Química antes de Lavoisier

1. LA QUÍMICA ANTES DE LAVOISIER
La historia de la química está intensamente unida al desarrollo del hombre ya que embarca desde todas las
transformaciones de materias y las teorías correspondientes. A menudo la historia de la química se relaciona
íntimamente con la historia de los químicos y − según la nacionalidad o tendencia política del autor − resalta
en mayor o menor medida los logros hechos en un determinado campo o por una determinada nación.
La ciencia química surge en el siglo XVII a partir de los estudios de alquimia populares entre muchos de los
científicos de la época. Se considera que los principios básicos de la química se recogen por primera vez en la
obra del científico británico Robert Boyle: The Skeptical Chymist (1661). La química como tal comienza sus
andares un siglo más tarde con los trabajos del francés Antoine Lavoisier y sus descubrimientos del oxígeno,
la ley de conservación de masa y la refutación de la teoría del flogisto como teoría de la combustión.
La alquimia es una antigua práctica protocientífica que combina elementos de la química, la física, la
astrología, el arte, la semiótica, la metalurgia, la medicina y el misticismo. Aunque estas prácticas eran
normalmente usadas fuera de lo que ahora se conoce como método científico, la alquimia puede ser
considerada como la precursora de la moderna ciencia química antes de la formulación del método científico.
La meta más conocida de la alquimia era la transmutación de cualquier metal en oro o plata. Los alquimistas
también intentaron crear una panacea, un remedio que supuestamente curaría todas las enfermedades y
prolongaría la vida indefinidamente. Se creía que la piedra filosofal era un ingrediente esencial para estas
metas, pues esta sustancia mítica supuestamente tenía el poder de lograr ambas cosas. Una tercera meta de
muchos alquimistas era crear vida humana.
Con el tiempo, las metas de la alquimia fueron totalmente reinterpretadas por muchos lectores, que llegaron a
creer que eran en realidad metáforas de una transformación espiritual del alquimista y escribieron entonces
manuales que reinterpretaban la alquimia como una práctica espiritual. Por esta razón, muchos manuales de
alquimia describen la piedra filosofal como un don que cada hombre lleva potencialmente dentro, la
transmutación como el proceso que transforma al alquimista mediante el estudio de las ciencias y la panacea
como el auténtico significado del amor y la ciencia.
2. LEYES DE LA COMPOSICIÓN QUÍMICA
Son también llamadas empíricas, o lo que es lo mismo, que hasta que no se demuestre lo contrario son
correctas.
Dentro de este apartado veremos dos grandes grupos: las leyes ponderales y las leyes volumétricas.
• LEYES PONDERALES
Las leyes ponderales son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Estas leyes son:
• La ley de Lavoisier o ley de la conservación de la masa.
• La ley de Proust o ley de las proporciones definidas.
• La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples.
• La ley de Richter o de los pesos equivalentes.
• La ley de Lavoisier o ley de la conservación de la masa.
El químico Antoine Laurent Lavoisier se dio cuenta de la importancia que tenía la precisión de las medidas.
En 1773 repitió el experimento realizado por Boyle para verificar el supuesto aumento de la masa que sufrían
1
los metales cuando eran calentados, aumento de la masa que, según Boyle, se debía a la absorción de
partículas del fuego con el que se calentaban. Lavoisier calentó un metal (estaño o plomo) con una cierta
cantidad de aire en un recipiente cerrado. La superficie del metal quedó calcinada, pero el conjunto
(recipiente, metal, calcinado y aire) pesaba lo mismo que antes de producirse la calcinación. Lavoisier
entendió lo que estaba pasando: el calcinado que se producía en la superficie del metal era una combinación
de metal y de aire (es decir, se había producido una reacción química). En 1774 enunció la que podemos
considerar como la primera ley de la Química:
En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se
conserva. O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancia de partida) es la
misma masa que la de los productos (sustancias finales).
Ese mismo año, Joseph Priestley, químico inglés, visitó París y comentó a Lavoisier el resultado de sus
propios experimentos con aire.
Entre sus observaciones destacaban dos importantes hallazgos:
• En la calcinación, el metal absorbía como máximo una quinta parte del volumen del aire existente en
el recipiente.
• El descubrimiento de un nuevo gas, surgido de la calcinación del óxido de mercurio, que tenía la
propiedad de dar viveza a las combustiones y que se llamó oxígeno.
Lavoisier comprendió inmediatamente que el aire era una mezcla, y lo que se combinada con el metal era
uno de los elementos de esa mezcla: se trataba precisamente del nuevo gas descubierto por Priestley (o por
Schelee), al que Lavoisier llamó oxígeno.
En 1789, Lavoisier publicó el Tratado elemental de Química, donde explicaba los procesos químicos
basándose en sus nuevas teorías: la tierra, el agua, el aire y el fuego ya no podían seguir siendo considerados
como elementos; había muchos tipos de tierras; el agua se componía de hidrógeno y oxígeno; el aire de
oxígeno y nitrógeno; y el fuego de calor, luz y humo.
• La ley de Proust o ley de las proporciones definidas.
El francés Joseph Louis Proust (1754−1826) demostró en 1799 que cualquiera que fuera la manera en que se
obtuviera un compuesto, la proporción en la que se encontraban los pesos de los diferentes elementos que
contenía era siempre la misma.
Trabajando con el carbonato de cobre (II), CuCO3 , comprobó que contenía 5,3 partes de cobre, 1 parte de
carbono y 4 partes de oxígeno. Y esto era siempre así, independientemente de cómo se hubiera obtenido la
sustancia, en el laboratorio o en la naturaleza. De este modo, la ley de Proust puede pronunciarse así:
2
Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo
hacen en una proporción fija, con independencia de su estado físico y forma de obtención.
Pongamos un ejemplo concreto: el bromo y el potasio se combinan para dar bromuro de potasio (KBr) en una
proporción 79,9 g de Br y 39,1 de K. ¿cuál será la cantidad de potasio que se requerirá para combinarse 25
g de Br? Una proporción sencilla nos muestra que:
79,9 g de Br 25 g de Br
−−−−−−−−−−−−−− = −−−−−−−−−−−−−
39,1 g de K x g de K
De esta forma sabremos que se combinarán exactamente 12,23 g de K. Todo el potasio más que se añada
sencillamente sobrará y no reaccionará.
• La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples.
El químico inglés Jonh Dalton descubrió que algunos elementos se combinaban en más de una proporción
con una cantidad fija de otro elemento para dar compuestos distintos, en lo que parecía ser una extensión más
compleja de la ley de Proust. Sin embargo, enseguida se percató de la existencia de una regularidad que
enunció como ley de las proporciones múltiples:
Dos elementos pueden combinarse entre si en más de una proporción para dar compuestos distintos. En este
caso, determinada cantidad fija de uno de ellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de
modo que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros y
sencillos.
16 g de oxígeno 48 g de SO
32 g azufre 32 g de oxígeno 64 g de SO2
48 g de oxígeno 80 g de SO3
3
d. La ley de Richter o de los pesos equivalentes.
Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: Los pesos de dos sustancias que se combinan
con un peso conocido de otra tercera sin químicamente equivalentes entre sí.
Es decir, si A gramos de la sustancia a reaccionan con B gramos de la sustancia B y también C gramos de otra
sustancia C reaccionan con B gramos de B, entonces sí A y C reaccionaran entre sí, lo harían en la relación
ponderal A/C.
Como consecuencia de la ley de Richter, a partir de un peso equivalente patrón (H = 1,008), es posible asignar
a cada elemento un peso de combinación que se denomina peso equivalente o equivalente.
Cuando el equivalente se expresa en gramos se llama equivalente gramo.
Ejemplo: si para formar agua h2o, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1 g de H/8 g de O,
entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxigeno es de 8 gramos.
• LEYES volumétricas
Este apartado se subdivide a su vez en dos partes:
• Ley de Gay − Lussac
• Hipótesis de Avogadro
• Ley de Gay−Lussac o ley de los volúmenes de combinación.
En 1808, el mismo año en que publicó su teoría Dalton, el químico francés Joseph Louis Gay−Lussac
(1778−1850), al experimentar con gases, realizó un descubrimiento que ayudó a conocer el número de átomos
combinados.
En la época de la publicación de la teoría atómica, se había observado que, al descomponer eléctricamente el
agua (cuya fórmula, según Dalton, tenía que ser HO) por cada volumen de oxígeno se obtenían dos volúmenes
de hidrógeno. A su vez, sucedía que dos volúmenes de hidrógeno reaccionaban con uno de oxígeno y
formaban dos volúmenes de vapor de agua.
El propio Gay−Lussac observó también que al reaccionar, en iguales condiciones de presión y temperatura, un
volumen de nitrógeno y otro de oxígeno para formar lo que hoy conocemos como óxido de nitrógeno (II), NO,
se formaban dos volúmenes de esta sustancia, en lugar de uno solo, como cabría de esperar de la hipótesis de
Dalton.
Las regularidades que Gay−Lussac observó en las reacciones en fase gaseosa, le llevaron a proponer lo que se
4
denominaba ley de los volúmenes de combinación, que se enuncia como prosigue:
Cuando los gases se combinan para formar compuestos gaseosos, los volúmenes de los gases que reaccionan y
los volúmenes de los gases que se forman, medidos ambos en las mismas condiciones de presión y
temperatura, mantienen una relación de números enteros y sencillos.
b. Hipótesis de Avogadro
Amedeo Avogadro hizo en 1881 dos atrevidas conjeturas:
• Volúmenes iguales de gases diferentes, en las mismas condiciones de presión y temperatura,
contienen el mismo número de partículas.
• Los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas moléculas en vez de átomos.
Podemos definir así el VOLUMEN MOLAR de un gas como el volumen ocupado por un gas en unas
condiciones determinadas de presión y temperatura. Cuando las condiciones son de 0 ºC y 1 atm.
(Condiciones normales), hablamos de VOLUMEN MOLAR NORMAL, que para cualquier gas vale 22'4 litros.
Esta hipótesis da lugar a la idea de que los gases elementales poseen moléculas diatómicas :
1 volumen de Cloro + 1 volumen de Hidrógeno || 2 volúmenes de Cloruro de Hidrógeno ; esto sólo es posible
si Cl y H están en la forma Cl2 y H2.
5
• TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Como hemos visto, las leyes ponderales de Proust y Dalton están basadas en distintas experiencias, y fue
Dalton, con su teoría atómica, quien las justificó.
• DALTON JUSTIFICA LAS LEYES PONDERALES
Dalton comprendió las consecuencias que se derivaban de la ley de las proporciones definidas: si la materia
está formada por átomos, y dado que el cloruro de sodio, por ejemplo, resulta de la combinación de un átomo
de cloro y un átomo de sodio, ambos en diferentes masas, entonces hay una única proporción posible: la de la
masa de un átomo de cloro con la masa de un átomo de sodio.
+
71 g de cloruro 46 g de sodio 117 g de cloruro de sodio
++
71 g de cloruro 92 g de sodio 117 g de cloruro de sodio +
6
46 g de sodio
Por tanto, la única manera de explicar la ley de Proust es imaginando la materia formada por átomos.
También su propia ley de las proporciones múltiples, publicada en 1803, encajaba con las ideas atomistas:
supongamos que la masa de los átomos de azufre es doble que la de los átomos de oxígeno; si el monóxido de
azufre resultara de la combinación de un átomo de azufre y un átomo de oxígeno, el compuesto debería tener
una proporción de masa 2:1 (32g de S frente a 16 g de O) o, razonando de manera inversa, si la proporción en
masa es de 2:2, el dióxido de azufre formado estaría constituido por un átomo de azufre y dos de oxígeno. Lo
mismo ocurre si la proporción en masa es 2:3; en este caso, el trióxido de azufre estaría formado por un átomo
de azufre y tres átomos de oxígeno.
2:1 +
1 átomo de azufre 1 átomo de oxígeno monóxido de azufre
2:2 +
1 átomo de azufre 2 átomos de oxígeno dióxido de azufre
2:3 +
1 átomo de azufre 3 átomos de oxígeno trióxido de azufre
• ENUNCIADO DE LA TEORÍA ATÓMICA
En 1808, Dalton publicó su obra Un nuevo sistema de filosofía química. En ella exponía los detalles de su
teoría atómica, que podemos resumir en los siguientes postulados:
• Los elementos químicos están formados por pequeñísimas partículas, llamadas átomos, que son
indivisibles e inalterables.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales y, por tanto, tienen la misma masa y
propiedades, mientras que los átomos de diferentes elementos tienen distintas masa y propiedades.
• Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de diferentes elementos, y estos
átomos se combinan entre sí en una relación de números enteros sencillos.
• Los átomos no se crean ni se destruyen en una reacción química, solo se redistribuyen.
• LIMITACIONES DE LA TEORÍA ATÓMICA
La observación directa de los átomos por parte de Dalton era impensable en la época. También era
inimaginable llegar a conocer su masa absoluta, pero determinadas medidas indirectas sí que podían aportar
información sobre sus masas relativas.
Por ejemplo, si la proporción en masa de hidrógeno y oxígeno para formar agua es 1:8, y suponemos que el
compuesto agua consta de un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno (como erróneamente pensó Dalton),
entonces, si consideramos de modo arbitrario que la masa del átomo de hidrógeno es igual a 1, al átomo de
oxígeno de correspondería una masa relativa de 8.
De esta forma, Dalton elaboró la primera tabla de masa atómica (relativa al hidrógeno). Esta tabla contenía
muchos errores, debido a que en aquella época no había manera de conocer cuántos átomos de un elemento se
combinaban con un solo átomo del otro elemento y a que Dalton supuso, equivocadamente, que si de la
combinación de dos elementos solo podía obtenerse un único tipo de compuesto, la relación entre sus átomos
7
debía ser 1:1, mientras que si dicha combinación arrojaba dos compuestos diferentes las relaciones tenían que
ser 1:1 y 2:1, y 2:1, 2:1 y 1:2 en el caso de que fueran tres los compuestos formados.
1
8