mismo tiempo, directamente proporcional al producto de dichas cargas: esto es,
siendo q1 y q2 las magnitudes de las cargas eléctricas que poseen los cuerpos #1 y #2, r la magnitud de la distancia que separa los centro de las cargas y |Felect| la magnitud de la fuerza eléctrica ejercida mutuamente entre ellas (vea la Fig. 5).
r
____________________________________________
q 1 Fig. 5 q 2
Expresando estas dos observaciones en una sola ecuación, tenemos:
donde k es la llamada constante de proporcionalidad entre “|FElect.|” y “q1q2/r”, cuyo valor depende del sistema de unidades que se emplee y del medio en que se encuentren sumergidas las cargas.
Dado que aún no existía unidad de carga eléctrica, la expresión matemática de la Ley de Coulomb sirvió para definirla; haciendo k = 1 y situando las cargas en el vacío, de forma que la “unidad electrostática de carga” viene a ser la cantidad de electricidad que, puesta frente a otra igual en magnitud a la distancia de 1 centímetro, le atrae o repele con la fuerza de una dina.
En el sistema Internacional de Medidas (SI), la unidad de carga es el Culombio, la distancia se expresa en Metros y la constante k para el vacío es 9 X 109 Nm2/Kg2, obteniéndose la fuerza en Newtons.
Campos eléctricos
La noción de “campo” (“field” en inglés) fue una introducida en la segunda mitad del Siglo XIX por el gran físico inglés James Clerk Maxwell (1834-1879). Lo hizo con la intención de poder explicar el llamado fenómeno de “fuerza a distancia” que se manifiesta en varias áreas de la física como lo son las interacciones gravitacionales, las interacciones eléctricas y las interacciones magnéticas. En cada uno de estos casos se observa que un cuerpo que posea la propiedad en cuestión, por ejemplo “masa”, puede ejercer una fuerza sobre otro que también posea la misma propiedad sin necesidad de estar en contacto uno con el otro. Es decir, un cuerpo puede ejercer una fuerza gravitatoria sobre otro sin que entre los dos haya un contacto físico o algo material que sirva como agente transmisor de la fuerza. La fuerza se transmite “a distancia”, sin que medie “algo” material entre los cuerpos interactuantes. La noción de “campo” se introduce entonces con la idea de llenar tal hueco. O sea, decimos que el agente trasmisor de la “fuerza a distancia” es un “algo inmaterial” e invisible que llamamos “campo”. En el caso de las interacciones gravitacionales, hablamos del “campo gravitacional”; en el caso de la interacción entre cargas eléctricas hablamos del “campo eléctrico”, y en el caso de las interacciones magnéticas, hablamos del “campo magnético” como los responsables de que ocurran tales interacciones.
Para poner de manifiesto la existencia de un campo eléctrico, es decir, de una fuerza que actúe a distancia sobre cargas eléctricas, empleamos una carga eléctrica llamada carga de prueba, o carga prueba que arbitrariamente se escoge como positiva y, por sencillez, de valor igual a la unidad.
Al abandonar libremente la carga prueba en ausencia de otros tipos de campos distintos del eléctrico, si ésta permanece en reposo o en un movimiento uniforme rectilíneo, en acuerdo con la primera ley de Newton no debe estar sometida a ninguna fuerza que no esté perfectamente balanceada; por lo tanto, no existe campo eléctrico. Por el contrario, de tomar un movimiento acelerado, es evidente la existencia de una fuerza de naturaleza eléctrica, y de ahí la presencia de un campo eléctrico. La trayectoria que describe la carga prueba sometida únicamente a la fuerza eléctrica la llamamos “línea de fuerza del campo”, trayectoria que no tiene que ser necesariamente rectilínea, como veremos más adelante. Para poner de manifiesto las líneas de fuerzas del campo eléctrico se podría utilizar el siguiente dispositivo:
Sobre una placa de material aislador (vidrio) se coloca un pequeño cuerpo conductor (metal). Se le comunica una carga al conductor y se espolvorean pequeñas limaduras de hierro sobre la lámina aisladora. Golpeando suavemente la lámina de vidrio se observa que las limaduras de hierro se orientan de la manera indicada en la Fig. 6.
Es decir, ponen de manifiesto las susodichas líneas de fuerza. De ser esta carga, que crea el campo, una carga puntual positiva, y siendo la carga de prueba por definición también positiva, la fuerza será repulsiva (vea la Fig. 7), y las líneas de fuerza nacerán de la carga puntual, lo que se indica mediante flechas.
De poner una carga puntual negativa en el centro, la fuerza sobre la carga de prueba será atractiva y la disposición de las líneas de fuerza idéntica al caso anterior, sólo que invirtiendo el sentido de las flechas (vea la Fig. 8).
Por definición, toda línea de fuerza nace de una carga positiva y muere en una negativa. Ejemplos de campos resultantes por combinación de cargas de distintos o iguales signos se indican en las figuras 9 y 10, respectivamente.
En esta etapa nos preguntamos ¿cuál será la estructura del “ algo” que adquieren los cuerpos cuando se cargan eléctricamente? ¿Será un fluido continuo? ¿Tendrá una estructura granular discontinua, como la de la materia, en acuerdo con lo propuesto por Dalton?
MAGNETISMO
Un hecho experimental conocido también por el hombre desde la más remota antigüedad es la propiedad que presentan ciertos minerales, como, por ejemplo, la magnetita, de atraer limaduras de hierro. A los cuerpos que manifiestan esta propiedad se les ha llamado imanes, y al fenómeno en sí, magnetismo, término éste que proviene del mineral denominado magnetita, por haber sido encontrado en las proximidades de la antigua ciudad de Magnesia. Este primer hecho experimental y los citados en las notas sobre electricidad están íntimamente ligados, como vemos más adelante, y constituyen el fundamento de todo el electromagnetismo. Además de los imanes naturales existen otras substancias que pueden adquirir fácilmente propiedades magnéticas, tales como el hierro, el cobalto, y el níquel. Una vez que la han adquirido se les denomina imanes artificiales. Una forma sencilla de obtener un imán artificial podría ser el mantener la barra que se quiere imanar en íntimo y prolongado contacto con un imán natural.
Aquellos puntos del imán en los que se manifiesta con mayor intensidad la propiedad de atraer limaduras de hierro reciben el nombre de polos del imán, que en el caso de una barra fuertemente imanada se reducen a dos, situados en sus extremos. Aunque ambos polos poseen como propiedad común el atraer limaduras de hierro, no por eso son idénticos. En efecto, suspendamos un imán en forma de barra por su centro de gravedad, de forma que pueda girar libremente. Al abandonarlo en una posición cualquiera observaremos que se mueve como si estuviese sometido a sendas fuerzas aplicadas sobre sus polos que le obligan a girar hasta orientarse en una dirección, que será siempre la misma en el lugar en que se realice la experiencia; dirección que recupera por sí mismo cuantas veces perturbemos su posición de equilibrio y que viene a coincidir, aunque no exactamente, con la dirección norte-sur geográfica. Esta es la razón por la que los polos de un imán reciben los nombres de polo norte y polo sur. Por lo tanto, para determinar cuáles son los polos norte y sur de un imán, basta suspenderlo mediante un dispositivo que le permita girar libremente. En la posición de equilibrio, el polo norte del imán será el que quede orientado hacia el Norte geográfico y el polo sur el opuesto .
Repitiendo este experimento con distintos imanes podremos caracterizar con el nombre adecuado todos y cada uno de sus polos. Pues bien, la experiencia enseña que cuando se ponen frente a frente polos del mismo nombre aparece entre ellos una fuerza repulsiva, mientras que las fuerzas entre polos de distinto nombre son atractivas.
¿Estarán las propiedades magnéticas de los imanes localizadas exclusivamente en los polos? La experiencia parece indicar lo contrario. Efectivamente, el conocido experimento del imán que se parte en varios trozos demuestra que esta propiedad debe estar extendida por toda la masa del imán, ya que cada uno de los trozos, por pequeños que éstos sean, se comporta como un nuevo imán (véase la fig. 11). N S
N S
N S N S N S
Se diría que es en la propia molécula donde reside el origen de las propiedades magnéticas, y que los polos de una gran masa magnética no son más que el resultado externo de una acción ordenada y de conjunto. Todas estas consideraciones nos conducen a la idea de que un polo magnético no puede ser aislado; cosa que, hasta el presente, se ha visto confirmada por la experiencia.
Fuerzas magnéticas: Ley de Coulomb .
Un estudio cuantitativo de las fuerzas entre polos magnéticos similar al realizado para las fuerzas entre cargas eléctricas fue llevado a cabo también por C. A. Coulomb. En esta investigación Coulomb demostró que la fuerza de atracción o repulsión entre polos iguales u opuestos, respectivamente, es directamente proporcional al producto de las masas magnéticas de los polos involucrados e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre los polos, esto es,
donde M1 y M2 representan las masas magnéticas de los polos y r la distancia entre ellos. Así la ley de Coulomb para magnetismo puede ser expresada por la siguiente ecuación:
donde μ representa la constante de proporcionalidad que en este caso se llama “constante de permeabilidad”, y que depende del medio interpuesto entre las masas magnéticas.
Campos magnéticos.
Las fuerzas entre imanes, mencionadas anteriormente, nos indican que todo imán dota de propiedades especiales al medio que lo rodea, propiedades que se ponen de manifiesto al explorar dicha región del espacio con un imán de prueba llamado “aguja imanada”, cuya longitud es grande comparada con su anchura. Se observa que el imán de prueba se orienta y, a veces, se desplaza en determinada dirección con un movimiento acelerado que, en acuerdo con las leyes de Newton, estaría producido por una fuerza. Decimos entonces que estamos en presencia de un campo magnético y que la fuerza que actúa sobre el imán de prueba es de naturaleza magnética. Como veremos más adelante, campos de este tipo también se producen en las proximidades de un conductor por el que se desplaza una corriente eléctrica.
Líneas de fuerza del campo magnético:
Para representar gráficamente un campo magnético utilizamos un método semejante al que empleamos para el campo eléctrico: las líneas de fuerza.
La dirección de las líneas de fuerza del campo magnético vienen dadas por la dirección del eje longitudinal del imán de prueba en su posición de equilibrio, admitiendo como sentido de dichas líneas el que va por el interior del imán de prueba desde su polo sur a su polo norte.
Las líneas de fuerza son líneas imaginarias, sin existencia real y por definición entran por el polo sur de un imán de prueba y salen por el polo norte.
Para poner de manifiesto estas líneas de fuerza sirve el siguiente experimento: sobre una lámina de un material no magnético (como papel o vidrio) se espolvorean pequeñas limaduras de hierro; se coloca luego bajo la lámina un potente imán y se observa que al golpear suavemente la lámina las limaduras de hierro se distribuyen en direcciones privilegiadas que, por comportarse cada limadura como un imán de prueba, corresponderán a las líneas de fuerza del campo magnético. En las figuras 12 y 13 se representan la distribución de las limaduras y el dibujo geométrico de las correspondientes líneas de fuerza, respectivamente.
Toda línea de fuerza nace en un polo norte y muere en un polo sur en el espacio exterior del imán, pero, distinto de lo que ocurre en los campos eléctricos cuyas líneas de fuerza no existen en el interior de un conductor cargado, en los campos magnéticos, como ponen de manifiesto las limaduras de hierro, si existen líneas de fuerza en el interior del imán cuya dirección es de sur a norte. Ejemplos de campos magnéticos entre polos de la misma carga aparecen dibujados en las figura 14 .
Campo magnético terrestre.
Muchos siglos atrás se observó que la aguja de una brújula se alineaba a lo largo de la dirección norte-sur geográfica. Aproximadamente en el 1600 William Gilbert, médico de la Reina Isabel, publicó los resultados de sus investigaciones indicando que la Tierra actúa como un enorme imán y dio la primera evidencia satisfactoria en favor de la existencia del magnetismo terrestre. Podemos explicar el observado magnetismo terrestre como si fuera causado por un imán de barra gigantesco colocado dentro de la Tierra de tal manera que estuviera desplazado aproximadamente 17o del eje de rotación de ella y fuera considerablemente más corto que el diámetro terrestre. Los dos polos magnéticos de la Tierra están localizados, uno, al norte del Canadá, y el otro, en la Antártida, a una distancia considerable de los polos geográficos. (Véase Fig. 15.)
Relación entre electricidad y magnetismo.
En 1819 el físico danés Hans Christian Oersted (1777-1851) encontró que alrededor de una corriente eléctrica existía un campo magnético. Este descubrimiento ha producido algunos de los logros más fecundados en la historia de la ciencia. Muchos de los modernos adelantos son resultado de la aplicación práctica de los efectos magnéticos de las corrientes eléctricas. Estos efectos se utilizan en motores, aparatos de medida, electroimanes y prácticamente en todos los aparatos electromecánicos y electrodomésticos.
El experimento que llevó a cabo Oersted puede resumirse como sigue:
Observó que al colocar una brújula (que normalmente señala el polo norte magnético) bajo un alambre por el que circulaba una corriente eléctrica en dirección hacia el norte magnético, la aguja se alineaba en una dirección casi perpendicular al alambre. (Vea Fig. 16.)
N
__
+
S
Cuando se invertía el sentido de la corriente en el conductor también lo hacía la dirección de la aguja de la brújula. Parece, pues, evidente que toda corriente eléctrica crea a su alrededor un campo magnético cuyas líneas de fuerza estudiadas con un imán de prueba, se distribuyen en círculos concéntricos situados sobre planos perpendiculares a la dirección del conductor, como se indica en la figura 17.
Estos campos creados por corrientes eléctricas también pueden ser puestos de manifiesto espolvoreando limaduras de hierro sobre una cartulina atravesada perpendicularmente por el cable conductor.
Hasta aquí hemos visto la influencia que una corriente eléctrica puede ejercer sobre un pequeño imán. Ahora, ¿influirá un campo magnético sobre una carga eléctrica? La experiencia contesta afirmativamente con la condición de que la carga se esté moviendo. Cuando una carga eléctrica se mueve en el seno de un campo magnético en cualquier dirección que no coincida con la de las líneas de fuerza o de campo, dicha carga se ve sometida a una fuerza cuya magnitud depende, entre otros factores, de la magnitud o intensidad del campo magnético, de la velocidad de la partícula, y del signo y magnitud de la misma carga eléctrica. El sentido o dirección de dicha fuerza viene dado por la regla de los tres dedos de la mano derecha (si se trata de una carga negativa) y de los tres dedos de la mano izquierda para cargas positivas). (Vea Fig. 18.)
Así pues, en general, si el dedo índice indica la dirección del campo magnético (H), y el dedo corazón indica la dirección de la velocidad de la carga (v), entonces el dedo pulgar indica la dirección de la fuerza (F) de naturaleza magnética que actúa sobre la carga modificando su movimiento.
RAYOS X Y RADIACTIVIDAD
En el decenio comprendido entre 1895 - 1905, se iniciaron investigaciones que años más tarde habrían de revolucionar la física; a saber: el descubrimiento de los Rayos X, por parte del físico alemán William Konrad Röentgen (1845-1923), en 1895; el descubrimiento del fenómeno de la Radioactividad, por el físico francés Antoine Henri Becquerel (1852-1908), en 1896; y el descubrimiento del electrón, por parte del físico inglés Joseph John Thomson (1856-1940), en 1897.
Rayos X.
En 1895, el físico alemán William K. Röentgen, en el curso de una investigación sobre la descarga de la electricidad a través de los gases, notó que un tubo de rayos catódicos, revestido de papel negro hacía que una pantalla fluorescente brillara en la oscuridad y que esto ocurría aun cuando la pantalla estuviera a varios pies del tubo. Evidentemente, alguna clase de emisión procedía del tubo y Röentgen usó el término Rayos X para indicar el hecho de que desconocía la naturaleza de tal emisión. Pronto se encontró que los Rayos X se originaban en aquella región del tubo donde incidían los rayos catódicos.
La naturaleza de la radiación electromagnética de los Rayos X fue, durante más de quince años, un tópico de interés general entre los físicos teóricos y los físicos experimentales. La cuestión se aclaró finalmente en 1913, cuando se demostró que los Rayos X consisten de ondas electromagnéticas regulares con una longitud definida de entre 10-5 y 10-9 cm. Los Rayos X constituyen una porción del espectro electromagnético que corresponde a una frecuencia considerablemente mayor y a una longitud de onda considerablemente menor que los valores de las radiaciones ya conocidas hasta ese momento. De hecho, radiaciones con longitud de onda de cerca de 10-9 cm. aparecen en fuentes de luz “ultravioleta”, así que existe una región donde las dos clases de rayos, los Rayos X y los Rayos ultravioleta, se confunden y lo único que los diferencia es la técnica de producción de cada uno de ellos.
Los Rayos X son muy penetrantes, afectan las placas fotográficas y son de vital importancia en la investigación y en la tecnología, tanto física como biológica. Se producen hoy día en tubos altamente enrarecidos, en los cuales un cátodo caliente emite electrones con grandes velocidades; éstos caen sobre un blanco de metal o anticátodo. El anticátodo es, pues, la fuente de los Rayos X.
Radioactividad.
En 1896, un año después del descubrimiento accidental de los Rayos X por Röentgen, Antoine Henri Becquerel, físico francés, estaba estudiando estos rayos nuevos y en el curso de su investigación estuvo trabajando con materiales fluorescentes . Su padre, que también era un físico famoso, había estado interesado en estudiar los materiales fluorescentes y Becquerel hijo se preguntaba hasta qué punto podría hallarse una fuente de Rayos X entre las radiaciones que emiten los materiales fluorescentes. Becquerel padre había estado trabajando particularmente con un compuesto fluorescente que era a base de uranio y de potasio (específicamente el compuesto K2UO2(SO4)2, que como vemos en su fórmula tiene en su molécula un átomo de uranio). Becquerel rápidamente descubrió que después de haber sido expuesta a la luz solar la radiación fluorescente proveniente del compuesto podía penetrar el papel obscuro, que era opaco a la luz ordinaria del Sol, y ennegrecer una placa fotográfica puesta del otro lado. Ahora, el primero de marzo de 1896, según el mismo Becquerel, él había dejado, por casualidad, una muestra de la sal de uranio sobre una placa fotográfica que estaba cubierta con un papel negro para protegerla de la luz; y descubrió que esta sal emitía alguna clase de radiación capaz de penetrar el papel negro y afectar la placa. Lo grande del caso resultaba que la radiación que provenía de la sal no podía ahora deberse a la fluorescencia ya que dicha muestra de sal no había sido expuesta a la luz del Sol. O sea, la sal emitía cierta radiación, distinta a la radiación de fluorescencia, que era capaz de atravesar el papel obscuro que protegía una placa fotográfica y afectarla de esa forma. De hecho Becquerel se dio cuenta de que la sal emitía constante e incesantemente una radiación potente y penetrante que no era explicable en términos de fluorescencia.
Esta radiación no sólo era penetrante como la de los Rayos X, sino que, como los Rayos X, poseen la habilidad de ionizar la atmósfera como también lo demostró Becquerel. Esta propiedad de emitir constantemente radiación penetrante e ionizante fue nombrada como “radioactividad” por la físico polaca Marie Sklodowska Curie (1867-1934) en 1898 cuando al cabo de arduos años de trabajo de laboratorio pudo descubrir, junto a su esposo Pierre Curie (1850-1906), el nuevo elemento “radio” responsable éste de la mayor parte de la radiación proveniente de muestras que contienen uranio o torio.
El descubrimiento accidental de Becquerel tuvo consecuencias aún más trascendentales que el de Röentgen; pronto llevó al descubrimiento de una clase entera de elementos radioactivos. En esta línea de investigación “hizo época” no sólo el descubrimiento del elemento radio por Pierre y Marie Curie, sino también su posterior aislamiento químico, en 1902.
Bequerel estudió la emisión de las distintas substancias radiactivas y demostró que la radiación que dichas substancias emitían podía dividirse en tres clases diferentes, a las cuales se les llamó alfa(α), beta (β) y gamma (γ). Estas tres clases se pueden identificar cuando la radiación de algunas substancias radioactivas (ejemplo: radio, uranio) se hace pasar perpendicularmente a través de un campo magnético, pues bajo estas condiciones la radiación se divide en tres rayos reconocibles.
También se encontró que estas radiaciones no eran todas igualmente penetrantes. La radiación alfa penetraba sólo algunos centímetros de aire a presión atmosférica normal; la radiación beta era más penetrante que la alfa, pero la radiación gamma era la más penetrante de todas. Bequerel logró desviar las radiaciones beta por medio de fuerzas eléctricas y magnéticas y pudo demostrar que dichos rayos tenían carga eléctrica negativa y que consistían de partículas que se movían a grandes velocidades. También pudo determinar el valor de e para dichas partículas. Becquerel notó que las radiaciones alfa no se desviaban tan fácilmente como las beta y que además parecían poseer carga eléctrica positiva, y que las radiaciones gamma no sufrían desviación alguna al ser sometidas a fuerzas eléctricas o magnéticas, por lo que parecía que no poseen carga eléctrica alguna.
La primera persona que estudió este tipo de fenómenos de una forma sistemática y cuidadosa parece haber sido el médico y matemático inglés William Gilbert (1540-1603). Gilbert era un caballero inglés miembro de una familia acomodada. Había estudiado medicina y matemáticas en Cambridge dedicándose luego a la práctica de la medicina en Londres. Llegó a adquirir tal fama como médico que se le nombró médico de la Reina Elizabeth I. El llegó a granjearse una gran estima de parte de la Reina hasta el punto que ésta le hizo una donación para que pudiese continuar sus estudios.
Gilbert también se interesó y estudió los fenómenos relativos al magnetismo y resumió su trabajo sobre los fenómenos magnéticos en su gran libro titulado De magnette el que fue publicado en el año de 1600. Los estudios modernos sobre electricidad y magnetismo básicamente parten de sus investigaciones experimentales las cuales se extendieron por más de quince largos años y le requirieron el gasto de una buena parte de su fortuna personal. Previo al trabajo de Gilbert la mayor parte de lo que se pensaba sobre los fenómenos de la electricidad y del magnetismo había sido dominada por ideas fantásticas que muchas veces bordeaban en lo mágico. Sin embargo, realizó muchos experimentos importantes, como la construcción de una terrella, un modelo pequeño de la Tierra hecho de magnetita, con el cual mostró que una aguja imanada puesta en su superficie apuntará siempre hacia sus polos opuestos, un experimento que para él confirmaba su grandiosa hipótesis de que la Tierra era un magneto gigante o se comportaba como tal en estos respectos. Él demostró que muchos otros cuerpos, además de los ya conocidos, podían ser electrizados por rozamiento o fricción. También distinguió entre los fenómenos puramente eléctricos y los fenómenos magnéticos mostrando por ejemplo, que la magnetita no precisa de ningún estímulo para mostrar sus propiedades magnéticas, mientras que el vidrio y el ámbar necesitan ser frotados si queremos que muestren sus propiedades eléctricas. Además mostró que la atracción magnética no es afectada por la interposición de una lámina de papel y sin embargo la atracción eléctrica sí es afectada.
Gilbert fue menos afortunado al intentar explicar sus numerosas observaciones. Para esto introdujo los supuestos “efluvios” o emanaciones que provenían de los cuerpos electrizados. Por más de doscientos años los electricistas idearon fluidos, emanaciones, efluvios y cosas así por el estilo sin lograr avanzar con ellas el entendimiento de lo que llamamos electricidad. Aun así, el trabajo de Gilbert es considerado como uno de primer orden. Descubrió nuevos fenómenos y adelantó nuevas ideas. Más de cincuenta años después de su muerte, Newton admitía en el cuestionamiento número 22 de su libro Opticks y al final de su libro Principia, estaba consciente de que los fenómenos eléctricos y magnéticos eran de gran importancia para la comprensión final del funcionamiento de la Naturaleza y que eran pobremente entendidos hasta ese momento.
Conductores y aisladores.
En el siglo XVI, Gilbert investigó con cuidado el fenómeno físico de la electrización de los cuerpos por fricción y, basándose en observaciones, clasificó todas las substancias en dos tipos: aquellas que consiguió electrizar por frotamiento, como el vidrio, el ámbar, la seda, cierto número de piedras preciosas como el diamante y el zafiro, etc., y que llamó “eléctricas”, y aquellas, como los metales, que no pudo electrizar por frotamiento y que denominó “no eléctricas”.
¿Es qué estos cuerpos que llamamos “no eléctricos” no pueden ser electrizados de ninguna manera? Si se toma un cuerpo “no eléctrico”, por ejemplo, una barra metálica, y cogiéndola con la mano se frota con un paño, la propiedad antedicha no aparece, pero basta proveerla de un mango de una de las substancias que clasificamos como eléctricas, para que se manifiesten las propiedades eléctricas. Además, la experiencia enseña que el tiempo durante el cual conserva el metal las propiedades eléctricas depende en gran manera de la naturaleza de su mango. Si éste es de ámbar, las conserva durante mucho tiempo; si es de madera seca, menos; si es de madera húmeda, mucho menos, y en el caso límite de ser metálico, pierde instantáneamente su estado de electrización. Vemos, por lo tanto, que las propiedades que estamos estudiando no son exclusivas de los cuerpos que William Gilbert llamó eléctricos, sino que es una propiedad general de la materia, siendo sólo más o menos difícil ponerla de manifiesto según la naturaleza del cuerpo que se estudia. A la vista de estas observaciones, hoy en día los cuerpos se han clasificados como conductores o aisladores, aunque no se puede establecer una verdadera separación entre ellos, sino que, en realidad, sólo existen buenos y malos conductores, pasando de unos a otros, de los metales al ámbar, casi de un modo continuo.
Electricidad: Positiva y negativa
Frotemos un extremo de una barra de ámbar con una pieza de lana bien seca y después suspendámosla de un largo hilo de seda. Se encontrará que cuando la lana se aproxima al extremo frotado de la barra, ésta se mueve hacia la lana, como si entre ellas existiese una fuerza atractiva. Si se frota otra barra de ámbar de manera análoga y se aproxima al extremo frotado de la barra suspendida, veremos que ésta se separa como si existiese entre ambas una fuerza repulsiva. Si se electriza cualesquiera otros cuerpos por frotamiento y se acercan a la barra suspendida, ésta es, a veces, atraída y, a veces, repelida.
Así, utilizando este método podemos clasificar los cuerpos electrizados en dos grupos: los que atraen la barra de ámbar frotada y los que la repelen. Así veremos que todos los cuerpos electrizados caen en uno de estos dos grupos, y puesto que los efectos producidos son opuestos, decimos que existen dos clases de electricidad, que arbitrariamente han recibido los nombres de positiva y negativa. Las palabras “positiva” y “negativa” son simplemente términos útiles, que no tienen significado matemático alguno en este caso . En resumen, se dice que tienen electricidad positiva aquellos cuerpos que atraen la barra de ámbar, y electricidad negativa aquellos que la repelen. La experiencia demuestra que dos cuerpos cargados con la misma clase de electricidad, al acercarlos se repelen, y en cambio, si tienen cargas opuestas se atraen. Podemos enunciar la siguiente ley: Cargas de igual signo se repelen y cargas de signos opuestos se atraen.
Es importante observar que una misma substancia no adquiere siempre electricidad del mismo signo cuando se frota con distintos materiales. Así, por ejemplo, el vidrio al ser frotado con seda se carga positivamente, pero al ser frotado con piel de conejo se carga negativamente. Esto sugiere que las cargas eléctricas no son creadas, sino que el proceso de adquirir una carga eléctrica consiste en que uno de los cuerpos cede “algo” al otro, de modo que, uno de ellos terminará con un exceso y el otro con un déficit de ese algo. Hasta fines del siglo XIX no se descubrió que ese algo que pasa de un cuerpo al otro se compone de porciones muy pequeñas e indivisibles (hasta el presente) de la electricidad llamada negativa, porciones a las que se les conoce actualmente como electrones.
Electroscopio
Un instrumento especialmente apto para poner de manifiesto las propiedades eléctricas descritas anteriormente es el llamado “electroscopio”. Está constituido por una varilla metálica, que pasa a través de un tapón de un material aislador, y uno de sus extremos termina en una esfera metálica y el otro lleva dos hojas, estrechas y delgadas, de oro o de aluminio. El sistema se coloca dentro de un recipiente cerrado (para evitar las corrientes de aire) que puede ser de vidrio o llevar ventanas transparentes para observar las laminillas en el interior ( Fig. 1).
De ordinario el electroscopio está descargado, y entonces la acción de la gravedad hace que las dos hojas estén en contacto en su posición vertical. Pero si se acerca un cuerpo electrizado (con carga sea positiva o negativa) a la esfera exterior, observamos que las laminillas se separan.
Se supone que la carga eléctrica adquirida por las laminillas es igual en naturaleza a la del cuerpo cargado que se acerca. Siendo las cargas que adquieren ambas laminillas del mismo signo, se repelen. Cuando acercamos la barra de ámbar cargada negativamente a la esfera del electroscopio, pero sin tocarla, son repelidas hacia las laminillas algunas cargas eléctricas negativas similares a las que posee la varilla, dejando un déficit de carga negativa en la esfera. La deficiencia de carga negativa en la esfera se denomina “carga inducida positiva”, y el exceso de carga negativa en las laminillas se llama “carga inducida negativa”. Estas cargas inducidas permanecerán separadas mientras se mantenga cerca de la esfera el cuerpo cargado eléctricamente responsable de producirlas (la barra de ámbar en nuestro caso). Sin embargo, si se aleja la barra, las cargas inducidas se unirán y se restablecerá el estado eléctrico neutral original de la varilla y de las laminillas del electroscopio. De acercar nosotros una barra cargada positivamente a la esfera del electroscopio, observaremos también una separación de las laminillas (vea la Fig. 2). Pero de acercarle un cuerpo no cargado, vemos que las laminillas de oro se mantienen unidas (i.e., no se separan). Por lo tanto, hasta ahora hemos visto que el electroscopio sirve para indicar si un cuerpo está o no cargado eléctricamente.
¿Servirá este instrumento para indicar la naturaleza de la carga? Si en vez de sólo acercar la barra de ámbar (o un cuerpo cargado negativamente, como se sugiere en la Fig. 2 ) la ponemos en contacto con la esfera metálica, la carga negativa de aquélla neutraliza la carga positiva (déficit negativo) de ésta y las laminillas quedan separadas por un tiempo indefinido, aunque separemos o alejemos la barra de ámbar. Tenemos así las laminillas cargadas negativamente (vea las Fig. 3). Ahora, si a este electroscopio cargado negativamente le acercamos un cuerpo negativamente cargado, las laminillas se separarán aún más; pero de acercar un cuerpo positivamente cargado, se acercarán (vea la Fig. 4 ).
Por lo tanto, el estado final del electroscopio nos permite investigar la naturaleza de la carga eléctrica de un nuevo cuerpo, al menos después de haberlo cargado previamente con alguún tipo conocido de carga eléctrica. Un proceso análogo tiene lugar si la experiencia anterior se realiza con un electroscopio que haya sido cargado positivamente. Sugerimos al estudiante el ejercicio de hacer los dibujos correspondientes para representar este último proceso.
La mayor o menor separación de las laminillas es un índice de la mayor o menor cantidad de electricidad, o sea, de la magnitud de la carga eléctrica que poseen los cuerpos que se investigan; esto es, suponiendo que si los efectos son mayores las causas también deben serlo. Una escala graduada convenientemente situada podrá medir la mayor o menor separación de las laminillas.
Fuerzas entre cargas eléctricas: Ley de Coulomb.
Un siglo después de enunciar Newton la Ley de Gravitación Universal , el físico francés Charles Augustine Coulomb (1736-1806) realizó una larga serie de cuidadosos experimentos con la intención de lograr cuantificar la magnitud de la fuerza eléctrica entre cualesquiera dos cuerpos cargados eléctricamente que se hallasen separados por una distancia cualquiera. Después de años de innumerables mediciones, y de un arduo estudio de los resultados, Coulomb logró establecer que la magnitud de la fuerza eléctrica entre dos cuerpos cargados eléctricamente obedece a una ley similar, en su forma, a la Ley de Gravitación Universal. Es decir, Coulomb encontró que la magnitud de la fuerza eléctrica de atracción o repulsión que existe entre dos cargas eléctricas de signos opuestos o cargas de igual signo, respectivamente, es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que separa sus centros y, al mismo tiempo, directamente proporcional al producto de dichas cargas: esto es,
siendo q1 y q2 las magnitudes de las cargas eléctricas que poseen los cuerpos #1 y #2, r la magnitud de la distancia que separa los centro de las cargas y |Felect| la magnitud de la fuerza eléctrica ejercida mutuamente entre ellas (vea la Fig. 5).
r
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q 1 Fig. 5 q 2
Expresando estas dos observaciones en una sola ecuación, tenemos:
donde k es la llamada constante de proporcionalidad entre “|FElect.|” y “q1q2/r”, cuyo valor depende del sistema de unidades que se emplee y del medio en que se encuentren sumergidas las cargas.
Dado que aún no existía unidad de carga eléctrica, la expresión matemática de la Ley de Coulomb sirvió para definirla; haciendo k = 1 y situando las cargas en el vacío, de forma que la “unidad electrostática de carga” viene a ser la cantidad de electricidad que, puesta frente a otra igual en magnitud a la distancia de 1 centímetro, le atrae o repele con la fuerza de una dina.
En el sistema Internacional de Medidas (SI), la unidad de carga es el Culombio, la distancia se expresa en Metros y la constante k para el vacío es 9 X 109 Nm2/Kg2, obteniéndose la fuerza en Newtons.
Campos eléctricos
La noción de “campo” (“field” en inglés) fue una introducida en la segunda mitad del Siglo XIX por el gran físico inglés James Clerk Maxwell (1834-1879). Lo hizo con la intención de poder explicar el llamado fenómeno de “fuerza a distancia” que se manifiesta en varias áreas de la física como lo son las interacciones gravitacionales, las interacciones eléctricas y las interacciones magnéticas. En cada uno de estos casos se observa que un cuerpo que posea la propiedad en cuestión, por ejemplo “masa”, puede ejercer una fuerza sobre otro que también posea la misma propiedad sin necesidad de estar en contacto uno con el otro. Es decir, un cuerpo puede ejercer una fuerza gravitatoria sobre otro sin que entre los dos haya un contacto físico o algo material que sirva como agente transmisor de la fuerza. La fuerza se transmite “a distancia”, sin que medie “algo” material entre los cuerpos interactuantes. La noción de “campo” se introduce entonces con la idea de llenar tal hueco. O sea, decimos que el agente trasmisor de la “fuerza a distancia” es un “algo inmaterial” e invisible que llamamos “campo”. En el caso de las interacciones gravitacionales, hablamos del “campo gravitacional”; en el caso de la interacción entre cargas eléctricas hablamos del “campo eléctrico”, y en el caso de las interacciones magnéticas, hablamos del “campo magnético” como los responsables de que ocurran tales interacciones.
Para poner de manifiesto la existencia de un campo eléctrico, es decir, de una fuerza que actúe a distancia sobre cargas eléctricas, empleamos una carga eléctrica llamada carga de prueba, o carga prueba que arbitrariamente se escoge como positiva y, por sencillez, de valor igual a la unidad.
Al abandonar libremente la carga prueba en ausencia de otros tipos de campos distintos del eléctrico, si ésta permanece en reposo o en un movimiento uniforme rectilíneo, en acuerdo con la primera ley de Newton no debe estar sometida a ninguna fuerza que no esté perfectamente balanceada; por lo tanto, no existe campo eléctrico. Por el contrario, de tomar un movimiento acelerado, es evidente la existencia de una fuerza de naturaleza eléctrica, y de ahí la presencia de un campo eléctrico. La trayectoria que describe la carga prueba sometida únicamente a la fuerza eléctrica la llamamos “línea de fuerza del campo”, trayectoria que no tiene que ser necesariamente rectilínea, como veremos más adelante. Para poner de manifiesto las líneas de fuerzas del campo eléctrico se podría utilizar el siguiente dispositivo:
Sobre una placa de material aislador (vidrio) se coloca un pequeño cuerpo conductor (metal). Se le comunica una carga al conductor y se espolvorean pequeñas limaduras de hierro sobre la lámina aisladora. Golpeando suavemente la lámina de vidrio se observa que las limaduras de hierro se orientan de la manera indicada en la Fig. 6.
Es decir, ponen de manifiesto las susodichas líneas de fuerza. De ser esta carga, que crea el campo, una carga puntual positiva, y siendo la carga de prueba por definición también positiva, la fuerza será repulsiva (vea la Fig. 7), y las líneas de fuerza nacerán de la carga puntual, lo que se indica mediante flechas.
De poner una carga puntual negativa en el centro, la fuerza sobre la carga de prueba será atractiva y la disposición de las líneas de fuerza idéntica al caso anterior, sólo que invirtiendo el sentido de las flechas (vea la Fig. 8).
Por definición, toda línea de fuerza nace de una carga positiva y muere en una negativa. Ejemplos de campos resultantes por combinación de cargas de distintos o iguales signos se indican en las figuras 9 y 10, respectivamente.
En esta etapa nos preguntamos ¿cuál será la estructura del “ algo” que adquieren los cuerpos cuando se cargan eléctricamente? ¿Será un fluido continuo? ¿Tendrá una estructura granular discontinua, como la de la materia, en acuerdo con lo propuesto por Dalton?
MAGNETISMO
Un hecho experimental conocido también por el hombre desde la más remota antigüedad es la propiedad que presentan ciertos minerales, como, por ejemplo, la magnetita, de atraer limaduras de hierro. A los cuerpos que manifiestan esta propiedad se les ha llamado imanes, y al fenómeno en sí, magnetismo, término éste que proviene del mineral denominado magnetita, por haber sido encontrado en las proximidades de la antigua ciudad de Magnesia. Este primer hecho experimental y los citados en las notas sobre electricidad están íntimamente ligados, como vemos más adelante, y constituyen el fundamento de todo el electromagnetismo. Además de los imanes naturales existen otras substancias que pueden adquirir fácilmente propiedades magnéticas, tales como el hierro, el cobalto, y el níquel. Una vez que la han adquirido se les denomina imanes artificiales. Una forma sencilla de obtener un imán artificial podría ser el mantener la barra que se quiere imanar en íntimo y prolongado contacto con un imán natural.
Aquellos puntos del imán en los que se manifiesta con mayor intensidad la propiedad de atraer limaduras de hierro reciben el nombre de polos del imán, que en el caso de una barra fuertemente imanada se reducen a dos, situados en sus extremos. Aunque ambos polos poseen como propiedad común el atraer limaduras de hierro, no por eso son idénticos. En efecto, suspendamos un imán en forma de barra por su centro de gravedad, de forma que pueda girar libremente. Al abandonarlo en una posición cualquiera observaremos que se mueve como si estuviese sometido a sendas fuerzas aplicadas sobre sus polos que le obligan a girar hasta orientarse en una dirección, que será siempre la misma en el lugar en que se realice la experiencia; dirección que recupera por sí mismo cuantas veces perturbemos su posición de equilibrio y que viene a coincidir, aunque no exactamente, con la dirección norte-sur geográfica. Esta es la razón por la que los polos de un imán reciben los nombres de polo norte y polo sur. Por lo tanto, para determinar cuáles son los polos norte y sur de un imán, basta suspenderlo mediante un dispositivo que le permita girar libremente. En la posición de equilibrio, el polo norte del imán será el que quede orientado hacia el Norte geográfico y el polo sur el opuesto .
Repitiendo este experimento con distintos imanes podremos caracterizar con el nombre adecuado todos y cada uno de sus polos. Pues bien, la experiencia enseña que cuando se ponen frente a frente polos del mismo nombre aparece entre ellos una fuerza repulsiva, mientras que las fuerzas entre polos de distinto nombre son atractivas.
¿Estarán las propiedades magnéticas de los imanes localizadas exclusivamente en los polos? La experiencia parece indicar lo contrario. Efectivamente, el conocido experimento del imán que se parte en varios trozos demuestra que esta propiedad debe estar extendida por toda la masa del imán, ya que cada uno de los trozos, por pequeños que éstos sean, se comporta como un nuevo imán (véase la fig. 11). N S
N S
N S N S N S
Se diría que es en la propia molécula donde reside el origen de las propiedades magnéticas, y que los polos de una gran masa magnética no son más que el resultado externo de una acción ordenada y de conjunto. Todas estas consideraciones nos conducen a la idea de que un polo magnético no puede ser aislado; cosa que, hasta el presente, se ha visto confirmada por la experiencia.
Fuerzas magnéticas: Ley de Coulomb .
Un estudio cuantitativo de las fuerzas entre polos magnéticos similar al realizado para las fuerzas entre cargas eléctricas fue llevado a cabo también por C. A. Coulomb. En esta investigación Coulomb demostró que la fuerza de atracción o repulsión entre polos iguales u opuestos, respectivamente, es directamente proporcional al producto de las masas magnéticas de los polos involucrados e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia entre los polos, esto es,
donde M1 y M2 representan las masas magnéticas de los polos y r la distancia entre ellos. Así la ley de Coulomb para magnetismo puede ser expresada por la siguiente ecuación:
donde μ representa la constante de proporcionalidad que en este caso se llama “constante de permeabilidad”, y que depende del medio interpuesto entre las masas magnéticas.
Campos magnéticos.
Las fuerzas entre imanes, mencionadas anteriormente, nos indican que todo imán dota de propiedades especiales al medio que lo rodea, propiedades que se ponen de manifiesto al explorar dicha región del espacio con un imán de prueba llamado “aguja imanada”, cuya longitud es grande comparada con su anchura. Se observa que el imán de prueba se orienta y, a veces, se desplaza en determinada dirección con un movimiento acelerado que, en acuerdo con las leyes de Newton, estaría producido por una fuerza. Decimos entonces que estamos en presencia de un campo magnético y que la fuerza que actúa sobre el imán de prueba es de naturaleza magnética. Como veremos más adelante, campos de este tipo también se producen en las proximidades de un conductor por el que se desplaza una corriente eléctrica.
Líneas de fuerza del campo magnético:
Para representar gráficamente un campo magnético utilizamos un método semejante al que empleamos para el campo eléctrico: las líneas de fuerza.
La dirección de las líneas de fuerza del campo magnético vienen dadas por la dirección del eje longitudinal del imán de prueba en su posición de equilibrio, admitiendo como sentido de dichas líneas el que va por el interior del imán de prueba desde su polo sur a su polo norte.
Las líneas de fuerza son líneas imaginarias, sin existencia real y por definición entran por el polo sur de un imán de prueba y salen por el polo norte.
Para poner de manifiesto estas líneas de fuerza sirve el siguiente experimento: sobre una lámina de un material no magnético (como papel o vidrio) se espolvorean pequeñas limaduras de hierro; se coloca luego bajo la lámina un potente imán y se observa que al golpear suavemente la lámina las limaduras de hierro se distribuyen en direcciones privilegiadas que, por comportarse cada limadura como un imán de prueba, corresponderán a las líneas de fuerza del campo magnético. En las figuras 12 y 13 se representan la distribución de las limaduras y el dibujo geométrico de las correspondientes líneas de fuerza, respectivamente.
Toda línea de fuerza nace en un polo norte y muere en un polo sur en el espacio exterior del imán, pero, distinto de lo que ocurre en los campos eléctricos cuyas líneas de fuerza no existen en el interior de un conductor cargado, en los campos magnéticos, como ponen de manifiesto las limaduras de hierro, si existen líneas de fuerza en el interior del imán cuya dirección es de sur a norte. Ejemplos de campos magnéticos entre polos de la misma carga aparecen dibujados en las figura 14 .
Campo magnético terrestre.
Muchos siglos atrás se observó que la aguja de una brújula se alineaba a lo largo de la dirección norte-sur geográfica. Aproximadamente en el 1600 William Gilbert, médico de la Reina Isabel, publicó los resultados de sus investigaciones indicando que la Tierra actúa como un enorme imán y dio la primera evidencia satisfactoria en favor de la existencia del magnetismo terrestre. Podemos explicar el observado magnetismo terrestre como si fuera causado por un imán de barra gigantesco colocado dentro de la Tierra de tal manera que estuviera desplazado aproximadamente 17o del eje de rotación de ella y fuera considerablemente más corto que el diámetro terrestre. Los dos polos magnéticos de la Tierra están localizados, uno, al norte del Canadá, y el otro, en la Antártida, a una distancia considerable de los polos geográficos. (Véase Fig. 15.)
Relación entre electricidad y magnetismo.
En 1819 el físico danés Hans Christian Oersted (1777-1851) encontró que alrededor de una corriente eléctrica existía un campo magnético. Este descubrimiento ha producido algunos de los logros más fecundados en la historia de la ciencia. Muchos de los modernos adelantos son resultado de la aplicación práctica de los efectos magnéticos de las corrientes eléctricas. Estos efectos se utilizan en motores, aparatos de medida, electroimanes y prácticamente en todos los aparatos electromecánicos y electrodomésticos.
El experimento que llevó a cabo Oersted puede resumirse como sigue:
Observó que al colocar una brújula (que normalmente señala el polo norte magnético) bajo un alambre por el que circulaba una corriente eléctrica en dirección hacia el norte magnético, la aguja se alineaba en una dirección casi perpendicular al alambre. (Vea Fig. 16.)
N
__
+
S
Cuando se invertía el sentido de la corriente en el conductor también lo hacía la dirección de la aguja de la brújula. Parece, pues, evidente que toda corriente eléctrica crea a su alrededor un campo magnético cuyas líneas de fuerza estudiadas con un imán de prueba, se distribuyen en círculos concéntricos situados sobre planos perpendiculares a la dirección del conductor, como se indica en la figura 17.
Estos campos creados por corrientes eléctricas también pueden ser puestos de manifiesto espolvoreando limaduras de hierro sobre una cartulina atravesada perpendicularmente por el cable conductor.
Hasta aquí hemos visto la influencia que una corriente eléctrica puede ejercer sobre un pequeño imán. Ahora, ¿influirá un campo magnético sobre una carga eléctrica? La experiencia contesta afirmativamente con la condición de que la carga se esté moviendo. Cuando una carga eléctrica se mueve en el seno de un campo magnético en cualquier dirección que no coincida con la de las líneas de fuerza o de campo, dicha carga se ve sometida a una fuerza cuya magnitud depende, entre otros factores, de la magnitud o intensidad del campo magnético, de la velocidad de la partícula, y del signo y magnitud de la misma carga eléctrica. El sentido o dirección de dicha fuerza viene dado por la regla de los tres dedos de la mano derecha (si se trata de una carga negativa) y de los tres dedos de la mano izquierda para cargas positivas). (Vea Fig. 18.)
Así pues, en general, si el dedo índice indica la dirección del campo magnético (H), y el dedo corazón indica la dirección de la velocidad de la carga (v), entonces el dedo pulgar indica la dirección de la fuerza (F) de naturaleza magnética que actúa sobre la carga modificando su movimiento.
RAYOS X Y RADIACTIVIDAD
En el decenio comprendido entre 1895 - 1905, se iniciaron investigaciones que años más tarde habrían de revolucionar la física; a saber: el descubrimiento de los Rayos X, por parte del físico alemán William Konrad Röentgen (1845-1923), en 1895; el descubrimiento del fenómeno de la Radioactividad, por el físico francés Antoine Henri Becquerel (1852-1908), en 1896; y el descubrimiento del electrón, por parte del físico inglés Joseph John Thomson (1856-1940), en 1897.
Rayos X.
En 1895, el físico alemán William K. Röentgen, en el curso de una investigación sobre la descarga de la electricidad a través de los gases, notó que un tubo de rayos catódicos, revestido de papel negro hacía que una pantalla fluorescente brillara en la oscuridad y que esto ocurría aun cuando la pantalla estuviera a varios pies del tubo. Evidentemente, alguna clase de emisión procedía del tubo y Röentgen usó el término Rayos X para indicar el hecho de que desconocía la naturaleza de tal emisión. Pronto se encontró que los Rayos X se originaban en aquella región del tubo donde incidían los rayos catódicos.
La naturaleza de la radiación electromagnética de los Rayos X fue, durante más de quince años, un tópico de interés general entre los físicos teóricos y los físicos experimentales. La cuestión se aclaró finalmente en 1913, cuando se demostró que los Rayos X consisten de ondas electromagnéticas regulares con una longitud definida de entre 10-5 y 10-9 cm. Los Rayos X constituyen una porción del espectro electromagnético que corresponde a una frecuencia considerablemente mayor y a una longitud de onda considerablemente menor que los valores de las radiaciones ya conocidas hasta ese momento. De hecho, radiaciones con longitud de onda de cerca de 10-9 cm. aparecen en fuentes de luz “ultravioleta”, así que existe una región donde las dos clases de rayos, los Rayos X y los Rayos ultravioleta, se confunden y lo único que los diferencia es la técnica de producción de cada uno de ellos.
Los Rayos X son muy penetrantes, afectan las placas fotográficas y son de vital importancia en la investigación y en la tecnología, tanto física como biológica. Se producen hoy día en tubos altamente enrarecidos, en los cuales un cátodo caliente emite electrones con grandes velocidades; éstos caen sobre un blanco de metal o anticátodo. El anticátodo es, pues, la fuente de los Rayos X.
Radioactividad.
En 1896, un año después del descubrimiento accidental de los Rayos X por Röentgen, Antoine Henri Becquerel, físico francés, estaba estudiando estos rayos nuevos y en el curso de su investigación estuvo trabajando con materiales fluorescentes . Su padre, que también era un físico famoso, había estado interesado en estudiar los materiales fluorescentes y Becquerel hijo se preguntaba hasta qué punto podría hallarse una fuente de Rayos X entre las radiaciones que emiten los materiales fluorescentes. Becquerel padre había estado trabajando particularmente con un compuesto fluorescente que era a base de uranio y de potasio (específicamente el compuesto K2UO2(SO4)2, que como vemos en su fórmula tiene en su molécula un átomo de uranio). Becquerel rápidamente descubrió que después de haber sido expuesta a la luz solar la radiación fluorescente proveniente del compuesto podía penetrar el papel obscuro, que era opaco a la luz ordinaria del Sol, y ennegrecer una placa fotográfica puesta del otro lado. Ahora, el primero de marzo de 1896, según el mismo Becquerel, él había dejado, por casualidad, una muestra de la sal de uranio sobre una placa fotográfica que estaba cubierta con un papel negro para protegerla de la luz; y descubrió que esta sal emitía alguna clase de radiación capaz de penetrar el papel negro y afectar la placa. Lo grande del caso resultaba que la radiación que provenía de la sal no podía ahora deberse a la fluorescencia ya que dicha muestra de sal no había sido expuesta a la luz del Sol. O sea, la sal emitía cierta radiación, distinta a la radiación de fluorescencia, que era capaz de atravesar el papel obscuro que protegía una placa fotográfica y afectarla de esa forma. De hecho Becquerel se dio cuenta de que la sal emitía constante e incesantemente una radiación potente y penetrante que no era explicable en términos de fluorescencia.
Esta radiación no sólo era penetrante como la de los Rayos X, sino que, como los Rayos X, poseen la habilidad de ionizar la atmósfera como también lo demostró Becquerel. Esta propiedad de emitir constantemente radiación penetrante e ionizante fue nombrada como “radioactividad” por la físico polaca Marie Sklodowska Curie (1867-1934) en 1898 cuando al cabo de arduos años de trabajo de laboratorio pudo descubrir, junto a su esposo Pierre Curie (1850-1906), el nuevo elemento “radio” responsable éste de la mayor parte de la radiación proveniente de muestras que contienen uranio o torio.
El descubrimiento accidental de Becquerel tuvo consecuencias aún más trascendentales que el de Röentgen; pronto llevó al descubrimiento de una clase entera de elementos radioactivos. En esta línea de investigación “hizo época” no sólo el descubrimiento del elemento radio por Pierre y Marie Curie, sino también su posterior aislamiento químico, en 1902.
Bequerel estudió la emisión de las distintas substancias radiactivas y demostró que la radiación que dichas substancias emitían podía dividirse en tres clases diferentes, a las cuales se les llamó alfa(α), beta (β) y gamma (γ). Estas tres clases se pueden identificar cuando la radiación de algunas substancias radioactivas (ejemplo: radio, uranio) se hace pasar perpendicularmente a través de un campo magnético, pues bajo estas condiciones la radiación se divide en tres rayos reconocibles.
También se encontró que estas radiaciones no eran todas igualmente penetrantes. La radiación alfa penetraba sólo algunos centímetros de aire a presión atmosférica normal; la radiación beta era más penetrante que la alfa, pero la radiación gamma era la más penetrante de todas. Bequerel logró desviar las radiaciones beta por medio de fuerzas eléctricas y magnéticas y pudo demostrar que dichos rayos tenían carga eléctrica negativa y que consistían de partículas que se movían a grandes velocidades. También pudo determinar el valor de e para dichas partículas. Becquerel notó que las radiaciones alfa no se desviaban tan fácilmente como las beta y que además parecían poseer carga eléctrica positiva, y que las radiaciones gamma no sufrían desviación alguna al ser sometidas a fuerzas eléctricas o magnéticas, por lo que parecía que no poseen carga eléctrica alguna.
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