Física XIX. No século XVIII (I1)
Teoría atómica
A teoría atómica está vixente dalgunha maneira desde os antigos gregos. Leucipo e Demócrito foron os primeiros atomistas, pero Aristóteles foi o rival desta teoría e si temos en conta a súa influencia nos tempos, non é de estrañar que esta hipótese estivo radicalmente relegada tanto na Antigüedad como na Idade Media. O Renacemento permitiu dar a coñecer estas ideas. Galileo gustaba dos átomos e Newton e Boyle consideráronos nos seus razoamentos físicos e químicos. Con todo, logo volvéronse a relegar, aínda que quedaron como eco no pensamento científico.
XIX. A principios do século XX algúns científicos recorreron de novo a esta teoría paira expresar certas peculiaridades físicas, o tres estados da materia e os resultados cuantitativos dalgunhas combinacións químicas.
Tras prescindir da teoría do flogisto, quedou claro que a materia tiña tres estados: sólido, líquido e gaseoso. Cada sustancia aparece nalgunha destas situacións, pero se as condicións permíteno pode aparecer en calquera do tres. A auga, por exemplo, a pesar de aparecer xeralmente en estado líquido, tamén pode aparecer en forma de xeo ou de vapor.
Doutra banda, tamén comezaron a investigar as leis das reaccións químicas. Facíase principalmente con gases, xa que era máis fácil que noutras situacións. Para entón os gases xa perderan o seu aspecto misterioso e espiritual antigo e estudábanse como calquera outro corpo.
Tras varios estudos realizados coas precisións que permitiu a conxuntura da época, algúns (contra os prestixiosos científicos Lavoisier, Prout, Richter e Berthollet) demostraron que as partes sempre entran na mesma cantidade á hora de formar calquera composto químico. Esta constante de composición foi moi importante no desenvolvemento da nova química.
Así, sábese que a auga, proveniente de calquera fonte ou procedencia, está sempre formada por hidróxeno e osíxeno e que o peso destes compoñentes está en proporción 1/8. De aí xurdiu a idea de peso de combinación; si consideramos como unidade o peso do hidróxeno, o peso de combinación do osíxeno será zortziko.
Naquela época incorporouse John Dalton (1766-1844). Era mestre de escola e no seu tempo libre mergullábase en matemáticas, química e física. Tras conseguir o posto de traballo en Manchester, comezou a investigar con gases e viu que a teoría dos átomos era a máis adecuada paira expresar as peculiaridades dos gases. Posteriormente, estas mesmas ideas empregounas en química e demostrou que as combinacións podían expresarse mediante sumas de fraccións con peso específico dos elementos. No seu New Systems of Chemical Philosophy, publicado en 1808, dixo:
"En todos os meus estudos sobre síntese química, a guía baséase nas seguintes normas xerais:
- Cando por medio de dous corpos só temos una combinación e non hai razón algunha, debemos pensar que é una combinación binaria.
- Cando aparecen dúas combinacións debemos pensar que son binarias e ternarias.
- Cando se obteñen tres combinacións, únaa binaria e as outras dúas son ternarias.
A aplicación destas normas aos fenómenos químicos probados até o momento pode chegar ás seguintes conclusións:
- Que a auga é un composto binario de hidróxeno e osíxeno e que os pesos relativos dos dous átomos elementais aparecen aproximadamente na relación 1/7.
- Debido ao hidróxeno e ao composto binario do nitróxeno, os pesos relativos de ambos os átomos atópanse nunha relación aproximada de 1/5.
- O gas nitroso é un composto binario de nitróxeno e osíxeno e os seus átomos pesan entre cinco e sete.
- O óxido carbónico é un composto binario formado por un átomo de carbono e dous de osíxeno que pesa doce; o ácido carbónico é un composto ternario (ás veces binario) formado por un átomo de carbono e dous de osíxeno, que pesa dezanove, etc. En todos estes casos damos o peso ao hidróxeno, axustando a unidade de peso aos seus átomos..."
Neste informe Dalton cometeu algúns erros: os pesos de combinación dados ás veces non son adecuados, por exemplo cando en lugar de oito paira o osíxeno co hidróxeno dá sete.
Ao non tratar máis de dous elementos nun composto, supor que a combinación átomo a átomo é binaria é outro erro e equivocouse ao aplicar estruturas de auga e amoníaco. Con todo, Dalton deu un gran paso na historia da ciencia, convertendo o que era una hipótese difusa en teoría científica.
Paira representar os átomos elementais, Dalton utilizou puntos, asteriscos e cruces. O químico sueco Berzelius (1779-1848) refinou este método e inventou o que se utiliza na actualidade, é dicir, expresou o peso relativo que corresponde ao seu peso atómico utilizando una letra paira representar un elemento. Así, "H" non expresa o hidróxeno na súa totalidade, senón una unidade de masa de hidróxeno —un gramo, un quilogramo, ou o que se desexe—, e no sistema mencionado por Ou "" representa dezaseisavos da masa do átomo de osíxeno.
A maior achega de Berzelius foi atopar pesos atómicos o máis precisos posible ou, mellor devandito, equivalentes de combinación. Descubriu novos elementos, investigou moitos compostos e deu grandes pasos no campo da mineralogía. Xunto a Davy investigou as leis básicas da electroquímica, empezando a destacar a relación entre a química e a electricidade. Adiantouse demasiado paira a súa época: pensaba que todos os átomos teñen un tipo ou outro de electricidade e que estas forzas eléctricas serían necesarias paira dar combinacións, é dicir, vía en cada composto a suma de dous partes de carga eléctrica oposta, así como a influencia das cargas eléctricas cando se daba una combinación entre os dous compostos.
Esta teoría dualista non era moi adecuada e pronto tivo que deixar sitio a outras máis apropiadas. Con todo, sabemos que os fenómenos químicos e eléctricos están estreitamente relacionados, aínda que non tan simples como pensaba Berzelius.
Cando se profundou na investigación dos fenómenos producidos na combinación de gases, destacouse a escaseza de ideas atómicas. Gai-Lussac (1778-1850) comprobou que ao combinar os gases, os seus volumes fano en relacións sinxelas. Avogadro (1776-1856), segundo a teoría de Dalton, concluíu que os resultados de Gai-Lussac deben supor que os volumes iguais de todos os gases deben gardar relacións simples entre o número de átomos.
Por todo iso, é dicir, polos resultados das combinacións de gases e de tantos ensaios físicos, concluíuse que era necesario distinguir entre o átomo químico e a molécula física: mentres que o primeiro sería a parte máis pequena dunha materia nas combinacións, o segundo sería a parte máis pequena en estado libre. A forma máis sinxela de expresar a hipótese de Avogadro é aceptar que existen iguais cantidades de moléculas nos mesmos volumes de gases, e así se supuxo.
Volvendo ao caso da auga, observouse que combinando dous volumes de hidróxeno, e por tanto dúas moléculas, cun volume de osíxeno, ou molécula, obtéñense dous volumes de vapor, ou moléculas. A forma máis sinxela de expresalo é supondo que cada molécula de hidróxeno e osíxeno contén dous átomos químicos e que a molécula de vapor de auga é H2O, é dicir, 2H2+ Ou = 2H2O. Por tanto, dado que o peso combinado do osíxeno é zortziko e cada átomo de osíxeno asóciase a dous átomos de hidróxeno, considerando o peso atómico do hidróxeno como unidade, o peso atómico do osíxeno é hexadecimal.
Isto obrigaba a adaptar os pesos combinacionales de Dalton paira obter os verdadeiros pesos atómicos dos elementos. Isto fíxoo por primeira vez de forma totalmente sistemática Cannizzaro. Así, ao reaccionar un átomo de osíxeno con dous átomos de hidróxeno, observouse que este tiña dalgunha maneira o mesmo valor que dous hidróxenos, e a esa equivalencia denominóuselle "valencia", polo que, tomando o hidróxeno como unidade, é dicir, recoñecendo que é a súa valencia, o osíxeno tiña dúas valencia. Este novo concepto de valencia deu lugar a unha frutífera colleita.
Dalton comprobou vinte elementos, despois os descubrimentos continuaron. O uso de novas vías de investigación nos ensaios químicos era frecuente atopar novos elementos. Debido á corrente galvánica, Davy (1778-1829) obtivo metais alcalinos de sodio e potasio en 1807. Posteriormente, mediante a análise espectral descubríronse rubidio, cesio, talio e galio. A radioactividade revelounos outros elementos como o radio e a súa familia, pero a maioría deles son XX. Son resultados do século XX.
En 1815, despois de Prout, outros investigadores buscaron a relación entre o peso atómico dos elementos e as súas características físicas, pero houbo que esperar a 1869 paira conseguilo. Neste ano Julius Lothar Meyer e Mendeleiev ordenaron os elementos en función do peso atómico, o que permitiu observar a periodicidade dos elementos e mostrar una certa afinidade en grupos de oito filas, de forma que se podía formar una táboa colocando por columnas elementos de similares características. Esta táboa abría o camiño paira dar por suposto os pesos atómicos dubidosos e Mendeleiev encheu os ocos da táboa anunciando algúns elementos descoñecidos, algúns dos cales logo se atoparon realmente.
Mendeleiev considerou que a súa táboa era puramente empírica. Con todo, á vista destas relacións, xurdiu nalgúns a antiga idea da base común da materia. Algúns pensaron que esta base podía ser hidróxeno e entón, tomando o seu peso atómico como patrón, dixeron que todos os demais elementos requirirían números enteiros, pero, aínda que en moitos casos isto cúmprese aproximadamente, noutros non se dá en absoluto. Haberá que esperar medio século paira atopar aquela base común da materia e poder dar todos os pesos atómicos con números enteiros, pero eses logros serán o XIX. non accesibles con medios subordinados.
Teoría cinética de gases
En 1845 Waterston enviou á Royal Society un informe no que explicaba a teoría cinética dos gases e desenvolveu a mesma teoría; desgraciadamente, aquel informe quedou sen estudar durante anos. Con todo, tras observar a afinidade entre calor e enerxía, esta hipótese alcanzou un gran éxito e Joule sucumbiuna. Pola súa banda, estes dous investigadores calcularon a velocidade media do movemento molecular. En 1857 Clausius publica a primeira teoría cinética completa da materia.
Partiuse da hipótese de que nun gas as moléculas desprázanse en todas direccións e que os choques entre elas eran totalmente elásticos. A enerxía total de translación de todas as moléculas é a medida do contido total de calor do gas e a enerxía media de cada molécula a medida da temperatura. A partir de aí, a presión p pódese calcular matematicamente demostrando que 1/3 nmv2, onde n é o número de moléculas por unidade de volume, a masa de cada un deses m e o valor medio do cadrado da velocidade v. Así, nm é a masa total de gases por unidade de volume, é dicir, a súa densidade, polo que se a temperatura dun gas é constante v2, a presión é directamente proporcional á súa densidade e inversamente proporcional ao seu volume (lei de Charles). Se mantemos dous gases á mesma presión e temperatura, pola ecuación, ambos terán o mesmo número de moléculas que as unidades de volume (utilizando a vía química á que chegou Avogadro).
Por tanto, a teoría cinética realizada por Bernoulli, Joule e Clausius axustábase ás características detalladas dos gases. Por outra banda, esta teoría permite calcular velocidades, como demostraron Waterston e Joule. En 1865 Loschmidt, baseándose na teoría cinética, puido calcular o número de moléculas dun gas na unidade de volume á presión atmosférica habitual e cero graos nos Celsius.
Maxwell e Boltzmann adaptaron á distribución de velocidades a lei de combustión de Gauss baseada na teoría de probabilidades, segundo a cal estudaron a tendencia que podía ser a máis normal á velocidade das moléculas e concluíron que se correspondía co máximo da característica chamada entropía en termodinámica. A lei de gases perfectos (pV = RT) era coñecida neste século, pero ao comezar cos gases reais observábanse algunhas desviacións. Paira corrixir estas desviacións, Van der Waals utilizou a teoría cinética e en 1873 conseguiu a lei que leva o seu nome: (p + a/v2) (v - b) = RT, onde as constantes paira cada gas a e b son a constante universal R, a presión p e a velocidade v; esta lei corrixiu algunhas destas desviacións.
- Robert Boyle. Físico e químico irlandés (1627-1691). Deu a lei da compresibilidad dos gases, estableceu o concepto moderno de elementos químicos e descubriu a función do osíxeno na combustión.
- Antoine Laurent de Lavoisier. Químico francés (1743-1794). Foi un dos fundadores da química moderna. Inventou a nomenclatura química.
- John Dalton. Físico e químico británico (1766-1844). É o creador da teoría atómica.
- Dmitri Ivanovitx Mendeleiev. Químico ruso (1834-1907). Publicou una táboa periódica de elementos químicos (1869) e os intervalos que deixou baleiros fóronse completando a medida que se foron descubrindo novos elementos.
- Joseph Louis Proust. Químico francés (1754-1826). Foi profesor do Real Seminario de Bergara. Ditou a lei das proporcións fixas en 1808.
- Ludwig Boltzmann. Físico austríaco (1844-1906). Ditou a teoría cinética dos gases e aplicou as leis estatísticas.
- James Clerk Maxwell. Físico escocés (1831-1879). A través dos traballos sobre distribución de velocidades de moléculas gasosas, traballou a termodinámica.
Zu idazle
Zientzia aldizkaria
