Surge ahora la pregunta: ¿No es el agua misma una sustancia compuesta? ¿No puede formarse por la combinación mutua de algunas partes componentes? ¿No puede descomponerse en sus partes componentes? No cabe la menor duda de que, si se divide y si es un compuesto, entonces es un compuesto definido caracterizado por la estabilidad de la unión entre esas partes componentes a partir de las cuales se forma.
Del solo hecho de que el agua pasa a todos los estados físicos como un todo homogéneo, sin variar en lo más mínimo químicamente en sus propiedades y sin descomponerse en sus partes componentes (ni las soluciones ni muchos hidratos pueden destilarse; se descomponen), debemos concluir, a partir de este solo hecho, que si el agua es un compuesto, entonces es un compuesto químico estable y definido capaz de entrar en muchas otras combinaciones.
Como muchos otros grandes descubrimientos en el ámbito de la química, es a finales del siglo pasado al que debemos el importante descubrimiento de que el agua no es una sustancia simple, sino que está compuesta por dos sustancias, al igual que otras tantas sustancias compuestas.
Esto fue demostrado por dos de los métodos mediante los cuales se puede determinar directamente la naturaleza compuesta de los cuerpos: por análisis y por síntesis, es decir, por un método de descomposición del agua en sus partes componentes y de formación del agua a partir de ellas.
En 1781 Cavendish obtuvo por primera vez agua quemando hidrógeno en oxígeno, gases ambos que él ya conocía. A partir de esto concluyó que el agua estaba compuesta por dos sustancias. Pero no realizó experimentos más precisos que hubieran mostrado las cantidades relativas de las partes componentes en el agua y que habrían determinado con certeza su naturaleza compleja.
Aunque sus experimentos fueron los primeros, y aunque la conclusión que extrajo de ellos fue verdadera, ideas tan novedosas como la naturaleza compleja del agua no se reconocen fácilmente mientras no exista una serie de investigaciones que demuestren completa e indubitablemente la verdad de dicha conclusión.
Los experimentos fundamentales que demostraron la complejidad del agua por el método de síntesis, y de su formación a partir de otras sustancias, fueron realizados en 1789 por Monge, Lavoisier, Fourcroy y Vauquelin. Obtuvieron cuatro onzas de agua quemando hidrógeno y descubrieron que el agua consta de 15 partes de hidrógeno y 85 partes de oxígeno.
También se demostró que el peso del agua formada era igual a la suma de los pesos de las partes componentes que entran en su composición; en consecuencia, el agua contiene toda la materia que entra en el oxígeno y el hidrógeno. La complejidad del agua fue probada de este modo mediante un método de síntesis.
Pero pasaremos a su análisis, es decir, a su descomposición en sus partes componentes.
El análisis puede ser más o menos completo. O bien se pueden obtener ambas partes componentes en estado separado, o bien se separa una sola y la otra se convierte en un nuevo compuesto en el cual su cantidad puede determinarse mediante pesaje. Esta será una reacción de sustitución, de las que a menudo se aprovechan para el análisis.
El primer análisis del agua fue llevado a cabo de este modo en 1784 por Lavoisier y Meusnier. El aparato que dispusieron consistía en una retorta de vidrio que contenía agua previamente purificada, y cuyo peso había sido determinado. El cuello de la retorta se introducía en un tubo de porcelana, colocado dentro de un horno y calentado al rojo vivo mediante carbón vegetal. Limaduras de hierro, que descomponen el agua al rojo vivo, fueron colocadas dentro de este tubo. El extremo del tubo estaba conectado a un serpentín para condensar cualquier cantidad de agua que pudiera pasar a través del tubo sin descomponerse. Esta agua condensada se recolectaba en un matraz separado. El gas formado por la descomposición se recolectaba sobre agua en una campana de vidrio.
El vapor de agua, al pasar sobre el hierro al rojo vivo, se descomponía, y a partir de él se formaba un gas cuyo peso podía determinarse a partir de su volumen, siendo conocida su densidad. Además del agua que pasaba a través del tubo sin alterarse, una cierta cantidad de agua desaparecía en el experimento, y esta cantidad, en los experimentos de Lavoisier y Meusnier, era igual al peso del gas que se recolectaba en la campana de vidrio más el aumento de peso de las limaduras de hierro. De ahí que el agua se descompusiera en un gas, que se recolectaba en la campana de vidrio, y una sustancia, que se combinaba con el hierro; por consiguiente, está compuesta por estas dos partes componentes.
Este fue el primer análisis del agua jamás realizado; pero aquí solo una (y no ambas) de las partes componentes gaseosas del agua se recolectó por separado. Sin embargo, ambas partes componentes del agua se pueden obtener simultáneamente en estado libre. Con este fin, la descomposición se provoca mediante una corriente galvánica o por medio del calor, como aprenderemos enseguida.1
El agua es un mal conductor de la electricidad; es decir, el agua pura no transmite una corriente débil, pero si se le disuelve alguna sal o ácido, entonces su conductividad aumenta y, al paso de una corriente a través del agua acidificada, esta se descompone en sus partes componentes. Por lo general, se añade un poco de ácido sulfúrico al agua. Al sumergir placas de platino (electrodos) en esta agua (se elige el platino porque los ácidos no lo afectan, mientras que muchos otros metales sufren la acción química de los ácidos) y conectarlas a una batería galvánica, se observará que aparecen burbujas de gas en dichas placas. El gas que se separa se denomina gas fulminante,2 porque, al encenderse, explota con mucha facilidad.3 Lo que ocurre es lo siguiente: primero, el agua, por la acción de la corriente, se descompone en dos gases. La mezcla de estos gases forma gas fulminante. Cuando el gas fulminante se pone en contacto con una sustancia incandescente —por ejemplo, una vela encendida—, los gases se recombina, formando agua, y esta combinación va acompañada de un gran desprendimiento de calor; por lo tanto, el vapor del agua formada se expande considerablemente y de manera muy rápida, con lo que, como consecuencia, se produce una explosión —es decir, sonido, aumento de presión y perturbación atmosférica, tal como en la explosión de la pólvora.
Para descubrir qué gases se obtienen por la descomposición del agua, los gases que se separan en cada electrodo deben recogerse por separado.
Con este fin se toma un tubo en forma de V; uno de sus extremos está abierto y el otro sellado. Un hilo de platino, que termina dentro del tubo en una lámina, se funde en el extremo cerrado; el extremo cerrado se llena por completo de agua4 acidulada con ácido sulfúrico, y otro hilo de platino, que termina en una lámina, se sumerge en el extremo abierto.
Si se hace pasar ahora una corriente de una batería galvánica a través de los alambres, se observará un desprendimiento de gases, y el gas que se obtiene en la rama abierta pasa al aire, mientras que el de la rama cerrada se acumula por encima del agua.
A medida que este gas se acumula, desplaza al agua, la cual continúa descendiendo en la rama cerrada y ascendiendo en la abierta de los tubos.
Cuando el agua, de este modo, alcanza la parte superior del extremo abierto, se interrumpe el paso de la corriente y se obtiene en el aparato el gas que fue desprendido de uno solo de los electrodos.
Por este medio es fácil demostrar que un gas particular aparece en cada electrodo.
Si el extremo cerrado se conecta con el polo negativo —es decir, con el unido al zinc—, el gas recolectado en el aparato es capaz de arder. Esto puede demostrarse mediante el siguiente experimento: se retira el tubo doblado del soporte, se obstruye su extremo abierto con el pulgar y se inclina de tal manera que el gas pase del extremo cerrado al abierto. Se descubrirá entonces, al acercar una lámpara encendida o una vela, que el gas arde. Este gas combustible es hidrógeno.
Si se realiza el mismo experimento con una corriente que circula en dirección opuesta —es decir, si el extremo cerrado se conecta con el polo positivo (es decir, con el carbón, el cobre o el platino)—, el gas que se desprende de él no arde por sí mismo, sino que mantiene la combustión con mucha fuerza, de modo que una pajuela incandescente introducida en él se enciende inmediatamente con llama.
Este gas, que se recoge en el ánodo o polo positivo, es el oxígeno, el cual se obtiene, como vimos antes (en la Introducción), a partir del óxido de mercurio y está contenido en el aire.
Así en la descomposición del agua el oxígeno aparece en el polo positivo y el hidrógeno en el polo negativo,5 de modo que el gas detonante será una mezcla de ambos. El hidrógeno arde en el aire debido a que, al hacerlo, vuelve a formar agua con el oxígeno del aire. El gas detonante explota debido a que el hidrógeno arde en el oxígeno mezclado con él.
Es muy fácil medir las cantidades relativas de uno y otro gas que se desprenden en la descomposición del agua. Para este propósito se toma un embudo, cuyo orificio está cerrado por un corcho a través del cual pasan dos hilos de platino. Estos hilos están conectados a una batería. Se vierte agua acidulada en el embudo y se coloca un cilindro de vidrio lleno de agua sobre el extremo de cada hilo (fig. 18).
Al pasar una corriente, el hidrógeno y el oxígeno se acumulan en estos cilindros, y se verá fácilmente que se desprenden dos volúmenes de hidrógeno por cada volumen de oxígeno. Esto significa que, al descomponerse, el agua da dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno.
El agua también se descompone en sus partes componentes por la acción del calor. En el punto de fusión de la plata (960°), y en su presencia, el agua se descompone y el oxígeno es absorbido por la plata fundida, la cual lo disuelve mientras se mantenga líquida.
Pero tan pronto como la plata se solidifica, el oxígeno es expulsado de ella. Sin embargo, este experimento no es del todo convincente; podría pensarse que en este caso la descomposición del agua no provino de la acción del calor, sino de la acción de la plata sobre el agua —es decir, que la plata descompone el agua, captando el oxígeno—.
Si se hace pasar vapor a través de un tubo al rojo vivo, cuya temperatura interna alcanza los 1.000°, una parte6 del agua se descompone en sus partes componentes, formando gas detonante. Pero al pasar a las porciones más frías del aparato, este gas detonante vuelve a reunirse y forma agua. El hidrógeno y el oxígeno obtenidos se combinan a una temperatura más baja.7 Aparentemente el problema —demostrar la descomponibilidad del agua a altas temperaturas— es inalcanzable.
Se consideraba como tal antes de que Henri Sainte-Claire Deville (en la década de los cincuenta) introdujera en la química el concepto de disociación, como un cambio de estado químico semejante a la evaporación, si se compara la descomposición con la ebullición, y antes de que hubiera demostrado la descomposibilidad del agua por la acción del calor en un experimento que se describirá a continuación.
Para demostrar claramente la disociación del agua, o su descomposibilidad por el calor, a una temperatura cercana a aquella a la que se forma, era necesario separar el hidrógeno del oxígeno a alta temperatura, sin permitir que la mezcla se enfriara. Deville aprovechó la diferencia entre las densidades del hidrógeno y del oxígeno.
Un tubo ancho de porcelana P (fig. 19) se coloca en un horno, el cual puede elevarse a una temperatura alta (debe calentarse con trozos pequeños de buen coque). En este tubo se introduce un segundo tubo T, de menor diámetro, hecho de loza no esmaltada y, por lo tanto, poroso.
Los extremos del tubo se sellan al tubo ancho, y dos tubos, C y C', se introducen en los extremos, como se muestra en el dibujo. Con esta disposición es posible que un gas pase al espacio anular entre las paredes de los dos tubos, desde donde puede ser recolectado.
El vapor de una retorta o matraz se hace pasar a través del tubo D hacia el tubo poroso interior T. Este vapor, al entrar en el espacio al rojo vivo, se descompone en hidrógeno y oxígeno. Las densidades de estos gases son muy diferentes, siendo el hidrógeno dieciséis veces más ligero que el oxígeno.
Los gases ligeros, como vimos anteriormente, penetran a través de superficies porosas con mucha más rapidez que los gases más densos y, por lo tanto, el hidrógeno atraviesa los poros del tubo hacia el espacio anular con mucha más rapidez que el oxígeno.
El hidrógeno que se separa en el espacio anular solo puede recogerse cuando este espacio no contiene oxígeno. Si queda algo de aire en este espacio, entonces el hidrógeno que se separa se combinará con su oxígeno y formará agua.
Por esta razón, previamente se hace pasar un gas incapaz de mantener la combustión —por ejemplo, nitrógeno o anhídrido carbónico— al espacio anular. Así, el anhídrido carbónico se hace pasar a través del tubo C, y el hidrógeno, separado del vapor, se recoge a través del tubo C', y estará parcialmente mezclado con anhídrido carbónico. Una cierta porción del anhídrido carbónico penetrará a través de los poros del tubo sin vidriar hacia el interior del tubo T. El oxígeno permanecerá en este tubo, y el volumen del oxígeno restante será la mitad del volumen del hidrógeno que se separa del espacio anular.8
La descomposición del agua se efectúa con mucha más facilidad mediante un método de sustitución, aprovechando la afinidad de las sustancias por el oxígeno o el hidrógeno del agua. Si se añade al agua una sustancia que absorba el oxígeno y reemplace al hidrógeno, entonces obtendremos este último gas a partir del agua. Así, con el sodio, el agua da hidrógeno, y con el cloro, que absorbe el hidrógeno, se obtiene oxígeno.
El hidrógeno se desprende del agua mediante muchos metales que son capaces de formar óxidos en el aire —es decir, que son capaces de arder o combinarse con el oxígeno—. La capacidad de los metales para combinarse con el oxígeno, y por tanto para descomponer el agua o para el desprendimiento de hidrógeno, es muy disímil.9 Entre los metales, el potasio y el sodio muestran una energía considerable a este respecto. El primero se encuentra en la potasa; el segundo, en la sosa. Ambos son más ligeros que el agua, blandos y se alteran fácilmente en el aire. Poniendo uno u otro en contacto con el agua a temperatura ordinaria,10 se puede obtener directamente una cantidad de hidrógeno correspondiente a la cantidad de metal empleada.
Un gramo de hidrógeno, que ocupa un volumen de 11,16 litros a 0° y 760 mm, se desprende de cada 39 gramos de potasio, o 23 gramos de sodio. El fenómeno puede observarse de la siguiente manera: una disolución de sodio en mercurio —o «amalgama de sodio», como se le suele llamar— se vierte en un recipiente que contiene agua y, debido a su peso, se va al fondo; el sodio retenido en el mercurio actúa entonces sobre el agua como el sodio puro, liberando hidrógeno. El mercurio no actúa aquí, y se obtiene en el residuo la misma cantidad que se había empleado para disolver el sodio. El hidrógeno se desprende gradualmente en forma de burbujas que atraviesan el líquido.
Más allá del hidrógeno desprendido y de una sustancia sólida que permanece en disolución (la cual puede obtenerse evaporando la disolución resultante), no se obtienen aquí otros productos. En consecuencia, a partir de las dos sustancias empleadas (agua y sodio), se ha obtenido el mismo número de nuevas sustancias (hidrógeno y la sustancia disuelta en agua), de lo que podemos concluir que la reacción que aquí tiene lugar es una reacción de descomposición doble o de sustitución.
El sólido resultante no es otra cosa que la denominada sosa cáustica (hidróxido de sodio), que está compuesta de sodio, oxígeno y la mitad del hidrógeno contenido en el agua. Por lo tanto, la sustitución tuvo lugar entre el hidrógeno y el sodio; es decir, la mitad del hidrógeno del agua fue reemplazada por el sodio y se desprendió en estado libre.
De ahí que la reacción que tiene lugar aquí pueda expresarse mediante la ecuación H2O + Na = NaHO + H; cuyo significado resulta evidente por lo que ya se ha dicho.11
El sodio y el potasio actúan sobre el agua a la temperatura ordinaria.
Otros metales más pesados solo actúan sobre ella con un aumento de temperatura, y aun así no de forma tan rápida o enérgica. Así, el magnesio y el calcio solo liberan hidrógeno del agua a su punto de ebullición, y el cinc y el hierro solo al rojo vivo, mientras que toda una serie de metales pesados, como el cobre, el plomo, el mercurio, la plata, el oro y el platino, no descompone en absoluto el agua a ninguna temperatura, ni reemplaza su hidrógeno.
De esto se deduce que el hidrógeno puede obtenerse mediante la descomposición del vapor de agua por la acción del hierro (o zinc) con un aumento de temperatura.
El experimento se lleva a cabo de la siguiente manera:
- se colocan trozos de hierro (limaduras, clavos, etc.) en un tubo de porcelana, el cual se somete entonces a un calor intenso y se hace pasar vapor de agua a través de él.
El vapor, al entrar en contacto con el hierro, le cede su oxígeno, y de este modo el hidrógeno queda en libertad y sale por el otro extremo del tubo junto con el vapor no descompuesto.
Este método, que es históricamente muy significativo,12 es poco práctico, ya que requiere una temperatura bastante alta.
Además, esta reacción, al ser reversible (una masa de hierro al rojo vivo descompone una corriente de vapor, formando óxido e hidrógeno; y una masa de óxido de hierro, calentada al rojo en una corriente de hidrógeno, forma hierro y vapor), no se lleva a cabo en virtud de la diferencia, comparativamente pequeña, entre la afinidad del oxígeno por el hierro (o el zinc) y por el hidrógeno, sino únicamente porque el hidrógeno se escapa, a medida que se forma, en virtud de su elasticidad.13
Si los compuestos de oxígeno —es decir, los óxidos— que se obtienen a partir del hierro o del zinc, son capaces de pasar a solución, entonces se suma la afinidad que actúa en solución, y la reacción puede volverse irreversible y transcurrir con una facilidad comparativamente mucho mayor.14
Como los óxidos de hierro y zinc, por sí mismos insolubles en agua, son capaces de combinarse con (tienen afinidad por) óxidos ácidos (como consideraremos más adelante en detalle) y forman sustancias salinas y solubles con ácidos, o hidratos con propiedades ácidas, de ahí que por la acción de tales hidratos, o de sus soluciones acuosas,15 el hierro y el zinc sean capaces de liberar hidrógeno con gran facilidad a la temperatura ordinaria; es decir, actúan sobre las soluciones de ácidos tal como el sodio actúa sobre el agua.16
El ácido sulfúrico, H2SO4, se elige habitualmente para este propósito; el hidrógeno es desplazado de él por muchos metales con mucha mayor facilidad que directamente del agua, y dicho desplazamiento va acompañado del desprendimiento de una gran cantidad de calor.17
Cuando el hidrógeno del ácido sulfúrico es reemplazado por un metal, se obtiene una sustancia que se denomina sal de ácido sulfúrico o sulfato.
Así, por la acción del cinc sobre el ácido sulfúrico, se obtienen hidrógeno y sulfato de cinc ZnSO4,18. Este último es una sustancia sólida, soluble en agua.
Para que la acción del metal sobre el ácido transcurra de manera regular y hasta el final, es necesario que el ácido se diluya con agua, la cual disuelve la sal a medida que se va formando; de lo contrario, la sal recubre el metal e impide que el ácido lo ataque. Por lo general, el ácido se diluye con de tres a cinco veces su volumen de agua, y el metal se cubre con esta solución.
Para que el metal actúe con rapidez sobre el ácido, debe presentar una gran superficie, de modo que la máxima cantidad de las sustancias reaccionantes pueda entrar en contacto en un tiempo determinado.
Con este fin, el zinc se utiliza en tiras de zinc en hoja, o en forma granulada (es decir, zinc que ha sido vertido desde cierta altura, en estado fundido, en agua).
El hierro debe estar en forma de alambre, clavos, limaduras o recortes.
El método habitual para obtener hidrógeno es el siguiente:—Se introduce una cierta cantidad de zinc granulado en un frasco de dos cuellos, o frasco de Woulfe. En uno de los cuellos se coloca un embudo que llega hasta el fondo del frasco, de modo que el líquido vertido impida que el hidrógeno escape a través de él. El gas escapa por un tubo conductor de gas especial, fijado firmemente mediante un corcho en el otro cuello, y termina en una cuba hidroneumática (fig. 20), bajo el orificio de un cilindro de vidrio lleno de agua.19 Si ahora se vierte ácido sulfúrico en el frasco de Woulfe, pronto se observará que se desprenden burbujas de un gas, que es el hidrógeno. La primera parte del gas desprendido no debe recogerse, ya que está mezclada con el aire que se encontraba originalmente en el aparato. Esta precaución debe tomarse en la preparación de todos los gases. Hay que dar tiempo a que el gas desprendido desplace todo el aire del aparato; de lo contrario, al comprobar la combustibilidad del hidrógeno, puede producirse una explosión debido a la formación de gas detonante (la mezcla del oxígeno del aire con el hidrógeno).20
El hidrógeno, además de estar contenido en el agua, también está contenido en muchas otras sustancias,21 y puede obtenerse a partir de ellas. Como ejemplos de esto, puede mencionarse (1) que una mezcla de formiato de sodio, CHNaO2, y sosa cáustica, NaHO, al calentarse al rojo, forma carbonato de sodio, Na2CO3, e hidrógeno, H2;22 (2) que cierto número de sustancias orgánicas se descomponen al calor rojo, formando hidrógeno, entre otros gases, y así es como el hidrógeno está contenido en el gas de hulla ordinario.
El carbón de leña en sí libera hidrógeno a partir del vapor a alta temperatura;23 pero la reacción que aquí tiene lugar se distingue por una cierta complejidad, y por lo tanto será considerada más adelante.
Las propiedades del hidrógeno.—El hidrógeno nos ofrece el ejemplo de un gas que a primera vista no se diferencia del aire. No es sorprendente, por tanto, que Paracelso, tras haber descubierto que se obtiene una sustancia aeriforme mediante la acción de los metales sobre el ácido sulfúrico, no determinara exactamente su diferencia con el aire. De hecho, el hidrógeno, al igual que el aire, es incoloro y no tiene olor;24 pero un conocimiento más íntimo de sus propiedades demuestra que es completamente diferente del aire. El primer signo que distingue al hidrógeno del aire es su combustibilidad. Esta propiedad se observa con tanta facilidad que es a la que se suele recurrir para reconocer el hidrógeno, si se desprende en una reacción, a pesar de que existen muchos otros gases combustibles.
Pero antes de hablar de la combustibilidad y otras propiedades químicas del hidrógeno, describiremos primero las propiedades físicas de este gas, como hicimos en el caso del agua.25
Es fácil demostrar que es uno de los gases más ligeros.
Si se introduce por el fondo de un matraz lleno de aire, el hidrógeno no permanecerá en él, sino que, debido a su ligereza, escapará rápidamente y se mezclará con la atmósfera.
Si, por el contrario, un cilindro cuya boca esté orientada hacia abajo se llena de hidrógeno, este no escapará, o, más exactamente, solo se mezclará lentamente con la atmósfera. Esto puede demostrarse por el hecho de que una vela encendida prende fuego al hidrógeno en la boca del cilindro y se apaga a sí misma dentro del cilindro.
Por lo tanto, el hidrógeno, al ser combustible, no mantiene la combustión.
La gran ligereza del hidrógeno se aprovecha para los globos. El gas de alumbrado ordinario, que a menudo también se emplea con el mismo propósito, es solo unas dos veces más ligero que el aire, mientras que el hidrógeno es 14 veces y media más ligero que el aire.
Un experimento muy sencillo con burbujas de jabón ilustra muy bien la aplicación del hidrógeno para inflar globos. Charles, de París, demostró la ligereza del hidrógeno de este modo y construyó un globo lleno de hidrógeno casi simultáneamente que Montgolfier.
Un litro de hidrógeno puro y seco26 a 0° y 760 mm de presión pesa 0,08986 gramos; es decir, el hidrógeno es casi 14½ (más exactamente, 14,39) veces más ligero que el aire. Es el más ligero de todos los gases.
La pequeña densidad del hidrógeno determina muchas de sus propiedades notables; así, el hidrógeno pasa con extrema rapidez a través de orificios finos, estando sus moléculas (Capítulo I.) dotadas de la mayor velocidad.27
A presiones algo superiores a la presión atmosférica, todos los demás gases muestran una mayor compresibilidad y un mayor coeficiente de expansión de lo que deberían según las leyes de Mariotte y Gay-Lussac; mientras que el hidrógeno, por el contrario, se comprime en menor medida de lo que correspondería por la ley de Mariotte,28 y con un aumento de presión se expande ligeramente menos que a la presión atmosférica.29
Sin embargo, el hidrógeno, al igual que el aire y muchos otros gases que son permanentes a la temperatura ordinaria, no pasa al estado líquido bajo una presión muy considerable,30 sino que se comprime en un volumen menor que el que se deduciría de la ley de Mariotte.31 De esto puede concluirse que el punto de ebullición absoluto del hidrógeno, y de los gases que se le asemejan,32 se encuentra muy por debajo de la temperatura ordinaria; es decir, que la licuefacción de este gas solo es posible a bajas temperaturas y bajo grandes presiones.33
Esta conclusión fue verificada (1877) por los experimentos de Pictet y Cailletet.34 Comprimieron gases a una temperatura muy baja y luego permitieron que se expandieran, ya sea disminuyendo directamente la presión o dejándolos escapar al aire, medio por el cual la temperatura descendía aún más y entonces, del mismo modo que el vapor cuando se enrarece rápidamente35 deposita agua líquida en forma de niebla, el hidrógeno al expandirse forma una niebla, indicando así su paso al estado líquido.
Pero hasta ahora ha sido imposible conservar este líquido, ni siquiera por poco tiempo, para determinar sus propiedades, a pesar de emplear una temperatura de -200° y una presión de 200 atmósferas,36 aunque por estos medios los gases de la atmósfera pueden mantenerse en estado líquido durante mucho tiempo. Esto se debe a que el punto de ebullición absoluto del hidrógeno se encuentra por debajo del de todos los demás gases conocidos, lo cual depende también de la extrema ligereza del hidrógeno.37
Aunque es una sustancia que pasa con gran dificultad al estado líquido por la acción de fuerzas físico-mecánicas, el hidrógeno pierde su estado gaseoso (es decir, su elasticidad, o la energía física de sus moléculas, o su rápido movimiento progresivo) con relativa facilidad bajo la influencia de la atracción química,38 lo cual se demuestra no solo por el hecho de que el hidrógeno y el oxígeno (dos gases permanentes) forman agua líquida, sino también por muchos fenómenos de absorción del hidrógeno.
El hidrógeno es vigorosamente condensado por ciertos sólidos; por ejemplo, por el carbón vegetal y por el platino esponjoso. Si se introduce un trozo de carbón vegetal recién incandescente en un cilindro lleno de hidrógeno colocado en una cubeta de mercurio, entonces el carbón absorbe hasta el doble de su volumen de hidrógeno. El platino esponjoso condensa aún más hidrógeno. Pero el paladio, un metal gris que se encuentra junto con el platino, absorbe más hidrógeno que cualquier otro metal.
Graham demostró que, cuando se calienta al rojo vivo y se enfría en una atmósfera de hidrógeno, el paladio retiene hasta 600 volúmenes de hidrógeno. Una vez absorbido, retiene el hidrógeno a la temperatura ordinaria y solo se desprende de él cuando se calienta al rojo vivo.39
Esta capacidad de ciertos metales densos para la absorción de hidrógeno explica la propiedad del hidrógeno de atravesar tubos metálicos.40 Se denomina oclusión y presenta un fenómeno similar a la disolución; se basa en la capacidad de los metales para formar compuestos inestables que se disocian fácilmente41 con el hidrógeno, de forma similar a los que forman las sales con el agua.
A la temperatura ordinaria, el hidrógeno entra en reacción química muy débilmente y en raras ocasiones. La capacidad de reacción del hidrógeno gaseoso solo se hace evidente al cambiar las circunstancias: por compresión, calentamiento o la acción de la luz, o en el momento de su evolución.
Sin embargo, bajo estas circunstancias se combina directamente con muy pocos elementos. El hidrógeno se combina directamente con el oxígeno, el azufre, el carbono, el potasio y ciertos otros elementos, pero no se combina directamente ni con la mayoría de los metales ni con el nitrógeno, fósforo, etc.
Sin embargo, se conocen compuestos de hidrógeno con ciertos elementos sobre los cuales no actúa directamente; estos no se obtienen por un método directo, sino mediante reacciones de descomposición, o de doble descomposición, de otros compuestos de hidrógeno.
La propiedad del hidrógeno de combinarse con el oxígeno al rojo vivo determina su combustibilidad. Ya hemos visto que el hidrógeno se enciende fácilmente y que luego arde con una llama pálida, es decir, no luminosa.42
El hidrógeno no se combina con el oxígeno de la atmósfera a la temperatura ordinaria; pero esta combinación tiene lugar a una temperatura de rojo al rojo,43 y va acompañada del desprendimiento de una gran cantidad de calor.
El producto de esta combinación es el agua, es decir, un compuesto de oxígeno e hidrógeno. Esta es la síntesis del agua, y ya hemos observado su análisis o descomposición en sus partes componentes.
La síntesis del agua puede observarse muy fácilmente si se coloca una campana de vidrio fría sobre una llama de hidrógeno en combustión y, mejor aún, si se enciende la llama de hidrógeno en el tubo de un condensador. El agua se condensará en gotas a medida que se forme en las paredes del condensador y goteará hacia abajo.44
La luz no favorece la combinación del hidrógeno y el oxígeno, de modo que una mezcla de estos dos gases no experimenta cambios al ser expuesta a la acción de la luz; pero una chispa eléctrica actúa exactamente igual que una llama, y esto se aprovecha para inflamar una mezcla de oxígeno e hidrógeno, o gas detonante, dentro de un recipiente, tal como se explicará en los siguientes capítulos. Como el hidrógeno (y también el oxígeno) es condensado por el platino esponjoso, con lo cual se produce un aumento de temperatura, y como el platino actúa por contacto (Introducción), el hidrógeno también se combina con el oxígeno bajo la influencia del platino, tal como demostró Döbereiner. Si se arroja platino esponjoso en una mezcla de hidrógeno y oxígeno, se produce una explosión. Si se hace pasar una mezcla de los gases sobre platino esponjoso, también se produce la combinación y el platino se pone al rojo vivo.45
Aunque el hidrógeno gaseoso no actúa directamente46 sobre muchas sustancias, en estado naciente a menudo se produce la reacción.
Así, por ejemplo, el agua sobre la cual actúa la amalgama de sodio contiene hidrógeno en estado naciente. El hidrógeno se desprende aquí de un líquido y, en el primer momento de su formación, debe encontrarse en estado condensado.47
En esta condición es capaz de reaccionar sobre sustancias en las que no actúa en estado gaseoso.48
Las reacciones de sustitución o desplazamiento de metales por el hidrógeno en el momento de su formación son particularmente numerosas.49
Los metales, como veremos más adelante, son capaces en muchos casos de reemplazarse unos a otros; también reemplazan, y en algunos casos con aún mayor facilidad, al hidrógeno, y son reemplazados por él.
Ya hemos visto ejemplos de esto en la formación de hidrógeno a partir de agua, ácido sulfúrico, etc. En todos estos casos, los metales sodio, hierro o zinc desplazan al hidrógeno presente en estos compuestos.
El hidrógeno puede ser desplazado de muchos de sus compuestos por los metales exactamente de la misma manera que es desplazado del agua; así, por ejemplo, el ácido clorhídrico, que se forma directamente por la combinación del hidrógeno con el cloro, libera hidrógeno por la acción de una gran cantidad de metales, al igual que lo hace el ácido sulfúrico.
El potasio y el sodio también desplazan al hidrógeno de sus compuestos con el nitrógeno; el hidrógeno solo escapa de ser desplazado por los metales en sus compuestos con el carbono.
El hidrógeno, a su vez, es capaz de reemplazar a los metales; esto se logra más fácilmente al calentar, y con aquellos metales que no desplazan por sí mismos al hidrógeno.
Si se hace pasar hidrógeno sobre los compuestos de muchos metales con oxígeno a calor rojo, este toma el oxígeno de los metales y los desplaza tal como él mismo es desplazado por los metales.
Si se hace pasar hidrógeno sobre el compuesto de oxígeno con cobre a calor rojo, entonces se obtienen cobre metálico y agua —CuO + H2 = H2O + Cu.
Este tipo de descomposición doble se denomina reducción con respecto al metal, el cual es reducido así al estado metálico a partir de su combinación con el oxígeno.
Pero debe recordarse que no todos los metales desplazan al hidrógeno de su compuesto con el oxígeno y, recíprocamente, el hidrógeno no es capaz de desplazar a todos los metales de sus compuestos con el oxígeno; así, no desplaza al potasio, al calcio ni al aluminio de sus compuestos con el oxígeno. Si los metales se disponen en la siguiente serie: K, Na, Ca, Al ... Fe, Zn, Hg ... Cu, Pb, Ag, Au, entonces los primeros son capaces de captar oxígeno del agua —es decir, desplazar al hidrógeno—, mientras que los últimos no actúan así, sino que son, por el contrario, reducidos por el hidrógeno —es decir, tienen, como suele decirse, una menor afinidad por el oxígeno que el hidrógeno, mientras que el potasio, el sodio y el calcio tienen una mayor.
Esto se expresa también por la cantidad de calor desprendido en el acto de combinación con el oxígeno (véase la Nota 9), y lo demuestra el hecho de que el potasio, el sodio y otros metales similares desprenden calor al descomponer el agua; pero el cobre, la plata y los análogos no hacen esto, porque al combinarse con el oxígeno desprenden menos calor que el hidrógeno, y por consiguiente sucede que cuando el hidrógeno reduce a estos metales se desprende calor.
Así, por ejemplo, si 16 gramos de oxígeno se combinan con cobre, se desprenden 38.000 unidades de calor; y cuando 16 gramos de oxígeno se combinan con hidrógeno, formando agua, se desprenden 69.000 unidades de calor; mientras que 23 gramos de sodio, al combinarse con 16 gramos de oxígeno, desprenden 100.000 unidades de calor.
Este ejemplo muestra claramente que las reacciones químicas que transcurren de forma directa y sin ayuda desprenden calor. El sodio descompone el agua y el hidrógeno reduce el cobre porque son reacciones exotérmicas, o aquellas que desprenden calor; el cobre no descompone el agua, porque tal reacción iría acompañada de una absorción (o sustracción) de calor, o pertenece a la clase de reacciones endotérmicas en las cuales se absorbe calor; y tales reacciones por lo general no transcurren directamente, aunque pueden tener lugar con la ayuda de energía (eléctrica, térmica, etc.) tomada en préstamo de alguna fuente ajena.50
La reducción de metales por hidrógeno se aprovecha para determinar la composición exacta del agua en peso. Por lo general, se elige óxido de cobre para este propósito. Se calienta al rojo vivo en presencia de hidrógeno y se determina la cantidad de agua así formada, hallándose la cantidad de oxígeno contenida en ella a partir de la pérdida de peso del óxido de cobre. El óxido de cobre debe pesarse inmediatamente antes y después del experimento. La diferencia muestra el peso del oxígeno que entró en la composición del agua formada. De este modo, solo es necesario pesar sólidos, lo cual representa una gran ventaja para la precisión de los resultados obtenidos.51
Dulong y Berzelius (1819) fueron los primeros en determinar la composición del agua por este método, y hallaron que el agua contiene 88,91 partes de oxígeno y 11,09 de hidrógeno en 100 partes en peso, o bien 8,008 partes de oxígeno por cada parte de hidrógeno.
Dumas (1842) mejoró este método,52 y halló que el agua contiene 12,575 partes de hidrógeno por 100 partes de oxígeno —es decir, 7,990 partes de oxígeno por 1 parte de hidrógeno— y, por consiguiente, suele aceptarse que el agua contiene ocho partes en peso de oxígeno por una parte en peso de hidrógeno.
Por cualquier método que se obtenga el agua, presentará siempre la misma composición. Ya sea que se tome de la naturaleza y se purifique, o que se obtenga a partir de hidrógeno por oxidación, o que se separe de cualquiera de sus compuestos, o se obtenga mediante alguna descomposición doble; en todos los casos contendrá una parte en peso de hidrógeno y ocho partes de oxígeno. Esto se debe a que el agua es un compuesto químico definido.
El gas detonante, a partir del cual puede formarse, es una simple mezcla de oxígeno e hidrógeno, aunque de la misma composición que el agua. Todas las propiedades de ambos gases constituyentes se conservan en el gas detonante. Cualquiera de los dos gases puede añadirse a este sin destruir su homogeneidad. Las propiedades fundamentales del oxígeno y el hidrógeno no se encuentran en el agua, y ninguno de los gases puede combinarse directamente con ella. Pero pueden desprenderse de ella. En la formación del agua hay un desprendimiento de calor; para la descomposición del agua se requiere calor. Todo esto se expresa con las palabras: El agua es un compuesto químico definido de hidrógeno con oxígeno.
Tomando el símbolo del hidrógeno, H, como expresión de una cantidad unitaria en peso de esta sustancia, y expresando 16 partes en peso de oxígeno mediante O, podemos formular todas las afirmaciones anteriores mediante el símbolo químico del agua, H2O. Como solo los compuestos químicos definidos se denotan mediante fórmulas, habiendo denotado la fórmula de una sustancia compuesta, expresamos con ella toda la serie de propiedades que componen nuestra concepción de un compuesto definido y, al mismo tiempo, la composición cuantitativa de la sustancia en peso.
Además, como veremos más adelante, las fórmulas expresan el volumen de los gases contenidos en una sustancia. Así, la fórmula del agua muestra que contiene dos volúmenes de hidrógeno y un volumen de oxígeno.
Además de esto, aprenderemos que la fórmula expresa la densidad del vapor de un compuesto, de la cual dependen muchas propiedades de las sustancias y, como aprenderemos, determina las cantidades de los cuerpos que entran en las reacciones. También veremos que esta densidad de vapor determina la cantidad de una sustancia que entra en una reacción.
Así, las letras H2O le indican al químico toda la historia de la sustancia. Este es un lenguaje internacional que dota a la química de una simplicidad, claridad, estabilidad y fiabilidad fundamentadas en la investigación de las leyes de la naturaleza.
Notas al pie: