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Cronicón científico popular (1872-01-01 00:00:00), página 298

En general, si

A, B, C se combinan con D
y A, B, C se combinan tambien con E
D se combinará además con E.

Aquí las letras A, B, C, D y E representan las cantidades ponderales de diferentes cuerpos simples, que entran en combinacion, ó sea las proporciones en que estos cuerpos se combinan entre sí. Tales proporciones se expresan por números llamados proporcionales ó equivalentes; éstos representan relaciones de peso, ó lo que es igual, pesos relativos.

V.

Los equivalentes están referidos en la Química moderna á una unidad, que sirve de término de comparacion, la cual es el equivalente del hidrógeno. Así la cantidad del hidrógeno que se combina con 35,5 de cloro, es 1, y, por tanto, las cantidades equivalentes de oxígeno, zinc-cobre, mercurio, de los anteriores ejemplos, referidas al hidrógeno, estarán representadas también por 8—33—31,75—100.

Si para ratificar los anteriores datos, que la experiencia suministra, se tratan por ejemplo, 33 gr. de zinc por el ácido clorhídrico, éste inmediatamente se descompone: el cloro se unirá al zinc, formando clo-ruro de zinc, y el hidrógeno se desprenderá. Los 33 gr. de zinc desalojan precisamente 1 gr. de hidrógeno.

Los números puestos nunca expresan cantidades absolutas, sino los pesos relativos de las sustancias cuando se combinan ó se reemplazan en las combinaciones. Refiérense estos pesos relativos al del hidrógeno, que se toma por unidad por ser el más ligero de todos los cuerpos (1).

(1) Hace mucho que se comparan las densidades de los gases con la del aire, teniendo éste y aquellos la temperatura de 0°, y estando á la presion de 76 centímetros de mercurio. En tal supuesto, el peso específico del hidrógeno es: 0,0692, ó sea 14,4 veces menor que el del aire atmosférico.

Actualmente en Química se toma el hidrógeno también por unidad de densidades. Asimismo está adoptado para unidad de volumen el litro de hidrógeno, y para unidad ponderal, el peso de un litro de hidrógeno. A la unidad de peso se llama Kritha, la que equivale á 0, gr. 0896, ó sean aproximadamente unos 9 centigramos.

A Hofmann se debe el uso de la voz Kritha para designar el peso del litro de hidrógeno. Dicha voz significa en griego un grano de cebada, y por derivacion una pesa pequeña; y esto por analogía con la palabra grano, sacada del latin granum. V. la 5.a edicion de la Introduccion á la Quimica moderna, en aleman, por Hofmann.
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Así, pues, tienen semejante significacion los números:

100   31,75   33   35,5   8   1
de     de     de     de     de     de
mercurio. cobre. zinc. cloro. oxígeno. hidrógeno.

que representan los equivalentes.

Según lo expuesto, para determinar el equivalente de un cuerpo simple cualquiera, basta hallar la cantidad de este cuerpo, que se combina con 1 de hidrógeno, ó con una cantidad de otro cuerpo equivalente á 1 de hidrógeno, por ejemplo, 8 de oxígeno.

La noción de los equivalentes aparece, por tanto, como una consecuencia de la ley de las proporciones definidas, y reasume ciertos hechos relativos á las leyes de la composición de los cuerpos.

CAPITULO XXXII.

LEYES FUNDAMENTALES.—(Continuación.)

1. Ley de proporciones múltiples.—II. Hipótesis de los átomos.—Explicación de los hechos relativos á las proporciones definidas y á las proporciones múltiples.—III. Los gases se combinan en relaciones volumétricas sencillas.—Relacion que existe entre las densidades de los gases y sus pesos atómicos y moleculares.—Volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas.—Los pesos relativos de las moléculas están representados por las dobles densidades relacionadas al hidrógeno.—IV. Diferencia entre la noción de equivalente y la de átomo.—Berzelius fué quien primero estableció esta diferencia.—Hecho importante en la Química.—Determinación de los pesos atómicos de los cuerpos simples y de los pesos moleculares de los compuestos.—V. Leyes de los calores específicos.—Aplicación para hallar el peso atómico.

I.

Dos cuerpos pueden combinarse en muchas proporciones; por ejemplo, el carbono forma con el oxígeno dos compuestos ambos gaseosos.

El que tiene menos oxígeno es el óxido de carbono, y el que más, el ácido carbónico. Dalton fué quien primero reconoció que el ácido carbónico entraña doble cantidad de oxígeno que la que hay en el óxido de carbono, conteniendo ambos la misma cantidad de carbono. Dicho sabio encontró igual relación de cantidades respecto á las dos combinaciones de carbono é hidrógeno, que son: el hidrógeno protocarbonado ó gas de pantanos, y el hidrógeno bicarbonado, ó gas olefiante, ó del alumbrado.
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MADRID.—Imprenta de El Imparcial, á cargo de L. Polo
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todo lo que incita al hombre á que admire y reverencie al omnipotentísimo Autor de la infinitud de prodigios con que el firmamento resplandece, y de cuantos encierran los mares y continentes.

Hay, empero, obstáculos que desaniman para emprender el estudio de dichas ciencias, tales como su vastísima extension, la rapidez con que crecen y la multitud de hechos nuevos que sin cesar acumulan. Pasan años hasta que el talento más vivo y perspicaz logra poseer cuantos principios y consecuencias encarna una sola ciencia particular, y ni aun el docto de mayor capacidad y laboriosidad consigue enseñorearse por completo de todos los desenvolvimientos de su ciencia exclusiva predilecta.

Tales obstáculos no deben desalentar ni á los que cultivan una ciencia para acrecentarla, ni á cuantos desean sólo estudiar lo necesario para conocerla y admirarla.

A estos últimos nos dirigimos únicamente para que adquieran en cada ciencia algunas nociones, varios principios é ideas fundamentales y cierto número de consecuencias importantes que contengan los hechos peculiares de aquella. Con todo esto se conseguirá la aptitud necesaria para participar de la satisfacción que producen los nuevos descubrimientos; mas aquello sólo no bastará á fin de hacer indagaciones, ni contribuir al ensanche de linderos en el campo científico. Pero únicamente con la adquisición indicada se enaltece la vida intelectual, se dilata la esfera de nuestros conocimientos y conseguimos ver y admirar nuevos horizontes, donde resplandecen numerosos y variados prodigios.

Claro está que el aprender tales nociones, principios y consecuencias no forma al hombre científico completo y profundo; pero aquello de seguro convierte á cualquiera en conocedor inteligente.

La persona que admira un cuadro ó estatua, no ha de ser forzosamente pintor ó escultor; mas acertará á explicarse las causas que determinan la belleza de la obra, aunque ignore el manejo de pinceles, el uso del martillo ó cincel y los mil detalles de ejecucion. Esto mismo puede decirse
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De las anteriores y de otras observaciones dedujo la ley de las proporciones múltiples, la cual declara: Cuando dos cuerpos simples ó compuestos se unen en muchas proporciones formando distintas combinaciones ó compuestos, siendo uno de ellos fijo, los pesos del otro varían en relaciones muy sencillas.

Así, tomando uno de los anteriores ejemplos, el carbono se une al oxígeno en dos proporciones: El óxido de carbono contiene por 12 partes de carbono 16 partes de oxígeno.

El ácido carbónico entraña por 12 partes de carbono 32 partes de oxígeno. Los números 16 y 32 aparecen, como se ve, en la relación de 1:2.

El nitrógeno forma con el oxígeno cinco combinaciones: teniendo todas el mismo peso de nitrógeno, los pesos del oxígeno aparecen respectivamente en la misma relación que los números 1, 2, 3, 4, 5.

En efecto:
El protóxido de nitrógeno contiene por 14 partes de nitrógeno 8 partes de oxígeno.
El bióxido de id. . . . . . . . . . . 14 p. de id., 16 p. de id.
El ácido nitroso anhidro. . . . . . 14 p. de id., 24 p. de id.
El peróxido de nitrógeno. . . . . . 14 p. de id., 32 p. de id.
El ácido nítrico anhidro. . . . . . 14 p. de id., 40 p. de id.

Véase aquí que los números 8, 16, 24, 32, 40, son productos múltiplos del primero por los 1, 2, 3, 4, 5.

El anterior es un solo ejemplo de los muchos que patentizan la exactitud de la ley de las proporciones múltiples.

II.

Dalton, cuando descubrió la ley de las proporciones múltiples, procedió á explicar los hechos sobre que se funda por medio de la teoría atómica. Tomando la idea Leuccippo y la palabra* de Epicuro, supuso que la materia ponderable está formada de partículas indivisibles é infinitamente pequeñas, que denominó átomos.

A esta voz, que para los antiguos entrañaba una noción oscura y de mucha vaguedad, dióle dicho sabio sentido preciso, admitiendo, por una parte, que los átomos de cada especie de materia en cada cuerpo simple tienen peso variable, y por otra, que la combinación entre diversas especies de materia resulta de la justaposición de sus átomos.

Ahora bien; si la combinación entre los cuerpos resulta de justaposición de sus átomos, siendo estos considerados como indivisibles, y como teniendo un peso constante é invariable para cada especie de materia, es claro que las combinaciones no pueden efectuarse sino en proporciones definidas; porque éstas representan las relaciones invaria-
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bles entre los pesos de los átomos, que se justaponen. Aunque un cuerpo puede combinarse con otro en muchas proporciones, las combinaciones que resulten sólo es posible que surjan por la justaposicion de 1, de 2, de 3, de 4, etc., átomos de uno de los cuerpos á uno ó muchos átomos del otro; mas siendo constante el peso de este último cuerpo, se deduce que deben ser sus múltiples los pesos del otro en las diversas combinaciones por entrambos formadas.

La anterior indicacion demuestra que la hipótesis de los átomos sirve para interpretar las leyes de la composicion de los cuerpos relativas á las proporciones definidas y á las proporciones múltiples.

III.

Hechos importantes descubiertos por Gay-Lussac enseñan otras leyes relativas á las relaciones en que se combinan los gases.

Aquel descubrió que dos volúmenes de hidrógeno se combinan exactamente con un volumen de oxígeno, formando dos volúmenes de vapor de agua.

Manifiéstase así una relacion simple, no sólamente entre los volúmenes de los gases hidrógeno y oxígeno, que se combinan, sino tambien entre el volumen del vapor de agua formado y la suma de los volúmenes de los gases componentes; tres volúmenes de estos últimos se reducen exactamente á dos por efecto de la combinacion.

Hechos análogos se han descubierto en otros gases que demuestran estas conclusiones generales:

1.a) Que hay una relacion sencilla entre la suma de los volúmenes de los gases que se combinan;

2.a) Que existe una relacion sencilla entre la suma de los volúmenes de los gases componentes y el volumen del gas que resulta de la combinacion.

De lo que precede se hace una aplicacion importante á la teoria atómica. Si las proporciones definidas en peso, con que los cuerpos se combinan, representan, según Dalton, los pesos relativos de sus átomos, es natural creer que las proporciones definidas y sencillas en volúmenes conque se combinan los gases, según Gay-Lussac, representan los volúmenes, que ocupan los átomos. En un mismo volumen, pues, según ésto, los gases contendrán el mismo número de átomos.

Ampère, fundándose en tal consideracion, observó que los gases se dilatan y se comprimen todos casi de la misma manera, cuando se les sujeta á las mismas variaciones de temperatura y de presion. Los descubrimientos modernos declaran que dicha proposicion es exacta dentro de ciertos límites, siendo aplicable á gran número de gases simples.

Ahora bien; si los volúmenes iguales de estos gases (medidos en
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idénticas condiciones de temperatura y presión) contienen el mismo número de átomos, es claro que los pesos de estos volúmenes iguales deben representar los pesos de los átomos, ó en otros términos: los pesos atómicos de los aludidos gases simples deben ser proporcionales á las densidades.

Nadie que sepa Física, ignora que las densidades de los gases y de los vapores representan los pesos de éstos comparados con el de un volumen igual de aire. Sábase que para determinarlas se pesa un volumen del gas de que se trate, y se divide este peso por el de un volumen de aire cuya temperatura y presión tenga las mismas condiciones del primero. Por tanto el aire es la unidad á que se refieren generalmente las densidades de los cuerpos gaseosos.

Relacionando tales densidades á la del hidrógeno (1), se verá que con pequeños desacuerdos, los mismos números expresan las densidades y los pesos atómicos, si se refieren aquellas y éstos á idéntica unidad; esto es, al hidrógeno.

Los guarismos que siguen demuestran semejante aserto:

    NOMBRES DE LOS CUERPOS SIMPLES.
    DENSIDADES DE LOS GASES Ó VAPORES REFERIDAS AL HIDRÓGENO.
    PESOS ATÓMICOS.

    Hidrógeno
    1
    1

    Oxígeno
    15,9
    16

    Nitrógeno
    14,0
    14

    Azufre (densidad á los 1.000)
    32,0
    32

    Cloro
    35,2
    35,5

    Bromo
    77,8
    80

    Iodo
    125,8
    127

Declara tal cuadro que si se relaciona la densidad de los gases á la del hidrógeno tomado por unidad, y si por otra parte se comparan los pesos de sus átomos con el del hidrógeno, tomado también por uni-

(1) Para esto se multiplican las densidades de los gases relacionados al aire por \( \frac{1}{0,0693} = 14,14 \), que es la relación de la densidad del aire á la del hidrógeno.
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dad, entonces las densidades y los pesos atómicos están expresados por los mismos números. En todos los cuerpos simples, siendo su estado gaseoso ó de vapor, se observa igualdad, ó al menos relación sencilla entre las densidades referidas al hidrógeno y el peso atómico.

Volúmenes iguales de los gases supuestos contienen igual número de átomos. Por consiguiente, dos volúmenes de hidrógeno contienen dos veces más átomos que un volumen de oxígeno, y cuando estos dos gases se combinan en la relación de 2 volúmenes del primero á 1 volumen del segundo, es necesario admitir, que cada átomo de oxígeno busca para combinarse y que realmente se combina con 2 átomos de hidrógeno. Resulta pues, que el agua está formada de 2 átomos de hidrógeno y de 1 átomo de oxígeno. Estos tres átomos así unidos constituyen la más pequeña cantidad de agua, capaz de existir en estado libre, y tal cantidad se llama una molécula de agua.

Queda puesto que 2 volúmenes de hidrógeno, al combinarse con 1 volumen de oxígeno, originan 2 volúmenes de vapor de agua. Una molécula de agua ocupa, pues, en estado de vapor 2 volúmenes, si 1 átomo de hidrógeno ocupa sólo un volumen, y si 1 átomo de oxígeno ocupa también 1 volumen.

Vése, pues, que los volúmenes representan á los átomos y á los pesos relativos de volúmenes iguales, ó diciendo esto de manera: las densidades representan los pesos de los átomos.

Los gases en volúmenes iguales contienen el mismo número de moléculas, según dijo Avogadro, y cada una de estas moléculas ocupa 2 volúmenes si 1 átomo de hidrógeno ocupa 1 volumen. De aquí resulta que el peso de 2 volúmenes de un gas compuesto representa el peso de su molécula, siendo el peso de un volumen de hidrógeno igual á 1. Mas el peso de 2 volúmenes de cualquier gas ó vapor es su doble densidad referida al hidrógeno; porque la densidad es el peso de 1 volumen comparado con el peso de 1 volumen de hidrógeno.

Para hallar el peso de la molécula (el peso de 2 volúmenes) de un gas ó de un vapor, se multiplica por 2 su densidad referida al hidrógeno (peso de un volumen).

En resumen, los números que representan las dobles densidades de los gases ó de los vapores, relacionadas al hidrógeno, expresan también los pesos moleculares de tales gases ó vapores, es decir, el peso de todos los átomos, que componen la molécula; siendo el de un átomo de hidrógeno igual á 1.

IV.

Hay según lo que precede notable diferencia entre la noción de equivalente y la de átomo. Los equivalentes representan las proporciones ponderales en que se combinan los cuerpos; los pesos atómicos repre-
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sentan los pesos relativos de los volúmenes de los gases, que entran en combinación.

El equivalente del hidrógeno es la unidad de peso del hidrógeno, y á esta unidad se han referido los pesos de los demás cuerpos tales como entran en combinación.

El peso atómico del hidrógeno es el peso de 1 volumen de hidrógeno, tomado por unidad, y á esta unidad se han referido los pesos atómicos de los demás cuerpos.

Por medio de la determinación de las densidades de los gases y de los vapores, se pueden fijar los pesos atómicos de los cuerpos simples y de los pesos moleculares de los compuestos (1).

V.

Respecto á muchos cuerpos que no son gaseosos ni pueden reducirse á vapores, se determinan los pesos atómicos utilizando la ley de los colores específicos descubierta por Dulong y Petit.

Tal ley declara que si se multiplican las cantidades, que expresan los colores específicos (2) de los cuerpos simples, líquidos ó sólidos, por las

(1) Berzelius (nació en 1779 y su fallecimiento tuvo efecto en 1848); uno de los químicos de mayor y más merecido renombre, publicó en 1815 las investigaciones que había practicado y sus primeras tablas de los pesos atómicos. Aquel sabio aceptaba la idea fundamental de Dalton sobre los átomos; mas al admitir también los hechos descubiertos por Gay-Lussac, suministró una explicación propia acerca de este asunto. Dalton declaraba que un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno se juntan para formar una molécula de agua; pero si se admite la ley de Gay-Lussac, entonces es preciso suponer que la molécula de agua entraña un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. Por tanto, según Berzelius procedía considerar el átomo de hidrógeno cual la mitad menor que lo imaginaba Dalton.

Semejante supuesto es uno de los hechos más importantes en la historia de la Química; porque figura como origen de una especie de cisma en la ciencia, el que hasta cierto punto todavía impera. Desde entonces empezó á establecerse la diferencia entre la noción de los pesos atómicos y de los equivalentes, que antes representaban absolutamente lo mismo. Los átomos, según Dalton, eran las partes más pequeñas de los cuerpos que forman combinaciones químicas. Wollaston los llamó equivalentes; porque dichas partes se reemplazan unas con otras en los compuestos. En dicha época se consideraron sinónimos pesos equivalentes y pesos atómicos. Empero Berzelius proclamó la inexactitud de ese supuesto, declarando que en la molécula de agua hay dos átomos de hidrógeno, resultando así que el equivalente de dicho gas era el doble de su peso atómico.

Al aludir ahora al gran químico sueco, se recomendará aquí el preciosísimo e interesante folleto cuyo título sigue: Apuntes biográficos del eminente químico Berzelius, y consideraciones sobre sus trabajos científicos por el Dr. D. J. Olmedilla y Puig. Madrid, 1873.

(2) El calor específico de un cuerpo sólido ó líquido, es la cantidad
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cantidades que representan sus pesos atómicos, el producto que resulta es casi siempre constante, ó dicho esto de otra manera: los calores específicos de los cuerpos simples, líquidos ó sólidos, están en razón inversa de sus pesos atómicos. Así, pues, los átomos de los cuerpos simples sólidos tienen sensiblemente el mismo calor específico.

Dicha ley sirve para hallar el peso atómico; porque si el calor específico multiplicado por el peso atómico da un producto casi constante, que se puede llamar calor atómico, es claro que dividiendo tal producto por el calor específico; se debe hallar por cociente el peso atómico. El término medio del producto que representa el calor atómico es 6,4.

CAPÍTULO XXXIII.

TEORÍAS, SÍMBOLOS Y ECUACIONES QUÍMICAS.

I. Dudas respecto á la existencia como fuerza propia de la afinidad química.—Teoría electro-química de Berzelius.—Ciertos fenómenos desacuerdan con dicha teoría.—Teoría unitaria.—Naturaleza de las teorías químicas.—II. Átomos y moléculas.—III. Signos ó símbolos químicos.—IV. Fórmulas químicas.—V. Peso de la molécula.—Ejemplos.—Fórmula empírica y racional.—Gran importancia de las fórmulas racionales en la Química moderna.—VI. Reacciones de las moléculas entre sí.—VII. Ecuaciones químicas.—Dada la composición de un cuerpo en la fórmula de su molécula, calcular los pesos de los componentes necesarios para producir un peso determinado del compuesto.

I.

Ya hemos puesto (cap. 31 § I.) que favorecen, impiden ó anulan, en determinadas circunstancias, la afinidad química, el calor, la luz y la electricidad. Vemos que surgen las combinaciones químicas bajo el influjo de tales fuerzas, las que generalmente se manifiestan cuando obra de calor necesaria para elevar un grado la temperatura de un peso fijo de este cuerpo, tomando por unidad el calor necesario para elevar un grado la temperatura de un peso igual de agua. Sabido es que para elevar un mismo número de grados la temperatura de diferentes cuerpos, es necesario comunicar á pesos iguales muy diversas cantidades de calor. Así, 1 kilogramo de agua exige para elevar su temperatura 1 grado, 30 veces más calor que 1 kilogramo de mercurio, y si se presenta por 1 la cantidad de calor necesario para elevar 1 grado la temperatura de 1 kilogramo de agua, el calor indispensáble para elevar 1 grado la temperatura de 1 kilogramo de mercurio, estará representada por la fracción \(0,0333 = \frac{1}{30}\). Esta fracción representa el calor específico del mercurio entre 0° y 100°.