El agua se encuentra en casi todas partes en la naturaleza, y en sus tres estados físicos. Como vapor, el agua está presente en la atmósfera, y en esta forma se distribuye por toda la superficie de la tierra. El vapor de agua al condensarse, por enfriamiento, forma nieve, lluvia, granizo, rocío y niebla.

Un metro cúbico (o 1.000.000 de centímetros cúbicos, o 1.000 litros, o 35,316 pies cúbicos) de aire puede contener a 0° solo 4,8 gramos de agua, a 20° unos 17,0 gramos, a 40° unos 50,7 gramos; pero el aire ordinario solo contiene alrededor del 60 por ciento de este máximo. El aire que contiene menos del 40 por ciento se siente seco, mientras que el aire que contiene más del 80 por ciento de ese mismo máximo se considera claramente húmedo.¹

El agua en estado líquido, al caer en forma de lluvia y nieve, penetra en el suelo y se acumula en manantiales, lagos, ríos, mares y océanos.

Es absorbida del suelo por las raíces de las plantas, las cuales, cuando están frescas, contienen del 40 al 80 por ciento de agua en peso. Los animales contienen aproximadamente la misma cantidad de agua.

En estado sólido, el agua se presenta como nieve, hielo, o en una forma intermedia entre ambos, la cual se observa en las montañas cubiertas de nieve perpetua.

El agua de los ríos,² manantiales, océanos y mares, lagos y pozos contiene diversas sustancias en disolución, principalmente sal; es decir, sustancias que se asemejan a la sal común de mesa en sus propiedades físicas y en sus transformaciones químicas principales. Además, la cantidad y la naturaleza de estas sales difieren en las distintas aguas.³

Todo el mundo sabe que hay aguas saladas, dulces, ferruginosas y de otros tipos. La presencia de alrededor de un 3½ por ciento de sales hace que el agua del mar⁴ sea amarga al gusto y aumenta su peso específico.

El agua dulce también contiene sales, pero solo en una cantidad comparativamente pequeña. Su presencia puede comprobarse fácilmente evaporando simplemente agua en un recipiente. Al evaporarse, el agua se desvanece en forma de vapor, mientras que las sales quedan atrás. Por esta razón se deposita una costra (incrustación), formada por sales que antes estaban en disolución, en las paredes interiores de las teteras, calderas y otros recipientes en los que se hierve agua.

El agua corriente (ríos, etc.) está cargada de sales, debido a que se forma a partir de la acumulación de agua de lluvia que se filtra a través del suelo. Mientras se filtra, el agua disuelve ciertas partes del suelo.

Así, el agua que se filtra o pasa a través de suelos salinos o calcáreos se carga de sales o contiene carbonato de calcio (tiza).

El agua de lluvia y la nieve son mucho más puras que el agua de los ríos o de los manantiales.

Sin embargo, al pasar a través de la atmósfera, la lluvia y la nieve logran atrapar el polvo suspendido en ella y disuelven el aire, el cual se encuentra en toda agua.

Los gases disueltos de la atmósfera se desprenden parcialmente en forma de burbujas del agua al calentarla, y el agua, después de una larga ebullición, queda completamente libre de ellos.

En términos generales, el agua se denomina pura cuando es clara y está libre de partículas insolubles mantenidas en suspensión y visibles a simple vista, de las cuales puede ser liberada mediante filtración a través de carbón, arena o piedras porosas (naturales o artificiales), y cuando posee un sabor limpio y fresco.

Depende de la ausencia total de sabor, de materia orgánica en descomposición, de la cantidad de aire⁵ y gases atmosféricos en solución, y de la presencia de sustancias minerales en una cantidad de unos 300 gramos por tonelada (o 1000 kilogramos por metro cúbico, o, lo que es lo mismo, 300 miligramos por kilogramo o litro de agua), y de no más de 100 gramos de materia orgánica.⁶ Dicha agua es apta para beber y para cualquier aplicación práctica, pero evidentemente no es pura en un sentido químico.

Un agua químicamente pura es necesaria no solo para fines científicos, como una sustancia independiente que posee propiedades constantes y definidas, sino también para muchos fines prácticos —por ejemplo, en la fotografía y en la preparación de medicamentos—, debido a que muchas propiedades de las sustancias en solución se ven alteradas por las impurezas de las aguas naturales.

El agua se purifica habitualmente por destilación, porque las sustancias sólidas en disolución no se transforman en vapores en este proceso.

Dicha agua destilada es preparada por los químicos y en los laboratorios hirviendo agua en calderas metálicas cerradas o alambiques, y haciendo que el vapor producido pase a un condensador —esto es, a través de tubos (que deberían ser de estaño, o, en todo caso, estar estañados, ya que el agua y sus impurezas no actúan sobre el estaño) rodeados de agua fría, y en los cuales el vapor, al enfriarse, se condensa en agua que se recoge⁷ en un recipiente.

Sin embargo, al permanecer expuesta a la atmósfera, el agua absorbe con el tiempo aire y polvo transportado por el aire. No obstante, en la destilación, el agua retiene, además de aire, cierta cantidad de impurezas volátiles (especialmente orgánicas), las paredes del aparato de destilación son corroídas en parte por el agua, y una porción, aunque pequeña, de su sustancia hace que el agua no sea enteramente pura, quedando un residuo al evaporarse.⁸

Sin embargo, para ciertas investigaciones físicas y químicas, es necesario tener agua perfectamente pura.

Para obtenerla, se añade una solución de permanganato de potasio al agua destilada hasta que el conjunto adquiera un color rosa claro. Por este medio se destruye la materia orgánica del agua (es convertida en gases o sustancias no volátiles).

Un exceso de permanganato de potasio no hace daño, porque en la siguiente destilación se queda atrás en el aparato de destilación. La segunda destilación debe llevarse a cabo en una retorta de platino con un recipiente colector de platino. El platino es un metal sobre el cual no actúan ni el aire ni el agua y, por lo tanto, nada pasa de él al agua.

El agua obtenida en el recipiente colector todavía contiene aire. Debe entonces hervirse durante un tiempo prolongado y, después, enfriarse en el vacío bajo la campana de una bomba de vacío.

El agua pura no deja ningún residuo al evaporarse; no cambia en lo más mínimo, por mucho tiempo que se conserve; no se descompone como el agua destilada una sola vez o impura; y no produce burbujas de gas al calentarse, ni cambia el color de una solución de permanganato de potasio.

El agua, purificada según se ha descrito anteriormente, posee propiedades físicas y químicas constantes. Por ejemplo, solo de ese tipo de agua un centímetro cúbico pesa un gramo a 4 °C; es decir, solo el agua pura de esa clase tiene una gravedad específica igual a 1 a 4 °C.⁹

El agua en estado sólido forma cristales del sistema hexagonal¹⁰ que se observan en la nieve —la cual generalmente consiste en cúmulos estrellados de varios cristales—, así como también en el hielo medio derretido y disperso que flota en los ríos en primavera. En esta época del año, el hielo se divide en barras o prismas, limitados por los ángulos propios de las sustancias que cristalizan en el sistema hexagonal.

Las temperaturas a las que el agua pasa de un estado a otro se toman como puntos fijos en la escala del termómetro; a saber, el cero corresponde a la temperatura del hielo fundente, y la temperatura del vapor desprendido por el agua que hierve a la presión barométrica normal (es decir, 760 milímetros medidos a 0°, a la latitud de 45°, al nivel del mar) se toma como 100° de la escala Celsius.

Por lo tanto, el hecho de que el agua se licue a 0° y hierva a 100° se toma como una de sus propiedades como compuesto químico definido.

El peso de un litro de agua a 4° es de 1.000 gramos, a 0° es de 999,8 gramos.
El peso de un litro de hielo a 0° es menor, a saber, 917 gramos;
el peso de la misma medida cúbica de vapor de agua a 760 mm de presión y 100° es de solo 0,60 gramos;
la densidad del vapor comparada con la del aire = 0,62, y comparada con la del hidrógeno = 9.

Estos datos caracterizan brevemente las propiedades físicas del agua como sustancia independiente. A esto puede añadirse que el agua es un líquido móvil, incoloro, transparente, sin sabor ni olor, etc. Su calor latente de vaporización es de 534 unidades, y el de licuefacción, de 79 unidades de calor.¹¹

La gran cantidad de calor almacenada en el vapor de agua y también en el agua líquida (pues su calor específico es mayor que el de otros líquidos) hace que sea útil en ambas formas con fines de calefacción. Las reacciones químicas que experimenta el agua, y mediante las cuales se forma, son tan numerosas, y están tan estrechamente relacionadas con las reacciones de muchas otras sustancias, que es imposible describir la mayoría de ellas en esta etapa inicial de la exposición química. Conoceremos muchas de ellas más adelante, pero por el momento solo citaremos ciertos compuestos formados por el agua. Para ver con claridad la naturaleza de los diversos tipos de compuestos formados por el agua, comenzaremos por los más débiles, que están determinados por propiedades superficiales puramente mecánicas de las sustancias reaccionantes.¹²

El agua es atraída mecánicamente por muchas sustancias; se adhiere a sus superficies tal como el polvo se adhiere a los objetos, o un trozo de vidrio pulido se adhiere a otro. Dicha atracción se denomina «humectación», «empapamiento» o «absorción de agua».

Así, el agua humedece el vidrio limpio y se adhiere a su superficie; es absorbida por la tierra, la arena y la arcilla, y no se escurre de ellas, sino que se aloja entre sus partículas.

De manera similar, el agua empapa una esponja, un paño, el cabello o el papel, etc., pero las sustancias grasas y aceitosas en general no se humectan. La atracción de este tipo no altera las propiedades físicas o químicas del agua.

Por ejemplo, bajo estas circunstancias el agua, como se sabe por la experiencia cotidiana, puede ser expulsada de los objetos mediante el secado.

El agua que se retiene de cualquier manera mecánica puede ser desalojada por medios mecánicos, por fricción, presión, fuerza centrífuga, etc. Así, el agua es exprimida de la ropa mojada mediante presión o máquinas centrífugas.

Pero los objetos que en la práctica se llaman secos (porque no se sienten mojados) a menudo todavía contienen humedad, como puede comprobarse calentando el objeto en un tubo de vidrio cerrado por un extremo. Al colocar un trozo de papel, tierra seca o cualquier objeto similar (especialmente sustancias porosas) en dicho tubo de vidrio, y calentar la parte del tubo donde se encuentra el objeto, se observará que el agua se condensa en las partes más frías del tubo.

La presencia de dicha agua absorbida, o «higroscópica», suele detectarse mejor en las sustancias no volátiles secándolas a 100°, o bajo la campana de una bomba de aire y sobre sustancias que atraen el agua químicamente.

Pesando una sustancia antes y después de secarla, es fácil determinar la cantidad de agua higroscópica a partir de la pérdida de peso.¹³

Solo que en este caso la cantidad de agua debe juzgarse con cuidado, porque la pérdida de peso a veces puede provenir de la descomposición de la sustancia misma, con desprendimiento de gases o vapor. Al realizar pesadas exactas, debe tenerse muy presente la capacidad higroscópica de las sustancias —es decir, su capacidad para absorber humedad—, ya que de otro modo el peso no será exacto debido a la presencia de humedad.

La cantidad de humedad absorbida depende del grado de humedad de la atmósfera (es decir, de la tensión del vapor acuoso en ella) en la que se encuentra una sustancia.

En una atmósfera totalmente seca, o en el vacío, el agua higroscópica es expulsada, convirtiéndose en vapor; por lo tanto, las sustancias que contienen agua higroscópica pueden secarse por completo colocándolas en una atmósfera seca o en el vacío.

El proceso es favorecido por el calor, ya que aumenta la tensión del vapor acuoso.

El anhídrico fosfórico (un polvo blanco), el ácido sulfúrico líquido, el cloruro cálcico sólido y poroso, o el polvo blanco de sulfato de cobre calcinado, se emplean por lo general para secar gases.

Absorben la humedad contenida en el aire y en todos los gases en un grado considerable, pero no ilimitado.

El anhídrido fosfórico y el cloruro cálcico deliquescen, se humedecen,
el ácido sulfúrico pasa de ser un líquido espeso y oleoso a un líquido más fluido, y
el sulfato de cobre calcinado se vuelve azul;

tras lo cual estas sustancias pierden en parte su capacidad de retener agua y pueden, si esta se encuentra en exceso, llegar incluso a ceder su agua a la atmósfera.

Podemos señalar que el orden en el que se enumeran las sustancias anteriores se corresponde con el orden en que se sitúan respecto a su capacidad de absorción de humedad.

El aire secado con cloruro cálcico aún contiene una cierta cantidad de humedad, que puede ceder al ácido sulfúrico. La desecación más completa se produce con anhídrido fosfórico.

El agua también se elimina de muchas sustancias colocándolas en una cápsula sobre un recipiente que contiene una sustancia que absorbe agua bajo una campana de vidrio.¹⁴ La campana de vidrio, al igual que el recipiente de una bomba neumática, debe estar herméticamente cerrada.

En este caso se produce la desecación; porque el ácido sulfúrico, por ejemplo, seca primero el aire del interior de la campana al absorber su humedad, la sustancia que debe secarse cede entonces su humedad al aire seco, del cual es absorbida nuevamente por el ácido sulfúrico, etc. La desecación transcurre aún mejor bajo el recipiente de una bomba neumática, ya que entonces el vapor de agua se forma con mayor rapidez que en una campana llena de aire.

De lo que se ha dicho anteriormente, es evidente que la transferencia de humedad a los gases y la absorción de humedad higroscópica presentan una gran semejanza con las combinaciones químicas con el agua, pero aun así no lo son. El agua, cuando se combina como agua higroscópica, no pierde sus propiedades ni forma nuevas sustancias.¹⁵

La atracción del agua por las sustancias que se disuelven en ella es de un carácter diferente. En la disolución de sustancias en agua se produce un tipo peculiar de combinación indefinida; a partir de las dos sustancias tomadas se forma una nueva sustancia homogénea. Pero aquí también el enlace que conecta las sustancias es muy inestable.

El agua que contiene diferentes sustancias en solución hierve a una temperatura cercana a su punto de ebullición habitual. A partir de la solución de sustancias que son más ligeras que el agua misma, se obtienen soluciones de menor densidad que el agua —como, por ejemplo, en la solución de alcohol en agua—, mientras que una sustancia más pesada al disolverse en agua le confiere una mayor gravedad específica.

Así, el agua salada es más pesada que la dulce.¹⁶

Consideraremos las disoluciones acuosas con cierta extensión porque, entre otras razones, se forman constantemente disoluciones en la tierra y en sus aguas, en las plantas y en los animales, en los procesos químicos y en las artes; y estas disoluciones desempeñan un papel importante en las transformaciones químicas que tienen lugar en todas partes, no solo porque el agua se encuentra en todas partes, sino principalmente porque una sustancia en disolución presenta las condiciones más favorables para el proceso de los cambios químicos, los cuales requieren movilidad de las partes y una posible distensión de las mismas.

Al disolverse, una sustancia sólida adquiere movilidad de sus partes, y un gas pierde su elasticidad y, por tanto, las reacciones suelen tener lugar en las disoluciones cuando no se producen en las sustancias no disueltas.

Además, una sustancia distribuida en el agua se descompone evidentemente —es decir, se asemeja más a un gas y adquiere una mayor movilidad de sus partes—. todas estas consideraciones exigen que, al describir las propiedades de las sustancias, se preste especial atención a su relación con el agua como disolvente.

ver pie de foto — Fig. 14.—Método para trasvasar un gas a una probeta llena de mercurio cuyo extremo abierto está sumergido bajo el mercurio en una cubeta con dos paredes de vidrio. El aparato que contiene el gas se representa a la derecha. Su extremidad superior está provista de un tubo que se extiende por debajo de la probeta. La parte inferior del recipiente comunica con un tubo vertical. Si se vierte mercurio en este tubo, la presión del gas en el aparato aumenta, y este pasa a través del tubo conductor de gas hacia la probeta, donde desplaza el mercurio, y puede ser medido o sometido a la acción de agentes absorbentes, tales como el agua.

Es bien sabido que el agua disuelve muchas sustancias. La sal, el azúcar, el alcohol y otras tantas sustancias se disuelven en el agua y forman con ella líquidos homogéneos.

Para demostrar la solubilidad de los gases en agua, debe emplearse un gas que posea un elevado coeficiente de solubilidad; por ejemplo, el amoníaco.

Este se introduce en una campana de vidrio (o cilindro, como en la fig. 14), previamente llena de mercurio y sumergida en una cubeta de mercurio. Si a continuación se introduce agua en el cilindro, el mercurio ascenderá debido a que el agua disuelve el gas amoníaco.

Si la columna de mercurio es menor que la columna barométrica, y si hay suficiente agua para disolver el gas, todo el amoníaco será absorbido por el agua.

El agua se introduce en el cilindro mediante una pipeta de vidrio con el extremo doblado. El extremo doblado se sumerge en agua y se succiona el aire por el extremo superior. Cuando está llena de agua, su extremo superior se cierra con el dedo y el extremo doblado se coloca en la cubeta de mercurio, bajo el orificio del cilindro. Al soplar en la pipeta, el agua ascenderá hasta la superficie del mercurio en el cilindro debido a su menor densidad.

La solubilidad de un gas como el amoníaco puede demostrarse tomando un matraz lleno del gas y cerrado con un corcho atravesado por un tubo. Al colocar el tubo bajo el agua, esta ascenderá al interior del matraz (lo cual puede acelerarse calentando previamente el matraz) y comenzará a surtir como una fuente en su interior.

Tanto el ascenso del mercurio como la fuente demuestran claramente la considerable afinidad del agua por el gas amoníaco, y se hace evidente la fuerza que actúa en esta disolución.

Se requiere un cierto período de tiempo tanto para la mezcla inter homogénea de los gases (difusión) como para el proceso de solución, el cual depende no solo de la superficie de las sustancias participantes, sino también de su naturaleza.

Esto se comprueba mediante la experiencia. Las soluciones de diferentes sustancias más pesadas que el agua, tales como la sal o el azúcar, se vierten en jarras altas. A continuación, se vierte agua pura con mucho cuidado en estas jarras (a través de un embudo) sobre la parte superior de las soluciones, para no perturbar el estrato inferior, y las jarras se dejan luego en reposo. La línea de demarcación entre la solución y el agua pura será visible debido a sus diferentes coeficientes de refracción. A pesar de que las soluciones utilizadas son más pesadas que el agua, transcurrido un tiempo se producirá una mezcla completa.

Gay-Lussac se convenció de este hecho mediante este experimento en particular, que llevó a cabo en los sótanos situados bajo el Observatorio Astronómico de París. Estos sótanos son bien conocidos como el lugar donde se han realizado numerosas investigaciones interesantes porque, debido a su profundidad bajo tierra, tienen una temperatura uniforme durante todo el año; la temperatura no cambia durante el día, y esto era indispensable para los experimentos sobre la difusión de las soluciones, a fin de que no surgiera ninguna duda sobre los resultados debido a un cambio diario de temperatura (el experimento duró varios meses), lo cual generaría corrientes en los líquidos y mezclaría sus estratos.

A pesar de la uniformidad de la temperatura, la sustancia en solución ascendió con el tiempo hacia el agua y se distribuyó uniformemente en ella, lo que demuestra que existe entre el agua y una sustancia disuelta en ella un tipo particular de atracción o tendencia hacia la interpenetración mutua en oposición a la fuerza de la gravedad. Además, este esfuerzo, o velocidad de difusión, es diferente para la sal, el azúcar o diversas otras sustancias.¹⁷

Se sigue por tanto que en la solución actúa una fuerza peculiar, como en las combinaciones químicas propiamente dichas, y la solución está determinada por un tipo particular de movimiento (por la energía química de una sustancia) que es propio de la sustancia disuelta y del disolvente.

Graham hizo una serie de experimentos similares a los arriba descritos, y demostró que la velocidad de difusión¹⁸ en el agua es muy variable; es decir, la distribución uniforme de una sustancia en el agua que la disuelve se alcanza en diferentes periodos de tiempo con diferentes soluciones. Graham comparó la capacidad difusiva con la volatilidad. Hay sustancias que se difunden con facilidad, y hay otras que lo hacen con dificultad, del mismo modo que hay sustancias más o menos volátiles.

Setecientos centímetros cúbicos de agua fueron vertidos en un vaso, y por medio de un sifón (o una pipeta) se vertieron cautelosamente 100 centímetros cúbicos de una disolución que contenía 10 gramos de una sustancia de modo que ocuparan la parte inferior del vaso. Tras el transcurso de varios días, se tomaron capas sucesivas de 50 centímetros cúbicos desde la parte superior hacia abajo, y se determinó la cantidad de sustancia disuelta en las diferentes capas.

Así, la sal de mesa común, al cabo de catorce días, dio las siguientes cantidades (en miligramos) en las capas respectivas, empezando desde la parte superior: 104, 120, 126, 198, 267, 340, 429, 535, 654, 766, 881, 991, 1.090, 1.187 y 2.266 en el resto; mientras que la albúmina en el mismo tiempo dio, en las primeras siete capas, una cantidad muy pequeña, y empezando desde la octava capa, 10, 15, 47, 113, 343, 855, 1.892 y en el resto 6.725 miligramos. Así, el poder difusivo de una solución depende del tiempo y de la naturaleza de la sustancia disuelta, hecho que puede servir, no solo para explicar el proceso de solución, sino también para distinguir una sustancia de otra.

Graham demostró que las sustancias que se difunden rápidamente a través de los líquidos pueden pasar con rapidez a través de las membranas y cristalizan, mientras que las sustancias que se difunden lentamente y no cristalizan son coloides, es decir, se asemejan al pegamento, penetran a través de una membrana lentamente y forman geles; es decir, se presentan en formas insolubles,¹⁹ como se explicará al hablar de la sílice.

Por tanto, si se desea aumentar la velocidad de disolución, debe recurrirse a la agitación, al batido o a algún movimiento mecánico similar.

Pero una vez que se forma una solución uniforme, esta permanecerá uniforme, sin importar cuán pesada sea la sustancia disuelta o cuánto tiempo se deje la solución en reposo, lo cual demuestra nuevamente la presencia de una fuerza que mantiene unidas las partículas del cuerpo disuelto y del disolvente.²⁰

En la consideración del proceso de disolución, además de la concepción de difusión, es necesaria otra concepción fundamental: a saber, la de la saturación de las disoluciones.

Así como el aire húmedo puede diluirse con cualquier cantidad deseada de aire seco, del mismo modo se puede tomar una cantidad indefinidamente grande de un disolvente líquido y, aun así, se obtendrá una solución uniforme. Pero no se puede introducir más que una cantidad definida de vapor acuoso en un determinado volumen de aire a una temperatura determinada. El exceso por encima del punto de saturación permanecerá en estado líquido.²¹

La relación entre el agua y las sustancias disueltas en ella es similar. A una determinada temperatura, no se puede disolver más de una cantidad definida de una sustancia en una cantidad dada de agua; el exceso no se une con el agua.

Así como el aire o un gas se saturan de vapor, el agua se satura de una sustancia disuelta en ella. Si se añade un exceso de una sustancia al agua que ya está saturada de ella, esta permanecerá en su estado original y no se difundirá a través del agua.

La cantidad de una sustancia (ya sea por volumen en los gases, o por peso en los sólidos y líquidos) capaz de saturar 100 partes de agua se denomina coeficiente de solubilidad o solubilidad.

En 100 gramos de agua a 15°, no se pueden disolver más de 35,86 gramos de sal común. En consecuencia, su solubilidad a 15° es igual a 35,86.²²

Es sumamente importante prestar atención a la existencia de las sustancias sólidas insolubles de la naturaleza, porque de ellas depende la forma de las sustancias de la superficie terrestre, así como de las plantas y de los animales. Hay tanta agua en la superficie de la tierra que, si la superficie de las sustancias estuviera compuesta por materias solubles, cambiaría constantemente y, por muy sustanciales que fueran sus formas, las montañas, las orillas de los ríos y las costas marinas, las plantas y los animales, o las habitaciones y los abrigos de los hombres, no podrían existir durante mucho tiempo.²³

Las sustancias que son fácilmente solubles en agua guardan cierto parecido con ella. Así, el azúcar y la sal recuerdan al hielo en muchos de sus rasgos superficiales.

Los metales, que no son solubles en agua, no tienen puntos en común con ella, mientras que, por otra parte, se disuelven entre sí en estado fundido, formando aleaciones, del mismo modo que las sustancias oleosas se disuelven mutuamente; por ejemplo, el sebo es soluble en petróleo y en aceite de oliva, a pesar de que todos ellos son insolubles en agua.

De esto se desprende que la analogía de las sustancias que forman una disolución desempeña un papel importante, y como las disoluciones acuosas y todas las demás son líquidas, hay buenas razones para creer que en el proceso de disolución las sustancias sólidas y gaseosas cambian en sentido físico, pasando a un estado líquido.

Estas consideraciones aclaran muchos puntos de la disolución —como, por ejemplo, la variación del coeficiente de solubilidad con la temperatura y la evolución o absorción de calor en la formación de disoluciones.

La solubilidad —es decir, la cantidad de una sustancia necesaria para la saturación— varía con la temperatura y, además, con un aumento de la temperatura la solubilidad de las sustancias sólidas por lo general aumenta, y la de los gases disminuye; esto es de esperar, ya que las sustancias sólidas al calentarse, y los gases al enfriarse, se aproximan a un estado líquido o disuelto.²⁴

A menudo se emplea un método gráfico para expresar la variación de la solubilidad con la temperatura.

Sobre el eje de abscisas o sobre una línea horizontal, se señalan las temperaturas y se levantan perpendiculares correspondientes a cada temperatura, cuya longitud está determinada por la solubilidad de la sal a dicha temperatura —expresando, por ejemplo, una parte en peso de una sal en 100 partes de agua mediante una unidad de longitud, como un milímetro—.

Uniendo las cumbres de las perpendiculares, se obtiene una curva que expresa el grado de solubilidad a diferentes temperaturas. Para los sólidos, la curva es generalmente ascendente —es decir, se aleja de la línea horizontal a medida que aumenta la temperatura—.

Estas curvas muestran claramente por su inclinación el grado de rapidez con el que aumenta la solubilidad con la temperatura. Habiendo determinado varios puntos de una curva —es decir, habiendo hecho una determinación de la solubilidad para varias temperaturas—, la solubilidad a temperaturas intermedias puede determinarse a partir de la forma de la curva así obtenida; de este modo puede examinarse la ley empírica de la solubilidad.²⁵

Los resultados de las investigaciones han demostrado que la solubilidad de ciertas sales —como, por ejemplo, la sal común de mesa— varía comparativamente poco con la temperatura; mientras que para otras sustancias la solubilidad aumenta en cantidades iguales por incrementos iguales de temperatura.

Así, por ejemplo, para la saturación de 100 partes de agua con cloruro de potasio se requieren a 0°, 29·2 partes; a 20°, 34·7; a 40°, 40·2; a 60°, 45·7; y así sucesivamente, por cada 10° la solubilidad aumenta en 2·75 partes en peso de la sal.

Por consiguiente, la solubilidad del cloruro de potasio en agua puede expresarse mediante una ecuación directa: a = 29·2 + 0·275t, donde a representa la solubilidad a t°.

Para otras sales se requieren ecuaciones más complicadas. Por ejemplo, para el salitre: a = 13·3 + 0·574t + 0·01717t² + 0·0000036t³, lo cual muestra que cuando t = 0°, a = 13·3; cuando t = 10°, a = 20·8, y cuando t = 100°, a = 246·0.

Las curvas de solubilidad proporcionan el medio de estimar la cantidad de sal separada al enfriar en una medida conocida una solución saturada a una temperatura dada.

Por ejemplo, si se toman 200 partes de una solución de cloruro de potasio en agua saturada a una temperatura de 60°, y se pregunta cuánta sal se separará al enfriar la solución a 0°, ¿si su solubilidad a 60° = 45·7 y a 0° = 29·2?

La respuesta se obtiene de la siguiente manera:

A 60° una solución saturada contiene 45·7 partes de cloruro de potasio por 100 partes en peso de agua; por consiguiente, 145·7 partes en peso de la solución contienen 45·7 partes o, por regla de tres, 200 partes en peso de la solución contienen 62·7 partes de la sal.

La cantidad de sal que permanece en solución a 0° se calcula de la siguiente manera: en los 200 gramos tomados habrá 137·3 gramos de agua; por consiguiente, esta cantidad de agua es capaz de retener únicamente 40·1 gramos de la sal y, por lo tanto, al bajar la temperatura de 60° a 0° deben separarse de la solución 62·7 - 40·1 = 22·6 gramos de la sal disuelta.

De la diferencia en la solubilidad de las sales, etc., con un aumento o descenso de la temperatura se suele aprovechar uno, especialmente en el trabajo técnico, para la separación de sales mezcladas entre sí.

Así, una mezcla de cloruros de potasio y de sodio (esta mezcla se encuentra en la naturaleza en Stassfurt) se separa de una solución saturada sometiéndola alternativamente a ebullición (evaporación) y enfriamiento.

El cloruro de sodio se separa en proporción a la cantidad de agua expulsada de la solución por la ebullición, y es retirado, mientras que el cloruro de potasio se separa al enfriarse, ya que la solubilidad de esta sal disminuye rápidamente con un descenso de la temperatura.

El salitre, el azúcar y muchas otras sustancias solubles se purifican (refinan) de manera similar.

Aunque en la mayoría de los casos la solubilidad de los sólidos aumenta con la temperatura, existen sin embargo algunas sustancias sólidas cuyas solubilidades disminuyen al calentarlas. La sal de Glauber, o sulfato de sodio, constituye un ejemplo particularmente ilustrativo del caso en cuestión.

Si se toma esta sal en estado anhidro (desprovista de su agua de cristalización), su solubilidad en 100 partes de agua varía con la temperatura de la siguiente manera:

a 0°, 5 partes de la sal forman una solución saturada;
a 20°, 20 partes de la sal;
a 33°, más de 50 partes.

La solubilidad, como se verá, aumenta con la temperatura, tal como ocurre con casi todas las sales; pero a partir de los 33° disminuye repentinamente, y a una temperatura de 40°, menos de 50 partes de la sal se disuelven; a 60°, solo 45 partes de la sal, y a 100°, alrededor de 43 partes de la sal en 100 partes de agua.

Este fenómeno puede atribuirse a los siguientes hechos:

Primero, que esta sal forma diversos compuestos con agua, como se explicará más adelante; segundo, que a los 33° el compuesto Na₂SO₄ + 10H₂O, formado a partir de la solución a temperaturas más bajas, se funde; y tercero, que por evaporación a una temperatura superior a los 33° se separa una sal anhidra, Na₂SO₄.

A partir de este ejemplo se podrá ver cuán complicado es en realidad un fenómeno tan aparentemente sencillo como la disolución; y todos los datos relativos a las soluciones conducen a la misma conclusión.

Esta complejidad se hace evidente al investigar el calor de disolución. Si la disolución consistiera únicamente en un cambio físico, entonces en la disolución de los gases se desprendería —y en la de los sólidos se absorbería— exactamente la cantidad de calor correspondiente al cambio de estado; pero en realidad siempre se desprende una gran cantidad de calor en la disolución, debido al hecho de que en el proceso de disolución tiene lugar una combinación química acompañada por un desprendimiento de calor.

Diecisiete gramos de amoníaco (este peso corresponde a su fórmula NH₃), al pasar de un estado gaseoso a uno líquido, desprenden 4.400 unidades de calor (calor latente); es decir, la cantidad de calor necesaria para elevar 1° la temperatura de 4.400 gramos de agua. La misma cantidad de amoníaco, al disolverse en un exceso de agua, desprende el doble de calor —a saber, 8.800 unidades—, lo que demuestra que la combinación con el agua está acompañada por el desprendimiento de 4.400 unidades de calor.

Además, la mayor parte de este calor se libera al disolverse en pequeñas cantidades de agua, de modo que 17 gramos de amoníaco, al disolverse en 18 gramos de agua (este peso corresponde a su composición H₂O), desprenden 7.535 unidades de calor y, por tanto, la formación de la disolución NH₃ + H₂O desprende 3.135 unidades de calor más allá de las debidas al cambio de estado.

Al igual que en la disolución de gases, el calor de licuefacción (del cambio físico de estado) y el de combinación química con el agua son ambos positivos (+), por lo que en la disolución de gases en agua siempre se observa un efecto térmico.

Este fenómeno es diferente en la disolución de sustancias sólidas, porque su paso del estado sólido al líquido va acompañado de una absorción de calor (calor negativo, -), mientras que su combinación química con el agua va acompañada de un desprendimiento de calor (calor +); en consecuencia, la suma de ambos puede ser un efecto de enfriamiento, cuando la porción de calor positiva (química) es menor que la negativa (física), o puede ser, por el contrario, un efecto de calentamiento. Esto es lo que ocurre en la realidad.

124 gramos de tiosulfato de sodio (empleado en fotografía) Na₂S₂O₃,5H₂O al fundirse (a 48°) absorben 9.700 unidades de calor, pero al disolverse en una gran cantidad de agua a la temperatura ordinaria absorben 5.700 unidades de calor, lo que demuestra el desprendimiento de calor (alrededor de + 4.000 unidades), a pesar del efecto de enfriamiento observado en el proceso de disolución, en el acto de la combinación química de la sal con el agua.²⁶

Pero en la mayor mayoría de los casos las sustancias sólidas, al disolverse en agua, desprenden calor, a pesar del paso a un estado líquido, lo que indica un desprendimiento tan considerable de calor (+) en el acto de combinación con el agua que supera la absorción de calor (-) dependiente del paso al estado líquido. Así, por ejemplo, el cloruro de calcio, CaCl₂, el sulfato de magnesio, MgSO₄, y muchas otras sales desprenden calor al disolverse; por ejemplo, 60 gramos de sulfato de magnesio desprenden unas 10.000 unidades de calor. Por tanto, en la disolución de cuerpos sólidos se produce un efecto de enfriamiento²⁷ o de calentamiento²⁸, según la diferencia de las afinidades reaccionantes.

Cuando estas son considerables —es decir, cuando el agua se separa con dificultad de la disolución resultante, y solo mediante un aumento de temperatura (tales sustancias absorben vapor de agua)—, entonces se desprende mucho calor en el proceso de disolución, al igual que en muchas reacciones de combinación directa, y por ello se observa un calentamiento considerable de la disolución. De este tipo son, por ejemplo, la disolución de ácido sulfúrico (aceite de vitriolo H₂SO₄), y de sosa cáustica (NaHO), etc., en agua.²⁹

La solución es una reacción reversible; pues, si se expulsa el agua de una solución, se vuelve a obtener la sustancia tomada originalmente. Pero debe tenerse en cuenta que la expulsión del agua tomada para la solución no se logra siempre con la misma facilidad, porque el agua tiene diferentes grados de afinidad química por la sustancia disuelta.

Así, si se calienta una disolución de ácido sulfúrico, que se mezcla con el agua en todas proporciones, se observará que se requieren grados de calor muy diferentes para expulsar el agua.

Cuando se encuentra en gran exceso, el agua se desprende a una temperatura ligeramente superior a los 100°, pero si se halla en una proporción pequeña, existe una afinidad tal entre esta y el ácido sulfúrico que a 120°, 150°, 200°, e incluso a 300°, el agua sigue siendo retenida por el ácido sulfúrico.

El vínculo entre la cantidad restante de agua y el ácido sulfúrico es evidentemente más fuerte que el vínculo entre el ácido sulfúrico y el exceso de agua.

La fuerza que actúa en las disoluciones es por consiguiente de intensidad diversa, comenzando desde una atracción tan débil que las propiedades del agua —como, por ejemplo, su poder de evaporación— apenas se modifican muy poco, y terminando con casos de fuerte atracción entre el agua y la sustancia disuelta en ella o combinada químicamente con la misma.

En consideración a la muy importante significación de los fenómenos, y de los casos de descomposición de las soluciones con separación de agua o de la sustancia disuelta en ellas, los discutiremos además por separado, después de habernos familiarizado con ciertas peculiaridades de la solución de gases y de cuerpos sólidos.

La solubilidad de los gases, que por lo común se mide por el volumen de gas³⁰ (a 0° y 760 mm de presión) por 100 volúmenes de agua, varía no solo con la naturaleza del gas (y también del disolvente), y con la temperatura, sino también con la presión, debido a que los gases mismos cambian considerablemente su volumen con la presión.

Como era de esperar, (1) los gases que se licuan con facilidad (mediante presión y frío) son más solubles que aquellos que se licuan con dificultad. Así, en 100 volúmenes de agua solo se disuelven dos volúmenes de hidrógeno a 0° y 760 mm., tres volúmenes de monóxido de carbono, cuatro volúmenes de oxígeno, etc., pues estos son gases que se licuan con dificultad; mientras que se disuelven 180 volúmenes de anhídrido carbónico, 130 de óxido nitroso y 437 de anhídrido sulfuroso, puesto que estos son gases que se licuan con bastante facilidad.

(2) La solubilidad de un gas disminuye al calentarlo, lo cual se comprende fácilmente a partir de lo dicho anteriormente: la elasticidad de un gas se vuelve mayor y se aleja aún más de un estado líquido. Así, 100 volúmenes de agua a 0° disuelven 2,5 volúmenes de aire, y a 20°, solo 1,7 volúmenes. Por esta razón, el agua fría, al ser introducida en una habitación cálida, desprende una parte del gas disuelto en ella.³¹

(3) La cantidad del gas disuelto varía en proporción directa con la presión. Esta regla se denomina ley de Henry y Dalton, y es aplicable a aquellos gases que son poco solubles en agua. Por consiguiente, un gas se separa de su solución en agua en el vacío, y el agua saturada con un gas bajo gran presión se desprende de él si la presión disminuye.

Así, muchos manantiales minerales están saturados bajo tierra con anhídrido carbónico bajo la gran presión de la columna de agua que hay sobre ellos. Al llegar a la superficie, el agua de estos manantiales hierve y hace espuma al desprenderse del exceso de gas disuelto.

Los vinos espumosos y las aguas aireadas se saturan bajo presión con el mismo gas. Retienen el gas mientras permanecen en un recipiente bien corcho. Al retirar el corcho y entrar el líquido en contacto con el aire a una presión menor, una parte del gas, incapaz de permanecer en solución a una presión inferior, se separa en forma de espuma con el característico sonido sibilante que todos conocen.

Debe señalarse que la ley de Henry y Dalton pertenece a la clase de leyes aproximadas, al igual que las leyes de los gases (de Gay-Lussac y Mariotte) y muchas otras; es decir, expresa tan solo una parte de un fenómeno complejo, el límite hacia el cual tiende el fenómeno.

La cuestión se complica por la influencia del grado de solubilidad y de la afinidad del gas disuelto por el agua. Los gases poco solubles —por ejemplo, el hidrógeno, el oxígeno y el nitrógeno— son los que siguen más de cerca la ley de Henry y Dalton. El anhídrido carbónico muestra una desviación clara de la ley, como se observa a partir de las determinaciones de Wroblewski (1882). Él demostró que a 0° un centímetro cúbico de agua absorbe 1,8 centímetros cúbicos del gas bajo una presión de una atmósfera; bajo 10 atmósferas, 16 centímetros cúbicos (y no 18, como debería ser según la ley); bajo 20 atmósferas, 26,6 centímetros cúbicos (en lugar de 36), y bajo 30 atmósferas, 33,7 centímetros cúbicos.³²

Sin embargo, como lo demuestran las investigaciones de Séchenov, la absorción de anhídrido carbónico dentro de ciertos límites de variación de presión, y a la temperatura ordinaria, por el agua —e incluso por soluciones de sales que no sufren cambios químicos por su acción, o que no forman compuestos con él—, sigue muy de cerca la ley de Henry y Dalton, de modo que el enlace químico entre este gas y el agua es tan débil que la ruptura de la solución con separación del gas se logra mediante una simple disminución de la presión.³³

El caso es diferente si existe una afinidad considerable entre el gas disuelto y el agua. Entonces cabría incluso esperar que el gas no se separase por completo del agua en el vacío, como debería ocurrir con los gases según la ley de Henry y Dalton.

Tales gases —y, en general, todos aquellos que son muy solubles— muestran una desviación clara de la ley de Henry y Dalton. Como ejemplos, pueden tomarse el amoníaco y el gas de ácido clorhídrico. El primero se separa mediante ebullición y disminución de la presión, mientras que el segundo no, pero ambos se desvían claramente de la ley.

Presión en mm. de mercurio	Amoniaco disuelto en 100 gramos de agua a 0°	Gas de ácido clorhídrico disuelto en 100 gramos de agua a 0°
	Gramos	Gramos
100	28·0	65·7
500	69·2	78·2
1000	112·6	85·6
1,500	165·6	—

Se observará, por ejemplo, en esta tabla que mientras la presión aumentó 10 veces, la solubilidad del amoníaco solo aumentó 4 veces y media.

Podrían citarse varios ejemplos de tales casos de absorción de gases por líquidos que no coinciden de ningún modo, ni siquiera aproximadamente, con las leyes de la solubilidad.

Así, por ejemplo, el anhídrido carbónico es absorbido por una solución de potasa cáustica en agua y, si hay suficiente potasa cáustica presente, no se separa de la solución por una disminución de la presión. Este es un caso de combinación química más íntima.

Una correlación menos estudiada por completo, pero similar y claramente química, aparece en ciertos casos de disolución de gases en agua, y más adelante encontraremos un ejemplo de ello en la disolución de yoduro de hidrógeno; pero primero nos detendremos a considerar una aplicación notable de la ley de Henry y Dalton³⁴ en el caso de la disolución de una mezcla de dos gases, y debemos hacerlo tanto más cuanto que los fenómenos que allí tienen lugar no pueden preverse sin una representación teórica clara de la naturaleza de los gases.³⁵

La ley de las presiones parciales es la siguiente:—La solubilidad de los gases en mezcla mutua no depende de la influencia de la presión total que actúa sobre la mezcla, sino de la influencia de aquella parte de la presión total que se debe al volumen de cada gas dado en la mezcla. Así, por ejemplo, si el oxígeno y el anhídrido carbónico se mezclaran en volúmenes iguales y ejercieran una presión de 760 milímetros, entonces el agua disolvería tanto de cada uno de estos gases como se disolvería si cada uno por separado ejerciera una presión de media atmósfera, y en este caso, a 0° un centímetro cúbico de agua disolvería 0,02 centímetros cúbicos de oxígeno y 0,90 centímetros cúbicos de anhídrido carbónico. Si la presión de una mezcla gaseosa es igual a h, y en n volúmenes de la mezcla hay a volúmenes de un gas dado, entonces su disolución procederá como si este gas se disolviera bajo una presión

h × a / n .

Esa porción de la presión bajo cuya influencia procede la solución se denomina presión «parcial».

Para comprender claramente la causa de la ley de las presiones parciales, debe darse una explicación de las propiedades fundamentales de los gases. Los gases son elásticos y se dispersan en todas direcciones. Lo que sabemos de los gases nos lleva a suponer que estas propiedades fundamentales de los gases se deben a un rápido movimiento progresivo, en todas direcciones, que es propio de sus partículas más pequeñas (moléculas).³⁶

Estas moléculas al chocar contra un obstáculo producen una presión.

Cuanto mayor sea el número de moléculas que chocan contra un obstáculo en un tiempo dado, mayor será la presión. La presión de un gas separado o de una mezcla gaseosa depende de la suma de las presiones de todas las moléculas, del número de impactos en una unidad de tiempo sobre una unidad de superficie, y de la masa y la velocidad (o la vis viva) de las moléculas que chocan.

La naturaleza de las diferentes moléculas no cuenta; el obstáculo experimenta una acción debida a una presión resultante de la suma de sus vis viva.

Pero, en una acción química como la disolución de gases, la naturaleza de las moléculas que chocan desempeña, por el contrario, el papel más importante.

Al chocar contra un líquido, una porción del gas penetra en el propio líquido y es retenida por este mientras otras moléculas gaseosas choquen contra el líquido —ejerzan presión sobre él—.

En lo que respecta a la solubilidad de un gas dado, para el número de impactos que efectúa en la superficie de un líquido, es indiferente que otras moléculas de gases choquen codo con codo con él o no.

De ahí que la solubilidad de un gas dado sea proporcional, no a la presión total de una mezcla gaseosa, sino a aquella porción de la misma que se debe al gas dado por separado.

Además, la saturación de un líquido por un gas depende del hecho de que las moléculas de los gases que han penetrado en un líquido no permanecen en reposo en él, aunque entran en un tipo armonioso de movimiento con las moléculas del líquido y, por lo tanto, se desprenden de la superficie del líquido (al igual que su vapor si el líquido es volátil).

Si en una unidad de tiempo un número igual de moléculas penetra en (salta a) un líquido y abandona (o sale de) un líquido, este se encuentra saturado. Se trata de un caso de equilibrio móvil, y no de reposo.

Por lo tanto, si se disminuye la presión, el número de moléculas que abandonan el líquido excederá el número de moléculas que entran en él, y solo se alcanza un nuevo estado de equilibrio móvil bajo una nueva igualdad en el número de moléculas que abandonan y entran en el líquido.

De este modo se explican las características principales de la solución y, además, de esa atracción (química) especial (penetración y movimiento armonioso) de un gas por un líquido, la cual determina tanto la medida de la solubilidad como el grado de estabilidad de la solución producida.

Las consecuencias de la ley de las presiones parciales son sumamente numerosas e importantes. Todos los líquidos de la naturaleza están en contacto con la atmósfera, la cual, como veremos más adelante con más detalle, consiste en una mezcla de gases, principalmente cuatro en número: oxígeno, nitrógeno, anhídrido carbónico y vapor de agua.

100 volúmenes de aire contienen, aproximadamente, 78 volúmenes de nitrógeno y cerca de 21 volúmenes de oxígeno;
la cantidad de anhídrido carbónico, en volumen, no supera el 0,05.

Bajo circunstancias ordinarias, la cantidad de vapor de agua es mucho mayor que esta, pero varía, por supuesto, con las condiciones climáticas.

De estos números deducimos que la disolución de nitrógeno en un líquido en contacto con la atmósfera se llevará a cabo bajo una presión parcial de (78/100) × 760 mm si la presión atmosférica es igual a 760 mm; de manera similar, bajo una presión de 600 mm de mercurio, la disolución de oxígeno se llevará a cabo bajo una presión parcial de unos 160 mm, y la disolución de anhídrido carbónico solo bajo la muy pequeña presión de 0,4 mm.

Como, sin embargo, la solubilidad del oxígeno en agua es el doble que la del nitrógeno, la proporción de O respecto a N disuelto en el agua será mayor que la proporción en el aire.

Es fácil calcular qué cantidad de cada uno de los gases estará contenida en el agua, y tomando el caso más sencillo calcularemos qué cantidad de oxígeno, nitrógeno y anhídrido carbónico se disolverá a partir de aire que tenga la composición anterior a 0° y 760 mm. de presión.

Bajo una presión de 760 mm., 1 centímetro cúbico de agua disuelve 0,0203 centímetros cúbicos de nitrógeno o, bajo la presión parcial de 600 mm., disolverá 0,0203 ×

600 / 700

o 0·0160 centímetro cúbico; de oxígeno 0·0411 ×

160 / 760

, o 0·0086 centímetro cúbico; de anhídrido carbónico 1·8 ×

0·4 / 760

o 0·00095 centímetro cúbico:

por lo tanto, 100 centímetros cúbicos de agua contendrán a 0° en total 2·55 centímetros cúbicos de gases atmosféricos, y 100 volúmenes de aire disuelto en agua contendrán alrededor de un 62 por ciento de nitrógeno, un 34 por ciento de oxígeno y un 4 por ciento de anhídrido carbónico. El agua de los ríos, pozos, etc., suele contener más anhídrido carbónico. Esto proviene de la oxidación de las sustancias orgánicas que caen al agua. La cantidad de oxígeno, sin embargo, disuelto en el agua parece ser en realidad aproximadamente ⅓ de los gases disueltos, mientras que el aire contiene solo ⅕ de este por volumen.

De acuerdo con la ley de las presiones parciales, cualquier gas disuelto en agua será expulsado de la solución en una atmósfera de otro gas. Esto depende del hecho de que los gases disueltos en agua escapan de ella en el vacío, debido a que la presión es nula. Una atmósfera de otro gas actúa como el vacío sobre un gas disuelto en agua. La separación entonces prosigue, porque las moléculas del gas disuelto ya no chocan contra el líquido, no se disuelven en él, y aquellas retenidas previamente en solución abandonan el líquido en virtud de su elasticidad.³⁷

Por la misma razón, un gas puede ser expulsado por completo de una solución gaseosa mediante ebullición; al menos, en muchos casos cuando no forma compuestos particularmente estables con el agua. De hecho, la superficie del líquido en ebullición estará ocupada por vapor de agua y, por lo tanto, toda la presión que actúe sobre el gas se deberá al vapor de agua. Debido a esto, la presión parcial del gas disuelto será muy insignificante, y esta es la única razón por la cual un gas se separa de una solución al hervir el líquido que lo contiene. En el punto de ebullición del agua, la solubilidad de los gases en el agua sigue siendo lo suficientemente grande como para que una cantidad considerable de gas permanezca en solución. El gas disuelto en el líquido es arrastrado junto con el vapor de agua; si la ebullición continúa durante mucho tiempo, todo el gas terminará por separarse.³⁸

Es evidente que la concepción de las presiones parciales de los gases debe aplicarse no sólo a la formación de soluciones, sino también a todos los casos de acción química de los gases. Especialmente numerosas son sus aplicaciones a la fisiología de la respiración, ya que en estos casos es sólo el oxígeno de la atmósfera el que actúa.³⁹

La solución de sólidos, si bien depende solo en pequeña medida de la presión bajo la cual tiene lugar la solución (debido a que los sólidos y los líquidos son casi incompresibles), depende muy claramente de la temperatura.

En la gran mayoría de los casos, la solubilidad de los sólidos en agua aumenta con la temperatura; y además, la rapidez de la solución aumenta también. Esta última está determinada por la rapidez de difusión de la solución formada en el resto del agua.

La disolución de un sólido en el agua, aunque es, al igual que con los gases, un paso físico a un estado líquido, está determinada, sin embargo, por su afinidad química con el agua; esto se demuestra claramente por el hecho de que en la disolución se produce una disminución del volumen, un cambio en el punto de ebullición del agua, un cambio en la tensión de su vapor, en el punto de congelación y en muchas propiedades similares. Si la disolución fuera un fenómeno físico, y no químico, iría naturalmente acompañada de un aumento y no de una disminución del volumen, porque generalmente al fundirse un sólido aumenta de volumen (su densidad disminuye). La contracción es el fenómeno habitual que acompaña a la disolución y tiene lugar incluso en la adición de soluciones al agua,⁴⁰ y en la disolución de líquidos en el agua,⁴¹ tal como ocurre en la combinación de sustancias cuando evidentemente se producen sustancias nuevas.⁴²

La contracción que tiene lugar en la disolución es, sin embargo, muy pequeña, un hecho que depende de la pequeña compresibilidad de los sólidos y líquidos, y de la insignificancia de la fuerza de compresión que actúa en la disolución.⁴³

El cambio de volumen que tiene lugar en la disolución de sólidos y líquidos, o la alteración en el peso específico⁴⁴ correspondiente al mismo, depende de las peculiaridades de las sustancias disolventes y del agua, y, en la mayoría de los casos, no es proporcional a la cantidad de la sustancia disuelta,⁴⁵ lo que muestra la existencia de una fuerza química entre el disolvente y la sustancia disuelta que es de la misma naturaleza que en todas las demás formas de reacción química.⁴⁶

El débil desarrollo de las afinidades químicas que actúan en las disoluciones de sólidos se hace evidente a partir de esos múltiples métodos mediante los cuales sus disoluciones se descomponen, ya estén saturadas o no.

Por calentamiento (absorción de calor), por enfriamiento y por fuerzas internas exclusivamente, las disoluciones acuosas se separan en muchos casos en sus componentes o en sus compuestos definidos con agua.

El agua contenida en las disoluciones se elimina de estas en forma de vapor, o, mediante congelación, en forma de hielo,⁴⁷ pero la tensión del vapor del agua⁴⁸ retenida en disolución es menor que la del agua en estado libre, y la temperatura de formación de hielo a partir de las disoluciones es inferior a 0°. Además, tanto la disminución de la tensión del vapor como el descenso del punto de congelación transcurren, en las disoluciones diluidas, casi en proporción a la cantidad de sustancia disuelta.⁴⁹

Por tanto, si por cada 100 gramos de agua hay en solución 1, 5, 10 gramos de sal común (NaCl), entonces a 100° la tensión de vapor de las soluciones disminuye en 4, 21, 43 mm de la columna barométrica, frente a los 760 mm o tensión de vapor del agua, mientras que los puntos de congelación son -0,58°, -2,91° y -6,10° respectivamente. Las cifras anteriores⁵⁰ son casi proporcionales a las cantidades de sal en solución (1, 5 y 10 por cada 100 de agua).

Además, la experiencia ha demostrado que la relación entre la disminución de la tensión de vapor y la tensión de vapor del agua a diferentes temperaturas en una solución dada es una cantidad casi constante,⁵¹ y que para toda solución (diluida) la relación entre la disminución de la tensión de vapor y la del punto de congelación es también una cantidad razonablemente constante.⁵²

La disminución de la tensión de vapor de las soluciones explica el ascenso en el punto de ebullición debido a la disolución de cuerpos sólidos no volátiles en el agua.

La temperatura de un vapor es la misma que la de la solución de la cual se genera, y por lo tanto se deduce que el vapor acuoso emitido por una solución estará sobrecalentado.

Una solución saturada de sal común hierve a 108,4°, una solución de 335 partes de salitre en 100 partes de agua a 115,9°, y una solución de 325 partes de cloruro de potasio en 100 partes de agua a 179°, si la temperatura de ebullición se determina sumergiendo el bulbo del termómetro en el líquido mismo.

Esta es otra prueba del vínculo que existe entre el agua y la sustancia disuelta. Y este vínculo se observa aún con más claridad en aquellos casos (por ejemplo, en la disolución de ácido nítrico o fórmico en agua) en los que la solución hierve a una temperatura más alta que la del agua o la de la sustancia volátil disuelta en ella.

Por esta razón, las soluciones de ciertos gases —por ejemplo, de los ácidos yodhídrico o clorhídrico— hierven por encima de los 100°.

La separación de hielo de las disoluciones⁵³ explica tanto el fenómeno, bien conocido por los marinos, de que el hielo formado a partir del agua salada da agua dulce, como también el hecho de que por congelación, al igual que por evaporación, se obtiene una disolución más rica en sales que antes. De esto se aprovechan los países fríos para obtener del agua del mar un licor que luego se evapora para la extracción de sal.

Al extraer parte del agua de una solución (por evaporación o por separación de hielo), debe obtenerse una solución saturada y, a continuación, la sustancia sólida disuelta debe separarse. Las soluciones saturadas a una determinada temperatura también deben separar una porción correspondiente de la sustancia disuelta si se reducen, por enfriamiento,⁵⁴ a una temperatura a la cual el agua ya no pueda retener la cantidad anterior de la sustancia en solución.

Si esta separación, al enfriar una solución saturada o por evaporación, se lleva a cabo lentamente, en muchos casos se forman cristales de la sustancia disuelta; y este es el método mediante el cual se suelen obtener los cristales de las sales solubles.

Ciertos sólidos se separan con gran facilidad de sus disoluciones en cristales perfectamente formados, los cuales pueden alcanzar dimensiones muy grandes. Tales son el sulfato de níquel, el alumbre, el carbonato de sodio, el alumbre de cromo, el sulfato de cobre, el ferricianuro de potasio y toda una serie de otras sales.

La circunstancia más notable en esto es que muchos sólidos, al separarse de una disolución acuosa, retienen una porción de agua y forman sustancias sólidas cristalizadas que contienen agua. Una porción del agua que antes estaba en la disolución permanece en los cristales separados. El agua que se retiene de este modo se denomina agua de cristalización.

El alumbre, el sulfato de cobre, la sal de Glauber y el sulfato de magnesio contienen dicha agua, pero ni el cloruro de amonio, ni la sal común, ni el salitre, ni el clorato de potasio, ni el nitrato de plata, ni el azúcar contienen agua de cristalización alguna.

Una y la misma sustancia puede separarse de una solución con o sin agua de cristalización, según la temperatura a la que se forman los cristales.

Así, la sal común, al cristalizar a partir de su solución en agua a la temperatura ordinaria o a una más alta, no contiene agua de cristalización. Pero si su separación de la solución tiene lugar a baja temperatura, concretamente por debajo de -5°, los cristales contienen entonces 38 partes de agua en 100 partes.

Los cristales de una misma sustancia que se separan a diferentes temperaturas pueden contener distintas cantidades de agua de cristalización. Esto nos prueba que un sólido disuelto en agua puede formar varios compuestos con ella, que difieren en sus propiedades y composición, y que son capaces de aparecer en forma sólida separada, al igual que muchos compuestos definidos ordinarios.

Esto se indica mediante las numerosas propiedades y fenómenos relacionados con las soluciones, y da motivos para pensar que existen en las soluciones mismas dichos compuestos de la sustancia disuelta y el disolvente, o compuestos similares a ellos, solo que en una forma líquida parcialmente descompuesta.

Incluso el color de las soluciones puede confirmar a menudo esta opinión.

El sulfato de cobre forma cristales de color azul y contiene agua de cristalización.
Si se elimina el agua de cristalización calentando los cristales al rojo vivo, se obtiene una sustancia anhidra incolora (un polvo blanco).

A partir de esto puede verse que el color azul pertenece al compuesto de la sal de cobre con el agua. Las soluciones de sulfato de cobre son todas azules y, en consecuencia, contienen un compuesto similar al compuesto formado por la sal con su agua de cristalización.

Los cristales de cloruro de cobalto, al disolverse en un líquido anhidro —como el alcohol, por ejemplo—, dan una solución azul, pero cuando se disuelven en agua se obtiene una solución roja.

Los cristales de la solución acuosa, según el profesor Potilitzin, contienen seis veces más agua (CoCl₂,6H₂O) para un peso dado de la sal que aquellos cristales violetas (CoCl₂,H₂O) que se forman por la evaporación de una solución alcohólica.

Que las soluciones contienen compuestos determinados con agua se demuestra además por los fenómenos de las soluciones sobresaturadas, de los llamados criohidratos, de las soluciones de ciertos ácidos que tienen puntos de ebullición constantes, y por las propiedades de los compuestos que contienen agua de cristalización, cuyos datos es indispensable tener presente al considerar las soluciones.

Las soluciones sobresaturadas presentan los siguientes fenómenos:—Al enfriar una solución saturada de ciertas sales,⁵⁵ si el líquido se coloca bajo ciertas condiciones, el exceso de sólido puede permanecer a veces en solución y no separarse. Un gran número de sustancias, y más especialmente el sulfato de sodio, Na₂SO₄, o sal de Glauber, forman fácilmente soluciones sobresaturadas. Si se satura agua hirviendo con esta sal, y la solución se trasvasa separándola de cualquier resto de sal sin disolver y, continuando la ebullición, el recipiente que contiene la solución se cierra herméticamente con lana de algodón, o fundiendo el recipiente, o cubriendo la solución con una capa de aceite, entonces se observará que esta solución saturada no separa nada de sal de Glauber al enfriarse hasta la temperatura ordinaria o incluso hasta una temperatura mucho más baja; aunque, sin las precauciones anteriores, al enfriarse se separa una sal en forma de cristales que contienen Na₂SO₄·10H₂O—es decir, 180 partes de agua por 142 partes de sal anhidra. La solución sobresaturada puede moverse o agitarse dentro del recipiente que la contiene, y no se producirá ninguna cristalización; la sal permanece en la solución en una cantidad tan grande como a una temperatura más alta.

Si se abre el recipiente que contiene la solución sobresaturada y se arroja en él un cristal de sal de Glauber, la cristalización se produce repentinamente.⁵⁶

Se observa un aumento considerable de la temperatura durante esta rápida separación de cristales, el cual se debe al hecho de que la sal, que antes se encontraba en estado líquido, pasa a estado sólido. Esto guarda cierta semejanza con el hecho de que el agua puede enfriarse por debajo de los 0° (incluso hasta los -10°) si se deja en reposo, bajo ciertas circunstancias, y desprende calor al cristalizar repentinamente.

Aunque desde este punto de vista hay un parecido, en realidad el fenómeno de las soluciones sobresaturadas es mucho más complicado.

Así, al enfriar, una solución saturada de sal de Glauber deposita cristales que contienen Na₂SO₄,7H₂0,⁵⁷ o 126 partes de agua por 142 partes de sal anhidra, y no 180 partes de agua, como en la sal mencionada anteriormente.

Los cristales que contienen 7H₂O se distinguen por su inestabilidad; si permanecen en contacto no solo con cristales de Na₂SO₄,10H₂O, sino con muchas otras sustancias, inmediatamente se vuelven opacos, formando una mezcla de sales anhidras y decahidratadas.

Es evidente que entre el agua y una sustancia soluble pueden establecerse diferentes tipos de equilibrio mayor o menor estabilidad, de los cuales las soluciones forman un caso particular.⁵⁸

Las disoluciones de sales, al ser refrigeradas por debajo de 0°, depositan hielo o cristales (que a menudo contienen entonces agua de cristalización) de la sal disuelta, y al alcanzar un cierto grado de concentración se solidifican en toda su masa. Estas masas solidificadas se denominan criohidratos.

Mis investigaciones sobre las disoluciones de sal común (1868) demostraron que su disolución se solidifica al alcanzar una composición de NaCl + 10H₂O (180 partes de agua por cada 58,5 partes de sal), lo cual ocurre a unos -23°. La disolución solidificada se funde a la misma temperatura, y tanto la porción fundida como el resto conservan la composición anterior.

Guthrie (1874–1876) obtuvo los criohidratos de muchas sales y demostró que ciertos de ellos se forman como los anteriores a temperaturas comparativamente bajas, mientras que otros (por ejemplo, el sublimado corrosivo, los alumbrados, el clorato de potasio y varios coloides) se forman con un ligero enfriamiento, hasta -2° o incluso antes.⁵⁹

En el caso de la sal común, el criohidrato con 10 moléculas de agua, y en el caso del nitrato de sodio, el criohidrato⁶⁰ con 7 moléculas de agua (es decir, 126 partes de agua por cada 85 de sal) deben aceptarse como sustancias establecidas, capaces de pasar del estado sólido al líquido y viceversa; y, por lo tanto, puede pensarse que en los criohidratos tenemos soluciones que no solo son indescomponibles por el frío, sino que también poseen una composición definida que presentaría un nuevo caso de equilibrio definido entre el disolvente y la sustancia disuelta.

La formación de compuestos definidos pero inestables en el proceso de disolución se hace evidente por los fenómenos de una disminución marcada de la tensión de vapor, o por el aumento de la temperatura de ebullición que se produce en la disolución de ciertos líquidos y gases volátiles en el agua.

Como ejemplo, tomaremos el ácido yodhídrico, HI, un gas que se licúa y da un líquido que hierve a -20°.

Una solución del mismo que contenga un 57 p. c. de ácido yodhídrico se distingue por el hecho de que, si se calienta, el ácido yodhídrico se volatiliza junto con el agua en las mismas proporciones en que se encuentran en la solución; por lo tanto, dicha solución puede destilarse sin sufrir cambios. La solución hierve a una temperatura más alta que el agua, a 127°.

Una parte de las propiedades físicas del gas y del agua ha desaparecido ya en este caso; se forma una nueva sustancia que tiene su punto de ebullición definido. Para decirlo con mayor exactitud, esta no es la temperatura de ebullición, sino la temperatura a la cual el compuesto formado se descompone, dando los vapores de los productos de disociación, los cuales, al enfriarse, se recombinan.

Si se disuelve en agua una cantidad menor de ácido yodhídrico que la indicada, entonces, al calentar dicha solución, al principio solo destila agua, hasta que la solución alcanza la composición mencionada; luego destilará sin alterarse. Si se hace pasar más ácido yodhídrico a través de dicha solución, se disolverá una nueva cantidad de gas, pero este se desprende con gran facilidad, como el aire del agua.

No debe pensarse, sin embargo, que aquellas fuerzas que determinan la formación de las soluciones gaseosas ordinarias no desempeñan papel alguno en la formación de una solución que posee un punto de ebullición definido; que sí reaccionan lo demuestra el hecho de que tales soluciones gaseosas constantes varían en su composición bajo diferentes presiones.⁶¹

No es, por tanto, a cualquier presión, sino únicamente a la presión atmosférica ordinaria, a la que una solución de ebullición constante de ácido yodhídrico contendrá un 57 por ciento del gas. A otra presión, la proporción de agua y ácido yodhídrico será diferente. Esta varía, sin embargo, a juzgar por las observaciones hechas por Roscoe, muy poco para variaciones considerables de presión.⁶²

Los ácidos clorhídrico, nítrico y otros forman disoluciones que tienen puntos de ebullición definidos, al igual que el ácido yodhídrico. Muestran además la propiedad común de que, si contienen solo una pequeña proporción de agua, humean en el aire.

Las disoluciones concentradas de gases nítrico, clorhídrico, yodhídrico y otros se denominan incluso «ácidos fumantes». Los líquidos fumantes contienen un compuesto definido cuya temperatura de ebullición (descomposición) es superior a 100°, y contienen también un exceso de la sustancia volátil disuelta, la cual muestra la capacidad de combinarse con el agua y formar un hidrato cuya tensión de vapor es menor que la del vapor acuoso.

Al evaporarse en el aire, esta sustancia disuelta se encuentra con la humedad atmosférica y forma con ella un vapor visible (humos) que consiste en el compuesto mencionado anteriormente.

La atracción o afinidad que une, por ejemplo, al ácido yodhidrico con el agua se manifiesta no solo en el desprendimiento de calor y la disminución de la tensión de vapor (elevación del punto de ebullición), sino también en muchas relaciones puramente químicas. Así, el ácido yodhidrico se produce a partir de yodo y sulfuro de hidrógeno en presencia de agua, pero a menos que el agua esté presente esta reacción no tiene lugar.⁶³

Muchos compuestos que contienen agua de cristalización son sustancias sólidas (cuando se funden ya son soluciones, es decir, líquidos); además, son capaces de formarse a partir de soluciones, al igual que el hielo o el vapor acuoso. Se les puede llamar cristalohidratos.

Puesto que no se puede admitir la presencia directa de hielo o vapor acuoso en las soluciones (ya que estas son líquidas), aunque sí pueda admitirse la presencia de agua, tampoco hay fundamento para reconocer la presencia en las soluciones de cristalohidratos, a pesar de que se obtengan de las soluciones como tales.⁶⁴

Es evidente que tales sustancias presentan una de las muchas formas de equilibrio entre el agua y una sustancia disuelta en ella.

Esta forma, sin embargo, recuerda en todos los aspectos a las soluciones —es decir, a compuestos acuosos que se descomponen más o menos fácilmente, con separación de agua y la formación de un compuesto menos acuoso o anhidro—.

De hecho, no son pocos los cristales que contienen agua los cuales pierden una parte de su agua a la temperatura ordinaria. De este tipo son, por ejemplo, los cristales de sosa, o carbonato de sodio, que, al separarse de una solución acuosa a la temperatura ordinaria, son completamente transparentes; pero que, al dejarse expuestos al aire, pierden una porción de su agua, volviéndose opacos y perdiendo en el proceso su aspecto cristalino, aunque conservando su forma original.

Este proceso de separación del agua a la temperatura ordinaria se denomina eflorescencia de los cristales. La eflorescencia tiene lugar con mayor rapidez bajo la campana de una bomba de vacío y, especialmente, a una temperatura moderada. Esta descomposición de un cristal es disociación a la temperatura ordinaria. Las soluciones se descomponen exactamente de la misma manera.⁶⁵

La tensión del vapor acuoso que desprende los hidratos cristalinos es naturalmente, al igual que con las soluciones, menor que la tensión de vapor del agua misma⁶⁶ a la misma temperatura, y por lo tanto muchas sales anhidras que son capaces de combinarse con el agua absorben vapor acuoso del aire húmedo; es decir, actúan como un cuerpo frío sobre el cual se deposita agua a partir del vapor.

En esto se basa la desecación de los gases, y además debe señalarse a este respecto que ciertas sustancias —por ejemplo, el carbonato de potasio (K₂CO₃) y el cloruro de calcio (CaCl₂)— no solo absorben el agua necesaria para la formación de un compuesto cristalino sólido, sino que también dan soluciones, o deliquescen, como se denomina, en el aire húmedo.

Muchos cristales no eflorescen en lo más mínimo a la temperatura ordinaria; por ejemplo, el sulfato de cobre, que puede conservarse durante un tiempo indefinido sin eflorescer, pero que, al ser colocado bajo el recipiente de una bomba neumática —si la eflorescencia llega a iniciarse—, continúa efloresciendo a la temperatura ordinaria.

La temperatura a la cual tiene lugar la separación completa del agua de los cristales varía considerablemente, no solo para diferentes sustancias, sino también para distintas porciones del agua contenida. Muy a menudo, la temperatura a la cual comienza la disociación es mucho más alta que el punto de ebullición del agua.

Así, por ejemplo, el sulfato de cobre, que contiene un 36 p. c. de agua, cede un 28,8 p. c. a 100°, y la cantidad restante, es decir, el 7,2 p. c., solo a 240°.

El alumbre, de los 45,5 p. c. de agua que contiene, cede un 18,9 p. c. a 100°, un 17,7 p. c. a 120°, un 7,7 p. c. a 180° y un 1 p. c. a 280°; solo pierde la última cantidad (1 p. c.) a su temperatura de descomposición.

Estos ejemplos muestran claramente que la anexión de agua de cristalización va acompañada de un cambio bastante profundo, aunque —en comparación con los casos que consideraremos más adelante— todavía insignificante, de sus propiedades.

En ciertos casos, el agua de cristalización solo se desprende cuando se destruye la forma sólida de la sustancia: cuando los cristales se funden al calentarlos. Se dice entonces que los cristales se funden en su agua de cristalización.

Además, tras la separación del agua, queda una sustancia sólida, de modo que al seguir calentándola adquiere consistencia sólida. Esto se observa con mayor claridad en los cristales de azúcar de plomo o acetato de plomo, que se funden en su agua de cristalización a una temperatura de 56,25°, y al hacerlo empiezan a perder agua. Al alcanzar una temperatura de 100°, el azúcar de plomo se solidifica, tras haber perdido toda su agua; y luego, a una temperatura de 280°, la sal anhidra y solidificada vuelve a fundirse.⁶⁷

Es sumamente importante reconocer, con respecto al agua de cristalización, que su proporción respecto a la cantidad de la sustancia con la que está combinada es siempre una cantidad constante.

Por muy a menudo que preparemos sulfato de cobre, siempre hallaremos un 36,14 p. c. de agua en sus cristales, y estos cristales siempre pierden cuatro quintas partes de su agua a 100°, y una quinta parte de la cantidad total de agua contenida permanece en los cristales a 100°, siendo expulsada de ellos únicamente a una temperatura de unos 240°.

Lo que se ha dicho acerca de los cristales de sulfato de cobre se refiere también a los cristales de cualquier otra sustancia que contenga agua de cristalización.

Es imposible en cualquiera de estos casos aumentar la proporción relativa, ya sea de la sal o del agua, sin alterar la homogeneidad de la sustancia.

Si una vez se pierde una porción del agua —por ejemplo, si una vez tiene lugar la eflorescencia— se obtiene una mezcla, y no una sustancia homogénea, a saber, una mezcla de una sustancia desprovista de agua con una sustancia que aún no ha perdido agua; es decir, la descomposición ya ha comenzado.

Esta proporción constante es un ejemplo del hecho de que en los compuestos químicos la cantidad de las partes componentes es totalmente definida; es decir, es un ejemplo de los llamados compuestos químicos definidos.

Se pueden distinguir de las soluciones, y de todos los demás compuestos químicos llamados indefinidos, en que al menos una, y a veces ambas partes componentes, pueden añadirse en gran cantidad a un compuesto químico indefinido sin destruir su homogeneidad, como ocurre en las soluciones, mientras que es imposible añadir cualquiera de las partes componentes a un compuesto químico definido sin destruir la homogeneidad de toda la masa.

Los compuestos químicos definidos solo se descomponen a un cierto aumento de temperatura; al bajar la temperatura no ceden sus componentes, al menos con muy pocas excepciones, a diferencia de las soluciones, que forman hielo o compuestos con agua de cristalización.

Esto lleva a la suposición de que las soluciones contienen agua como agua,⁶⁸ aunque a veces sea en una cantidad muy pequeña.

Por lo tanto, las soluciones que son capaces de solidificarse por completo (por ejemplo, los hidratos cristalinos capaces de fundirse), como el compuesto de 84½ partes de ácido sulfúrico, H₂SO₄, con 15½ partes de agua, H₂O, o H₂SO₄,H₂O (o H₄SO₅), aparecen como verdaderos compuestos químicos definidos.

Si, entonces, imaginamos un compuesto definido de este tipo en estado líquido, y admitimos que se descompone parcialmente en este estado, separando el agua —no como hielo o vapor (pues entonces el sistema sería heterogéneo, al incluir sustancias en diferentes estados físicos), sino en forma líquida, cuando el sistema será homogéneo—, nos formaremos la idea de una solución como un estado de equilibrio fluido, inestable y disociante entre el agua y la sustancia disuelta.

Además, debe señalarse que, a juzgar por la experiencia, muchas sustancias dan con agua no uno sino diversos compuestos,⁶⁹ lo cual se observa en la capacidad de una sustancia para formar con el agua muchos y variados cristalohidratos,⁷⁰ o compuestos con agua de cristalización, que muestran propiedades diversas e independientes. A partir de estas consideraciones, las soluciones pueden considerarse como compuestos químicos definidos, fluidos e inestables, en estado de disociación.⁷¹

Si consideramos las soluciones desde este punto de vista, entran en la categoría de aquellos compuestos definidos de los que se ocupa principalmente la química.⁷²

Vimos más arriba que el sulfato de cobre pierde cuatro quintas partes de su agua a 100° y el resto a 240°. Esto significa que existen dos compuestos definidos de agua con la sal anhidra.

El sosa o carbonato de sodio, Na₂CO₃, se separa en forma de cristales, Na₂CO₃·10H₂O, que contienen un 62,9 p. c. de agua en peso, a partir de sus disoluciones a temperatura ordinaria.

Cuando una disolución de la misma sal deposita cristales a baja temperatura, alrededor de -20°, entonces estos cristales contienen 71,8 partes de agua por cada 28,2 partes de sal anhidra. Además, los cristales se obtienen junto con hielo y quedan como residuo cuando este se funde.

Si el sosa ordinario, con un 62,9 p. c. de agua, se funde con precaución en su propio agua de cristalización, queda una sal en estado sólido que contiene solo un 14,5 p. c. de agua, y se obtiene un líquido que contiene la disolución de una sal que a 34° separa cristales que contienen un 46 p. c. de agua y no eflorescen al aire.

Por último, si se prepara una disolución sobresaturada de sosa, a temperaturas inferiores a 8° deposita cristales que contienen un 54,3 p. c. de agua.

Así pues, se conocen hasta cinco compuestos de sosa anhidra con agua; y son dispares en sus propiedades y forma cristalina, e incluso en su solubilidad. Hay que señalar que la mayor cantidad de agua en los cristales corresponde a una temperatura de -20°, y la menor a la temperatura más alta.

Al parecer no hay relación entre las cantidades anteriores de agua y las sales, pero esto se debe únicamente a que en cada caso la cantidad de agua y sal anhidra se dio en porcentajes; pero si se calcula para una y la misma cantidad de sal anhidra, o de agua, se observará una gran regularidad en las cantidades de las partes componentes en todos estos compuestos.

Parece que para 106 partes de sal anhidra en los cristales separados a -20° hay 270 partes de agua; en los cristales obtenidos a 15° hay 180 partes de agua; en los cristales obtenidos a partir de una solución sobresaturada, 126 partes; en los cristales que se separan a 34°, 90 partes, y en los cristales con la menor cantidad de agua, 18 partes.

Al comparar estas cantidades de agua se puede ver fácilmente que guardan una proporción simple entre sí, ya que todas son divisibles por 18, y están en la relación 15 : 10 : 7 : 5 : 1.

Naturalmente, el experimento directo, por muy cuidadosamente que se lleve a cabo, está obstaculizado por errores, pero teniendo en cuenta estos inevitables errores experimentales, se verá que para una cantidad dada de una sustancia anhidra se presentan, en varios de sus compuestos con agua, cantidades de agua que están en una proporción múltiple muy simple.

Esto se observa en todos los compuestos químicos definidos, y les es común. Esta regla se llama la ley de las proporciones múltiples. Fue descubierta por Dalton y se desarrollará con más detalle más adelante en esta obra.

Por el presente solo afirmaremos que la ley de las proporciones definidas permite expresar la composición de las sustancias mediante fórmulas, y la ley de las proporciones múltiples permite la aplicación de números enteros como coeficientes de los símbolos de los elementos en estas fórmulas.

Así, la fórmula Na₂CO₃,10H₂O muestra directamente que en este cristalohidrato hay 180 partes de agua por cada 106 partes en peso de la sal anhidra, porque la fórmula de la sosa, Na₂CO₃, responde directamente a un peso de 106, y la fórmula del agua a 18 partes, en peso, que aquí se toman 10 veces.

En los ejemplos anteriores de las combinaciones del agua, vimos la intensidad gradualmente creciente del vínculo entre el agua y una sustancia con la que forma un compuesto homogéneo.

Hay una serie de tales compuestos con agua, en los cuales el agua se retiene con una fuerza muy grande, y solo se desprende a una temperatura muy alta, y a veces no puede separarse por ningún grado de calor sin la descomposición total de la sustancia.

En estos compuestos generalmente no hay ningún signo externo de que contengan agua. Se forma una sustancia perfectamente nueva a partir de una sustancia anhidra y agua, en la cual a veces no se observan las propiedades ni de la una ni de la otra sustancia.

En la mayoría de los casos, se desprende una cantidad considerable de calor en la formación de tales compuestos con agua. A veces el calor desprendido es tan intenso que se produce un calor al rojo vivo y se emite luz. No es de extrañar, después de esto, que se formen compuestos estables mediante dicha combinación. Su descomposición requiere un gran calor; es necesario una gran cantidad de trabajo para separarlos en sus partes componentes.

Todos estos compuestos son definidos, y, por lo general, completa y claramente definidos. El número de tales compuestos definidos con agua o hidratos, en el sentido estricto de la palabra, es generalmente insignificante para cada sustancia anhidra; en la mayor parte de los casos, se forma una sola combinación de este tipo de una sustancia con agua, un hidrato, que posee una gran estabilidad.

El agua contenida en estos compuestos se denomina a menudo agua de constitución, es decir, agua que entra en la estructura o composición de la sustancia dada. Con esto se desea expresar que, en otros casos, las moléculas de agua están, por decirlo así, separadas de las moléculas de la sustancia con la que se combina. Se supone que, en la formación de los hidratos, esta agua, incluso en las partículas más pequeñas, forma un todo completo con la sustancia anhidra.

Pueden citarse muchos ejemplos de la formación de tales hidratos. El ejemplo más conocido en la práctica es el hidrato de cal, o la llamada cal «apagada».

La cal se prepara quemando piedra caliza, mediante lo cual se expulsa de ella el anhídrido carbónico, y queda una masa pétrea blanca, densa, compacta y bastante tenaz. La cal se vende habitualmente en esta forma y lleva el nombre de cal «viva» o «sin apagar». Si se vierte agua sobre dicha cal, se observa un gran aumento de temperatura, ya sea de forma directa o transcurrido un cierto tiempo. Toda la masa se calienta, parte del agua se evapora, la masa pétrea, al absorber agua, se desmorona en polvo y, si el agua se toma en cantidad suficiente y la cal está pura y bien quemada, no queda ni una partícula de la masa pétrea original; todo ello se desmorona en polvo. Si el agua está en exceso, entonces naturalmente una porción de ella permanece y forma una disolución. Este proceso se denomina «apagado» de la cal. La cal apagada se utiliza en la práctica mezclada con arena como mortero. La cal apagada es un hidrato de cal definido. Si se seca a 100° retiene un 24,3 % de agua. Esta agua solo puede ser expulsada a una temperatura superior a 400°, y entonces se vuelve a obtener cal viva. El calor desprendido en la combinación de la cal con el agua es tan intenso que puede incendiar madera, azufre, pólvora, etc. Incluso al mezclar la cal con hielo, la temperatura asciende hasta los 100°. Si se humedece la cal con una pequeña cantidad de agua en la oscuridad, se observa un efecto luminoso. Pero, a pesar de todo, aún puede separarse agua de este hidrato.⁷³

Si se quema fósforo en aire seco, se obtiene una sustancia blanca llamada «anhídrido fosfórico». Se combina con el agua con tanta energía que el experimento debe realizarse con gran precaución. En la formación del compuesto se produce un calor rojo, y es imposible separar el agua del hidrato resultante a cualquier temperatura.

El hidrato formado por el anhídrido fosfórico es una sustancia que resulta totalmente indescomponible en sus partes componentes originales por la acción del calor.

Casi tan enérgica combinación se produce cuando el anhídrido sulfúrico, SO₃, se combina con el agua, formando su hidrato, el ácido sulfúrico, H₂SO₄.

En ambos casos se producen compuestos definidos, pero la última sustancia, en forma líquida y capaz de descomponerse por el calor, constituye un enlace evidente con las disoluciones.

Si 80 partes de anhídrido sulfúrico retienen 18 partes de agua, esta agua no puede separarse del anhídrido, ni siquiera a una temperatura de 300°. Solo mediante la adición de anhídrido fosfórico, o mediante una serie de transformaciones químicas, puede separarse esta agua de su compuesto con el anhídrido sulfúrico. El aceite de vitriolo, o ácido sulfúrico, es un compuesto de este tipo.

Si se toma una proporción mayor de agua, esta se combinará con el H₂SO₄; por ejemplo, si se toman 36 partes de agua por cada 80 partes de anhídrido sulfúrico, se forma un compuesto que cristaliza en frío y se funde a +8°, mientras que el aceite de vitriolo no se solidifica ni siquiera a -30°.

Si se toma aún más agua, el aceite de vitriolo se disolverá en la cantidad restante de agua. Se produce un desprendimiento de calor, no solo al añadir el agua de constitución, sino, en menor grado, al realizar adiciones posteriores de agua.⁷⁴

Y, por lo tanto, no existe un límite claro, sino tan solo una transición gradual, entre aquellos fenómenos químicos que se expresan en la formación de soluciones y los que tienen lugar en la formación de los hidratos más estables.⁷⁵

Hemos considerado así muchos aspectos y grados de combinación de varias sustancias con el agua, o casos de compuestos de agua, cuando esta y otras sustancias forman nuevas sustancias homogéneas, que en este caso evidentemente serán complejas —es decir, compuestas por diferentes sustancias— y aunque sean homogéneas, sin embargo, debe admitirse que en ellas existen aquellas partes componentes que entraron en su composición, puesto que estas partes pueden ser re-obtenidas a partir de ellas.

No debe imaginarse que el agua existe realmente en el hidrato de cal, del mismo modo que no existe hielo o vapor en el agua. Cuando decimos que el agua interviene en la composición de cierto hidrato, solo deseamos señalar que hay transformaciones químicas en las cuales es posible obtener ese hidrato por medio del agua, y otras transformaciones en las cuales esta agua puede separarse del hidrato.

Todo esto se expresa simplemente con las palabras de que el agua entra en la composición de este hidrato. Si un hidrato se forma mediante enlaces débiles, y se descompone incluso a la temperatura ordinaria, y es un líquido, entonces el agua aparece como uno de los productos de disociación, y esto da una idea de lo que son las disoluciones, y forma la distinción fundamental entre ellas y otros hidratos en los cuales el agua está combinada con mayor estabilidad.

Notas al pie: