Historia De La Quimica

La teoría de los pesos atómicos de Dalton se hizo viable por la ley de constante

composición y proporciones constantes, una ley que declaró que cualquier compuesto dado lo haría

siempre estar compuesto de las proporciones de los elementos. El agua, por ejemplo sería siempre

ser H2O no importa dónde usted lo encontró; siempre se compone de hidrógeno y

oxígeno unidos en una relación 2: 1. Pero tan obvio como que puede sonar, era cualquier cosa menos

evidente en la primera parte del siglo 19, cuando Joseph Louis Proust (1754-1808)

luchado con datos contradictorios y un conocimiento muy incompleto de los elementos. Él

también tuvo problemas para convencer a su compatriota francés, Claude Louis Berthollet (no ser

confundida con Berthelot, arriba) se insistió en que la naturaleza tiene una mano más libre. Un muy

químico competente, Berthollet se apresuró a defender la química de Lavoisier. Como

Lavoisier estaba interesado en el perfeccionamiento de la pólvora y su descubrimiento de

clorato de potasio, KClO3, por desgracia llevó a la muy rápida combustión de un polvo

molino.

Berzelius encontró que el peso de carbono, por ejemplo, era doce veces la de

hidrógeno; el peso de oxígeno como dieciséis veces la del hidrógeno y así sucesivamente. Por 1826

Berzelius había identificado los pesos comparativos de cloro, hidrógeno, cobre, plomo,

nitrógeno, oxígeno, potasio, plata y azufre en muy cerca de los valores aceptados hoy en día.

Gracias a la obra de este gran pionero de la química la ciencia química fue puesto en un

base firme con un enfoque sistemático para la comprensión de la composición de

compuestos y la naturaleza de la afinidad química.

Por supuesto que no estaba solo. La obra de Proust y la ley de la constante

proporciones descritas anteriormente habían hecho mucho para hacer el trabajo de Berzelius posible, como

hizo que de Davy y Dalton. Y ahora otro científico da un soplo de aire fresco a la

vieja pregunta de los gases. En 1808 Gay Lussac (1778-1850) estaba experimentando con la

electrólisis del agua y la proporción de dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno de ese modo

producido. El experimento ya había sido realizado por Volta y no era nada nuevo. Pero

el hecho de que el hidrógeno y el oxígeno se producen en proporciones simples intrigó la

joven científico. Intentó otras combinaciones de gases a ver si seguirían el

misma regla general. Él encontró que una cantidad medida de gas nitrógeno siempre uniría

con tres veces ese volumen de hidrógeno, la producción de amoniaco en la simple relación de 1: 3.

Más experimentación mostró la misma simplicidad matemática. Esto condujo a la

descubrimiento de la ley de los volúmenes que establece que los gases se combinan entre sí en

relaciones simples. Pero sus descubrimientos no estaban de acuerdo con la teoría de Dalton. Él encontró que uno

volumen de nitrógeno combinado con un volumen de oxígeno hizo dos volúmenes de nitric49

gas de óxido en lugar de la de un volumen predicho por Dalton. Asimismo, hidrógeno y

de nitrógeno se combinaron para formar dos volúmenes de amoniaco en lugar de uno. Esto fue bien y

bueno en cuanto a la ley de los volúmenes y proporciones simples fue. Pero ¿por qué dos volúmenes de ácido nítrico

óxido en lugar de uno como la teoría de Dalton predijeron? Según Dalton, un átomo de

nitrógeno debe unirse con tres átomos de hidrógeno para formar una molécula de amoníaco.

Lo mismo para el óxido nítrico: un átomo de nitrógeno y uno de oxígeno deben unirse para formar

una molécula de óxido nítrico. Esta contradicción

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