Joule y el Calor

Biografia de Joule James Prescott Resumen Obra Cientifica

Biografia de Joule James Prescott-Obra Cientifica en Química

JAMES PRESCOTT JOULE (1818-1889): Nació en Salford, Inglaterra, el 24 de diciembre de 1818. Este físico inglés educado en Cambridge con John Dalton, trabajó en la cervecería de su padre en Manchester y se familiarizó con el manejo del vapor y también con las locomotoras.

Fue el primer investigador que descubrió que la cantidad de calor generada era directamente proporcional a la resistencia del conductor eléctrico y al cuadrado del flujo de la corriente.

Realizó innumerables experimentos para determinar el equivalente mecánico del calor, concluyendo que la energía mecánica y el calor están relacionados íntimamente.

En 1847 hizo una exposición en Manchester sobre la equivalencia de la energía mecánica, el calor, la energía química y la energía eléctrica.
Joule perfeccionó la teoría cinética molecular de los gases.

Calculó independientemente la velocidad media de las moléculas invisibles del gas hidrógeno (poco menos de un kilómetro y medio por segundo a la presión normal y a la temperatura de cero gardo centígrado – 0ºC).

Fue secretario de la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester.

Biografia de Joule James Prescott
Joule, James Prescott. (Salford, Lancashire. 1818-Sale, Cheshire, 1889.) Físico británico. Estudió en la Universidad de Manchester, donde fue alumno de John Dalton. En 1840 descubrió el efecto Joule, la generación de calor al paso de una corriente eléctrica, y enunció la ley de Joule, que afirma que la cantidad de calor desprendida es proporcional a la resistencia del conductor y al cuadrado de la intensidad de la corriente.

El efecto Joule se aplica en todos los aparatos donde se produce calor mediante una resistencia eléctrica. En 1843 calculó el equivalente mecánico del calor, la cantidad de calor equivalente a un trabajo mecánico determinado.

Para obtenerla ideó diversos experimentos. Por ejemplo, la caída de unos pesos hace girar unas paletas en el interior del líquido contenido en un calorímetro, midiéndose con un termómetro el aumento de la temperatura del líquido.

También se mide la velocidad de los pesos al llegar al suelo. La energía mecánica perdida es la diferencia entre la energía potencial inicial de los pesos y su energía cinética al final del experimento.

El equivalente mecánico del calor se obtiene dividiendo dicha energía por la cantidad de calor desprendido. Su valor es constante (4,185 julios/caloría) y se representa en honor de Joule con la letra J.

Este hallazgo abrió el camino hacia la ley de la conservación de la energía, primer principio de la Termodinámica.

Trabajando como físico, sostuvo demostró y midió, la equivalencia de los distintos tipos de energía (térmica, mecánica y eléctrica), con lo que armó el Primer Principio de la Termodinámica en términos cuantitativos: eléctricos en 1840 y mecánicos hacia 1843, dando confirmación a las tesis de Rumford, William Thomson y Julius Mayer.

En 1852, en colaboración con William Thomson (Lord Kelvin), descubrió el efecto Joule-Thomson, que consiste en que la temperatura de un gas disminuye cuando se expande sin realizar trabajo.

A la temperatura ordinaria son excepción el hidrógeno y el helio, que se calientan. Este efecto se utiliza en refrigeración y en la industria de licuefacción de gases.

En honor a Joule se ha dado su nombre a la unidad de trabajo o energía en el sistema internacional de unidades (julio, en español).

Entre sus obras destaca On the productior, ofheat by voltaic electricity (Sobre la producción de calor mediante electricidad voltaica, 1840).

Joule recibió muchos honores de universidades y sociedades científicas de todo el mundo. Sus Escritos científicos (2 volúmenes) se publicaron en 1885 y 1887 respectivamente.

Fuentes Consultadas:
150 Grandes Cientificos de Norman J. Brudge Editorial Texido
Grandes Cientificos de la Humanidad Tomo I Editorial Espasa Calpe

Biografía de Ramón Llull Obra del Teólogo, Filósofo Hermético

VIDA Y OBRA DE RAMÓN LLULL

Teólogo, poeta, místico filósofo y maestro hermético catalán. Ramón Llull, o Raimundo Lulio, conocido como el «Doctor iluminado», titulo concedido por la Iglesia católica, fue una de las figuras más singulares del medievo hispánico. Fue un sublime aventurero del espíritu y, en el ápice de todo ello, hombre de Dios, mallorquín.

Nació en la ciudad de Mallorca, entre 1232 y 1233, miembro de una de las familias más notables, ya que su padre había acompañado al rey Jaime I en la conquista de la isla, dispuso desde joven de una fortuna que no se recató en dilapidar. La infancia y primera juventud del que había de ser llamado el Doctor Iluminado, transcurrieron en un mundo efervescente y en trance de parir la fórmula de convivencia asequible para cristianos, moros y judíos, la cifra misma de la españolidad. Allí se contagió Ramón — y para siempre — de su afán de universalidad. La unión en Cristo, como ideal de catolicidad, supondría proclamar la evidencia de que una razón de amor, idéntica en todos los hombres, había de conducir, inevitablemente, a una misma fe.

Recibió una educación cortesana y caballeresca, convirtiéndose muy pronto en preceptor y amigo del príncipe heredero. Cuando éste llegó al trono, con el nombre de Jaime II, lo nombró senescal de la corte, cargo que aumentó no sólo su ya considerable fortuna, sino también la posibilidad de entregarse a una vida regalada.

ramon lull teologo

Fue, primero, poeta en la corte y seductor de mujeres. Ambos menesteres eran cortos para su ansia. La vida que llamaba a su puerta estaba más allá. La leyenda cuenta su conversión a Dios a través de un hecho melodramático persiguiendo a la espléndida genovesa Ambrosia de Castello hasta el interior de un templo, hubo de retroceder espantado ante la visión del pecho corroído por un cáncer, aconsejándole al mismo tiempo que pusiera su ardor en conseguir objetivos de índole más espiritual.

Tras una profunda crisis interior en la que se dice que tuvo varias visiones de tipo místico, abandonó su antigua vida y emprendió la peregrinación a Compostela. A su regreso a Mallorca se retiró a un convento para dedicarse durante algún tiempo a la vida contemplativa. Es posible que fuera por entonces cuando concibió su obra Ars Magna. Amigo desde siempre de los libros, estudió con ahínco el árabe y los filósofos árabes, especialmente Averroes, con el propósito de atacar sus principios.

Mas tarde Ramón deja a su mujer, Blanca Picany y también deja a sus hijos. Entra, como terciario, en la Orden franciscana, y se retira al monte de Randa. Randa es un desnudo levantamiento frente al mar, una serena elevación de la tierra ubérrima, frente al mar eterno, para procurar la eternidad del alma. Por espacio de siete años, Ramón devora exaltadamente la Verdad y en esa tensión increíble fragua para siempre la paz de su espíritu.

Al final de ellos, conoce ya su misión, y este hombre desmedido mide con perfección los pasos sucesivos que ha de dar para lograr la unidad de todo el género humano en el Dios-Amor. Se dirigió a Montpellier, donde a la sazón había instalado su corte Jaime II, con el fin de obtener licencia y subsidios para establecer una Escuela de lenguas; el iluminado genial supo, quizá antes que ningún otro, que el alma se vincula, antes que nada, a una lengua. De esta época data el maravilloso Libro de la contemplación : todo cuanto Dios ha hecho es digno de ser mirado; pero todo ha sido hecho para descansar en su Creador. Obtenida la real licencia, regresa a Mallorca y en un alarde de energía y tesón, ordena, erige e impulsa la Escuela de Miramar.

A esta etapa sigue otra en la que peregrinación y meditación se embeben y se impulsan con fecundidad prodigiosa. A ella pertenece la gestación del Libro de Evast y Blanquerna, con sus dos apéndices. Visita Santiago, Roma, Barcelona, nuevamente Montpellier. Llega hasta Catay y regresa a la Península por el Norte de África.

A partir de 1287, su actividad no conoce descanso: sus libros no son sino nuevas acciones; sus hechos, nuevas  ideas de pensamiento, dolor y amor. Uno tras otro, surgen aquéllos como llamaradas ardientes para enseñar a los infieles el arte de conocer a Dios, para demostrar la unidad en El de todos los principios y postulados de las ciencias, para sistematizar en orden divino todo el saber de los hombres, para exigir la ayuda de rey y Pontífice a una cruzada que es, en su mente, la más sublime de las utopías.

lull ramon

Ramón Llull escribe asesorado por la luz, el fuego y la gracia. Pintura de José María Sert. — Doctor de la Luz y de la Gracia fue y es  llamado el mallorquín Llull, pues que en todas sus obras, tanto las que vivió como las que escribió, predominan la claridad y el amor. La claridad que penetra como un suavísimo estilete en el alma y el amor que se apodera de los corazones sin aprisionarlos ni encarcelarlos. El gran pintor catalán José María Sert, siempre abañador de grandezas, como Miguel Ángel, ha sabido dar a la visión Miaña una ampliación que concuerda, por esta vez, con el tamaño de la realidad.

No hay duda de que en la azarosa vida de Ramón Llull hubo un afán muy especial por encontrar el sacrificio personal, como si éste constituyera el elemento imprescindible para lograr su propia transmutación. No de otra manera se debe entender su deseo de regresar a una tierra tan hostil como era el África musulmana, en la que ya había conocido graves tropiezos. Vuelve, pues, a visitar repetidamente esos países y en el tercero de tales viajes llega a Túnez. Allí, en Bujía, se pone a predicar a las multitudes, que se sienten irritadas con su palabra. El final de esta actuación no pudo ser más dramático, al ser lapidado por la masa enfebrecida. Su deseo de martirio se ve, de este modo, cumplido. Unos mercaderes cristianos lo recogieron y lo trasladaron a Mallorca.

Murió el 29 de Junio de 1315, casi a la vista de su tierra natal.  Así, a su muerte, se constituyeron en París y Montpellier, primero, y después en Valencia, grupos de seguidores que aplicaron sus teorías en el campo de la enseñanza universitaria. Esta influencia muy notable del maestro mallorquín siguió mostrándose muy intensa durante todo el s. XIV, en el que se le atribuyeron un sinnúmero de tratados de todo tipo, desde  filosóficos hasta mágicos y, sobre todo, alquímicos. Las cosas llegaron hasta el punto que la universidad de París prohibió que se siguieran divulgando las teorías teológicas de Llull.

instrumentos de alquimia de lull ramon

Instrumentos de alquimia utilzados por Ramón Lull

Explica Mariano José Vázquez Alonso, en su libro «Enciclopedia del Esoterismo«:

«Según Llull, Dios creó de la nada una sustancia, el argentum vivum, la plata viva o mercurio, de la cual surgieron todas las demás cosas. Con la parte más delicada de esa sustancia formó los cuerpos de los ángeles, y con la más densa, las esferas celestes; los cuerpos terrestres quedaron formados con la parte más tosca y burda. Pero, muy posiblemente, lo más importante de los escritos alquímicos se refiera a la preparación de las llamadas Quintaesencias, es decir, unas quintas sustancias que resumen en sí a los otros cuatro elementos.

De ellas, la más significativa sería el alcohol. Pero además de gran maestro hermético, Llull fue un notable filósofo y teólogo, como ya queda dicho. Sus obras Ars demostrativa, Ars generalis ultima y Ars brevis constituyen una buena prueba de su saber filosófico y lógico. Para él la filosofía debe estar subordinada a la teología; y los errores de la primera se deben a la ignorancia de las verdades de la fe, a cuya luz se interpreta todo el saber de este mundo.

Llull considera que si el saber fuese presentado de modo unitario, con caracteres de rigurosa evidencia y en estrecha relación con los contenidos de la fe, convencería a todo el mundo, incluso a los infieles. Por lo demás, el universo se presenta como el espejo de lo divino, como «un libro en el cual se aprende a conocer a Dios». La salida de todo el proceso del conocimiento es la mística: la unión con Dios en la contemplación.«

Fuentes Consultadas:
Enciclopedia del Esoterismo de Mariano José Vázquez Alonso
Enciclopedia Temática Familiar Grandes Figuras de la Humnaidad – Ramón Lull – Ediciones Cadyc

El Cobalto Propiedades, Características y Aplicaciones

El Cobalto Propiedades, Características y Aplicaciones

Algunos compuestos de cobalto constituyen pigmentos azules fijos, de gran calidad, que han sido empleados durante 4.000 años por diversas civilizaciones. Los asirio-babilonios usaron pinturas de cobalto en sus pequeñas estatuas talladas en madera, y, en tiempos más recientes, los compuestos de cobalto se han utilizado para decorar en azul la porcelana china de Delft, y para teñir de azul oscuro algunos vidrios.

Mineral de Cobalto

A pesar de que el cobalto es todavía valioso como pigmento, su valor en este sentido se ha visto eclipsado, durante los últimos años, por las propiedades del metal en sí, ya que el cobalto es ferromagnéticó, no tan intensamente magnético como el hierro, pero mucho más que la mayoría del resto de los metales.

Este hecho no es sorprendente, puesto que la estructura de los átomos de hierro y cobalto es muy similar. Los imanes fabricados de hierro dulce pierden rápidamente el magnetismo, pero si el hierro se alea con cobalto, la aleación resultante conserva esta propiedad durante un prolongado período de tiempo.

Ciertos imanes permanentes contienen hasta un 50 % de cobalto, empleándose en muchas piezas de aparatos eléctricos. Las aleaciones de cobalto tienen otra importante aplicación comercial basada en que conservan su dureza y filo (poder de corte), incluso a temperaturas elevadas.

De hecho, la mayoría de las herramientas de corte para trabajos a altas temperaturas contienen cobalto. Todavía más resistentes al efecto de ablandamiento de las temperaturas elevadas son las aleaciones de cobalto-cromo-volfranio-carbono, que se emplean también para fabricar herramientas de corte. La mayoría de la producción mundial de cobalto se destina a imanes o a aleaciones de «alta velocidad» (aceros rápidos).

A pesar de que menos de la quinta parte del cobalto producido se emplea bajo la forma de sus compuestos, éstos tienen demasiada importancia para no considerarlos. Los únicos compuestos de cobalto estables son los cobaltosos, en los que el metal presenta valencia 2. Las sales cobálticas (valencia 3) tienden a ser inestables.

La vitamina B12, de gran importancia, es una gran molécula, muy compleja, formada por 183 átomos, de los cuales sólo uno es de cobalto; pero, si falta este átomo resulta imposible que se produzca la vitamina Bu. La deficiencia de vitamina BJ2 en el ganado puede deberse a la ausencia de cobalto, y se corrige tratando el terreno, o los alimentos, con compuestos de aquél.

El óxido de cobalto se emplea en la industria cerámica no sólo como pigmento, sino también como agente de blanqueo. Los productos de alfarería fabricados con arcilla tienen con frecuencia impurezas de hiem , que les comunican un aspecto amarillento por lo que se les da un ligero tinte azul con óxido de cobalto, que oculta el color amarillo, de la misma forma que el añil agregado al lavado de ropa confiere a ésta un aspecto más blanco.

Las sales orgánicas de cobalto se emplean con profusión en pinturas, barnices y tintas para imprimir, a fin de que sequen con rapidez. Dichas sales absorben el oxígeno atmosférico para formar peróxidos, que polimerizan en una estructura de tipo celular, la cual actúa como el papel secante, absorbiendo el aceite remanente y transformando la masa total en un gel.

Los compuestos de cobalto son excelentes catalizadores de numerosas reacciones, hecho que se descubrió, por primera vez, al emplear este tipo de catalizador para obtener metano (CH4) a partir de monóxido de carbono e hidrógeno. En la actualidad, se emplean ampliamente en la industria del petróleo, para transformar moléculas inservibles en otras adecuadas para combustibles.

Debido a que el cobalto se presenta en una gran variedad de minerales y está, en general, mezclado con cobre, plata o níquel, existen diversos procesos para extraerlos, que dependen del tipo de mineral de partida. Los mayores productores de cobalto son Ka-tanga y Rhodesia, donde éste se encuentra asociado al cobre.

Fuente Consultada:
Enciclopedia de la Ciencia y la Tecnología Fasc. N°41 El Cobalto y sus propiedades

Calor Producido Por la Corriente Electrica Aplicaciones

Calor Producido Por la Corriente Electrica Aplicaciones

Una corriente eléctrica se asemeja a una caravana de electrones; en movimiento; el conductor sería como un bosque contra cuyos árboles chocarían los electrones al recorrerlo produciendo una agitación general. Los «árboles» son en este caso átomos o moléculas del conductor y el movimiento que nace del choque con los electrones se traduce en un aumento de las vibraciones habituales de los átomos y moléculas. Dichas oscilaciones se perciben como temperatura. De ahí que el calor sea uno de los efectos invariables de la corriente eléctrica al pasar por un conductor. Podemos decir también que ese calor se produce al tratar la corriente de superar la resistencia del conductor.

RESISTENCIA
La resistencia de una sustancia es la dificultad que ofrece al paso de una corriente eléctrica. Puesto que una corriente es un flujo de electrones que saltan de un átomo a otro, la resistencia depende fundamentalmente de la firmeza con que los electrones están sujetos a los átomos.

En un buen conductor como el cobre, algunos de los electrones están muy débilmente unidos a los átomos y ía resistencia es muy pequeña, mientras que en un mal conductor de la electricidad (aislador) como el caucho, todos los electrones están firmemente unidos a sus respectivos núcleos y la resistencia es muy grande.

En los buenos conductores la resistencia depende del calibre y de la longitud. Cuanto más grueso y corto sea un conductor, tanto menor será su resistencia; cuanto más fino y largo, más resistirá al paso de la corriente, pues al reducirse su sección los electrones tienen menos espacio para pasar.

CONDUCTIBILIDAD Y  NATURALEZA QUÍMICA
Hay dos tipos de sustancias: las que conducen la corriente, llamadas «conductoras», y las que.no la conducen o «aisladoras». Pero entre las primeras se distinguen dos clases: conductores de primera clase y conductores de segunda clase.

Entre los de primera clase se encuentran los metales, cuya estructura química no varía por el paso de la corriente eléctrica; en ellas los electrones «viajan» solos. Los de segunda clase son los electrólitos, sustancias cuyas moléculas disueltas en agua se separan en iones o partículas electrizadas que al conducir la corriente (en solución o fundidos) sufren reacciones «electrolíticas» que alteran su constitución.

En estas sustancias los electrones son transportados por los iones hasta los bornes o «electrodos». De allí la disociación de los electrólitos al apartarse los iones de cargas eléctricas opuestas.

EL CALOR,  FORMA DE ENERGÍA
Veamos qué relación hay entre calor y trabajo. El calor es una forma de energía o capacidad de realizar un trabajo que consiste en vencer una cierta resistencia. Las distintas formas de energía pueden transformarse unas en otras. Por ejemplo, un cuerpo colocado a cierta altura posee energía «potencial» que, al caer el cuerpo, se transforma gradualmente en «cinética».

Al caer contra el suelo produce una pequeña cantidad de calor, como el martillo al dar contra el clavo. La energía se conserva (éste es un principio fundamental de la Física): en el ejemplo de la caída a medida que la energía potencial disminuye, la energía cinética o de movimiento aumenta  y  la  suma de  ambas permanece  constante.

EL TRABAJO MECÁNICO
Cuando una fuerza mueve un cuerpo efectúa un trabajo mecánico (en nuestro ejemplo, la fuerza que actúa es el peso del cuerpo) y ese trabajo es igual al producto de la fuerza por el camino recorrido en su dirección, es decir, por una longitud.

De modo que si queremos expresar el trabajo en unidades, la unidad de trabajo será igual a la unidad de fuerza multiplicada por la unidad de longitud. La unidad de fuerza se llama dina (en el sistema de medidas cuyas unidades fundamentales son el centímetro, el gramo-masa y el segundo, llamado por eso «sistema c.g.s.»).

La dina es la fuerza que aplicada al gramo-masa le comunica una aceleración de 1 centímetro por segundo a cada segundo. La unidad de longitud es el centímetro. Pero como la dina es una unidad muy pequeña, el trabajo de una dina a lo largo de 1 centímetro es una unidad diminuta, llamada ergio. Por eso se usa como unidad otra de diez millones de ergios, denominada julio (o joule).

EQUIVALENTE MECÁNICO DEL CALOR
En numerosas experiencias se comprueba que a la realización de un trabajo corresponde la aparición de una cantidad de calor. Por ejemplo, cuando usamos un inflador de bicicleta comprimimos un gas (el aire) y notamos que el tubo metálico se calienta.

Si se ha convertido un trabajo T en una cantidad de calor Q que verifica que T= J x Q, esa «J» es una cantidad constante que permite calcular la reciprocidad entre joules y calorías y se llama equivalente mecánico del calor.

Su valor es 4,18 (1 caloría equivale a 4,18 joules) y lo descubrió el gran sabio inglés James Joule (1818-1889) quien también enunció una sencilla fórmula que permite conocer la cantidad de calor producida poruña corriente eléctrica.

CORRIENTE  ELÉCTRICA Y CALOR
Para abreviar sus fórmulas, los físicos representan las magnitudes por letras, que son generalmente las iniciales de la palabra o la unidad que expresan. «T» significa «trabajo», medido en joules. «I» significa  «intensidad de la corriente», medida en  amperios. «R« significa «resistencia» del circuito, medida en ohmios. «t»  significa  «tiempo»,  medido en  segundos. «V» significa «voltaje», medido en  voltios.

El   trabajo   realizado   por  una   corriente   eléctrica depende del voltaje, de la intensidad de la corriente y, naturalmente, del tiempo transcurrido, o sea T = V x I x t que ue se expresa T = V .I. t (1) pues los signos de multiplicación (.) se sobreentienden.

Pero según la ley de Ohm: volt = ohmio x amperio,… ósea V = R x I

Al reemplazar «V» por su valor I x R en la fórmula anterior tenemos: T=R x I x l x t  ósea, T = R. I². t (2)

En otros términos, el trabajo  que efectúa una corriente eléctrica es, medido en joules, el resultado de multiplicar la resistencia del circuito en ohmios por el cuadrado de la intensidad en amperios y por los segundos de tiempo transcurrido.

El trabajo se obtiene en joules. Para transformarlo en calorías (una pequeña caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de agua) basta dividir por 4,18 ya que 4,18 julios equivalen a una pequeña caloría.

De modo que conociendo esta relación podemos saber con exactitud cuánto calor produce una corriente. Pero ignoraremos aún cuánta energía   útil  se  produce porque  ésta  depende  de nuestro  designio y siempre  se  gasta  una  parte  de esa energía en fenómenos colaterales indeseables.

CÓMO SE  APROVECHA   EL  EFECTO  CALÓRICO DE LA ELECTRICIDAD
En casi todos los artefactos eléctricos que producen calor o luz se emplean hilos metálicos de muy pequeño calibre y gran longitud, o que por su naturaleza oponen mucha dificultad al paso de la corriente. Estos hilos, arrollados en espiral, se llaman resistencias y logran un rendimiento próximo al 100 % al transformar la energía eléctrica en calor (no en luz).

Otro sistema basado en el mismo principio es el arco eléctrico, donde el hilo metálico es reemplazado por dos electrodos de carbón que también constituyen una resistencia. El arco se forma merced a los vapores de carbón incandescente y se logran temperaturas muy elevadas (unos 3.600°C). Hay otros métodos de producir calor y que sólo mencionaremos. Mediante corrientes alternas de alta frecuencia es posible calentar en todo su espesor sustancias no conductoras (aisladoras llamadas también «dieléctricos»)   por  el   sacudimiento   que   el  campo eléctrico produce en su masa.

Se logra un calentamiento muy uniforme, aprovechable en ciertas industrias (plásticos). Otro método es el calentamiento por inducción en el que se utiliza un campo electromagnético variable (ya hemos visto la relación entre electricidad y magnetismo). También se logra un calentamiento muy uniforme. Pero en estos dos métodos el rendimiento es muy inferior al ciento por ciento.

RESISTIVIDAD Y RESISTENCIA
La resistencia total de un circuito depende, además de su longitud y calibre, de la resistencia especifica o resistividad de la sustancia que lo constituye, y que indicaremos por la letra «r».

La fórmula se obtiene así: la resistencia R del circuito es tanto más grande cuanto mayor es su longitud «l» y la resistividad «r» del material que lo compone. Por otra parte R es tanto más pequeño cuanto mayor es la sección «s» del conductor.

En resumen, R es igual a la resistividad multiplicada por la longitud y dividida por la sección del conductor, o sea: R = r.l/s

Esta fórmula guía a ios ingenieros en la elección de la sustancia conductora apropiada a cada caso, pues la resistividad «r» es característica de cada material, y hay tablas para conocerlas. Generalmente aumenta con la temperatura (excepto en los semiconductores, el carbón y otras sustancias o mezclas).

Ejemplo: Un calentador electrico para 220 Volt, tiene una resistencia  de 80 Ohmios. Calcular la cantidad de calor T que produce este calentador en 2 minutos.

Antiguo Calentador Eléctrico

Sabemos que: T = R. I². t

La corriente I la obtenemos de la ley de Ohm: I=V/R=220/80=2,75 Amperios

Entonces: T=80. (2.75)². 120 seg.=72.600 Joules y multiplicado por 0,24 lo pasamos a calorias: 17.224 cal.

LÁMPARAS ELÉCTRICAS DE FILAMENTO
Las aplicaciones prácticas del efecto térmico de la corriente son muy numerosas. Una de las más importantes es la lámpara eléctrica. Ésta se compone de un largo y fino filamento de tungsteno que ofrece una considerable resistencia al paso de la corriente (el filamento puede tener hasta 60 centímetros de largo aunque está arrollado en una espiral de menos de 2,5 centímetros de longitud).

La fórmula de Joule nos dice que cuanto mayor sea la resistencia del hilo conductor, mayor es el calor producido. En este caso, debido al escaso calibre y gran longitud, se produce suficiente calor como para que que el tungsteno se vuelva incandescente y emita una luz casi blanca. Aunque ahora parezca simple, los primeros intentos para hallar un filamento adecuado fueron penosos.

Thomas Alva Edison, el inventor americano de la primera lámpara eléctrica útil (1879) empleó hilos de bambú carbonizado y evitó que ardieran haciendo el vacío dentro de la lámpara, es decir, retirando el oxígeno necesario para la combustión. Luego se recurrió al filamento de tungsteno pero el metal se vaporizaba gradualmente y depositábase en una capa negruzca en la pared de vidrio. Para impedirlo, la mayoría de las lámparas actuales están llenas de un gas inerte como el argón, que no reacciona   con   el  metal   y  evita su   vaporización.

ESTUFAS ELÉCTRICAS
Las estufas eléctricas se componen también de un alambre arrollado en espiral que se calienta al rojo cuando pasa la corriente; entonces el hilo conductor no sólo caldea el aire sino que emite rayos caloríficos. El filamento se arrolla sobre un soporte de material no conductor y refractario para que soporte temperaturas bastante altas. Generalmente se usa mica o materiales cerámicos.

El metal de la resistencia es una aleación, por lo general de níquel y cromo. La mayoría de los otros metales se oxidarían (combinación con el oxígeno del aire) y se quemarían muy rápidamente. Existen calentadores llamados de inmersión porque se colocan dentro del agua que se desea calentar, construidos en forma similar a las estufas; su filamento queda  aislado  del  agua  por una  cápsula  metálica  hermética.

FUSIBLES
Los fusibles usados para proteger circuitos eléctricos, representan otra útil aplicación del efecto calórico de la electricidad. Si, por alguna razón, pasa por ellos una corriente más intensa que la prevista se calientan excesivamente y se derriten. Evitan así que el contacto fortuito entre dos cables desnudos, que permite a la corriente utilizar un camino más corto y fácil (de allí viene el nombre de «cortocircuito») sobrepase la capacidad prevista para el circuito  y pueda provocar un desastre.

El alambre de un fusible se compone de un metal o aleación de bajo punto dé fusión. Si una corriente demasiado intensa recorre el circuito engendra suficiente calor como para fundir el alambre del fusible. Esto corta el  circuito  y se  evitan  serios daños.

El fusible es un simple trozo de alambre fino cuya temperatura de fusión es muy inferior a la del resto del circuito. Se lo intercala de modo que toda la corriente deba pasar por él, y si la intensidad de ésta sobrepasa cierto límite el alambre del fusible se calienta hasta fundir, interrumpiendo el circuito.

HORNOS  ELÉCTRICOS
Otra aplicación importante son los hornos eléctricos. Existen dos tipos: el horno de resistencia que funciona como las estufas domésticas aunque en mayor escala y el horno de arco que se base en el arco eléctrico ya mencionado. Se utiliza la formación de chispas entre los dos electrodos mantenidos a corta distancia y la gran cantidad de calor producida se debe a la resistencia que ofrece el aire al paso de corriente por ser mal conductor.

Estos hornos de arco se usan para fundir metales y en algunos el metal se funde por el calor de dos electrodos de carbón puestos por encima del metal. En otros el mismo metal sirve de electrodo mientras que el otro es de carbono y se funde por el calor del arco.

PLANCHA ELECTRICA: Idem al caso anterior, utiliza calor generado por una resistencia a partir de la corriente eléctrica. las amas de casa todavía no no la podían utilizar ya que no existía la conexion a la red eléctrica y no se había inventado aun el termostato. El calor se producía en una resistencia colocada en el interior de la plancha que con el paso de la corriente eléctrica se calentaba por el efecto Joule.

Esto consiste en que la circulación de corriente eléctrica por la resistencia, desprende mas o menos cantidad de calor dependiendo de tres factores: el valor del cuadrado de la intensidad, la resistencia y el tiempo de funcionamiento del aparato eléctrico.

Fuente Consultada:
Revista TECNIRAMA N°14 Enciclopedia de la Ciencia y La Tecnología – Ciencia: La Electricidad-

Descubrimiento de Nuevos Metales: Fosforo Cobalto y Niquel

HISTORIA DEL DESCUBRIMIENTO DE NUEVOS METALES EN EL SIGLO XVII

A pesar de todas estas trampas, la «era del flogisto» produjo algunos muy importantes descubrimientos. Un alquimista de aquel tiempo descubrió un nuevo elemento: el primer (y último) alquimista que, de una forma definida, identificó un elemento y explicó exactamente cuándo y cómo lo había encontrado. El hombre fue un alemán llamado Hennig Brand.

Algunas veces se le ha llamado el «último de los alquimistas», pero en realidad hubo muchos alquimistas después de él. Brand, al buscar la piedra filosofal para fabricar oro, de alguna forma se le ocurrió la extraña idea de que debía buscarla en la orina humana.

Recogió cierta cantidad de orina y la dejó reposar durante dos semanas. Luego la calentó hasta el punto de ebullición y quitó el agua, reduciéndolo todo a un residuo sólido. Mezcló tampoco de este sólido con arena, calentó la combinación fuertemente y recogió el vapor que salió de allí.

Cuando el vapor se enfrió, formó un sólido blanco y cerúleo. Y, asómbrense, aquella sustancia brillaba en la oscuridad. Lo que Brand había aislado era el fósforo, llamado así según una voz griega que significa «portador de luz».

Relumbra a causa de que se combina, espontáneamente, con el aire en una combustión muy lenta. Brand no comprendió sus propiedades, naturalmente, pero el aislamiento de un elemento (en 1669) resultó un descubrimiento espectacular y causó sensación. Otros se apresuraron a preparar aquella sustancia reluciente. El propio Boyle preparó un poco de fósforo sin conocer el precedente trabajo de Brand.

El siguiente elemento no fue descubierto hasta casi setenta años después. Los mineros del cobre en Alemania, de vez en cuando encontraban cierto mineral azul que no contenía cobre, como les ocurría, por lo general, a la mena azul del cobre.

Los mineros descubrieron que este mineral en particular les hacía enfermar a veces (pues contenía arsénico, según los químicos descubrieron más tarde). Los mineros, por tanto, le llamaron «cobalto», según el nombre de un malévolo espíritu de la tierra de las leyendas alemanas.

Los fabricantes de cristal encontraron un empleo para aquel mineral: confería al cristal un hermoso color azul y una industria bastante importante creció con aquel cristal azul. En la década de 1730, un médico sueco llamado Jorge Brandt empezó a interesarse por la química del mineral.

Lo calentó con carbón vegetal, de la forma comente que se usaba para extraer un metal de un mineral, y, finalmente, lo condujo a un metal que se comportaba como el hierro.

Era atraído por un imán: la primera sustancia diferente al hierro que se había encontrado que poseyera esta propiedad. Quedaba claro que no se trataba de hierro, puesto que no formaba  oxidación de tono pardo rojizo, como lo hacía el hierro.

Brandt decidió que debía de tratarse de un nuevo metal, que no se parecía a ninguno de los ya conocidos. Lo llamó cobalto y ha sido denominado así a partir de entonces. Por tanto, Brand había descubierto el fósforo y Brandt encontrado el cobalto (el parecido de los apellidos de los dos primeros descubridores de elementos es una pura coincidencia).

A diferencia de Brand, Brandt no era alquimista. En realidad, ayudó a destruir la Alquimia al disolver el oro con ácidos fuertes y luego recuperando el oro de la solución. Esto explicaba algunos de los, trucos que los falsos alquimistas habían empleado. Fue un discípulo de Brandt el que realizó el siguiente descubrimiento.

Axel Fredrik Cronstedt se hizo químico y también fue el primer mineralógolo moderno, puesto que fue el primero en clasificar minerales de acuerdo con los elementos que contenían. En 1751, Cronstedt examinó un mineral verde al que los mineros llamaban kupfernickel («el diablo del cobre»).

Calentó los residuos de este mineral junto con carbón vegetal, y también él consiguió un metal que era atraído por un imán, al igual que el hierro y el cobalto. Pero mientras el hierro formaba compuestos, pardos y el cobalto azules, este metal producía compuestos que eran verdes. Cronstedt decidió que se trataba de un nuevo metal y lo llamó níquel, para abreviar lo de kupfernickel.

Se produjeron algunas discusiones respecto de si el níquel y el cobalto eran elementos, o únicamente compuestos de hierro y arsénico. Pero este asunto quedó zanjado, en 1780, también por otro químico sueco, Torbern Olof Bergman.

Preparó níquel en una forma más pura que lo que había hecho Cronstedt, y adujo mi buen argumento para mostrar que el níquel y el cobalto no contenían arsénico y que eran, por lo contrario, unos nuevos elementos. Bergman constituyó una palanca poderosa en la nueva química y varios de sus alumnos continuaron el descubrimiento de nuevos elementos.

Uno de éstos fue Johan Gottlieb Gahn, que trabajó como minero en su juventud y que siguió interesado por los minerales durante toda su vida. Los químicos habían estado trabajando con un mineral llamado «manganeso», que convertía en violeta al cristal. («Manganeso» era una mala pronunciación de «magnesio», otro mineral con el que lo habían confundido algunos alquimistas.) Los químicos estaban seguros que el mineral violeta debía contener un nuevo metal, pero no fueron capaces de separarlo calentando el mineral con carbón vegetal.

Finalmente, Gahn encontró el truco, pulverizando el mineral con carbón de leña y calentándolo con aceite. Como es natural, este metal fue llamado manganeso. Otros discípulo de Bergman, Pedro Jacobo Hjelm, realizó mucho mejor este mismo truco con una mena a la que llamaron «molibdena».

Este nombre deriva de una voz griega que significa «plomo», porque los primeros químicos confundieron este material con mena de plomo. Hjelm extrajo del mismo un metal blanco argentado, el cual, ciertamente, no era plomo.

Este nuevo metal recibió el nombre de «molibdeno». El tercero de los discípulos de Bergman descubridores de elementos no fue sueco. Se trataba del español don Fausto de Elhúyar. Junto con su hermano mayor, José, estudió una mena pesada llamada «tungsteno» (palabra sueca que significa «piedra pesada»), o «volframio».

Calentando la mena con carbón vegetal, los hermanos, en 1783, aislaron un nuevo elemento al que, en la actualidad, según los países, se denomina tungsteno o volframio. Bergman tuvo todavía una conexión indirecta con otro nuevo metal.

En 1782, un mineralógolo austríaco, Franz Josef Müller, separó de una mena de oro un nuevo metal que tenía algún parecido con el antimonio. Envió una muestra a Bergman, como hacían los más importantes mineralógolos de su época. Bergman le aseguró que no era antimonio. En su momento, el nuevo metal recibió el nombre de telurio, de una voz latina que significaba «tierra». Mientras todos estos elementos hablan sido descubiertos en Europa, también iba a ser descubierto uno en el Nuevo Mundo.

En 1748, un oficial de Marina español llamado Antonio de Ulloa, cuando viajaba de Colombia a Perú en una expedición científica, encontró unas minas que producían unas pepitas de un metal blanquecino. Se parecía algo a la plata, pero era mucho más pesado.

El parecido con la plata (y tomando como base esta palabra española) hizo que se diese a este nuevo metal el nombre de platino. Al regresar a España, Ulloa se convirtió en un destacado científico y fundó el primer laboratorio en España dedicado a la Mineralogía.

También se hallaba interesado por la Historia Natural y por la Medicina. Además, acudió a Nueva Orleáns como representante del rey español, Carlos III, cuando España adquirió la Luisiana, que antes pertenecía a Francia, tras la Guerra India, en Estados Unidos.

Incluso los antiguos metales conocidos por los alquimistas tuvieron una nueva trayectoria en aquellos primeros tiempos de la Química moderna. En 1746, un químico alemán, Andreas Sigismund Marggraff, preparó cinc puro y describió cuidadosamente sus propiedades por primera vez; por tanto, se le ha atribuido el descubrimiento de este metal.

Probablemente, Marggraff es más conocido, sin embargo, por encontrar azúcar en la remolacha. Con un microscopio detectó pequeños cristales de azúcar en aquel vegetal, y, al mismo tiempo, proporcionó al mundo una nueva fuente de azúcar.

Marggraff fue el primero en emplear el microscopio en la investigación química. Lo que Marggraff había hecho con el cinc, lo realizó un químico francés, Claude-François Geoffrey, con el antiguo metal del bismuto. En 1753, aisló el metal y describió cuidadosamente su comportamiento, por lo que, algunas veces, se le ha atribuido el descubrimiento de este elemento.

LISTA DE ELEMENTOS QUÍMICOS DESCUBIERTOS EN EL SIGLO XVII: (Era del Flogisto)

Fósforo                             1669 Brand
Cobalto                             1735 Brandt
Platino                              1748 Ulloa
Níquel                               1751 Cronstedt
Hidrogeno                          1766 Cavendish
Nitrógeno                           1772 Rutherford
Oxígeno                             1774 Priestley
Cloro                                 1774 Scheele
Manganeso                         1774 Gahn
Molibdeno                           1781 Hjelm
Telurio                               1782 MüIIer Juan José de
Tungsteno                          1783 Elhúyar Fausto de Elhúyar

Fuente Consultada: En Busca de los Elementos de Isaac Asimov

USO DE LOS METALES EN LA INDUSTRIA

Aluminio Se usa desde hace pocas décadas y ocupa el tercer tugar detrás del hierro y el cobre. Utensilios, aleaciones livianas para aviación, cables eléctricos de alta tensión.
Antimonio: Endurece el plomo de los tipos de imprenta, productos medicinales. Ignífugos. Se dilata al enfriar.
Arsénico Insecticidas, productos medicinales, industria química.
Berilio Pigmentos, cristales, fuegos artificiales. Berilio Único metal liviano con alto punto de fusión, ventana para rayos X, industrias atómicas, aleaciones con cobre, resistentes a vibraciones externas.
Bismuto Aleaciones de muy bajo punto de fusión (37°C); productos farmacéuticos.
Boro Ácido bórico. Endurecimiento del acero.
Cadmio Endurecimiento de los conductores de cobre. Aleaciones de bajo punto de fusión. Galvanoplastia.
Calcio Materiales de1 construcción, sales diversas.
Cesio Materiales refractarios livianos, semiconductores, aleaciones duras y refractarias. Cesio Células fotoeléctricas.
Cinc Galvanoplastia,- pilas.
Circonio Usos atómicos, aceros, lámparas-flash.
Cobalto Piezas de cohetes y satélites, herramientas para altas temperaturas, radioisótopos.
Cobre Conductores eléctricos, bronces diversos.
Columbio Sólo en laboratorio. Duro y pesado.
Cromo Acero inoxidable, galvanoplastia. Estaño Envoltorios, soldaduras, bronces.
Estroncio Fuegos artificiales, refinerías de azúcar.
Galio Termómetros para alta temperatura (funde antes de los 35° y hierve a más de 1.900°C.
Germanio Transistores, válvulas termoiónicas.
Hafnio Filamentos de tungsteno.
Hierro Acero, construcción. El metal por excelencia.
Indio Galvanoplastia, aleaciones resistentes a los esfuerzos y la corrosión. –
Litio Aleaciones ligeras, pilas atómicas, síntesis orgánica.
Magnesio Aleaciones ligeras, productos medicinales, síntesis orgánicas.
Manganeso Aceros especiales (extrae el oxígeno y el azufre de la mezcla, dando un metal limpio y sólido). Usos químicos y eléctricos.
Mercurio Termómetros, barómetros, aleaciones dentarias (amalgamas).
Molibdeno Aceros especiales.
Níquel Bronces blancos, monedas, revestimientos de metales.
Oro Alhajas, monedas, espejos telescópicos.
Osmio Metal pesado para aleaciones de la familia del platino.
Paladio Aleaciones con el platino, aceros, catálisis química.
Plata Espejos, alhajas, bronces.
Platino Catálisis, contactos eléctricos, alhajas.
Plomo Aleaciones para soldaduras, cañerías, pinturas.
Plutonio Radiactivo, bomba atómica.
Polonia Radiactivo, compuestos luminosos.
Potasio Metal alcalino, fertilizantes.
Radio Radiactivo, medicina, pinturas luminosas.
Renio Pares termoeléctricos, sustituto del cromo en los aceros.
Rodio Aleaciones, cátodos, pares termoeléctricos.
Rubidio Productos medicinales.
Selenio Células fotoeléctricas, baterías solares.
Silicio Vidrio, aleaciones duras y refractarias.
Sodio Jabones, sal de mesa, bicarbonato de sodio.
Talio Compuestos químicos venenosos, insecticidas, raticidas
Tántalo Filamentos para lámparas, aleaciones refractarias.
Tecnecio Primer elemento producido por él hombre.
Teluro Semiconductores, fotopilas, aleaciones diversas.
Titanio Pigmentos, compuestos muy refractarios, aceros especiales.
Torio Radiactivo, aleaciones.
Tungsteno Filamentos para lámparas, herramientas duras.
Uranio Radiactivo, pilas atómicas.
Vanadio: Aceros Especiales

AMPLIACIÓN DEL TEMA
ALGUNAS GENERALIDADES SOBRE EL FÓSFORO:

Fue descubierto por Brandt en 1669 mientras buscaba la piedra filosofal cuyo objeto era transformar cualquier sustancia en oro. Obtuvo fosfato a partir de la orina, luego de un proceso laborioso. Pero el primer trabajo publicado con cierto fundamento científico pertenece a D. Krafft. El fósforo, como elemento, fue reconocido por Lavoisier en 1777.

El fósforo no se encuentra libre en la naturaleza, pero sí combinado en forma de compuestos inorgánicos como la fosforita (fosfato de calcio) y la fluorapatíta (fluofosfato de calcio).

El fósforo es el principal constituyente de los huesos y dientes; además se encuentra formando parte de los tejidos animales y vegetales y constituye parte de las fosfoproteínas y otros compuestos orgánicos.

La sangre, la yema de huevo, la leche, los nervios y el cerebro contienen fósforo en forma de lecitinas. Por esta razón, los animales y las plantas necesitan fósforo para desarrollarse.
Una parte del fósforo contenido en el organismo se elimina diariamente por la orina y los excrementos, en la proporción de 2 gramos cada 24 horas.

El uso más común del fósforo consiste en la fabricación de cerillas, las cuales son de dos tipos: comunes y de seguridad. Las primeras encienden por frotamiento sobre cualquier superficie áspera y se componen de un pabilo de algodón, madera o cartón, cuya extremidad está recubierta por una sustancia combustible compuesta con fósforo o sulfuro de fósforo, como sustancia inflamable, bióxido de plomo o clorato de potasio, como materia oxidante, dextrina y una sustancia colorante.

Los fósforos de seguridad, llamados también cerillas suecas, sólo contienen una mezcla oxidante, sin fósforo. Este último elemento se coloca sobre la superficie del raspador de la caja, de modo que para producir la llama es imprescindible que ambas partes se pongan en contacto. La mezcla con que se recubre el palillo contiene clorato de potasio como sustancia oxidante, trisulfuro de antimonio, cofa y algo de creta para aumentar la masa. La superficie del raspador contiene fósforo rojo, trisulfuro de diantimonio y vidrio para aumentar la aspereza.

Los abonos fosfatados son muy útiles en la agricultura. Se trata de una serie de sustancias naturales o artificiales que se agregan a las tierras agotadas para reponer en ellas las sustancias desaparecidas. Generalmente esas tierras han perdido (por excesivo cultivo o por acarreos), algunos de los elementos químicos indispensables, como el nitrógeno, fósforo, potasio o calcio, lo que las imposibilita para la plantación o la siembra.

Uno de los abonos más importantes por su riqueza en fósforo y calcio, es el fosfato neutro de calcio. Lamentablemente el fosfato tricoideo (como los huesos) no puede utilizarse porque es prácticamente insolubfe y entonces las plantas no pueden asimilarlo. Debe por lo tanto tratarse con ácido sulfúrico para convertirlo en difosfato monocálcico soluble.

Los huesos molidos (fosfato tricálcico), tratados con ácido sulfúrico, se tornan en sustancias solubles, es decir en fosfatos y sulfatos. Mezclados constituyen el abono denominado superfosfato de calcio.

En los laboratorios de las cátedras de química, durante las lecciones acerca del fósforo, se realizan importantes experimentos. El profesor muestra un trozo de fósforo rojo y otro blanco y hace notar sus diferencias de color, consistencia, solubilidad en sulfuro de carbono, fusibilidad, etc. Para esta última propiedad, se corta debajo del agua con un cortaplumas, un pedazo de fósforo blanco y otro de fósforo rojo. Sometidos ambos a la temperatura de 55°C, el fósforo blanco funde, en tanto que el rojo permanece inalterable.

Para demostrar la oxidación del fósforo en presencia del aire, se disuelve un trozo de fósforo blanco en sulfuro de carbono, se impregnan papeles con esta solución y se dejan secar sobre un trípode; evaporado el solvente, el fósforo se inflamará y con él, los papeles.

La oxidación en presencia del oxígeno: se echa un trozo dé fósforo en agua y se funde al baño de María; se hace circular una corriente de aire y se comprobará la inflamación.

La fosforescencia del fósforo se comprueba de la siguiente manera: se toma un matraz de un litro, se llena con agua hasta la mitad, y se coloca en su interior un trozo de fósforo blanco. Se lleva el agua a ebullición, se oscurece el cuarto y se observará, especialmente en el cuello del matraz, el fenómeno de la fosforescencia.

La diferencia de inflamabilidad entre el fósforo blanco y el rojo se comprueba como sigue: sobre una chapa de cobre de 30 centímetros de largo, dispuesta sobre un trípode, se coloca en cada extremo un trocito de fósforo blanco y rojo, respectivamente; se calienta el centro de la chapa con llama baja de un mechero Bunsen y se podrá observar la inflamación casi espontánea del primero y tardía en el segundo. Para comprobar la acción del cloro sobre el fósforo, se introduce en un frasco lleno de cloro una capsulita que contenga un trozo de fósforo blanco; se observa la inflamación espontánea del fósforo.

Los envenenamientos por el fósforo blanco, constituyen un riesgo para los obreros que trabajan en las fábricas que preparan el producto y de los que lo manejan y transforman.

Las fábricas de cerillas deben estar .muy bien ventiladas, pues las emanaciones fosforadas que, sin esa precaución, podrían aspirarse, intoxicarían más o menos a los operarios. Éstos deben cuidar mucho de la higiene, no comer sin lavarse bien las manos y cambiarse las ropas de trabajo. Será preciso que no dejen su comida dentro del local de la fábrica y a la hora del almuerzo buscarán en el exterior un lugar aireado.
Una dolencia muy común en los que trabajan con el fósforo, es la denominada necrosis fosfórica, que ataca al hueso dé la mandíbula y que suele necesitar operación quirúrgica.

Cuando sobrevienen envenenamientos por ingestión de fósforo, mientras llega el médico, puede administrarse una solución de 2 gramos de sulfato de cobre en un litro de agua, con frecuencia y abundancia, pues el cobre se depositará sobre las partículas de fósforo haciéndolo inofensivo o debilitando considerablemente su acción. Suprímase en absoluto la leche, los aceites y las grasas.

La fosfamina, que es un fósforo gaseoso, se prepara como sigue: en un baloncito de unos 300 ce. se ponen 20 ce. de potasa cáustica en solución acuosa concentrada y seis u ocho blobuliílos de fósforo; se cierra el baloncito con un tapón bihoradado que trae dos tubos acodados, uno estrecho que se sumerge en la potasa y otro ancho y largo (de desprendimiento), cuyo extremo anterior está doblado en U y el interior termina junto al tapón. Se hace pasar una corriente de hidrógeno y el tubo ancho se sumerge en un recipiente con agua caliente. Se calienta el baloncito hasta una ebullición moderada. Se desprende fosfamina.

Grande es la importancia que tiene en todo el universo la fabricación del fósforo, no tan sólo aplicable a la preparación de cerillas, abonos, etc., sino también como agente reductor.

Cantidad de Calor Concepto de Caloria Equivalente Mecanico Joule

CONCEPTO DE CANTIDAD DE CALOR, CALORÍA, EQUILIBRIO TÉRMICO Y EL EQUIVALENTE MECÁNICO

Temas Tratados:

1-Introducción Elemental
2-Temperatura y Cantidad de Calor – Ejemplos-
3-La Caloría-Definición
4-Calor Específico
5-Tabla de Calores Específicos
6-Ejemplos Simples
7-Equivalente Mecánico del Calor
8-Medición del Calor Específico

INTRODUCCIÓN ELEMENTAL:

Cuando dos sistemas a diferentes temperaturas se ponen en contacto, la temperatura final que alcanzan ambos sistemas tiene un cierto valor comprendido entre las dos temperaturas iniciales. Esta es una observación común.

El hombre ha tratado desde hace mucho de encontrar una interpretación a fondo de tales fenómenos. Hasta principios del siglo XIX, se explicaban estos fenómenos admitiendo que en todos los cuerpos existía una sustancia material, llamada calórico.

Se creía que un cuerpo a elevada temperatura contenía más calórico que otro a baja temperatura. Cuando los dos cuerpos se ponían en contacto, el cuerpo rico en calórico comunicaba algo de esa sustancia al otro, hasta que ambos cuerpos alcanzaban la misma temperatura.

La teoría del calórico podía describir muchos procesos, tales como la conducción del calor o la mezcla de sustancias en un calorímetro, de una manera satisfactoria.

Sin embargo, el concepto de calor como sustancia, cuya cantidad total permanecía constante, a la larga no pudo resistir la prueba de los experimentos.

No obstante, todavía describimos muchos cambios de temperatura comunes como el paso de «algo» de un cuerpo que está a mayor temperatura al que se encuentra a menor temperatura, y a este «algo» le llamamos calor.

Una definición útil pero no operacional, es la siguiente: Calor es aquello que se comunica entre un sistema y su medio ambiente como resultado únicamente de la diferencia de temperaturas

A la larga se llegó a entender que el calor es una forma de la energía y no una sustancia. La primera prueba conclúyeme de que el calor no podía ser una sustancia fue dada por Benjamín Thompson (1753-1814), un norteamericano que más tarde llegó a ser Conde Rumford de Baviera. En una memoria presentada ante la Royal Society  en 1798 escribió:

Yo…estoy persuadido, de que el hábito de conservar los ojos abiertos a todo lo que ocurre en el curso ordinario de las cosas de la vida ha conducido, como si fuera por accidente, o en las excursiones juguetonas de la imaginación. ..a dudas útiles y a esquemas valiosos de investigación y mejora, más a menudo que las más intensas meditaciones de los filósofos, en las horas que expresamente se dedican al estudio. Fue por accidente que me vi conducido a hacer los Experimentos de los cuales voy a dar cuenta.

Rumford hizo su descubrimiento mientras estaba supervisando la perforación de cañones para el gobierno bávaro. Para impedir que se sobrecalentara, el alma del cañón se conservaba llena de agua.

El agua se reponía conforme se iba evaporando durante el proceso de taladrado. Se aceptaba que era calórico lo que tenía que proporcionarse al agua para ponerla a hervir.

La producción continua de calórico se explicaba admitiendo que cuando una sustancia se subdividía en partículas más y más finas, que es lo que ocurre al taladrar, su capacidad para retener calórico se hacía cada vez más escasa, y que era el calórico desprendido de esta manera lo que motivaba que el agua hirviera.

Sin embargo, Rumford observó en experimentos específicos, que el agua hervía aun cuando los útiles para taladrar quedaban tan embotados que ya no cortaban ni subdividían la materia.

Escribió después de eliminar por los experimentos todas las interpretaciones posibles del calórico:

…al razonar sobre este asunto, no debemos olvidar el tener en consideración esta circunstancia tan notable, que la fuente de Calor generado por rozamiento, en estos Experimentos, parecía evidentemente ser inagotable… me parece extremadamente difícil, si no totalmente imposible, formarse una idea clara de alguna cosa capaz de ser excitada v comunicada en la forma como el calor era excitado y comunicado en estos Experimentos, como no sea el MOVIMIENTO.

Aquí tenemos el germen de la idea de que el trabajo mecánico gastado en el proceso de taladrado era el responsable de la creación  del calor.

La idea no fue claramente expresada, sino hasta mucho tiempo después, por otros investigadores.

En lugar de la continua desaparición de energía mecánica y la continua creación de calor, no obedeciendo ninguna a ningún principio de conservación, se vio entonces todo el proceso como una transformación de energía de una forma en otra, conservándose la energía total.

Aun cuando el concepto de energía y de su conservación parece autoevidente hoy en día, era una idea novedosa todavía en los años de 1850 y había escapado a mentes tales como las de Galileo y Newton.

En la historia subsecuente de la física, esta idea de conservación condujo a los hombres a nuevos descubrimientos. os primeros pasos de su historia fueron notables por muchos conceptos. Diversos pensadores llegaron a este gran concepto aproximadamente al mismo tiempo; al principio, todos ellos o fueron recibidos fríamente o no se les hizo caso.

El principio de la conservación de la energía fue establecido independientemente por Julius von Mayer (1814-1878) en Alemania, James Joule (1818-1889) en Inglaterra, Hermann von Helmholtz (1821-1894) en Alemania, y L. A. Colding (1815-1888) en Dinamarca.

Fue Joule quien demostró experimentalmente que al convertir una cantidad dada de energía mecánica en calor, siempre se produce la misma cantidad de calor. Así fue definitivamente establecida la equivalencia del calor y la energía mecánica como dos formas de energía.

Helmholtz fue quien primero expresó claramente la idea de que no sólo el calor y la energía mecánica son equivalentes sino que todas las formas de energía lo son, y que no puede desaparecer una cantidad dada de una forma de energía sin que aparezca una cantidad igual en alguna de las otras formas.

Conde Rumford

Rumford, un norteamericano, fue el fundador de la Royal Institucion de Londres.
Por otra parte, la Smithsonian Institution en Washington debe su origen a un inglés.

Temperatura y cantidad de calor. Su diferenciación mediante ejemplos:

Para calentar 10 Kg. de agua desde 20°C hasta 100°C, por ejemplo, hace falta quemar una cantidad mayor de gas que para calentar 2kg de agua entre las mismas temperaturas.

Si se dispone del mismo «fuego» en ambos casos, el calentamiento de los 10 Kg. requerirá más tiempo durante el cual, claro está, se consumirá mayor cantidad de gas. También se puede utilizar un mechero que consuma mayor cantidad de gas en la unidad de tiempo.

Si tenemos un fósforo encendido, podemos con él producir la ignición de un papel. Con 5 Kg. de agua a 50°C podemos calentar en unos cuantos grados una pieza de cobre de 10 Kg. Pero no podemos con ella encender un trozo de papel ni con el fósforo calentar apreciablemente la masa de cobre.

Observaciones de este tipo han llevado a la conclusión de que en los fenómenos térmicos la temperatura desempeña un papel importante; pero hay algo más que no puede ser caracterizado por ella. Esta conclusión unida a otras ha llevado a admitir que, cuando un cuerpo dado se enfría, pierde (entrega o cede) una cantidad de calor y que cuando se calienta, recibe (absorbe o toma) una cantidad de calor.

Por razones que no es del caso exponer aquí, ha sido necesario admitir que la cantidad de calor que intercambia un cuerpo cuando su temperatura varía, es proporcional a la masa del cuerpo y a la diferencia entre las temperaturas final e inicial del calentamiento o enfriamiento.

La constante de proporcionalidad depende del material que forma el cuerpo, como veremos enseguida.

Si un cuerpo (o varios) se enfría (o enfrían) en contacto con otro (u otros) que se calienta (o calientan) y no se produce cambio alguno en el estado de los cuerpos ni otras transformaciones, fuera de los calentamientos y enfriamientos, la cantidad de calor que pierden los cuerpos que se enfrían es igual a la cantidad de calor que reciben los cuerpos que se calientan.

Todo sucede como si la cantidad de calor intercambiada saliese de los cuerpos que se enfrían y pasase íntegramente a los cuerpos que se calientan.

¿Qué es el calor?

A nivel microscópico, como ya lo hemos explicamos cuando hablamos de temperatura, todas las moléculas de un sistema físico se encuentran en continuo movimiento; en el caso de los sólidos se trata de una vibración en torno a una posición de equilibrio y en el de los gases es un movimiento aleatorio.

Este movimiento de las partículas tiene asociada una energía cinética, que debe clasificarse en dos tipos diferentes: la correspondiente al movimiento del sistema en su conjunto y la que corresponde al movimiento de unas partículas con respecto a otras.

La suma de las energías cinéticas de todas las partículas de un cuerpo es llamada energía interna o térmica, y su aumento o disminución lo apreciaremos a través de la temperatura.

El calor es una forma de energía, y la energía calórica de un cuerpo es la suma de las energías cinéticas de sus moléculas. Esta interpretación permite formarnos una imagen clara de lo que ocurre cuando ponemos en contacto dos cuerpos con diferentes temperaturas: pasa energía de las moléculas de uno a las del otro, mediante la interacción de choques o de atracciones, hasta que las energías cinéticas medias se igualan (o sea, se igualan las temperaturas).

Así se comprende que los gases de la llama de un fósforo tengan temperatura mayor que una olla de agua caliente, pero menor cantidad de calor, o sea, menor cantidad de energía.

Cantidad de calor : La Caloría

La unidad de cantidad de calor Q se define cuantitativamente en  función de un cierto cambio producido en un cuerpo durante un proceso especificado. Así, si se eleva la temperatura de un kilogramo de agua de 14.5 a 15.5°C calentándolo, decimos que se ha agregado al sistema una kilocaloría (Kcal.).

La caloría (= 10-3 Kcal.) se usa también como unidad de calor. (Entre paréntesis, la «caloría» que se usa para medir el contenido de energía de los alimentos es en realidad una kilocaloría.)

En el sistema inglés de unidades de ingeniería la unidad de cantidad de calor es la British thermal unit (Btu), que se define como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una libra de agua de 63 a 64°F.

Las temperaturas de referencia se estipulan porque, en la vecindad de la temperatura ambiente, hay pequeñas variaciones en la cantidad de calor necesaria para producir una elevación de un grado según sea el intervalo de temperatura escogido.

No tomaremos en cuenta esta variación para la mayoría de los fines prácticos. Las unidades de cantidad de calor están relacionadas como sigue: 1.000 Kcal. = 1.000 cal = 3.968 Btu = 4186 joules.

En base a la definición anterior si tenemos una masa de agua de 450 g de la cual sabemos que se calienta de 15°C a 30°C. Por cada gramo y por cada grado centígrado, esa masa de agua toma una caloría.

Como las cantidades de calor son proporcionales a la masa de los cuerpos que se calienta y a la diferencia de temperatura (final menos inicial), en el ejemplo dado el agua habrá tomado 1 cal g-1 C-1 X 450 g X (30 —15) °C = 675 cal. (Hacemos notar que el cal es el símbolo de caloría.)

Si la misma masa de agua se hubiese enfriado de 30°C a 15°C hubiese cedido esa misma cantidad de calor.

El resultado del cálculo sería -675 cal, pues la diferencia entre paréntesis hubiese sido (15—30). Si el calentamiento del agua se hubiese producido en contacto con un cuerpo de masa m cuya temperatura hubiese variado entre ti y 30° (la temperatura final es la misma, ya que suponemos que el agua y el cuerpo llegan a un equilibrio térmico), el cuerpo en cuestión hubiese cedido al agua (él hubiese perdido, entregado) una cantidad de calor dada por la expresión de proporcionalidad:

Q – c . m . (ti-30)

Q es el símbolo general para cantidades de calor. Ahora bien, la masa de agua es el único cuerpo que se calentó y la cantidad de calor calculada para el calentamiento del agua es la misma que entregó el cuerpo al enfriarse. Por esta causa dijimos que estábamos en presencia de una manera de medir cantidades de calor.

La constante de proporcionalidad, c, que aparece en la última fórmula no es otra cosa que el calor específico del cuerpo o material de que se trate. Su definición es la cantidad de calor necesaria para aumentar en 1°C la temperatura de 1 g del material que forma el cuerpo. Si comparamos esta definición con la de caloría, veremos que el calor específico del agua es 1 cal/g (grado C).

El calor específico de una sustancia, ce, es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado la temperatura de un kilogramo de dicha sustancia. Se mide en J/(kg . K) en el SI. También se puede expresar en cal/(Kg . °C).

La cantidad de calor necesaria para que una masa m de una sustancia aumente su temperatura desde T1, hasta T2 se expresa entonces así: Q = m . ce . (T2 — T1) = m. ce. ▲T

(▲T): se lee delta T , es la variación de la temperatura, y equivale a la temperatura final menos la temperatura inicial.

TABLA DE CALORES ESPECÍFICOS

Sustancia  c.e. (Cal./Kg./°C) c.e. (J./Kg./°K)
Aluminio210878
Cobre 90375
Hierro110460
Plomo30125
Mercurio30125
Plata 60250
Latón90375
Vidrio160667
Arena200835
Hielo500120
Agua Pura10004180
Agua de Mar9403900
Alcohol Etílico5502400
Glicerina5802420
Trementina4201750
Aceite4001670
Vapor de Agua4601920
Carbono121500
Wolframio32135

Para pasar de (cal./Kg./°C) a Kcal. se multiplica por 1000. Lo mismo si se quiere pasar de Kg. a gr. se divide por 1000. También de Cal. a Joule (J.) divide por 0,24. Si divide para el aluminio los 210 por 0,24
se obtiene en Joule, 878.

EJEMPLOS:

• ¿Que cantidad de calor se necesita para elevar la temperatura de 50 gr. de cobre desde 18°C. hasta 98°C?

▲T=98-18 = 80°C

El calor específico del cobre es de 0,09 cal./gr./° C. La masa m = 50 gr., el calor específico s = 0,09 = 9:100 cal./gr./° C, la variación de temperatura es  = 80° C. La cantidad de calor es Q = m x s x t = 50 X 9:100 x 80 = 360 calorías.

De la definición de caloría (cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura de 1 g. de agua en 1° C), se deduce que el calor específico del agua es de 1,00 cal./gr.° C. Éste es el mayor calor específico de todas las sustancias ordinarias. Es, por ejemplo, unas 5 veces mayor que el calor específico de la arena. Para producir el mismo aumento de temperatura, el agua absorbe una cantidad de calor 5 veces mayor que una masa igual de arena. Esto explica por qué el mar tarda más en calentarse, durante el día, que una playa de arena; y por qué la arena de la playa se enfría más rápidamente al llegar la noche.

• ¿Cuánto calor es necesario para aumentar en 25 °C (a temperatura de 3 Kg. de agua?
Suponemos que no hay cambios de estado:

formula cantidad de calor

La cantidad de calor pedida depende únicamente de la masa y del aumento de temperatura, para el caso del agua.


• Introducimos una barra de aluminio, de 0,2 Kg., a 80 °C en un vaso con 0,25 Kg. de agua a 20 °C. Calcular la temperatura final, suponiendo que no hay pérdidas de calor con el ambiente.

Cuando se alcance el equilibrio térmico ambos estarán a la misma temperatura. El aluminio cede calor (Qc) y disminuye su temperatura:

formula cantidad de calor

El agua absorbe calor (Qa) y aumenta su temperatura:

formula cantidad de calor

Si no hay pérdidas de calor se cumple que: el calor cedido (negativo) por la barra de aluminio es igual al absorbido (positivo) por el agua.

Un bloque de cobre de 75 g, se saca de un horno, y se echa en un depósito de vidrio de 300 g que contiene 200 g de agua. La temperatura del agua se eleva de 12 a 27°C. ¿Cuál era la temperatura del horno?

Este es un ejemplo de dos sistemas que se encontraban originalmente a diferentes temperaturas y que alcanzaron el equilibrio térmico después de ponerse en contacto. No interviene energía mecánica, sólo hay un intercambio de energía calorífica. Por consiguiente:

formula cantidad de calor

El subíndice C representa al cobre, G al vidrio y W al agua. La temperatura inicial del cobre es Tc, la temperatura inicial del agua del depósito es Tw, y la temperatura final de equilibrio es Te. Sustituyendo los valores dados, con Cc=0.093 cal/g C, Cg = 0.12 cal/g C°, y Cw = 1.0 cal/g C°, obtenemos:

Equivalente mecánico del calor

Si el calor no es sino otra forma de la energía, cualquier unidad de energía puede ser una unidad de calor. La caloría y el Btu se originaron antes de que fuera aceptado generalmente que el calor es energía. Fue Joule quien primero midió cuidadosamente el equivalente en energía mecánica de la energía calorífica, esto es, el número de joules equivalente a 1 caloría, o el número de pies-libras equivalente a 1 Btu.

El tamaño relativo de las «unidades caloríficas» y de las «unidades mecánicas» se puede encontrar efectuando experimentos en los cuales una cierta cantidad medida de energía mecánica se convierte completamente en una cantidad medida de calor. Joule usó originalmente un aparato en el cual unas pesas que caían hacían girar un conjunto de aspas en un recipiente con agua  La pérdida de energía mecánica se calculaba conociendo los pesos y las alturas

aparato de Joule

 Aparato de Joule para medir el equivalente mecánico del calor.
Las pesas que caen hacen girar las aspas que agitan el agua en el recipiente, elevándole su temperatura

de las cuales caían y la ganancia de energía calorífica, determinando el equivalente en agua del conjunto y su elevación de temperatura. Joule deseaba demostrar que se obtendría la misma cantidad de energía calorífica al consumir una cierta cantidad dada de trabajo independientemente del método seguido para producir el trabajo.

cientifico jouleProducía calor agitando mercurio; frotando entre sí anillos de hierro en un baño de mercurio; convirtiendo energía eléctrica en calor en un alambre sumergido en agua; y de otras formas. Siempre coincidía la constante de proporcionalidad entre la cantidad de calor producido y la cantidad de trabajo ejecutado dentro de su error experimental de 5%.

Joule no disponía de los termómetros exactamente comparados que tenemos en la actualidad, ni podía hacer correcciones tan seguras de las pérdidas de calor del sistema como es posible hacerlo ahora.

Sus experimentos originales son notables no sólo por la habilidad e ingenio que mostró sino también por la influencia que tuvieron para convencer a los hombres de ciencia de todas partes, de lo correcto del concepto de que el calor es una forma de la energía.

Los resultados aceptados son:

1 kcal = 1 000 cal = 4 186 joules,
1 Btu = 252.0 cal = 777.9 pies Ib;

esto es, cuando se convierten en calor 4 186 joules de energía mecánica, elevan la temperatura de 1 Kg. de agua de 14.5 a 15.5°C.

En calorimetría moderna las cantidades de calor se miden casi siempre la función de la energía eléctrica proporcionada a un baño de agua al hacer pasar una corriente por una resistencia que se encuentra dentro del baño; raras veces se miden observando la elevación de temperatura de un baño de agua. Así pues, la unidad práctica lógica de calor es el joule (1 joule = 1watt-seg) y de hecho es la que se adoptó como unidad internacional aceptada jara el calor por la Novena Conferencia General de Pesas y Medidas (1948). De hecho, en la práctica moderna de los laboratorios, la caloría (o la kilocaloría) si se usa mucho ni se necesita. Sin embargo, está profundamente metida en !a literatura científica. Para permitir el seguir usando esta unidad familiar —-pero para reconocer la importancia práctica del joule— a menudo se define una nueva kilocaloría, la kilocaloría termoquímica: 1 Kilocaloría=4184.0vjoules (exactamente)

Medida del color específico del aluminio, por el método de las mezclas. El aluminio se calienta en agua hirviendo, y luego se sumerge en el agua fría del calorímetro. El calor ganado por el agua fría y el calorímetro puede calcularse, y es igual a Q, el calor cedido por la masa m de aluminio. El calor específico s del aluminio puede deducirse de la ecuación Q= m . s . ▲T(observación: en este ejemplo s=ce el calor específico del material)

MEDIDA DEL CALOR ESPECÍFICO DE UN SÓLIDO

Este experimento ofrece un ejemplo del llamado «método de las mezclas». Está basado en el hecho de que el calor que pierde un cuerpo caliente lo gana un cuerpo más frío. El experimento será correcto si se toman las precauciones necesarias para que no haya pérdidas de calor fuera del aparato.

calorimetro metodo de las mezclas

La parte principal del aparato es el «calorímetro», un recipiente de cobre con paredes de poco grosor (el cobre tiene un bajo calor específico y, por lo tanto, una pequeña capacidad para absorber calor) que debe estar muy bien pulido, para evitar las pérdidas de calor por radiación.

El calorímetro se coloca sobre un soporte de corcho (un mal conductor de! calor), en el interior de un recipiente mayor, que sirve de protección contra los cambios en la temperatura exterior. Normalmente, e! calorímetro se cierra con una tapadera que lleva un termómetro, esencial para todos los experimentos de medidas de calor. A través de la tapadera pasa también una varilla de cobre, con la que puede removerse el contenido de’, calorímetro.

Supongamos que queremos calcular el calor específico del aluminio por el método de las mezclas. Se pesa la muestra de aluminio, así como e! calorímetro vacío con su agitador. Luego se llena el calorímetro con agua hasta la mitad, y se pesa de nuevo, para calcular la masa de agua que contiene, por la diferencia entre las dos pesadas. El aluminio se calienta, sumergiéndolo en un vaso con agua en ebullición.

La temperatura de! agua hirviendo será la temperatura inicial del aluminio. Mientras se calienta el aluminio, se mide la temperatura del agua fría en el calorímetro. Luego, el aluminio caliente se transfiere muy rápidamente al calorímetro (procurando no llevar agua caliente con él).

El agua del calorímetro se agita, para igualar la temperatura del agua, y se anota la temperatura más alfa que alcance el termómetro. Antes de averiguar el calor específico (s) del aluminio, hay que realizar las siguientes medidas. Con ellas, y el calor específico del cobre y del agua, que son factores conocidos, no necesitamos más datos.

Masa del aluminio = 10 gr.
Masa del calorímetro vacío = 50 gr.
Masa del agua en el calorímetro = 80 gr.
Temperatura Inicial del aluminio = 99,5° C.
Temperatura inicial del calorímetro = 17,5° C.
Temperatura final del aluminio y del calorímetro = 19,5° C.
Calor específico del cobre = 0,09 cal./gr./° C.
Calor específico del agua = 1 cal./gr./° C.

Utilizando estos datos, se hacen los siguientes cálculos:
Disminución de temperatura de los 10 gr. de aluminio = 99,5—19,5 = 80°C.

Por tanto, e! calor perdido por el aluminio es Q= m .c. ▲T = 10 . s . 80 — = 800 x s calorías.

Elevación de temperatura de! calorímetro de cobre = 19,5 – 17,5 = 2°C.

Por lo tanto, la cantidad de calor Q ganada por e! calorímetro es: Q=m. s. ▲T=50 . 0,09 X 2 = 9 calorías.

Como la elevación de temperatura de! agua del calorímetro es también 19,5— 17,5 = 2°C, la cantidad de calor ganada por 80 gr. de agua es Q=m. s. ▲T = 80 . 1 . 2 = 160 calorías.

Así, la cantidad total de calor ganada por el agua y el calorímetro es de 160 + 9 = 169 calorías.

Ahora bien, las 800 X s calorías perdidas por el aluminio son iguales a las 169 cal. que ganan el agua y el calorímetro. Luego 800 X s = 169.

Dividiendo ambos miembros de la ecuación por 800, tenemos:

Calor específico del aluminio s = 169/800 = 0,21 cal./gr./° C

Fuente Consultada:
Revista TECNIRAMA N° 54
FÍSICA I
RESNIK-HOLLIDAY
Elementos de Física y Química Maiztegui-Sabato
Enciclopedia del Estudiante Tomo 7 Físico-Química

Transmutacion de Metales Conde Cagliostro Obtener Oro desde el Plomo

Transmutación de Metales: Conde Cagliostro Obtener Oro desde el Plomo

HISTORIA DE LA ALQUIMIA, Y LA TRANSMUTACIÓN DE METALES:

Alquimista, francmasón, adivino y curandero, falsificador y rufián, frecuentaba a los poderosos de la Europa del Siglo de las Luces, a quienes dejó perplejos gracias a sus conocimientos de magia. Implicado en un sinfín de escándalos, fue encarcelado y luego desterrado en Francia. Su muerte es un enigma.

Boyle En el siglo XVII no todas de las trece sustancias conocidas como elementos, eran consideradas necesariamente como elementos. En la época de Boyle, sólo podía realmente, estar seguro de que el oro, por ejemplo, no podía dividirse en sustancias simples.

El mismo Boyle (imagen) no creía que el oro fuese un elemento. Tal vez otro metal, como el plomo, pudiese ser dividido en sustancias con las que volverse a combinar para formar oro. En otras palabras, el plomo y el oro podían estar compuestos de otros elementos aún más simples.

Incluso Boyle persuadió a Carlos II para que volviese a hacer uso de la antigua ley de Enrique IV que prohibía la fabricación de oro, porque creía que aquella ley se encontraba en el camino del progreso científico.

Durante más de cien años después de Boyle, la tentativa de fabricar oro por transmutación continuaba sin disminuir. En parte, esto ocurría porque la realeza de aquel tiempo continuaba en extremo interesada en semejantes proyectos. El Gobierno se había hecho mucho más caro que en la Edad Media, pero el sistema de impuestos continuaba siendo medieval.

Aunque los pobres campesinos se encontraban agobiados por el índice de tributos, la recaudación era tan ineficaz y los Gobiernos tan corruptos, que los reyes de los siglos XVII y XVIII andaban siempre muy escasos de dinero. Se veían constantemente tentados de creer a cualquier alquimista que jurase que el oro podía fabricarse a partir del hierro.

Así, Cristián IV, rey de Dinamarca desde 1588 a 1648, acuñó moneda con «oro» preparado por él y un alquimista. Lo mismo hizo Fernando III, el emperador del Sacro Imperio Romano, de 1637 a 1657. A veces los falsificadores llegaban demasiado lejos. Uno de ellos fue atrapado y colgado en 1686 por un margrave alemán. Otro alquimista fue ahorcado en 1709 por el rey de Prusia Federico I.

Tanto el margrave como el rey habían sido seducidos por su ansia de oro. Tal vez el más famoso falso alquimista de todos los tiempos fue un siciliano llamado Giuseppe Balsamo (1743-1795). En su juventud trabajó como ayudante de un boticario y recogió ligeros conocimientos de química y medicina.

También tenía un pico de oro, un gran talento para el engaño y ninguna clase de moral. Forjó engaños de todas clases, alegando, por ejemplo, que su vida había durado ya miles de años, que podía fabricar oro y que poseía elixires secretos que conferían una gran belleza y una larga vida. Bajo el nombre de conde Alejandro de Cagliostro, operó con notable éxito en la Francia de Luis XVI.

Fundó sociedades secretas, fabricó oro falso y defraudó a la crédula gente de toda condición. Finalmente, cometió el error de verse envuelto en el robo de un collar valioso a un joyero, con la pretensión de que era para la reina María Antonieta. Esto le hizo dar con sus huesos, en 1785, en una cárcel francesa.

El «asunto del collar de la reina» representa una publicidad muy nefasta para María Antonieta, a la que muchos supusieron implicada en aquellos engañosos negocios (aunque, en realidad, no era así). Esto ayudó al comienzo de la Revolución francesa, en 1789. Cagliostro había conseguido salir de la cárcel para entonces. Pero su suerte había acabado. Fue encarcelado, en Roma, por los manejos de una sociedad secreta y esta vez se le condenó a cadena perpetua.

Cagliostro es un relevante personaje en varias de las novelas histéricas de Alejandro Dumas, el cual, desgraciadamente, lo trata con demasiada simpatía. Incluso los científicos más destacados continuaron la persecución de la investigación del oro. El caso más desconcertante es el de Isaac Newton (1642-1727), probablemente el científico más ilustre que haya existido nunca.

Newton dedicó una gran cantidad de tiempo a la búsqueda alquímica del secreto de la fabricación de oro, aunque no con más éxito que las mentes menos preclaras a la suya que lo habían probado. La persistente fe en la Alquimia dio nacimiento a otras curiosas ideas, que se hicieron populares. Una fue una nueva teoría acerca de la combustión.

Hacia 1700, un médico alemán llamado George Ernst Stahl, siguiendo su pista de la idea yabiriana del «principio» quemador (azufre), dio un nuevo nombre a este principio: «flogisto», de una voz griega que significaba «inflamable». Según Stahl, cuando una sustancia ardía, el flogisto la abandonaba y escapaba al aire.

La ceniza que quedaba ya no podía arder más porque estaba por completo liberada de flogisto. Stahl concibió otra idea que era más ingeniosa de lo que suponía. Afirmó que la oxidación de los metales constituía proceso muy parecido al de la quema de la madera. (Esto es verdad: en ambos casos constituye el proceso de oxidación.)

Stahl teorizó que, cuando un metal se calentaba, el flogisto escapaba de él y dejaba un «residuo» (al que nosotros llamaremos óxido). Su teoría pareció explicar los hechos de la combustión, con tanta claridad, que fue algo aceptado por la mayoría de los químicos.

Casi la única seria objeción radicaba en que el residuo de un metal oxidado era más pesado que el metal original. ¿Cómo podía el metal perder algo (flogisto) y acabar siendo más pesado? Pero la mayoría de los químicos del siglo XVIII no se preocuparon por esto. Algunos sugirieron que tal vez el flogisto poseía un «peso negativo», por lo que una sustancia perdía peso cuando se le añadía flogisto y ganaba peso cuando el flogisto la abandonaba.

El misterioso conde de Cagliostro:El misterioso conde de Cagliostro: Alquimista, francmasón, adivino y curandero, falsificador y rufián, frecuentaba a los poderosos de la Europa del Siglo de las Luces, a quienes dejó perplejos gracias a sus conocimientos de magia. Implicado en un sinfín de escándalos, fue encarcelado y luego desterrado en Francia. Su muerte es un enigma.

El personaje conocido como Cagliostro, nacido en Palermo en 1743, se llamaba en realidad Giuseppe Bálsamo (que tampoco es mal nombre para un curandero). Era de familia humilde y prácticamente se había criado en la calle, lo que le sirvió para estar muy bregado en picaresca y en capacidad de supervivencia ante la adversidad. Viajó por los principales centros culturales de la época: Grecia, Egipto, Marruecos, España y Francia, además de Italia.

Todos ellos fueron lugares de paso y aprendizaje para el futuro místico a la vez que mago. En aquellos tiempos Cagliostro vivía de sus dotes de curandero y peregrinaba por las ciudades vendiendo un «elixir de la eterna juventud», producto que combinaba con filtros para el amor y preparados alquímicos de múltiples aplicaciones. Acompañado por su esposa, viajó por toda Europa, ofreciendo sus servicios y vendiendo sus productos, en especial un «su elixir mágico». Instalado en San Petersburgo, el matrimonio Cagliostro vive rodeado de un halo de gloria.

El conde lleva a cabo una serie de curaciones sorprendentes entre la aristocracia, lo que le granjea grandes simpatías. Pero, una vez, las circunstancias se vuelven hostiles —parece que hay un duelo de por medio— y tiene que abandonar Rusia y huir a Polonia, instalándose en Varsovia. De nuevo se ve rodeado de innumerables admiradores, entre los que hay que incluir al mismo rey. Balsamo-Cagliostro continúa dedicándose a manipulaciones alquímicas, pero sus manejos levantan antipatías entre la aristocracia. El matrimonio, siguiendo su inveterada costumbre, se ve obligado a huir.

Instalado en Estrasburgo, en donde residirá durante tres años, Cagliostro se siente orgulloso de dominar los secretos alquímicos. En esta ciudad realiza una curiosa labor de índole social, atendiendo a enfermos y pobres, y llevando a cabo una serie de curaciones sorprendentes. Estas actividades sirven para ganarse, una vez más, el favor tanto de poderosos como de humildes. En esa época entabla relación con un personaje que servirá para encumbrarle, primero, y arruinarle, después. Se trata del cardenal de Roñan, hombre ingenuo que goza, sin embargo, del favor real. Trasladado a París, Cagliostro reside en uno de los palacios de la marquesa de Orvilliers. Crea entonces una logia masónica de la que se nombra gran maestre, con el título de Gran Copto. A la secta pertenecen ilustres nombres de la nobleza.

El mago disfruta entonces de una etapa de máximo esplendor. Es consultado por la reina María Antonieta, y vaticina con acierto acontecimientos como el del nacimiento del Delfín. Con respeto y temor, corre entonces la voz de que Cagliostro es capaz de evocar los espíritus, y que posee la clave para fabricar remedios de gran poder.

conde cagliostro

La incesante polvareda levantada por las actividades de Cagliostro, y de su esposa, dio pie a ironías e interpretaciones críticas de su persona como la que muestra la imagen, en la que se leve durante una de sus actuaciones en la logia masónica de Londres, en 1786.

En 1785 vivía en una posición francamente holgada en la corte francesa, pero tras un escándalo que lo vinculó con el robo de un collar de María Antonieta, comenzó a caer en desgracia.

En 1791 fue detenido por la inquisición, acusado de engaños, estafas y, lo que era todavía más importante, por ser un conspirador y frecuentar la Masonería, además de intentar organizar una logia en Italia. Lo cierto es que Cagliostro había pertenecido a la Rosacruz y había introducido importantes reformas litúrgicas en esa sociedad secreta.

Fue también miembro de la Masonería, y una de sus profecías más impactantes predijo la Revolución Francesa y la Independencia de Estados Unidos. En ambos sucesos estuvo luego implicada la logia masónica que había acogido al misterioso conde. La historia oficial registra que permaneció en prisión hasta el momento de su muerte. La leyenda asegura que no sólo efectuaba salidas temporales de la prisión a través de un espejo mágico, sino que además utilizó sus dotes de brujo para fugarse de la cárcel.

La estrategia fue intercambiar mediante sortilegios su cuerpo con el de un monje (otros apuntan a un celador), que fue en realidad el cadáver que los guardianes encontraron en la celda de Cagliostro.

Fuente Consultada:
En Busca de los Elementos de Isaac Asimov
Enciclopedia del Esoterismo de Mariano José Vazquéz Alonso