Estos átomos se mueven en el vacío infinito,
separados unos de otros y diferentes entre sí
en figuras, tamaños, posición y orden;
al sorprenderse unos a otros colisionan
y algunos son expulsados
mediante sacudidas al azar en cualquier dirección,
mientras que otros,
entrelazándose mutuamente en consonancia
con la congruencia de sus figuras, tamaños,
posiciones y ordenamientos,
se mantienen unidos
y así originan el nacimiento de los cuerpos compuestos.

Democrito – Simplicio, De caelo 242, 21

Átomos según modelo átomico de Dalton

     La química ya empezaba a tener una leyes fundamentales que permitían estudiar mucho mejor las reacciones químicas, los compuestos y elementos. Pero, la pregunta que nos aún no se había resuelto era: los elementos, esas substancias que no se podían descomponer, de que estaban formada? Qué diferenciaba al hidrogeno del azufre? O al hierro o del oxigeno?

     En el Siglo XIV aC, Mosco de Sidón, un pensador de origen fenicio planteó por primera vez el pensamiento atomista que luego recuperarían, 1000 años más tarde, los filósofos griegos presocráticos Leucipo (siglo V) y su aprendiz Demócrito de Abdera (470/460aC – 360/370aC) fundador de la escuela atomista. Esta escuela defendía el concepto de que toda la materia esta formada por una mezcla de elementos originarios inmutables y eternos, infinitamente pequeños, imperceptibles por los sentidos e indivisibles. Ese concepto nace de la visión del mundo que tenia Democrito, para el que la realidad se divida en dos elementos o causas: Lo que es (το ον), formado por átomos (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, que significa sin partes) eternos e indivisibles; y lo que no es (το μηον), representado por el vacío. A pesar de lo bien encaminadas que iban sus ideas, no tenía ningún fundamento científico y quedo eclipsada por la teoría aristotélica de los cuatro elementos.Es conocido también, que paralelamente en la India, el filósofo y alquimista Kanada (~600aC) ya representaba el pensamiento atomista y fundó la escuela filosófica Vaisheshika a finales del siglo VII, que si bien tenia diferencias en algunos puntos de vista, como el teológico, también tenían muchas similitudes la escuela atomista de Demócrito, como por ejemplo, desde el punto de vista físico.

     Pasaron los siglos y, cómo hemos visto en el capitulo de los elementos, el modelo aristotélico no empezó a tambalearse hasta bien entrado el siglo XVIII gracias a los avances de Boyle, Lavoisier y Proust. A principios del 1800, se puso de moda en Inglaterra inhalar óxido nitroso e incluso se hacían “veladas del gas de la risa”, en las que las que voluntarios inhalaban el gas para divertir al público con los tambaleos. Lo curioso de esto, es que no se dieron cuenta de que el óxido nitroso, a parte de ser una “divertida” droga, también se podía usar cómo anestésico hasta 1846. A finales de 1799, el joven Humphry Davy (1778 – 1829) ingresó en la Institución Real de Londres cómo profesor de Química y poco después, se hizo famoso por descubrir el potasio, el sodio, el magnesio, el calcio, el estroncio y el aluminio, uno detrás de otro. El secreto de su productividad residía en una técnica que ideó aplicando electricidad a las substancias y a la que llamo electrólisis. Por desgracia también pasó a la historia su adicción al gas de la risa (3 o 4 sesiones al día); y se cree que fue la causa de su muerte en 1829.

     La química había avanzado, pero la falta de instituciones científicas, medios de comunicación y organización había complicado su desarrollo; y a principios del XIX, era más para hombres de negocio (tintas, carbones, … ) que para científicos. A pesar de esta falta de comunicación, había una serie de personajes trabajando en ella con más seriedad que Davy.

     Recuperamos a Robert Boyle en este punto, para hacer una incisión en sus estudios sobre los gases. En 1659, con la ayuda de Robert Hooke, mejoró la bomba de vacío de Otto von Guericke creando la máquina Boyleana o máquina neumática que le permitió hacer multitud de experimentos en el vacío. El primero fue demostrar la idea de Galileo de que, en el vacío, una pluma y un trozo de plomo caen a la misma velocidad. Demostró también que el sonido no se transmite en el vacío, pero el descubrimiento más importante fue que el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión a la que esta sometido y que si dejamos de ejercer presión, el gas recupera su volumen original. Esta relación de proporcionalidad se conoce hoy en día como la ley de Boyle y lo llevó a recuperar las ideas de Demócrito sobre los átomos. Boyle llegó a la conclusión de que el aire compresible estaba formado por minúsculas partículas separadas por espacio vacío y que al aplicar presión, reducíamos este espacio entre partículas y por ello reducían el volumen. Todas estas ideas de fueron publicadas en su obra New Experiments PhysicoMechanical touching the spring of air and its effects – Nuevos experimentos físico-mecánicos sobre la elasticidad del aire y sus efectos – y desempeño un importante papel en la concepción atómica de la materia.

     Un siglo después, apareció John Dalton (1766 – 1844), naturalista, químico, matemático, meteorólogo británico y profesor, entre otros, de James Prescott Joule (famoso por sus estudios sobre el magnetismo y la conservación de energía). Sufría una extraña enfermedad conocida como acromatopsia, la imposibilidad de distinguir los colores, y la estudió en profundidad llegando a publicar “Hechos extraordinarios relativos a la Visión de Colores” en 1794. Más adelante, esta enfermedad fue llamada daltonismo en su honor.

     Su especial interés por la meteorología le llevo a realizar numerosos observaciones y medidas, sobretodo, relacionadas con la atmósfera. Descubrió que la lluvia estaba causada por un cambio de temperatura y no de presión, como se creía hasta el momento. Sin embargo, lo que más le fascinaba era como la atmósfera tenía una apariencia tan homogénea siendo una mezcla de gases - una mezcla homogénea de nitrógeno, oxígeno y vapor de agua entre otros, como veíamos en el primer capitulo – de distintas densidades, es decir, que unos gases pesaban más que otros. Siguiendo en esta linea, descubrió que diferentes muestras de aire, tomadas a distintas alturas, mostraban una misma proporción de cada unos de los gases que lo componían, cuando lo lógico era pensar que los gases como el oxígeno que pesaban menos estaría flotando por encima de los que pesaban como el nitrógeno, del mismo modo que el aceite flota encima del agua. Si Dalton hubiera podido obtener muestras de aire a alturas superiores, se habría cuenta de que la composición si que varia. Su interés en el tema y sus numerosas observaciones dieron sus frutos: en 1803, postuló la ley de presiones parciales que establecía que la presión de una mezcla de gases que no reaccionan entre ellos, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si ocupasen todo el espacio a temperatura constante.

     Dalton estaba acumulando muchos datos experimentales e intentó buscar modelo capaz de explicarlos. Curiosamente, lo primero que se encontró estudiando sus datos fue que los elementos se podían combinar con distintas relaciones de proporcionalidad sencillas y que cada combinación daba lugar a un compuesto diferente; y que postuló como la ley de proporciones múltiples.

Ley de proporciones múltiples

     Cuando dos elementos se combinan, si tomamos una cantidad fija de uno de los elementos, variando la cantidad del segundo obtenemos compuestos diferentes y esta cantidad es proporcional a la del primer elemento en un número entero sencillo.

Si combinamos el carbono con el oxígeno con una proporción de masas de 3 de carbono y 8 de oxigeno, obtenemos el Dióxido de Carbono (CO2, el gas que expulsamos al respirar); sin embargo, si combinamos 3 de carbono con 4 de oxigeno, obtenemos el Monóxido de Carbono (CO, un gas venenoso).

     En ese momento, Dalton tenia que encontrar una teoría que fuese capaz de explicar y unificar las 3 leyes que formaban la base de la Química de la época: la ley de composición constante de Proust, la ley de conservación de la masa de Lavoisier y su reciente ley de proporciones múltiples. Pero la búsqueda finalizó con la presentación teoría atómica en 1808, un modelo que explicaba las 3 leyes y los fenómenos observados en los gases; y de la cual podemos destacar los siguientes supuestos:

Teoría atómica de Dalton

I

     Toda la materia se compone de partículas indestructibles y extremadamente pequeñas que llamadas átomos. Las reacciones químicas implican reordenamiento de átomos, ni se crean ni se destruyen átomos.

II

     Los átomos de un mismo elementos son semejantes en masa y otras propiedades, pero son diferentes a los átomos de los demás elementos.

III

     Los átomos al combinarse en compuestos mantienen unas proporciones simples; y diferentes proporciones de cada tipo de átomo generan compuestos diferentes. Los átomos de un determinado compuesto son iguales en masa y otras propiedades. La proporción de átomos de oxigeno y de carbono en el monóxido de carbono es de 1:1; en el dióxido de carbono esta relación es 2:1, dos átomos de oxigeno y uno de carbono.

     Si tomamos el punto uno, vemos que la teoría de Dalton propone que durante una reacción química, los átomos ni se crean ni se destruye, por lo tanto, la masa permanece invariable y se ratifica la ley de conservación de masa de Lavoisier. Si lo juntamos con el segundo, se ratifica la definición de elemento propuesta por Boyle: un elemento esta formado por un único tipo de átomos y pero sin embargo, no diferencia las moléculas de los átomos.

     Cada elemento esta formado por un mismo tipo de átomos que tienen una masa concreta (I) y cuando forman un compuesto, estos mantienen una proporción para cada compuesto (III), por lo tanto, un compuesto siempre tendrá la misma relación de masas de sus componentes verificando así la ley de proporciones definidas de Proust. Jöns Jacob Berzelius (1779 – 1848) comprobó con un experimento que 10g de Plomo se combinan siempre con 1,56g de Azufre formando 11,56g de Sulfuro de Plomo; realizó numerosas pruebas modificando la masa uno de los dos elementos, y siempre obtenía la misma cantidad de compuesto: Si combinaba 18g de Plomo con 1,56g de Azufre y seguía obteniendo 11,56g de Sulfuro de Plomo y 8g de Plomo aparte; si combinaba 10g de Plomo con más azufre, por ejemplo 3g, y de nuevo obtenía 11,56 g de Sulfuro de Plomo y un resto de 1,44g de Azufre. Este experimento verificaba la ley de composición constante propuesta por Proust, pero también verificaba el modelo propuesto por Dalton: Si suponemos que el átomo de Plomo pesa unas 6 veces más que el de Azufre (10 / 1,56 = 6,41), tenemos que el Sulfuro de Plomo esta compuesto por moléculas formadas por un átomo de plomo y un átomo de azufre, por lo que si añadimos un exceso de alguno de los dos no formará más compuesto, ya que no tendrá con quién combinarse.

     Hoy sabemos que el átomo de azufre tiene una masa atómica de 32,065u y el plomo de 207,2u, por lo el cálculo de que el átomo de plomo pesaba 6,41 veces más que el azufre a la que hemos llegado antes con el experimento de Berzelius se acercaba mucho al valor real (207,2 / 32,065 = 6,461). En aquel momento, era imposible determinar el peso real de los átomos porque no se disponía de medios, sin embargo si podían determinar los pesos relativos en base a las cantidades de masa de un elemento que se combinaban con una masa fija de otro. Dalton y Berzelius, determinaron el peso de muchos átomos usando cómo unidad la masa de un átomo de hidrogeno, que por aquel entonces ya se sabía que era el más ligero. Dalton elaboró una tabla de masas relativas de los átomos de cada uno de los elementos como parte de su teoría, y aunque la mayor parte de los cálculos eran incorrectos (como por ejemplo el oxígeno, que según sus cálculos era 7 veces más pesado que el hidrogeno, cuando en realidad es 16 veces más pesado), fue un logró teniendo en cuenta los instrumentos de que disponía. Por otra parte, en su libro también se pueden encontrar la representación gráfica de los átomos algunos elementos y las moléculas de compuestos (binarios, ternarios, …). Los cálculos fueron mejorando con el tiempo, y en 1830 Berzelius publicó una tabla con las masas atómicas de 54 elementos que se acercaban mucho al que conocemos hoy.

     Por último, el tercer supuesto de la teoría de Dalton también explica la ley de proporciones múltiples: Si consideramos los óxidos (combinación de un elemento con oxígeno), tenemos que 1g de Carbono se combina con 1,333g de Oxígeno formando Monóxido de Carbono; pero si doblamos la cantidad de Oxígeno (2,666g) y manteniendo 1g de Carbono, la combinación forma Dióxido de Carbono. A nivel atómico, extraemos que un átomo de oxigeno puede combinarse con el carbono en una relación 1:1 (un átomo de carbono con uno de oxígeno) formando Monóxido de Carbono; pero también puede combinarse en una relación 1:2 (un átomo de carbono con dos de oxígeno) formando Dióxido de Carbono.

     Louis Joseph Gay-Lussac (1778 – 1850) trabajó activamente estudiando el comportamiento de los gases, sus volúmenes y sus temperaturas. Con sus experimentos, y los trabajos de Jacques Charles que relacionaban el volumen con la temperatura; publicó en 1802 que si mantenemos a presión constante un gas ideal, el volumen y la temperatura están relacionados con una constante de proporcionalidad directa y que llamó Ley de Charles. Más adelante, en 1805 postuló la Ley de Gay-Lussac: si mantenemos el volumen constante, el cociente entre la presión y la temperatura se mantiene constante. Junto con la ley de Boyle-Mariott – a temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión, a temperatura constante – establecían los principios del comportamiento de los gases ideales. En 1808, demostró experimentalmente que, a igual presión, una cantidad de volumen de oxigeno se combinaba completamente con el doble de volumen de hidrogeno formando vapor agua; por ejemplo, dos litros de hidrogeno combina con un litro de oxigeno formando dos litros de vapor de agua. Experimentos similares con otros gases, culminaron con la publicación de la ley de los volúmenes en combinación que postulaba que los gases reaccionan entre si combinándose y obteniendo volúmenes en proporción a números sencillos pequeños.

     Sin embargo, los resultados experimentales de Gay-Lussac no concordaban con el modelo atómico de Dalton. Para este último, los elementos gaseosos eran necesariamente simples y constituidos por un sólo átomo; y los compuestos corrientes como el agua, estaban formados solo por dos átomos distintos. Por lo tanto, el agua era un compuesto binario: una cantidad de volumen de hidrogeno se combinaba completamente con el mismo volumen de oxigeno dando lugar a un volumen de vapor de agua.

     En 1811, un italiano llamado Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856) resolvió el dilema en el que se encontraban Gay-Lussac y Dalton proponiendo la pieza que faltaba al puzzle: Primero, la unidad mínima en una reacción química es la molécula y puede dividirse en átomos durante la reacción; Segundo, dos volúmenes iguales de gases diferentes, sean del tipo que sean, contienen el mismo numero de moléculas si las condiciones de temperatura y presión son las mismas.

Hipótesis de Avogadro

     Dos volúmenes iguales de gases diferentes tienen están formados por el mismo número de moléculas si mantenemos invariable la presión y la temperatura. Si tenemos dos botellas con el mismo volumen, una llena de helio y otra de oxígeno, a la misma temperatura y con la misma presión, las dos tendrán el mismo número de moléculas. Aunque, en este caso el número de átomos de oxígeno será el doble, ya que la molécula de oxígeno estable esta formado por dos átomos de oxígeno.

     Con a formación de agua se explicaría del siguiente modo: Las moléculas de oxigeno se separan en átomos y después se combinan con moléculas de H2 formando moléculas de H2O. Si hablamos de volúmenes, un volumen de oxigeno se combinan con dos volúmenes de hidrogeno, formando dos volúmenes de agua La razón de combinación en volúmenes es de 2:1:2 como se observaba en los experimentos de Gay-Lussac.

     A partir de esta hipótesis, se deduce otra relación conocida cómo ley de Avogardo:

Ley de Avogadro

     A temperatura y presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de gas. Es decir, si el número de moles de gas (n) se duplica, el volumen se duplica.

     Sin embargo, Avogadro era un individuo que trabajaba solo, mantenía muy poca correspondencia con otros científicos, publicaba pocos artículos y no asistía a muchos científicos. Si ha esto añadimos que en ese momento no había mucha organización en la química como ciencia; pasaron 50 años hasta que llegaron los trabajos de Gerhardt, Laurent y Willamson sobre la química orgánica corroboraron la ley de Avogadro y la difusión hecha por el químico italiano Stanislao Cannizzaro. Fue este último, el que en 1858 publicó una memoria titulada “Sunto di un corso di Filosofia chimica” en la utilizaba la hipótesis de Avogadro para medir el peso molecular de varios gases y determinar su composición a partir de esas mediciones, y explicaba que las excepciones que se producían en algunas substancias que no cumplía en esta hipótesis estaban causadas porque algunas moléculas se disociaban. En 1860, cuatro años después de la muerte de Avogadro, Cannizzaro dio una una conferencia sobre sus estudios y hipótesis de Avogadro, cómo usarla y porque era tan necesario diferenciar los átomos y las moléculas, logrando convencer a gran parte de los asistentes que a su vez, facilitaron la divulgación por la comunidad científica.

     Más adelante, gracias a las nuevas técnicas químicas, se intentaron hacer mediciones para saber el número de moléculas que existían en una cantidad concreta de gas y que hoy en día conocemos como número de Avogadro en su honor. El primer intento lo llevó a cabo el físico y químico austriaco Johann Josef Loschmidt en 1865 calculando por primera vez el valor medio del tamaño de las moléculas del aire y con este dato estimó el número de moléculas que hay en un centímetro cúbico de aire. Este número indica la densidad de las partículas en un gas ideal y se conoce hoy en día cómo la constante de Loschmidt.

     Sin embargo, aunque el número de Loschmidt era aproximadamente proporcional a la constante de Avogadro, no fue hasta 1908 cuando Jean Baptiste Perrin publicó sus investigaciones sobre el movimiento Browniano de las partículas en el agua en el que se calculaba de forma exacta la constante de Avogadro. El movimiento Browniando es el movimiento aleatorio que se observa en algunas partículas microscópicas cuando se encuentran en un medio fluido (por ejemplo, el movimiento del polen en una gota de agua), y esta causado por la agitación de las moléculas del líquido (recordamos que en los líquidos la partículas pueden vibrar pero no moverse libremente). Perrin, fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1926 por sus trabajos sobre la discontinuidad de la materia y el descubrimiento del equilibrio de sedimentación.

Número de Avogadro : NA

     Indica el número de unidades elementales (átomos, moléculas, iones, …) que se encuentran en un mol de cualquier substancia. En principio, un mol de una substancias era la cantidad de esa substancia en la que hay un número de unidades elementales igual al número de moléculas que hay en 2,016 gramos de gas hidrogeno, pero hoy en día se utiliza la equivalencia con el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12. También se conoce que un mol de gas ideal tiene un volumen de 22,4 L a 0 ºC de temperatura y a 1 atmósfera de presión.

NA = 6,02214179 × 10^23 unidades elementales / mol

 

     Para hacernos una idea de lo grande que es este número, podemos decir que equivale a la cantidad de tazas necesarias para vaciar el Océano Pacífico o de latas de refrescos que necesitaríamos para cubrir toda la tierra apiladas hasta una altura de 320km.

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A principios del sXIX, gracias a la electrólisis, se fueron descubriendo elementos nuevos y descartando algunas de la substancias consideradas por Lavoisier. En 1830, ya se habían encontrado unos 50 elementos; y en la década de 1860 este numero superaba los 60 gracias al uso del espectroscopio de Gustav R. Kirchhoff y Robert W. Bunsen.

Hablaremos de cómo decidieron clasificar y ordenar todos estos elementos antes de saltar a dividir el átomo en protones, neutrones y electrones; y de exponernos a la radiación, los rayos X y otros tipos de rayos.

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Introducción a la Química : Propiedades de la materia

Los elementos : Del fuego al flogisto

La nueva Química moderna

“La revolución francesa no necesita científicos”

La chapuza del flogisto estuvo vigente hasta apareció la figura de Antoine Lavoiser (Agosto de 1743 – Mayo de 1794), químico francés que sacó la química de ese callejón sin salida enterrando el flogisto para siempre junto con la teoría de los cuatro elementos y dando luz con ello a la nueva Química Moderna. Junto con su mujer, que tenía una inteligencia arrolladora y un interés por la ciencia apasionante, rescataron las ideas de Wayner, realizando un experimento con un recipiente de vidrio cerrado en el que se encontraba una muestra de estaño y aire. Observaron, que después del calentamiento, la masa del recipiente con la muestra era la misma antes y después de aplicarle el calor.

     Siguiendo con esta linea de experimentos, Lavoisier y su mujer descubrieron que el producto de la reacción, el estaño calentado (óxido de estaño), estaba compuesto por estaño original junto con parte del aire. En 1786 publicó en los Procedimientos de la Academia su abandono de la teoría del Flogisto que había hecho perder tanto tiempo a los científicos, defendiendo dos principios:

1.

Existe una verdadera combustión, pero sólo mientras el cuerpo combustible esté rodeado y en contacto con el oxígeno; la combustión no puede tener lugar en cualquier otro tipo de aire o en el vacío, y los cuerpos ardientes que se zambullan en cualquiera de estos dos casos se extinguirán tan ciertamente como si se sumergieran en agua.

2.

En toda combustión se produce un aumento de peso en el cuerpo quemado; y este aumento es exactamente igual al peso del aire absorbido.

     Con estos dos principios, se dio un paso de gigante para la química, estancada en el flogisto, y llevó a la formulación de la ley de conservación de la masa en 1774.

Ley de conservación de la masa

En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Esto tiene una importancia fundamental ya que permite extraer componentes específicos de cualquier materia prima sin tener que desechar el resto; también es importante debido a que nos permite obtener elementos puros, cosa que sería imposible si la materia se destruyera.

     A parte de sus descubrimientos, su manera de trabajar estableció la química como una disciplina científica: Determinó que las conclusiones científicas solo pueden alcanzarse mediante un experimento cuidadosamente preparado y una exacta medición. Descubrió que el agua estaba formada por oxígeno y hidrogeno, hizo del equilibrio químico el árbitro de la verdad científica, definió muchos conceptos que luego fueron indispensables para el desarrollo de la química; investigo la luz como fuente para iniciar la combustión usando lentes; fue más allá que Boyle y trazó la distinción entre compuesto y elemento en el sentido que hoy conocemos de esos términos. Fue pionero en los precisos métodos de análisis que, junto con sus conceptos, hicieron que el sigo XIX se convirtiera en la edad de Oro de la Química.

     Cuando Lavoisier trabajaba para la Real Academia de Ciencias informando sobre los temas de actualidad científicas, realizo una serie de comentarios despectivos en 1780 sobre un joven científico Jean Paul Marat y sus erróneas teorías sobre la combustión. Al estallar la revolución, Lavoisier se colocó en el punto de mira por ser miembro de la Férme Generale y haber participado con tanto entusiasmo en el levantamiento del muralla que rodeaba París, y para su desdicha, Marat se había convertido en una de las voces de la Asamblea Nacional. Aún enfadado por las críticas que había recibido, Marat denunció a Lavoisier en 1791 indicando que debía haber sido ejecutado desde hacia mucho tiempo. Poco después una joven llamada Charlotte Corday asesino a Marat en la bañera. En octubre del 1793, fue enviada Maria Antonieta a la guillotina y al mes siguiente Lavoisier fue detenido cuando intentaba huir con su esposa a Escocia. Cuando pidió que se le permitieran dos semanas para poder completar algunos trabajos antes de su desdicha, el Juez le respondió con:

“La revolución francesa no necesita científicos”

     Varias horas más tarde, el 8 de mayo de 1794, a sus 53 años, acabó en la guillotina de lo que ahora es la Plaza de la Concordia. En palabras de Josep Louis Lagrange (matemático y astrónomo): “Solo tardaron un instante en cortarle la cabeza, pero dudo que Francia no produzca otra como la suya en todo el siglo.”

     Llegados a este punto, me gustaría hacer un breve inciso en el químico suizo Carl Wilhem Schelee, ideo un proceso para obtener Fósforo a escala industrial puesto que aún se hacia de la orina de los soldados, costando unos 440 euros los 30 gramos; y descubrió ocho elementos: el Cloro, el Flúor, el Manganeso, el Bario, el Molibdeno, el Tungsteno, el Nitrógeno y el Oxígeno, aunque no se le llegó a honrar por ninguno de ellos. También descubrió compuestos como el amoniaco, la glicerina y el ácido tánico y el ácido prúsico, compuestos que más adelante hicieron ricas a muchas personas. Pero Schelee tenía un problema, le gustaba probar todas las substancias que pasaban por su laboratorio: ya fuese el mercurio o el ácido cianhídrico (la toxina del experimento mental y felino de Schrödinger) entre otros. En 1786, con sólo 43 años lo encontraron muerto en su banco de trabajo, rodeado de substancias químicas; una de ellas, seguramente el mercurio, fue la causante de su muerte.

La química que había dejado Lavoisier fue el punto de partida para muchos científicos que no tardaron en dar sus frutos. Joseph Proust (1754 – 1826) químico francés que desarrolló la mayor parte de su carrera científica academias y laboratorios Españoles (Real Seminario de Vergara, Real Academia de Artillería de Segovia, Laboratorio Real de Madrid, …) realizó numerosos experimentos en los que estudiaba la composición de diferentes carbonatos de cobre, óxidos de estaño y sulfuros de hierro”.

En 1799, Proust estableció :

Cien libras de cobre, disuelto en acido sulfúrico o nítrico y precipitado por carbonato de sodio, producen invariablemente 180 libras de carbonato de color verde.

     Junto con otras muchas observaciones similares, Proust fue observando que la cantidad de masa de cada uno de los componentes en una reacción (por ejemplo, cobre, carbono y oxígeno en los carbonatos de cobre) se mantenía constante en el compuesto final, independientemente de si era un carbonato natural o artificial o de las condiciones de la reacción. Dos compuestos se diferenciaban entre sí por las proporciones de los elementos que lo formaban sin apreciarse composiciones intermedias. Por ejemplo, el Carbonato de cobre (I) Cu2CO3 y el Carbonato de cobre (II) CuCO3. Sus numerosas observaciones lo llevaron a postular, en 1799, la ley de Proust, también conocida como Ley de las proporciones definidas o Ley de la composición constante:

Ley de composición constante

Cuando se combinan dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes. El porcentaje de cada uno de los elementos que forman un compuesto siempre va a ser igual, ya sean 10 g o 100 toneladas. Por ejemplo nuestra preciada agua esta formada, como hemos comentado antes, por un 88,81% de oxígeno y un 11,20% de hidrógeno.

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Ahora que sabemos que son los elementos ampliaremos un poco más nuestra lupa y miraremos dentro de los elementos.

Hablaremos de los inicios con Democrito (~400aC) y Kanada (~600aC). Avanzaremos en el tiempo y hablaremos de la primera teoría científica sobre el átomo con Dalton, Gay-Lussac y Avogardo.

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Introducción a la Química : Propiedades de la materia

Los elementos : Del fuego al flogisto

Los químicos son una extraña clase de mortales que, impelidos por un impulso casi maníaco, buscan su placer entre humos y vapores, hollín y llamas, venenos y miseria. Y aún así, entre estos males vivo tan placenteramente que antes moriría que cambiar de lugar con el rey de Persia   Johann Joachim Becher. Physica Subterranea – 1667

    Llegados a este punto sabemos que los átomos se agrupan dando lugar a elementos o compuestos químicos, y que estos se comportan de una manera concreta bajo ciertas circunstancias de presión y temperatura. Sabemos también que cada elemento tiene una serie de propiedades físicas y una serie de propiedades químicas; y que podemos alterarlas aplicando transformaciones.

    Pero que es lo que diferencia al hidrogeno del azufre que los hace tan diferentes? Que es un átomo y de que esta formado? Que propiedades tiene? Aunque hace más de 200 años, la pregunta más importante y la que impulso la química moderna fue: Qué le pasa a la materia cuando la quemamos? En la combustión se destruye materia?

    Al prenderle fuego a un trozo de madera verde, a medida que avanza la combustión, la sabia del árbol (líquida cómo el agua) burbuja y emana un vapor (gaseoso cómo el aire). Al final, cuando el fuego se ha apagado, lo que queda es un polvo negro (sólido cómo la tierra). Estas observaciones llevaron a muchas civilizaciones antiguas a la conclusión de que toda la materia estaba formada por los 4 constituyentes elementales: agua, fuego, aire y tierra. Siglos más tarde, Empédocles (~490 – ~430 aC) [wiki en es], postuló esta idea como la Teoría de las cuatro raíces, a las que más tarde Aristóteles (384 aC – 322 aC) [wiki en es] llamaría elementos.

    Hasta el Barroco, los químicos seguían con la idea de que todos los cuerpos eran mixtos, formados en mayor o menor proporción por los cuatro elementos clásicos. Un salitre ‐ mezcla de nitrato de sodio (NaNO3) y nitrato de potasio (KNO3) – era diferente a otro debido a las diferentes proporciones de los elementos y no se podía diferenciar la substancia de las impurezas. Los metales, estaban formados por azufre, sal y mercurio, que estaban compuestos por los 4 elementos en proporciones diferentes.

Más tarde, John Mayow (1645 – 1679) [wiki en es] identificó el espíritu nitroaéreo (al que conocemos cómo hoy como oxigeno) y explicó el funcionamiento de la combustión observando que se mantenía gracias al espíritu nitroaéreo. Observo también que la cal, los restos de materia que dejaba la combustión, aumentaban de peso ya los metales se oxidaban en la combustión, absorbiendo el espíritu nitroagereo de la atmósfera.

    A finales del sigo XVII, los antiguos elementos (agua, aire, tierra y fuego) empezaron a caer en desuso. Se conocían 14 elementos: los 9 metales que se conocían desde la antigüedad (oro, plata, cobre, plomo, zinc, estaño, hierro, mercurio y antimonio), dos metales que habían sido descubiertos en el sigo anterior (el bismuto y el platino) y el fósforo que había sido descubierto por Henning Brand mientras intentaba transformar la orina en oro en 1675 (llegó a tener 50 cubos de orina en el sótano de su casa, donde produjo de manera misteriosa una substancia translucida y brillante, que al exponerla al aire rompía a arder en llamas). En estos elementos se incluía al aire y se dudaba del fuego; aún no eran los elementos reconocidos con la definición moderna del concepto planteada por Boyle.

    Becher defendía la importancia del análisis de la composición de los elementos y sostenía que los componentes inmediatos de los minerales eran 3 tipos de tierras. Cada una de estas tierras era portadora de una propiedad: la terra pinguis o azufre flogisto, grasa, aceitosa, combustible y sulfúrea; la terra lapida, fusible y vitrificable; y la terra fluida o mercurialis sutil y volátil; que no eran más que nuevos nombre para viejos conceptos: el azufre, la sal y el mercurio de Paracelso. La terra pinguis era el elemento ígneo, como el azufre era para los alquimistas, el elemento que ardia en los cuerpos en forma dse llama. Becher atribuyo la combustibilidad al contenido en terra pingus:

“ Una muestra que se quema o un metal que se calzcina,
expulsa toda la terra pingus al arder y cuando la agota,
se queda en forma de terra lapida más terra mercuarlis.”

J. J. Becher.

    Los flogistas defendía la combustión dependía únicamente de la capacidad del metal en arder (cantidad de flogisto) y el por lo tanto la cal, los restos del metal que quedaba después de expulsar todo la terra pinguis debían pesar menos y el aire, aumentar el peso por la saturación del flogisto. Cuando el aire no podía contener más flogisto (se saturaba completamente), la llama se apagaba como se demostraba al encender una vela en un recipiente hermético.

    Como sabemos hoy en día, la calcinación, producida por la adición de oxigeno a las muestras que durante la combustión, el aire se añade al metal formando el óxido (que pesa más) y el aire se contrae y se hace irrespirable (por la perdida de oxigeno). Por ese motivo, cuando los flogistas pusieron en práctica sus teorías se dieron cuenta de que no eran capaces de explicar porque la cal aumenta en peso en vez de perderlo y el aire se contrae en vez de expandirse. Así que determinaron la terra pingus, el flogisto, tenía un peso negativo por lo que al desprenderse, el metal ganaba peso.

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Antoine Lavoisier y su mujer, nos sacarán del pozo negro sin fondo del flogisto y marcarán el punto de partida para la química moderna. Conoceremos mejor las reacciones químicas y que les pasa a los elementos.

Pondremos en nuestra lista negra a Jean Paul Marat y admiraremos a Carl Wilhem Schelee a pesar de sus manías.

Y por último, antes de pasar al átomo, hablaremos con Joseph Proust y proporciones.

"Los Pilares de la Creación" La Nebulosa del Águila (también conocida como Objeto Messier 16, M16 o NGC 6611) es un cúmulo estelar abierto en la constelación Serpens. Está asociado con una nebulosa de emisión difusa catalogada como IC 4703. Esta región donde se forman estrellas se encuentra a una distancia de 7.000 años luz. La imagen del Hubble es una de las ilustraciones más populares del espacio, y con frecuencia aparece en películas de ciencia-ficción, como Contacto, de 1997, la cual está basada en la novela homónima del astrónomo Carl Sagan.

Se denomina química (del egipcio kēme (kem), que significa “tierra”) a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.

De la Wikipedia, la enciclopedia libre.

De esta definición, podemos separar los 3 conceptos fundamentales a los que la química dedica sus energías:

> Materia

Se dice de todo aquello que ocupa espacio, tiene una propiedad que se conoce como masa y posee una resistencia a alterar su estado físico que denominamos inercia.

Nosotros somos materia, ocupamos un espacio y tenemos una masa que podemos calcular gracias a nuestro peso. Ademas, tenemos inercia y por ello necesitamos un esfuerzo para pasar del estado inmóvil al movimiento o para aumentar/disminuir nuestra temperatura.

> Composición

Partes de una muestra de materia y sus proporciones relativas.

El agua esta formada por dos sustancias mas simples que son hidrogeno y oxigeno. En concreto, la masa de una molécula de agua tiene esta formada por un 11,19 por ciento de oxigeno y un 88,81 por ciento de hidrogeno.

> Propiedades

Cualidades o atributos que caracterizan una muestra de materia y la diferencia del resto.

Por ejemplo, el color marrón rojizo del cobre lo diferencia del amarillo de azufre de manera rápida, pero existen muchísimos mas atributos que los agrupamos en dos categorías: las propiedades físicas y las propiedades químicas.

Las propiedades físicas son aquellas que tiene una muestra de materia siempre y cuando no cambie su composición.

Volviendo al ejemplo anterior, el cobre puede se aplastar hasta formar una fina lamina porque es un material maleable, sin embargo si al azufre le aplicamos la misma transformación, este se deshará en forma de polvo ya que es un materia frágil. Si transformamos físicamente la lamina de cobre hasta darle forma de alambre, descubriremos que podemos estirarlo bastante sin que se rompa, ya que es un material dúctil y que si le aplicamos calor o electricidad tendrá la capacidad de conducirla.

Todas estas transformaciones físicas pueden cambiar alguna de las propiedades físicas de la muestra, pero nunca cambiaran su composición química. El agua, si la congelamos, físicamente parece un material muy diferente del agua liquida pero sin embargo su composición química sigue siendo 11,19 por ciento de oxigeno y 88,81 por ciento de hidrogeno.

Las propiedades químicas vienen definidas por la capacidad que tiene la materia para experimentar un cambio en su composición bajo algunas condiciones. Cuando aplicamos una transformación química a una o varias muestras de materia, estas se convierten en nuevas muestras con composiciones diferentes a las original y este cambio de composición define la transformación.

El papel, formado básicamente por carbono, oxigeno y hidrogeno, cuando lo hacemos arder se transforma en dióxido de carbono () y en agua () en forma de vapor. Esta capacidad de arder que tiene el papelseria una propiedad química. Si introducimos un muestra de zinc (Zn) en una disolución de Acido Clorhídrico () se producirá una reacción/transformación química: la muestra de zinc () original reaccionará y cambiará su composición para pasar a formar, junto con el cloro del Ácido Clorhídrico, Cloruro de Zinc () y el hidrogeno del Ácido Clorhídrico () cambiará a gas hidrogeno (). Si embargo, el oro es incapaz de reaccionar con el Ácido Clorhídrico, y por lo tanto no se produciría ninguna transformación. La capacidade de sufrir una transformación que poseen las diferentes materias son sus propiedades químicas.

De izquierda a derecha, el sulfato de cobre reacciona con el hierro; el ácido clorhídrico no reacciona con el cobre, sin embargo, si lo hace reacciona con el hierro formando gas Hidrogeno y liberando iones de y en el medio; el hierro también reacciona con el ácido nitrico formando un gas de Dióxido Nitroso

Clasificación de la materia

La materia esta formada por unas unidades diminutas que conocemos con el nombre de átomos. En la actualidad sabemos que existen 115 tipos de átomos que combinados forman toda la materia en la que vivimos y que nos permite vivir, algo realmente increíble! Las muestras de materia formadas únicamente por un tipo de átomo las conocemos con el nombre de elementos químicos y en la naturaleza encontramos unos 90 de ellos, el resto solo podemos obtenerlo artificialmente. Relacionado con los conceptos antes definidos, por tradición también se pueden definir los elementos químicos como aquellas muestras de materia que no podemos descomponer mediante transformaciones químicas en otras más simples.

Siguiendo en esta linea, definimos como compuestos químicos a las muestras de materia formadas por la combinación de átomos de diferentes elementos en unas proporciones definidas. Definimos con el nombre de molécula, a la entidad más pequeña de un compuesto en la que se mantienen las mismas proporciones de los átomos constituyentes que en el compuesto químico.

 

Por ejemplo la molécula de agua esta formada por dos átomos de hidrogeno unidos a uno de oxigeno; si le añadimos un oxigeno más entre un hidrogeno y el oxigeno, obtenemos una molécula de Peróxido de hidrogeno. Si miramos en nosotros, una molécula del pigmento rojo que le da el color a la sangre, la hemoglobina, encontramos una combinación de 3032 átomos de carbono, 4816 átomos de hidrogeno, 870 átomos de oxigeno, 8 átomos de azufre y un átomo de hierro, escrita en forma estequimetrica:

Y del mismo modo que antes, si cambiamos la proporción obtendremos otra molécula que constituirá otro compuesto diferente.

Los elementos y compuestos químicos se denominan substancias, si mezclamos diferentes substancias podemos obtener dos tipos de mezclas:

Una mezcla es homogénea o disolución si la composición y propiedades son uniformes en cualquier parte de una muestra determinada. El aire es una mezcla homogénea de varios gases, principalmente nitrógeno y oxigeno), el agua del mar es una disolución de agua, cloruro de sodio entre otras muchas substancias.

Una mezcla es heterogénea si los componentes se separan en zonas diferenciadas, físicamente distintas y distribuidas de forma desigual. Por ejemplo, en aceite que flota si lo mezclamos con el agua, o la sal del mar que podemos ver mezclada con la arena de la playa.

Las mezclas, las podemos separar mediante transformaciones física, como por ejemplo aplicando la filtración separamos una mezcla de agua y arena en suspensión: la arena quedará en el filtro y el agua lo atravesará. Otra posible transformación que nos permite separar una mezcla es la destilación: si tenemos una mezcla homogénea de agua y sulfato de cobre (II) y la hacemos hervir, el agua pura la obtendremos del vapor liberado y el sulfato de cobre quedará en el recipiente.

Los compuestos, mantienen su identidad durante las transformaciones físicas, por lo que para descomponerlos necesitamos aplicarle transformaciones químicas. Por ejemplo, el dicromato de amonio se descompone al calentarlo en óxido de cromo sólido , nitrógeno gaseoso y agua liquida .

Estados de agregación de la materia

La materia se nos puede presentar en muchas fases o estados, cada uno con unas propiedades y características diferentes, entre ellos los más conocidos son: la fase solida, la fase liquida, la fase Gaseosa y la fase plasma; aunque existen muchos otros estados como por ejemplo la fase cristal liquido (propiedades del características de cristal y del liquido), la fase condensado Bose-Eintein, la fase débilmente simétrica…

A bajas temperaturas, las partículas (átomos, moléculas o iones) que forman la substancia se encuentran en contacto próximo unidos por una fuerza lo suficientemente fuerte para que no puedan moverse libremente, solamente pueden vibrar. Por eso, el resultado es un solido compacto y con un volumen definido, puesto que la distancia entre las partículas que lo forman no varia.

En los conocidos como sólidos cristalinos, estas partículas se organizan formando unas estructuras tridimensionales que conocemos con el nombre de estructuras cristalinas. En un sólido de estas características, las partículas que lo componen pueden organizarse formando diferentes tipos de estructuras según las condiciones a las que se encuentra la substancia, otorgando en cada caso unas propiedades concretas. Por ejemplo, el hierro tiene una estructura conocida como cubo centrado en el cuerpo a temperaturas por debajo de los 912C pero tiene una estructura de cubo centrado en las caras cuando se encuentra entre 912C y 1394C; o el hielo, que tiene unas 15 estructuras diferentes dependiendo de la temperatura y la presión.

Una substancia pasa de estado solido a liquido mediante la fusión, de estado liquido a solido mediante la solidificación, directamente a estado gaseoso sin pasar por el estado liquido mediante la sublimación y al revés mediante la sublimación regresiva. Estos cambios de estado, como ya veremos mas adelante, son posibles gracias a que al aumentar la temperatura de la substancia, las partículas que lo forman ganan energía cinética y pueden vibrar con mas fuerza y moverse. Cuando le suministramos la suficiente energía, las partículas de vibran con tal fuerza que logran escapar de la atracción de las otras partículas, rompiendo las estructuras en el caso de los sólidos cristalinos, adquiriendo una cierta movilidad entre ellas.

Esta capacidad de movimiento hace que las propiedades físicas de la materia cambien, las partículas siguen afectadas por las fuerzas intermoleculares (o interatomicas o interionicas, según el caso) pero ahora, al tener la suficiente energía para poder moverse en relación a las demas particular, la estructura adquiere una movilidad a diferencia del estado compacto del solido. Por ese motivo, una substancia en estado liquido no tiene una forma definida y se adapta al recipiente que lo contiene. A parte, exceptuando el caso del agua, al cambiar al estado liquido la substancia gana volumen. El volumen de un liquido se mantiene constante si no variamos ni la temperatura ni la presión a la que se encuentra debido a que las partículas de la substancia siguen estando bajo la influencia de la fuerza interatómica que impiden a las partículas alejarse libremente de las demás.

Del mismo modo el anterior cambio de estado, para hacer que un liquido alcance el estado gaseoso, podemos aumentar su temperatura a presión constante para darle a las partículas la energía cinética necesaria para reducir al mínimo la fuerza intermolecular o también podemos, a temperatura constante, reducirle la presión para que las partículas ganen la energía que perdían por los efectos de la presión. Las partículas de la substancia ganarán energía cinética hasta que lleguemos al punto crítico, donde tendrán tanta energía que las fuerzas intermoleculares tendrán muy poco efecto (o ninguna en los gases ideales) sobre ellas y podán podrán moverse con plena libertad las unas respecto a las otras. Por lo tanto, el volumen de la muestra como la forma se adaptarán al recipiente, se expanden hasta ocupar todo el contenedor.

Si seguimos aumentando la temperatura y dandole energía cinética a las partículas podemos llegar a hacer que los átomos de las partículas sean capaces de alejarse de alguno de sus electrones y quedarse en un estado ionico, por lo que tendríamos una substancia formada por partículas cargadas (iones) de materia y que conocemos como plasma. El caso mas vistoso del plasma es el sol y las estrellas.

A medida que una substancia cambia de estado, la relación entre la masa y el volumen que ocupa una materia sufre una serie de variaciones proporcional a la temperatura y la presión a la que esta sometida. Esta relación, cantidad de masa por unidad de volumen se conoce como densidad de la substancia, y es inversamente proporcional al volumen que ocupa. En los cambios de estado, la masa de la muestra siempre es la misma, ya que con las transformaciones físicas no hemos cambiado el numero de partículas que forman la substancia, por lo que cuanto más energía demos a las partículas, más se volumen ocuparán y menos densas serán.

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Y hasta aquí el primer cápitulo de lo que creo que debería saber cualquier persona un poco interesada en la ciéncia sobre la Química.

Próximo artículo: El átomo

Esas substancias que llamamos elementos y que no se pueden descomponer, de qué estarán formadas? De dónde salen? Porqué no se pueden descomponer?

Aunque hace más de 200 años, la pregunta que todo el mundo tenía en la cabeza y que impulso la química moderna fue:

Qué le pasa a la materia cuando la quemamos? En la combustión se destruye materia?

Y de ahí pasamos a preguntarnos:

Qué hace que tan diferente al hidrogeno del azufre? Y al hierro del helio o al uranio del oxigeno?

Qué es un átomo y de que esta formado? Qué propiedades tiene?

Hablaremos con Mayow, Boyle, Becher, Stahl y sobre todo con Lavoiser, Proust y Dalton.

El camino hasta la biblioteca parece un paseo por un museo.

       Dentro de la biblioteca más de lo mismo, este año en promoción de la astronomía, documentos de Johannes Kepler, Nicolás Copérnico, Galileo Galilei y compañia. Cuando tenga tiempo, ya hablaremos más en profundidad de estos pensadores y su batalla por situar a la Tierra y los demás planetas dentro del Universo.

       Y llegar al final a la sala de estudios donde reina el silencio y la tranquilidad, a diferencia de la gran mayoria de bibliotecas universitarias donde el caos reina. Además, dispone de unas mesas impecables, libres de grafitis con enchufes e iluminación independiente.

       Y encima, con este paisaje de fondo:

Así que ya sabes, si quieres estudiar tranquilo en Barcelona, te recomiendo esta biblioteca! Imagina venir cada día a estas instalaciones a estudiar matemáticas… Si en el futuro puedo, lo intentaré

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