SI NOSOTROS entendemos por teoría cinética de la materia el intento
mediante el cual se desean explicar las propiedades observables en escala gruesa
o macroscópica de sistemas que en el mundo que nos rodea se encuentran en alguna,
o más, de las tres fases: gaseosa, líquida o sólida, a partir de las leyes que
gobiernan las partículas microscópicas que los forman, es evidente que, en alguna
forma u otra, es necesario que recurramos a la imaginación, a la intuición y,
en cierta medida, a la observación para conceptualizar a dicho sistema. En otras
palabras, la información que podemos obtener de este sistema está limitada a
la observación y medición de algunos de sus atributos accesibles a nuestros
sentidos. Estos atributos reflejan su naturaleza gruesa o macroscópica, como
lo son su volumen, masa, presión, temperatura, color, etc. Pero a partir de
esta información poco o nada podemos aprender del comportamiento individual
de cada uno de los millones y millones de átomos o moléculas que los forman.
De aquí que tengamos que recurrir a la imaginación para crear mentalmente un
modelo en el cual, a través de ciertas hipótesis, podamos describir algunas
de las características de esta enorme población de moléculas. Este modelo contendrá
un mínimo de hipótesis y con base en ellas, habrá que deducir si las propiedades
gruesas del sistema descrito por dicho modelo, concuerdan con las observaciones
realizadas en el laboratorio y con las propiedades de un sistema real. Si la
concordancia es satisfactoria, diremos que el modelo es apropiado para describir
a ese sistema, si no, habrá que modificarlo hasta obtener uno que sí lo sea.
Antes de pretender discutir algún modo específico para la
materia, y en particular para los gases, que serán los primeros que
abordaremos en nuestro estudio, es conveniente sensibilizarnos con las
órdenes de magnitud de las poblaciones moleculares que estaremos
contemplando.
Uno de los primeros hechos que aprendemos en la escuela es que si tomamos dos
o más gases, cualquiera que éstos sean, y los confinamos en otros tantos recipientes,
todos ellos de igual volumen, y los mantenemos en iguales condiciones
de temperatura y presión, el número de moléculas en todos esos gases es el mismo.
Ésta es la famosa hipótesis de Avogadro, introducida por el físico italiano
Amedeo Avogadro en 1811 con el objeto de intentar explicar un hecho experimental
obtenido por otro físico, el francés Joseph Gay-Lussac, tres años antes.
Sobre la base de experimentos muy cuidadosos, Gay-Lussac concluyó que si dos
o más gases reaccionan químicamente entre sí,
los volúmenes de los gases
reactivos y los gases productos están relacionados entre sí por números enteros
simples. Por ejemplo, si descomponemos vapor de agua en sus constituyentes,
hidrógeno y oxígeno, el volumen ocupado por el hidrógeno es precisamente el
doble que el ocupado por el oxígeno. Si hacemos reaccionar nitrógeno y oxígeno
para formar el óxido nítrico, un gas incoloro, un volumen de oxígeno y un volumen
de nitrógeno producen dos volúmenes de óxido nítrico. Estos resultados fueron
desechados por Dalton como incorrectos al no concordar con su teoría atómica
de la materia, pero no nos detendremos aquí para ver por qué. En este momento
nos interesa explicar cómo las ideas de Avogadro pudieron ubicar los experimentos
de Gay-Lussac dentro del marco de ideas de una teoría atómica.
Además de la hipótesis arriba citada, Avogadro sugirió también que algunos
de los elementos químicos que se encuentran en la naturaleza en fase gaseosa
pueden no estar constituidos por un solo átomo del elemento constituyente, sino
por dos o más unidos estrechamente entre sí para formar una molécula. En la
formación del óxido nítrico se obtienen dos volúmenes del producto a partir
de un volumen de cada uno de los reactivos, nitrógeno y oxígeno, respectivamente.
Si en la figura 2 cada volumen representado contiene el mismo número de moléculas,
un número dado de moléculas de oxígeno debe combinarse con el
mismo número
de moléculas de nitrógeno para dar el
doble de moléculas de óxido nítrico.
Figura 2. Formación del óxido nítrico a partir de nitrógeno y oxigeno.
En otras palabras, 100 moléculas de oxígeno darán lugar a 200 de
óxido nítrico, 10 de oxígeno a 20 de óxido nítrico, 1 de oxígeno a 2 de
óxido nítrico. Pero cada molécula de óxido nítrico contiene algo de
oxígeno, por lo que la molécula original de oxígeno tendrá que haberse
partido en dos mitades, cada una de ellas dando Iugar a una molécula del
producto. Avogadro concluyó así, que tanto el oxígeno como el nitrógeno
consisten de moléculas conteniendo al menos dos átomos.
Llevando a cabo razonamientos similares para otras reacciones encontró que
el oxígeno se desdobla frecuentemente en dos mitades y nunca en más. De aquí
infirió que cada molécula de oxígeno no tiene más que dos átomos del elemento.
Las mismas consideraciones extraídas de las experiencias de Gay-Lussac mostraron
que otros elementos gaseosos como el hidrógeno, el nitrógeno, los halógenos
(cloro, yodo, bromo y flúor), están formados por moléculas constituidas por
la unión de dos átomos. Éstas se conocen con el nombre de moléculas diatómicas.
La explicación de la formación del agua a partir de sus
elementos constituyentes encontrada por Gay-Lussac es inmediata. A
temperaturas superiores a 100°C, dos volúmenes de hidrógeno reaccionando
con un volumen de oxígeno producen dos volúmenes de vapor de agua. En
la figura 3 vemos que un número dado de moléculas de hidrógeno se
combina con la mitad de ese número de moléculas de oxígeno para dar un
número igual de moléculas de agua. Dos moléculas de hidrógeno y una de
oxígeno dan dos moléculas de agua. Pero cada una de las moléculas
originales tiene dos átomos, esto es, cuatro átomos de hidrógeno y dos
de oxígeno dan dos moléculas de agua. Cada una de ellas estará
constituida por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Figura 3. La formación del vapor de agua a partir de sus
elementos constitutivos. Dos volúmenes de hidrógeno reaccionan con un volumen
de oxígeno para dar dos volúmenes de agua.
Medite el lector cuidadosamente sobre los argumentos vertidos en los párrafos
anteriores. Los hechos experimentales observados por Gay-Lussac son de naturaleza
macroscópica, es decir, se refieren a volúmenes de gases fáciles de medir
en el laboratorio. Las ingeniosas hipótesis de Avogadro, producto de su imaginación,
fueron suficientes para concluir que el volumen ocupado por un gas a presión
y temperatura dadas sólo depende del número de moléculas presentes en
el gas. Esta conclusión ha sido tan exhaustivamente confirmada que ahora la
consideramos como un hecho indiscutible. ¡El modelo molecular ideado por Avogadro
concuerda completamente con la realidad! Veamos ahora cómo podemos explotarlo
para obtener la información que buscamos, esto es, las órdenes de magnitud de
las poblaciones moleculares que debemos manejar.
Para ello recordemos que la definición de un átomo gramo para un elemento
dado es la cantidad de dicho elemento cuya masa atómica es igual a su masa expresada
en gramos. Así, un átomo gramo de oxígeno es igual a 16 g; uno de hidrógeno
1.008 g, etc. Un átomo gramo de cualquier elemento contiene el mismo número
de átomos que un átomo gramo de cualquier otro elemento. Este número es una
constante de la naturaleza conocido como el número de Avogadro
(No) cuyo valor se estima en:*
No = 6.02 x 10 23
átomos/átomo gramo
Por último, recordemos también la definición de un gramo-mol, o simplemente
mole, que es la extensión del tan útil concepto de átomo gramo al caso
de compuestos. Una mole de un compuesto es la cantidad de dicho compuesto
cuya masa es igual a la masa determinada de la fórmula del compuesto expresada
en gramos. De esta manera una mole de cloruro de sodio (NaCl), (Na =22.99, Cl
= 35.45), tiene una masa de 22.99 g de sodio (Na), más 35.45 g de cloro (Cl),
lo que da igual a 58.44 g de NaCl. Véase que por definición una mole de una
sustancia contiene el mismo número de átomos de cada uno de los elementos constituyentes
que una mole de cualquier otra sustancia. Como este número es el mismo que el
número de átomos en un átomo gramo, dado por el número de Avogadro, este número
determina también que en una mole de cualquier sustancia haya 6.02 x 1023
átomos de cada elemento constituyente. Así pues, una mole de un gas como el
oxígeno contiene 6.02 x 1023
moléculas de oxígeno, etcétera.
Con esta información volvamos a las ideas de Avogadro. Si bajo las mismas condiciones
de temperatura y presión, volúmenes iguales de todos los gases contienen
el mismo número de moléculas, entonces se puede determinar que el volumen ocupado
por una mole de cualquier gas a presión de una atmósfera y 0°C es de 22.4 lts.
Esto es, en 22 400 cm
3
hay
moléculas,
lo que es aproximadamente igual a 2.69 x 10
19
moléculas. En un milímetro cúbico, que son 10
-6
cm
3,
habría entonces
2.69 x 1013 moléculas y así
sucesivamente. Manejar milímetros cúbicos en el laboratorio es llegar casi al
límite de los volúmenes accesibles a la experimentación y sin embargo estamos
hablando de poblaciones moleculares de más de un millón de millones (más exactamente,
27 billones de moléculas). ¿Cómo proceder entonces a imaginar la forma en que
se comportan estas partículas en estas condiciones? Pues de la misma forma como
Avogadro y los precursores de la teoría cinética de los gases lo hicieron: construyendo,
o mejor dicho, ideando modelos.
NOTAS
* La notación l0n
donde n es un número entero positivo arbitrario, implica que la cantidad
a la izquierda de 10n
va acompañada de n ceros, a la derecha. Ejemplo: 1 x 106
|= 1 000 000 = un millón.
Sin
embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen
de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas.
Estas son las llamadas propiedades coligativas. 
Cuanto
más soluto añadimos, menor es la presión de vapor observada. La formulación
matemática de este hecho viene expresada por la observación de Raoult
(foto de la izquierda) de que el descenso relativo de la presión
de vapor del disolvente en una disolución es proporcional a la fraccion
molar del soluto (Ver figura inferior).
Difusión
es el proceso mediante el cual las moléculas del soluto tienen a alcanzar
una distribución homogénea en todo el espacio que les es accesible, lo
que se alcanza al cabo de cierto tiempo (Figura de la izquierda). 
Para medir la presión osmótica se utiliza el osmómetro
(Figura de la derecha), que consiste en
Las
leyes que regulan los valores de la presión osmótica para disoluciones
muy diluídas (como las que se manejan en Biología) son análogas a las
leyes de los gases. Se conocen con el nombre de su descubridor Jacobus
H. Van t'Hoff (fotografía de la izquierda), premio Nobel de
Química en 1901, y se expresan mediante la siguiente fórmula:
Resulta,
por tanto, vital para la célula mantener constante la presión osmótica
del medio intersticial. Cuando la célula se encuentra en un
medio donde la osmolaridad es distinta a la de su medio interno, tanto
su funcionamiento como su propia integridad se encontrarán amenazados.
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