UNA NUEVA MIRADA PARA VIEJOS PROBLEMAS: LA SUTILEZA DE LOS ÁTOMOS Y LOS SECRETOS DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA Y EL ENLACE QUÍMICO

A lo largo del rápido e incompleto recorrido que hemos hecho por la historia de la Química hemos dejado abiertos varios problemas que, ahora, en los albores del siglo XX, con la irrupción de la física cuántica y más en concreto con la "construcción" del modelo atómico de Bohr y de los que acabarían complementándolo, cobran actualidad porque pueden abordarse desde nuevas perspectivas; los problemas a los que nos referimos tienen que ver, por un lado, con la "explicación" de las extrañas regularidades que presenta la clasificación periódica de los elementos en la Tabla de Mendeleiev y, por otro, con el viejo y misterioso asunto que se esconde tras la llamada entonces afinidad química -el modo en que se combinan y unen los elementos químicos para formar moléculas- y que, poco a poco, va a pasar a conocerse como teoría del enlace químico.

No es posible abordar en toda su complejidad un asunto de tan largo alcance como el que abre la teoría cuántica en el mundo del átomo, pero sí queremos dejar constancia aquí de que la finura y sutileza de esta teoría va a mostrarse capaz de arrojar luz no sólo sobre la composición de las moléculas sino, también, sobre su específica arquitectura. Un vasto territorio que va desde lo inorgánico a lo orgánico puede observarse, así, desde una perspectiva nueva.

En efecto, las restricciones que se imponen las leyes de la física cuántica en el nivel atómico -de las que las que aparecen en el primigenio modelo atómico de Bohr son una "tosca" muestra- van a acabar definiendo qué estructuras es posible construir y cuáles no, tanto a nivel atómico -explicando así la particular configuración de la Tabla Periódica- como a nivel molecular -dando cuenta de las posibilidades de establecimiento o no de un determinado enlace y, en consecuencia, de la formación o no de las correspondientes moléculas.

La versatilidad y variedad de los enlaces -de los que son responsables sustancialmente los electrones "alojados" en la zona más externa de los átomos- es la que acabará dando origen a la riqueza y complejidad de nuestro mundo inorgánico y orgánico entre los que, pese a las apariencias, existe continuidad evolutiva -¿no es acaso la vida resultado de los aun desconocidos procesos de la química prebiótica?

QUÍMICA Y MECÁNICA CUÁNTICA: EL ÁTOMO DE BOHR

Los inicios del siglo XX iban a ser cruciales para el desarrollo de la Física – y por contigüidad también para la disciplina hermana, la Química. De hecho a finales de los años 20 de ese siglo la “visión del mundo” había sufrido una mutación radical y las viejas nociones de espacio, tiempo y causalidad habían sido barridas.

Todo comenzaría por la extraña hipótesis que Max Planck se vería obligado a introducir para explicar la llamada “radiación del cuerpo negro”. De hecho, para entendernos, se trataba de explicar por qué un hierro moderadamante caliente tiene una tonalidad rojiza que cambia a blanco azulada al aumentar la temperatura.

En el marco clásico –el de Maxwell y Newton– donde la energía de las ondas electromagnéticas, de la luz en suma, aparece ligada a la amplitud, el hierro debería brillar con color azul a todas las temperaturas: azul oscuro a bajas temperaturas y azul claro a temperaturas elevadas; que no lo haga, sólo puede explicarse si, como supuso Planck, la energía está ligada a la frecuencia (¡al color en el caso de la luz!) mediante la enigmática relación E = hν .

Esta relación volvería a hacer su aparición en 1905 cuando Albert Einstein la utilizó para dar una explicación convincente al efecto fotoeléctrico.

Mientras Planck encaraba el problema del cuerpo negro, otro físico alemán, Philipp Lenard, estudiaba los efectos producidos por los rayos catódicos sobre películas metálicas delgadas. En 1899 sustituyó estos rayos por luz monocromática y observó que, para ciertos tipos de luz, el metal eyectaba electrones.

RESULTADOS

• Los electrones emitidos poseen una energía cinética que crece a medida que lo hace la frecuencia de la luz incidente

• Para cada metal existe un valor de la frecuencia de la luz incidente (frecuencia umbral), por debajo de la cual no hay emisión de electrones.

• No hay dilación alguna entre la llegada de los fotones y la emisión de fotoelectrones aunque la intensidad de la luz, de frecuencia superior a la umbral, sea muy débil.

Estos resultados, y más en concreto el que la energía de los electrones emitidos crezca con la frecuencia de la radiación incidente y sea independiente de la intensidad, no podían explicarse haciendo uso de la teoría clásica de la luz. De acuerdo con esta teoría, las ondas electromagnéticas que golpeaban la superficie metálica debían comportarse como las ondas marinas y transferir –de igual modo que éstas transfieren más energía, a los guijarros de la playa, cuanto mayores son– mayor energía a los electrones cuanto más intenso fuera su brillo.

Einstein, en un artículo publicado en 1905 con el título Un punto de vista heurístico acerca de la creación y transformación de la luz, aventuraba una explicación heterodoxa en la que la luz aparecía como un haz de partículas, más tarde denominadas fotones, cada una de las cuales poseía una energía hν que podía ceder a los electrones del metal.

La relación que sintetiza sus resultados se escribe así:

Mv²/2 = hν - Φ₀

donde Mv²/2 es la energía cinética máxima de los fotoelectrones emitidos, Φ₀ la energía mínima necesaria para extraer el electrón de la superficie del metal y ν la frecuencia de la radiación monocromática incidente.

De acuerdo con la explicación de Einstein, corroborada por el trabajo experimental de Robert A. Millikan, la luz intercambiaba energía con la materia en cuantos, como si de partículas se tratara. La vieja controversia parecía, como el ave fénix, resurgir de sus cenizas: ¿Cuál era en efecto la verdadera naturaleza de la luz? ¿onda o corpúsculo?.

Con estos antecedentes Bohr trataría de conciliar, en su artículo Sobre la constitución de los átomos y las moléculas (1913), los resultados obtenidos por Rutherford sobre la estructura interna de los átomos –átomos con núcleo– con las ideas introducidas por Planck a fin de explicar la radiación del cuerpo negro: Rutherford ha mostrado que la existencia del núcleo parece ser necesaria para dar cuenta de los grandes ángulos de desviación de algunas partículas  obtenidos experimentalmente. Los intentos de explicar algunas de las propiedades de la materia utilizando este modelo tropiezan con serias dificultades que nacen de la aparente inestabilidad del sistema de electrones: dificultades que, sin embargo, son evitables en el modelo propuesto por Sir J. J. Thomson.

Más adelante esbozará sus ideas en torno a la estructura y comportamiento del átomo en estos términos:

Las suposiciones utilizadas en este artículo son las siguientes:

1.- La radiación de energía no es emitida (o absorbida) de forma continua al modo en que se admite en la electrodinámica clásica, sino sólo durante la transición de los sistemas entre diferentes estados estacionarios.

2.- Que el equilibrio dinámico de los sistemas en los estados estacionarios viene gobernada por las leyes ordinarias de la mecánica, leyes que no se cumplen cuando los sistemas pasan de un estado estacionario a otro.

3.- Que la radiación emitida durante la transición de un sistema entre dos estados estacionarios (de energías E_n y E_m ) es homogénea, estando la frecuencia ν y las energías relacionadas por la expresión E_n – E_m = hν, donde h es la constante de Plank.

4.- Que los diferentes estados estacionarios de un sistema sencillo que consta sólo de un electrón que rota en torno a un núcleo positivo (en una órbita circular) vienen determinados por la condición de que el momento cinético del electrón –el producto de su distancia al núcleo por su masa y su velocidad en la órbita– en torno al núcleo sea igual a un múltiplo entero de h/2π.

El modelo construido por Bohr hacía uso, al mismo tiempo, de relaciones sacadas de la Física Clásica y de las nuevas hipótesis que Planck se había visto obligado a introducir. No es extraño, pues, que fuera recibido con escepticismo y reticencias. Rutherford le escribiría: Sus ideas en relación al modo en que se origina el espectro del átomo de hidrógeno son muy ingeniosas y parecen funcionar muy bien, pero la mezcla de las ideas de Planck y la vieja mecánica hacen muy difícil el formarse una idea clara de cual es la base de todo el sistema .

De hecho, Bohr utilizaba, en su modelo atómico, hipótesis que ya habían servido previamente, o iban a servir en su caso, para dar cuenta de otros fenómenos que tampoco encajaban en el marco de las ideas clásicas. Los fenómenos a los que nos referimos son, los ya mencionados, radiación del cuerpo negro y efecto fotoeléctrico, así como el calor específico de las sustancias a temperaturas muy bajas y los espectros atómicos.

Sabemos que la luz visible tiene una naturaleza similar al resto de la radiación electromagnética –como Hertz, entre otros, se había encargado de demostrar– y que su carácter especial es sólo producto de la capacidad de nuestros sentidos para hacer, esta estrecha franja de frecuencias, visible. Después de que la luz fuera descompuesta en sus colores por Sir Isaac Newton, y a lo largo de los siglos XVIII y XIX, se desarrollaron diversos instrumentos con los analizar las emisiones luminosas de múltiples y diversas fuentes. En el laboratorio, la luz producida por gases, metales y diversas sales al arder presentaba rayas estrechas y coloreadas que destacaban de un fondo oscuro. La localización de estas rayas en una escala de longitudes de onda era, para cada sustancia, muy precisa y característica. Su espectro era, pues, su huella digital.

La comprobación de la complementariedad de los espectros brillantes (de emisión) y los oscuros (de absorción) de una misma sustancia permitiría concluir que las rayas negras del espectro solar nos suministran información sobre la atmósfera del astro rey. Este descubrimiento iba a ser el núcleo de una disciplina nueva –la Astrofísica–.

Por otra parte, el estudio de las líneas del elemento químico más simple, el hidrógeno, le serviría a Johann Jacob Balmer para escribir una relación matemática obtenida empíricamente, en la que encajaban, casi a la perfección, las frecuencias de las 4 líneas de su espectro visible:

ν = R ( 1/n_f² – 1/n_i²)

R era una constante, más tarde denominada constante de Rydberg, y para n_f= 2 y n_i = 3, 4, 5 y 6 se obtenían las frecuencias de las distintas líneas del espectro visible.

La complejidad de los espectros sugirió a los físicos de la época, en línea con lo que también sugería la Tabla periódica de Mendeleiev, la idea de que estas vibraciones debían ser producto de estructuras organizadas en el interior de los átomos.

Cualquier modelo para el átomo debía, pues, ser capaz de dar cuenta del espectro de emisión y absorción del elemento correspondiente y esto es lo que Bohr haría en un conjunto de tres artículos –la Trilogía– cuya publicación, en el Philosophical Magazine con el título genérico de Sobre la constitución de los átomos y moléculas, se inicia en 1913. También en éste y en posteriores artículos buscaría una explicación –en términos de la organización de los electrones en torno al núcleo– de las misteriosas propiedades periódicas que habían servido a Mendeleiev para articular su Tabla.

La Química y la Física aparecerían así profundamente imbricadas y la complejidad de aquélla –como habían soñado los defensores del programa de Newton– pasaba a ser explicada en términos del comportamiento y propiedades, eso sí ¡ciertamente extrañas!, de sus constituyentes últimos (¿), a los que la Física considera sus objeto de estudio.

LA INSINUACIÓN DEVIENE CRUDA REALIDAD: ¡EL ÁTOMO POSEE ESTRUCTURA!

Las insinuaciones de la existencia de estructura interna de los átomos, a las que hemos aludido con anterioridad, pasaron convertirse en evidencia cuando, a finales del siglo XIX, una multiplicidad de radiaciones inundó los laboratorios de experimentación de todo el mundo.

En 1896, Antoine Henri Becquerel exploraba la posibilidad de que la luz solar determinara que ciertos cristales emitiesen rayos penetrantes de tipo similar a los rayos X descubiertos por Röntgen unos meses antes. Imaginaba que esa propiedad podía estar relacionada con la fosforescencia y, por ello, utilizó, entre otras sustancias, sales de uranio que poseían esta propiedad.

El azar intervendría en su trabajo en una forma que el relata así: (El 26 y 27 de febrero) el Sol apareció solo intermitentemente por lo que suspendí todos los experimentos y los dejé preparados colocando las placas (fotográficas) sin envolver en el cajón de un mueble, con las sales de uranio. El Sol no salió durante los días siguientes, y revelé las placas el 3 de marzo esperando encontrar solamente débiles imágenes. Las siluetas aparecieron, por el contrario, con gran intensidad.

Dos meses más tarde, después de un trabajo programado, concluiría: (...) He llegado por tanto a la conclusión de que el efecto (la emisión de radiación activa) se debe a la presencia del elemento uranio en estas sales.

La radiactividad –bautizada así por los Curie– había sido descubierta; le esperaba una larga carrera.

Una de las consecuencias de este descubrimiento sería la prueba de que el sueño de los alquimistas, la trasmutación de las sustancias, no era, a fin de cuentas, una quimera. En la propia naturaleza unos elementos acababan convirtiéndose en otros finalmente estables, a través de una cadena de emisiones radiactivas, y en los laboratorios, haciendo uso de subpartículas de diverso tipo, podían inducirse reacciones nucleares generadoras de núcleos nuevos y, lo que resultaría más significativo, de ingentes cantidades de energía.

Resulta paradójico que la aceptación general de la naturaleza atómica de la materia sólo se produciría cuando comenzaron a descubrirse los constituyentes de esos átomos – los electrones y el núcleo –; es decir, cuando la misma idea de átomo (como entidad indivisible) iba a ser definitivamente cuestionada.

 Marie Curie escribiría en 1900: Los átomos (de los elementos radiactivos), indivisibles desde el punto de vista químico, son de hecho divisibles, y, más adelante añadiría, refiriéndose a la explicación de la radiactividad en términos de la expulsión desde el átomo de partículas subatómicas: esto socava de forma grave los principios de la química. En cualquier caso parecía claro que el átomo químico no era el estadio último de la física de partículas. Einstein, por otra parte, suministraría en su artículo sobre el movimiento browniano publicado en 1905 pruebas complementarias de la atomicidad.

La construcción del átomo con estructura –o expresado de otro modo, el descubrimiento de los constituyentes esenciales del átomo– tendría lugar en Inglaterra, y más en concreto en el laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge. En 1897 Joseph J. Thomson realiza los experimentos de rayos catódicos que permitieron concluir que existe una partícula –el electrón– que es portadora de carga eléctrica y que, además, es un constituyente básico de todos los átomos.

 Thomson midió la razón e/m para esa partícula y lanzó, en 1903, la sugerencia de que los electrones se hallan sumergidos en una matriz cargada positivamente, como las pasas en una tarta. Nace así el primer modelo atómico complejo.

Entre 1896 y 1898 Ernest Rutherford trabaja, en el Cavendish, sobre radiactividad y en el curso de sus experimentos consigue aislar dos emisiones radiactivas de distinta naturaleza: Los experimentos muestran que la radiación que emite el uranio es de naturaleza compleja, y en ella están presentes al menos dos tipos diferentes de radiación –una que es rápidamente absorbida y a la que por conveniencia denominaremos radiación α, y otra, mucho más penetrante, que designaremos radiación β–.

Un tercer tipo de radiación sería descubierta posteriormente por P. Villard en 1900 y bautizada en 1903, por Rutherford, como rayos γ.

En 1906 Rutherford se desplaza a Manchester y en su Universidad pasa a ocuparse de la estructura del átomo, es decir, de la distribución de la materia y la carga dentro del átomo. El equipo humano de Rutherford, que incluía entre otros a Hans Geiger y Ernest Marsden, diseñó una experiencia que se presenta esquemáticamente en la figura:

En esa experiencia se bombardeaba una fina película de oro con partículas α y se estudiaban las desviaciones que estas sufrían después de interaccionar con los átomos de la lámina. La existencia de desviaciones inesperadas con ángulos muy grandes fue calificada en estos términos por el mismo Rutherford: Era como si una bala rebotara al colisionar con una hoja de papel. Este comportamiento no era explicable admitiendo como modelo atómico el diseño de Thomson.

Rutherford sometería a análisis el proceso de colisión de las partículas α con un átomo nucleado de dimensiones muy pequeñas en el que residiría la masa y cargado positivamente. La concordancia entre los resultados teóricos obtenidos con su modelo y los datos experimentales de las desviaciones de las partículas α dotarían de carta de naturaleza al núcleo y certificarían el nacimiento del modelo planetario.

El modelo que Rutherford construyó a partir del análisis teórico de la experiencia anterior –el modelo planetario– generaría, no obstante, una enorme cantidad de interrogantes: ¿por qué los electrones que orbitan alrededor del núcleo y que, por tanto, poseen aceleración no radian como cualquier partícula cargada acelerada?, ¿no es esta estructura de cargas esencialmente inestable? ¿cómo es posible por otra parte que el núcleo, formado por carga positiva, presente estabilidad? ¿qué determina los tamaños y energías de las órbitas de los electrones?

En estas cuestiones encontramos gérmenes de lo que acabará convirtiéndose en la nueva teoría de la materia: la Mecánica Cuántica.

UN MUNDO OCULTO A NUESTRA MIRADA

Los lazos entre lo macroscópico y lo microscópico

Ya hemos indicado con anterioridad que los intentos de explicar el comportamiento de las sustancias a nivel macroscópico –a simple vista– mediante modelos o hipótesis en las que interviene un sustrato microscópico tienen una historia que se remonta a la Antigüedad y unos antecedentes más próximos a la época que historiamos, finales del siglo XIX, en Newton y en el atomismo daltoniano.

En Newton se trataba, en sintonía con el programa que lleva su nombre, de dar una explicación de la ley de Boyle, PV = cte., imaginando a los gases como compuestos de partículas que interaccionaban entre sí mediante una ley de fuerzas que variaba como el inverso de la distancia; en el segundo se ofrecía la clave –la existencia de átomos distintos para cada elemento químico– para la comprensión simultánea de las leyes de las combinaciones químicas –conservación de la masa, proporciones definidas y proporciones múltiples.

Será en el ámbito del estudio de los fenómenos asociados al calor donde también acabará por irrumpir con fuerza la idea atómica como clave explicativa para entender lo que en este ámbito acontece. Irá perdiendo fuste la noción del calor como sustancia para ir ganando credibilidad la identificación del calor con el movimiento; en el camino se iran, por un lado, perfilando nociones como temperatura, calor específico, calor latente, etc., y, por otro, realizando experimentos cada vez más precisos –Black, Rumford, Joule y Davy, entre otros, acabarán, así, por afianzar la idea, esbozada con anterioridad por Francis Bacon, de que el calor no es otra cosa que una forma de movimiento.

Davy lo expresaba en estos términos: Los sólidos se expanden cuando son sometidos a una fricción violenta y prolongada (...) y si están a una temperatura mayor que la del cuerpo humano, afectan a los órganos de los sentidos con una sensación peculiar conocida con el nombre de calor. Dado que los cuerpos se expanden al friccionarlos, es evidente que sus partículas se mueven alejándose y separándose unas de otras. Ahora bien, la fricción y la percusión generan necesariamente movimiento o vibración de las partículas de los cuerpos. Podemos, pues, concluir razonablemente que este movimiento o vibración no es otra cosa que calor, o el agente repulsivo. El calor, entonces, o ese poder que impide el contacto completo de las partículas de los cuerpos, y que es además la causa de nuestra peculiar sensación de frío o calor, debe ser considerado como una forma peculiar de movimiento, probablemente una vibración de las partículas de los cuerpos, que tiende a separarlas. Puede ser así llamado con propiedad movimiento repulsivo (...)

La naturaleza granular, atómica en última instancia, de la materia permitía unificar ámbitos hasta entonces separados: la visión mecanicista ganaba adeptos y ampliaba su territorio de aplicabilidad.

Se desarrollarían modelos atómicos para las sustancias y las leyes de los gases recibirían una explicación no sólo cualitativa, sino cuantitativa –como pedía Newton– en lo que pasaría a denominarse Teoría cinética de los gases.

Será en 1865 cuando Clausius enunciará los dos teoremas fundamentales de la teoría dinámica del calor:

1.- La energía del universo es constante

2.- La entropía del universo tiende a un máximo

La primera de estas leyes recoge como principio fundamental la conservación de la energía. Concepto, este último, que, a lo largo del siglo XIX, había sustituido paulatinamente al de fuerza, más tangible en apariencia y convertido en idea unificadora desde que Newton mostrara, siglo y medio antes, cómo manejarla matemáticamente. (…) En 1846 Kelvin sostenía que la física era la ciencia de la fuerza. En 1851, después de encontrarse con Joule, aceptaba ya que la física era la ciencia de la energía. Las fuerzas podían ir y venir, pero la energía permanecía.

La segunda ley admite, por su parte, que existe una disimetría fundamental en la naturaleza: es cierto que la energía se conserva pero también es cierto que, al mismo tiempo, se degrada. Esta disimetría refleja el hecho comprobado de que la naturaleza no grava la conversión de trabajo en calor pero sí la conversión de este último en aquél; la naturaleza acepta pues la equivalencia entre calor y trabajo pero a condición de que se le pague una cuota cada vez que se convierta calor en trabajo.

Estas leyes iban a ser interpretadas finalmente, no sin controversia, en clave atómica, desde el ámbito de lo microscópico, por Boltzmann. El mundo de la apariencia cotidiana recibía así, nuevamente, una explicación desde el ámbito de lo invisible.

La Electricidad y el Magnetismo sufrirían un extraordinario desarrollo a lo largo del siglo XIX y, a finales del mismo, Maxwell iba a unificar no sólo los fenómenos asociados a ambas disciplinas sino, además, a incorporar a un único modelo explicativo los fenómenos asociados a la luz: Electricidad, Magnetismo y Óptica devenían, así, aspectos de una misma realidad. En el sustrato de todos estos procesos, las fuentes, las cargas eléctricas –¡otra vez el modelo granular como elemento explicativo!

Ya señalamos, al hablar de la Tabla Periódica, cómo la agrupación de las sustancias en familias con propiedades similares así como la existencia de distintas afinidades entre unas y otras insinuaba la existencia de ciertas interioridades en los, hasta entonces “toscos” átomos de Dalton; interioridades que también se adivinaban en la existencia de patrones específicos de emisión de luz para los diferentes elementos químicos.

 Poco tiempo más tarde lo que hasta entonces era una mera insinuación de interioridades acabaría mostrándo su desnudez: ¡el atomo constaba de partes!

REGULARIDADES EN EL COMPORTAMIENTO DE LAS SUSTANCIAS: LA TABLA PERIÓDICA

La clasificación periódica de Mendeleiev

Los elementos descubiertos mediante el uso de la pila de Volta hacen que el número de éstos crezca espectacularmente pasando de los 33 que Lavoisier incluía en 1789 a los 70 que clasificará Mendeleiev en 1869. Esta proliferación, provoca cierto desasosiego porque choca con uno de los principios subyacentes en cualquier ciencia que se precie : la simplicidad.

Esta necesidad compulsiva de unificación puede explicar la "descabellada" idea de W. Prout (1785 - 1850) que imagina la diversidad de cuerpos simples derivada supuestamente de un único elemento originario, el hidrógeno.

En el químico ruso Mendeleiev hay, en cambio, una aceptación de la existencia de la diversidad de elementos y por ello no busca, como Prout, una materia primera con la que explicar esa diversidad; está convencido, y lo estará siempre, de la pluralidad irreductible de los elementos y de la imposibilidad de trasmutarlos. Mendeleiev tratará, por ello, de encontrar una cierta unidad en el campo de los elementos químicos en la existencia de regularidades de comportamiento dentro de lo que conceptuará como familias. La intuición de la existencia de cierta periodicidad había surgido en él después del Congreso de Karlsruhe en 1860, donde se trató de resolver las discrepancias existentes tanto sobre la idea de átomo, molécula y equivalente como sobre nomenclatura.

Una de las comunicaciones del Congreso fue la de Stanislao Cannizaro, quien utilizó la hipótesis de Avogadro como recurso para determinar los pesos atómicos y moleculares. De acuerdo con esta hipótesis, la comparación de las densidades (d) de dos gases nos permitiría – al admitir que en el mismo volumen (V) hay el mismo número de partículas (n) – obtener la razón entre sus pesos atómicos (m):

d_oxíg : d_hidróg = M/V : M’/V = nm_oxíg : nm_hidróg = m_oxíg/m_hidróg

 

Sustancia	densidad	% en peso
Hidrógeno	0.0659	100	6.59	2
Cloruro de Hidrógeno	1.19	2.76	3.29	1
Agua	0.589	11.2	6.59	2
Amoníaco	0.557	17.7	9.86	3
Metano	0.524	25.1	13.3	4

La densidad nos da la masa del compuesto en 1 litro (medido en idénticas condiciones de P y T - 1 atmósfera y 100ºC -)

d = m / V = m/ 1 (para el HCl, d = M_H + M_Cl / 1 = 1.19 )

La segunda columna representa el porcentaje en peso del elemento que nos interesa en cada compuesto (por ejemplo el Hidrógeno en el HCl)

(M_H / M_H + M_Cl ) x 100 = 2.76

El producto de ambas columnas nos da la masa del elemento en el compuesto:

[(M_H + M_Cl ) M_H / 1 (M_H + M_Cl)] x 100 = M_H x 100 = 0.0329 x 100

Si ahora se dividen todos los números que aparecen en la tercera columna –es decir los pesos, en cada compuesto, del elemento que nos interesa– por el menor de ellos, aparecen los números enteros de la cuarta columna. Al ser el volumen del gas el mismo en todos los casos, hemos usado el mismo número de moléculas en cada compuesto, en este caso compuestos de hidrógeno; supondremos, pues, que el compuesto que contiene la mínima cantidad de hidrógeno, el Cloruro de hidrógeno, es aquél en el que el hidrógeno aparece como monoatómico en la molécula. Apoyados en ello asignaremos al hidrógeno elemental la fórmula H₂, en tanto que en el amoníaco aparecerán 3 átomos de hidrógeno, en el metano 4, etc.

Mendeleiev, en su tratado titulado Principios de Química, asumiendo muchas de las ideas expuestas en las discusiones del mencionado Congreso y, más en particular, las sugerencias de Cannizaro, escribirá: Con la aplicación de la ley de Avogadro, la concepción de molécula queda perfectamente definida y, por ende, la noción de peso atómico. Más adelante proseguirá: (...) Las propiedades de los cuerpos simples y compuestos dependen de una función periódica de los pesos atómicos de los elementos, por la única razón de que estas propiedades son en sí mismas las propiedades de los elementos de los que derivan dichos cuerpos.

En su estudio de las propiedades de los elementos conocidos, Mendeleiev utilizó un conjunto de tarjetas en cada una de las cuales anotaba las propiedades de un elemento.

La ordenación y reordenación, a modo de un solitario químico, de estas tarjetas le permitiría observar que las propiedades parecían repetirse de modo periódico si los elementos se ordenaban de acuerdo con sus pesos atómicos crecientes.

Con este criterio confeccionaría diversas tablas mediante las cuales, incluso, readjudicaría valores distintos a algunos de los pesos atómicos –por ejemplo el Berilio– y predeciría la existencia y propiedades de elementos aún no conocidos pero que tenían "hueco" en su tabla –el ekasilicio o actual Germanio.

Los "toscos" átomos de Dalton parcían esconder complejidades internas que eran sugeridas, también, por los análisis de la luz emitida y absorbida por las diferentes sustancias y cuya razón de ser sólo iba a ser desvelada en las primeras décadas del siglo XX. ¡Los átomos tenían estructura!

EL REGRESO DE LA TEORÍA ATÓMICA

Teoría atómica de Dalton

John Dalton (1766-1844) se interesó primero por la meteorología y por las propiedades físicas de los gases. Una vez enunciada la ley de Proust – la ley de las proporciones definidas – convertirá a ésta en el eje de su trabajo teórico y práctico; apoyándose en ella sugiere por un lado que las combinaciones químicas se efectúan mediante unidades discretas, átomo por átomo, y, por otro, que los átomos de cada elemento son idénticos.

La aceptación de estas hipótesis le conduce a la formulación de la Ley de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos forman de manera conjunta más de un compuesto, al unirse distintas masas de uno de ellos con una misma masa del otro, establecen entre sí relaciones múltiples y sencillas.

Sin la hipótesis atómica, añade Dalton, estas leyes – las de Lavoisier, Proust y la de él mismo – seguirían siendo misteriosas, al igual que lo eran las leyes de Kepler antes del trabajo de Newton.

En su obra Un nuevo sistema de filosofía química (A new system of Chemical Philosophy) (1808) hará explícitas sus hipótesis, que resumimos a continuación.

a) La materia consta en última instancia de átomos indivisibles.

b) Los átomos son invariables y no pueden transmutarse unos en otros.

c) Los compuestos están formados por moléculas (átomos compuestos)

d) Todas las moléculas de una sustancia pura son idénticas.

e) En las reacciones químicas, los átomos no se crean ni se destruyen, solamente cambian de distribución.

Finalmente trazará un programa de investigación que él mismo resume así: Es objetivo principal de este trabajo mostrar las ventajas que reporta la determinación precisa de los pesos relativos de las partículas últimas, tanto de los cuerpos simples como de los compuestos, determinar el número de partículas simples elementales que constituyen una partícula compuesta y el número mínimo de partículas compuestas que entran en la formación de una nueva partícula compuesta.

La determinación de los pesos atómicos

Este programa de determinación de los pesos relativos de los átomos en relación con el hidrógeno, que se tomaba como unidad, presentaba, sin embargo, un grave inconveniente: el desconocimiento de la fórmula de los compuestos.

En efecto, imaginémos el caso del agua. El análisis de su composición arroja como resultado que en 18 g. de esa sustancia, 2 g. son hidrógeno y 16 oxígeno.

Si, como Dalton imaginaba la fórmula del agua era HO, los pesos relativos de los átomos estarían en la proporción de 16/2 = 8/1.

Si, como sabemos ahora, la fórmula del agua es H₂O, los pesos relativos de los átomos estarán en la proporción 16/1. 

A fin de dar una salida al problema Dalton optó por la denominada regla de la máxima simplicidad de acuerdo con la cual la combinación que se produce es siempre la que implique el menor número de átomos. Pese a la utilidad de la regla de la máxima simplicidad, para dirigir la atención de la comunidad científica al tema de los pesos atómicos, pronto quedó claro que sus fundamentos eran endebles, o con mayor precisión, inexistentes.

La necesidad de encontrar un criterio más sólido para fundamentar la formulación molecular y así determinar los pesos atómicos relativos pasó a ser un objetivo fundamental.

La historia de este empeño tiene su primer momento en el anuncio del descubrimiento de la existencia de regularidades en el modo en que se combinan los gases (Gay-Lussac 1808); sería este descubrimiento el que permitiría establecer al final, en la aproximación de Cannizaro a este tema, un criterio más adecuado para la determinación de las fórmulas moleculares.

Las sospechas de Gay-Lussac sobre la existencia de esas relaciones simples se basaban en la experiencia acumulada sobre el comportamiento de los gases.

 En efecto, estos, a diferencia de los sólidos y líquidos, en los que resultan determinantes las diferencias en las fuerzas de atracción y repulsión entre átomos, parecen comportarse físicamente del mismo modo porque en ellos estas fuerzas de interacción no resultan relevantes a causa de la enorme separación entre sus partículas constituyentes. Así, sus propiedades de compresibilidad y expansividad son idénticas para todos ellos y vienen regidas por leyes generales –la de Boyle y la de Charles– en tanto que las de los sólidos y líquidos varían de un cuerpo a otro. Y, así, aunque los volúmenes de combinación entre sólidos y líquidos no muestren relación sencilla alguna, sí aparece esa simplicidad al combinarse los gases.

Por ejemplo:

1 vol. de oxígeno + 1 vol. de nitrógeno → 2 vols. de óxido nítrico

Los resultados obtenidos por Gay-Lussac sugerían que volúmenes iguales de diferentes gases deberían contener el mismo número (o bien un múltiplo sencillo) de átomos. Este resultado no fue nunca admitido por Dalton, por razones que son fáciles de entender: supongamos –decía él– que 1 volumen de nitrógeno contiene n átomos de nitrógeno; de acuerdo con la idea de Gay-Lussac, también en 1 volumen de oxígeno habrá n átomos de este gas. Al combinar los gases no podrán existir más de 2n átomos –según establece la ley de conservación de la masa– que, agrupados formando óxido nítrico, ocuparán, de acuerdo con los resultados recogidos previamente, un volumen doble del que ocupaba cada uno de los gases iniciales. Admitiendo como fórmula del óxido nítrico la que me da la ley de máxima simplicidad, NO, parece claro que los 2n átomos originarán sólo n moléculas y por tanto, como el gas obtenido contiene sólo n partículas (moléculas), no hay en este caso el mismo número de partículas en 1 volumen. No parece pues que la ecuación igual volumen –igual número de partículas– sea, como Gay-Lussac pretende, válida.

El segundo momento de esta historia correspondería al instante en que el físico italiano Amadeo Avogadro (1776 - 1856) presenta un nuevo modelo para los gases con el que acabarían reconciliando las ideas de Gay-Lussac y la teoría atómica de Dalton.

El único modo de mantener la idea de Gay-Lussac, al menos en primera instancia, sería admitir que, por ejemplo, en una reacción como la usada por Dalton:

1 vol. de oxígeno + 1 vol. de nitrógeno →  2 vols. de óxido nítrico

los átomos de oxígeno, al igual que los de nitrógeno, se dividieran en dos fragmentos iguales (dos átomos).

Podrían formarse así dos moléculas de óxido nítrico; tendríamos entonces el doble de moléculas de este compuesto que de oxígeno (y nitrógeno) en un volumen doble, manteniéndose de este modo el principio aceptado por Gay-Lussac .

El esquema de Avogadro necesitó, sin embargo, de un largo período de afianzamiento porque la admisión de moléculas poliatómicas generó múltiples interrogantes: ¿por qué, átomos mecánicamente idénticos, podían unirse sólo en grupos de dos?, ¿no contradice esta suposición la idea de que los átomos de un gas ejercen fuerzas repulsivas entre sí mediante las que se explica la presión sobre las paredes del recipiente?. Por otra parte, si los átomos semejantes se atraen, ¿por qué no se forma todo un conglomerado de ellos?, ¿no contradecía ello, además, los, por aquél entonces, recientes descubrimientos del posible carácter eléctrico de las fuerzas de afinidad?, ¿cómo, en efecto, podían atraerse átomos de igual tipo si su naturaleza eléctrica era similar?

El problema de la afinidad adquiriría, con el desarrollo de la electricidad, una nueva perspectiva; el uso de la pila como instrumento para descomponer sustancias revolucionaría la química –inaugurando la práctica electroquímica– y también el electromagnetismo.

La electroquímica comenzó a estudiarse en numerosos laboratorios y más en particular en el de Berzelius en Suecia. Allí, analizando la electrólisis de las disoluciones conductoras, se observó que el oxígeno y los ácidos se formaban en el polo positivo en tanto que los cuerpos combustibles y las bases lo hacían en el negativo. Esbozó así la que se denominaría teoría dualística que expondría en su Ensayo sobre la teoría de las proporciones químicas y sobre la influencia química de la electricidad (1819):

Creemos saber ahora con certeza que los cuerpos que tienen tendencia a combinarse muestran electricidades opuestas que aumentan en intensidad a medida que se aproximan a la temperatura a la que tiene lugar la combinación, hasta que, en el instante de la unión, la electricidad desaparece produciéndose una elevación de temperatura que a menudo es tan grande como para producir una llama (...). En nuestro actual estado de conocimientos, la explicación más probable de las reacciones de ignición y combustión es la siguiente: en todas las combinaciones químicas hay una neutralización de electricidades opuestas y, esta neutralización, produce fuego del mismo modo que se produce en la descarga de un condensador, una pila, o un rayo.

La carga eléctrica se convirtió así en la primera causa de toda actividad química. Al unirse un cuerpo positivo con uno negativo, la carga eléctrica determina el grado de afinidad de los cuerpos simples. Sobre la base de dos fuerzas opuestas se podría construir un método simple de previsión de las reacciones químicas. Bastaría para ello con clasificar los cuerpos simples en una escala que fuera del más electropositivo al más electronegativo, del potasio al oxígeno. La electricidad desvelaría así el misterio de la afinidad.

Sin embargo, el descubrimiento creciente de compuestos orgánicos y su especial comportamiento mostrará las limitaciones de esta simple explicación dualista del fenómeno de la combinación química, revelando, una y otra vez, que la realidad no es captable en términos tan sencillos.

LAS AFINIDADES O DE CÓMO LA QUÍMICA LLEGÓ A LA LITERATURA

Nuestra aproximación a la Química se había detenido en los logros de Lavoisier, a comienzos del siglo XIX. Es ahora el momento de retomar la historia posterior de esta disciplina prestando especial atención a dos asuntos que aparecen conectados con la articulación de la idea atómica y que se inscriben en la corriente general de reducción de los fenómenos a materia y fuerza. Nos referimos a la afinidad química y a la teoría atómica de Dalton.

La afinidad química

La noción de afinidad se encuentra implícita en las obras de los químicos que abordaron cuestiones relativas a la unión y la descomposición de las sustancias, a los intercambios, sustituciones, precipitaciones, volatilizaciones, etc. Estos procesos, en efecto, parecían reflejar la existencia de ciertas tendencias (predisposiciones afectivas se les llamó), más o menos ostensibles y violentas, ejercidas entre los diferentes componentes de la materia, cuya manifestación más clara tenía lugar cuando en un proceso químico, una sustancia desplazaba o sustituía a otra. De acuerdo con la teoría desarrollada al efecto, la eliminación de uno de los constituyentes del compuesto en beneficio de un tercer cuerpo se producía cuando éste último presenta una amistad, simpatía o predisposición afectiva, una afinidad en suma, por el segundo de aquellos, más fuerte que la que había provocado la primera agregación - será esta idea la que Goethe utilizará en su novela, Las afinidades electivas, para ilustrar las peripecias amorosas en las que se ven inmersos cuatro personas que pasan una temporada aisladas en una mansión rural. La fuerza de atracción que sobre ellos actúa es imperativa y misteriosa al igual que los poderes naturales que empujan a ciertos sustancias a unirse y a otras a separarse. 

Para la tradición cartesiana las predisposiciones afectivas tenían una connotación mágica; de ahí que los intentos de los newtonianos por aplicar, al ámbito de la Química, lo que tan buenos resultados les había procurado en el campo de la astronomía, les parecieran una reintroducción de las simpatías de la vieja tradición alquímica.

Esta visión newtoniana, que pretendía en última instancia reducir la química a la física, suscitará reticencias y un cierto pesimismo entre los químicos que, quizás compartiendo la idea general, eran conscientes de las dificultades explicativas que comportaba.

Laplace lo expresará de un modo claro y contundente: Las afinidades dependerán, por tanto, de la forma de las moléculas integrantes y de sus posiciones respectivas. Pero la imposibilidad de conocer las formas de las moléculas y sus distancias mutuas hacen estas explicaciones vagas e inútiles para el progreso de las ciencias.

Pese al sentimiento de escepticismo que transmiten las reflexiones de muchos de los químicos de la época, estaba claro que se había abierto una línea de investigación, quizás prematura, en torno a las fuerzas responsables, en última instancia, del comportamiento físico y químico de las sustancias. Esta línea de investigación –en la que se inscribe como ejemplo paradigmático el intento de Boscovich por reducir las propiedades del átomo a un patrón de fuerzas– sólo acabará sustanciándose cuando se articule una teoría nueva – la Mecánica Cuántica – ya bien entrado el siglo XX.

De cualquier modo, y al margen de cual fuera el modelo teórico con el que se tratara de explicar la afinidad, la medida de ésta pasó a ser objeto de estudio de los químicos quienes, a este fin, diseñaron diversas técnicas y construyeron tablas, de amplitud creciente, en las que las sustancias podían ser ordenadas en función de la afinidad por una de ellas que se usaba como patrón.

Esta visión excesivamente simplista de los procesos químicos sería puesta en cuestión por Berthollet quien, en 1799, en un artículo titulado Investigaciones sobre la ley de la afinidad, escribió:

Cuando dos sustancias compiten por una tercera, la razón del reparto depende no sólo de la razón de sus afinidades sino también de las cantidades de las sustancias presentes en la reacción.

Concluía pues, a partir de diversas experiencias, que la afinidad sola no podía determinar la dirección de una reacción química; también eran de importancia fundamental las “masas activas” de las sustancias que reaccionaban. Los efectos de las masas impedían, a su juicio, medir las afinidades relativas de dos sustancias por una tercera. Al exponer estas conclusiones, Berthollet estaba dando pasos hacia la comprensión de lo que acabaría siendo la ley de acción de masas, formulada en 1864. Se mostraba así, en la práctica, que la dirección en la que se desarrolla un proceso químico implica, como se comprenderá bastante más tarde, una competencia entre las tendencias de los sistemas hacia configuraciones de menor energía (afinidades-fuerzas) y de mayor desorden (concentraciones-cantidad de sustancias).

En otro orden de cosas, Berthollet cuestionó también una convicción tácitamente aceptada por los químicos de la época: que tanto los compuestos obtenidos de modo natural en las minas, como los producido en el laboratorio tenían la misma composición ponderal. Este cuestionamiento sirvió para que Proust centrara su atención en este tema y, así, en 1799 acabaría mostrando que el óxido de mercurio preparado en el laboratorio y el procedente de las minas de Almadén o del Japón tienen la misma composición. Enunciará poco después su Ley de las proporciones definidas:

Cuando varios elementos se combinan lo hacen siempre en proporciones de peso definidas, de tal modo que la composición de un determinado compuesto químico puro es independiente del modo en que es preparado.

El centro de la investigación química volvió al estudio de las sustancias, olvidándose, durante un largo período, del mecanismo de la reacción, cuyo estudio resultaba complejo en exceso.

Las reacciones pasaron, pues, a convertirse en instrumento para producir compuestos y no en procesos susceptibles de análisis en sí. Su estudio se reemprendería, no obstante, más tarde.

ADIÓS A LOS 4 ELEMENTOS: Aires, agua, la combustión y Lavoisier

Lavoisier es deudor de varios ilustres predecesores entre los que se encuentra Stephen Hales (1677-1761) quien, como consecuencia de sus investigaciones sobre la nutrición de las plantas, desarrolló una técnica de recogida de gases incontaminados sobre agua –técnica que luego sería perfeccionada sustituyendo el agua por mercurio, posibilitando así la obtención de gases solubles en aquélla–.

En una primera aproximación, los trabajos de Hales sirvieron para reforzar la vieja teoría de los cuatro elementos; pronto, sin embargo, se convirtieron en la inspiración de una rama de la investigación química que recibió el nombre de Química pneumática.

Joseph Black (1728 – 1799) comenzó a estudiar las propiedades de los diferentes aires, obtenidos con el dispositivo de Hales, aislando uno de ellos –al que etiquetó con el nombre de aire fijo (nuestro CO₂) por formar parte de sustancias sólidas como el carbón o la magnesia alba (un carbonato de magnesio)– con propiedades diferentes de las del aire ordinario. La elementalidad del aire se puso en cuestión y finalmente acabó determinándose su composición.

Sobre la “pureza” del aire

Joseph Priestley (1733 – 1804) había preparado, en 1772, un óxido de nitrógeno NO, llamado entonces aire nitroso. Este gas incoloro, insoluble en agua, al mezclarse con el aire producía un gas rojo ("humos rojos") que sí es soluble en agua. Priestley encontró que si en lugar del aire corriente se utilizaba, en la mezcla anterior, aire en el que se había hecho arder una vela hasta extinguirse no se producían estos humos rojos solubles.

La razón de ello es, según sabemos ahora, que la reacción generadora de esos humos rojizos exige la presencia de oxígeno, inexistente en el aire viciado, de acuerdo con el siguiente proceso:

2NO + O₂ → 2NO₂

aire nitroso + oxígeno → humos rojizos solubles en agua

Como el producto de esta rápida reacción es soluble en agua, es evidente que si estos dos gases se mezclan sobre agua, habrá una reducción de volumen. Priestley concibió la idea de usar esta reacción como test de la bondad del aire. Encontró, tras repetidos intentos que, con aire ordinario (el mejor que conocía), la contracción máxima tenía lugar cuando un volumen de aire nitroso se mezclaba con dos volúmenes de aire común sobre agua. Bajo estas condiciones el residuo, medido unos minutos después, era sólo de 1. 8 volúmenes. Esto es, la disminución de volumen era tan grande como todo el volumen de aire nitroso añadido ¡y casi un 20% más! Con aire realmente malo, totalmente viciado, el volumen final, en cambio, sería igual al volumen del aire nitroso más el de aire común (3 volúmenes). Los valores intermedios representaban, para Priestley, grados intermedios de bondad. Era natural que tanto Priestley como Lavoisier utilizaran el test del aire nitroso a cada nuevo aire que fuera capaz de mantener la combustión.

CRONOLOGÍA DEL DESCUBRIMIENTO EFECTIVO DEL OXÍGENO Y DE LA TEORÍA DE LA COMBUSTIÓN

Febrero de 1774: el químico francés Bayeu llama la atención sobre la obtención de mercurio al ser calentado óxido de mercurio rojo en ausencia de carbón. Identifica (erróneamente) el gas emitido como aire fijo.

Agosto de 1774: Priestley prepara oxígeno calentando óxido de mercurio rojo, pero considera que el nuevo gas es gas hilarante.

Octubre de 1774: Priestley comunica a Lavoisier sus experimentos.

Marzo de 1775: Priestley descubre el oxígeno.

Pascua de 1775: Lavoisier comunica a la Academia Francesa su memoria titulada Sobre la naturaleza del principio que se combina con los metales durante la calcinación y hace aumentar su peso.

Noviembre de 1775: Priestley corrige, en imprenta, algunas interpretaciones falsas de Lavoisier sobre los experimentos.

Mayo de 1777: Lavoisier comunica a la Academia Francesa su memoria sobre la respiración de los animales; sus ideas sobre el oxígeno son, entonces, claras.

Agosto de 1778: Lavoisier publica , ya revisada, su Memoria de Pascua.

Lavoisier inicia la Memoria de Pascua en estos términos: ¿Hay distintas clases de aire? (...) ¿son los diferentes aires que la naturaleza nos ofrece, o que nosotros acertamos a producir, sustancias excepcionales o modificaciones del aire atmosférico?

Para responder a estos interrogante y caracterizar con nitidez un aire, Lavoisier decide trasladar el énfasis desde sus propiedades físicas –la elasticidad (que según se sabía por la Ley de Boyle es similar para todos ellos)– a sus propiedades químicas –el modo en que reaccionan con otras sustancias (test de la llama, test de pureza, etc.)–. Al ser este comportamiento químico distinto para cada gas, la diferenciación resultaría posible.

Decidido a apoyarse en hechos, sin tener que invocar extrañas sustancias de comportamientos contradictorios, Lavoisier se enfrenta al problema del aumento de peso en la calcinación de un metal después de haber constatado que (…) Hace una semana descubrí que el azufre gana peso al ser calentado. Y de igual modo el fósforo. Este aumento de peso es debido a una inmensa cantidad de aire. Estoy persuadido que el incremento de peso de los metales se debe a la misma causa. Su tarea será pues: (…) mostrar que el principio que se une a los metales durante la calcinación, aumentando así su peso, y formando parte de la cal, no es otro que la parte más salutífera y pura del aire; de tal modo que si este aire, después de haberse combinado con un metal, es nuevamente liberado, emerge en una condición de máxima respirabilidad resultando mucho más apropiado que el aire atmosférico como soporte de la ignición y la combustión.

A fin de eliminar todo tipo de interferencias, Lavoisier se centra en cales que puedan reducirse sin hacer uso de carbón o sustancias carbonadas, es decir, aquellas en las que son posibles las reacciones siguientes:

2Hg + O₂ → 2HgO

Metal + Oxígeno → Cal

2HgO → 2Hg + O₂

Cal → Metal + Oxígeno

en lugar de la más habitual reducción de las cales por carbón:

2HgO + C → 2Hg + CO₂

Lavoisier proseguirá su memoria en estos términos (...) Restaba sólo examinar esta cal, reducirla sin adición alguna para ver si queda libre algún fluido elástico y determinar la naturaleza de éste.

Es decir, llevar a cabo la reacción antes indicada:

2HgO → 2Hg + O₂

Realizado el experimento, el análisis del aire emitido arroja, entre otros, el siguiente resultado: (...) no tiene ninguna de las propiedades del aire fijo; lejos de causar la muerte de los animales parece, por el contrario, más capacitado para soportar la respiración , no sólo no se extinguieron las velas y otros objetos que ardían sino que las llamas se avivaron de modo notorio emitiendo más luz que en aire corriente (...). Todas estas circunstancias me convencieron de que este aire, lejos de ser aire fijo, estaba en un estado mas respirable y combustible, y que en consecuencia era más puro aún que el aire en el que vivimos (...).

Parece probado, pues, que el principio que se combina con los metales en la calcinación, y les hace aumentar de peso, no es otra cosa que la parte más pura del aire que nos rodea y que respiramos. En este proceso pasa de una condición elástica (gaseosa) a otra de solidez; si luego es obtenido como aire fijo en todas las reducciones metálicas en las que se utiliza carbón ello se debe a la combinación de éste último con la parte más pura del aire. Es muy probable que todas las cales metálicas, al igual que la del mercurio, darían sólo aire respirable si pudieran ser reducidas sin adición alguna. Este componente del aire atmosférico –ya descubierto por Priestley– recibió entonces el nombre de oxígeno en sustitución del viejo apelativo de aire deflogisticado.

Tanto en esta investigación como en otras muchas, a las que el químico francés prestó atención, el uso de la balanza resultó fundamental pues, no en vano, todo su trabajo estuvo presidido por la idea de que: (…) uno puede afirmar que en toda reacción hay siempre idénticas cantidades de materia antes y después de la reacción. Se aceptaría desde entonces la Ley de conservación de la masa en las reacciones químicas.

La quiebra paulatina de la teoría de los cuatro elementos tendría su máxima escenificación cuando diversos científicos como Watt, Cavendish, Monge o el mismo Lavoisier, determinen la composición del agua, concluyendo que ésta no es otra cosa que aire deflogisticado unido a aire flogisticado.

No es extraño que el anuncio de este hecho fuera inicialmente acogido con escepticismos -¡el agua un compuesto de dos vapores!- y que se produjeran reacciones de rechazo como la que ejemplifica la siguiente declaración: (...) Este supermago trata de presionar nuestra credibilidad a fin de persuadirnos de que el agua, el más poderoso de los antiflogísticos naturales que poseemos, es un compuesto de dos gases, uno de los cuales supera a todas las demás sustancias en inflamabilidad. ¡Pruebas, pruebas!, pedía la comunidad científica.

Y eso es lo que Cavendish aportó: (...) Había introducido en un cilindro de vidrio, dispuesto de tal modo que su contenido pudiera ser puesto en ignición sin necesidad de abrir el recipiente, 423 medidas de gas hidrógeno y 1000 partes de aire corriente. Cuando se produjo la ignición, todo el hidrógeno y aproximadamente 1/5 del aire común perdieron su elasticidad y se condensaron en forma de rocío que cubría la parte interior del vidrio. Este residuo sometido a análisis resultó ser agua y el gas remanente nitrógeno - incoloro y mefítico -.

La noción de elemento había sufrido una mutación esencial y en la nueva concepción no era otra cosa que una sustancia que no admitía más análisis y que, a diferencia de los elementos aristotélicos, se conocía no por sus propiedades físicas sino por su comportamiento químico. De los cuatro elementos griegos sólo el fuego seguía siendo un enigma; Lavoisier lo rebautizó con el nombre de calórico y lo incluyó en su listado de sustancias simples, consciente, sin embargo, de su naturaleza anómala por su falta de materialidad (peso) y por su capacidad para traspasar las paredes de los recipientes.

El programa de racionalización de la Química se completaría con el desarrollo de un nuevo sistema de nomenclatura cuya importancia era reconocida así: (…) un lenguaje bien compuesto, adaptado al orden natural y sucesivo de las ideas traerá consigo una revolución necesaria e inmediata en el método de enseñanza y no permitirá que los profesores de química se desvíen del curso de la naturaleza; tendrán que rechazar la nomenclatura o seguir irresistiblemente el curso marcado por la misma.

Este nuevo lenguaje, junto a su teoría sobre el oxígeno constituye, el contenido esencial de su obra máxima, el Tratado elemental de Química publicado en 1789. La química quedaba purgada de sus últimas asociaciones con la alquimia y de ella fueron desapareciendo las esencias y los influjos para quedar reemplazados por una estricta contabilidad cuantitativa de las sustancias químicas y sus diversas combinaciones.

La Química se incorporaba así a esa corriente de matematización y lógica deductiva en la que ya se encontraba instalada la Física.