Estudiadas las leyes ponderales de la combinación química, Dalton propuso asignar a cada elemento una masa relativa a la de otro, que se tomaría como unidad. Era preciso saber la proporción de átomos simples que formaban un átomo compuesto, por lo que formuló la teoría llamada «de la máxima simplicidad», consistente en suponer que en cualquier transformación química binaria los átomos se unían uno a uno si formaban un solo compuesto. Caso de ser posibles dos compuestos habría una combinación binaria, otra ternaria, etcétera. Así, supuso que un átomo de oxígeno se combinaba con uno de hidrógeno para formar un «átomo compuesto» de agua, cuya fórmula sería HO. Un ejemplo de la ley de Proust sería que 8,89 g de oxígeno reaccionaban con 1,11 g de hidrógeno; la relación es, por lo tanto:

1,11/8,89 ≈ 1/8. Resultaba que la masa del átomo de oxígeno era 8 veces mayor que la del hidrógeno.

Al considerar la masa del átomo de hidrógeno arbitrariamente como la unidad, se podía asignar una masa relativa al átomo de oxígeno igual a 8. Lamentablemente, este resultado (que no calculó con exactitud) fue erróneo, debido a la equivocada teoría de la máxima simplicidad -que sin duda provocó un retraso en el desarrollo de la química- Dalton no habría incurrido en este error si hubiera comprendido el alcance de las leyes volumétricas de Gay-Lussac, que no aceptó porque no obtuvo resultados concordantes al experimentarlas y porque sus conocimientos relativos a los gases impedían que estas leyes encajaran con su teoría atómica, que tan brillantemente justificaba, por otro lado, las leyes ponderales de la combinación química.

Hipótesis de Avogadro

Amedeo Avogadro (1776-1856), conde de Quaregna y profesor de física de la Universidad de Turín, encontró la forma de conciliar los resultados experimentales de Gay-Lussac con la teoría atómica de Dalton. En 1811 propuso que las partículas de los gases elementales no estaban formadas por átomos simples, sino por agregados de átomos a los que llamó moléculas, palabra que procede del latín moles y que significa «masa». Sugirió, además, que volúmenes iguales de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían tener el mismo número de moléculas. AndréMaric Ampère (1775-1836), químico, físico y filósofo francés, llegó a plantear esta hipótesis en 1814, con independencia de Avogadro.

Los gases elementales están formados por moléculas generalmente diatómicas. Cuando se produce una reacción química se escinden, de manera que sus átomos quedan en libertad y se reagrupan para formar moléculas de compuesto. Estas ideas no fueron aceptadas por la comunidad científica, pues se pensaba que el enlace químico se producía, exclusivamente, por atracciones electrostáticas. Por tanto, resultaba difícil entender que átomos iguales, con la misma carga eléctrica, pudieran atraerse mutuamente para formar una molécula. Tampoco se entendía, aun admitiendo la existencia de moléculas de un elemento, la necesidad de que las mismas fueran diatómicas y no triatómicas o tetraatómicas…

Estas ideas resultaron demasiado avanzadas para su tiempo. Por ello tuvieron que transcurrir 47 años hasta que, en 1858, el químico italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910) explicara tanto su significado como trascendencia.

Cannizzaro, basándose en el principio de Avogadro, estableció un método para obtener masas moleculares relativas de compuestos gaseosos o fácilmente volátiles. De ellas era posible deducir, de manera coherente y con bastante exactitud, las masas atómicas de muchos elementos.

En 1818, Pierre Dulong (17851838) y Alexis Petit (1791-1820) determinaron las masas atómicas de los elementos que no forman compuestos fácilmente volátiles, como es el caso de los metales, hallando la siguiente ecuación empírica: Calor específico x Masa atómica = 6,3 cal • moll^-1 •°C. Así se ponía fin a un período de confusión en el conocimiento de las masas atómicas, que había originado que cada químico de cierto renombre escribiera de manera particular, propia, las fórmulas de los compuestos.

Se tomó el oxígeno como base de pesos de combinación debido a que son muchos los elementos que se combinan directamente con él. En 1961, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada adoptó como unidad de masa atómica la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12, para corregir de este modo una falta de criterio que se planteó al descubrirse los isótopos (del cual en otros capítulos estaremos desarrollando).

Al número que indica la masa atómica de un elemento o la molecular en un compuesto, expresada en gramos, se le llamó mol De la hipótesis de Avogadro, hoy ley, se deduce lo siguiente.

• Un mol de cualquier elemento tiene el mismo número de átomos, o de moléculas si se trata de un compuesto. Este número, conocido como número de Avogadro (N2), se ha podido determinar por varios métodos (en el apartado Electroquímica: Electrolisis se detalla uno de ellos), resultando ser 6,0235.1023 (602.350 trillones).

• Que el volumen que ocupa un mol de cualquier gas ideal a 0 °C de temperatura y 1 atmósfera de presión, condiciones llamadas normales, es 22,4 litros.

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Hay conceptos que no se pueden definir, y el de materia es uno de ellos. Sin embargo, todos tenemos en la mente qué es la materia, porque generalmente se puede ver y tocar. Podemos decir que se caracteriza por ocupar un volumen y poseer masa.

No debe confundirse el concepto de materia con el de masa. Dos cuerpos diferentes que tengan la misma masa no están necesariamente formado por la misma clase de materia.

La materia es extraordinariamente compleja; pensemos en la gran cantidad de ejemplos de que disponemos: el mundo inanimado, formado por las rocas, los ríos, la atmósfera, etc., y el de los seres vivos, compuesto por los microbios, los insectos, las plantas, el propio ser humano, etc., están formados por materia. Su estudio debe iniciarse clasificándola, y para ello nos basaremos en las características propias que podemos diferenciar en cada tipo de materia. Estas características, a las que llamamos propiedades, pueden ser químicas o físicas.

Propiedades químicas

Se ponen de manifiesto en las reacciones químicas. Así, por ejemplo, el cinc tiene las siguientes propiedades químicas: reacciona con los ácidos clorhídrico y sulfúrico desprendiendo hidrógeno. Reacciona con el oxígeno formando óxido de cinc, etc.

Propiedades físicas

Se caracterizan porque se pueden observar y medir sin que se produzca ningún cambio en la identidad de la materia. Por ejemplo: color, sabor, estado de agregación, densidad, dureza, etc.

Clasificación de la materia

Cualquier materia puede clasificarse en homogénea o heterogénea.

Materia homogénea

Es aquella que posee la misma composición y aspecto en cualquiera de sus partes. Podemos distinguir dos tipos:

Disolución: Es la materia homogénea de composición variable cuyos componentes pueden separarse por métodos físicos. Se caracteriza porque tiene las propiedades del conjunto y no las de sus integrantes. Por ejemplo, al añadir tinta amarilla a la azul, se obtiene otra de color verde; es decir, la nueva solución posee la propiedad física del color diferente a la de sus componentes. Lo mismo podríamos decir de su densidad, punto de ebullición, etc.

Sustancia pura: Se caracteriza por tener una composición fija, sea cual fuere su procedencia. Así, por ejemplo, el agua obtenida mediante la destilación del agua de mar y la de la lluvia purificada, tienen la misma composición e idénticas propiedades químicas y físicas. Las sustancias puras que pueden descomponerse en otras más sencillas se llaman compuestos químicos. Se representan por medio de fórmulas químicas, que nos indican las sustancias simples que las componen y la proporción en que intervienen, Actualmente se conocen más de tres millones de compuestos.

Las sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más sencillas y que sirven para sintetizar compuestos se llaman elementos químicos. Existen 106 elementos reconocidos, de los cuales 90 son naturales, lo cual significa que se encuentran en la naturaleza en mayor o menor proporción; el resto son artificiales y tienen un interés fundamentalmente científico. Los elementos se representan mediante símbolos químicos y se encuentran clasificados en la Tabla Periódica. En la práctica, todas las sustancias puras contienen otras en pequeña proporción (impurezas). Por tanto, una sustancia es químicamente pura cuando tiene una exigua cantidad de impurezas.

Materia heterogénea

Es la que está formada por la mezcla de dos o más sustancias puras, de manera que cada una de ellas (llamada fase) conserva su aspecto y sus propiedades. Como ejemplo de mezcla heterogénea podemos citar el granito, que es una roca plutónica formada por tres fases minerales: cuarzo, feldespato y mica biotita.

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