Breve historia de la química (14 page)
Entre otras cosas, el concepto de valencia ayudó a clarificar la diferencia entre peso atómico (véase pág. 85) y peso equivalente (véase pág. 99) de un elemento. Todavía a mediados del siglo xix, muchos químicos confundían ambos conceptos.
Experimentalmente se puede demostrar que una parte de hidrógeno se combina con 35,5 partes de cloro, puesto que un átomo de hidrógeno se une a un átomo de cloro para formar cloruro de hidrógeno, y el átomo de cloro es 35,5 veces más pesado que el de hidrógeno. Es decir, el cloro tiene un peso atómico de 35,5. Pero una parte de hidrógeno no se combinará con todos los elementos en proporción a sus pesos atómicos. Por ejemplo, el oxígeno tiene un peso atómico de 16, pero cada átomo de oxígeno se une a dos átomos de hidrógeno, al tener el oxígeno una valencia de 2. Por lo tanto, 16 partes de oxígeno se combinan con 2 partes de hidrógeno. El peso equivalente del oxígeno es la cantidad de oxígeno que se combina con una parte de hidrógeno, es decir, 16/2 u 8.
Del mismo modo, el átomo de nitrógeno, con un peso atómico de 14 y una valencia de 3, se combina con tres átomos de hidrógeno. El peso equivalente del nitrógeno es, en consecuencia, 14/3, o aproximadamente 4,7.
En general, el peso equivalente de un átomo será igual a su peso atómico dividido por su valencia.
Por otra parte, la segunda ley de la electrólisis de Faraday (véase pág. 99) establece que el peso de metal liberado por una cantidad determinada de corriente eléctrica es proporcional al peso equivalente de dicho metal. Esto significa que una cantidad determinada de corriente eléctrica liberará como mucho sólo la mitad en peso de un metal de valencia 2 frente a un metal de valencia 1 de igual peso atómico.
La situación puede explicarse suponiendo que es preciso «un átomo de electricidad» (véase pág. 99) para transportar un átomo univalente, mientras que hacen falta dos para un átomo bivalente. Sin embargo, esta conexión entre valencia y «átomos de electricidad» no fue reconocida del todo hasta medio siglo después (véase págs. 228).
Fórmulas estructurales
Kekulé (del que ya se habló en la pág. 106) aplicó la noción de valencia con especial interés a la estructura de las moléculas orgánicas. Empezó con la sugerencia de que el carbono tiene una valencia de 4, y procedió en 1858 a elaborar sobre esta base la estructura de las moléculas orgánicas más simples, así como la de los radicales. La representación gráfica de este concepto se debe al químico escocés Archibald Scott Couper (1831-1892), quien sugirió representar esas fuerzas combinadas entre átomos
(enlaces
, como se las llama normalmente) en forma de pequeños trazos. De esta manera, las moléculas orgánicas podían construirse como verdaderas estructuras de «mecano».
Esta representación permitió ver muy claramente por qué las moléculas orgánicas eran, en general, mucho más grandes y complejas que las moléculas inorgánicas. De acuerdo con la idea de Kekulé, los átomos de carbono podían enlazarse unos con otros por medio de uno o más de sus cuatro enlaces de valencia, para formar largas cadenas, lineales o ramificadas. Ningún otro átomo parecía disfrutar de esa propiedad en un grado tan marcado como el carbono.
Así, los tres
hidrocarburos
(moléculas formadas solamente por átomos de carbono y de hidrógeno) más simples, que son metano (CH
4
), etano (C,H
6
) y propano (C
3
H
g
), pueden representarse con cada átomo de carbono provisto de cuatro enlaces, y cada átomo de hidrógeno provisto de uno, tal como sigue:
Esta serie puede continuarse añadiendo átomos de carbono hasta la longitud que se desee, prácticamente. Añadiendo oxígeno, con dos enlaces, y nitrógeno, con tres, puede representarse la molécula del alcohol etílico (C
2
H
6
O) y la de metilamina (CH
5
N) como sigue:
Tales
fórmulas estructurales
pueden hacerse más flexibles si se permite la existencia de dos enlaces
(un doble enlace) o
tres enlaces (un
triple enlace)
entre dos átomos adyacentes. Así, el etileno (C
2
H
4
), acetileno (C
2
H
2
), el cianuro de metilo (C
2
H
3
N), acetona (C
3
H
6
O), y ácido acético (C
2
H
4
O
2
) pueden representarse como sigue:
Las fórmulas estructurales hacían gala de una utilidad tan obvia que muchos químicos las aceptaron inmediatamente, quedando desfasados por completo todos los intentos de representar las moléculas orgánicas como estructuras construidas a partir de radicales. Ahora podría construirse nada menos que una representación átomo por átomo.
En particular, un químico ruso, Alexander Mijailovich Butlerov (1828-86), apoyó el nuevo sistema. Durante la década de 1860 señaló cómo el uso de las fórmulas estructurales podía explicar la existencia de isómeros (véase página 109). Por ejemplo, para utilizar un caso muy sencillo, el alcohol etílico y el éter dimetílico, si bien poseen propiedades muy diferentes, tienen la misma fórmula empírica: C
2
H
6
O. Las fórmulas estructurales de los compuestos son:
No es de extrañar que el cambio en el enlace de los átomos lleve a dos conjuntos de propiedades muy diferentes. En el caso del alcohol etílico, uno de los seis átomos de hidrógeno está enlazado a un átomo de oxígeno, mientras que en el éter dimetílico los seis están fijados a átomos de carbono. Los átomos de hidrógeno se fijan al átomo de oxígeno más débilmente que al carbono, de modo que el sodio metálico añadido al alcohol etílico desplaza exactamente un sexto del contenido de hidrógeno. Si se añade sodio al éter dimetílico, no desplaza nada de hidrógeno. Así, la reacción química sirve como guía para la fórmula estructural, y las fórmulas por su parte sirven como guía para reacciones desconocidas.
Butlerov trató específicamente con un tipo de isomería llamada
tautomería
, en la que ciertas sustancias aparecían siempre como mezcla de dos componentes. Si uno de estos componentes se aislaba en forma pura, podría transformarse rápidamente, en parte, en el otro. Butlerov mostró que la tautomería consistía en una transferencia espontánea de un átomo de hidrógeno desde un enlace con un átomo de oxígeno a un enlace con un átomo de carbono cercano (y a la inversa).
El
benceno
, un hidrocarburo simple cuya fórmula empírica es C
6
H
6
, supuso un problema capital en los primeros años de las fórmulas estructurales. Ninguna fórmula estructural parecía satisfacer los requisitos de valencia, y al mismo tiempo explicar la gran estabilidad del compuesto. Esto es, las fórmulas estructurales que se sugirieron al principio se parecían a las de otros compuestos que eran muy inestables.
De nuevo fue Kekulé quien salvó la situación. Un día de 1865 (según el mismo Kekulé), medio dormido en un ómnibus, le pareció ver átomos ejecutando una danza. De pronto, la cola de una cadena se unió a su cabeza y formó un anillo circular. Hasta entonces, las fórmulas estructurales se habían formado solamente con
cadenas
de átomos de carbono, pero ahora Kekulé pensó también en la posibilidad de anillos de carbono. Sugirió la siguiente fórmula estructural para el benceno:
La explicación fue aceptada, y la idea de las fórmulas estructurales descansó sobre bases más firmes que nunca
[16]
.
Isómeros ópticos
Pese a su utilidad, las fórmulas estructurales de Kekulé no terminaban de explicar un tipo de isomería particularmente sutil, en la que intervenía la luz. Considerémosla brevemente.
En 1801, el inglés Thomas Young (1773-1829), personaje extraordinario que fue el primero en entender la fisiología del ojo, había efectuado experimentos que demostraban que la luz se comportaba como si consistiese en pequeñas ondas. Más tarde, hacia 1814, el físico francés Augustin Jean Fresnel (1788-1827) mostró que las ondas de luz pertenecen a un tipo particular conocido como
ondas transversales.
Estas ondas oscilan perpendicularmente a la dirección en la que viaja la onda en conjunto. La situación se visualiza mejor en relación con las olas del agua, también de naturaleza transversal. Cada partícula de agua se mueve verticalmente, mientras las olas se desplazan horizontalmente.