¿Qué criterios se utilizaron para la ordenación de la tabla periódica?

 Diana Paola Ruiz Diaz* y Breitner Alberto Márquez Gil**

Para dar respuesta a esta pregunta se toman en cuenta los postulados e investigaciones desarrolladas por dos personajes muy destacados en la historia de la química Lothar Meyer y Dimitri Mendeleev quienes a partir de la determinación de algunas propiedades de los compuestos y el peso atómico dieron organización a los elementos de la tabla periódica a partir de la creación de determinados criterios que se enunciaran a lo largo de este texto.

Lothar Meyer Químico Alemán en 1868 crea una tabla periódica desarrollada en muchos aspectos de manera muy similar a tabla periódica presentada por Mendeleev, sin embargo, es hasta 1869 luego de las publicaciones desarrolladas por Mendeleev que ésta es reconocida, de hecho, influyo en gran manera en ciertas modificaciones que presento Mendeleev al presentar la versión de su tabla periódica publicada en 1970. A continuación, se dará a conocer una imagen de la tabla periódica estructurada por Meyer y las propiedades que dicho autor tuvo en cuenta para el desarrollo de la misma.

      Tabla periódica Según Lothar Meyer 1970

En esta tabla periódica los elementos se encuentran organizados en  nueve columnas verticales según el peso atómico de manera ascendente  y 15 filas de manera horizontal de acuerdo a las propiedades de estos; contiene todos los elementos cuyo pesos atómicos hasta el momento habían sido determinados por la densidad (masa atómica/ volumen atómico) de los compuestos (Ley de Avogadro) y sus capacidades caloríficas (Ley de Dulong y Petit); el calor específico de los elementos solidos es inversamente proporcional a su peso atómico, de éste modo el calor específico multiplicado por la masa atómica es aproximadamente una cantidad constante para todos los elementos;  A su vez dicho peso atómico estaba determinado por el peso equivalente y la valencia (capacidad que tienen los elementos de combinarse con agua), de este punto surge el concepto de elementos, monoatómicos, diatómicos, etc. Por último, en el estudio de Meyer cabe mencionar que el elemento hidrógeno no hacía parte constitutiva de la tabla periódica debido a que no cumplía con ninguna de las propiedades anteriormente mencionadas, a su vez que suponía el punto de partida para desarrollar la organización por valencia y no por peso atómico.

Mientras que por otro lado Mendeleev, hacia 1860, estaba analizando como organizar la tabla periódica de tal forma que, a partir de sus pesos atómicos, se organizara por grupos y periodos con propiedades similares, esto no era algo nuevo del todo pues Dobereiner  en 1817 ya había planteado la ley de triadas en donde por ejemplo entre el calcio y el bario se presumía existía un elemento con propiedades similares y Newlands ya había realizado una “Organización”, en donde a partir de 8 elementos con propiedades similares los agrupó, esto fue una de las bases para la creación de la que en ese tiempo era la nueva tabla periódica, adicional Mendeleev se vio influenciado por las ideas de Dumas quien hablaba de los pesos atómicos y de Lennsen quien hablaba de la interpolación de los pesos atómicos, es decir que la tabla periódica se empezó a organizar por sus pesos atómicos, pesos equivalentes ,( densidad y valencia).

Sin embargo, Mendeleev, predijo a partir de la organización que existirían elementos con propiedades similares, según el grupo, además a diferencia de Meyer el organizo la tabla por aumento de pesos atómicos, siguiendo una secuencia por la diferencia de estos, en la que en varios (no todos los grupos) se seguía una línea de 8 entre los diferentes pesos atómicos, aunque vale recalcar que esto no aplicaba para todos los elementos, es importante aclarar que para esa época ya se sabía cómo determinar los pesos atómicos, lo cual facilitaba un poco dicha organización por aumento de pesos atómicos.

En este orden ideas y al realizar un anclaje entre las investigaciones desarrolladas por Meyer y Mendeleev, se puede concluir que la organización de la tabla periódica está determinada por: el estudio a partir de la combinación de diferentes elementos (compuestos) los cuales surgen del análisis de las siguientes propiedades (densidad, peso atómico, volumen atómico, valencia y capacidad calorífica) , y que a raíz de estos se pudo predecir elementos faltantes o más bien aún no descubiertos en la tabla periódica , es decir que la tabla periódica y los criterios utilizados han sido un compilado de muchos investigadores los cuales han aportado a esa construcción y en donde a través de los años se ha demostrado que estas predicciones son en gran medida ciertas, pero vale recalcar que no todos los elementos han sido descubiertos, pues varios  han sido sintetizados y cumplen dichas características, en fin la tabla periódica aún tiene muchísimo que ofrecer y mucho que darle al mundo científico.

*Licenciada en Química y Educación Ambiental de la Universidad Antonio Nariño. Estudiante de la Maestría en Docencia de la Química de la Universidad Pedagógica Nacional.

**Licenciado en Química de la Universidad Pedagógica Nacional. Estudiante de la Maestría en Docencia de la Química de la misma universidad.

Referencias bibliográficas

Mendellev, D. (1889). The periodic law of the chemical elements. Journal of the Chemical Society, 55, 634-56. 

Henry M (Henry Marchal) Leicester (1906) Source book in chemistry. Source books is history of science, cambridge, mass: Harvard University press.1968.

 

 

 

¿CÓMO SE DETERMINARON LOS PESOS ATOMICOS DE LOS ELEMENTOS EN RELACION CON LA DENSIDAD ?

Rubén Fonseca- Sebastián Romero *

En los estudios que Antoine Lavoisier realizó sobre la combustión, demostró la inexistencia del flogisto a partir de la masa como medida de la cantidad de materia y la empleó para estimar la capacidad de descomposición de las sustancias, propiedad que adopto para redefinir el concepto de elemento químico. Además, hizo uso de dicha magnitud para el establecimiento de la famosa ley de conservación de la materia. Posterior a su muerte, diferentes personajes establecieron conceptos e hipótesis acerca de la existencia de los átomos, cuya única magnitud aparentemente susceptible de su medida era la masa. Sin embargo, al ser una entidad extremadamente pequeña, también debía serlo su masa absoluta, por lo cual a lo largo de la historia se desarrollaron técnicas indirectas para su medición, las cuales se centraron en el establecimiento de unidades de acuerdo con un patrón convencional, a lo que se le denominó masa atómica relativa

Las masas relativas comenzaron con John Dalton, quien determinó aproximadamente la masa atómica de 20 elementos, tomando al hidrógeno como patrón, suponiendo que se trataba del elemento más ligero, atribuyéndole el valor de 1. Si bien en sus publicaciones no se proporciona información sobre los cálculos desarrollados, se presume a partir de un cuaderno de laboratorio, que los efectuó a partir del análisis de diferentes compuestos efectuados por otros científicos de su época, empleando además la relación entre las masas de los elementos que reaccionaban en una reacción química (Ley de Proust). Su error fue suponer que los elementos se combinaban en una relación 1:1 (principio de máxima simplicidad) por lo cual empleo fórmulas químicas que no correspondían a los compuestos, obteniendo valores de masa atómica inexactos.

Thomas Thomson, identificó los errores en las mediciones de Dalton, dando una explicación ante la variación en la absorción de diferentes volúmenes de gases en agua, la cual  era debido a su gravedad relativa – método usado para medir o calcular la densidad de un cuerpo en comparación de una unidad ya conocida, que en este caso sería la del aire atmosférico- ,  por lo cual, no solamente al ser incorrecta las fórmulas químicas de los compuestos, también lo eran las relaciones entre los átomos realizadas por Dalton, debido a una depreciación de explicaciones más profundas como la repulsión entre estos por su naturaleza y la densidad.

Teniendo en cuenta la dificultad presentada por Dalton, la precisión del cálculo de las masas atómicas estaba ligada al uso de las fórmulas químicas correctas de los compuestos empleados. En este sentido Berzelius, conocedor del trabajo de Gay Lussac, empleo la ley de combinación de volúmenes y diferentes tipos de reacciones químicas (reducción de óxidos, oxidación de metales, reacciones de descomposición, reacciones de precipitación y reducción de complejos de metales nobles) para hallar valores de masa atómica con una mayor exactitud. 

Otros pensadores encontraron que las ideas de Dalton y los resultados de Gay-Lussac podían ser compatibles y esto fue propuesto por Avogadro. Los argumentos de Dalton fueron respondidos por Avogadro, al afirmar que este razonamiento se basaba en una visión equivocada de la estructura interna de un gas ya que el estado gaseoso, con su característica compresibilidad, seguramente está compuesto de partículas muy separadas entre sí, lo que hace que por medio de la densidad relativa, se puedan obtener datos más específicos en términos de sus relaciones internas y diferentes. Si se imaginan con una vasta separación, entonces el volumen de un gas no dependerá del radio relativo sino del número total de las mismas. La visión de la estructura microscópica de los gases, es decir, un cambio en el modelo mental del estado gaseoso, lleva a que de la densidad de los compuestos y la de la estequiometria de las reacciones como Dalton sugería, fueran atacadas por Avogadro con un mismo argumento, uno muy imaginativo y difícil de asimilar por la comunidad científica donde en principio, resultaba imposible determinar la fórmula exacta de un determinado gas y por ello la hipótesis más sencilla, aunque no la única admisible, era que los gases elementales estaban compuestos de moléculas poliatómicas, lo que explica la diferencia de las densidades, masas relativas y volúmenes absorbidos o reaccionantes.

En la década de 1860, Stanislao Cannizzaro redefinió las masas atómicas relativas aplicando la hipótesis de Avogadro (en un volumen dado gaseoso, medido siempre en las mismas condiciones de presión y temperatura, existe un número invariable de moléculas cualquiera que sea el gas contenido), formulando que para determinar las masas atómicas relativas de los elementos las diferentes cantidades del mismo elemento contenidas en diferentes moléculas, son todas múltiplos enteros del peso atómico donde las masas atómicas relativas y las masas moleculares se pueden comparar con la densidad de vapor de una colección de gases o con moléculas que contienen uno o más de los elementos químicos en cuestión. A partir de volumen molar determinaba la masa molecular de una serie de compuestos que presentaban el elemento que se deseaba obtener su masa atómica, después se realizaba un análisis elemental de cada uno de los compuestos, hallando de este modo el porcentaje del elemento en cada uno de ellos. De esta forma, calculaba la masa del elemento en la masa molecular del compuesto, lo que permitió de esta forma que partir de la conferencia de Karlsruhe, cómo o cuál es la forma en la cual, a través de casi un siglo de investigación del peso atómico de los elementos, se dedujera a partir de las densidades relativas de las moléculas comparadas con volúmenes y masas en diversos experimentos.

Es de suponer que valores más precisos de los pesos atómicos se llevarían a cabo por parte de Edward Morley y Theodore W. Richards donde este último determinó el peso atómico de 55 elementos con una fidelidad tal que fue el primero en encontrar indicios de la existencia de isótopos por métodos químicos al contrastar muestras de plomo mineral y plomo obtenido por desintegración nuclear. Por estos trabajos Richards recibió el premio Nobel en 1914. Tras el desarrollo del espectrómetro de masas los pesos atómicos ya se podían determinar con gran precisión y mucho más fácilmente.

 * Licenciados en Química de la Universidad Pedagógica Nacional. Estudiantes de Maestría en Docencia de la Química de la misma universidad.

Referencias Bibliográficas

Avogadro, Amadeo (1811) Ensayo sobre una manera de determinar las masas relativas de las moléculas elementales de los cuerpos y las proporciones en que entran en estos compuestos. Journal de Physique (73) , p.p. 58-76

Lavoisier, Antoine (1775) Memoria sobre la naturaleza del principio que se combina con los metales durante la calcinación y aumenta su peso. Leído a la Academie des Sciences de Paris (Francia)

Thomson, Thomas (1807) Un sistema de química. MD, FRSE, 3.ª edición, vol. III., Edimburgo 1807, pp. 424-429 y 451-452.

Gay- Lussac, J. (1809). Memoir on the combination of gaseous substances with each other.. Mémoires de la Société d'Arcueil , 207 (1809) [de Henry A. Boorse y Lloyd Motz, eds., The World of the Atom , vol. 1 (Nueva York: Basic Books, 1966)

Dalton, Jhon. (1805). Sobre la absorción de gases por el agua y otros líquidos. Memorias de la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester, Segunda Serie, 1, p.p. 271-87.

Wurtz, Charles (1860). Informe de las sesiones del Congreso Internacional de Químicos en Karlsruhe, los días 3, 4 y 5 de septiembre de 1860, publicado originalmente en Richard Anschütz, August Kekulé, 2 vols. (Berlín: Verlag Chemie, 1929) como Apéndice VIII (págs. 671-88 del vol. 1)

CUESTIONAMIENTOS SOBRE LA NATURALEZA ELECTROQUÍMICA DE LAS SUSTANCIAS

 Loren Dahana Limas Castellanos y Jorge Eduardo Sánchez Mahecha* 

En algún momento de nuestra vida cotidiana nos hemos inquietado por todos aquellos equipos eléctricos y que hoy en día sirven a la humanidad en beneficio de la misma, todo aquello que usamos a nuestro alrededor desde lo mecánico esta permeabilizado por lo eléctrico, pero nuestros cuestionamientos pueden ir más allá de este fenómeno, y que dio lugar, a lo que hoy conocemos como batería. La electroquímica es una ciencia que tiene sus inicios hace 222 años con la presentación a la comunidad científica de Europa de la invención desarrollada por el científico Alessandro Volta el 20 de marzo de 1800 con el nacimiento de lo que llamaríamos la pila de Volta, o batería galvánica. Este instrumento, revolucionaría no solo el mundo común en el desarrollo de aparatos eléctricos, también sería un aporte importante como instrumento poderoso de investigación en el cambio y separación de las sustancias, por medio de las transformaciones químicas. Gracias a los aportes realizados por Humphry Davy (1778-1829), químico el cual realizaría numerosos experimentos aplicando estos principios eléctricos a la química. No solo Davy, los ingleses W. Nicholson y A. Carlisle los cuales reprodujeron una batería galvánica logran hacer pasar una fuerte y continua flujo eléctrico en agua, observando el desprendimiento de dos gases cada uno en las barras metálicas que habían sumergido en la solución descomponiendo así el agua en hidrógeno y oxígeno.

Este recorrido se inicia en el siglo XVIII cuando Luigi Galvani (1737-1798), profesor de anatomía de la Universidad de Bolonia, realizó una serie de experimentos los cuales describe en su publicación de 1791 Viribies Electricitatis in motu Mascalari. Allí relata como las patas de la rana se contraen accidentalmente al inducir electricidad la cual provenía de un aparato que tenía cerca (botella de Leyden), repite esta operación observando el mismo fenómeno colocando la rana en una superficie metálica en medio de una tormenta eléctrica. Pero la observación más importante la obtuvo al tocar las patas de las ranas con dos metales diferentes obteniendo el mismo efecto, pero sin que hubiera cerca ningún aparato eléctrico. Esto llevó a concluir que los animales podían producir electricidad la cual se transmitía a los músculos generando el movimiento, por otra parte, cuando se hacía un puente entre el nervio y el músculo con el mismo metal se obtenían contracciones débiles. Esto creo un pensamiento fuerte en Galvani de que el músculo y los nervios tenían una electricidad acumulada, que cuando eran tocados con un metal se descargaban al igual que una botella de Leyden haciendo que el músculo se contraiga, a lo que llamo electricidad animal.

Figura 1. Experimentos de Luigi Galvani con electricidad y patas de rana.

Viribies Electricitatis in motu Mascalari, 1791.

En 1800 un gran científico experimental pondría en contradicción las afirmaciones realizadas por Galvani, Alessandro Volta (1745-1827), catedrático de física experimental de la universidad de Pavía en Lombarda, realiza una serie de experimentos donde determina la naturaleza de esta electricidad animal nombradas por Galvani, escribe una carta al presidente de la Royal Society, Joseph Banks, donde expresa que ha diseñado un órgano eléctrico artificial elaboración de un aparato llamado Órgano eléctrico artificial, que presenta una similitud del órgano eléctrico natural del pez torpedo y anguila eléctrica. Describe la estructura y proceso de construcción de dos montajes para evaluar estos efectos por medio de los sentidos, la corona de tazas (conductores húmedos) y su batería eléctrica (conductores metálicos).

Del aparato de Volta gozaría, según él, de una carga indefectible, de una acción, o impulso perpetuo sobre el fluido eléctrico, donde escogió los mejores conductores, considerados hasta ese momento este no era más que el ensamblaje de un número de conductores de diferentes especies de manera determinada de 30 a 60 piezas de zinc (Zn) o plata (Ag), y un número igual de capas de cartón, cuero, u otro material no eléctrico, humedecidos de agua o algún otro líquido que sea mejor conductor que el agua, como agua salada o lejía, estos humores alternados. Colocó horizontalmente sobre una mesa o sobre una base cualquiera, uno de los platos metálicos, por ejemplo, uno de plata sobre este adaptó un segundo plato de zinc; y sobre este extendió uno de los discos mojados, formando varios de estos pisos una columna tan alta que pueda sostenerse sin derrumbarse. Finalmente, todas estas precauciones logran la producción de una conmoción fuerte, lo que aumenta realmente el poder eléctrico de este aparato, al aumentar el número de discos o piezas conductoras, lo puede llevar a igualar, e incluso sobrepasar el del pez torpedo, para ser también motores del fluido eléctrico, sus contactos mutuos, y de suponerlos de manera conveniente para empujar este fluido con una fuerza suficiente. Entonces se tendrá una continuidad de sin fin de fluido eléctrico.

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Un científico eminente que se sintió fascinado con el trabajo de volta fue el químico ingles Davy, quien experimentó extensamente con las pilas voltaicas. En 1807 el mismo acuño la palabra electroquímica, para determinar la naturaleza de la acción eléctrica en lo que pudo llamarse el círculo cerrado, explicando de esta manera los flujos eléctricos de la pila de volta en la que generaban óxidos que recubrían los diferentes metales en el polo negativo, la producción de sustancias álcalis o acidas en cada uno de los polos. inflamables y el oxígeno, formando los álcalis y los ácidos, y estos se encontraban en relaciones eléctricas de positivo y negativo. Observaciones que también fueron determinadas por su discípulo Faraday en la descomposición de las sustancias químicas, aunque este último utilizara indicadores para reconocer la forma de circulación y polaridad del fenómeno.

Davy asertivamente por medio de sus experimentaciones pudo determinar los procesos complejos que ocurrían en los cambios electroquímicos, determinando que la naturaleza de los mismos ocurría tanto en la descomposición de las sustancias químicas por medio de flujos eléctricos constantes, como en los fenómenos de que ocurrían al interior de la pila en el contacto de las placas metálicas.

Demuestra a modo de conclusión que el hecho de que el zinc (positivo) y el platino (negativo) generen flujos eléctricos por el contacto intenso en la superficie, donde está en contacto con el fluido, es allí donde se ejerce la atracción y repulsión sobre los elementos: el ácido y el oxígeno hacia la superficie del zinc, en consecuencia, se disuelve. Y el álcali y el hidrogeno hacia la superficie del platino. El equilibrio roto por el contacto de los metales se restablece en un cambio químico de modo que se produce una circulación constante, de una corriente o electricidad.

*Licenciados en Química de la Universidad Pedagógica Nacional.  Estudiante en Maestría de la Química de la misma universidad.

Referencias bibliográficas 

Davy, Humphry (1826). The Bakerian Lecture. On the relations of electrical and chemical changes. Phil. Trans. R. Soc. Lond. Vol. 116, p. 383-422, published 1 January 1826.

Volta, Alessandro. (1800) On the electricity excited by the mere contact of conducting Substances of different kinds. Philosophical Transactions of the Royal Society of London. January 1, 90: 403-431. Traducción Colombo, Emma Sallent. Llull: Revista de la Sociedad Española de Historia de las Ciencias y de las Técnicas, v. 23, no 48, marzo, 1800 / Octubre, 2000. 

ATOMISMO Vs ENERGETISMO

Sonia Beltrán Catama y María Angélica León Sánchez*

Por siglos la humanidad estuvo en una búsqueda permanente de una explicación acerca de los fenómenos naturales que los rodeaba, este fue el caso de los atomistas y los energetistas, entre quienes existió controversia por sus interpretaciones de lo que pasaba en su entorno. Esta polémica inicio ante la interpretación del calor como fenómeno, para los atomistas este se explicaba a partir de la estructura atómica de la materia y para los energetistas todo se encaminaba a la transformación de energía. Entre sus máximos exponentes estaba Ludwig Boltzmann (Físico) y Wilhelm Oswald (Químico), destacados científicos del siglo XIX los cuales eran oponentes por ideas y percepciones muy diferentes acerca de los átomos y aunque suene contradictorio entre los defensores del atomismo predominaron los físicos y en el energismo los químicos, donde sus ideas diferentes de contemplar la ciencia y naturaleza permitieron hacer una aproximación a la termodinámica, especialmente en la forma de concebir y  medir la entropía. (Moreno, 2006).

Como uno de los máximos representantes del atomismo Boltzmann, afirmó que la teoría atómica tenía la capacidad de predecir fenómenos, al introducirse en algo tan abstracto, se llegó a construir una representación de lo real, logrando reducir el calor, la luz, la electricidad y el magnetismo el movimiento, causado especialmente por las colisiones y repulsiones de los átomos; y es desde este estudio, y junto a los aportes de Maxwell, se logró formular la teoría cinético molecular de los gases, dando un sólido apoyo conceptual, experimental y metodológico a las teoría atómicas de la materia (Boltzmann. 1986)

En oposición y como líder de los energetistas, Oswald, recurre al concepto de energía y su correspondiente ley de conservación para dar cuenta de cualquier fenómeno dinámico o estático que se da en la naturaleza, debido a la imposibilidad de visualizar los átomos en cuanto a que no se puede medir lo que pasa entre ellos, por lo que sustentaba que cualquier idea atomista carecía de sustento, salvo las manifestaciones energéticas, que permitían interpretar la energía como sustancia y no como propiedad.   

Ante estos postulados de su oponente, Boltzmann refuta desde el modelo molecular de los gases, encontrando una alternativa estadística dando la posibilidad de encontrar átomos en ciertas posiciones de espacio- tiempo por ciertas velocidades en un gas en equilibrio, ahora gracias a los aportes de Maxwell  se parte de la distribución de esos átomos donde permite demostrar que la presión es consecuencia del intercambio constante de ímpetu al chocar las moléculas con las paredes de un recipiente , este argumento conduce a la ecuación de un gas p= ρ K T con esto se hace esa conexión general entre el mundo microscópico de muchas partículas en movimiento y una relación que puede observarse en el laboratorio si el gas está en  equilibrio (Marro, 2014)   

Ahora bien, adentrándose más en la la teoría cinético molecular de los gases mostró cierto parentesco con la teoría de la electricidad propuesta por Maxwell, en esta se planteaba que el movimiento visible de un gas, la viscosidad y el calor se conciban como un fenómeno llevado a cabo en diferentes estados estacionarios, los cuales condujeron a leyes completamente nuevas que se redujeron a las ecuaciones hidrodinámicas corregidas por la viscosidad y el calor. Entonces con los aportes realizados por Maxwell, se da inicio al estudio de los gases a partir del método de las analogías mecánicas, que va más allá de lo que se denominaría “formulas puramente matemáticas”; es así como, al describir la teoría de los gases como una analogía mecánica, se admite que la apariencia del continuo, debe contemplar la presencia de un gran número de partículas discretas adyacentes, las cuales se espera obedezcan a las leyes de la mecánica, lo cual permite suponer que el calor es un movimiento continuo de las moléculas.  

Maxwell además planteó que cuando se tiene una molécula que vibra alrededor de una posición de reposo fija, se encuentra en estado sólido, sin embargo, el movimiento térmico, facilitará que las moléculas se separen un poco y se genere una expansión. Dicha expansión, será más visible cuando el movimiento de las moléculas aumente más allá de un límite determinado, cuando este proceso se genere, ocurre la evaporación de la sustancia. Partiendo de lo anterior, se estableció que cuando se tiene en un espacio cerrado, una cantidad de gas, se pueden pensar dos situaciones: 1. Movimiento libre de moléculas, proporciona la idea de un gas y 2. Si no se actúan fuerzas externas sobre las moléculas, están se mueven la mayor parte del tiempo en línea recta y a una velocidad constante. Tal movimiento relativo de las partes más pequeñas puede llegar a ser invisible, sin embargo, en ese proceso se está absorbiendo energía cinética visible, lo que ocasiona que, en cuerpos muy fluidos, las partículas viajen en su mayoría en línea casi recta (a lo que se denominó teoría cinética de los gases). (Boltzmann, L. 1898/1964) 

Es así que con todos estos precedentes y aportaciones el trabajo realizado por Boltzmann, involucra las dos principales nociones de la física; atomismo y estadística, las cuales permitieron plantear la ecuación de funciones de distribución (S= K*LogW), que adicional de dar esa probabilidad estadística ya nombrada, también permite describir las colisiones que tienen los átomos (Boltzmann, L. 1898/1964).

Sin duda con estos y otros aportes más el atomismo ante su opositor el energetismo se da como vencedor, pero curiosamente se dice que no hubo ningún perdedor, hay recalcar que la cuantificación de la energía da un protagonismo fundamental a otros procesos como la absorción y emisión asociada a las partículas elementales y adicional las propuestas energetistas contribuyeron al desarrollo de la termodinámica en procesos irreversibles. (Moreno, 2004)

En la actualidad esas concepciones del atomismo y energetismo siguen vigentes, pero no de forma independiente, sino unificadas en la teoría relativista de Albert Einstein, donde la masa podría explicarse en términos de energía. Él trabajó en facilitar mediante el movimiento browniano (movimiento aleatorio que se observa en las partículas que se hallan en un medio fluido, como resultado de choques contra las moléculas de dicho fluido) una demostración experimental de la existencia de los átomos. (Marro, 2014)   

* Licenciadas en Quimica de la Universidad Pedagógica Nacional. Estudiantes Maestria en Docencia de la Quimica de la misma universidad

Referencias bibliográficas

Boltzmann, Ludwig (1898-1964). Lectures on gas theory. Translator´s Introduccion. The Regents of the University of California.

Boltzmann, Ludwig (1974) Theoretical physics and philosophical problems. D.reidel publishing company. Boston. p 41-59.

Moreno, Antonio (2006). Atomismo versus Energetismo: Controversia científica a finales del siglo XIX. Historia y epistemología de las ciencias. Enseñanza de las ciencias.

Marro, Joaquin (2014). Ludwig E. Boltzmann. Mi clásico Favorito. España. Pg 62. https://ergodic.ugr.es/jmarro/fisico/pages/Boltzmann-RdF.pdf

ANÁLISIS HISTÓRICO FLOGISTO: COMBUSTIÓN y CALCINACION DE LOS METALES

Por Sonia Viviana Beltrán Catama. Maestria en Docencia de la Química. 2022.

 

Desde tiempos remotos, el estudio del efecto del calor sobre la materia ha representado tema de discusión en el avance de la ciencia, este ha conllevado al estudio de la combustión a partir de la experimentación. Desde los planteamientos de Aristóteles, el fuego ha sido unos de los cuatro principios de la materia, junto con la tierra, el agua y el aire. Desde este planteamiento es que Ernst Stahl propuso la teoría del flogisto, a continuación, se comentan algunos apartados del documento “reflexiones sobre el flogisto”, de Antoine Laurent Lavoisier con el fin de aludir a la construcción historia que permite en la actualidad hablar del oxígeno

Stahl proponía que el flogisto era el principio que contenía todos los cuerpos, y el cual les confería un principio inflamable, este les daba la capacidad de quemarse (combustión). En dicho proceso se afirmaba se perdía el flogisto y que una vez consumido este principio, ya no habría más lugar al fenómeno. Sin embargo, este fenómeno empezó a presentar muchas dificultades, una de ellas, fue el no poder explicar la ganancia de peso luego de que se llevara a cabo una reacción de combustión de los metales, de ahí que, es válido preguntar; ¿cómo se explicaba el aumento de peso de la cal obtenida luego de un proceso de combustión? Indudablemente, los primeros aportes de Stahl permitieron plantear dos importantes descubrimientos, el primero, que los metales son cuerpos combustibles y que por ende se debe considerar toda calcinación como un proceso de combustión y por otro lado que la propiedad de quemarse o de ser inflamable, se puede transmitir de un cuerpo a otro.

El inicio de una serie de cuestionamientos y experimentos, empezaban a surgir, por ello fue importante caracterizar el flogisto, el cual se destacaba por ser considerado como principio inflamable, no tener peso, ser materia sutil, ser materia pura de la luz y ser considerado el principio de los colores. Ante las dificultades del modelo del señor Stahl, Baumé reconoce que se debe hacer una modificación a dichos planteamientos, en un comienzo, acepta la razón de que el flogisto es considerado un principio inflamable, sin embargo, se lleva una disyunción al plantear que el fuego libre y el elemento terroso que entra en la composición del flogisto, pueden combinarse en infinidad de proporciones. (Lavoisier, 1783, pág. 42)

En el análisis de la combustión del mercurio – hierro, se evidenció un comportamiento diferente a lo visto en la combustión del azufre y del fosforo, allí, por el contrario, se identificó un aumento de peso, el cual no pudo ser comprobado. Los planteamientos de Stahl, llevaban a relacionar la combustión desde el análisis de los cuerpos orgánicos con la calcinación de los metales, a continuación se esquematizan los dos procesos:

Metal (calentado al aire) → cal metálica (actualmente óxido metálico) + flogisto 

Azufre (calentado al aire) → ácido vitriólico (actualmente ácido sulfúrico o anhidro) + flogisto

 

Esta teoría planteaba que la combustión de los metales estaba asociada a la combinación de las diferentes tierras al flogisto, explicando porque los cuerpos se quemaban y relacionando la combustión y la calcinación en un mismo fenómeno. La transferencia de este flogisto en dicho proceso, permitió hablar de la reducción, ¿es posible pensar, que desde estos estudios, se asocia la oxidación y reducción a un fenómeno de transferencia?. De acuerdo con estudios realizados por Stahl, los cuerpos combustibles se inflamaban porque contenían un principio inflamable, de ahí que, Baumé, menciona dos tipos de cuerpos, los que presentan mayor principio inflamable, como el azufre, el carbono y el fósforo y los otros que además de tener el principio inflamable, tiene un principio terroso. De estos estudios, Stahl esperaba que se perdiera peso dado que se perdía flogisto.

Lavoisier, reconoció los planteamientos de Stahl, los cuales por un lado relacionan la combustión con la calcinación y permite pesar que la cualidad de inflamabilidad puede ser transferida de un cuerpo a otro, en donde por ejemplo la acción del carbono sobre el acido vitriólico, permite obtener el azufre, perdiendo el carbono la capacidad de quemarse y transfiriéndosela al azufre.

S (quemado al aire) → ácido vitriólico + flogisto

C (quemado al aire) → ácido carbónico + flogisto

Con el fin de analizar el aire de mercurio, Priestley mezclo una onza (unos 30 gramos) de esta cal con 48 granos (unos 2,5 gramos) de carbón en polvo, introdujo todo en una pequeña retorta de vidrio de unas dos pulgadas cúbicas (unos 40 mililitros) de capacidad, que puso en un horno de reverbero proporcionado a su tamaño. El cuello de la retorta tenía más o menos un pie (32 milímetros) de diámetro; había sido acodado en diferentes sitios con una lámpara de esmaltador, y su extremidad estaba dispuesta de modo que podía ponerse debajo de una campana de vidrio bastante grande, que estaba llena de agua e invertida en una herrada también llena de agua. (Figura 1)

Figura 1. Experimento análisis de aire de mercurio

Posterior a estos planteamientos, Lavoisier realizó algunos experimentos de calcinación de los metales mediante lentes, con cantidades determinadas de aire, observó que a medida que el metal se calcinaba el volumen de aire disminuía y el peso del metal aumentaba en la misma proporción que el aire disminuía, razón por la cual se demostró que el aumento del peso era una de las condiciones de la calcinación metálica, es decir, que el azufre, el fósforo, y todo los cuerpos combustibles, aumentaban de peso al quemarse y que esto se debía a la combinación y fijación del aire.

En consonancia con lo descrito anteriormente, en este escrito resulta importante mencionar los trabajos realizados por Joseph Priestley, quien se interesó por conocer la composición del aire y que sin lugar a duda sus experimentos, aportarían a la consolidación de lo que en la actualidad se conoce como oxígeno. En 1774, Priestley, realiza un experimento para comprobar los efectos de extraer aire del mercurio calcinado.

Dado el interés del señor Priestley por el estudio de los aires, dentro de sus aportes, se resalta el estudio de gases solubles en agua, que en la actualidad se les conoce como amoniaco (aire alcalino), dióxido nitroso (aire nitroso desflogistizado) y cloruro de hidrogeno (aire ácido marino). Con el fin de continuar complementado los estudios respecto al aire, realizo otro experimento, hizo una mezcla de aire nitroso: aire de mercurio + aire nitroso: este experimento tuvo como producto la formación de monóxido de nitrógeno, su posterior análisis se realizado a partir de la experimentación con una vela; al someter una vela en una campana con esta mezcla de gases, se dio cuenta que la vela mantenía mucho más intensa y vigorosa la llama. Posteriormente, colocó una planta dentro del aire enrarecido, y observó que de algún modo el aire parecía regenerarse, generando que la vela volviera a arder nuevamente (este descubrimiento dio paso a lo que en la actualidad se conoce como el proceso de fotosíntesis) (Figura 2)

Figura 2. Análisis del aire: ratones y planta

Con estos experimentos, se logró comprobar que el aire estaba constituido por la mezcla de dos gases y que luego de realizarse la calcinación del mercurio, éste absorbía la parte respirable del aire, siendo el residuo un aire no apto para la respiración humanan

Consecuente a esto; Lavoisier propuso cuatro fenómenos asociados con la combustión: no hay combustión real con desprendimiento de luz y llama, en las combustiones hay absorción del aire en la cual se lleva el proceso, toda combustión implica un aumento de peso del cuerpo quemado y en toda combustión, hay desprendimiento de luz y calor. Los fenómenos mencionados, se pudieron validar gracias a que Lavoisier decidió implementar el cálculo de pesos en su experimento, lo cual abre la puerta al debate de la teoría del flogisto y reflexionar en torno a la conservación de los pesos.

Finalmente, el hecho de que Lavoisier repitiera el experimento de Priestley de manera sistemática permitió descubrir que luego de la combustión del óxido de mercurio con carbono, una parte del gas formado era soluble en gua, al cual llamo; “aire fijo” (actualmente, dióxido de carbono) y que la otra parte, la cual era insoluble en agua, era el que favorecía la combustión. Este ultimo no precipitaba el agua de cal y no era absorbido por los álcalis, razón por la cual logran concluir que el oxido de mercurio es una cal metaliza, el gas que no era fijo lograba mantener mejor la combustión que el aire atmosférico y que era ese gas el responsable del aumento de peso del metal durante la combustión.

“Por lo demás, lo repito, al atacar aquí la doctrina de Stahl no me propongo sustituirla por una teoría rigurosamente demostrada, sino solamente por una hipótesis que considero más probable, más conforme a las leyes de la naturaleza, y que me parece encerrar explicaciones menos forzadas y contradictorias. Las circunstancias no me han permitido exponer aquí más que el conjunto del sistema y un resumen de sus consecuencias; pero me propongo retomar sucesivamente cada parte, y desarrollarla en diferentes memorias. Me atrevo a asegurar de antemano que la hipótesis que propongo explica de una manera muy feliz y simple los principales fenómenos de la física y de la química.” (Lavoisier, 1783, pág. 478-78)

 

Referencias bibliográficas

·   Lavoisier, A. L. (1783). Reflexiones sobre el flogisto. En "Memorias sobre el oxígeno, el calórico y la respiración", EMECE Editores S. A., Buenos Aires,

   Priestley, J. (1776). Sect. III - Of Dephlogisticated Air, and of the constitution of the Atmosphere. En “Experiments and Observations on Different Kinds of Air” London.

   Kats, M. (2011). La teoría del flogisto y la revolución química. Epistemología e historia de la química. Tomado de http://www.rlabato.com/isp/qui/historia-006-2011-flogisto_rev_qui.pdf. 

LA DESCOMPOSICIÓN Y LOS EQUIVALENTES ELECTROQUÍMICOS

Reseña Elaborada por Oscar Cardona[1]

Sobre un nuevo medidor de volta-electricidad

En este escrito, Faraday describe las características de diferentes dispositivos que permitan medir la electricidad, que pasa a través de un proceso de descomposición electroquímica. Para ello tiene en cuenta unas condiciones técnicas: los gases desprendidos de la descomposición del agua posibilitan la medición, la necesidad de evitar la recombinación de los gases en el electrodo durante la descomposición electro química del agua, forma y posición de los electrodos, entre otros. Para cumplir con estas condiciones, Faraday dispone de diferentes montajes, que permitan satisfacer esas condiciones. Sobre los electrodos, encuentra que la mejor posición es vertical, con el fin de evitar retener los gases que se forman y reducir el tiempo de estos en la sustancia, evitando así la recombinación del gas en el líquido. También dispone de recipientes graduados, en los cuales se pueda medir el volumen del gas producido. Respecto a esto, Faraday ofrece diferentes variantes, una en la que mide los gases producidos en ambos electrodos y acumulados en un mismo recipiente, o medir el gas que se produce en un solo electrodo (preferiblemente el que produce gas hidrógeno). Entre los diferentes montajes, proporciona uno que ya resuelve los problemas mencionados (figura 1).

Fig 1: Dispositivos para medir la electricidad. Izq: Medir gas de un electrodo. a) alambre que atraviesa recipiente cerrado en el que se recoge el gas a ser medido. b) Alambre introducido en un recipiente abierto, del cual se deja escapar el gas. c) electrodos dispuestos en forma vertical. d) tubo de vidrio acodado. Der: para medir gases combinados.  a) probeta graduada, b)electrodo incrustado de forma hermética en la pared de la probeta, c) recipiente contenedor del agua acidulada, d) tapón-orificio por el cual se agrega/retira el agua acidulada.

Estos aparatos, junto a diferentes montajes, le permitieron a Faraday comprobar que la descomposición química del agua es constante para una corriente, sin importar si se modifican la intensidad de la electricidad, o si se varia la fuente que proporciona la electricidad; si se modifica el tamaño o forma de los electrodos, la naturaleza de los materiales y sustancias conductoras, entre otros factores. A su vez, Faraday proporciona el único instrumento práctico para su tiempo con el cual medir la electricidad, aunque si bien, ya Gay-Lussac y Thenard habían propuesto con anterioridad, medir la electricidad de la pila voltaica por medio de la descomposición química.

Sobre la cantidad absoluta de electricidad asociada a las partículas o átomos de materia

Faraday observa, que la formulación de la teoría de la electroquímica guarda una estrecha relación con la cantidad de energía eléctrica que reside en diferentes cuerpos. A pesar de cierta resistencia a la idea de átomo, toma prestado este término para explicar la relación entre la afinidad química, y las propiedades eléctricas que presentan las sustancias. Faraday encuentra esta relación gracias a diferentes experimentos que le permitieron estimar la proporción entre los gases formados y la electricidad que circula. Entre ellos figuran los siguientes.  Para descomponer un gramo de agua acidulada (con ácido sulfúrico disuelto en ella) Faraday señala que se requiere  de un tiempo de 3min, 45s. Dicha electricidad es la misma para poner un alambre de platina  de 1/104 pulgadas (0,2mm, el espesor aproximado de dos hojas de papel), al rojo vivo. Faraday estima que esta corriente eléctrica equivale a 800.000 cargas de una botella de Leyden. (fig. 2)

Fig. 2: Botella de Leyden y sus componentes. Tomado de Zapata, 2019.

Otro de los experimentos realizados, Faraday toma dos placas de zinc. La placa A tenía una masa de 163,1gr y la placa B 148,3 gr. Después de introducirlas en un montaje por el cual paso electricidad, en un tiempo de 10 a 12 min, la masa de la placa B se mantuvo igual, en tanto la placa A, tiene una masa final de 154,65 gr (8,45gr menos). Faraday calcula a partir del volumen de hidrógeno, que la cantidad de agua descompuesta fue de 2,3535 gr. Y que este peso es al del zinc disuelto, en una razón de 1 a 8,45 o de 9 a 32,5.

A partir de dichos ejercicios, Faraday concluye que la electricidad que interviene en la descomposición y la materia que “evoluciona” (o disuelve para el caso del zinc) de una cierta cantidad de materia, son similares. Es decir, los pesos equivalentes de los cuerpos descompuestos, corresponden a las cantidades de ellos, en las que hay cantidades iguales de electricidad. Para Faraday esto tiene una implicación desde el modelo atómico que considera necesario mencionar. Y es que los átomos de los cuerpos que son equivalentes entre sí en una acción química ordinaria, contienen igual cantidad  de electricidad. Ello implica también que dicha cantidad de electricidad, le da a la materia su poder de combinación. En este sentido, Faraday proporciona las condiciones teóricas y prácticas para realizar la separación de materia compuesta, y posteriormente, aumentar la comprensión sobre la naturaleza de las fuerzas químicas implicadas.

Referencias:

Faraday, M. (1831) Sobre un nuevo medidor de volta-electricidad. En: Serie VII de 

Experimental Researches in Electricity.

             (1831) Sobre la cantidad absoluta de electricidad asociada a las partículas o átomos de materia. En: Serie VII de Experimental Researches in Electricity.

Zapata, F. (2019). Botella de Leyden: partes, funcionamiento, experimentos. Lifeder. Recuperado 15 abril 2020, a partir de https://www.lifeder.com/botella-de-leyden/

[1] Lic. Diseño Tecnológico. Estudiante Maestría Docencia de las Ciencias Naturales. Universidad Pedagógica Nacional.

PROPORCIONALIDAD Y EQUIVALENCIA EN LA ACTIVIDAD QUIMICA

LA CARACTERIZACIÓN DE LA ACTIVIDAD ENTRE LAS SUSTANCIAS Y LA FORMULACIÓN DE LAS RELACIONES ENTRE   MOLÉCULAS

Se ha propuesto la lectura de las memorias de Avogadro y Gay Lussac para abordar la manera como los científicos estudiaron que las sustancias podían ser simples o compuestas, y que aquellas que eran compuestas, sus componentes presentaban una relación de números enteros sencillos. Este aspecto lleva a pensar también, como en el caso de la afinidad, qué mantiene unidas los átomos en las moléculas y cuál es la razón por la que se unen manteniendo siempre la misma relación numérica.  Para iniciar este aspecto se ha preparado una reseña de las dos memorias mencionadas.

Reseña realizada por Elena Díaz Bolívar[1]

ENSAYO SOBRE UNA MANERA DE DETERMINAR LAS MASAS RELATIVAS DE LAS MOLÉCULAS ELEMENTALES DE CUERPOS, Y LAS PROPORCIONES EN LAS CUALES ENTRAN EN ESTOS COMPUESTOS. Amadeo Avogadro (1776-1856)

El estudio de las transformaciones de las sustancias posibilitó profundizar sobre el conocimiento de la naturaleza, la estructura y el comportamiento de la materia vista desde las interacciones entre las sustancias participantes en una reacción química. De esta manera, el fenómeno de la combinación de diferentes proporciones de volumen de gases a las mismas condiciones de presión y temperatura, permitió establecer relaciones de combinación con respecto a los volúmenes obtenidos al final de la reacción. A partir de estas observaciones se pudo inferir la existencia de entidades discretas capaces de combinarse en iguales relaciones de proporción. Estas partículas invisibles a los sentidos se establecen como modelo explicativo de la estructura y composición de la materia.

En consecuencia de lo anterior, uno de los escritos más significativos en la historia del desarrollo de la teoría atómica molecular, da cuenta de las formulaciones realizadas por el científico Italiano Amadeo Avogadro en su más famosa memoria “Essay on a Manner of Determining the Relative Masses of the Elementary Molecules of Bodies, and the Proportions in Which They Enter into These Compounds^[2] estableciendo una hipótesis que supone que, “el número de moléculas integrantes en unos gases cualesquiera es siempre la misma en un volumen igual o es siempre proporcional a los volúmenes” efectivamente, si nosotros supusiéramos que las moléculas contenidas en un volumen dado fueran distintas para diferentes gases, apenas podría ser posible concebir que la ley que regula las relaciones simples que se dan entre ellas,  como también, los hechos que nos obligan a reconocer entre el volumen y el número de moléculas. Por una parte, está bien considerar que las moléculas de gases están a una distancia tal que la atracción mutua no puede ser ejercida, su atracción que varía por el calórico puede estar limitada a la condensación de la atmósfera formada por este fluido teniendo alguna extensión, en un caso, más grande que en el otro, y, consecuentemente, sin que la distancia de las moléculas varíe; o, en otras palabras, sin que el número de moléculas contenidas en un volumen dado sea diferente.

Por lo tanto, los gases están formados por moléculas (concepto que aparece por primera vez con el principio de Avogadro) y éstas se divide en átomos cuando dos gases reaccionan entre sí. Según Avogadro, en una reacción química una molécula de reactivo debe reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, dando lugar a una o varias moléculas del producto, pero una molécula no puede reaccionar con un número no entero de moléculas, ya que la unidad mínima de un reactivo es la molécula. Debe existir, por tanto, una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos, y entre estas moléculas y las del producto. Amedeo Avogadro implementó la noción de que estos gases están conformados por moléculas que poseen un par de átomos y que a través de la ley que hoy en día lleva su nombre, se puede determinar el peso relativo a los átomos y las moléculas, lo que implica su diferenciación[3].

MEMORIA SOBRE LA COMBINACIÓN DE SUSTANCIAS GASEOSAS, LAS UNAS CON LAS OTRAS (SUR LA COMBINAISON DES SUBSTANCES GAZEUSES, LES UNES AVEC LES AUTRES) Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850) [4]

Gay Lussac experimentó con volúmenes diferentes de fluorobórico, gas muriático, y los gases carbónicos[5] haciéndolos reaccionar con volúmenes iguales de amoníaco, en estas reacciones los resultados obtenidos se vieron afectados por las condiciones experimentales, dependiendo de si colocaba primero uno de ellos y agregaba el otro después. Obtuvo dos tipos de sales con algunos de ellos, por ejemplo, un carbonato compuesto por 100 partes de gas carbónico y 200 partes de amonio y otro carbonato compuesto de volúmenes iguales de gas carbónico y amoniaco, con estos resultados concluyó que en la obtención de una sal neutra o una sub-sal, sus elementos se combinan en proporciones sencillas que pueden considerarse como límites a sus proporciones. A partir de esto concluye que los ácidos toman exactamente su propio volumen de gas amoniaco para formar sales neutras y para la formación de las sub-sales toman el doble de volumen de gas amoniaco, mostrando así que los gases se combinan entre sí en proporciones simples.

Halló resultados similares al estudiar los compuestos de nitrógeno con oxígeno, las proporciones en volumen encontradas de nitrógeno con oxígeno fueron: para el óxido nitroso 100:50, para el gas nitroso 100:100 y para el ácido nítrico 100:200. Por el contrario, observó que al mezclar 50 partes de oxígeno con 100 partes de óxido de carbono se producen 100 partes de gas ácido carbónico, con lo que determinó que no sólo se combinan en proporciones sencillas, sino que la reducción de volumen que sufren al combinarse tiene también una relación simple respecto del volumen de por lo menos uno de ellos.

De sus experimentos pudo concluir que los compuestos de sustancias gaseosas siempre se forman en proporciones muy simples, que la relación de combinación es de 1 a 1, 1 a 2, o de 1 a 3, observó que al considerar los pesos no existe una relación simple y finita entre los elementos de un compuesto, pero los gases sí parecen combinarse en proporciones simples por volumen y es sólo cuando hay un segundo compuesto entre los mismos elementos que la nueva proporción del elemento que se ha agregado es un múltiplo de la primera cantidad, dando lugar siempre a compuestos cuyos elementos en volumen son múltiplos de unos a otros. Estas proporciones en volumen no se observan con sustancias sólidas o líquidas, solamente se dan en gases en los que se presentan las mismas condiciones de temperatura y presión, lo que los lleva a obedecer unas mismas.

Es así como durante los primeros años del siglo XIX quedaba clara la manera como los elementos se combinaban para formar compuestos, convirtiéndose estas proporcionalidades en la piedra angular de la química y abriendo a la vez un amplio panorama de interrogantes acerca de las proporciones cuantitativas de las substancias en los compuestos, con relación al número de moléculas que se forman.

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[1] Licenciada en química de la Universidad Pedagógica Nacional, Estudiante de Maestría en docencia de las ciencias naturales

[2] Ensayo de una manera de determinar las masas relativas de las moléculas elementales de los cuerpos y las proporciones según las cuales ellas entran en estas combinaciones. Obra publicada por el italiano Amadeo Avogadro en Paris 1811, en el Journal Physique. Tomo 73. 

[3] Fue durante el siglo XVIII que se empezaron a esclarecer diferentes afirmaciones y que propondrían la existencia de átomos y moléculas, los cuales poseían propiedades microscópicas y macroscópicas que permitían entender el comportamiento mismo de las sustancias.

[4] Memorias de la Sociedad d'Arcueil 2, 207 (1809)

[5] El gas muriático conocido como ácido clorhídrico, gas fluorobórico" (ácido fluorobórico) es un complejo entre el fluoruro de hidrógeno y trifluoruro de boro: HF · BF y "El gas carbónico", también conocido en este momento como ácido carbónico.  

CUARTA CONFERENCIA: AFINIDAD QUÍMICA, CALOR

Tomado de Faraday, Michael (1860)

CUARTA CONFERENCIA DE FARADAY

AFINIDAD QUÍMICA Y CALOR[1]

Comentario preparado por Martha Helena Barrera Brijalba[2]

Lograr explicar de qué manera ocurre la transformación de las sustancias y determinar qué es lo que da cuenta de ella desde nuestros sentidos, es algo que ha ocupado al hombre de ciencia en diferentes momentos históricos. Por medio de distintas experiencias con sustancias químicas y trabajos con electricidad, y desde una visión del funcionamiento del mundo como la interrelación de procesos físicos y químicos, Michael Faraday, expone y sustenta que la transformación de las sustancias se puede explicar desde lo que él ha llamado afinidad química, definida como una fuerza que vence a la fuerza que mantiene unidas las partículas de una sustancia determinada y que al interactuar con otra sustancia se pone de manifiesto; es decir, esta afinidad química solo se da cuando dos o más sustancias entren en contacto.

Para Faraday esta afinidad química responde a la forma como una sustancia cambia al interactuar con otra; de la misma manera, afirma que se deben dar unas condiciones para que tal afinidad química se ponga de manifiesto y por ende haya transformación de las sustancias, entre ellas menciona: la atracción recíproca entre sustancias, entendida como un carácter en común a las dos sustancias que es lo que les permite su transformación mutua; y la concentración de las sustancias, indicando que para que haya cambio las sustancias (en el caso de las sales), éstas deben estar saturadas. Así mismo, atribuye a la afinidad química la capacidad de actuar de inmediato o retrasar el proceso de transformación a partir de experiencias con sustancias en diferentes estados físicos; tal es el caso expuesto por él

[…] he aquí algunas partículas de oxígeno y también un bloque formado de partículas de carbón. Colocaré estas partículas en el oxígeno: pueden actuar, pero no lo hacen: se comportan lo mismo que esta vela apagada: allí permanece tranquila encima de la mesa esperando que queramos encenderla. Pero tal no es el caso en esta otra oportunidad: he aquí una substancia gaseosa como el oxígeno, y si introduzco en ella estas partículas de metal, éstas y aquél se combinan de inmediato. El cobre y el cloro se unen debido a su poder de afinidad química y producen un cuerpo enteramente distinto de cualquiera de sus componentes. En el otro caso, no es que la afinidad entre el carbón y el oxígeno sea deficiente, pero en cuanto los coloque en condición de ejercerla notarán la diferencia. (Faraday Michael, 1860)

Faraday también aborda el problema de la combustión y la expone como una forma de manifestación de la afinidad química que posee el oxígeno presente en la atmósfera; además, afirma que dicha afinidad es cuantificable y que – en sus palabras – no puede faltar ni excederse, de lo contrario no se da la combustión. Al oxígeno atmosférico también la atribuye la capacidad, desde su afinidad química, de transformar metales como el plomo y el hierro, haciendo que estos queden recubiertos de un barniz (óxidos de estos metales) que le dificulta tener otro tipo de transformaciones con otras sustancias.

Finalmente, Faraday habla del calor y la luz como efectos poderosos de la afinidad química de las sustancias, que cesan tan pronto ésta se acaba, atendiendo a que él cuantifica tal afinidad y se formula interrogantes muy interesantes a los que él mismo da respuestas:

¿Qué es entonces esta curiosa propiedad que llamamos calor? Es la evolución de otra facultad de la materia: un poder nuevo para nosotros, que debemos considerar como si fuera traído ahora ante nuestra atención por primera vez. ¿Qué es el calor? Lo reconocemos por su poder de licuar los cuerpos sólidos y de transformar en vapor los cuerpos líquidos por su poder de licuar los cuerpos sólidos y de transformar en vapor los cuerpos líquidos; por su poder de activar y, a menudo, de vencer la afinidad química. (Faraday Michael, 1860)

En este sentido Faraday se contradice cuando en un principio afirma que el calor depende directamente de la cantidad de afinidad química de una sustancia y posteriormente dice que su poder es tal, que incluso puede vencerla, dejando una inconsistencia en la teoría que propone.

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[1] En Faraday, Michael (1860/1946) Las fuerzas de la materia e historia química de una vela. Emecé Editores.

[2] Licenciada en Ciencias Naturales Universidad Minuto de Dios. Estudiante Maestría en Docencia de las Ciencias Naturales. Universidad Pedagógica Nacional.