Breve historia de la química (9 page)

El mismo año en que se publicó el libro de Lavoisier, triunfó la Revolución Francesa, degenerando rápidamente en los feroces excesos del Terror. Lavoisier, por desgracia, estaba relacionado con una organización de recaudadores de impuestos que los revolucionarios consideraban un instrumento de corrupción de la odiada monarquía. Ejecutaron en la guillotina a todos los funcionarios que lograron prender. Uno de ellos era Lavoisier.

Así, en 1794, uno de los más grandes químicos que jamás ha existido, fue muerto innecesaria e inútilmente en lo mejor de su vida. «Bastó un instante para cercenar esa cabeza, y quizá un siglo no baste para producir otra igual», dijo Joseph Lagrange, el insigne matemático. Lavoisier es umversalmente recordado en la actualidad como «el padre de la química moderna».

Fig. 8. Lista de elementos reunidos por Lavoisier, aparecida en sus

Elementos de Química.

Fig. 8. (Continuación)

La ley de Proust

Los éxitos de Lavoisier estimularon a los químicos a buscar y explorar otras áreas en las que las mediciones precisas pudieran iluminar el estudio de las reacciones químicas. Los ácidos constituían una de estas áreas.

Los ácidos forman un grupo natural que comparten un cierto número de propiedades. Son químicamente activos, reaccionando con metales tales como el cinc, estaño o hierro, disolviéndolos y produciendo hidrógeno. Tienen sabor agrio (si se diluyen o rebajan lo suficiente como para probarlos con impunidad), provocan manchas y cambian los colores de un modo determinado, etc.

Opuesto a los ácidos hay otro grupo de sustancias llamadas
bases.
(Las bases fuertes se llaman
álcalis.)
Son también químicamente activas, de sabor amargo, cambian el tono de los colores de modo opuesto al inducido por los ácidos, etc. En particular, las soluciones de ácidos pueden neutralizar soluciones de bases. En otras palabras, si los ácidos y las bases se mezclan en proporciones convenientes, la mezcla muestra unas propiedades que no son ni de ácido ni de base. La mezcla será una solución de
sal
, que, en general, es un compuesto mucho más ligero que un ácido o una base. Así, si una solución de ácido clorhídrico, fuerte y cáustico, se mezcla con la cantidad conveniente de hidróxido sódico, álcali fuerte y cáustico, se transformará en una solución de cloruro sódico, sal común de cocina.

El químico alemán Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) dirigió su atención hacia estas reacciones de neutralización y midió la cantidad exacta de los diferentes ácidos que se precisaban para neutralizar una cantidad determinada de una base particular, y viceversa. Por medio de mediciones cuidadosas halló que se necesitaban cantidades fijas y definidas. No existía el margen con que un cocinero puede contar en la cocina, donde un poco de más o de menos en algunos ingredientes no es demasiado importante. En lugar de ello había algo así como un
peso equivalente:
un peso fijo de un compuesto reaccionaba con un peso fijo de otro. Richter publicó su trabajo en 1792.

Dos químicos franceses estaban empeñados en una enconada batalla para ver si esta suerte de exactitud existía no solamente en la neutralización ácido-base, sino a través de toda la química. Dicho brevemente: si un compuesto determinado estaba formado de dos elementos (o tres, o cuatro), ¿están esos elementos siempre presentes en este compuesto en las mismas proporciones fijas o pueden variar estas proporciones según el método de preparación del compuesto? Berthollet, uno de los que colaboraron con Lavoisier en el establecimiento de la moderna terminología química (véase pág. 73), pensaba lo último. De acuerdo con el punto de vista de Berthollet, un compuesto formado por los elementos
x
e
y
podía contener una cantidad de
x
mayor si se preparaba utilizando un gran exceso de
x.

Opuesta a los puntos de vista de Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (1754-1826), quien hizo su trabajo en España, a salvo (durante algún tiempo) de las convulsiones de la Revolución Francesa. Utilizando análisis cuidadosos y concienzudos, Proust demostró en 1799 que el carbonato de cobre, por ejemplo, contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, no importando cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las fuentes naturales. La proporción era siempre de 5,3 partes de cobre por 4 de oxígeno y 1 de carbono.

Proust llegó a demostrar que una situación similar prevalecía también para muchos otros compuestos, y formuló la generalización de que todos los compuestos contenían elementos en ciertas proporciones definidas y no en otras combinaciones, independientemente de las condiciones bajo las que se hubiesen formado. Esto se llamó la
ley de las proporciones definidas
o, a veces,
ley de Proust.
(Proust también demostró que Berthollet, al presentar la evidencia de que ciertos compuestos variaban en su composición de acuerdo con el método de preparación, se equivocó por culpa de los análisis poco precisos y por el uso de productos que habían sido purificados insuficientemente.)

Durante los primeros años del siglo xix quedó bastante claro que Proust estaba en lo cierto. Otros químicos verificaron la ley de las proporciones definidas, y ésta se convirtió en la piedra angular de la química
^[9]
.

A partir del momento en que se dio a conocer la ley de Proust empezaron a plantearse dentro del panorama de la química una serie de problemas muy importantes.

Después de todo, ¿por qué había de ser cierta la ley de las proporciones definidas? ¿Por qué un cierto compuesto tenía que estar hecho siempre de 4 partes de
x
y 1 parte de
y
, pongamos por caso, y nunca de 4,1 partes de
x
o 3,9 partes de
x
por 1 parte de y? Si la materia fuese continua, sería difícil de entender esto. ¿Por qué no podrían los elementos mezclarse en proporciones ligeramente variables?

Por el contrario, ¿qué ocurriría si la materia fuese de naturaleza atómica? Supongamos que un compuesto se forma cuando un átomo de
x
se une con un átomo de
y
y no de otra manera. (Tal combinación de átomos acabaría por llamarse
molécula
, de la palabra latina que significa «pequeña masa».) Supongamos, a continuación, que cada átomo de
x
pesase 4 veces más que cada átomo de
y.
Entonces, el compuesto tendría que tener exactamente 4 partes de
x
y 1 parte
de y.

Para variar tales proporciones sería necesario que un átomo de
y
estuviese unido a un poco más o un poco menos que un átomo de
x.
Toda vez que un átomo, ya desde el tiempo de Demócrito, se había considerado como una parte de materia indivisible, no era razonable esperar que una pequeña parte pudiera abandonar un átomo, o que una fracción de un segundo átomo pudiera añadirse a él.

En otras palabras, si la materia estaba formada de átomos, entonces la ley de las proporciones definidas se deducía como una consecuencia natural. Por otra parte, a partir del hecho de que la ley de las proposiciones definidas fue observada efectivamente, puede deducirse que los átomos son verdaderamente objetos indivisibles.

La teoría de Dalton

El químico inglés John Dalton (1766-1844) consideró detenidamente esta cadena de razonamientos, ayudado por un descubrimiento propio. Dos elementos, averiguó, pueden combinarse, después de todo, en más de una proporción, en cuyo caso exhiben una gran variación de proporciones de combinación y en cada variación se forma un compuesto diferente (ver fig. 9).

Fig. 9. Símbolos de Dalton para algunos de los elementos y compuestos.

Entre ellos, hidrógeno (1); carbono (3); oxígeno (4); cobre (15);

plata (17); oro (19); agua (21). Se equivocó con el agua,

describiéndola como H
₂
O en lugar de H
₂
O, pero sus fórmulas para el

monóxido de carbono (25) y dióxido de carbono (28) eran correctas.

Como ejemplo sencillo consideremos los elementos carbono y oxígeno. Las mediciones muestran que tres partes de carbono (en peso) combinarán con ocho partes de oxígeno para formar dióxido de carbono. Sin embargo, tres partes de carbono y cuatro partes de oxígeno producen monóxido de carbono. En tal caso se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan con una cantidad fija de carbono están relacionadas en la forma de números enteros sencillos. Las ocho partes presentes en el dióxido de carbono son exactamente el doble que las cuatro partes presentes en el monóxido de carbono.

Esta es la ley de las
proporciones múltiples.
Dalton, después de observar su existencia en una cierta cantidad de reacciones, la publicó en 1803.

La ley de las proporciones múltiples encaja limpiamente con las nociones atomistas. Supongamos, por ejemplo, que el peso de los átomos de oxígeno sea siempre 1-1/3 veces el peso de los átomos de carbono. Si el monóxido de carbono se forma a través de la combinación de un átomo de carbono con un átomo de oxígeno, el compuesto debe constar de tres partes en peso de carbono y cuatro partes de oxígeno.

Entonces, si el dióxido de carbono está formado de un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno, la proporción debe ser naturalmente de tres partes de carbono por ocho de oxígeno.

Las relaciones en forma de múltiplos sencillos reflejarían la existencia de compuestos cuya constitución difiere en átomos completos. Indudablemente, si la materia consistiese en pequeños átomos indivisibles, éstas serían precisamente las variaciones en su constitución que esperaríamos encontrar, y la ley de las proporciones múltiples tendría pleno sentido.

Cuando Dalton expuso en 1803 su nueva versión de la teoría atómica basada en las leyes de las proporciones definidas y de las proporciones múltiples, reconoció su deuda con Demócrito manteniendo el término «átomo» para las pequeñas partículas que formaban la materia.

En 1808 publicó
Un Nuevo Sistema de Filosofía Química
, en el que discutía con gran detalle su teoría atómica. En ese mismo año su ley de las proporciones múltiples quedó ratificada por las investigaciones de otro químico inglés, William Hyde Wollaston (1766-1828). A partir de entonces Wollaston prestó el apoyo de su influencia a la teoría atómica, y con el tiempo la opinión de Dalton ganó una aceptación general.