Estamos a principios
de la primera década de 1.800. Los primeros químicos (Dalton, Richter, Proust)
están recién enterados de la existencia de unas misteriosas entidades llamadas
átomos. Explico las leyes de la química y hablo de masas atómicas y
moleculares, contamos átomos y calculamos cuantas moléculas hay en una cierta
cantidad de sustancia... pero Marina no lo ve claro.
-¿Cómo hallaron el
valor del número de Avogadro?- pregunta.
-¿Cómo encontraban
las masas de los átomos sin el aparato ese (el espectrómetro de masas) del que
nos habló?-continua preguntando.
- Es largo- respondo.
Prometo contarlo en el blog. Allá vamos.
El primer químico en
intentar pesar los átomos fue Dalton, quién se dio cuenta de que podemos
hacerlo a partir de la masa de un elemento que se combina con la masa de otro
al formar cierto compuesto.... si sabemos el número de átomos que se combinan
entre sí. Asi 7'94 g de oxígeno se combinan (unen) a 1 g de hidrógeno para dar
agua; por lo que si se admite que el peso atómico del hidrógeno es 1 , el peso
atómico del oxígeno sera de 7'94 si la fórmula del agua es HO, 15'88 si la
fórmula es H2O o 3'97 si la fórmula es HO2.
El método es bueno
para establecer un listado de pesos atómicos relativos (al valor 1 del
hidrógeno)... si conoces la fórmula, claro. Cosa que Dalton desconocía. Para
superar el escollo, Dalton sugirió unas reglas sencillas para acceder a las
fórmulas. Reglas que Berzelius, otro gran químico de la época, demostró
rápidamente que no eran correctas.
El acceso a las
fórmulas de los compuestos no fue posible hasta la comprensión profunda de la
hipótesis de Avogadro, cincuenta años
despúes. Según la hipótesis, en un mismo
volumen (a la misma presión y temperatura) de un gas A y otro B, debe de haber
el mismo número de moléculas; por lo que el peso de cada volumen de gas debe
ser proporcional a la masa de cada molécula M.
Es decir Peso de un
volumen V de gas A / Peso de un volumen V de gas B = MA
/ MB
Debido a ciertas
razones históricas, se tomó como referencia que el peso molecular (la masa de
la molécula) del oxígeno es 32, ya que 32 g de oxígeno ocupan 22'4 litros en
“condiciones normales, CN” ( 1 atmósfera de presión y 0º C de temperatura).
Ahora será Peso de
22'4 L de gas A en CN / Peso de 22'4 L de oxígeno en CN = MA / 32
Por lo que Peso de
22'4 L de gas A en CN / 32= MA / 32
y MA = Peso de 22'4 L
de gas A en CN
De esta manera
podemos establecer una lista de masas moleculares relativas (al valor masa del
átomo de oxígeno igual a 16) determinando experimentalmente el peso (en g) de
un volumen de 22'4 L del gas medidos en condiciones normales.
Con una lista de
estas, Cannizaro fue capaz de establecer una lista de pesos atómicos relativos a
partir de datos experimentales, comparando los pesos de un mismo elemento que
se combinan para formar diferentes moléculas, tal y como se aprecia en la tabla
siguiente:
Compuesto
|
Peso molecular
(exp)
|
% cloro
(exp)
|
Peso del cloro (exp)
|
Átomos de cloro
(hipótesis)
|
Cloro
|
70’9
|
100
|
70’9
|
2
|
Dióxido de cloro
|
67’5
|
52’55
|
35’5
|
1
|
Cloruro de hidrógeno
|
36’5
|
97’25
|
35’5
|
1
|
Cloroformo
|
120
|
89’1
|
107
|
3
|
Fosgeno
|
99
|
71’69
|
71
|
2
|
Tetracloruro de carbono
|
154
|
92’2
|
142
|
4
|
Cloruro de etilo
|
65
|
54’95
|
35’7
|
1
|
Exp= experimental
Por lo que
Cannizaro concluye que el peso atómico del cloro debe ser el valor mas pequeño,
correspondiente a un átomo en la molécula e igual a 35’5 (respecto al valor 16 del oxígeno).
En el caso de
elementos metálicos, que no forman
moléculas con facilidad, Doulong y Petit encontraron una curiosa relación
experimental que permitía calcular el peso atómico de forma aproximada:
El
peso atómico del metal multiplicado por
su calor específico, debe valer 6'3 cal/mol C.
Hoy en día los espectrómetros
de masas calculan con gran exactitud las
masas de los átomos, midiendo la
desviación que sufren al atravesar un campo magnético. Pero es un método físico
aséptico, anodino; que no se puede comparar al sabor de los antiguos métodos
químicos …. y al placer que me ha supuesto releer ese fantástico libro de
química que el profesor Ibarz escribió en 1958; adaptando los textos del
profesor americano J.A. Babor en 1953. Libro que amenizó largas tardes de
estudio en la biblioteca de la antigua universidad (en la fábrica de tabacos) con mis compañeros de
carrera y que me devuelve por unos momentos a esa juventud perdida.
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