Capítulo III El oxígeno y los aspectos principales de sus combinaciones salinas

Sobre la superficie terrestre no hay ningún otro elemento que esté tan ampliamente distribuido como el oxígeno en sus diversos compuestos.¹

Constituye ocho novenos del peso del agua, la cual ocupa la mayor parte de la superficie de la tierra. Casi todas las sustancias térreas y las rocas consisten en compuestos de oxígeno con metales y otros elementos.

Así, la mayor parte de la arena está formada por sílice, SiO₂, que contiene un 53 % de oxígeno; la arcilla contiene agua, alúmina (formada por aluminio y oxígeno) y sílice. Puede considerarse que las sustancias térreas y las rocas contienen hasta un tercio de su peso en oxígeno; las sustancias animales y vegetales también son muy ricas en oxígeno.

Sin contar el agua presente en ellas, las plantas contienen hasta un 40 %, y los animales hasta un 20 % en peso de oxígeno. Por lo tanto, los compuestos de oxígeno predominan en la superficie de la tierra.

Además de esto, una parte existe en estado libre y se encuentra mezclada con el nitrógeno en la atmósfera, formando aproximadamente una cuarta parte de su masa, o una quinta parte de su volumen.

Al estar tan ampliamente distribuido en la naturaleza, el oxígeno desempeña en ella un papel muy importante, ya que una serie de fenómenos que tienen lugar ante nosotros dependen principalmente de él.

Los animales respiran aire con el fin de obtener únicamente oxígeno de él, penetrando el oxígeno en sus órganos respiratorios (los pulmones de los seres humanos y de los animales, las branquias de los peces y las tráqueas de los insectos); ellos, por decirlo así, abrevan aire para absorber el oxígeno.

El oxígeno del aire (o disuelto en el agua) atraviesa las membranas de los órganos respiratorios hacia la sangre, es retenido en ella por los corpúsculos sanguíneos, es transmitido por su medio a todas las partes del cuerpo, auxilia sus transformaciones, provocando procesos químicos en ellas, y extrayendo principalmente de ellas el carbono en forma de anhídrido carbónico, la mayor parte del cual pasa a la sangre, es disuelto por esta y es expulsado por los pulmones durante la absorción del oxígeno.

Así, en el proceso de respiración se desprende anhídrido carbónico (y agua) y se absorbe el oxígeno del aire, medio por el cual la sangre venosa, de color rojo, se transforma en sangre arterial de color rojo oscuro.

El cese de este proceso causa la muerte, porque entonces cesan todos esos procesos químicos, y el calor y el trabajo consecuentes que el oxígeno introducido en el sistema había producido. Por esta razón sobrevienen la asfixia y la muerte en el vacío, o en un gas que no contiene oxígeno libre, es decir, que no mantiene la combustión.

Si un animal se coloca en una atmósfera de oxígeno libre, al principio sus movimientos son muy activos y se nota una vigorización general, pero pronto se manifiesta una reacción y puede sobrevenir la muerte.

El oxígeno del aire, al entrar en los pulmones, está diluido con cuatro volúmenes de nitrógeno, el cual no es absorbido por el sistema, de modo que la sangre absorbe solo una pequeña cantidad de oxígeno del aire, mientras que en una atmósfera de oxígeno puro se absorbería una gran cantidad de este y produciría un cambio muy rápido en todas las partes del organismo, destruyéndolo.

Por lo que se ha dicho, se comprenderá que el oxígeno puede empleться en la respiración, al menos por un tiempo limitado, cuando los órganos respiratorios padecen ciertas formas de asfixia y obstáculos para la respiración.

La combustión de las sustancias orgánicas —es decir, las sustancias que componen las plantas y los animales— se desarrolla del mismo modo que la combustión de muchas sustancias inorgánicas, tales como el azufre, el fósforo, el hierro, etc., a partir de la combinación de estas sustancias con el oxígeno, tal como se describió en la Introducción.

La descomposición, la putrefacción y transformaciones similares de las sustancias que ocurren a nuestro alrededor también dependen muy a menudo de la acción del oxígeno del aire, y además lo reducen desde un estado libre a uno combinado. La mayoría de los compuestos de oxígeno son, al igual que el agua, muy estables y no ceden su oxígeno bajo las condiciones ordinarias de la naturaleza.

Como estos procesos están teniendo lugar en todas partes, cabría esperar que la cantidad de oxígeno libre en la atmósfera disminuyera, y esta disminución debería avanzar con cierta rapidez. Esto, de hecho, se observa donde la combustión o la respiración se desarrollan en un espacio cerrado.

• Los animales se asfixian en un espacio cerrado porque al consumir el oxígeno el aire deja de ser apto para la respiración.
• De la misma manera, la combustión cesa al cabo de un tiempo en un espacio cerrado, lo cual puede demostrarse mediante un experimento muy sencillo.

Basta con colocar una sustancia ignífuga —por ejemplo, un trozo de azufre ardiendo— en un matraz de vidrio, que luego se cierra con un corcho resistente para impedir el acceso del aire exterior; la combustión continuará durante cierto tiempo, mientras el matraz contenga algo de oxígeno libre, pero cesará cuando el oxígeno del aire encerrado se haya combinado con el azufre.

Por lo que se ha dicho, es evidente que la regularidad de la combustión o de la respiración requiere una renovación constante del aire; es decir, que la sustancia en combustión o el animal que respira tengan acceso a un suministro fresco de oxígeno. Esto se logra en las viviendas mediante numerosas ventanas, salidas y ventiladores, y por la corriente de aire producida por los fuegos y las estufas.

En lo que respecta al aire de toda la superficie de la tierra, su cantidad de oxígeno apenas disminuye, porque en la naturaleza se desarrolla un proceso que renueva la provisión de oxígeno libre. Las plantas, o más bien sus hojas, durante el día,³ bajo la influencia de la luz, absorben anhídrido carbónico CO₂ y desprenden oxígeno libre.

De este modo, la pérdida de oxígeno que se produce como consecuencia de la respiración de los animales y de la combustión es compensada por las plantas. Si se coloca una hoja en una campana de vidrio que contiene agua, y se hace pasar anhídrido carbónico a la campana (dado que este gas es absorbido por las plantas y a partir de él se desprende oxígeno), y se coloca todo el aparato a la luz del sol, entonces el oxígeno se acumulará en la campana de vidrio. Este experimento fue realizado por primera vez por Priestley a finales del siglo pasado.

Así, la vida de las plantas en la tierra no solo sirve para la formación de alimento para los animales, sino también para mantener un porcentaje constante de oxígeno en la atmósfera. En el largo período de la vida de la tierra se ha alcanzado un equilibrio entre los procesos que absorben y desprenden oxígeno, mediante el cual se preserva una cantidad definida de oxígeno libre en toda la masa de la atmósfera.⁴

El oxígeno fue obtenido como gas independiente en 1774 por Priestley en Inglaterra y el mismo año por Scheele en Suecia, pero su naturaleza y gran importancia solo fueron perfectamente elucidadas por Lavoisier.

Se puede obtener oxígeno libre mediante uno u otro método de todas las sustancias en las que se encuentra. Así, por ejemplo, el oxígeno de muchas sustancias puede transferirse al agua, de la cual, como ya hemos visto, se puede obtener oxígeno.⁵ Consideraremos primero los métodos para extraer oxígeno del aire por ser una sustancia distribuida por todas partes. La separación del oxígeno de este, sin embargo, se ve obstaculizada por muchas dificultades.

Del aire, que contiene una mezcla de oxígeno y nitrógeno, no se puede eliminar únicamente el nitrógeno, porque no tiene ninguna tendencia a combinarse directa o fácilmente con ninguna sustancia; y aunque sí se combina con ciertas sustancias (boro, titanio), estas sustancias se combinan simultáneamente con el oxígeno de la atmósfera.⁶

Sin embargo, el oxígeno puede separarse del aire haciendo que se combine con sustancias que puedan descomponerse fácilmente por la acción del calor y que, al hacerlo, cedan el oxígeno absorbido; es decir, mediante el uso de reacciones reversibles.

Así, por ejemplo, se puede lograr que el oxígeno de la atmósfera oxide anhídrido sulfuroso, SO₂ (haciéndolo pasar directamente sobre platino esponjoso ignífugo), para formar anhídrido sulfúrico o trióxido de azufre, SO₃; y esta sustancia (que es sólida y volátil, y por lo tanto fácil de separar del nitrógeno y del anhídrido sulfuroso), al calentarla de nuevo, da oxígeno y anhídrido sulfuroso.

La sosa cáustica o la cal extraen (absorben) el anhídrido sulfuroso de esta mezcla, mientras que el oxígeno no es absorbido y, de este modo, queda aislado del aire.

A gran escala en los trabajos, como veremos más adelante, el anhídrido sulfuroso se transforma en hidrato de trióxido de azufre, o ácido sulfúrico, H₂SO₄; si este se deja caer sobre losas de piedra roja al rojo vivo, se obtienen agua, anhídrido sulfuroso y oxígeno.

El oxígeno se aísla fácilmente de esta mezcla haciendo pasar los gases sobre cal.

La extracción del oxígeno a partir del óxido de mercurio (Priestley, Lavoisier), que se obtiene del mercurio y el oxígeno de la atmósfera, es también una reacción reversible mediante la cual se puede obtener oxígeno de la atmósfera.

Así también, al hacer pasar aire seco a través de un tubo al rojo vivo que contiene óxido de bario, este se combina con el oxígeno del aire. En esta reacción se forma el llamado peróxido de bario, BaO₂, a partir del óxido de bario, BaO, y a una temperatura más alta este último desprende el oxígeno absorbido, dejando el óxido de bario tomado originariamente.⁷

El oxígeno se desprende con particular facilidad de toda una serie de compuestos oxigenados inestables, de los cuales pasaremos a hacer una revisión general, observando que muchas de estas reacciones, aunque no todas, pertenecen al grupo de las reacciones reversibles;⁸ de modo que, para obtener muchas de estas sustancias (por ejemplo, el clorato potásico) ricas en oxígeno, es necesario recurrir a métodos indirectos (véase la Introducción) con los que nos familiarizaremos en el curso de este libro.

1. Los compuestos del oxígeno con ciertos metales, y especialmente con los llamados metales nobles —esto es, mercurio, plata, oro y platino—, una vez obtenidos, retienen su oxígeno a la temperatura ordinaria, pero se desprenden de él a temperatura de rojo vivo. Los compuestos son sólidos, generalmente amorfos e infusibles, y el calor los descompone fácilmente en el metal y el oxígeno. Hemos visto un ejemplo de esto al hablar de la descomposición del óxido de mercurio. Priestley, en 1774, obtuvo oxígeno puro por primera vez calentando óxido de mercurio por medio de una lente ustoria, y demostró claramente su diferencia con respecto al aire. Mostró su propiedad característica de mantener la combustión «con notable vigor», y lo denominó aire desflogisticado.

2. Las sustancias llamadas peróxidos⁹ desprenden oxígeno a mayor o menor temperatura (y también por la acción de muchos ácidos). Por lo general, contienen metales combinados con una gran cantidad de oxígeno.

Los peróxidos son los óxidos más altos de ciertos metales; aquellos metales que los forman generalmente dan varios compuestos con oxígeno. Los de los grados más bajos de oxidación, que contienen la menor cantidad de oxígeno, son por lo general sustancias capaces de reaccionar fácilmente con los ácidos, por ejemplo, con el ácido sulfúrico.

Tales óxidos inferiores se llaman bases. Los peróxidos contienen más oxígeno que las bases formadas por los mismos metales. Por ejemplo, el óxido de plomo contiene 7,1 partes de oxígeno en 100 partes, y es básico, pero el peróxido de plomo contiene 13,3 partes de oxígeno en 100 partes.

El peróxido de manganeso es una sustancia similar, y es un sólido de color oscuro que se encuentra en la naturaleza. Se emplea con fines técnicos bajo el nombre de óxido negro de manganeso (en alemán, «Braunstein», la pirolusita del mineralogista). Los peróxidos son capaces de desprender oxígeno a una temperatura más o menos elevada. No desprenden entonces todo su oxígeno, sino solo una parte de él, y se convierten en un óxido inferior o base.

Así, por ejemplo, el peróxido de plomo, al calentarse, da oxígeno y óxido de plomo. La descomposición de este peróxido transcurre con bastante facilidad al calentarlo, incluso en un recipiente de vidrio, pero el peróxido de manganeso solo desprende oxígeno a un rojo al rojo fuerte, y por lo tanto el oxígeno solo puede obtenerse de él en recipientes de hierro, u otros recipientes metálicos, o de arcilla. Este era antiguamente el método para obtener oxígeno.

El peróxido de manganeso solo desprende un tercio de su oxígeno (según la ecuación 3MnO₂ = Mn₃O₄ + O₂), mientras que dos tercios permanecen en la sustancia sólida que forma el residuo tras el calentamiento.

Los peróxidos metálicos también son capaces de desprender oxígeno al calentarlos con ácido sulfúrico.

Entonces desprenden exactamente la cantidad de oxígeno que está en exceso respecto a la necesaria para la formación de la base, reaccionando esta última con el ácido sulfúrico para formar un compuesto (sal) con él. Así, el peróxido de bario, al calentarlo con ácido sulfúrico, forma oxígeno y óxido de bario, el cual da un compuesto con el ácido sulfúrico denominado sulfato de bario (BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O + O).¹⁰ Esta reacción suele transcurrir con mayor facilidad que la descomposición de los peróxidos solo por el calor.

Para los fines del experimento se suele tomar peróxido de manganeso en polvo y se mezcla con ácido sulfúrico concentrado en un matraz, y se monta el aparato tal como se muestra en la Fig. 28. El gas que se desprende se hace pasar a través de un frasco de Woulfe que contiene una solución de potasa cáustica, para purificarlo del anhídrido carbónico y del cloro que acompañan al desprendimiento de oxígeno del peróxido de manganeso comercial, y el gas no se recolecta hasta que una tablilla delgada incandescente colocada frente al orificio de salida se enciende con llama, lo cual demuestra que el gas que se está desprendiendo es oxígeno. Mediante este método de descomposición del peróxido de manganeso por el ácido sulfúrico se desprende, no, como en el calentamiento, un tercio, sino la mitad del oxígeno contenido en el peróxido (MnO₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₂O + O), es decir, a partir de 50 gramos de peróxido, unos 7⅕ gramos, o unos 5½ litros, de oxígeno,¹¹ mientras que por calentamiento solo se obtienen unos 3½ litros.

Los químicos de la época de Lavoisier obtenían generalmente oxígeno calentando peróxido de manganeso. En la actualidad se conocen métodos más convenientes.

3. Una tercera fuente a la que se puede recurrir para la obtención de oxígeno está representada por ácidos y sales que contienen una gran cantidad de oxígeno, los cuales son capaces, al desprenderse de una parte o de la totalidad de su oxígeno, de convertirse en otros compuestos (productos inferiores de oxidación) que son más difícilmente descomponibles. Estos ácidos y sales (al igual que los peróxidos) desprenden oxígeno ya sea únicamente por calentamiento, o solo cuando se encuentran en presencia de alguna otra sustancia. El ácido sulfúrico puede tomarse como ejemplo de un ácido que se descompone por la acción exclusiva del calor,¹² ya que se desintegra al rojo naciente en agua, anhídrido sulfuroso y oxígeno, como se mencionó anteriormente. Priestley, en 1772, y Scheele, un poco más tarde, obtuvieron oxígeno calentando nitro al rojo.

Los mejores ejemplos de la formación de oxígeno mediante el calentamiento de sales se dan en el clorato de potasio, o sal de Berthollet, llamada así en honor al químico francés que lo descubrió.

El clorato de potasio es una sal compuesta por los elementos potasio, cloro y oxígeno, KClO₃. Se presenta en forma de láminas transparentes e incoloras, es soluble en agua, especialmente en agua caliente, y se asemeja a la sal común de mesa en algunas de sus reacciones y propiedades físicas; se funde al calentarlo y, al fundirse, comienza a descomponerse, desprendiendo gas oxígeno.

Esta descomposición termina con la liberación de todo el oxígeno del clorato de potasio, quedando cloruro de potasio como residuo, según la ecuación KClO₃ = KCl + O₃.¹³

Esta descomposición transcurre a una temperatura que permite llevarla a cabo en un recipiente de vidrio. Sin embargo, al descomponerse, el clorato de potasio fundido se hincha y hierve, y se solidifica gradualmente, por lo que el desprendimiento de oxígeno no es regular y el recipiente de vidrio puede romperse.

Para superar este inconveniente, el clorato de potasio se tritura y se mezcla con el polvo de una sustancia que es infusible, incapaz de combinarse con el oxígeno desprendido y un buen conductor del calor. Por lo general, se mezcla con peróxido de manganeso.¹⁴

La descomposición del clorato de potasio se facilita entonces considerablemente, y transcurre a una temperatura más inferior (porque toda la masa resulta entonces mejor calentada, tanto externa como internamente), sin hincharse, y este método es, por lo tanto, más conveniente que la descomposición de la sal sola.

Este método para la preparación de oxígeno es muy conveniente; por lo general se emplea cuando se requiere una pequeña cantidad de oxígeno. Además, el clorato de potasio se obtiene fácilmente puro y desprende mucho oxígeno. 100 gramos de la sal proporcionan hasta 39 gramos, o 30 litros, de oxígeno.

Este método es tan simple y fácil,¹⁵ que a menudo se comienza un curso de química práctica con la preparación de oxígeno mediante este método, y de hidrógeno con la ayuda de cinc y ácido sulfúrico, ya que por medio de estos gases se pueden realizar muchos experimentos interesantes y llamativos.¹⁶

Una solución de polvo de blanquear, que contiene hipoclorito de calcio, CaCl₂O₂, desprende oxígeno al calentarla suavemente cuando se añade una pequeña cantidad de ciertos óxidos; por ejemplo, óxido de cobalto, que en este caso actúa por contacto (véase la Introducción).

Al calentarla sola, una solución de polvo de blanquear no desprende oxígeno, pero oxida el óxido de cobalto a un grado superior de oxidación; este óxido superior de cobalto en contacto con el polvo de blanquear se descompone en oxígeno y productos de oxidación inferiores, y el óxido de cobalto inferior resultante con el polvo de blanquear vuelve a dar el óxido superior, el cual vuelve a desprender su oxígeno, y así sucesivamente.¹⁷

El hipoclorito de calcio se descompone aquí según la ecuación CaCl₂O₂ = CaCl₂ + O₂. De este modo, una pequeña cantidad de óxido de cobalto¹⁸ es suficiente para la descomposición de una cantidad indefinidamente grande de polvo de blanquear.

Las propiedades del oxígeno.¹⁹—Es un gas permanente, es decir, no puede licuarse por presión a la temperatura ordinaria y, además, solo se licúa con dificultad (aunque más fácilmente que el hidrógeno) a temperaturas inferiores a -120°, debido a que este es su punto de ebullición absoluto. Como su presión crítica²⁰ es de unas 50 atmósferas, puede licuarse fácilmente bajo presiones superiores a 50 atmósferas a temperaturas inferiores a -120°. Según Dewar, la densidad del oxígeno en estado crítico es 0,65 (agua = 1), pero, al igual que todas las demás sustancias en este estado,²¹ varía considerablemente en densidad con un cambio de presión y temperatura, y por lo tanto muchos investigadores que realizaron sus observaciones bajo altas presiones dan una densidad mayor, de hasta 1,1. El oxígeno licuado es un líquido transparente sumamente móvil, de un tenue tono azulado y que hierve (tensión = 1 atmósfera) a unos -180°. El oxígeno, como todos los gases, es transparente y, al igual que la mayoría de los gases, incoloro. No tiene olor ni sabor, lo cual es evidente por el hecho de ser un componente del aire. El peso de un litro de gas oxígeno a 0° y 760 mm de presión es de 1,4298 gramos; por lo tanto, es ligeramente más denso que el aire. Su densidad con respecto al aire = 1,1056 y con respecto al hidrógeno = 16.²²

En sus propiedades químicas, el oxígeno es notable por el hecho de que reacciona muy fácilmente —y, en un sentido químico, con vigor— con una serie de sustancias, formando compuestos de oxígeno.

Sin embargo, solo unas pocas sustancias y mezclas de sustancias (por ejemplo, fósforo, cobre con amoníaco, materia orgánica en descomposición, aldehído, pirogalol con un álcali, etc.) se combinan directamente con el oxígeno a temperatura ordinaria, mientras que muchas sustancias se combinan fácilmente con el oxígeno al rojo vivo, y a menudo esta combinación presenta una reacción química rápida acompañada de la evolución de una gran cantidad de calor.

Toda reacción que tiene lugar rápidamente, si va acompañada de una evolución de calor tan grande como para producir incandescencia, se denomina combustión.

Así pues, la combustión se produce cuando muchos metales son sumergidos en cloro, u óxido de sodio o de bario en anhídrido carbónico, o cuando una chispa cae sobre la pólvora. Una gran cantidad de sustancias son combustibles en el oxígeno y, debido a su presencia, también en el aire.

Para iniciar la combustión, generalmente es necesario²³ que la sustancia combustible sea llevada a un estado de incandescencia.

La continuación del proceso no requiere la ayuda de calor externo adicional, porque se desprende suficiente calor²⁴ como para elevar la temperatura de las partes restantes de la sustancia combustible al grado requerido.

Ejemplos de esto son familiares para todos a partir de la experiencia cotidiana.

La combustión transcurre en el oxígeno con mayor rapidez, y va acompañada de una incandescencia más potente, que en el aire ordinario. Esto puede demostrarse mediante una serie de experimentos muy convincentes.

Si un trozo de carbón, sujeto a un alambre y previamente llevado al rojo vivo, se sumerge en un matraz lleno de oxígeno, arde rápidamente a blanco vivo —es decir, se combina con el oxígeno, formando un producto gaseoso de combustión llamado anhídrido carbónico, o gas carbónico, CO₂—.

Este es el mismo gas que se desprende en el acto de la respiración, pues el carbón es una de las sustancias que se obtienen por la descomposición de todas las sustancias orgánicas que lo contienen, y en el proceso de la respiración una parte de los constituyentes del cuerpo, por decirlo así, arde lentamente.

Si se coloca un trozo de azufre ardiendo en una pequeña taza unida a un alambre y se introduce en un matraz lleno de oxígeno, entonces el azufre, que arde en el aire con una llama muy débil, arde en el oxígeno con una llama violeta que, aunque pálida, es mucho mayor que en el aire.

Si se cambia el azufre por un trozo de fósforo,²⁵ entonces, a menos que se caliente el fósforo, este se combina muy lentamente con el oxígeno; pero, si se calienta, aunque sea en un solo punto, arde con una llama blanca sumamente brillante.

Para calentar el fósforo dentro del matraz, la manera más sencilla es poner en contacto con él un alambre al rojo vivo. Antes de que el carbón pueda arder, debe llevarse a un estado de incandescencia.

El azufre tampoco arde por debajo de los 100°, mientras que el fósforo se inflama a los 40°.

El fósforo que ya haya sido encendido en el aire no se puede introducir tan fácilmente en el matraz, porque arde muy rápidamente y con una gran llama en el aire.

Si se coloca un pequeño trozo de sodio metálico en una pequeña cápsula hecha de cal,²⁶ fundida e inflamada,²⁷ este arde muy débilmente en el aire. Pero si se introduce sodio en combustión en oxígeno, la combustión se vigoriza y va acompañada de una llama amarilla más brillante.

El magnesio metálico, que arde brillantemente en el aire, continúa ardiendo con aún mayor vigor en oxígeno, formando un polvo blanco, que es un compuesto de magnesio con oxígeno (óxido de magnesio; magnesia).

Una tira de hierro o acero no arde en el aire, pero un hilo de hierro o un muelle de acero pueden arder fácilmente en oxígeno.²⁸

La combustión del acero o del hierro en oxígeno no va acompañada de una llama, sino que chispas de óxido saltan en todas direcciones desde las partes incandescentes del hierro.²⁹

Para demostrar experimentalmente la combustión del hidrógeno en oxígeno, se conduce un tubo conductor de gas, doblado de modo que forme un surtidor adecuado, desde el recipiente que desprende hidrógeno.

Primero se enciende el hidrógeno en el aire y luego se introduce el tubo conductor de gas en un matraz que contiene oxígeno. La combustión en el oxígeno será similar a la del aire; la llama permanece pálida, a pesar de que su temperatura se eleva considerablemente.

Es instructivo señalar que el oxígeno puede arder en el hidrógeno, al igual que el hidrógeno en el oxígeno. Para mostrar la combustión del oxígeno en el hidrógeno, se acopla a la llave de un gasómetro lleno de oxígeno un tubo doblado verticalmente hacia arriba que termina en un orificio fino.

Dos alambres, colocados a tal distancia el uno del otro que permitan el paso de una serie constante de chispas de una bobina de Ruhmkorff, se fijan frente al orificio del tubo. Esto tiene como fin encender el oxígeno, lo cual también puede hacerse atando yesca alrededor del orificio y prendiéndola.

Cuando los alambres están dispuestos en el orificio del tubo y pasa una serie de chispas entre ellos, se coloca sobre el tubo conductor de gas un frasco invertido (debido a la ligereza del hidrógeno) lleno de hidrógeno. Cuando el frasco cubre el orificio del tubo conductor de gas (y no antes, ya que de otro modo podría producirse una explosión), se abre la llave del gasómetro, y el oxígeno fluye hacia el hidrógeno y es encendido por las chispas.

La llama obtenida es similar a la formada por la combustión del hidrógeno en el oxígeno.³⁰ De esto se desprende claramente que la llama es el lugar donde el oxígeno se combina con el hidrógeno; por lo tanto, se puede obtener tanto una llama de oxígeno en combustión como una llama de hidrógeno en combustión.

Si en vez de hidrógeno se emplea cualquier otro gas combustible —por ejemplo, gas de hulla ordinario—, el fenómeno de la combustión será exactamente el mismo, solo que se obtendrá una llama brillante y los productos de la combustión serán diferentes. Sin embargo, como el gas de hulla contiene una cantidad considerable de hidrógeno libre y combinado, también formará una cantidad considerable de agua en su combustión.

Si se mezcla hidrógeno con oxígeno en la proporción en que forman agua —es decir, si se toman dos volúmenes de hidrógeno por cada volumen de oxígeno—, entonces la mezcla será la misma que la obtenida por la descomposición del agua mediante una corriente galvánica: gas detonante.

Ya hemos mencionado en el último capítulo que la combinación de estos gases, o su explosión, puede provocarse mediante la acción de una chispa eléctrica, debido a que la chispa calienta el espacio a través del cual pasa y actúa en consecuencia de manera similar a la ignición por medio del contacto con una sustancia incandescente o ardiente.³¹

Cavendish realizó este experimento sobre la ignición del gas detonante, a finales del siglo pasado, en el aparato mostrado en la fig. 31. La ignición con la ayuda de la chispa eléctrica es conveniente por la razón de que entonces puede llevarse a cabo en un recipiente cerrado y, por tanto, los químicos todavía emplean este método cuando se requiere encender una mezcla de oxígeno con un gas combustible en un recipiente cerrado. Para este propósito, especialmente desde la época de Bunsen,³² se emplea un eudiómetro.

Consiste en un tubo de vidrio grueso graduado a lo largo de su longitud en milímetros (para indicar la altura de la columna de mercurio) y calibrado para un volumen determinado (peso de mercurio). Dos alambres de platino están fundidos en el extremo superior cerrado del tubo, como se muestra en la fig. 32.³³ Con la ayuda del eudiómetro no solo podemos determinar la composición volumétrica del agua³⁴ y el contenido cuantitativo de oxígeno en el aire,³⁵ sino también realizar una serie de experimentos que explican el fenómeno de la combustión.

Así, por ejemplo, puede demostrarse, con la ayuda del eudiómetro, que para la ignición del gas detonante se requiere una temperatura definida.

Si la temperatura está por debajo de la requerida, la combinación no tendrá lugar, pero si en cualquier punto dentro del tubo se eleva hasta la temperatura de inflamación, entonces la combinación se producirá en dicho punto y desprenderá suficiente calor para la ignición de las porciones adyacentes de la mezcla detonante.

Si a 1 volumen de gas detonante se añaden 10 volúmenes de oxígeno, o 4 volúmenes de hidrógeno, o 3 volúmenes de anhídrido carbónico, no obtendremos una explosión al hacer pasar una chispa a través de la mezcla diluida. Esto depende del hecho de que la temperatura desciende con la dilución del gas detonante por otro gas, porque el calor desprendido por la combinación de la pequeña cantidad de hidrógeno y oxígeno llevada a la incandescencia por la chispa no solo se transmite al agua procedente de la combinación, sino también a la sustancia extraña mezclada con el gas detonante.³⁶

La necesidad de una temperatura definida para la ignición del gas detonante también se observa en el hecho de que el gas detonante puro explota en presencia de un hilo de hierro al rojo vivo, o de carbón vegetal calentado a 275°, pero con un grado menor de incandescencia no se produce ninguna explosión. También puede provocarse mediante una compresión rápida, cuando, como es sabido, se desprende calor.³⁷

Los experimentos realizados en el eudiómetro demostraron que la ignición del gas detonante tiene lugar a una temperatura de entre 450° y 560°.³⁸

La combinación del hidrógeno con el oxígeno va acompañada del desprendimiento de una cantidad muy considerable de calor; según las determinaciones de Favre y Silbermann,³⁹ 1 parte en peso de hidrógeno al formar agua desprende 34.462 unidades de calor. Muchas de las determinaciones más recientes se aproximan mucho a esta cifra, de modo que puede considerarse que en la formación de 18 partes de agua (H₂O) se desprenden 69 kilocalorías, o bien 69.000 unidades de calor.⁴⁰

Si el calor específico del vapor acuoso (0,48) permaneciera constante desde la temperatura ordinaria hasta aquella a la que tiene lugar la combustión del gas detonante (pero hoy en día no cabe duda de que aumenta), si la combustión estuviera concentrada en un solo punto⁴¹ (pero ocurre en toda la región de una llama), si no hubiera pérdidas por radiación y conducción de calor, y si no tuviera lugar la disociación —es decir, si no se estableciera un estado de equilibrio entre el hidrógeno, el oxígeno y el agua—, entonces sería posible calcular la temperatura de la llama del gas detonante. Sería entonces de 8.000°.⁴²

En realidad es mucho más baja, pero no obstante es superior a la temperatura alcanzada en hornos y llamas, y llega hasta los 2.000°. La explosión del gas detonante se explica por esta alta temperatura, debido a que el vapor acuoso formado debe ocupar un volumen al menos 5 veces mayor que el ocupado por el gas detonante a la temperatura ordinaria. El gas detonante emite un sonido, no sólo como consecuencia de la conmoción que se produce por la rápida expansión del vapor calentado, sino también porque a ésta le sigue inmediatamente un efecto de enfriamiento, la conversión del vapor en agua y una rápida contracción.⁴³

Las mezclas de hidrógeno y de varios otros gases con oxígeno se aprovechan para obtener altas temperaturas. Con la ayuda de tales altas temperaturas se pueden fundir a gran escala metales como el platino, lo cual no puede realizarse en hornos calentados con carbón vegetal y alimentados por una corriente de aire.

El soplete, mostrado en la fig. 34, está construido para la aplicación del gas detonante a dicho fin. Consiste en dos tubos de latón, uno fijo dentro del otro, como se muestra en el dibujo. El tubo central interno C C conduce oxígeno, y el tubo exterior envolvente E' E' conduce hidrógeno. Antes de su salida, los gases no se mezclan entre sí, de modo que no puede haber ninguna explosión dentro del aparato.

Cuando este soplete está en uso, C se conecta con un gasómetro que contiene oxígeno, y E con un gasómetro que contiene hidrógeno (o a veces gas del alumbrado). El flujo de los gases se puede regular fácilmente mediante las llaves de paso O H. La llama es más corta y desprende mayor calor cuando los gases que arden están en la proporción de 1 volumen de oxígeno por 2 volúmenes de hidrógeno. El grado de calor puede juzgarse fácilmente por el hecho de que un hilo delgado de platino colocado en la llama de una mezcla debidamente proporcionada se funde con facilidad.

Colocando el soplete en el orificio de una pieza hueca de cal, se obtiene un crisol A B en el que el platino puede fundirse fácilmente, incluso en grandes cantidades si la corriente de oxígeno y hidrógeno es suficientemente grande (Deville).

La llama del gas detonante también puede utilizarse con fines de iluminación. Por sí misma es muy pálida, pero debido a su alta temperatura puede servir para poner incandescentes objetos infusibles, y a la altísima temperatura producida por el gas detonante la sustancia incandescente da una luz intensísima. Para este propósito se emplean la cal, la magnesia o el óxido de zirconio, ya que no son fusibles a la altísima temperatura desarrollada por el gas detonante. Un pequeño cilindro de cal colocado en la llama de gas detonante, si se regula en el punto requerido, da una luz blanca muy brillante, que en su día se propuso para iluminar faros. En la actualidad, en la mayoría de los casos, la luz eléctrica, debido a su constancia y otras ventajas, lo ha reemplazado para este fin. La luz producida por la incandescencia de la cal en el gas detonante se denomina luz Drummond o luz de calcio.

Los casos anteriores constituyen ejemplos de la combustión de elementos en oxígeno, pero fenómenos exactamente similares se observan en la combustión de compuestos. Así, por ejemplo, la sustancia sólida, incolora y brillante, naftalina, C₁₀H₈, arde en el aire con una llama humeante, mientras que en oxígeno continúa ardiendo con una llama muy brillante. El alcohol, el aceite y otras sustancias arden brillantemente en oxígeno al conducir este gas mediante un tubo hasta la llama de lámparas que queman dichas sustancias. Se desprende así una alta temperatura, de la cual a veces se saca provecho en la práctica química.

Para comprender por qué la combustión en oxígeno transcurre con mayor rapidez, y va acompañada de un efecto térmico más intenso, que la combustión en aire, debe recordarse que el aire es oxígeno diluido con nitrógeno, el cual no mantiene la combustión, y por tanto, al quemarse una sustancia en el aire, fluyen hacia su superficie menos partículas de oxígeno que cuando se quema en oxígeno puro; además de lo cual, la razón de la intensidad de la combustión en el oxígeno es la alta temperatura adquirida por la sustancia que se quema en él.⁴⁴

Entre los fenómenos que acompañan a la combustión de ciertas sustancias, llama la atención el fenómeno de la llama. El azufre, el fósforo, el sodio, el magnesio, el naftaleno, etc., arden al igual que el hidrógeno con una llama, mientras que en la combustión de otras sustancias no se observa llama, como, por ejemplo, en la combustión del hierro y del carbón vegetal.

La aparición de la llama depende de la capacidad de la sustancia combustible para producir gases o vapores a la temperatura de combustión. A la temperatura de combustión, el azufre, el fósforo, el sodio y el naftaleno pasan al estado de vapor, mientras que la madera, el alcohol, el aceite, etc., se descomponen en sustancias gaseosas y vaporosas. La combustión de gases y vapores forma llamas, y por lo tanto una llama está compuesta por los gases y vapores calientes e incandescentes producidos por la combustión.

Puede demostrarse fácilmente que las llamas de sustancias no volátiles como la madera contienen sustancias volátiles y combustibles formadas a partir de ellas, colocando en la llama un tubo conectado a un aspirador. Además de los productos de combustión, en el aspirador se acumulan gases y líquidos combustibles que antes se encontraban en la llama en forma de vapores. Para que este experimento tenga éxito —es decir, para extraer realmente gases y vapores combustibles de la llama— es necesario colocar el tubo de succión dentro de la llama. Los gases y vapores combustibles solo pueden permanecer sin quemar en el interior de la llama, ya que en la superficie de esta entran en contacto con el oxígeno del aire y arden.⁴⁵

Las llamas presentan diferentes grados de brillo, según contengan o no partículas incandescentes sólidas en el gas o vapor combustible. Los gases y vapores incandescentes emiten por sí mismos poca luz y, por lo tanto, dan una llama más pálida.⁴⁶ Si una llama no contiene partículas sólidas, es transparente, pálida y emite poca luz.⁴⁷ Las llamas del alcohol, el azufre y el hidrógeno en combustión son de este tipo. Una llama pálida puede volverse luminosa si se introducen en ella finas partículas de materia sólida. Así, si se coloca un hilo de platino muy fino en la llama pálida del alcohol en combustión —o, mejor aún, del hidrógeno—, la llama emite una luz brillante. Esto se observa todavía mejor tamizando el polvo de una sustancia incombustible, como arena fina, sobre la llama, o introduciendo en ella un manojo de hilos de asbesto.

Toda llama brillante contiene siempre algún tipo de partículas sólidas, o al menos algún vapor muy denso. La llama del sodio al arder en oxígeno tiene un color amarillo brillante debido a la presencia de partículas de óxido de sodio sólido. La llama del magnesio es brillante porque al arder forma magnesia sólida, que se pone blanca al rojo vivo; de igual modo, el brillo de la luz Drummond se debe al calor de la llama que eleva la cal sólida no volátil a un estado de incandescencia. Las llamas de una vela, de la madera y de sustancias similares son brillantes porque contienen partículas de carbón o hollín. No es la llama en sí la que es luminosa, sino el hollín incandescente que contiene. Estas partículas de carbón presentes en las llamas se pueden observar fácilmente introduciendo un objeto frío, como un cuchillo, en la llama.⁴⁸ Las partículas de carbón arden en la superficie exterior de la llama si el suministro de aire es suficiente, pero si el suministro de aire —es decir, de oxígeno— es insuficiente para su combustión, la llama produce humo, porque las partículas de carbón no consumidas son arrastradas por la corriente de aire.⁴⁹

La combinación de diversas sustancias con el oxígeno puede no presentar ningún signo de combustión —es decir, la temperatura puede elevarse pero de manera inconsiderable—.

Esto puede deberse bien al hecho de que la reacción de la sustancia (por ejemplo, el estaño, el mercurio, el plomo a alta temperatura, o una mezcla de pirogalol con potasa cáustica a la temperatura ordinaria) desprende poco calor, o a que el calor desprendido se transmite a buenos conductores del calor, como los metales, o a que la combinación con oxígeno tiene lugar tan lentamente que el calor desprendido alcanza a pasar a los objetos circundantes.

La combustión es solo un caso particular, intenso y evidente de combinación con oxígeno. La respiración es también un acto de combinación con oxígeno; sirve asimismo, al igual que la combustión, para el desarrollo de calor mediante aquellos procesos químicos que la acompañan (la transformación del oxígeno en anhídrido carbónico). Lavoisier enunció esto con la lúcida expresión: «la respiración es una combustión lenta».

Las reacciones que implican la combinación lenta de sustancias con oxígeno se denominan oxidaciones. Las combinaciones de este tipo (y también la combustión) suelen dar como resultado la formación de sustancias ácidas, y de ahí el nombre de oxígeno (Sauerstoff). La combustión no es más que una oxidación rápida.

El fósforo, el hierro y el vino pueden tomarse como ejemplos de sustancias que se oxidan lentamente en el aire a temperatura ordinaria. Si se deja una sustancia de este tipo en contacto con un volumen determinado de aire u oxígeno, absorbe el oxígeno poco a poco, como puede observarse por la disminución en el volumen del gas.

Esta oxidación lenta no suele ir acompañada de un desprendimiento sensible de calor; el desprendimiento de calor realmente ocurre, solo que no es perceptible para nuestros sentidos debido al pequeño aumento de temperatura que tiene lugar; esto se debe a la baja velocidad de la reacción y a la transmisión del calor formado como calor radiante, etc.

Así, en la oxidación del vino y su transformación en vinagre por el método habitual de preparación de este último, el calor desprendido no puede observarse porque se extiende a lo largo de varias semanas, pero en el llamado proceso rápido de fabricación del vinagre, cuando una gran cantidad de vino se oxida con relativa rapidez, el desprendimiento de calor es perfectamente perceptible.

Tales lentos procesos de oxidación tienen lugar constantemente en la naturaleza por la acción de la atmósfera. Los organismos muertos y las sustancias obtenidas de ellos —como los cuerpos de los animales, la madera, la lana, la hierba, etc.— son especialmente susceptibles a esta acción. Se pudren y descomponen; es decir, su materia sólida se transforma en gases bajo la influencia de la humedad y del oxígeno atmosférico, y generalmente bajo la influencia de otros organismos, como mohos, gusanos, microorganismos (bacterias) y similares.

Estos son procesos de combustión lenta, de combinación lenta con el oxígeno. Es bien sabido que el estiércol se pudre y desarrolla calor, que las parva de heno húmedo, la harina húmeda, la paja, etc., se calientan y sufren alteraciones en el proceso.⁵⁰

En todas estas transformaciones se forman los mismos productos principales de combustión que los contenidos en el humo; el carbono da anhídrido carbónico, y el hidrógeno, agua. De ahí que estos procesos requieran oxígeno al igual que la combustión. Esta es la razón por la cual la prevención total del acceso del aire dificulta estas transformaciones,⁵¹ y un suministro mayor de aire las acelera.

El tratamiento mecánico de las tierras de cultivo mediante el arado, la grada y otros medios similares no tiene únicamente el objeto de facilitar la expansión de las raíces en el suelo y de hacer este más permeable al agua, sino que también sirve para facilitar el acceso del aire a los componentes del suelo; como consecuencia de lo cual los restos orgánicos del suelo se pudren —por decirlo así, respiran aire y desprenden anhídrido carbónico—. Un acre de buena tierra de jardín en el transcurso de un verano desprende más de dieciséis toneladas de anhídrido carbónico.

No solo las sustancias vegetales y animales están sujetas a una oxidación lenta en presencia de agua. Algunos metales incluso se oxidan en estas condiciones. El cobre absorbe muy fácilmente el oxígeno en presencia de ácidos. Muchos sulfitos metálicos (por ejemplo, las piritas) se oxidan con mucha facilidad con acceso de aire y humedad. Así, los procesos de oxidación lenta se desarrollan por toda la naturaleza.

Sin embargo, hay muchos elementos que bajo ninguna circunstancia se combinan directamente con el oxígeno gaseoso; no obstante, sus compuestos con el oxígeno pueden obtenerse. El platino, el oro, el iridio, el cloro y el yodo son ejemplos de tales elementos. En este caso se recurre al llamado método indirecto —es decir, la sustancia dada se combina con otro elemento, y mediante un método de descomposición doble este elemento es reemplazado por el oxígeno—.

Las sustancias que no se combinan directamente con el oxígeno, pero que forman compuestos con él mediante un método indirecto, a menudo pierden con facilidad el oxígeno que habían absorbido por descomposición doble o en el momento de su evolución. Tales son, por ejemplo, los compuestos de oxígeno con el cloro, el nitrógeno y el platino, que desprenden oxígeno al calentarlos; es decir, pueden utilizarse como agentes oxidantes.

A este respecto son especialmente notables los agentes oxidantes, o aquellos compuestos de oxígeno que se emplean en la práctica química y técnica para transferir oxígeno a otras sustancias. El más importante de entre estos es el ácido nítrico o agua fuerte, una sustancia rica en oxígeno y capaz de desprenderlo al calentarse, que oxida fácilmente un gran número de sustancias. Así, casi todos los metales y sustancias orgánicas que contienen carbono e hidrógeno se oxidan más o menos al calentarlos con ácido nítrico.

Si se toma ácido nítrico fuerte y se sumerge un trozo de carbón incandescente en el ácido, este continúa ardiendo. El ácido crómico actúa como el ácido nítrico; el alcohol arde al mezclarse con él. Aunque la acción no es tan marcada, incluso el agua puede oxidar con su oxígeno. El sodio no se oxida en oxígeno perfectamente seco a la temperatura ordinaria, pero arde muy fácilmente en agua y vapor de agua.

El carbón puede arder en anhídrido carbónico —un producto de la combustión— formando óxido de carbono. El magnesio arde en el mismo gas, separando de él el carbono. Hablando en general, el oxígeno combinado puede pasar de un compuesto a otro.

Los productos de combustión u oxidación —y en general los compuestos definidos del oxígeno— se denominan óxidos.

Algunos óxidos no son capaces de combinarse con otros óxidos, o bien se combinan con muy pocos, y en tal caso con el desprendimiento de muy poco calor; otros, por el contrario, entran en combinación con una gran cantidad de otros óxidos y, en general, poseen una energía química notable.

Los óxidos incapaces de combinarse con otros, o que solo muestran esta cualidad en escasa medida, se denominan óxidos indiferentes. Tales son los peróxidos, de los cuales se ha hecho mención anteriormente.

La clase de óxidos capaces de entrar en combinación mutua la denominaremos óxidos salinos. Estos se dividen en dos grupos principales, al menos en lo que respecta a sus miembros más extremos. Los miembros de un grupo se combinan con los miembros del otro grupo con particular facilidad.

Como representantes de un grupo se pueden tomar los óxidos de los metales, magnesio, sodio, calcio, etc. Los representantes del otro grupo son los óxidos formados por los no metales, azufre, fósforo, carbono.

Así, si tomamos el óxido de calcio, o cal, y lo ponemos en contacto con óxidos del segundo grupo, la combinación se produce con gran facilidad. Por ejemplo, si mezclamos óxido de calcio con óxido de fósforo, se combinan con gran facilidad y con desprendimiento de mucho calor. Si pasamos el vapor de anhídrido sulfúrico, obtenido por la combinación de óxido sulfuroso con oxígeno, sobre trozos de cal calentados al rojo vivo, el anhídrido sulfúrico es absorbido por la cal con la formación de una sustancia llamada sulfato de calcio.

Los óxidos del primer tipo, que contienen metales, se denominan óxidos básicos o bases. La cal es un ejemplo conocido de esta clase.

Los óxidos del segundo grupo, que son capaces de combinarse con las bases, se denominan anhídridos de los ácidos o óxidos ácidos. El anhídrido sulfúrico, SO₃, puede tomarse como prototipo de este último grupo. Es un compuesto de azufre con oxígeno formado, no de manera directa, sino mediante la adición de una nueva cantidad de oxígeno al anhídrido sulfuroso, SO₂, haciéndolo pasar junto con oxígeno sobre platino esponjoso incandescente.

El anhídrido carbónico (a menudo llamado «ácido carbónico»), CO₂, el anhídrido fosfórico y el anhídrido sulfuroso son todos óxidos ácidos, ya que pueden combinarse con óxidos tales como la cal u óxido de calcio, la magnesia u óxido de magnesio, MgO, la sosa u óxido de sodio, Na₂O, etc.

Si un elemento dado forma un solo óxido básico, se le denomina óxido; por ejemplo, óxido de calcio, óxido de magnesio, óxido de potasio. Algunos óxidos indiferentes también se denominan «óxidos» si no poseen las propiedades de los peróxidos y, al mismo tiempo, no muestran las propiedades de los anhídridos ácidos; por ejemplo, el óxido carbónico, del cual ya se ha hecho mención.

Si un elemento forma dos óxidos básicos (o dos óxidos indiferentes que no poseen las características de un peróxido), entonces el de menor grado de oxidación se denomina subóxido; es decir, los subóxidos contienen menos oxígeno que los óxidos. Así, cuando el cobre se calienta al rojo vivo en un horno, aumenta de peso y absorbe oxígeno hasta que, por cada 63 partes de cobre, se absorben no más de 8 partes de oxígeno en peso, lo que forma una masa roja que es el subóxido de cobre; pero si la tostación se prolonga y se aumenta la corriente de aire, 63 partes de cobre absorben 16 partes de oxígeno y forman el óxido negro de cobre.

A veces, para distinguir entre los grados de oxidación, se realiza un cambio de sufijo en el elemento oxidado: el óxido -ico denota el grado superior de oxidación, y el óxido -oso el grado inferior. Así, el óxido ferroso y el óxido férrico son lo mismo que el subóxido de hierro y el óxido de hierro.

Si un elemento forma un solo anhídrido, se le nombra mediante un adjetivo formado a partir del nombre del elemento terminado en -ico y la palabra anhídrido. Cuando un elemento forma dos anhídridos, se utilizan los sufijos -oso e -ico para distinguirlos: -oso significa menos oxígeno que -ico; por ejemplo, los anhídridos sulfuroso y sulfúrico.⁵²

Cuando se forman varios óxidos a partir del mismo elemento, se utilizan los prefijos mon, di, tri, tetra; así: monóxido de cloro, dióxido de cloro, trióxido de cloro y tetróxido de cloro o anhídrido clórico.

Los óxidos en sí mismos rara vez sufren transformaciones químicas y, en los pocos casos en que están sujetos a tales cambios, un papel particularmente importante es desempeñado por sus combinaciones con el agua.

La mayoría, si no todos, los óxidos básicos y ácidos se combinan con el agua, ya sea por un método directo o indirecto, formando hidratos, es decir, compuestos que se descomponen únicamente en agua y en un óxido del mismo tipo.

Es bien sabido que muchas sustancias son capaces de combinarse con el agua. Los óxidos poseen esta propiedad en el grado más alto. Ya hemos visto ejemplos de esto (Capítulo I.) en la combinación de la cal, y de los anhídridos sulfúrico y fosfórico, con el agua.

Las combinaciones resultantes son hidratos básicos y ácidos. Los hidratos ácidos se llaman ácidos porque tienen un sabor ácido cuando se disuelven en agua (o saliva), ya que solo entonces pueden actuar sobre el paladar. El vinagre, por ejemplo, tiene un sabor ácido porque contiene ácido acético disuelto en agua. El ácido sulfúrico, al que nos hemos referido con frecuencia porque es el ácido de mayor importancia tanto en la química práctica como por sus aplicaciones técnicas, es en realidad un hidrato formado por la combinación del anhídrido sulfúrico con el agua.

Además de su sabor ácido, los ácidos disueltos o hidratos ácidos tienen la propiedad de cambiar el color azul de ciertos tintes vegetales a rojo. Entre estos tintes, el tornasol es particularmente notable y muy utilizado. Es la sustancia azul extraída de ciertos líquenes y se usa para teñir tejidos de azul; da una infusión azul con agua. Esta infusión, al añadirle un ácido, cambia de azul a rojo.⁵³

Los óxidos básicos, al combinarse con el agua, forman hidratos, de los cuales, sin embargo, muy pocos son solubles en agua. Aquellos que son solubles en agua tienen un sabor alcalino similar al del jabón o al del agua en la que se han hervido cenizas de madera, y se denominan álcalis.

Además, los álcalis tienen la propiedad de devolver el color azul al tornasol que ha sido enrojecido por la acción de los ácidos. Los hidratos de los óxidos de sodio y potasio, NaHO y KHO, son ejemplos de hidratos básicos fácilmente solubles en agua.

Son verdaderos álcalis y se denominan cáusticos, porque actúan de manera muy enérgica sobre la piel de los animales y las plantas. Así, el NaHO se denomina sosa «cáustica».

Los óxidos salinos son capaces de combinarse entre sí y con el agua. El agua misma es un óxido, y no uno indiferente, pues puede, como hemos visto, combinarse con óxidos básicos y ácidos; es representante de toda una serie de óxidos salinos, óxidos intermedios, capaces de combinarse tanto con óxidos básicos como ácidos.

Hay muchos óxidos de este tipo que, al igual que el agua, se combinan con anhídridos básicos y ácidos; por ejemplo, los óxidos de aluminio y estaño, etc.

De esto puede concluirse que todos los óxidos podrían colocarse, respecto a su capacidad de combinarse entre sí, en una serie ininterrumpida, en cuyo extremo se encontrarían aquellos óxidos que no se combinan con las bases —es decir, los álcalis—, mientras que en el otro extremo estarían los óxidos ácidos, y en el intervalo aquellos óxidos que se combinan entre sí y tanto con los óxidos ácidos como con los básicos.

Cuanto más alejados estén los miembros de esta serie, más estables serán los compuestos que forman juntos, con mayor energía actuarán unos sobre otros, mayor será la cantidad de calor desprendida en su reacción y más marcado será su carácter químico salino.

Dijimos antes que los óxidos básicos y ácidos se combinan entre sí, pero rara vez reaccionan el uno con el otro; esto se debe a que la mayoría de ellos son sólidos o gases, es decir, se encuentran en el estado menos propenso a la reacción química. El estado gaseoelástico se destruye con dificultad, porque requiere vencer la elasticidad propia de las partículas gaseosas. El estado sólido se caracteriza por la inmovilidad de sus partículas; mientras que la acción química exige contacto y, por tanto, desplazamiento y movilidad.

Si se calientan los óxidos sólidos, y especialmente si se funden, la reacción transcurre con gran facilidad. Pero tal cambio de estado rara vez ocurre en la naturaleza o en la práctica. Esto solo sucede en unos pocos procesos de hornos. Por ejemplo, en la fabricación de vidrio, los óxidos contenidos en él se combinan en estado fundido.

Pero cuando los óxidos se combinan con agua, y especialmente cuando forman hidratos solubles en agua, la movilidad de sus partículas aumenta considerablemente y su reacción se ve muy facilitada. La reacción tiene entonces lugar a la temperatura ordinaria, de forma fácil y rápida; de modo que este tipo de reacción pertenece a la clase de aquellas que ocurren con inusual facilidad y, por lo tanto, se aprovechan muy a menudo en la práctica, además de haber tenido lugar y seguir ocurriendo en la naturaleza a cada paso.

Consideraremos ahora las reacciones de los óxidos en estado de hidratos, sin perder de vista el hecho de que el agua es en sí misma un óxido con propiedades definidas y que, por lo tanto, ejerce una influencia considerable en el curso de aquellos cambios en los que participa.

Si tomamos una cantidad definida de un ácido y le añadimos una infusión de tornasol, este se vuelve rojo; la adición de una solución alcalina no altera inmediatamente el color rojo del tornasol, pero al ir añadiendo cada vez más solución alcalina se llega a un punto en que el color rojo cambia a violeta, y luego la adición posterior de una nueva cantidad de la solución alcalina cambia el color a azul. Este cambio de color del tornasol es consecuencia de la formación de un nuevo compuesto.

Esta reacción se denomina saturación o neutralización del ácido por la base, o viceversa. La solución en la cual las propiedades ácidas del ácido son saturadas por las propiedades alcalinas de la base se denomina solución neutra. Dicha solución, aunque derivada de la mezcla de una base con un ácido, no manifiesta la reacción ácida ni la básica sobre el tornasol, pero conserva muchos otros signos del ácido y del álcali. Se observa que en dicha mezcla definida de un ácido con un álcali, además de los cambios en el color del tornasol, hay un efecto térmico —es decir, una evolución de calor— que por sí solo es suficiente para demostrar que hubo acción química.

Y, en efecto, si la solución violeta resultante se evapora, se separa, no el ácido o el álcali tomados originariamente, sino una sustancia que no tiene propiedades ácidas ni alcalinas, sino que suele ser sólida y cristalina, con apariencia salina; esto es una sal en el sentido químico de la palabra. Por lo tanto, una sal se deriva de la reacción de un ácido sobre un álcali, en una proporción cierta y definida. El agua tomada aquí para la disolución no desempeña otro papel que el de facilitar meramente el progreso de la reacción. Esto se ve en el hecho de que los anhídridos de los ácidos son capaces de combinarse con óxidos básicos y dar las mismas sales que los ácidos con los álcalis o hidratos. Por consiguiente, una sal es un compuesto de cantidades definidas de un ácido con un álcali. En esta última reacción, el agua se separa si la sustancia formada es la misma que se produce por la combinación de óxidos anhidros entre sí.⁵⁴

Los ejemplos de la formación de sales a partir de ácidos y bases se observan fácilmente y se aplican muy a menudo en la práctica. Si tomamos, por ejemplo, óxido de magnesio insoluble (magnesia), este se disuelve fácilmente en ácido sulfúrico y, por evaporación, da una sustancia salina, amarga, como todas las sales de magnesio, y familiar para todos bajo el nombre de sal de Epsom, utilizada como purgante. Si se vierte una solución de sosa cáustica —la cual se obtiene, como vimos, por la acción del agua sobre el óxido de sodio— en un matraz en el que se ha quemado carbón; o si se hace pasar anhídrido carbónico, que se produce bajo tantas circunstancias, a través de una solución de sosa cáustica, entonces se obtiene carbonato de sodio o sosa, Na₂CO₃, de la cual hemos hablado varias veces y que se prepara a gran escala y se usa con frecuencia en las manufacturas. Esta reacción se expresa mediante la ecuación: 2NaHO + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O. Así, las diversas bases y ácidos forman un número innumerable de sales diferentes.⁵⁵

Las sales constituyen un ejemplo de compuestos químicos definidos, y tanto en la historia como en la práctica de la ciencia son citadas muy a menudo como confirmación del concepto de compuestos químicos definidos. En efecto, todos los indicios de una combinación química definida se aprecian claramente en la formación y las propiedades de las sales. Así, se producen con una proporción definida de óxidos, se desprende calor en su formación⁵⁶ y el carácter químico de los óxidos y muchas de las propiedades físicas quedan ocultos en sus sales. Por ejemplo, cuando el anhídrido carbónico gaseoso se combina con una base para formar una sal sólida, la elasticidad del gas desaparece por completo en su paso a la sal.⁵⁷

A juzgar por lo anterior, una sal es un compuesto de óxidos básicos y ácidos, o el resultado de la acción recíproca entre los hidratos de estas clases con separación de agua. Pero las sal se pueden obtener por otros métodos. No debe olvidarse que los óxidos básicos están formados por metales, y los óxidos ácidos habitualmente por no metales. Pero los metales y los no metales son capaces de combinarse entre sí, y con frecuencia se forma una sal mediante la oxidación de dicho compuesto.

Por ejemplo, el hierro se combina muy fácilmente con el azufre, formando sulfuro de hierro FeS (como vimos en la Introducción); este, en el aire, y especialmente en el aire húmedo, absorbe oxígeno con la formación de la misma sal ${\text{FeSO}}_4$, que puede obtenerse por la combinación de los óxidos de hierro y de azufre, o de los hidratos de estos óxidos. Por lo tanto, no puede afirmarse ni suponerse que una sal posea las propiedades de los óxidos, o que deba contener necesariamente dos tipos de óxidos en su interior. La derivación de las sales a partir de óxidos es meramente uno de los métodos para su preparación.

Vimos, por ejemplo, que en el ácido sulfúrico era posible reemplazar el hidrógeno por zinc, y que por este medio se formaba sulfato de zinc; de igual manera, el hidrógeno en muchos otros ácidos puede ser reemplazado por zinc, hierro, potasio, sodio y toda una serie de metales similares, obteniéndose las sales correspondientes. En todos estos casos, el hidrógeno del ácido se intercambia por un metal, y se obtiene una sal a partir del hidrato.

Considerando una sal desde este punto de vista, puede decirse que una sal es un ácido en el cual el hidrógeno ha sido reemplazado por un metal. Esta definición muestra que una sal y un ácido son esencialmente compuestos de la misma serie, con la diferencia de que este último contiene hidrógeno y la primera un metal. Tal definición es más exacta que la primera definición de sales, en la medida en que incluye asimismo a aquellos ácidos que no contienen oxígeno, y, como aprenderemos más adelante, existe una serie de tales ácidos.

Elementos como el cloro y el bromo forman compuestos con el hidrógeno en los cuales este puede ser reemplazado por un metal, formando sustancias que, en sus reacciones y caracteres externos, se asemejan a las sales formadas a partir de óxidos. La sal de mesa, $\text{NaCl}$, es un ejemplo de ello. Puede obtenerse mediante el reemplazo del hidrógeno en el ácido clorhídrico, $\text{HCl}$, por el metal sodio, exactamente igual a como el sulfato de sodio, ${\text{Na}}_2{\text{SO}}_4$, puede obtenerse mediante el reemplazo del hidrógeno en el ácido sulfúrico, ${\text{H}}_2{\text{SO}}_4$, por el sodio. El aspecto exterior de los productos resultantes, su reacción neutra e incluso su sabor salino muestran su parecido mutuo.

A las propiedades fundamentales de las sales hay que añadir otra más: a saber, que son más o menos descompuestas por la acción de una corriente galvánica. Los resultados de esta descomposición son muy diferentes según que la sal se encuentre en estado fundido o disuelto. Pero la descomposición puede representarse generalmente de modo que el metal aparezca en el polo electronegativo o cátodo (al igual que el hidrógeno en la descomposición del agua, o de su mezcla con ácido sulfúrico), y las partes restantes de la sal aparezcan en el polo electropositivo o ánodo (donde aparece el oxígeno del agua).

Si, por ejemplo, una corriente eléctrica actúa sobre una disolución acuosa de sulfato de sodio, entonces el sodio aparece en el polo negativo, y el oxígeno y el anhídrido del ácido sulfúrico en el polo positivo. Pero en la propia disolución el resultado es diferente, pues el sodio, como sabemos, descompone el agua con desprendimiento de hidrógeno, formando sosa cáustica; en consecuencia, se desprenderá hidrógeno y aparecerá sosa cáustica en el polo negativo: mientras que en el polo positivo el anhídrido sulfúrico se combina inmediatamente con el agua y forma ácido sulfúrico, y por lo tanto se desprenderá oxígeno y se formará ácido sulfúrico alrededor de este polo.⁵⁸

En otros casos, cuando el metal separado no es capaz de descomponer el agua, se depositará en estado libre. Así, por ejemplo, en la descomposición del sulfato de cobre, el cobre se separa en el cátodo, y el oxígeno y el ácido sulfúrico aparecen en el ánodo, y si se acopla una placa de cobre al polo positivo, entonces el oxígeno desprendido oxidará el cobre, y el óxido de cobre se disolverá y se depositará en el polo negativo; es decir, se produce una transferencia de cobre del polo positivo al negativo. En este principio se basa el arte galvanoplástico (la estereotipia).⁵⁹

Por consiguiente, las propiedades más radicales y generales de las sales (incluyendo también aquellas sales como la sal común, que no contienen oxígeno) pueden expresarse representando la sal como compuesta por un metal M y un haloide X; es decir, expresando la sal mediante MX. En la sal común de mesa el metal es el sodio, y el haloide un cuerpo elemental, el cloro. En el sulfato de sodio, Na₂SO₄, el sodio es de nuevo el metal, pero el grupo complejo, SO₄, es el haloide. En el sulfato de cobre, CuSO₄, el metal es el cobre y el haloide el mismo que en la sal precedente.

Tal representación de las sales expresa con gran simplicidad la capacidad de toda sal para participar en dobles descomposiciones salinas con otras sales; consistentes en la sustitución mutua de los metales en las sales. Este intercambio de sus metales es la propiedad fundamental de las sales. En el caso de dos sales con diferentes metales y haloides, que se encuentran en disolución o fusión, o puestas en contacto de cualquier otra manera, los metales de estas sales intercambiarán siempre parcial o totalmente sus lugares. Si designamos una sal por MX, y la otra por NY, entonces obtendremos de ellas, parcial o totalmente, nuevas sales, MY y NX.

Así vimos en la Introducción que, al mezclar disoluciones de sal común, NaCl, y nitrato de plata, AgNO₃, se forma un precipitado blanco e insoluble de cloruro de plata, AgCl, y se obtiene una nueva sal, nitrato de sodio, NaNO₃, en disolución. Si los metales de las sales intercambian lugares en las reacciones de doble descomposición, es evidente que los metales mismos, tomados en estado separado, son capaces de actuar sobre las sales, tal como el zinc desprende hidrógeno de los ácidos, y como el hierro separa el cobre del sulfato de cobre. Cuándo, en qué medida y qué metales se desplazan mutuamente, y cómo se distribuyen los metales entre los haloides, se discutirá en el Capítulo X., donde nos guiaremos por aquellas reflexiones y deducciones que Berthollet introdujo en la ciencia a principios de este siglo.

De acuerdo con las observaciones anteriores, un ácido no es más que una sal de hidrógeno. El agua misma puede considerarse como una sal en la cual el hidrógeno está combinado con el oxígeno o con el radical acuoso, OH; el agua será entonces HOH, y los álcalis o hidratos básicos, MOH.

El grupo OH, o radical acuoso, llamado también hidroxilo, puede considerarse como un haloide semejante al cloro de la sal de mesa, no solo porque el elemento Cl y el grupo OH cambian muy frecuentemente de lugar y se combinan con uno y el mismo elemento, sino también porque el cloro libre es muy similar en muchas propiedades y reacciones al peróxido de hidrógeno, el cual tiene la misma composición que el radical acuoso, como veremos más adelante en el Capítulo IV.

Los álcalis y los hidratos básicos son también sales compuestas por un metal y un hidroxilo; por ejemplo, la sosa cáustica, NaOH, a la cual se le denomina por ello hidróxido de sodio.

De acuerdo con este punto de vista, las sales ácidas son aquellas en las cuales solo una porción del hidrógeno es reemplazada por un metal, mientras que otra porción del hidrógeno del ácido permanece. Así, el ácido sulfúrico (H₂SO₄) no solo produce la sal neutra Na₂SO₄ con el sodio, sino también una sal ácida, NaHSO₄.

Una sal básica es aquella en la cual el metal está combinado no solo con los haloides de los ácidos, sino también con el radical acuoso de los hidratos básicos; por ejemplo, el bismuto no solo da una sal normal de ácido nítrico, Bi(NO₃)₃, sino también sales básicas como Bi(OH)₂(NO₃).

Como las sales básicas y ácidas de los oxoácidos contienen hidrógeno y oxígeno, son capaces de desprenderse de estos en forma de agua y dar sales anhidras, las cuales, es evidente, serán compuestos de sales normales con anhídridos de los ácidos o con bases. Así, el sulfato ácido de sodio mencionado anteriormente se corresponde con la sal anhidra, Na₂S₂O₇, equivalente a 2NaHSO₄, menos H₂O. La pérdida de agua se produce aquí, y frecuentemente en otros casos, únicamente por la acción del calor, y por ello tales sales se denominan con frecuencia pirosales —por ejemplo, la anterior es pirosulfato de sodio (Na₂S₂O₇)—, o bien puede considerarse como la sal normal Na₂SO₄ + anhídrido sulfúrico, SO₃. Las sales dobles son aquellas que contienen ya sea dos metales, KAl(SO₄)₂, o dos haloides.⁶⁰

En la medida en que los compuestos oxigenados predominan en la naturaleza, de lo dicho anteriormente debería esperarse que las sales, más que los ácidos o las bases, aparecieran con mayor frecuencia en la naturaleza, pues estos últimos tenderían siempre a combinarse para formar sales, especialmente a través del medio del agua omnipresente.

Y, de hecho, las sales se encuentran en todas partes en la naturaleza. Se hallan en los animales y las plantas, aunque en pequeña cantidad, porque, al constituir la última etapa de la reacción química, solo son capaces de unas pocas transformaciones químicas. Y los organismos son cuerpos en los cuales se desarrolla una serie de transformaciones químicas ininterrumpidas, variadas y activas, mientras que las sales, que solo participan en descomposiciones dobles entre sí, son poco propensas a tales cambios.

Pero los organismos contienen siempre sales. Así, por ejemplo, los huesos contienen fosfato de calcio, el zumo de las uvas tartrato de potasio (crémor tártaro), ciertos líquenes oxalato de calcio, y las conchas de los moluscos carbonato de calcio, etc.

En cuanto al agua y al suelo, porciones de la tierra en las que los procesos químicos son menos activos, están llenos de sales. Así, las aguas de los océanos y todas las demás (Cap. I.) abundan en sales, y en el suelo, en las rocas de la corteza terrestre, en las lavas levantadas y en los meteoritos caídos predominan las sales de ácido silícico, y especialmente sus sales dobles. Las sustancias salinas también componen aquellas calizas que a menudo forman cadenas montañosas y capas enteras de los estratos terrestres, consistiendo estas en carbonato de calcio, CaCO₃.

Así hemos visto el oxígeno en estado libre y en varios compuestos de diferentes grados de estabilidad, desde las sales inestables, como la sal de Berthollet y el salitre, hasta los compuestos de silicio más estables, tales como los que existen en el granito.

Vimos una gradación totalmente similar de estabilidad en los compuestos del agua y del hidrógeno. En todos sus aspectos, el oxígeno, como elemento o sustancia simple, sigue siendo el mismo por muy variados que sean sus estados químicos, del mismo modo que una sustancia puede aparecer en muchos estados físicos de agregación diferentes.

Pero nuestra noción de la inmensa variedad de los estados químicos en los que puede presentarse el oxígeno no se comprendería por completo si no nos familiarizáramos con él en la forma en que se manifiesta en el ozono y en el peróxido de hidrógeno. En estos es más activo, su energía parece haber aumentado. Ilustran nuevos aspectos de las correlaciones químicas, y la variedad de las formas en que la materia puede aparecer se destaca con claridad.

Examinaremos, por tanto, estas dos sustancias con cierto detalle.

Notas al pie: