La Historia Del Sistema Periódico

cuadernos

La Historia del Sistema Periódico Soledad Esteban Santos

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CUADERNOS DE LA UNED

La Historia del Sistema Periódico

SOLEDAD ESTEBAN SANTOS

UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA

CUADERNOS DE LA UNED (0135296CU01A01) LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO Quedan rigurosamente prohibidas,sin la autorización escrita de los titulares del «Copyright», bajo las sanciones establecidas en las leyes, la reproducción total o parcial de esta obra por cualquier medio o procedimiento, comprendidos la reprografía y el tratamiento informático, y la distribución de ejemplares de ella mediante alquiler o préstamo públicos. © Universidad Nacional de Educación a Distancia Madrid, 2009 Librería UNED: Bravo Murillo, 38 - 28015 Madrid Tels.: 91 398 75 60/73 73 e-mail: [email protected] © Soledad Esteban Santos ISBN: 978-84-362-5899-8 Depósito legal: M. 41.189-2009 Primera edición: octubre de 2009 Impreso en España - Printed in Spain Imprime: Fernández Ciudad, S. L. Coto de Doñana, 10. 28320 Pinto (Madrid)

ÍNDICE

PRESENTACIÓN ...............................................................................................

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INTRODUCCIÓN GENERAL ...........................................................................

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BLOQUE TEMÁTICO I SOBRE ÁTOMOS Y ELEMENTOS Tema 1. EVOLUCIÓN DE LA IDEA DE ELEMENTO ................................. Introducción ...................................................................................................... 1.1. Elemento como principio general de la materia ................................. 1.1.1. Filósofos presocráticos .................................................................... 1.1.2. Aristóteles ......................................................................................... 1.1.3. Escuelas postaristotélicas ................................................................ 1.1.4. Elementos de los alquimistas .......................................................... 1.2. Concepto actual de elemento químico ................................................. 1.2.1. Los cuerpos simples de Boyle .......................................................... 1.2.2. Los elementos de Lavoisier ............................................................. Conclusión ..........................................................................................................

19 21 22 22 24 26 27 30 30 32 34

Tema 2. ÁTOMOS O CORPÚSCULOS ........................................................... Introducción ...................................................................................................... 2.1. Materia, ¿continua o discontinua? ........................................................ 2.1.1. Los átomos de Epicuro .................................................................... 2.1.2. Los corpúsculos de Boyle ................................................................ 2.2. Los átomos de Dalton .............................................................................. 2.2.1. Dalton y construcción de la teoría atómica moderna .................... 2.3. Ley de los volúmenes de combinación ................................................. 2.4. Hipótesis de Avogadro, una idea conciliadora .................................... Conclusión ..........................................................................................................

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

Tema 3. EL PESO DE LOS ÁTOMOS ............................................................ Introducción ...................................................................................................... 3.1. Determinación de los pesos atómicos: escalas y tablas ....................... 3.1.1. Pesos atómicos de Dalton ................................................................ 3.1.2. Pesos atómicos de Berzelius ............................................................ 3.2. Importancia y significación de los pesos atómicos ............................ 3.2.1. Determinación experimental de pesos moleculares de sustancias en estado gaseoso ............................................................................. 3.3. Ley de las proporciones recíprocas y peso equivalente ........................ 3.4. La simbología química ............................................................................. Conclusión ..........................................................................................................

53 55 55 56 58 62 64 64 66 70

BLOQUE TEMÁTICO II HACIA EL SISTEMA PERIÓDICO Tema 4. PRIMERAS CLASIFICACIONES EN QUÍMICA ............................ Introducción ...................................................................................................... 4.1. Clasificaciones de los «cuerpos» químicos .......................................... 4.1.1. Criterios dualistas ............................................................................ 4.1.2. Clasificaciones de los alquimistas ................................................... 4.1.3. Las tablas de afinidades ................................................................... 4.2. Primeras clasificaciones de los «elementos» químicos ....................... 4.3. El peso atómico como base de clasificación de los elementos ......... 4.3.1. Triadas de Döbereiner ..................................................................... 4.3.2. En busca de otras relaciones numéricas como base de clasificación ................................................................................................... 4.4. Hipótesis de Prout .................................................................................... 4.5. Caos entre los químicos de mediados del siglo XIX ....................... 4.5.1. El congreso de Karlsruhe ................................................................ Conclusión ..........................................................................................................

73 75 76 76 77 78 81 83 83

Tema 5. ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS ................... Introducción ...................................................................................................... 5.1. Precursores inmediatos de la Tabla Periódica .................................... 5.1.1. La hélice telúrica de Chancourtois ................................................. 5.1.2. Ley de las octavas de Newlands ...................................................... 5.1.3. Otros precursores: Odling y Hinrichts ............................................

95 97 98 98 100 102

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85 88 89 91 94

ÍNDICE

5.2. Meyer y la clasificación periódica ......................................................... 5.2.1. Datos biográficos ............................................................................. 5.2.2. Tablas periódicas de Meyer ............................................................. 5.3. Sistema Periódico de Mendeleiev .......................................................... 5.3.1. Vida y formación científica ............................................................. 5.3.2. Desarrollo del sistema periódico de Mendeleiev ............................ Conclusión ..........................................................................................................

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Tema 6. EL ÉXITO DE MENDELEIEV ......................................................... Introducción ...................................................................................................... 6.1. Ubicación de los elementos en las tablas de Mendeleiev .................. 6.1.1. Corrección de pesos atómicos a causa de un cambio de valencia 6.1.2. Corrección de pesos atómicos erróneos ......................................... 6.1.3. Inversión del orden de dos elementos adyacentes ......................... 6.2. Predicciones de Mendeleiev ................................................................... 6.2.1. Los huecos en la tabla periódica: se cumplen las predicciones .... 6.2.2. Predicciones fallidas de Mendeleiev ............................................... 6.3. Elementos de las tierras raras ................................................................ 6.3.1. Descubrimiento de las tierras raras ................................................ 6.3.2. Mendeleiev ante las tierras raras ..................................................... 6.4. Otro problema: los gases inertes ........................................................... 6.5. Mendeleiev versus Meyer ........................................................................ 6.5.1. La tabla no publicada de Meyer ...................................................... 6.6. Científicos españoles y el Sistema Periódico ....................................... Conclusión ..........................................................................................................

121 123 124 124 125 126 127 127 130 131 132 133 134 135 137 138 140

BLOQUE TEMÁTICO III JUSTIFICACIÓN DEL SISTEMA PERIÓDICO Tema 7. LOS ÁTOMOS POR DENTRO .......................................................... Introducción ...................................................................................................... 7.1. Experimentos en los tubos de descarga ............................................... 7.1.1. Rayos catódicos y descubrimiento del electrón ............................. 7.1.2. Rayos canales y descubrimiento del protón ................................... 7.2. Descubrimiento de los rayos X y la ley de Moseley ............................ 7.2.1. Moseley y sus trabajos con rayos X ................................................. 7.3. Descubrimiento de la radiactividad ......................................................

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7.4. Rutherford y el concepto de núcleo atómico ...................................... 7.4.1. El núcleo de los átomos ................................................................... 7.5. Descubrimiento de los isótopos ............................................................. 7.5.1. Isótopos estables .............................................................................. 7.5.2. El neutrón ......................................................................................... Conclusión ..........................................................................................................

160 162 163 163 164 165

Tema 8. MODELOS ATÓMICOS .................................................................... Introducción ...................................................................................................... 8.1. Espectros atómicos .................................................................................. 8.2. Primeros modelos atómicos ................................................................... 8.2.1. Modelo atómico de Rutherford ....................................................... 8.3. Modelo atómico de Bohr ......................................................................... 8.3.1. Teoría cuántica de Planck y efecto fotoeléctrico............................. 8.3.2. Postulados de Bohr .......................................................................... 8.3.3. Limitaciones del modelo de Bohr ................................................... 8.4. Modelo mecanocuántico del átomo ...................................................... 8.4.1. Significado de orbital ....................................................................... 8.4.2. Números cuánticos: valor y significado .......................................... 8.5. Configuración electrónica y ubicación en el Sistema Periódico ...... 8.5.1. Configuración electrónica de los átomos ....................................... 8.5.2. Periodos y grupos ............................................................................. 8.6.2. Propiedades periódicas .................................................................... Conclusión...........................................................................................................

167 169 169 173 173 174 175 175 177 178 179 180 182 182 183 186 187

Tema 9. EVOLUCIÓN DE LAS TABLAS PERIÓDICAS .............................. Introducción ...................................................................................................... 9.1. Últimos huecos de Mendeleiev ............................................................... 9.2. Traspasando el uranio ............................................................................. 9.2.1. Obtención de elementos artificiales ................................................ 9.2.2. Predicciones de futuro ..................................................................... 9.3. Modificaciones de la Tabla Periódica de Mendeleiev ........................ 9.3.1. Tablas periódicas de Mendeleiev .................................................... 9.3.2. Evoluciones posteriores: problemas de ubicación ......................... 9.3.3. Otras variantes de tablas periódicas ............................................... 9.3.4. Tablas periódicas utilizadas actualmente........................................ Conclusión ..........................................................................................................

189 191 191 195 195 198 198 199 199 203 204 206

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ÍNDICE

BLOQUE TEMÁTICO IV DESCUBRIENDO LOS ELEMENTOS Tema 10. ELEMENTOS DESCUBIERTOS HASTA LOS INICIOS DE LA QUÍMICA MODERNA ...................................................................... Introducción ...................................................................................................... 10.1. Elementos conocidos en la Prehistoria y en la Antigüedad ............ 10.1.1. Primeros metales .......................................................................... 10.1.2. Importancia de los metales en la Antigüedad ............................ 10.2. Elementos conocidos en la Edad Media y en el Renacimiento ... 10.3. Elementos de la era del flogisto .......................................................... 10.3.1. Descubrimiento del fósforo y de elementos metálicos .............. 10.3.2. Implicación de científicos españoles en el descubrimiento de elementos químicos ..................................................................... 10.3.3. Elementos gaseosos: la química neumática ............................... Conclusión .......................................................................................................... Tema 11. ELEMENTOS DESCUBIERTOS EN LOS SIGLOS XIX, XX Y XXI ................................................................................................. Introducción ...................................................................................................... 11.1. Electroquímica y su aplicación al descubrimiento de nuevos elementos ...................................................................................................... 11.1.1. Los metales de Davy...................................................................... 11.1.2. Aislamiento de los halógenos ....................................................... 11.2. Descubrimiento de elementos por métodos químicos clásicos .. 11.3. Identificación de nuevos elementos por espectroscopia ................. 11.3.1. Los elementos del Sol .................................................................. 11.3.2. Los gases inertes y la espectroscopía .......................................... 11.4. Otra vez las tierras raras ....................................................................... 11.5. La radiactividad y el descubrimiento de elementos ......................... 11.5.1. Elementos fabricados: obtención de elementos artificiales ...... Conclusión ..........................................................................................................

209 211 211 213 216 217 219 220 223 225 230

231 233 233 235 236 237 240 242 243 244 248 249 255

ANEXO. LISTADO DE ELEMENTOS QUÍMICOS.........................................

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BIBLIOGRAFÍA .................................................................................................

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ÍNDICE ONOMÁSTICO ....................................................................................

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PRESENTACIÓN

El Sistema Periódico y su plasmación icónica en la Tabla Periódica constituyó para los científicos un paso fundamental. La clasificación sistemática se hace necesaria en todas las ciencias. Y cuando muchas ya la tenían, la Química aún carecía de ella. Esta obra se ha dedicado al estudio de la trayectoria seguida por la ciencia hasta llegar a la ordenación periódica de los elementos químicos, analizando asimismo las circunstancias que acompañaron a esa trayectoria. Es decir, se hace el tratamiento de la génesis Sistema Periódico y del contexto histórico en que tuvo lugar. No obstante, hubo que ir hacia atrás, atendiendo a aquellos conceptos e ideas que los científicos tuvieron que clarificar previamente para que, partiendo de ellos, fuera posible llevar a cabo una clasificación racional de los elementos químicos. Por otra parte, cuando fue cuestionada la razón de este sistema de periodos se dio un impulso al análisis de cuál era la estructura de los átomos y a lo que se conoce como su configuración electrónica. Y esto, a su vez, dio la justificación de tal ordenación. En consecuencia, los contenidos se han distribuido en cuatro bloques temáticos. El primero, Sobre átomos y elementos, se dedica a esos requisitos previos. En el segundo, Hacia el Sistema Periódico, se revisan los diferentes tipos de clasificaciones en Química para terminar en la Tabla Periódica de Mendeleiev. En el bloque siguiente, Justificación del Sistema Periódico, se estudia la estructura del átomo y los modelos atómicos, con lo que se explica plenamente la disposición de los elementos en la Tabla Periódica. Finaliza este texto con un bloque titulado Descubriendo los elementos, ya que no podía faltar un espacio dedicado a describir cómo y cuándo se fue incrementando el número de elementos químicos conocidos por el hombre. Este texto está dirigido en principio al profesorado de disciplinas científicas, con el fin de ofrecerle amplia información, así como ideas y sugerencias que puedan resultarle de utilidad en su actividad docente. No obstante,

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puede ser leído por un público más amplio, desde estudiantes de ciencias a lectores que no tengan una formación especifica en estas áreas. En este sentido, manteniendo siempre el rigor científico, se han introducido notas aclaratorias que relacionan el eje temático de esta obra con ciertos aspectos para hacer su lectura más amena y atractiva. Tales son puntualizaciones sobre determinadas teorías, descubrimientos o fenómenos, así como apuntes biográficos de científicos que aparecen de una manera u otra en el texto. Porque, en definitiva, hay que resaltar que muchas fueron las figuras dedicadas a la Química y a otras ciencias que tomaron parte en este proceso, por otra parte largo y complejo. Hubo distintas etapas, unas más significativas y otras menos, pero todas contribuyeron al éxito final. También hubo rivalidades, omisiones y olvidos injustos. Pero, en definitiva, Mendeleiev ha quedado como protagonista central de esta historia, La historia del Sistema Periódico.

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INTRODUCCIÓN GENERAL

El Sistema Periódico es la culminación de un largo proceso en el que participaron numerosos científicos, buscando una determinada ordenación de los elementos químicos que proporcionase una correlación con sus propiedades físicas y químicas. Fueron el alemán Lothar Meyer y el ruso Dmitri Mendeleiv quienes, de forma independiente y prácticamente simultánea, desarrollaron una clasificación de los elementos entonces conocidos de tal manera que, distribuidos dentro de una tabla en filas y columnas, cada cierto intervalo se observaba una repetición de sus propiedades. Es decir, que había una variación periódica de éstas. Mendeleiv tuvo, incluso, la audacia de dejar huecos en su tabla y predecir las propiedades de los elementos que en el futuro los ocupasen, deduciéndolas simplemente de la ubicación de dichos huecos. Y, asombrosamente, cuando se descubrieron tres de esos elementos se comprobó que sus propiedades eran sumamente parecidas a las predichas por el químico ruso. Llega así el éxito para Mendeleiv, con lo que su ley periódica y su tabla fueron aceptadas unánimemente por la comunidad científica. El Sistema Periódico, a pesar de haber sido desarrollado de forma empírica, resultaba sumamente útil no sólo como medio para deducir las propiedades de los elementos, sino también como principio organizador. Pero, además, constituyó una orientación para la búsqueda de nuevos elementos, con lo que dio un impulso al proceso de su descubrimiento. Por otra parte, al tratarse de una ley empírica, se desconocía la base científica que la explicase, por lo que se comenzó a buscar la causa de esa periodicidad. Y se encontró en la propia naturaleza de la materia, en la estructura electrónica de los átomos, que justifica plenamente la ordenación de los elementos según el Sistema Periódico. En consecuencia, el objetivo general de este texto es llevar a la reflexión sobre la enorme contribución del Sistema Periódico al desarrollo de la Química, ya que constituye una base racional, sistemática y deductiva para el estudio de esta ciencia experimental.

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BLOQUE TEMÁTICO I

SOBRE ÁTOMOS Y ELEMENTOS

Portada de El Quimico Escéptico de Robert Boyle, de quien parte la idea del concepto actual de elemento químico.

TEMA 1

EVOLUCIÓN DE LA IDEA DE ELEMENTO

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 1.1. ELEMENTO COMO PRINCIPIO GENERAL DE LA MATERIA 1.1.1. Filósofos presocráticos 1.1.2. Aristóteles 1.1.3. Escuelas postaristotélicas 1.1.4. Elementos de los alquimistas — Algo más sobre la alquimia — Algo más sobre Paracelso 1.2. CONCEPTO ACTUAL DE ELEMENTO QUÍMICO 1.2.1. Los cuerpos simples de Boyle 1.2.1. Los elementos sobre Lavoisier — Algo más sobre Lavoisier CONCLUSIÓN

OBJETIVO Valorar la diferencia entre la idea de elemento como principio general de la naturaleza y su concepción actual, como sustancia simple

INTRODUCCIÓN Uno de los procesos que han resultado más útiles y fructíferos en el estudio de la química es la creación de la Tabla Periódica. No existe, prácticamente, aula de enseñanza secundaria en la que no esté expuesta o manual de química que no la contenga. Esta tabla es el resultado de representar el orden los elementos químicos según la ley periódica de Mendeleiev. Es decir, es la plasmación icónica de su Sistema Periódico de clasificación. Este químico ruso, una de las mentes científicas más privilegiadas del siglo XIX, al ordenar los elementos según el valor creciente de su peso atómico, encontró que había una repetición periódica —o casi periódica— en el valor de muchas de sus propiedades químicas y físicas. Conseguir una ordenación de los elementos químicos, sistemática y racional como es ésta, no fue en absoluto un proceso sencillo. Numerosas y continuadas tentativas se fueron haciendo a lo largo de la historia de la química, en las que se intentaba agrupar las sustancias químicas atendiendo a la semejanza de ciertas propiedades de las mismas. Pero todas resultaban insuficientes e incompletas. Y, además, el establecimiento del Sistema Periódico hubiera sido imposible si las tres bases sobre las que se apoya no hubieran quedado, a su vez, firmemente asentadas. Estas tres bases son: • Clarificación de la noción de elemento químico. • Aceptación del concepto de átomo y de la teoría atómica • Obtención de pesos atómicos fiables. A estas premisas habría que añadir que fue necesario, además, conocer un número considerable de elementos, de tal manera que permitiera la observación de unas similitudes entre un conjunto significativo de aquellos y su agrupación consiguiente. Y todos estos condicionantes se cumplen hacia 1860.

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1.1. ELEMENTO COMO PRINCIPIO GENERAL DE LA MATERIA Los pueblos primitivos y las culturas más antiguas imaginaban que los fenómenos del universo se producían por la acción de fuerzas sobrenaturales, asociándolas a mitos y a divinidades que reencarnaban dichas fuerzas. De ahí las cosmogonías y teogonías de la Prehistoria y la Antigüedad. Los pensadores griegos fueron los primeros en cuestionarse, de una forma racional, una explicación a los fenómenos de la naturaleza. Ante su observación los filósofos se plantean una serie de problemas clave: cuál es la naturaleza de la materia del mundo y del universo, cuáles son los motivos de sus cambios y en qué forma estos cambios tienen lugar. Por ello, otro de sus objetivos era el estudio del movimiento, pero en el sentido filosófico de cambio. Intentaban encontrar una explicación al mundo y a la vida por medio del razonamiento, lo que les condujo a buscar una teoría sobre la materia que también sirviera para ordenar y clasificar los distintos cuerpos.

No obstante, todas las ideas de la filosofía griega eran abstracciones fruto del razonamiento y del pensamiento especulativo, sin que estuvieran acompañadas de experimentación alguna que sustentase sus conclusiones.

Estos son a grandes rasgos los fundamentos de la filosofía de la naturaleza o filosofía natural, iniciada por los llamados filósofos presocráticos que dieron lugar a diversas escuelas o corrientes, y continuada después por otros filósofos de la cultura clásica.

1.1.1. Filósofos presocráticos Como anterior a todo, los griegos consideraron el paso del caos primitivo, desordenado, al cosmos, ya ordenado y regido por unas normas o leyes de la naturaleza. Después, ante el concepto del cambio surge la idea de la existencia de algo inmutable, que no cambia, que sería así como un sustrato inicial, del que estarían hechos todos los objetos.

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Durante todo el periodo presocrático la filosofía natural se desarrolla en las colonias griegas de Asia Menor (Mileto) y del sur de Italia (Éfeso y Elea), principalmente, y se desplaza después a la metrópolis, Atenas. Nace, pues, en el siglo VI a. C. con Tales de Mileto (aprox. 624-546 a. C.), geómetra y astrónomo, que crea la escuela de Mileto, por lo que se le suele considerar padre de la filosofía griega. Admitía como principio general del universo el agua, idea que también aparece en el libro bíblico del Génesis y en otras teogonías. Todo en el universo provendría del agua como materia o elemento más simple e iría evolucionando a partir de ella, al dar lugar a objetos más complejos. Los sucesores de Tales sustituyeron al agua como principio primario por otros principios diferentes, aunque también únicos. Así, para Anaximandro de Mileto (aprox. 610-545 a. C.) sería lo indefinido (o «ápeiron») y para Anaxímenes de Mileto (aprox. 544-484 a. C.) el aire. Anaximandro considera que la causa de todo cambio se debería a la lucha de opuestos (calor y frío, húmedo y seco, etc.), mientras que para Anaxímenes la sucesiva rarefacción-condensación del aire daría lugar a una serie de cambios cíclicos, e identifica al aire con el alma. Cuando la escuela de Mileto va declinando, comienzan a destacar filósofos de otras colonias. Los más importantes son dos. Uno de ellos es Heráclito de Éfeso, en Jonia (aprox. 544-484 a. C.), que prácticamente no creó escuela y para quien el fuego sería el principio de todo. Y el otro fue Pitágoras de Samos (582-507 a. C.), que en Sicilia funda la escuela pitagórica (aprox. desde 530 a. C.), cuyo mayor interés se centró en la religión y en las matemáticas, llegando a considerar los números como principio material de todas las cosas. Como rival de la escuela pitagórica surge también en el sur de Italia, concretamente en Elea, la escuela eleática, fundada por un disidente de aquélla, Parménides de Elea (540-470 a. C.). Las ideas de Parménides son importantísimas, pues marcan una profunda diferenciación con las de los anteriores filósofos. Niega el movimiento y el cambio, porque afirma que lo que existe es único: es decir, la realidad es una, por lo que no puede cambiar, y de esa realidad única no puede surgir la pluralidad de los objetos del mundo. Parménides llama a esa realidad única el uno o el ser, que tendría la forma de una esfera y que sería homogénea, indivisible, compacta, sin movimiento, atemporal y sin cambios. Como carece de cualidades perceptibles, a ella sólo se podrá acceder a través de la razón, pero no de los sentidos. Y también niega la posibilidad de la existencia del espacio vacío.

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Tras esta escuela, aparece uno de los filósofos de la naturaleza más importantes, Empédocles de Agrigento (aprox. 495-435 a. C.), con el que se inician las explicaciones «pluralistas» y se abandonan las «monistas». Es decir, el principio fundamental de todas las cosas no será un único elemento, sino varios. Toma los elementos anteriores de aire, agua y fuego y añade el de tierra. Para él serán, pues, cuatro los elementos, agua, aire, fuego y tierra, lo cual recordaría a las fuerzas sobrenaturales de las teogonías prehistóricas (dios Lluvia, dios Viento, dios Rayo, dios Trueno...). Asimismo, guardarían una relación directa con observaciones inmediatas a la vida cotidiana de los seres humanos: los cuerpos sólidos (tierra), lo líquido (agua), lo gaseoso (aire) y lo incandescente (fuego). De la continua mezcla de esos cuatro elementos surgirían todos los objetos del mundo sensible; y no se mezclarían al azar, sino por acción de dos opuestos, dos formas contrarias. Éstas son las dos fuerzas cósmicas de atracción-repulsión, de amor-odio: el amor los mezclaría y el odio los separaría, según un ciclo sin fin que se repetiría, uniéndose y separándose alternativamente. A partir del siglo IV a. C, si bien preocupan más a los griegos los problemas de ética y política, la filosofía natural es continuada por algunos filósofos, entre los que destaca Aristóteles.

1.1.2. Aristóteles Para Platón (aprox. 427-347 a. C.) y después para Aristóteles de Estagira (384-322 a. C.) la materia sería algo informe y amorfo, sin ningún atributo. Aristóteles desarrolla la idea de que todas las sustancias estarían formadas por una materia o hylé, a la que se le podrían dar distintas formas (a modo de una pieza de mármol trabajada por el escultor, que puede dar lugar a distintas esculturas). Según Aristóteles a esa materia primitiva se le podían comunicar e infundir las cualidades o propiedades de calor, frío, sequedad y humedad, que serían las propiedades fundamentales. Aristóteles pensó que lo que debía ser considerado como principios o elementos eran estas propiedades más generales de los objetos, debido a que esos objetos son reconocidos y diferenciados unos de otros precisamente por

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Figura 1.1. Aristóteles de Estagira.

sus propiedades. Encontró que esas cuatro propiedades podían aplicarse a todas las cosas, y combinándolas de dos en dos se obtendrían los cuatro elementos de Empédocles: Agua: de la combinación frío y húmedo – Aire: de la combinación húmedo y caliente Tierra: de la combinación frío y seco – Fuego: de la combinación seco y caliente

A su vez, al analizar todas las sustancias materiales se encontrarían en ellas esos cuatro componentes, aunque en distintas proporciones. Se representa esta idea mediante un diagrama, un cuadrilátero en el que en cada vértice se encuentra un elemento, teniendo los elementos adyacentes una propiedad común:

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TIERRA

seco

frío

AGUA

FUEGO

caliente

húmedo

AIRE

La naturaleza sería la que hace cambiar a esa materia básica en las distintos cuerpos que percibimos, al reemplazar la forma que tiene por otra nueva forma. De ahí nace posteriormente la idea de la transmutación de los alquimistas.

1.1.3. Escuelas postaristotélicas Las ideas de Aristóteles nutren a muchos pensadores posteriores. Tal es el caso de Zenón de Kitión (aprox. 342-270 a. C.) que funda la escuela filosófica del estoicismo, desarrollada también en época romana por Séneca (4 a. C. - 65 d. C.) en el siglo I d. C. Adoptó en gran parte la filosofía aristotélica de los cuatro elementos, aunque hacía la distinción entre materia inerte y una forma activa, el pneuma o espíritu vital (palabra griega, que significa «aire», «suspiro, «alma»), que produciría tanto los procesos de corrupción como los de generación. De los cuatro elementos aristotélicos, los calientes (fuego y aire) serían más activos que los húmedos y fríos (agua y tierra). El fuego y el aire serían, pues, formas de pneuma, y éste sería la fuerza que cohesionaría las formas más pasivas (agua y tierra) en las diferentes sustancias complejas. A los cuatro elementos se agregó posteriormente uno más, de carácter inmaterial, el éter al que se llamó también quintaesencia. La teoría de Aristóteles sobre los elementos tuvo trascendental influencia en la Edad Media a través de la filosofía escolástica y perduró en realidad hasta el siglo XVIII, siendo la base de la química teórica de todo ese largo periodo. Probablemente duró tanto porque proporcionaba una fácil explicación de lo que se percibe por los sentidos, de las distintas apariencias de todas las sustancias.

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Y aún se sigue empleando en lenguaje literario. No hay más que pensar en expresiones tales como «la fuerza de los elementos» o «luchar contra los elementos». En cuanto a la idea del éter, en ciencia tuvo una vigencia aún más prolongada, aceptándose como medio de transmisión de la luz hasta finales del siglo XIX. E, incluso, el mismo Mendeleiv lo hacía responsable de los fenómenos radiactivos.

1.1.4. Elementos de los alquimistas Aunque todos tenemos una idea de lo que es la alquimia, haremos una breve revisión de sus características fundamentales: Algo más sobre la alquimia... En Alejandría, Egipto, y muy cerca del comienzo de la Era Cristiana, tuvo lugar el inicio de lo que pasados los siglos sería la ciencia Química. La población de esa ciudad, fundada por Alejandro Magno, era en esos tiempos sumamente heterogénea en cuanto a orígenes y culturas, conviviendo en ella egipcios, griegos, judíos y sirios, principalmente. Por ello confluyen allí el conocimiento y las técnicas de una química práctica (metalurgia, tintes, vidrio, imitación de metales preciosos y de gemas, etc.), con la filosofía griega sobre la naturaleza de la materia, por una parte, y corrientes de pensamiento oriental, por otra (misticismo, astrología, magia y, sobre todo, el gnosticismo). Surge lo que después se llamó alquimia, que se divide en varias etapas. La llamada alquimia griega o mejor alquimia egipcia, nacida y desarrollada en Alejandría, se difunde después hacia el Oriente Medio cuando los alquimistas se ven obligados a diseminarse por todos esos territorios, debido en gran parte a las persecuciones que sufrieron por los romanos en tiempos del emperador Diocleciano (se dice que éste publicó en el 292 d. C. un edicto contra los practicantes de la alquimia).

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Cuando los árabes invaden Egipto, reciben el saber de los alquimistas egipcios y lo amalgaman con el que les había llegado de la alquimias china e hindú. La alquimia árabe produjo importantísimos avances en técnicas y conocimiento de productos químicos y, con la expansión de ese pueblo, se extendió hasta Europa entre los siglos VII y XIII, con lo que poco a poco sus conocimientos llegaron al occidente cristiano. Comienza así una alquimia cristiana medieval que se prolonga durante el Renacimiento y parte de la Edad Moderna, y perdura aunque cada vez más débilmente hasta casi finales del siglo XVIII, en el que aún se encuentran referencias a intentos de transmutaciones. El eje central de la alquimia es precisamente la transmutación de los metales, una verdadera transformación de las cualidades de las sustancias, heredera directa de la teoría aristotélica de los cuatro elementos. Los metales innobles podrían transmutarse hasta oro, transmutación que se conseguiría a través de la piedra filosofal, otra de las ideas básicas de los alquimistas, a lo que debe añadirse la creencia en el elixir de la vida para prolongar la juventud y llegar incluso a la inmortalidad, idea que parece proceder de la alquimia china.

En la alquimia, en lo que respecta a la teoría de materia, continúa la idea aristotélica de elementos como componentes universales de todas las sustancias. En este sentido, los alquimistas árabes consideraban los metales como cuerpos formados por dos cualidades-principios comunes, representando cada uno unas propiedades determinadas: — el mercurio: representa el carácter metálico y la volatilidad — el azufre: representa la combustibilidad Es la teoría azufre-mercurio para los metales. En el Renacimiento, Paracelso (1493-1541) suma a los dos principios de los alquimistas árabes uno más, la sal, que representa la solubilidad y la solidez, y adopta al mismo tiempo los cuatro elementos aristotélicos (tierra, fuego, aire y agua). De esta manera, introduce en sus ideas sobre la materia la doctrina llamada de los tria prima o tres principios: la sal o cuerpo, el azufre o alma y el mercurio o espíritu. Éstos eran en realidad cualidades universales que al ser depositadas sobre los cuatro elementos aristotélicos —que hacían las veces de receptáculos— conferían la forma y propiedades características de cada sustancia (fueran éstas metales o no, orgánicas o inorgánicas).

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Paracelso fue un personaje controvertido e inmerso a menudo en la leyenda, pero sumamente interesante tanto en su faceta de médico como en la de alquimista. Algo más sobre … Paracelso nace en 1493, en Suiza (muy cerca de Zurich), territorio que formaba parte del Sacro Imperio Romano Germánico, y muere en Salzburgo, en 1541. Su nombre real era Philippus Theofrastus Bombast von Hohenheim, pero se dio a sí mismo el nombre de Paracelso, como emulación del médico romano Celso (siglo II d. C.), ya que estudió medicina en Italia y en la Universidad de Basilea, donde consiguió el título de médico y fue también profesor, llegando a ocupar lo que podría considerarse como la primera cátedra del mundo de química. También se formó en alquimia y en metalurgia. Personaje discutido, rodeado de misterio y leyendas, al que a veces se tenía incluso por mago, alcanzó sin embargo grandes méritos, sobre todo en medicina. Paracelso en su terapia seguía el principio de la similitud, rigiéndose por la máxima de que «lo similar cura lo similar». Además, aplicaba dosis mínimas, según expresaba en una de sus famosas frases: «Nada es veneno, todo es veneno. La diferencia esta en la dosis», dosis sola facit venenum. Es decir, ciertos venenos en pequeñas dosis pueden ser buenos medicamentos, por lo cual se le considera el antecedente más directo de la homeopatía. No obstante, su mayor logro fue la obtención de medicamentos de origen mineral. Consideraba que la medicina debía apoyarse en la química y en este sentido es el fundador de la llamada iatroquímica (del término griego «iatros», médico), que se definiría como una especie de química médica, química farmacéutica y toxicología. El fundamento de la iatroquímica puede resumirse en esta idea básica: los fenómenos psicológicos y patológicos son debidos a reacciones químicas. La vida del hombre era un proceso químico y la enfermedad, o alteración de ese proceso, debía superarse por procedimientos también químicos, si bien para Paracelso esas reacciones estaban gobernadas por un espíritu vital, detrás del cual estaba Dios.

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Fue también uno de los alquimistas más representativos de su época. En química hizo interesantes aportaciones, como es la misma iatroquímica, ya que para él el fin último de la alquimia no sería lograr la transmutación a oro, sino la obtención de remedios para curar las enfermedades. Además introdujo bastantes aspectos innovadores en cuanto a la práctica química: por ejemplo, en sus experimentos con metales aprendió a utilizar «agua regia» para disolver muchos de ellos. Y sobre todo su descubrimiento del zinc, ya que fue el primero en sugerir que se trataba de un nuevo metal.

Otro importante alquimista de esa época fue el flamenco Baptista van Helmont (1577-1644), seguidor de Paracelso en muchos aspectos, aunque no en su teoría de los tria prima. Tampoco aceptó la teoría de los cuatro elementos de Aristóteles, elaborando su propia teoría de la materia: el agua sería la materia o sustrato de los cuerpos, sobre la que actuaría un fermento para dar así las propiedades y formas de las distintas sustancias. Hay que recordar que el agua era también para el filósofo Tales de Mileto el principio general del universo, aunque debido al carácter religioso y místico de van Helmont su teoría estaría influida muy probablemente por el Génesis bíblico, puesto que desde el primer día de la Creación ya se formó el agua. En cualquier caso, persiste la idea de elemento como principio general de la materia, estando todos los elementos presentes, en mayor o menor grado, en todos los cuerpos de la naturaleza.

1.2. CONCEPTO ACTUAL DE ELEMENTO QUÍMICO En el siglo XVII empiezan a cambiar las cosas, precisamente con Robert Boyle (1627-1691).

1.2.1. Los cuerpos simples de Boyle Boyle rompió con muchos de los principios de los alquimistas, aunque llegase a efectuar algunas prácticas alquímicas y creyera, al parecer, en la

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transmutación, según él mismo afirmaba. Sin embargo su personalidad le llevó a dudar de todo y a realizar preguntas abiertas sobre muchas de las creencias que los alquimistas admitían firmemente y sin cuestión como verdaderos dogmas de sus principios. Tal es la idea de elemento, haciendo Boyle una profunda crítica a los conceptos de Aristóteles (teoría de los cuatro elementos) y también a los de Paracelso (teoría de los tria prima). Esta crítica la plasma en su obra cumbre, The Sceptical Chymist (El Químico Escéptico), publicada en 1661. Ante la idea tradicional de elemento, Boyle establece algo sumamente novedoso, el concepto moderno de elemento, cuando afirma que «son ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos». En definitiva, propone que muchos de los cuerpos que se tomaban como elementos no eran tales, sino cuerpos compuestos o «cuerpos mixtos» —como él los llama— porque se podían descomponer en otros más simples. Y estos cuerpos simples que no se podían descomponer en otros serían para Boyle los elementos. Supone, además, que el número de elementos sería muy superior al de tres de los alquimistas o al de cuatro de la teoría aristotélica. De esta manera, el término de elemento adquiere una nueva dimensión, un nuevo significado, pues ya no tenía por qué ser un principio, un «algo» omnipresente en la naturaleza, sino que sería simplemente aquel cuerpo que ya no se podía descomponer en otros cuerpos. Sin embargo, no acompañó estas ideas sobre su concepción de cuerpo simple con un listado de las sustancias que él pudiera considerar como tales. Al dejarlas en un estado de cierta indefinición, no tuvieron en su época una aceptación abierta y general, con lo que muchos químicos siguieron con la teoría de los elementos en el sentido aristotélico como se venía haciendo desde las épocas alquimistas. No obstante, admitieron que podían ser más de cuatro, con lo que su número fue aumentando poco a poco. Hubo que esperar algo más de un siglo para que esto fuera aceptado a través de Lavoisier, pero realmente el predecesor de la futura definición de elemento es Boyle, por lo que con justicia se le puede considerar como el precursor directo de la química moderna.

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1.2.2. Los elementos de Lavoisier El francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) es considerado como el máximo protagonista de la revolución en química, a partir de la cual ésta última se convierte en una ciencia. Las bases de esta nueva química están expresadas principalmente en su Traité Élémentaire de Chimie (Tratado Elemental de Química), que publica en 1789. Destruye la teoría del flogisto, dominante durante todo el siglo XVIII, demostrando la naturaleza verdadera de la combustión mediante sus trabajos llevados a cabo con cuidadosas medidas cuantitativas. Aunque no fue autor del principio de conservación de la materia, expresado mediante el famoso axioma «nada se pierde, nada se crea», debido en realidad al médico también francés Jean Rey (1585-1645), Lavoisier lo utiliza sistemáticamente en todos sus experimentos. Otra idea fundamental de Lavoisier fue la nueva noción de elemento químico, que él mismo define de forma operacional como aquellas sustancias que los químicos no habían conseguido analizar —es decir, separar— en sustancias más simples, como «última etapa a la cual puede llegarse por análisis». Como puede apreciarse, ésta es en esencia la definición de cuerpo simple dada por Boyle un siglo antes. Pero aunque no fuera tampoco el creador de esta idea, Lavoisier le da un sentido totalmente claro y pragmático, ya que lo basa en resultados experimentales. Por ejemplo, halla la composición del agua, tanto por síntesis como por análisis, con lo que el «elemento» agua de los griegos no sería en verdad un «elemento» en el sentido de cuerpo o sustancia simple. Ya no tiene sentido, pues, hablar de los elementos en el sentido aristotélico. En su Traité Lavoisier advierte que «el empeño que tenemos de que todos los cuerpos naturales se compongan únicamente de tres o cuatro elementos es una preocupación heredada de los filósofos griegos.» Y más adelante, en el mismo texto, expresa una definición: «... puesto que hasta ahora no hemos descubierto los métodos para descomponerlos ellos se comportan, frente a nosotros, como sustancias simples y no debemos de ningún modo suponerlos compuestos hasta que la experiencia o la observación nos demuestren que lo son». Además, Lavoisier en su Traité incluye una tabla con lo que él consideraba como elementos (como se tratará en el Tema 3), si bien da a esta consideración un carácter provisional, matizando que se comportan como tales con esa frase de que «puesto que hasta ahora no hemos descubierto los métodos para descomponerlos».

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Algo más sobre… Antoine Laurent Lavoisier nació en Paris en 1743. Su familia tenía gran tradición en el mundo de las leyes, ocupando su padre el puesto de procurador en el Parlamento de París. Por esta razón, en un principio Lavoisier continuó en esa línea y estudió abogacía en el ilustre Colegio Mazarin, graduándose en derecho en 1763. Pero allí, además, estudió Lavoisier un curso de química divulgativa dirigido especialmente a médicos y farmacéuticos, impartido por el prestigioso científico François Rouelle (1703-1770), de la escuela del flogisto (en la que se seguían admitiendo los cuatro elementos tradicionales). Por otra parte, algunos de las personas próximas a él influyeron notablemente en su formación científica, como sus amigos el geólogo Jean-Etienne Guettard (1715-1786), con el que colaboró en la elaboración de una atlas mineralógico de Francia, o Pierre Simon Laplace (1749-1827), el prestigioso físico, matemático y astrónomo con el que incluso llevó a cabo algunas importantes investigaciones sobre calorimetría. Muy probablemente con fines económicos y para asegurarse una holgada situación financiera, en 1768 se hizo miembro de la Ferme Genérale, compañía para recaudar impuestos indirectos, odiada por la sociedad francesa, lo cual con el tiempo trajo para Lavoisier trágicas consecuencias. En 1771 se casó con Marie Anne Pierrette Paultze, hija de otro «fermier», como se les llamaba a los socios de esa empresa. Sin problemas monetarios y atraído siempre por la química, se entregó con ahínco a sus estudios experimentales. Su propia mujer le ayudó enormemente en su labor científica, realizando muy diversas tareas. Así, traducía del inglés obras de los científicos británicos, sobre todo de los llamados químicos pneumáticos, como John Priestley (1733-1804) o Henry Cavendish (1731-1810), en sus estudios sobre los gases (para lo cual tuvo que estudiar expresamente ese idioma); o también aprendió a dibujar para poder realizar ella personalmente los grabados que representaban los aparatos de química que utilizaba su marido. E, incluso, se encargaba de organizar reuniones semanales para crear tertulias científicas en los salones de su casa, donde se intercambiaban ideas y se daba información sobre los últimos descubrimientos científicos.

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En 1785 es nombrado director de la Academia de Ciencias de Francia. En 1793, durante el «Reinado del Terror» es hecho prisionero, en parte por su condición de fermier y en parte por un problema de índole personal con Marat, que le odiaba (según se dice) por sus éxitos científicos. Es juzgado y condenado a la pena capital, muriendo guillotinado en 1794. La idea de la precisión fue fundamental en sus trabajos, al introducir los aspectos cuantitativos en sus determinaciones (es famoso su empleo sistemático de la balanza, amén de otros instrumentos de medida). Son importantísimos sus experimentos sobre la combustión de los cuerpos y la respiración de los animales, así como sus estudios acerca de la composición del aire y sus trabajos sobre el agua, todo lo cual le lleva a derrocar la teoría del flogisto y sustituirla con su teoría de la oxidación. Por otra parte, contribuyó a la creación de una nueva nomenclatura química.

CONCLUSIÓN Hoy en día no tenemos dudas acerca de lo que significa el término de elemento químico y sabemos diferenciar un elemento de un compuesto. Elemento químico es una sustancia que no puede descomponerse en otras más simples (oxígeno, hidrógeno, plata, hierro...), mientras que compuesto es una sustancia que sí puede descomponerse en otras más simples (agua, óxido de plata, óxido de hierro...). No obstante, este significado es relativamente reciente, si se piensa en el larguísimo periodo transcurrido desde que el hombre comenzó a meditar sobre la constitución de la materia que nos rodea hasta que el nuevo concepto de elemento fue definitivamente establecido y aceptado.

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TEMA 2

ÁTOMOS O CORPÚSCULOS

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 2.1. MATERIA, ¿CONTINUA O DISCONTINUA? 2.1.1. Los átomos de Epicuro 2.1.2. Los corpúsculos de Boyle — Algo más sobre Boyle 2.2. LOS ÁTOMOS DE DALTON 2.2.1. Dalton y la construcción de la teoría atómica moderna — Algo más sobre Dalton 2.3. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN — Algo más sobre Gay-Lussac 2.4. HIPÓTESIS DE AVOGADRO, UNA IDEA CONCILIADORA — Algo más sobre Avogadro CONCLUSIÓN

OBJETIVO Conocer la trayectoria seguida en la aceptación de la discontinuidad de la materia hasta llegar a la teoría atómica de Dalton

INTRODUCCIÓN No siempre se aceptó la idea de que la materia estaba constituida por unas partículas que serían la parte más pequeña en que aquélla podría descomponerse. Esta idea provocó fuertes controversias y se necesitaron muchos siglos para que fuera aceptada, pero su origen está también en la filosofía griega. Su aceptación empezó a tener lugar en el siglo XVII con la idea de los corpúsculos de Boyle. Después, a principios del siglo XIX la moderna teoría atómica debida a Dalton abrirá una nueva etapa para el conocimiento de la estructura de la materia. 2.1. MATERIA, ¿CONTINUA O DISCONTINUA? Dentro de la filosofía griega de la naturaleza pronto se suscita una dicotomía sobre la constitución de la materia. La materia, ¿es divisible hasta el infinito o no lo es? O expresado con otras palabras, la materia, ¿es continua o es discontinua? Esta cuestión lleva, además, implícita otra: ¿existe el vacío? Tanto para Empédocles y Anaxágoras (500-428 a. C.) el mundo estaría lleno de materia, y ésta podría dividirse hasta el infinito en partes cada vez más pequeñas. Por ello, no es necesario que hubiese un espacio entre sus partes. Es decir, la materia sería continua. Pero pronto, a mediados del siglo V a. C., se va a producir una importantísima ruptura en estas ideas sobre la naturaleza de la materia, iniciada por el jonio Leucipo de Mileto (aprox. 450 a. C.). Según este filósofo la materia sería discontinua, por lo que al irse dividiendo llegaría un momento en que daría lugar a un trozo tan pequeño de materia que ya no podría dividirse más. Su discípulo, Demócrito de Abdera (470-380 a. C.) llamó esas partículas últimas de la materia átomos (del griego, indivisible). Los átomos de los dis-

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Figura 2.1. Demócrito de Abdera.

tintos objetos sólo se diferenciarían entre sí por su distinto tamaño y forma, serían los responsables de las distintas propiedades de los elementos y estarían dotados de un movimiento propio y perpetuo, al azar, en el espacio vacío, colisionando continuamente entre sí. Podrían o bien rebotar y separarse o bien engancharse unos con otros, dando lugar a los diferentes objetos. Sin embargo, la teoría atómica de Demócrito encontró una enorme oposición en Aristóteles, para quien dicha teoría no podía explicar la enorme variedad de sustancias de la naturaleza. Además, habría que admitir la idea de «vacío», como también se proponía en esa teoría, y según Aristóteles no se podía justificar el movimiento en el vacío. Y la idea del movimiento era uno de los pilares de la teoría aristotélica, ya que sin movimiento no habría cambio.

2.1.1. Los átomos de Epicuro Tras la muerte de Aristóteles se reabre el debate con las ideas de otro filósofo. Se trata de Epicuro (341-272 a. C.), cuyas ideas tuvieron —aunque muy posteriormente— una profunda trascendencia. Vuelve a la teoría atómica de Demócrito y la perfecciona, sosteniendo que los átomos eran las partículas

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mínimas de la materia. Los átomos estarían dotados de peso y se moverían a causa de la gravedad, al caer en el vacío. En su caída podrían sufrir de repente un viraje o desviación, lo que hacía posible que se combinaran unos con otros al colisionar entre sí. Pero se trataría de un movimiento al azar, no predeterminado. De todos los escritos de Epicuro, unos trescientos, queda muy poco. Sus ideas son conocidas a través de la obra que recoge sus teorías, De rerum natura (Sobre la naturaleza de las cosas) escrita en el 60 a. C. por al poeta romano Tito Lucrecio Caro (95-55 a. C.). Este texto tuvo amplia difusión en su época y también en el Renacimiento, ya que con la invención de la imprenta (1450) se imprime en 1473. Las ideas de Epicuro, más que buscar una explicación científica a la constitución de la materia, se inclinaban hacia una filosofía ética para alcanzar la felicidad, despojando al hombre de sus miedos y ansiedades, producto muchas veces de la superstición y de la de influencia de las religiones. El hombre sería libre como el movimiento de los átomos, a diferencia del pensamiento de Aristóteles, según el cual el hombre vendría determinado por su propia naturaleza. Los átomos al caer en el vacío, sin una predeterminación en su movimiento, podrían desviarse y combinarse entre sí durante su caída, lo cual representaba, en realidad, la voluntad libre del hombre. El mundo sería en definitiva una combinación al azar de átomos, y no habría una separación del alma y el cuerpo, por lo que el alma no sería inmortal. Por estos aspectos precisamente, materialismo y actitud hacia la idea de dios y del alma humana, fue una de las doctrinas más combatidas, no sólo por otras corrientes filosóficas, sino también por algunas religiones, como el cristianismo y el judaísmo. Esos ataques al epicureismo fueron causa indirecta de un gran retraso en el desarrollo de la química, ya que dio lugar a que en la ciencia se abandonara el atomismo hasta el siglo XVII, en que es retomado por los filósofos mecanicistas.

2.1.2. Los corpúsculos de Boyle En los primeros años del Renacimiento la idea de la materia constituida por corpúsculos fue utilizada tanto por físicos como Galileo (Galileo Galilei, 1564-1642), filósofos como René Descartes (1564-1642) y Francis Bacon

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(1561-1626), o por químicos, como el mismo van Helmont. Posteriormente otro filósofo, el francés Pierre Gassendi (1592-1655), da un impulso realmente novedoso a esta postura de la filosofía natural: defiende la idea del vacío y con ella la teoría atómica epicúrea frente a las ideas aristotélicas. Esto tendrá una influencia decisiva en los trabajos de Boyle, que irrumpe en el mundo científico en un ambiente en el que se han ido fraguando los principios de una filosofía mecanicista con la aceptación de átomos o corpúsculos. Esto le proporcionará una base teórica fundamental para la explicación de sus experimentos. Boyle acepta una teoría corpuscular, de corpúsculos como integrantes de los principios de un cuerpo. Para él, como químico y también filósofo mecanicista, la explicación final de la naturaleza de la materia y de las propiedades químicas de las sustancias residiría en principios mecánicos —de movimiento— y también geométricos —de tamaño y forma— de sus partículas constituyentes. Esos corpúsculos estarían en continuo movimiento, que iría aumentando con la temperatura. Pero las propiedades de los cuerpos no podían justificarse tan sólo por esas características mecánicas y geométricas de sus corpúsculos, como pretendía la filosofía mecanicista clásica. Para Boyle lo esencial era que los corpúsculos podrían interaccionar unos con otros, plasmándose su interacción en los fenómenos químicos. Y esas interacciones serían muy importantes, ya que existiría un «algo» que uniría esos corpúsculos entre sí, con lo cual hizo en cierto modo una predicción del enlace químico. Con este sistema de filosofía mecanicista y corpuscular Boyle podía explorar e interpretar muchísimos fenómenos y, además, verificarlos por medio de experimentos. Conjugaba todas esas ideas científicas con la religión, alegando que Dios era el que había dotado a los corpúsculos de su movimiento, tamaño y forma. Este aspecto era importante, pues la teoría atómica clásica había sido considerada hasta ese momento como atea. Por ello, Boyle adopta el término «corpúsculo» en lugar de «átomo», para evitar las connotaciones tan negativas de este último. Y gracias a su contribución, la filosofía mecanicista fue aceptada y tenida en cuenta en el mundo científico. Además, con esta sencilla teoría corpuscular de Boyle no era necesario recurrir a ninguna de las teorías de elementos aristotélicos ni de principios químicos. Sin embargo, los químicos no hicieron tanto caso a su teoría corpuscular puesto que, aunque explicaba las reacciones, no era capaz de predecirlas ni

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de dar una diferenciación en el plano de lo real entre sustancias simples y sustancias complejas. En cualquier caso, con Boyle también puede decirse que la química entra dentro de la filosofía natural y es considerada como algo «serio», con lo que abandona sus hábitos de misterio y secretismo de ciencia oculta. Con Boyle se inicia, pues, una época de cambio profundo en el devenir de la química, tanto que hay autores que le atribuyen el comienzo de la química moderna.

Algo más sobre… Robert Boyle nace en 1627 en Irlanda, dentro de una familia muy rica perteneciente a la aristocracia anglo-irlandesa, de sólida filiación protestante. Recibe una esmerada educación en Inglaterra (Eton) y después se traslada al continente europeo, estudiando en Italia, Francia y, sobre todo, en la ciudad suiza de Ginebra. Tras su vuelta a Inglaterra, se interesa por la química, no tanto por el valor de ésta en sí misma, sino porque le podía permitir comprender mejor a Dios y a la naturaleza. En Londres toma contacto con el mundo de la ciencia y de la filosofía a través de ilustres personajes del momento, lo que le abre rutas que marcarán las líneas de su pensamiento y de su futura actividad científica. En 1648 comienzó segunda guerra civil inglesa y los intelectuales partidarios del rey Carlos I (ejecutado por Oliver Cromwell en 1649) sufrieron también la represión puritana, con lo que se vieron obligados a exiliarse en Oxford, que los acogió abiertamente. Fue así como en 1656 Boyle se trasladó también a Oxford, donde estuvo un total de doce años, que resultaron los más fructíferos de toda su vida. De esta manera en la universidad de esta ciudad confluyeron gran número de hombres ilustres, lo cual la convirtió en un centro de enorme relevancia, tanto en las letras como, y sobre todo, en las ciencias. Boyle vivió en un ambiente en el que las ideas de van Helmont estaban en pleno éxito y en el que aún existían muchos fervientes seguidores de la alquimia. Por otra parte en Oxford había un importante grupo de filósofos naturales que defendían

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los principios mecanicistas, con lo que Boyle tuvo una fuerte influencia de unos y otros. Pero, además, hay que unir a esta formación científica «mixta» el espíritu profundamente religioso y devoto de Boyle, que le llevó a pretender realizar un nexo entre ciencia y religión. Después, en 1668, de Oxford regresó a Londres, donde permaneció hasta el final de sus días, veintitrés años más (1691). Sus mayores triunfos fueron su teoría corpuscular, que marcó las pautas para la teoría atómica de Dalton (a principios del siglo XIX) y su nueva idea de elemento, predecesora de la futura definición de Lavoisier (a finales del siglo XVIII).

2.2. LOS ÁTOMOS DE DALTON Con Lavoisier se da plenamente el salto a la química cuantitativa. Con esta premisa sus seguidores se lanzan al análisis de gran cantidad de sustancias para comprobar si eran elementos o compuestos. Se multiplican así los estudios sobre muy distintas reacciones químicas, teniendo siempre en cuenta la ley de la conservación de la materia. Mediante los numerosos trabajos cuantitativos sobre la composición de las combinaciones químicas se habían establecido las llamadas leyes ponderales (es decir, de peso) de la química, que se concretan en: — Ley de las proporciones definidas: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre en una relación ponderal constante, independientemente del proceso seguido para formar dicho compuesto. Fue establecida por Joseph-Louis Proust (1754-1826), en 1801. — Ley de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, los pesos del elemento que se combina con un peso fijo del otro están en la relación de números enteros pequeños. Fue John Dalton (1766-1844) quien la formula en 1804. — Por otra parte, hay que recordar la ya conocida ley de conservación de la masa, según la cual «la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma».

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Sin embargo, no se había dado una explicación satisfactoria a la razón de este comportamiento de la materia. Es en este aspecto, muy a principios del siglo XIX, cuando aparece Dalton para integrar con su inteligencia e imaginación esas leyes ponderales en una teoría que las explicara. Su punto de partida fue la idea de la constitución atómica de la materia de los griegos, con un razonamiento muy sencillo: esas leyes se podían explicar considerando que un compuesto determinado se formaba por la unión de siempre el mismo número de átomos de cada uno de los elementos que integraban ese compuesto, y que cada tipo de átomos tenía un peso característico y constante. Antes de profundizar en esta teoría conoceremos algunos datos de la historia de Dalton, su creador, desde una perspectiva personal y humana, lo cual ayudará a contemplarlo desde una perspectiva científica y a comprender cómo construyó esa teoría.

Algo más sobre… John Dalton (1766-1844) nació en Inglaterra, en una humilde familia de artesanos tejedores y que, además, eran cuáqueros. Ese aspecto religioso del ambiente de Dalton es muy de tener en cuenta, ya que los miembros de la sociedad cuáquera rechazaban la enseñanza oficial, pero tenían un sistema educativo propio que resultaba incluso mejor, sumamente cuidado y estructurado. Dalton estudió así tanto disciplinas de tipo humanístico, como ciencias y matemáticas. Además, su condición cuáquera le influyó en la forma ordenada e incluso rígida de llevar su vida. Desde muy joven se interesó por la filosofía natural de Newton, por la geometría y también por la meteorología. Pero, ante todo, era un gran docente, pues sintió y practicó la enseñanza desde muy joven. Tras vivir en varios puntos de Inglaterra, fijó en 1793 su residencia en Manchester, donde comenzó a trabajar como profesor en el prestigioso New College, la antigua Academia Warrington en la que también había enseñado otro importante químico ingles, John Priestley. Después compaginó la docencia en clases particulares, con su trabajo

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como asesor industrial y con sus actividades en investigación científica. Los resultados de estas últimas los presentaba en forma de artículos y de conferencias en la Literary and Philosophical Society de Manchester, de la que primero fue secretario y después presidente, hasta el fin de sus días. Su labor en investigación científica fue muy extensa. Además de la elaboración de la moderna teoría atómica, hay que recordarle por sus trabajos con gases (ley de las presiones parciales o ley de Dalton), por el hallazgo de la ley de las proporciones múltiples y por profundizar en el tema de la nomenclatura química. Y además fue el primero en estudiar el defecto de la visión consistente en la incapacidad de distinguir los colores, llamada en su honor «daltonismo». Él mismo era daltónico, lo mismo que su hermano, y son famosas algunas de las anécdotas provocadas por este fenómeno. En el laboratorio confundía con frecuencia los frascos de reactivos y también se dice que cuando tuvo que acudir a presentarse ante el rey Guillermo IV se vistió con una llamativa toga académica roja, color discordante y poco apropiado en tales circunstancias Y la causa fue que pensó que era marrón, ya que no podía distinguir ambos colores a causa de su defecto visual. A lo largo de su vida consiguió el éxito dentro del mundo científico, como lo demuestran los títulos honoríficos concedidos por algunas universidades (como Oxford y Edimburgo) y el reconocimiento póstumo del mismo gobierno de su país, en plena época victoriana.

2.2.1. Dalton y construcción de la teoría atómica moderna A través de la lectura de los Principia de Newton había conocido las teorías de éste, así como las de Boyle. Sintió también gran interés por la meteorología, lo que le llevó a estudiar el aire y su composición, así como a analizar todas leyes sobre el comportamiento físico de los gases. Pensó que el vapor de agua se hallaría disperso entre las demás partículas de aire. Esto le hizo considerar, contrariamente a muchos otros científicos, que de la misma manera todos los otros gases atmosféricos estarían mezclados y no se combinarían químicamente entre sí porque entre sus partículas habría unas fuertes repulsiones, debidas a su vez a una especie de envoltura de calor que rodeaba a esas partículas. Se trataba del «calórico», concepto manifestado ya anteriormente por Lavoisier.

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Estas ideas y sus trabajos experimentales le condujeron a enunciar la ley de las presiones parciales de los gases o ley de Dalton: En las mezclas de gases todos los constituyentes se comportan como si cada uno estuviera solo ocupando todo el espacio que ocupa la mezcla, con lo que la presión total de la misma es la suma de las presiones parciales de cada uno de esos gases. Con esta ley explicaba también por qué los gases del aire no se estratificaban en orden de densidades, sino que constituían una mezcla homogénea. También se interesó por la distinta solubilidad de los gases en el agua, suponiendo Dalton que dependería del tamaño y del peso de sus partículas. El interés por el tamaño de las partículas va a ser una cuestión fundamental en las ideas de Dalton sobre su teoría atómica: le lleva a determinar los pesos relativos de las partículas de los gases porque con ese dato y con la densidad podía fácilmente obtener el tamaño. Así, Dalton introduce la idea de átomos con peso; es decir, con una masa. Por otra parte, el 21 de octubre de 1803 da una conferencia ante la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester, uniendo estas ideas a las que le llevarían a enunciar poco después, en 1804, la ley de las proporciones múltiples. Ésta es una fecha memorable, ya que entonces desarrolla brevemente las bases de su teoría atómica, para lo que Dalton parte de estas premisas: a) Los elementos están formados por átomos, pequeñas partículas indivisibles que no pueden crearse ni destruirse. b) Todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales en su masa y en todas sus propiedades. c) Los átomos de elementos diferentes tienen masa y propiedades distintas. d) Dos o más átomos de distintos elementos pueden combinarse entre sí en una relación numérica sencilla y formar un compuesto, dando lugar a los «átomos» de ese compuesto, que serían iguales entre sí. Intenta así dar una explicación a todas las observaciones experimentales recurriendo a una teoría, ya que proporciona un modelo con el que la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones definidas de Proust y la ley de las proporciones múltiples del propio Dalton quedan justificadas. Esto es fácil de explicar, porque para él las reacciones químicas se interpretaban como una reorganización de los átomos en unas nuevas agrupaciones sin que los átomos sufriesen ninguna alteración. Al ser los átomos indestruc-

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tibles, durante una reacción permanecerían inalterados, variando únicamente la forma de agruparse. De esta manera, la masa de los átomos en cualquier reacción permanecerá constante (ley de la conservación de la masa). Como los «átomos« de los compuestos (o sea, sus moléculas) resultan de la combinación de varios átomos y cada uno tiene una masa constante, la composición final de un compuesto será siempre la misma (ley de las proporciones definidas). Y como al formarse una molécula se combinan átomos enteros, cuando se combinen átomos de un determinado elemento con átomos de otro elemento y formen más de un compuesto, los números de este último elemento serán distintos pero guardarán entre sí una relación de números enteros y pequeños (ley de las proporciones múltiples). Todas estas ideas fueron recogidas en el libro de Dalton A new System of Chemical Philosophy (Un nuevo Sistema de Filosofía Química), cuya primera parte fue publicada en 1808 y la segunda en 1810. Intenta dar una explicación a todas esas observaciones experimentales recurriendo a una teoría. Vuelve al átomo, pero no en el sentido del «atómo» de los griegos ni en el de la «partícula» de Boyle: ese algo a lo que antes se llamaba átomo o partícula sin concretar lo que era, va a tener ahora un sentido mucho más preciso. Se da la nota curiosa de que estas publicaciones dieron origen a una disputa científica, ya que el científico irlandés William Higgins (1762-1825) acusó a Dalton de «robarle» sus ideas sobre el atomismo, expuestas en su obra A comparative view of the phlogiston and antiphlogiston theories, publicada en 1789. Por otra parte, Dalton, siguiendo un principio de máxima simplicidad en la composición, suponía que los elementos gaseosos estaban formados por un solo átomo (H, O, N...) y que los compuestos tan corrientes como el agua o el amoniaco eran binarios, es decir, sus «átomos» (moléculas en el lenguaje actual) constaban sólo de dos átomos diferentes (HO, NH...). Pero esta simplificación, aparentemente tan útil, tuvo consecuencias negativas muy importantes, entre otras que hacia imposible la explicación de la ley de los volúmenes de combinación formulada por Gay-Lussac y dificultó, evidentemente, el cálculo de pesos atómicos correctos. En definitiva, con su teoría atómica Dalton lograba explicar las leyes ponderales, pero no así, como ya se ha comentado, otra que con el tiempo fue sumamente importante, en este caso una ley volumétrica, la ley de volúmenes de combinación.

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2.3. LEY DE LOS VOLÚMENES DE COMBINACIÓN Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850) desde muy joven se sintió atraído por el estudio de los gases que, incluso, le llevaron a realizar audaces experiencias; por ejemplo, efectuó personalmente dos peligrosas ascensiones en globo a grandes alturas, de 4.000 y 7.000 metros (Figura 2.2). A través de un amplio trabajo experimental demostró que todos los gases tenían un comportamiento físico idéntico. Pero además comprobó que había en ellos un comportamiento también idéntico en sus reacciones químicas, en cuanto a sus proporciones volumétricas. En este sentido, llevó a cabo la síntesis del agua, en la que constató que dos volúmenes del gas hidrógeno se combinaban siempre con un volumen del gas oxígeno para dar, en iguales condiciones de presión y temperatura, dos volúmenes de vapor de agua.

Figura 2.2. Ascensión en globo de Gay-Lussac (grabado de la época).

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De esta y de otras experiencias similares de reacciones entre sustancias gaseosas obtuvo una serie de conclusiones, que presentó en 1808 y que pueden formularse en la llamada ley de los volúmenes de combinación: Cuando dos gases se combinan y los compuestos resultantes son también gaseosos, entre los volúmenes de todos ellos (medidos en iguales condiciones de presión y temperatura) existe una relación sencilla de números enteros. Esta ley en el fondo llevaba implícita la idea de que volúmenes de gases en idénticas condiciones de presión y temperatura debían contener igual número de partículas. Haciendo referencia concreta a la síntesis del agua, la representación de la ecuación de esta reacción y de las relaciones de volúmenes de esas sustancias, en estado gaseoso e iguales condiciones de presión y temperatura, según los resultados de Gay-Lussac es:

2 volúmenes de hidrógeno

1 volumen

1 volumen

1 volumen oxígeno

+

1 volumen

2 volúmenes de vapor de agua

1 volumen

1 volumen

Volviendo a las simplificaciones de Dalton acerca de las fórmulas de elementos gaseosos y de compuestos que él consideraba binarios, es fácil comprender que no pudiera explicar esta ley volumétrica. Si dos volúmenes de hidrógeno reaccionaban con uno de oxígeno para dar dos de agua, esa proporción suponía que los átomos del gas oxígeno tendrían que dividirse. Pero según Dalton, los átomos eran indivisibles, como él afirmaba a veces en sus conferencias con las palabras «tú sabes que no puedes cortar un átomo». Entonces, lo que hizo Dalton fue, simplemente, ignorar esta ley, alegando que los resultados de Gay-Lussac eran erróneos. No obstante, el tiempo dio la razón a Gay-Lussac, porque esos resultados experimentales, aparentemente anómalos, pudieron ser interpretados plenamente por el físico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) cuando emitió su célebre hipótesis.

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Algo más sobre… Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850) fue un brillantísimo científico francés, físico y químico, alumno de Claude-Louis Berthollet (1748-1822). A su vez llegó a ser profesor en importantes centros de Francia, como la Universidad de la Sorbona o el Jardín de Plantas de París. Y, además, fue un gran investigador, abarcando muy distintos campos. Uno de ellos fue el estudio de los gases, como ya se ha comentado. En el ámbito de la química mineral, estudió las propiedades de algunos metales alcalinos, así como las del boro y yodo, y llevó a cabo la síntesis del ácido iodhídrico y iodatos, del ácido cianhídrico y del cianógeno. La química analítica le debe la creación del análisis volumétrico, al introducir la utilización de disoluciones valoradas en el análisis cuantitativo. En química orgánica sus investigaciones contribuyeron a la formulación dell concepto de isomería. Y en química industrial perfeccionó el método de fabricación del ácido sulfúrico con la llamada, en su honor, «torre de Gay-Lussac», que mejoraba enormemente el rendimiento de este producto. Refiriéndonos concretamente a sus trabajos sobre los gases, llegó a descubrimientos sumamente valiosos. Así, tan sólo a los 24 años (en 1802), observo la dilatación regular de los gases con la temperatura. O dicho de otra manera, que la variación del volumen de un gas con la temperatura era lineal. Este estudio dio lugar a la ley de Charles y Gay-Lussac, llamada así porque aunque este fenómeno fuera investigado primeramente por el físico francés Jacques Alexander Charles (1741-1823), en 1787, fue Gay-Lussac quien llevó a cabo su estudio sistemático. Como otros muchos hombres de ciencia, compaginó su labor científica con la política. Así, en 1931 fue diputado electo, siendo reelegido varias veces, y en 1839 le nombraron Par de Francia. En 1832 fue administrador de Saint Gobain, Compañía de Manufactura de Vidrios —una de las de mayor prestigio y antigüedad, fundada por Luis XIV— y después, en 1843, llegó a presidente de su consejo de administración.

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2.4. HIPÓTESIS DE AVOGADRO, UNA IDEA CONCILIADORA Avogadro admitió los postulados de la teoría atómica de Dalton, pero no sus ideas en cuanto a la composición de las «partículas» de elementos y compuestos. Supuso que en los gases correspondientes a elementos las últimas partículas no eran átomos aislados sino agregados de átomos, generalmente dos. Y fue el primero en emplear el nombre de moléculas para estos agregados de átomos, término que significa «pequeños moles», es decir, pequeñas masas. Supuso también que las reacciones ocurren entre números enteros de moléculas, con lo cual la relación entre las moléculas de los reactivos y de los productos serán números enteros sencillos. Como en las reacciones gaseosas ésta era también la relación entre los volúmenes de los gases, de acuerdo con los experimentos de Gay-Lussac, Avogadro, en 1811, estableció la siguiente hipótesis o principio: Volúmenes iguales de gases, en idénticas condiciones de presión y temperatura, contienen igual número de moléculas. Según esta hipótesis es ya fácil interpretar los resultados volumétricos hallados por Gay-Lussac en la síntesis del agua, por ejemplo, como se muestra en la Figura 2.3. Curiosamente, sólo tres años después, en 1814, llega a la misma conclusión de forma independiente otro científico, el francés André Marie Ampère (1775-1836). Sin embargo, estas ideas no fueron acogidas con entusiasmo alguno, más bien con escepticismo, puesto que esa sugerencia acerca del número de átomos constitutivos de las moléculas de ciertas sustancias (H2, O2, H2O, NH3...) contradecía las tesis de Dalton. Además, las nociones de átomo y molécula no estaban muy claras. Sin embargo, con sus suposiciones se podía interpretar perfectamente la ley de volúmenes de combinación y también la teoría atómica.

+ 2 volúmenes de hidrógeno (H2)

1 volumen oxígeno (O2)

2 volúmenes de vapor de agua (H2O)

Figura 2.3. Reacción de formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno.

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Algo más sobre... Amedeo Avogadro (1776-1856) nace en Turín (Italia). Tenía el título nobiliario de conde y estudió jurisprudencia, doctorándose en derecho eclesiástico en 1796, con lo que practicó la abogacía durante algunos años. No obstante, siempre sintió una gran atracción por las ciencias, por lo que hacia 1800 comenzó a estudiar matemáticas y física. Tras diversas actividades docentes, en 1820 ocupa la cátedra de Física Matemática de la Universidad de Turín, la primera que se creó en Italia. Sin embargo, a los dos años la pierde por sus ideas políticas. En 1835 se la reintegran y en ella permanece hasta su jubilación (1850). Fue poco conocido en Italia y, sobre todo, fuera de su país, a pesar de haber publicado un par de artículos científicos en el Journal de Physique de Francia. Tal vez este hecho pueda achacarse a su costumbre de trabajar en solitario. Sus ideas fueron ignoradas y, lo que es más, llegaron incluso a considerarse como una aberración científica. Demasiado avanzadas para su tiempo, como ha ocurrido con cierta frecuencia en la historia.

Quedó esta hipótesis arrinconada y Avogadro olvidado hasta que casi cincuenta años después, en 1860, en el famoso congreso de Karlsruhe el también italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910) expone sus ideas sobre los pesos atómicos y pesos moleculares, demostrando que podían determinarse tomando como base de trabajo la hipótesis de Avogadro. Pero esto será discutido en el tema siguiente.

CONCLUSIÓN Pasan muchos siglos hasta que se admitiera la discontinuidad de la materia. Ya se llamasen corpúsculos o átomos, el hecho es que esta idea se acepta definitivamente con la propuesta de Dalton.

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Su teoría atómica logra explicar las llamadas leyes ponderales de la química, pero no así la ley de los volúmenes de combinación. Será mediante la hipótesis de Avogadro como podrá explicarse plenamente esta ley, introduciendo además ciertas correcciones sobre algunas ideas erróneas de Dalton.

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TEMA 3

EL PESO DE LOS ÁTOMOS

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 3.1. DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATÓMICOS: ESCALAS Y TABLAS 3.1.1. Pesos atómicos de Dalton 3.1.2. Pesos atómicos de Berzelius — Algo más sobre Berzelius 3.2. IMPORTANCIA Y SIGNIFICACIÓN DE LOS PESOS ATÓMICOS 3.2.1. Determinación experimental de pesos moleculares de sustancias en estado gaseoso 3.3. LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS Y PESO EQUIVALENTE 3.4. LA SIMBOLOGÍA QUÍMICA CONCLUSIÓN

OBJETIVO Reflexionar sobre la importancia que tuvo para la Química la determinación de los pesos relativos de los átomos

INTRODUCCIÓN Con Dalton los átomos ya son algo real y no sólo un ente teórico, como los átomos de los griegos, puesto que tienen una masa determinada, característica de cada elemento. Por esta razón, los átomos son diferentes de un elemento a otro, mientras que los átomos de los epicúreos estaban constituidos por el mismo tipo de materia, aunque tuvieran distinta forma. Dalton dota, pues, a los átomos de un peso que, además, podía calcularse experimentalmente. El mismo fundamento de su teoría atómica permitía determinar en un laboratorio los pesos relativos de los átomos, comparando su peso con el de otro átomo tomado como unidad. Dalton comenzó a calcular de este modo pesos atómicos, publicando su primera tabla con los pesos atómicos relativos de seis elementos en 1803, en una memoria de la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester.

3.1. DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATÓMICOS: ESCALAS Y TABLAS La teoría atómica dio la clave para explicar las reacciones químicas, que consistirían en una redistribución diferente de los átomos de las sustancias reaccionantes. Por esta razón, la relación en peso —es decir, ponderal— con la que se combinan esos reaccionantes será en definitiva la relación ponderal con que se combinan o redistribuyen los átomos que las integran. Dalton intuyó así la necesidad de conocer los pesos atómicos.

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3.1.1. Pesos atómicos de Dalton Como el peso real de los átomos es sumamente pequeño, lo que hizo Dalton fue calcular los pesos atómicos relativos. De esta manera, para cada elemento obtuvo un número que indicaba las veces que el peso de uno de sus átomos era mayor que el peso de otro elemento que arbitrariamente se tomase como unidad. El hidrógeno era el elemento más ligero que se conocía, por lo que Dalton le tomó como referencia, asignando al átomo de hidrógeno una masa igual a uno. Dalton para la determinación experimental de sus pesos atómicos aplica la ley de las proporciones definidas de Proust (ver Tema 3), en la cual profundiza. Para ello parte de la formación de combinaciones binarias con el elemento base (el hidrógeno en este caso) y mide las relaciones de pesos de combinación. No obstante, también necesita para sus cálculos la fórmula del compuesto final formado (es decir, su composición). Así, en la reacción: A + B → A – B (A y B : sustancias elementales, A – B: sustancia compuesta) Según nos indica la fórmula del compuesto, la relación atómica de combinación será A/B = 1. Y si, por ejemplo, 1 g de A reacciona con 2 g de B, resultará que: Peso atómico de A = 2 × Peso atómico de B Respecto a las fórmulas de elementos gaseosos y de compuestos como el agua, amoniaco, etc., como ya se ha comentado Dalton acudió a la máxima simplificación. Con estas premisas fue determinando experimentalmente el peso atómico de los elementos. Primeramente, incluyó en su teoría atómica, presentada en la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester en 1803, una tabla de pesos atómicos relativos de seis sustancias elementales, pero en años posteriores, 1808 y 1810, recalculó y corrigió esos valores (Tabla 3.1). Por ejemplo, según experimentos de Alexander von Humboldt (1769-1859) y Gay-Lussac se sabía que 87,4 partes en peso de oxígeno se combinaban con 12,6 partes de hidrógeno para dar agua. Para Dalton, esa relación O/H de 87,4/12,6 sería igual a la relación entre los pesos de los átomos de oxígeno y de hidrógeno. Al ser el hidrógeno el elemento patrón, su peso atómico era 1 (por definición), con lo que el peso atómico del oxígeno resultó ser 7 (6,93).

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Tabla 3.1. Algunos de los pesos atómicos calculados por Dalton

Átomos

Hidrógeno Azoe (Nitrógeno) Carbono Oxígeno Fósforo Azufre Hierro Zinc Cobre Plomo Plata Platino Oro Mercurio

Pesos atómicos relativos al hidrógeno 1803

1808

1810

1 4,2 4,3 5,5 7,2 14,4

1 5 5 7 9 13 38 56 56 95 100 100 140 167

1 5 5,4 7 9 13 50 56 56 95

Estos cálculos de pesos atómicos, así como el desarrollo de la teoría atómica han podido ser seguidos paso a paso a través de los cuadernos de notas de Dalton (Figura 3.1). Empezó a escribirlos a partir de 1787, y desde

Figura 3.1. Anotaciones en una página de un cuaderno de Dalton.

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entonces apuntaba en ellos día a día sus trabajos y sus ideas. Sin embargo, no fueron descubiertos hasta mucho después, en 1895, en una de las habitaciones del edificio de la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester y, desgraciadamente, se quemaron en un bombardeo a esa ciudad durante la Segunda Guerra Mundial.

3.1.2. Pesos atómicos de Berzelius El químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1794-1863) siguió en la línea de Dalton de determinar los pesos atómicos de los elementos, tratando de conseguir valores más exactos. Pero se basó asimismo en las experiencias de Gay-Lussac, exponiendo así su propia «teoría de los volúmenes». Berzelius admitió que, bajo condiciones similares, en gases como hidrógeno, oxígeno y nitrógeno, volúmenes iguales de los mismos contendrían el mismo número de átomos, lo cual implícitamente estaba contemplado en la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac. En consecuencia, sería lo mismo hablar de átomos que de volúmenes. Aunque Avogadro anteriormente, en 1811, ya había emitido su hipótesis, parece ser que Berzelius en esa época la desconocía. De esta manera, con cuidadosos análisis que implicaban medidas volumétricas y gravimétricas, Berzelius repitió el cálculo de pesos de combinación de diferentes elementos. También dedujo que las fórmulas del agua, amoniaco y ácido clorhídrico serían, respectivamente, H2O, NH3 y HCl. Otro problema era encontrar un peso atómico de referencia. Dalton había elegido el del hidrógeno. Sin embargo, como el hidrógeno no se combinaba con muchos elementos mientras que el oxígeno sí, Berzelius tomó este último como referencia. Comenzó a reunir valores de pesos atómicos a partir de 1814, presentado su primera tabla en 1818, pero continuó con este trabajo durante mucho tiempo, con lo que en 1826 publicó otra tabla ampliada y corregida. Esos cálculos sólo podrían llevarse a cabo con sustancias gaseosas. Pero pronto Berzelius encontró la forma de aplicarlo a sólidos. — En 1819, dos investigadores franceses, Pierre Louis Dulong (17851838) y Alexis Thérèse Petit (1791-1820) estudiando conjuntamente gran cantidad de elementos sólidos, observaron que se cumplía lo siguiente: que el producto del peso atómico de un elemento por su calor específico (en estado sólido) era una constante, dando un núme-

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ro que expresado en calorías era muy próximo a 6,4. Se trata, pues de una ley empírica y se conoce como ley de Dulong y Petit. Es decir, conociendo el calor específico de un elemento, se podía calcular fácilmente su peso atómico. — El alemán Eilhard Mitscherlich (1794-1863), que comenzó estudiando lenguas orientales, siguió con Medicina y terminó en 1819 estudiando Química en Estocolmo como discípulo de Berzelius, estableció una relación entre la composición química y la forma cristalina. Formuló la llamada ley del isomorfismo, que hacía referencia al hecho de que ciertas sales con metales diferentes tenían cristales del mismo o muy parecido sistema cristalino. Esta observación permitió prever la fórmula de muchos compuestos, ya que «los cuerpos isomorfos tienen fórmulas química análogas», con lo que se establece una relación entre la composición química y la forma cristalina. La introducción del concepto de isomorfismo es la aportación más significativa de este químico alemán, aunque trabajó en diversos aspectos de la química mineral y también en química orgánica, sobre todo en síntesis de derivados del benceno y en hidrólisis de azúcares. Relacionado con esto último la industria azucarera le debe la construcción del polarímetro. También es autor de un texto de estudio que en esa época fue muy apreciado, su Tratado de Química (1830). Berzelius utiliza estos recursos en sus cálculos de pesos atómicos y, en consecuencia, tanto la noción de isomorfismo como la ley de Dulong y Petit constituyeron una gran ayuda para este gran científico en su determinación de pesos atómicos. Por otra parte, en 1826 uno de los químicos franceses de mayor prestigio en aquella época, Jean Baptiste André Dumas (1800-1884), desarrolla un método para determinar las densidades del vapor de sustancias líquidas e incluso sólidas a temperatura ordinaria (del que se tratará en la siguiente sección, 5.5). Pero será otro francés, Charles Gerhardt (1816-1856), quien introdujera una corrección a las tablas de Berzelius, concretamente en los pesos atómicos de los metales. Éste último daba como fórmula del óxido de plata AgO, mientras que para Gerhardt sería Ag2O, lo mismo que en general para todos los metales, Me2O. Entonces, los pesos atómicos de la plata y de los metales alcalinos serían la mitad de lo calculado por Berzelius (Tabla 3.2). Sin embargo, para otros metales, como zinc o cobre, los de Berzelius sí

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Tabla 3.2. Algunos de los pesos atómicos calculados por Berzelius

Elemento

Oxígeno Hidrógeno Carbono Nitrógeno Azufre Calcio Hierro Potasio Sodio Plata Cobre

1814

1818

1826

Pesos atómicos modernos 1960

16,00 1,062 12,02 12,73 32,16 81,26 110,98 156,48 92,69 430,11 129,04

16,00 0,995 12,05 12,36 32,19 81,93 108,55 156,77 92,09 432,51 126,62

16,00 0,998 12,25 14,16 32,19 40,96 54,27 78,39 46,54 216,26 63,31

16,000 1,008 12,01 14,008 32,066 40,08 55,85 39,10 22,99 107,88 63,54

Pesos atómicos relativos al oxígeno

resultaron correctos, pues no tenían la fórmula propuesta por Gerhardt. No obstante, el sistema de Gerhardt tuvo repercusión sobre todo en el cálculo de fórmulas de los compuestos orgánicos y dio una nueva luz a la reforma de los equivalentes. Además, Gerhardt fue de los primeros en asumir la hipótesis de Avogadro (1842). Con todo, y a pesar de estas correcciones, la tabla de pesos atómicos dada por Berzelius en 1826 es muy similar a la actual.

Algo más sobre... Jöns Jacob Berzelius fue uno de los químicos más respetados y con más prestigio de su tiempo. Nace en una pequeña ciudad de Suecia, en 1779, hijo de un maestro de escuela con escasos medios económicos. Compagina sus estudios de medicina, que había comenzado en 1796 en la Universidad de Upsala, con un trabajo en un laboratorio de química. Siempre atraído por esta ciencia, muy pronto empieza a experimentar e investigar. Se gradúa de Medicina en 1802 y se traslada a Estocolmo, don-

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de trabaja como médico en un hospital, lo cual compatibiliza con un puesto de profesor asistente de Medicina, Botánica y Farmacia en la Universidad de Estocolmo. En 1807 consigue ser profesor en esa universidad, en la que permanece hasta 1815, cuando ocupa el cargo de profesor de Química en el Instituto Médico-quirúrgico Real Carolino de Estocolomo. El tiempo libre que le dejan sus clases teóricas lo dedica a investigar en un pequeño laboratorio instalado en una vieja cocina, en su propio domicilio, donde además empieza a formar a algunos discípulos. Poco a poco va aumentando su prestigio por la calidad de sus interesantes y numerosos trabajos, hasta tal punto que en 1818 le designan Secretario Permanente de la Real Academia de Ciencias de Suecia. En 1832 deja la enseñanza para poder dedicarse por completo a la investigación. Muere en Estocolmo en 1848. Su trabajo experimental abarcó muy distintos campos, aunque como objetivos centrales de su investigación cabe señalar el establecimiento definitivo de la teoría atómica y su teoría electroquímica de la materia (ver Tema 4), la cual fue una de la mayores causas de su gran influencia entre la comunidad científica de su época. Hace una interesante clasificación de minerales atendiendo a su composición química; construye unas tablas de pesos atómicos; introduce importantes innovaciones en los métodos analíticos; pone en evidencia la existencia de isomería; estudia la catálisis (propone además esos nombres para ambos fenómenos, respectivamente). También descubre el óxido de cerio, en colaboración con Wilhelm Hisinger (1766-1852), y elementos como son el selenio y el torio; aísla el silicio, el titanio y el zirconio; crea un nuevo sistema de nomenclatura química, precursor directo del actual... Asimismo es autor de un libro de texto que en su día tuvo una enorme difusión entre los químicos, y los informes anuales que presentaba en la Academia de Ciencias eran apreciadísimos. Era un trabajador perseverante y minucioso, de gran capacidad de sistematización, claro en sus descripciones y exacto en sus observaciones. Sin embargo, científicamente era muy conservador y se oponía enérgicamente a toda novedad que fuera contra lo oficialmente establecido, lo cual le llevó a ser protagonista de grandes polémicas, por otra parte muy frecuentes. Se le considera como uno de los fundadores de la química moderna, de gran autoridad, prestigio y respeto entre los científicos de su época.

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Por sus grandes méritos, cuando en 1835 se casa como regalo de bodas recibe del rey Carlos XIV de Suecia el nombramiento de freiherr (título nobiliario equivalente al de barón). Por sus trabajos obtuvo la Medalla Copley en 1836.

3.2. IMPORTANCIA Y SIGNIFICACIÓN DE LOS PESOS ATÓMICOS Según ya se ha discutido, en la construcción de su teoría atómica Dalton postula que las distintas clases de átomos tendrían una determinada masa, es decir, un peso atómico. Conocer su valor era de una enorme importancia, sobre todo para averiguar la constitución de los átomos, además de posibilitar la interpretación de las relaciones cuantitativas de las sustancias que se combinaban en una reacción. Como no era posible encontrar el valor absoluto de los pesos atómicos, Dalton planteó la determinación de los pesos atómicos de algunas sustancias elementales con relación a un valor tomado como unidad. Serían, por tanto, pesos atómicos relativos. Para ello era necesario conocer la relación atómica con la que los elementos se combinaban entre sí, lo cual se podía establecer a partir de las correspondientes relaciones ponderales (es decir, en peso). De esta forma la determinación de los pesos atómicos relativos era inmediata. Veamos el ejemplo de la formación de agua. Ésta se forma por combinación del hidrógeno con el oxígeno, y Dalton encontró que lo hacían en una relación en peso de 1 a 7 (aunque después se comprobó que era de 1 a 7,9365). Pero caben distintas posibilidades en cuanto a las relaciones atómicas de combinación: a) si se combinan átomo a átomo, 1:1, el peso atómico del oxígeno sería 7; b) si la relación atómica es de 1 átomo de hidrógeno con 2 de oxígeno, el peso atómico del oxígeno sería 3,5; c) si se combinan 2 átomos de hidrógeno con 1 de oxígeno, el peso atómico del oxígeno sería 14. Para discernir entre estas tres posibilidades, Dalton estableció unas reglas simplificadoras, afirmando que cuando dos elementos se unían y formaban un único compuesto (entonces no se conocía la existencia del peróxido de hidrógeno), se combinaban átomo a átomo. Luego la fórmula del agua sería HO, y en consecuencia el peso atómico del oxígeno

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resultaría ser 7 (Tabla 3.1). Y el peso molecular del agua, como ahora decimos, o el peso atómico del «átomo del agua», como decía Dalton, sería 1 + 7 = 8. De forma análoga, en el amoniaco, NH para Dalton, encontró que 1 parte en peso de hidrógeno se combinaba con 5 partes de nitrógeno, siendo así el peso atómico de éste también 5. Sin embargo, estas simplificaciones de Dalton no estaban justificadas, siendo tan sólo fruto de una intuición que le condujo a resultados no ciertos. Dalton, intentando simplificar tanto las cosas, dejó imprecisa la noción de molécula y supuso unas fórmulas que resultaron falsas; fue incapaz de explicar la ley de volúmenes de combinación y, a la larga, dificultó el cálculo de pesos atómicos correctos. Estas simplificaciones, aparentemente tan útiles, tuvieron pues, consecuencias muy negativas. Posteriormente, Berzelius demostró la falsedad de estas reglas y pudo llegar en muchos casos a pesos atómicos correctos, como acabamos de ver. Pero seguía persistiendo un problema de importancia capital sin resolver: cuál era la relación atómica con las que los elementos se combinaban. Esta incógnita quedó sin respuesta hasta que la hipótesis de Avogadro no fue divulgada y admitida por la comunidad científica, al permitir establecer la fórmula verdadera de los elementos gaseosos y con ello determinar el peso atómico de sus átomos. Veamos cómo: La hipótesis de Avogadro establece que en un determinado volumen de una sustancia gaseosa, medido en las mismas condiciones de presión y temperatura, existe siempre el mismo número de moléculas, cualquiera que sea dicha sustancia. Con esto ya era posible conocer el peso molecular relativo de dos sustancias gaseosas, ya que la relación en peso de los volúmenes de ambos gases, o lo que es lo mismo, la densidad relativa de un gas respecto a otro, sería igual a la relación en peso de sus moléculas. Así, dados dos gases A y B, sería: Peso de un volumen gas A Peso de 1 molécula gas A × n moléculas –––––––––––––––––––––––––– = ––––––––––––––––––––––––––––––––––––– Peso de igual volumen gas B Peso de 1 molécula gas B × n moléculas La primera relación es la densidad de A respecto a B, DA(B): Peso de 1 molécula gas A DA(B) = –––––––––––––––––––––––– Peso de 1 molécula gas B

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Por lo que, en definitiva, tendremos que: Peso molecular gas A = Peso molecular gas B × DA(B) Por tanto, conociendo el peso molecular de una sustancia gaseosa cualquiera se podrá calcular el peso molecular de otro gas con sólo determinar sus densidades relativas. Así, de una forma muy sencilla, una vez conocidas las fórmulas correctas, se pudo determinar con seguridad el peso atómico de los elementos gaseosos después de conocerse el peso molecular de alguno de sus compuestos. Para ello era necesario desarrollar un procedimiento experimental que permitiera determinar esos pesos moleculares.

3.2.1. Determinación experimental de pesos moleculares de sustancias en estado gaseoso La determinación experimental del peso molecular de un gas descansa sobre el conocimiento de cuatro datos medibles experimentalmente: la masa de la sustancia contenida en un determinado volumen; este volumen; la presión y la temperatura correspondientes a dicho volumen. La presión y la temperatura son fácilmente observables, por lo que el problema experimental quedaba reducido a determinar la masa de la sustancia gaseosa contenida en un volumen determinado de la misma. Éste es el método de Dumas, llamado así por ser ideado en 1826 por Jean Baptiste André Dumas. Con posterioridad, en 1878, el químico alemán Victor Meyer (18481897) diseñó otro método, en el cual lo que se medía era el volumen ocupado por una masa dada de una sustancia gaseosa.

3.3. LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS Y PESO EQUIVALENTE Ésta ley fue la expresión de un sobresaliente trabajo llevado a cabo por el químico alemán Jeremias Benjamin Richter (1762-1807). En sus investigaciones acerca de las combinaciones químicas sus mayores preocupaciones fueron insistir en las medidas cuantitativas y, sobre todo, introducir las

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matemáticas en la química. Por esto, había estudiado también matemáticas en la Universidad de Königsberg, en lo que se llamaba entonces Prusia Oriental y que posteriormente pasó a Rusia. Después compaginó su trabajo como analista químico en la fábrica de porcelana de Berlín con la realización de su tesis doctoral, dirigida nada menos que por el prestigioso filósofo Immanuel Kant (1724-1804) y que trataba precisamente sobre el empleo de las matemáticas en la química. Este interés le guio también en sus investigaciones acerca de las combinaciones químicas, así como en el cuidado en las medidas cuantitativas. No en vano se le considera fundador de la estequiometría, término propuesto por él mismo (derivado del término griego «stoicheion», elemento) para hacer referencia a las relaciones de magnitud según las cuales deberán combinarse los «cuerpos», ya que «Dios ha ordenado todo según número, peso y medida». Con un tesón y una minuciosidad germánicos, Richter buscaba algún tipo de relación aritmética, de regularidad en las proporciones con las que se combinaban las sustancias en una reacción dada. Al analizar la sustitución de metales midiendo las cantidades de los mismos que se desplazan recíprocamente de sus disoluciones, comprobó que esas cantidades guardaban una proporción fija entre sí. En el terreno ácido-base estudió detenidamente las reacciones de neutralización. Tras gran cantidad de cuidadosos ensayos los resultados le mostraron que un peso fijo de un cierto ácido se neutralizaba con un peso determinado de diferentes bases, siendo esos pesos distintos para cada una de dichas bases. Y también, que las si las cantidades de dos o más ácidos eran neutralizadas por la misma cantidad de una determinada base, ocurría que también serían neutralizadas por una cantidad igual —aunque distinta a la primera— de otra base. Y viceversa. Llegó a esta conclusión en 1792, es decir, en la misma época en que Lavoisier alcanzara las importantes consecuencias de sus investigaciones. Con todas sus medidas Richter estableció los «pesos equivalentes» de ácidos y bases que pueden neutralizarse dos a dos. Así, mediante el uso de tabulaciones se podía saber fácilmente qué cantidad de una base determinada se necesitaba para neutralizar una cantidad de un ácido determinado, lo cual supuso un gran avance para la química analítica. Todo ello le llevó a enunciar la ley de las proporciones recíprocas, conocida también como ley de las proporciones equivalentes, ley de los núme-

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ros proporcionales o ley de Richter: «Los pesos de elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien son múltiplos o submúltiplos de esos pesos». Para explicar esta ley, Richter propuso su teoría de los pesos de combinación, fijando para cada elemento un peso relativo de combinación o peso del mismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma como tipo de referencia. Como el oxígeno es un elemento capaz de combinarse con casi todos los demás, en un principio se tomó como tipo de referencia 100 partes en peso de oxígeno, y de esta manera el peso de combinación de un elemento sería el peso del mismo que se combinaba con esas 100 partes de oxígeno. Resultaba así que el peso de combinación del hidrógeno era el menor de todos, con lo que se le dio el valor 1 para tomarlo como base de referencia en la escala de los pesos de combinación. Y en esta escala el peso de combinación del oxígeno resultaba 7,936, valor que posteriormente se redondeó a 8,000, con lo que el del hidrógeno pasó a ser 1,008. Estos pesos de combinación no eran otra cosa que los pesos equivalentes. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) se define, pues, como la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a 8,000 partes de oxígeno o a 1,008 partes de hidrógeno. En realidad esta ley no es más que una extensión de la ley de Dalton y aunque es anterior a ésta actualmente está bastante olvidada en los textos de enseñanza. No obstante, este hecho es injusto ya que contribuyó de forma considerable a consolidar los aspectos cuantitativos de las reacciones.

3.4. LA SIMBOLOGÍA QUÍMICA Un nuevo problema con el que se enfrentan los científicos de esos momentos es el de la simbología química. Con la llegada de la «nueva» química se desarrollan los métodos de análisis y de síntesis y el descubrimiento de elementos y compuestos toma un ritmo acelerado. Se hace evidente la necesidad de nombrar y representar las sustancias químicas, así como las reacciones en las que intervienen, de una forma sencilla, clara y racional y que al mismo tiempo resultase eficaz.

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En cuanto a la nomenclatura química, Lavoisier había apuntado la necesidad de sistematizarla de una forma u otra. Epónimos, como sal de Glauber, o nombres impregnados de un sentido fantástico o poético, como cristal de Luna, azafrán de Marte o flores de zinc, muchos de los cuales se venían empleando desde las épocas alquimistas para designar los productos químicos, debían ser sustituidos por otros que proporcionasen datos sobre la constitución de la sustancia en cuestión y sobre su estado de oxidación. Este proyecto venía a enlazar con el viejo sueño de construir un idioma universal en el que cada palabra no fuese arbitraria, sino que contuviese la definición de sí misma. Además, los nombres de aquellas sustancias que no podían descomponerse en otras, es decir, sustancias simples o elementos, serían la base de la nomenclatura de las sustancias compuestas. Los compuestos vendrían designados de acuerdo a los elementos que los integraran. Sulfato de sodio, nitrato de plata, óxido de hierro u óxido de zinc serían, respectivamente, los nuevos nombres de los compuestos antes mencionados. Lavoisier colaboró así, junto a sus seguidores Guyton de Morveau, Berthollet y Fourcroy, en la obra Méthode de la Nomenclature Chimique, publicada en 1787. En lo referente a la representación de las sustancias, el problema era análogo. Los alquimistas utilizaban un signo para cada una, pero ese sistema de representación ya no es válido y la creación de una simbología más general y eficaz se convierte en un imperativo inexcusable. Es en este punto cuando Dalton tiene la gran idea: emplear un símbolo específico para cada elemento, mientras que los compuestos estarían representados por la yuxtaposición de los elementos que los formasen. En este sentido, Lavoisier había intentado representar los productos químicos según las pautas de Jean Henri Hassenfratz (1755-1827) y Pierre Auguste Adet (1763-1834), quienes se valían de determinadas figuras geométricas, como líneas rectas con distintas inclinaciones, círculos, semicírculos o triángulos (Figura 3.2). En el caso de Dalton los símbolos consistían básicamente en pequeños círculos con alguna «señal distintiva en su interior» (punto, raya, letras, etc..), como él mismo explicaba en su A New System of Chemical Philosophy. En su cuaderno de notas del 3 de septiembre de 1803 escribe por primera vez sus símbolos y su primera tabla de pesos atómicos. Dalton llega a representar 20 elementos (aunque algunos de estos elementos eran realmente compuestos, como posteriormente se demostró) y 17 compuestos (Figura 3.3).

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Figura 3.2. Símbolos de Hassenfratz y Adet.

Figura 3.3. Símbolos de Dalton.

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Consigue con sus símbolos representar la reacción química mediante una ecuación, con lo que su expresión resultaba mucho más cómoda, pues se podía visualizar rápidamente a través de esas formas abreviadas que representaban los elementos. Y, asimismo, el átomo y su representación toman un carácter cuantitativo. Su simbología tiene, pues, además de un valor práctico un fuerte contenido teórico acorde con la teoría atómica. Era una idea brillante la de Dalton, pero no así los signos que diseñó, puesto que implicaban una considerable dificultad para los tipógrafos a la hora de imprimirlos y, además, iban resultando confusos a medida que se descubrían elementos nuevos. Por ello, no tuvieron demasiado éxito entre los químicos y surgieron otros símbolos que si bien de fondo tenían el mismo significado, de forma eran muy distintos. Es aquí cuando aparece de nuevo en escena Berzelius, porque unos años después (1813) introduce un sistema de símbolos basados en el nombre de los elementos en latín. El cobre sería Cu, el azufre S y el oxigeno, O. El óxido de cobre quedaría, según Berzelius, Cu+O, aunque luego, por simplificar el sistema, lo escribiría como CuO. Después, simplificando aun más, llegó a representar el oxígeno como un simple punto y el azufre como una tilde sobre el átomo al que estuviera unidos. Por ejemplo, el sulfuro de cobre sería entonces Cú. El número de átomos en un compuesto lo indicaba mediante superíndices (así S2O3), que posteriormente fueron convertidos por Liebig en los subíndices que hoy en día escribimos. Y, continuando con sus simplificaciones, cuando un elemento estaba subrayado (o también con una barra a la mitad) significaba que había dos átomos de dicho elemento. Así, H y también H resultaba según esta nomen· · clatura H2, mientras que H o H sería la fórmula de agua. Este nuevo sistema de símbolos de Berzelius no empezó a ser aceptado y utilizado hasta aproximadamente 1830, ya que al principio tuvo fuertes críticas debidas en gran manera a la confusión producida paradójicamente con tantas simplificaciones. Su empleo fue sobre todo muy útil en química orgánica, lo cual a su vez dio un impulso a su extensión a toda la química. Curiosamente, fue en Gran Bretaña donde recibió una mayor acogida, siendo Thomas Graham (1805-1869) uno de los primeros en tomar partido por esta simbología. Y, sobre todo, gracias a la recomendación de la British Association for the Advancement of Science, en 1837. Poco después de este hecho Dalton escribió sobre estos símbolos acerbas críticas, donde expresiones tales como «los símbolos de Berzelius son espantosos» o «parecen un caos de átomos» hablan por sí solas de la opinión del creador de la teoría

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atómica. Pensaba asimismo que Berzelius se había apoderado de su idea y que la había transformado a su conveniencia. Incluso, en ese mismo año Dalton (1837) sufrió un infarto tras una fuerte discusión acerca de este tema. En cualquier caso, aunque era evidente la necesidad de utilizar unos símbolos para representar las sustancias químicas, la elección del sistema de símbolos resultó ser verdaderamente problemática.

CONCLUSIÓN Los átomos de Dalton tienen una masa, que además es característica de cada elemento. Además, es posible determinar el peso relativo de los átomos de un elemento, comparándolo con el peso de los átomos de otro elemento de referencia. El problema surge cuando los químicos no se ponen de acuerdo en esos valores relativos. Se origina así un caos, y será el Congreso de Karlsruhe el que marque la vía para hallar una solución.

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BLOQUE TEMÁTICO II

HACIA EL SISTEMA PERIÓDICO

Dmitri Mendeleiev en sus años jóvenes.

TEMA 4

PRIMERAS CLASIFICACIONES EN QUÍMICA

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 4.1. CLASIFICACIONES DE LOS «CUERPOS» QUÍMICOS 4.1.1. Criterios dualistas 4.1.2. Clasificaciones de los alquimistas 4.1.3. Las tablas de afinidades — Algo más sobre el flogisto 4.2. PRIMERAS CLASIFICACIONES DE LOS «ELEMENTOS» QUÍMICOS 4.3. EL PESO ATÓMICO COMO BASE DE CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS 4.3.1. Triadas de Döbereiner 4.3.2. En busca de otras relaciones numéricas como base de clasificación 4.4. HIPÓTESIS DE PROUT 4.5. CAOS ENTRE LOS QUÍMICOS DE MEDIADOS DEL SIGLO XIX 4.5.1. El congreso de Karlsruhe — Algo más sobre Cannizzaro CONCLUSIÓN

OBJETIVO Diferenciar los distintos criterios de clasificación de las sustancias, hasta llegar al de peso atómico como base para ordenar los elementos químicos

INTRODUCCIÓN La idea de diferenciar los materiales de la naturaleza y agruparlos tomando como criterio unas determinadas características ha estado siempre presente entre las preocupaciones de las gentes dedicadas al hacer químico. En un principio se distribuían los cuerpos químicos en dos grandes grupos de propiedades antagónicas, como ácidos/bases, metales/no metales, etc. Es decir, se trataba de criterios dualistas. Pero después se comenzaron a clasificar las sustancias ordenándolas en mayor número de grupos, tomando como referencia determinadas características. A finales del siglo XVIII con Lavoisier la teoría del flogisto queda superada. Dotada de nuevas ideas fundamentales, la química protagoniza su propia revolución y se convierte en una ciencia, lo mismo que ya lo eran la física o la astronomía Desde el punto de vista teórico, a partir de ese momento se dan importantísimos avances, como son el nuevo concepto de elemento y la aceptación de la teoría atómica de la materia, que permitirán dar un enfoque diferente a la investigación química. Y desde el punto de vista experimental, se hacen grandes avances en aspectos tecnológicos. Gracias en gran parte a esto último, el número de elementos químicos conocidos y aislados aumenta de tal forma que la necesidad de clasificarlos se hace ineludible, como premisa de trabajo para cualquier estudio en todo campo de la química. Por otra parte, Linneo o Carl von Linné (1707-1778), el gran naturalista sueco de la Universidad de Upsala, había realizado una cuidadosa clasificación de animales, plantas y minerales, plasmada en su Sistema Naturae (Sistema Natural). Publicada esta obra en 1735, pronto alcanza un enorme éxito, introduciendo entre los químicos la inquietud por lograr un ordenamiento similar para los elementos.

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4.1. CLASIFICACIONES DE LOS «CUERPOS» QUÍMICOS En un principio, se hicieron unas primeras clasificaciones de los materiales sin hacer una distinción entre lo que era un cuerpo simple o uno compuesto, ya que no se tenía noción de esa diferencia. 4.1.1. Criterios dualistas En la antigua China la filosofía taoísta de Lao Tsé (siglo IV a. C.), recogida en el texto Tao Te Ching, consideraba que el universo estaba regido por dos principios contrarios: el yin, principio femenino, negativo, frío y oscuro, y el yang, principio masculino, positivo, caliente y luminoso. Esta sería una concepción dualista de términos opuestos, de forma análoga a las ideas del filósofo griego Empédocles (ver Tema 1). Por ello, todos los objetos del universo estarían también regidos por estos dos principios, lo que llevó a que los alquimistas chinos considerasen sustancias ricas en yin, como el azufre, o en yang, como el cinabrio (sulfuro de mercurio), el oro, el salitre (nitrato de potasio) o el jade. Las ideas dualistas han resultado siempre atractivas para muchos químicos. Así, muchos siglos después el químico flamenco van Helmont concibe una teoría ácido-alcalina, según la cual la oposición de sustancias con propiedades ácidas y con propiedades alcalinas sería la fuerza impulsora de fenómenos tan importantes como la digestión y la fermentación. Esta teoría

Figura 4.1. Representación de los dos principios del yin y el yang.

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es recogida y perfeccionada por sus seguidores Franciscus Silvio (16141672) y Otto Tachenio (1620-1690), que la extienden a otros proceso vitales. Y, muy posteriormente, el sueco Berzelius, uno de los más influyentes y brillantes químicos del siglo XIX, como consecuencia de sus estudios electroquímicos, propone una teoría global de la combinación química basada en la naturaleza eléctrica de la materia. Clasifica así los elementos en electropositivos y electronegativos. Por ello se trata en realidad de otra clasificación dualista. Sitúa los elementos en una «escala electroquímica», ordenándolos desde el potasio —el elemento más electropositivo, según su terminología— hasta el oxígeno —el más electronegativo—, pasando por el hidrógeno, neutro. Para Berzelius el eje central de la química era el oxígeno, y en función de este elemento justifica la formación de muchos compuestos: los óxidos básicos se forman por unión de oxígeno con un metal; los óxidos ácidos, por unión del oxígeno con un no metal, y de la unión de un óxido básico con uno ácido, resulta una sal neutra.

4.1.2. Clasificaciones de los alquimistas En la Edad Media se hicieron clasificaciones de los productos químicos distribuyéndolos en varias categorías en lugar de hacerlo sólo en dos grandes grupos. Por ejemplo, el médico y alquimista árabe Rhases o Al-Razi (860-940) hizo una clasificación de los «cuerpos» minerales en seis grupos (Tabla 4.1), aunque realmente ésta no es más que una ampliación de otra muy anterior llevada a cabo por el alquimista griego Zósimo (comienzos del siglo IV d. C.).

Tabla 4.1. Clasificación de Rhases de los cuerpos minerales Cuerpos

Metales

Espíritus

Azufre, arsénico, mercurio y sal de amoniaco

Piedras

Marcasita, magnesia, etc.

Vitriolos

Sulfatos

Bóraces

Bórax, natrón (carbonato sódico), cenizas de plantas

Sales

Sal común, kali (potasa, KOH), sal de huevos (probablemente salitre, KNO3), etc.

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4.1.3. Las tablas de afinidades El hecho de que una sustancia frente a otra determinada sufriera una transformación, mientras que frente a otra no se produjera cambio alguno, había preocupado ya a los filósofos griegos de la materia y a los alquimistas. Así, Empédocles suponía que esto era achacable a fuerzas de «amor» o de «odio» (ver Tema 1), y que por las fuerzas del amor los elementos tendían a combinarse, mientras que por las de odio, se separaban. En el siglo XVIII, en plena época del flogisto, se hicieron clasificaciones de los cuerpos químicos basándose en la afinidad, entendiendo como tal la «fuerza oculta» que hace que unas sustancias reaccionen con otras. No obstante, el primero en dar ese nombre a la tendencia de los cuerpos para su mutua transformación, es decir, a la «fuerza oculta» que hace que unas sustancias reaccionen con otras, fue Alberto Magno (1193-1280). A pesar de los siglos transcurridos le dio el mismo sentido que en el fondo tiene actualmente; es decir, de una «relación» química entre dos sustancias. A este dominico alemán se le conoce también como San Alberto Magno, ya que fue canonizado en 1931. Doctor escolástico muy erudito, fue un alquimista de gran sabiduría que se dedicó a una cuidadosa y crítica observación de la naturaleza. Esto le llevó a considerar que el pretendido «oro» de los alquimistas no era realmente oro, lo que demuestra su gran clarividencia. Le llamaban Doctor Universalis y era considerado como el Aristóteles de la Edad Media por su dominio de los textos del filósofo griego, siendo tan famoso y apreciado que, según se dice, cuando impartía sus clases en la Universidad de la Sorbona de París debía hacerlo al aire libre, ya que eran tantos sus seguidores que no cabían en las aulas. Entre sus discípulos está Santo Tomás de Aquino (1225-1274), franciscano famoso como escolástico y que también fue un gran estudioso de las ciencias. Pero hubieron de transcurrir muchos siglos hasta que se comenzara a desarrollar una teoría para tratar de justificase las causas de la afinidad química. Así, Isaac Newton (1642-1727) da una interpretación para la afinidad de tipo mecanístico, pensando que la reactividad química era debida en realidad a una atracción de tipo físico. Basándose en la teoría corpuscular de Boyle, supuso que entre las partículas o corpúsculos de la materia existían fuerzas de enorme intensidad, cuya potencia sería característica de cada sustancia y que, además, sólo tendrían lugar cuando las distancias fuesen muy pequeñas. Con esta teoría daba explicación a que un metal

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determinado pudiera sustituir a otro en una disolución ácida; es decir, trataba de justificar así su afinidad. Incluso, presentó para seis metales el orden de sustitución de su disolución en ácido nítrico. Newton abre así nuevas perspectivas en este viejo problema. Y también en la misma época, marcada en química por la teoría del flogisto, la idea de la afinidad servirá como criterio de clasificación de las sustancias. En 1718, francés Etienne-François Geoffroy (1672-1731) elabora una tabla en la que ordena las sustancias, incluyendo los ácidos y las bases, en dieciséis columnas. Encabezando cada columna aparece una sustancia con la cual todas las restantes de esa columna se combinan, pero siguiendo un orden tal que cada sustancia desplazaría a las que la siguen en sus combinaciones con la sustancia-cabeza (Figura 4.2). Es decir, cada sustancia tiene mayor afinidad por la sustancia-cabeza o patrón que las que le siguen en la columna. Es interesante resaltar en esta tabla los símbolos para designar las sustancias, que son aún alquímicos, ya que la simbología actual no aparecería hasta mediados del siglo XIX (ver Tema 3). Y también son curiosos los nombres que se aplican: espíritu de ácido (que encabeza la primera columna), ácido de sal marina (ácido clorhídrico), ácido vitriólico (ácido sulfúrico), etc.

Figura 4.2. Tabla de afinidades de Geoffroy.

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Esta tabla alcanzó un gran éxito entre los químicos y su uso se extendió rápidamente. En 1775 el químico sueco Torbern Olaf Bergman (17351784), gran experto en el análisis cuantitativo y en mineralogía, generalizó y perfeccionó este método, llegando a recopilar en otra tabla hasta cincuenta y nueve sustancias, distinguiendo además distintos tipos de atracciones. Sin embargo, a medida que se fueron conociendo más compuestos químicos, la tabulación con este criterio fue haciéndose excesivamente complicada. Algo sobre más el flogisto... La palabra flogisto proviene del griego phlogiston, que significa inflamable, combustible, término acuñado por el médico y químico alemán Georg Ernest Stahl (1660-1734). Se basó en las ideas del también alemán Joachim Becher (16351682), aunque las reelaboró introduciendo importantes modificaciones, y creó con todo ello la teoría del flogisto. Con ella trataba de explicar la combustión, fenómeno por el que los químicos siempre habían sentido una gran atracción. Stahl suponía que el flogisto o principio de la inflamabilidad, estaría presente en toda sustancia combustible. De esta manera, en la combustión se desprendería el flogisto, que iría al aire, y quedaría un residuo en forma de cenizas o de cal, estando este fenómeno acompañado de calor y de luz (y, frecuentemente, de fuego). Sin embargo, esta teoría llevaba importantes contradicciones. Una de las mayores era el hecho de que, cuando se quemaban los metales, aumentaba el peso de la cal resultante. Y si se desprendía el flogisto, ¿cómo podía ser el peso del producto resultante mayor? Pero ante este problema los partidarios del flogisto, o bien lo ignoraron o bien lo justificaron señalando que el flogisto tendría un peso negativo. A pesar de ésta y otras contradicciones, fue la teoría dominante a lo largo del siglo XVIII, teniendo numerosos seguidores que la defendieron con ardor. Quedó desbancada por las ideas de Lavoisier sobre la combustión, quien demuestra con ellas que se trataba de una teoría falsa. Pero hay que reconocerle el mérito de que, con todo, promovió un número enorme de experimentos a fin de explicar y comprobar sus propuestas.

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4.2. PRIMERAS CLASIFICACIONES DE LOS «ELEMENTOS» QUÍMICOS Hasta ahora hemos revisado distintos intentos y formas de clasificar las sustancias químicas, tanto fueran compuestos como lo que entendemos actualmente como elementos. Pero a finales del siglo XVIII triunfa el nuevo concepto de elemento químico. Esta idea ya había sido lanzada por Boyle en el siglo anterior, aunque utilizando el término de cuerpo simple (ver Tema 1). Pero será Lavoisier quien consiga su aceptación general: elemento será la sustancia que los químicos no habrían logrado separar en otras más simples. En este sentido, Lavoisier presenta en su Traité Élémentaire de Chimie una tabla de sustancias elementales (Tabla 3.2), en la que reúne los elementos conocidos, hasta un total de 33, agrupándolos según su naturaleza y comportamiento químico. Formó así cuatro grupos: a) sustancias simples pertenecientes a los tres reinos; b) sustancias simples no metálicas, oxidables y acidificables (formadoras de ácidos), c) sustancias simples metálicas, oxidables y acidificables (formadoras de ácidos), y d) sustancias simples térreas salificables (formadoras de sales). Muchas de esas sustancias son elementos

Figura 4.3. Tabla de sustancias elementales de Lavoisier.

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en el sentido actual del término, si bien la tabla contiene algunos errores, ya que por ejemplo incluye como elementos el calorique (calor) y la lumière (luz), o compuestos como la cal, alúmina, magnesia, barita, sílice y radical bórico. A pesar de ello, constituyó una base sobre la que otros investigadores pudieron seguir trabajando. Con el tiempo, el perfeccionamiento de las técnicas analíticas existentes o la aparición de otras nuevas permitieron ir detectando, aislando y caracterizando nuevos elementos. Por ello, a lo largo del siglo XIX el número de elementos conocidos aumentó rápidamente. Al conocerse una mayor cantidad de elementos se hizo evidente que muchos de ellos presentaban propiedades físicas y químicas parecidas. Esto daba pautas para agruparlos de alguna manera, pero al mismo tiempo, con casi treinta elementos conocidos a principios del siglo XIX, la situación entre los químicos empezaba a resultar caótica. Era, pues, necesario algún sistema de clasificación coherente. Pero al mismo tiempo, conseguirlo resultaba muy difícil. Además, los tipos de clasificaciones formuladas hasta el momento presentaban el grave inconveniente de que un mismo elemento podía tener cabida en más de un lugar. En 1816 el físico francés que tan importantes aportaciones hizo en el estudio del electromagnetismo, André Marie Ampére (1775-1836), propone que la alternativa sería un sistema natural de clasificación que permitiese deducir el orden y las analogías del conjunto de miembros objeto de la clasificación. Rechaza abiertamente las dualidades como metales/no metales, combustibles/no combustibles, etc., por su excesivo simplismo y porque además ocultaban ciertas analogías que podía haber entre los elementos, tal vez de gran interés. Curiosamente, en contra a sus propias consideraciones, propone una clasificación con los mismos defectos que criticaba, agrupando los elementos en: gasolitos (forman gases permanentes), leucolitos o metales fusibles (forman soluciones incoloras y funden a bajas temperaturas) y croicolitos (forman soluciones coloreadas y funden a altas temperaturas). Por otra parte, Louis-Jacques Thénard (1777-1857) hace una interesante clasificación de los metales partiendo de su resistencia frente a la acción del agua y del aire, llegando así a cuatro grupos, desde los metales nobles, inoxidables (oro, platino...), a los metales que se oxidaban muy fácilmente, pasando por dos grupos de metales de propiedades intermedias.

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Thénard fue un gran químico francés, y entre sus muchos méritos se encuentran el de haber descubierto el peróxido de hidrógeno y, junto con Gay-Lussac, el boro. Se da la circunstancia de que habiendo nacido muy pobre, hijo de un campesino que trabajó duramente para que su hijo pudiera obtener unos estudios, se hizo rico al descubrir, cuando tenía poco más de veinte años, un compuesto formado por óxido de cobalto y alúmina que servía para teñir de azul la porcelana, con lo cual fue empleado a partir de entonces en las piezas de Sèvres (azul de Thénard).

4.3. EL PESO ATÓMICO COMO BASE DE CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS Una solución a esos problemas en la clasificación de los elementos podía darlo su peso atómico, al ofrecer un criterio para ordenar y agrupar los elementos.

4.3.1. Triadas de Döbereiner Es así como el alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849), profesor de química en la Universidad de Jena en los primeros años del siglo XIX y amigo de Goethe, tiene por primera vez la idea de relacionar el peso atómico de los elementos con sus propiedades químicas. En aquellos tiempos el estudio de las proporciones con las que las sustancias intervenían en las reacciones químicas —en definitiva, la estequiometría— era uno de los aspectos que más atraían el interés de los químicos. Esto ocurrió también con Döbereiner, quien era partidario de la recién formulada teoría atómica de Dalton. En 1816 trabajaba con el mineral celestita (sulfato de estroncio, SrSO4) y encontró que el peso atómico del estroncio era 50. Se dio cuenta de que ese número resultaba ser la media aritmética de los pesos atómicos aceptados en aquellos días del calcio (27,5) y del bario (72,5). También encontró que la densidad del sulfato de estroncio era igualmente la media de las densidades de los otros dos sulfatos. En años sucesivos continuó investigando alrededor

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de esta idea, es decir, de las relaciones existentes entre «triadas» o grupos de tres elementos, tomando como base los pesos atómicos determinados por Berzelius y publicados en 1826. Incluso, llegó a predecir que el peso atómico del bromo, descubierto por entonces (ver Tema 8), sería la media de los pesos atómicos del yodo y del cloro. Fundamentó tal predicción al constatar que algunas propiedades del bromo (color y reactividad) eran intermedias entre las de los otros dos halógenos. En su día Berzelius determinó experimentalmente el peso atómico del bromo y confirmó así tal predicción. Döbereiner fue componiendo más triadas, en las que incluía grupos de tres elementos de propiedades muy parecidas y en las que el peso atómico del átomo central era la media aproximada de los pesos atómicos de los otros dos elementos. En conjunto, estas triadas eran: Calcio

Cloro

Litio

Azufre

Estroncio

Bromo

Sodio

Selenio

Bario

Yodo

Potasio

Telurio

No consiguió agrupar en triadas más elementos (a algunos, como el magnesio o el hidrógeno los consideró como elementos aislados, no pertenecientes a ninguna triada), por lo que frente al número de elementos conocidos en esos momentos, resultaba una clasificación muy pobre. Además, los elementos de cada triada no guardaban relación alguna con los de las restantes. No obstante, la idea de las triadas atrajo a otros investigadores, con lo que su número fue aumentando, sobre todo gracias a Leopold Gmelin (1788-1853), profesor de química y de medicina en la Universidad de Heidelberg, y al que se le considera uno de los fundadores de la química fisiológica. En su famosa obra Handbuch der Chemie, en los volúmenes a partir de 1843 fue proponiendo más triadas, llegando a conocerse hasta veinte en 1850. Además, señaló que ciertos elementos de distintas triadas formaban series aritméticas. No obstante, Berzelius llamó la atención sobre el carácter más bien especulativo de tales relaciones numéricas, ya que podrían verse alteradas en caso de que en el futuro los valores de los pesos atómicos tuvieran que ser revisados. También en esa época, concretamente en 1849, el químico y médico suizo Germain Henri Hess (1802-1850), tan conocido por la ley de Hess, intro-

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duce la idea de familia de elementos químicos en cuanto a grupo de elementos con propiedades químicas muy semejantes. Encuentra así cuatro familias de no metales: I, Br. Cl, F Te, Se, S, O C, B, Si N, P, As

4.3.2. En busca de otras relaciones numéricas como base de clasificación Atraídos por esta cuestión, muchos investigadores de la química siguieron buscando relaciones numéricas de diferente tipo entre los pesos atómicos de los elementos, tratando así de encontrar la clave definitiva para una clasificación de los mismos. Algunas de esas relaciones eran sencillas, pero otras llegaron a tomar complicadas y curiosas formas, que en definitiva casi no tenían significado. Pero en todo caso éste era un tema que atraía a gran cantidad de químicos. En esta dirección, Max Joseph von Pettenkofer (1818-1901), farmacéutico y gran amigo de Justus von Liebig (1803-1878), observó que los pesos atómicos de elementos químicamente similares diferían en incrementos de 8 ó de múltiplos de 8, como estos elementos alcalinos: Li (7): 7 Na (23): 7 + 2 × 8 K (39): 23 + 2 × 8 Peter Kremers, trabajando también en este sentido, entre 1852 y 1856 hizo una serie de observaciones sobre el valor de los pesos atómicos. Así, que determinados no metales diferían uno de otro en 8 unidades: por ejemplo, O=8, S=16, Ti=24,12, P=32, Se=39,62. De la misma forma, se daba esta diferencia en algunos metales: Mg=12, Ca=20, Fe=28 (valores de pesos atómicos correspondientes a aquella época). Además, al dividir por 4 los pesos atómicos, en los no metales resultaba un número par, mientras que en los metales era impar. Pero estas «regularidades» empezaban a carecer de sen-

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tido si pensamos que entre los no metales Kremers a veces había introducido un metal (como el titanio, por ejemplo). No obstante, fue de los primeros en detectar series de elementos en sentido horizontal. El químico inglés John Hall Gladstone (1827-1902) en 1853 propuso tres tipos de relaciones entre los elementos: • Elementos de pesos atómicos muy próximos: por ejemplo, cromo, manganeso, hierro, cobalto y níquel (próximos a 56); o rodio, ruteno y paladio (alrededor de 101). • Elementos entre cuyos pesos atómicos había una proporción múltiple: por ejemplo, grupo del paladio, 101 y grupo del oro, 197. • Elementos en los que los pesos atómicos de miembros sucesivos diferían en un incremento común: por ejemplo, el caso ya visto del Li, Na, K. Comparaba el primer tipo con la alotropía, al segundo con los polímeros y el tercero, con las series homólogas de la Química Orgánica. Llegó a intentar ordenar los elementos en orden creciente del peso atómico, aunque no llegó a ninguna conclusión significativa, debido probablemente a que incluyó pesos atómicos incorrectos. Por esa época, Josiah Parsons Cooke (1827-1894), americano, clasificó los elementos agrupándolos en seis series, estando relacionados (muy aproximadamente) los pesos atómicos de los miembros de cada serie por una fórmula matemática. Así, la serie constituida por el hidrógeno y los metales alcalinos tendría como fórmula 1 + (n × 3): H (1) = 1 + (0 × 3) Li (7) = 1 + (2 × 3) Na (23) = 1 + (7 × 3) K (39) = 1 + (13 × 3) Sin embargo, en su clasificación un mismo elemento podía pertenecer a más de una serie. Dumas a partir de 1830 había comenzado estudiar los números atómicos en el sentido de Döbereiner. Y hacia 1859, haciendo referencia a las series homólogas de los compuestos orgánicos —cuyos miembros diferían en la unidad CH2— propone la existencia de una relación parecida en cier-

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tas series de elementos. Ordenó así ciertos elementos en tres series, atendiendo a que sus pesos atómicos eran números enteros o múltiplos de un medio o de un cuarto. Es decir, que dentro de esas series había un cambio regular al pasar de un elemento a otro, aunque a veces siguieran series aritméticas complejas. Estas ideas le llevaron a lanzar ciertas especulaciones, tal como su deducción de que la transmutación de elementos podría ser incluso posible, ya que en las series de los elementos se daban esos cambios tan regulares. Todas esas relaciones numéricas recuerdan los principios de la escuela pitagórica (ver Tema 1), que suponía que la armonía del universo (o «de los mundos») estaría regida por determinados números.

Volviendo a los elementos, subyacía además la idea de que las relaciones numéricas respondían a la naturaleza íntima de las sustancias, según proponía Gmelin, y que sólo serían significativas si entre los elementos existía una relación natural y real. Esto era lo que afirmaba también William Odling (1829-1921) que en 1857 clasifica los elementos situándolos en trece grupos naturales, para lo que partió de la comparación de propiedades tales como los calores y volúmenes atómicos, la basicidad de los ácidos y el isomorfismo. Llegó a reunir así cuarenta y cinco elementos (Tabla 3.3), y aunTabla 4.2. Los grupos de Odling Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

Elementos de cada grupo F, Cl, Br, I O, S, Se, Te N, P, As, Sb, Bi B, Si, Ti, Sn Li, Na, K Ca, Sr, Ba Mg, Zn, Cd Mg, Zn, Cd Gl, Yt, Th Cr, Mn, Co, Fe, Ni, Cu Mo, V, W, Ta Hg, Pb, Ag Pd, Pt, Au

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que en este caso no se basó directamente en los pesos atómicos, hay que considerar que indirectamente sí lo hizo, ya que en realidad el peso atómico está «detrás» de los valores de calores y volúmenes atómicos. En cualquier caso, para muchos investigadores tras estas relaciones numéricas entre pesos atómicos aparece lo que se conoce como hipótesis de Prout.

4.4. HIPÓTESIS DE PROUT A pesar del éxito de la teoría atómica de Dalton, algunos químicos de esa época se resistían a admitir que el mundo tan diverso que habitamos estuviera construido a partir solamente de unos cincuenta «ladrillos» (es decir, elementos) diferentes. El escocés William Prout (1785-1850), durante sus estudios de medicina en Edimburgo había tenido ocasión de acceder a los textos de los clásicos, con lo que conocía la doctrina aristotélica y sus ideas de una materia primitiva de la que derivarían todas las sustancias (ver Tema 1). Cuando se instala en Londres, en 1812, toma contacto con la teoría atómica de Dalton y observando el valor de los pesos atómicos de los distintos elementos constata que eran múltiplos —o casi— del peso atómico del hidrógeno. Todo ello le lleva a publicar dos artículos, en 1815 y 1816, en los Annals of Philisophy, revista mensual editada por el prestigioso químico también escocés Thomas Thomson (1773-1852). Dichos artículos aparecieron de forma anónima y en ellos Prout señala que a partir de sus cálculos de pesos atómicos de los elementos, aquéllos daban como resultado números enteros, con lo que eran múltiplos del peso atómico del hidrógeno, al que adjudicaba el valor de 1. Todo esto le llevó a sugerir que el hidrógeno podría ser el elemento fundamental y que todos los demás elementos se formarían a partir de él, por condensación, es decir, que serían una especie de conglomerados de átomos de hidrógeno. Por eso le dio el nombre de protilo. Desde una perspectiva etimológica, este término hace referencia a la primera materia o proto hylé que, para muchos filósofos griegos, sería la base de todos los cuerpos del mundo, derivando así del griego protos, primero, e hylé, materia (ver Tema 1). Esas dos sugerencias, la de pesos atómicos enteros y la del hidrógeno como unidad de la materia son conocidas como hipótesis de Prout, deno-

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minación dada por Berzelius. Aunque encontró la oposición de importantes químicos, resultó muy atractiva para otros. Tal es el caso del mismo Thomson, que se entusiasmó con esta idea, por lo que años más tarde (en 1825) publicó un desarrollo de la misma, llegando incluso a «ajustar» el peso atómico de algunos elementos, como el del glucinio (hoy berilio), partiendo del valor de 3,25 hallado por Berzelius. Sin embargo, la evidencia de gran cantidad de datos experimentales que daban como resultado pesos atómicos no enteros hizo que se abandonara la hipótesis de Prout. Tales son los obtenidos por Jean Servais Stas (1813-1891) a mediados del siglo XIX. Pero el tiempo en cierto modo daría la razón a Prout cuando se descubrió el protón, partícula subatómica cuyo nombre claramente proviene del protilo. Además, sus ideas aumentaron el interés por la determinación más precisa de los pesos atómicos, promoviendo la mejora de las técnicas analíticas y, en definitiva, dio un impulso al logro de la clasificación de los elementos.

Prout, además de su conocida hipótesis, tiene otros méritos en el campo de la investigación experimental, tales como el descubrimiento de ácido úrico en los excrementos de la boa constrictor y el desarrollo de métodos para el análisis de orina mediante combustión con oxígeno en analítica clínica.

4.5. CAOS ENTRE LOS QUÍMICOS DE MEDIADOS DEL SIGLO XIX A pesar de las determinaciones de pesos atómicos llevadas a cabo por diferentes investigadores y el gran interés que esa cuestión despertaba en el ámbito científico, a mediados del siglo XIX la confusión que reinaba era enorme. La teoría de Dalton había sido aceptada, pero la idea de átomo no le valía para mucho al químico en su trabajo práctico en el laboratorio, donde tenía que hacer una serie de cálculos numéricos para poder determinar de forma cuantitativa la cantidad de sustancias que reaccionaban y la cantidad de productos que se formaban en una reacción determinada. El resultado fue un gran escepticismo ante el concepto de átomo, que era percibido por muchos científicos como una entidad metafísica, teórica, más que como algo «real». Sin embargo, al químico práctico más que el peso de

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los átomos le resultaba de mayor utilidad conocer el peso de combinación, es decir, las proporciones relativas de pesos con las que los elementos se combinaban entre sí. O dicho de otra manera, el peso equivalente, peso fijo de un elemento que se combina con un peso fijo de otro. Por ello, más que a pesos atómicos se hacía referencia a pesos equivalentes, a pesos de combinación o a números proporcionales. Esto condujo a que muchos químicos adoptaran un sistema arbitrario de pesos para los elementos y los compuestos. Y aunque el atomismo sí sirviera como base conceptual para la determinación de pesos relativos, variaba el criterio del término de comparación. Así, para Dalton era H=1; para Thomson, O=1, y para Wollaston, O=10. En cuanto a Berzelius, primeramente tomó como referencia O=100, y a partir de 1831, H=1/2, ya que consideraba H2=1. Se estableció una fuerte polémica entre atomistas y equivalentistas, es decir, entre los partidarios de utilizar pesos atómicos o pesos equivalentes, respectivamente. Además, había distintos valores para los pesos atómicos, prefiriendo unos químicos emplear para sus cálculos los de Berzelius, otros los de Gerhardt y otros los pesos equivalentes de Gmelin, que éste había adoptado en su Handbuch der Chemie, sobre todo a partir de 1840. Esto condujo a una gran confusión entre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, a la que había que añadir la existente entre pesos atómicos y moleculares, ya que la teoría atómica de Dalton no había dejado clara la distinción entre átomos y moléculas, sobre todo en los elementos gaseosos. Por otra parte, no había un criterio homogéneo en cuanto a la formulación de las sustancias químicas, careciéndose de un acuerdo para la forma de representar las sustancias ni tampoco se conocían la fórmula real de las sustancias-compuestos. En cualquier caso, era evidente que se hacía necesario utilizar unos símbolos y unas fórmulas para representar las sustancias químicas y que los sistemas ideados hasta el momento resultaban a menudo confusos. Como resultado, a veces una mismo fórmula podía representar distintos compuestos y un mismo compuesto podía ser representado por distintas fórmulas. Por ejemplo, se habían encontrado hasta diecinueve fórmulas diferentes para el ácido acético, según testimonio del gran químico orgánico Friedrich August Kekulé von Stradonitz (1829-1896). Y por todo ello la elección del sistema de simbología química constituía un enorme problema.

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4.5.1. El congreso de Karlsruhe Ante tal estado de cosas Kekulé piensa que debe haber una reunión de los químicos más destacados de diferentes países a fin de intercambiar opiniones e intentar llegar a un acuerdo unificador de criterios. Comunica su idea a sus colegas y amigos, el francés Adolphe Wurtz (1817-1884) y el alemán Carl Weltzien (1813-1870), profesor éste último de la Escuela Técnica de la ciudad alemana de Karlsruhe. Los tres químicos se reúnen en París en marzo de 1860 para trazar la línea de actuación, tras lo cual Weltzien queda encargado de organizar un congreso en su ciudad, Karlsruhe. De esta forma, envía una circular a 45 químicos ilustres del momento, en la que se les convocaba para el día 3 de septiembre de ese mismo año. De esos invitados iniciales sólo acuden 20, dentro de un total 126 ó 127 asistentes, según distintas fuentes. Por ejemplo, entre otros faltan Liebig, Wöhler, Mitscherlich o Pasteur, pero participan muchos jóvenes químicos que después alcanzarían un enorme éxito (como, por ejemplo, Mendeleev y Meyer). Y también hubo un representante español, Ramón Torres Muñoz de Luna. Ramón Torres Muñoz de Luna (1822-1890) era en esos momentos catedrático de Química en la Universidad Central de Madrid. Estudió con Liebig, y tradujo del alemán al castellano algunas obras de éste y, asimismo, fue, autor de numerosos libros sobre química, como su Química Aplicada a la Agricultura (donde hace una firme apuesta por la utilización de fosfatos) y un texto sobre Química General.

En el desarrollo del Congreso, que tiene lugar durante los días 3, 4 y 5 de septiembre, se prepara para el segundo día una discusión sobre átomos, moléculas, radicales y equivalentes, pero no se llega a ningún acuerdo. Unos químicos eran partidarios de los pesos atómicos de Berzelius, otros —como por ejemplo Kekulé— de los propuestos por Gerhardt, mientras que algunos preferían los equivalentes de Gmelin. Es entonces cuando irrumpe Stanislao Cannizzaro con sus brillantes aportaciones.

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Algo más sobre Cannizzaro... Stanislao Cannizzaro nace Palermo (Sicilia) en 1826, estudiando medicina en la universidad de esta ciudad y después en Nápoles. En 1845 se traslada a la Universidad de Pisa, para estudiar química con Raffaele Piria —quien fue el primero en conseguir sintetizar el ácido salicílico— del que llega a ser ayudante. Pero debido a sus actividades en la revolución siciliana pronto se ve obligado a abandonar esa ciudad y huir a Francia. En París trabaja en el laboratorio de Michel Eugène Chevreul (17861889), profesor de Química Orgánica e ilustre investigador que también fue director de tintes en la manufactura de tapices Gobelinos. Cannizzaro colabora con él en la preparación de la cianamida en 1851, lo cual constituyó su primer trabajo de investigación. Cuando es amnistiado regresa a Italia y consigue el nombramiento de profesor de química y física en el Instituto Técnico de Alessandria, Allí lleva acabo una de sus investigaciones más señeras al estudiar la acción del hidróxido potásico sobre el benzaldehído, reacción que conduce a la formación de alcohol bencílico y ácido benzoico, y que en su honor se conoce como reacción de Cannizzaro (1853). En 1855 se traslada a la Universidad de Génova, donde ocupa la cátedra de Química. Se interesa por el cálculo de los pesos atómicos, y se da cuenta de que en las sustancias volátiles podían calcularse aplicando la hipótesis de Avogadro. Aquí encuentra también una forma de simplificar la enseñanza de la química dando una explicación clarificadora mediante la teoría atómica. En este sentido, escribe el trabajo Sunto di un corso di Filosofía Chimica (Esquema de un curso de Filosofía Química), publicado 1858 en la revista científica Il Nuovo Cimento, y en el que expone todas sus ideas sobre la aplicación de la hipótesis de Avogadro. En 1861 se traslada a la Universidad de Palermo, donde permanece diez años como catedrático de Química Orgánica e Inorgánica, dedicándose sobre todo al estudio de compuestos orgánicos (aromáticos y aminas). En 1871 pasa a ocupar la cátedra de Química de la nueva Universidad de Roma, puesto en el que permanece hasta un año antes de su muerte (1920). También en 1871 entra en el senado italiano, del que posteriormente llegará a ser vicepresi-

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dente. En esa época destacó como miembro de la educación pública y en 1891 recibe la Medalla Copley por su aportación a la diferenciación entre peso atómico y molecular en gases. La Medalla Copley era el mayor reconocimiento al trabajo científico, en cualquiera de sus campos, otorgado por la Real Sociedad de Londres. Se trataba además del galardón de este tipo más antiguo, concediéndose la primera medalla en 1731 al físico inglés Stephen Gray por sus estudios sobre la conductividad eléctrica.

En el Congreso Cannizzaro expone las ideas que utilizaba en su enseñanza, Y, frente al sistema de pesos atómicos de Berzelius propuesto por algunos congresistas, defiende el de Gerhardt, aunque con algunas modificaciones. Este químico francés, fallecido pocos años antes (1856), había sido el único en adoptar las ideas de Avogadro y Ampère como base de sus cálculos de pesos atómicos. Al día siguiente, el tercero del Congreso, Cannizzaro explica cómo en el cálculo de los pesos moleculares había que aplicar la hipótesis de Avogadro. Hubo un importante grupo de participantes que apoyaron esta propuesta, pero al final se llegó a la conclusión de que cada científico era libre de tomar su propia elección. Afortunadamente, al final del congreso un amigo y seguidor de Cannizzaro, Angelo Pavese de la Universidad de Pavía, distribuyó entre los asistentes copias del trabajo Sunto di un corso di Filosofía Chimica que aquél había publicado dos años antes. El efecto del contenido de este trabajo no fue inmediato, sino que tuvo lugar poco después, cuando algunos asistentes lo leyeron detenidamente, ya de vuelta a sus lugares de origen. Tal fue el caso del joven químico alemán Julius Lothar Meyer (18301895), quien después de su lectura comentó que «los velos cayeron de mis ojos, las dudas se desvanecieron y en su lugar tuve una sensación de certeza serena». Años después Meyer, en 1891, llevó a cabo la traducción de ese trabajo del italiano al alemán. Pero antes esas ideas le inspiraron para escribir su libro Die Modernen Theorien der Chemie, publicado en 1864 y en el que abiertamente adopta el sistema de Cannizzaro. Y gracias a esta obra gran número de químicos pudo conocer la hipótesis de Avogadro y el planteamiento de Cannizzaro. Asimismo, este último sin duda influyó profunda-

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mente en otro joven químico, el ruso Dmitri Mendeleiev (1834-1907). Había quedado profundamente impresionado por el desarrollo del Congreso y a la luz de las ideas expuestas en el mismo escribió poco después, en 1861, su texto Química Orgánica. Y, sin duda, los valores rectificados de algunos pesos atómicos que se dieron en Karlsruhe (oxígeno, azufre, carbono, plata y metales alcalinos) hicieron posible la clasificación periódica de los elementos y la construcción de la tabla periódica.

CONCLUSIÓN Los intentos para clasificar las sustancias fueron muchos a lo largo del tiempo, obedeciendo a muy distintos criterios. Y a partir del siglo XIX, cuando el número de elementos químicos ya considerable, su clasificación se impuso como una necesidad absoluta. El peso atómico resultó ser un interesante criterio de clasificación. Pero reinaba el caos entre los científicos en cuanto a qué patrón de medida tomar para medir ese valor, así como para aceptar unas normas generalizadas de nomenclatura y formulación. La solución vino a través de una reunión internacional de los principales químicos de diferentes países, que fue además la primera de este tipo, el Congreso de Karlsruhe.

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TEMA 5

ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 5.1. PRECURSORES INMEDIATOS DE LA TABLA PERIÓDICA 5.1.1. La hélice telúrica de Chancourtois 5.1.2. Ley de las octavas de Newlands 5.1.3. Otros precursores: Odling y Hinrichts 5.2. MEYER Y LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA 5.2.1. Datos biográficos 5.2.2. Tablas periódicas de Meyer 5.3. SISTEMA PERIÓDICO DE MENDELEIEV 5.3.1. Vida y formación científica — Primeros años — Formación en San Petersburgo — Formación en Europa — Regreso a Rusia — Obra científica — Aspectos de su vida privada 5.3.2. Desarrollo del sistema periódico de Mendeleiev CONCLUSIÓN

OBJETIVO Valorar la contribución de distintos investigadores al proceso que culminó en la clasificación de los elementos de Mendeleiev y en su ley periódica

INTRODUCCIÓN Con el Congreso de Karlsruhe, y gracias a la brillante intervención de Cannizzaro, el problema de la ambigüedad e incorrección de los pesos atómicos queda resuelto. Como ya se trató en el tema anterior (Tema 4), se tuvo en cuenta el peso atómico de los elementos como base de clasificación, creando así pequeños grupos de elementos de propiedades parecidas y en los que los valores de sus pesos atómicos respectivos cumplían ciertas combinaciones aritméticas. Pero en realidad no eran otra cosa que listas de conjuntos aislados de elementos. El paso siguiente tuvo lugar al observarse que ordenando los elementos según el peso atómico creciente, muchas propiedades de los mismos eran recurrentes. Es decir, se comprobó que había una periodicidad o, mejor dicho, una casi-periodicidad en las propiedades, ya que aunque muy parecidas, no eran iguales. En la naturaleza existen muchos procesos que son periódicos, que se repiten cada ciertos intervalos: por ejemplo, en Astronomía, la rotación de planetas o satélites; en Física, el movimiento ondulatorio; en Biología, el ritmo cardíaco... Con esta idea, se empezaron a ordenar los elementos según su peso atómico, buscando asimismo una regularidad en la reaparición, cada ciertos intervalos, de propiedades análogas entre los elementos. El éxito llegó cuando se consiguió ordenarlos así, disponiéndolos de tal modo que resultaron recogidos en grupos de propiedades químicas semejantes. Se llega finalmente a la representación de la Tabla Periódica de los elementos químicos. De esta forma, se superó la situación caótica en que se hallaba el estudio de la química, ya que permitió a los científicos apreciar semejanzas y diferencias entre los elementos y predecir sus propiedades conociendo simplemente su disposición en esa tabla.

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5.1. PRECURSORES INMEDIATOS DE LA TABLA PERIÓDICA El proceso de construcción de la tabla periódica tuvo su culminación con la labor y los resultados alcanzados por Meyer y, sobre todo, de Mendeleiev. Pero, realmente, ellos no fueron los primeros. Como ocurre en casi todos los avances científicos, no se producen directamente, sino a lo largo de todo un proceso en el que se sigue avanzando paso a paso, con diversos protagonistas en cada uno de esos pasos.

5.1.1. La hélice telúrica de Chancourtois Un profesor de geología y mineralogía de la Escuela de Minas de París, Alexandre Emile Béguyer de Chancourtois (1820-1886) tuvo la idea de ordenar los elementos según su peso atómico creciente e irlos colocando en la superficie de un cilindro con una serie de curiosas características. Partiendo de que el peso atómico asignado al oxígeno era 16, dividió la circunferencia del cilindro en 16 secciones, con lo que aparecerían en su superficie 16 líneas imaginarias, equidistantes y paralelas al eje del cilindro. Después Chancourtois dibujó una línea helicoidal, inclinada 45° respecto al eje del cilindro, y fue colocando los elementos de peso atómico creciente en esa hélice (en sentido descendente). De esta manera, los elementos cuyos pesos atómicos diferían entre sí aproximadamente en 16 unidades o múltiplos de 16, caían más o menos en la misma línea vertical. Esta representación tridimensional es más fácil de visualizar cuando se representa en dos dimensiones (Figura 5.1). El resultado fue asombroso, ya que los elementos situados en la misma vertical tenían gran número de propiedades similares. Chancourtois llamó a esta línea «hélice telúrica» (vis tellurique en francés), ya que el elemento telurio estaba situado en el centro de la misma (o tal vez en honor a la Tierra, Tellus en latín). Señaló que incluso si se marcaban hélices secundarias, aparecerían también determinadas relaciones entre los elementos correspondientes. Siguiendo la hipótesis de Prout, dio a los pesos atómicos el valor de números enteros. Asimismo, observó relaciones numéricas entre los pesos atómicos de los elementos, que cumplirían la fórmula n+16n´. Aparecían huecos en esta ordenación, si bien no los atribuyó a elementos aún no des-

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(A)

(B)

Figura 5.1. Hélice telúrica sobre el cilindro y su proyección sobre un plano (A); resultados originales (B).

cubiertos —como fuera posteriormente la genial idea de Mendeleiev— sino a variedades distintas de elementos conocidos (por ejemplo, el hueco correspondiente a un peso atómico de 44 sería para Chancourtois una forma de carbono de ese peso). Publicó un artículo con todas estas ideas en la prestigiosa revista científica francesa Comptes Rendus de l’Academie des Sciences, en 1862, pero tuvo una fría acogida. Esto puede achacarse a que no aparecía en esta publicación el diagrama con la hélice, por lo cual la exposición resultaba confusa. Además, falló en agrupar muchos elementos similares, por lo que asimismo era imprecisa, criticándosele además que incluyera también compuestos y aleaciones. Por todo ello, a pesar de la gran originalidad de esta idea y de sus interesantes resultados, la hélice de Chancourtois quedó arrinconada por la comunidad científica.

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5.1.2. Ley de las octavas de Newlands John Alexander Reina Newlands (1837-1898), creador de una idea que tal vez sea el antecedente más directo de la tabla periódica de Mendeleiev, fue un químico de inquietudes que traspasaban su vida profesional. Nacido en Londres, estudió con August Wilhelm Hofmann (1818-1892), el gran químico alemán que creara escuela en los laboratorios que a su cargo tenía en esa ciudad. Pero después, en 1860, se enroló en las filas de Garibaldi, en el combate por la unificación de Italia (por esta razón le fue imposible asistir al Congreso de Karlsruhe), seguramente debido en parte a que por vía materna era de ascendencia italiana. A su vuelta, consiguió una plaza de asistente de química en la Royal Agriculture Society. Pero muy pronto (1864) se instaló en un laboratorio analítico, y en 1868 llegó a ser jefe del departamento de análisis de una importante refinería inglesa de azúcar, consiguiendo grandes éxitos, tales como la mejora de los métodos de procesado y la elaboración de un tratado de refinado de azúcar. En 1886 abandona esta refinería y funda con su hermano su propia firma de análisis químico.

Figura 5.2. John A. R. Newlands.

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En los tiempos de su trabajo como asistente de química comienza a investigar acerca de la clasificación de los elementos, movido muy probablemente por su interés en la clasificación, en este caso, de los compuestos orgánicos. De esta manera, publicó distintos artículos breves en la revista semanal Chemical News de William Crookes (1832-1919), apareciendo el primero de ellos en 1863. Se inspiró en un principio en las ideas de Dumas sobre relaciones numéricas entre los elementos (Tema 4), y elaboró así varias tablas empleando pesos equivalentes. Pero poco después utilizó ya los pesos atómicos recomendados por Cannizzaro, publicando en 1864 una tabla de 24 elementos (más un espacio vacío), subdivididos en cinco grupos. Newlands empezó a notar que había una repetición de las propiedades de los elementos cada ciertos intervalos regulares. Después su procedimiento consistió en ir colocando los elementos en una tabla y les iba asignando un número de orden (1, 2, 3...), según el valor creciente de pesos atómicos, aunque expresamente no hiciera referencia a ellos, anticipándose con esto en cierto modo a la noción de número atómico. Observó así un carácter repetitivo en esa secuencia, por lo que en 1865 publicó otra tabla conteniendo los elementos numerados y ordenados así, colocándolos en ocho columnas, con lo que los elementos quedaban subdivididos en siete familias horizontales. Newlands construyó la tabla de esta manera al observar que si se empezaba a contar a partir de un elemento cualquiera, el octavo elemento tenía propiedades similares al inicial. Llamó a este fenómeno ley de las octavas por analogía a la octava en la escala musical: si partimos de una nota cualquiera, por ejemplo «Mi», ocho notas después encontramos otro «Mi» en un tono más agudo o más grave (es decir, una octava más alto o más bajo). En conclusión, un intervalo de siete elementos separaba elementos de propiedades similares. Llevado por esta idea, Newlands tuvo incluso la valentía —como Mendeleiev también la tuviera después— de invertir el orden de algunos elementos y de dejar huecos en su tabla. Asimismo, adelanta la idea de grupo y periodo. Sin embargo, la necesidad impuesta por el propio Newlands de que los periodos fueran todos de igual longitud, imprimió una rigidez a esta clasificación que le condujo a graves errores. En 1866, en un encuentro de la Chemical Society leyó la comunicación titulada «La Ley de las Octavas y las Causas de la Relaciones Numéricas entre Pesos Atómicos», en la que presentó una versión mejorada de su últi-

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mo sistema de clasificación (Tabla 5.1). Pero su exposición fue recibida con severas críticas por parte de los miembros de esa sociedad e, incluso, con burlas de uno de ellos, que comentó con sarcasmo que igualmente podía haber clasificado los elementos por orden alfabético. Y, en definitiva, su artículo fue rechazado para ser publicado en el Journal of the Chemical Society.

Tabla 5.1. Tabla de Newlands presentada ante la Chemical Society en 1866, mostrando la ley de las octavas Elem./Nº Elem./Nº Elem./Nº orden orden orden H Li G Bo C N O

1 2 3 4 5 6 7

F Na Mg Al Si P S

8 9 10 11 12 13 14

Cl K Ca17 Cr Ti Mn Fe

Elem./Nº orden

15 Co y Ni 16 Cu Zn 19 Y 18 In 20 As 21 Se

22 23 24 25 26 27 28

Elem./Nº orden Br Rb Sr Ce y La Zr Di y Mo Ro y Ru

29 30 31 33 32 34 35

Elem./Nº orden Pd Ag Cd U Sn Sb Te

36 37 38 40 39 41 43

Elem./Nº orden I Cs Ba y V Ta W Nb Au

42 44 45 46 47 48 49

Elem./Nº orden Pt y Ir Os Hg Tl Pb Bi Th

50 51 52 53 54 55 56

(Los símbolos y/o nombres de algunos elementos son diferentes de los actuales: G era glicinio, hoy berilio; Bo, boro; Di, didimio, que resultó ser mezcla de dos elementos de tierras raras; Ro, rodio.)

Pasados unos años, en 1884, Newlands reúne todos sus artículos relativos a la clasificación de los elementos en un solo libro, y en 1887 la Royal Society le concede la Medalla Davy (que cinco años antes había sido otorgada a Meyer y a Mendeleiev). Aunque tardío, éste fue un claro reconocimiento a la labor y originalidad, durante tanto tiempo olvidadas, de este gran químico. Tuvo sólo once años para disfrutarlo, ya que murió de gripe en 1898.

5.1.3. Otros precursores: Odling y Hinrichts El prestigioso químico inglés William Odling ya había elaborado una tabla de elementos en 1856, según se ha tratado anteriormente (ver Tema 4). Pero tras su asistencia al Congreso de Karlsruhe y convencido por las ideas de Cannizzaro, en 1864 presenta otra tabla sumamente interesante, considerada como una de las precursoras más directas de la clasificación perió-

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dica. En ella los elementos están clasificados atendiendo, por una parte, al orden creciente de su peso atómico y, por otra, situándolos en grupos según propiedades análogas. Pero tomó en consideración tanto las propiedades de los elementos como las de sus compuestos, fijándose en propiedades tales como las capacidades caloríficas y los volúmenes atómicos. Incluye así 57 elementos (de los 60 conocidos), frente a los 24 de Newlands en ese mismo año, al cual también precede en estas ideas. Muestra así la existencia de grupos como el flúor, cloro, bromo y yodo; calcio, bario y estroncio; nitrógeno, fósforo, arsénico y bismuto, etc.. Por otra parte, Gustavus Hinrichts (1836-1923), publicó en 1867 una curiosa tabla periódica en espiral. Este polifacético científico danés, emigrado a Estados Unidos en 1861 por motivos políticos, siendo profesor en la Universidad de Iowa elaboró esta complicada tabla, que si bien en algunos casos mostraba claramente la agrupación de muchos elementos, en otros contenía agrupaciones incorrectas. La representación gráfica consistía en una especie de rueda, de cuyo centro partían once «radios» en los que se situaban los grupos de elementos. Considerando la hipótesis de Prout, tomaba como unidad básica la mitad del peso atómico del hidrógeno. No obstante, a pesar de su originalidad, contenía bastantes errores y resultaba muy complicada y difícil de visualizar.

5.2. MEYER Y LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA Los sistemas de clasificación anteriores se iban acercando parcialmente a lo que conocemos como «sistema periódico» de clasificación. Es decir, a las tablas periódicas que constituyen el antecedente inmediato de la que utilizamos actualmente. Dos son los artífices de esta nueva forma de clasificación de los elementos: el alemán Meyer y el ruso Mendeleiev. Ambos descubren la periodicidad de ciertas propiedades de los elementos de forma simultánea y seguramente independiente. Además, parece ser que desconocían las conclusiones de Newlands, quien de todos los precursores fue el que más cerca estuvo, quizás, de la forma definitiva. Pero si ese desconocimiento era real o no, hasta el momento sigue siendo un enigma para la historia de la ciencia. No obstante, es a Mendeleiev a quien en definitiva se le ha concedido el mayor protagonismo. ¿Es esto justo o no? Para juzgarlo analizaremos dete-

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nidamente en cada uno de estos dos grandes químicos la trayectoria científica y los aspectos de su biografía que más han incidido en sus trabajos relacionados con la elaboración de sus tablas periódicas.

5.2.1. Datos biográficos Julius Lothar Meyer nació 1830 en Varel, perteneciente al entonces ducado de Oldenburg, que actualmente forma parte de Alemania. Llegó a ser uno de los más sobresalientes químicos alemanes de su tiempo, aunque ésta no fue su trayectoria inicial. Cuarto de una familia de siete hijos, su padre era médico y su madre, a su vez, era también hija de médico. Por este motivo, inicialmente estudia medicina (lo mismo que su hermano Oskar Emil). Acude así primero a la Universidad de Zurich y dos años después a la de Würzburg, donde se gradúa como médico en 1854. Se interesa por la fisiología química, razón por la cual, tras su graduación, se traslada a Heidelberg para estudiar química con Robert Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff. Esta circunstancia tuvo una enorme trascendencia en su actividad profesional posterior, ya que siguiendo las sugerencias de Bunsen se dirige decididamente hacia la química e, incluso, el mismo Kirchoff le influyó en su interés por las matemáticas. De esta manera, ejerce la docencia en esa línea. Primeramente, como profesor de física y química en la enseñanza privada en la ciudad de Breslau (1859), donde se reúne con su hermano. Éste, curiosamente, había cambiado también su profesión, enfocándolda en este caso hacia la docencia en matemáticas. Por otra parte, el año anterior, 1858, había recibido el título de doctor, tratando su tesis doctoral sobre la acción en la sangre del dióxido de carbono, donde pone de manifiesto que el oxígeno se combina con la hemoglobina (también aquí se muestra su interés por los aspectos químicos de la fisiología, en este caso por el fenómeno de la respiración). En 1866 consigue un puesto de catedrático de Ciencias Naturales en la Escuela de Ciencias Forestales de Eberswald, aunque dos años después se traslada al Politécnico de Karlsruhe. En 1876 es nombrado profesor de Química en la Universidad de Tübingen, donde trabaja hasta su muerte (1895).

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5.2.2. Tablas periódicas de Meyer Como profesor de química, siente la necesidad de disponer de un manual que recogiera las novedades en esta disciplina y que estuviera estructurado de manera clara y sistemática. Asiste al Congreso de Karlsruhe (1869), donde queda impresionado —como ya se ha comentado en el Tema 4— por el desarrollo del mismo y, sobre todo, por las propuestas de Cannizzaro acerca de los pesos atómicos. Movido por sus inquietudes docentes y por las conclusiones del congreso, escribe Die Modernen Theorien der Chemie (Las Teorías Modernas de la Química), publicada en 1864, obra que tiene la particularidad de ser el primer texto de química alemán que contiene los pesos atómicos revisados. En este texto presenta una tabla de 28 elementos ordenados horizontalmente según va variando la valencia (de 4 a 1), de tal manera que elementos análogos aparecen uno debajo de otro (Tabla 5.2). De esta manera, resultaban evidentes las relaciones en sentido horizontal entre las propiedades de los elementos así ordenados, hecho en el que Meyer se anticipa a Mendeleiev (aunque bastantes elementos no quedaran incluidos en la tabla). Tabla 5.2. Tabla de Meyer de 1864, presentada en la primera edición de Die Modernen Theorien der Chemie 4 werthig

3 werthig

2 werthig

1 werthig

Differenz =

Differenz =

Li = 7.03

(Be =9,3?)

16,02

(14,7)

N = 14,04

O=16,00

Fl = 19,0

Na =23,05

Mg = 24,0

16,5

16,96

16,07

16,46

16,08

16,0

Si = 28,5

P = 31,0

S = 32,07

Cl = 35,46

K = 39,13

Ca = 40,0

89,1/2 = 44,55

44,0

46,7

44,51

46,3

47,6

As = 75,2

Se = 78,8

Br = 79,97

Rb = 85,4

Sr = 87,6

89,1/2 = 44,55

45,6

49,5

46,8

47,6

49,5

Sn = 117,6

Sb = 120,6

Te = 128,3

J = 126,8

Cs = 133,0

Ba = 137,1

89,4/2 = 44,7

87,4/2 = 43,7

—

—

71/2=35,55

Pb = 207,0

Bi = 208,0

—

—

(Tl = 204?)

— Differenz =

2 werthig

C = 12,0 Differenz =

Differenz =

1 werthig

—

(Differenz = diferencia y Werthig = valencia, en alemán)

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En esta primera edición de su libro para ordenar los elementos utiliza, pues, el criterio de valencia, y no el de peso atómico. No obstante, señala en la tabla el incremento (Differenz) en el peso atómico al pasar de un elemento al siguiente, por lo que aunque no fuera la pieza más significativa, se podía deducir fácilmente el cambio de valencia con el peso atómico. Y muy probablemente la idea de familias naturales de elementos como base de esta clasificación subyacía en la mente de Meyer. Como puede observarse, deja algunos huecos, como hiciera también Mendeleiev. Así, es interesante el situado verticalmente entre el silicio y el estaño, que correspondería al germanio, descubierto después y que constituyó uno de los mayores éxitos de la tabla del científico ruso, como se discutirá posteriormente (Tema 6). Puede apreciarse así que en esto Meyer se anticipó también a Mendeleiev. A modo de ejemplo, veremos cómo calcula en este caso los incrementos de pesos atómicos relativos a ese hueco: 117,6(Sn) –28,5(Si) = 89,1 y divide este valor por dos, ya que correspondería a dos incrementos, 89,1/2 = 44,55. Cuatro años después, en 1868, comienza a revisar su texto para preparar una segunda edición, conociendo ya las clasificaciones llevadas a cabo por otros químicos (como Gmelin, Dumas o Pettenkofer, ver Tema 4), con el peso atómico como criterio. De esta forma, Meyer construye una nueva tabla en la que sitúa 55 elementos, esta vez verticalmente, en quince columnas, y según el peso atómico creciente, quedando así clasificados en familias en sentido horizontal (Tabla 5.3). En 1969 escribe un artículo para la revista Annalen (que se publicó en 1870), en el que presenta un esbozo de estas ideas que pensaba introducir en la segunda edición de su obra. Incluye, además, la curva resultante de representar los pesos atómicos frente al volumen atómico, remarcando así una importantísima observación: que elementos de características similares aparecían en lugares de la curva también similares. En este sentido, los metales alcalinos estaban situados en los máximos, los otros metales iban ocupando los lados descendentes y los valles, mientras que lo son metales, los lados ascendentes (Figura 5.3). Este hecho le llevó a examinar otras propiedades físicas, como puntos de fusión y ebullición, dureza, compresibilidad, etc., y a representarlas frente al peso atómico. Lamentablemente, esa segunda edición de su libro se retrasó por motivos técnicos hasta 1872. Decimos que lamentablemente, ya que entretanto, en 1869, había aparecido en la revista alemana Zeitschrift für Chemie una publi-

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Tabla 5.3. Tabla periódica de Meyer de 1870 I.

II.

III.

B=11,0

Al=27,3

IV.

V.

— C=11,97

Si=28

—

P=30,9

S=31,98

F=19,1

Cl=35,38

Li=7,01

Na=22,99

Mg=23,9

Pb=206,4

Sb=122,1

Se=78

Bi=207,5 Ta=182,2

Te=128? Mo=95,6

Br=79,75

— W=183,5

J=126,5

—

Mn=54,8

Ru=103,5

Os=198,6?

Fe=55,9

Rh=104,1

Ir=196,7

Co=Ni=58,6

Pd=106,2

Pt=196,7

K=39,04

Rb=85,2

Ca=39,9

Cs=132,7 Ag=107,66

Sr=87,0 Zn=64,9

— Au=196,2

Ba=136,8 Cd=111,6

IX.

—

Nb=93,7

Cu=63,3 ?Be=9.3

Sn=117,8

As=74,9

Cr=52,4 —

VIII. Tl=202.7 —

Zr=89,7

V=51,2 O=15,96

VII. ?In=113,4

—

Ti=48 N=14,01

VI.

—

— Hg=199,8

Figura 5.3. Gráfica representando la variación del volumen atómico frente el peso atómico, publicada en Annalen der Chemie, Supplementband 7, 354 (1870).

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cación de Mendeleiev en la que exponía su sistema de clasificación. No obstante, las ideas de Mendeleiev expuestas en este artículo hubieran quedado casi ignoradas a no ser por el esfuerzo que Meyer puso en que se reconociera su enorme valor. Con una honestidad a toda prueba, en ese artículo de Annalen de 1870, Meyer reconoce a Mendeleiev como su antecedente, aunque él había llegado a resultados similares de forma independiente e, incluso, en su tabla de familias horizontales las relaciones periódicas se evidenciaban más claramente que en la de Mendeleiev.

5.3. SISTEMA PERIÓDICO DE MENDELEIEV Comenzaremos por analizar la trayectoria de la vida de Mendeleiv, su formación, su obra científica y las conexiones entre todos esos aspectos.

5.3.1. Vida y formación científica Sus primeros años: En Tobolsk (Siberia, Rusia) es donde nace Dmitri Ivanovitch Mendeleiev, en 1834, en una familia en la que ya había dieciséis hijos. Su padre era profesor de lengua rusa y director del Instituto enseñanza secundaria de esa ciudad, y allí realizó Dmitri sus primeros estudios. Poco después de su nacimiento, su padre pierde la vista a causa de las cataratas que padecía y se ve obligado a retirarse de su empleo. Con una pensión muy baja para una familia tan numerosa comienza entonces una larga etapa de penurias, que la madre trata de superar por todos los medios. En consecuencia, decide asumir la dirección de la fábrica de vidrio de sus padres (fueron los primeros en instalar una fábrica de este tipo, así como otra de papel, en Siberia). Poco antes de que el joven Dmitri terminara sus estudios en el Instituto, cuando tiene sólo 15 años, muere el padre de tuberculosis y se quema la fábrica de vidrio (1848), con lo que se agrava aún más su situación económica. Como había demostrado un gran talento para las ciencias, la madre reúne sus pocas pertenencias para emprender un largo y fatigoso viaje hacia Moscú (más de 2.000 Km), a fin de que su hijo menor completase allí su formación. No obstante, por su condición de siberiano y sin ningún apoyo se le niega el ingreso en la Universidad de Moscú. Pero la madre no se desanima por este

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primer fracaso: representa el prototipo de mujer fuerte, que ante la adversidad se hace más fuerte aún. Y con esto, decide continuar su viaje hasta San Petersburgo.

Su formación en San Petersburgo: Allí, gracias a la intervención de un antiguo amigo de su marido, consigue que Dmitri se matricule en 1850 en el Instituto Central de Pedagogía para formarse como profesor de enseñanza secundaria. Desgraciadamente, la madre no puede reponerse de los enormes esfuerzos y sacrificios que tan penoso viaje le supuso, y muere ese mismo año de tuberculosis. También se quebranta la salud de Mendeleiev, pero logra seguir adelante con sus estudios. Asiste a cursos de química, física, biología, zoología y, asimismo, pedagogía, materia ésta última que tendrá un indudable peso en su creación futura de la tabla periódica. Además, toma clases de geología y mineralogía, lo cual le lleva a que el tema de su tesis de licenciatura verse sobre el isomorfismo y el análisis de minerales. En lo que se refiere a la química, tuvo como profesor a un discípulo de Liebig, Alexander Woskressensky (18091880), que tal vez fue el responsable final de Mendeleiev se decidiera por la química. Este ilustre químico, descubridor de un alcaloide del cacao y experto en la química del naftaleno, se interesó también por la química de los metales tungsteno, osmio, vanadio e iridio, de propiedades muy parecidas. Mendeleiev se sintió atraído por este hecho, lo cual le indujo a reflexionar sobre las diferencias y semejanzas en las propiedades de los elementos. A sus 22 años, en 1856 finaliza sus estudios y, además, muy brillantemente, ya que en su graduación recibe una medalla de oro. Se hace así privatdozent, con lo cual se traslada muy pronto como profesor de ciencias a un colegio de Odesa, en Crimea. No obstante, siempre atraído por la química, muy pronto regresa a San Petersburgo para obtener en la universidad un título superior en esta disciplina. Consigue una plaza como profesor de química y física y comienza a investigar sobre las propiedades físicas de los líquidos. En esos momentos hay una gran preocupación en Rusia por mejorar y modernizar su sistema educativo, por lo que se promueven ayudas a los jóvenes científicos más sobresalientes para que actualicen sus conocimientos en Europa. Es así como Mendeleiev en 1859 recibe del gobierno una beca de dos años de

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duración para ampliar sus estudios de química en centros universitarios europeos. Su amigo, el químico orgánico Alexander Borodin (1833-1887), que se convirtió después en uno de los mejores compositores rusos de aquellos tiempos (dentro del movimiento musical llamado del nacionalismo ruso, también conocido como grupo de los cinco), le aconseja ir a París y a Heidelberg.

Su formación en Europa: Siguiendo tal consejo, permanece en esas ciudades entre los años 1859 y 1861. Primero en París, con Henri V. Regnault (1810-1878), discípulo también de Liebig, que en un principio se dedicó a la orgánica y después a la termodinámica (prestigioso químico, en cuyo honor uno de los cráteres de la Luna lleva su nombre). En Heidelberg, Mendeleiev trabajó en el laboratorio de Bunsen y Kirchoff, dedicándose principalmente a anotar y clasificar datos sobre las propiedades de elementos y compuestos, ya que los instrumentos de los que allí disponía le permitieron medir con gran precisión las propiedades de las sustancias. También estudió la expansión de gases y líquidos, que le llevó después al concepto de temperatura crítica. Por otra parte, se da la circunstancia de que la ciudad de Karlsruhe estaba muy próxima, lo cual le brindó la oportunidad de poder asistir al congreso de química celebrado en esas fechas (1860). Este congreso va a marcar de forma definitiva la trayectoria de Mendeleiev, quien a su vuelta a Rusia comienza a determinar los pesos atómicos de una considerable cantidad de elementos.

Su regreso a Rusia: En 1861 vuelve a San Petersburgo y, como al principio no tiene trabajo, se dedica a escribir un libro de química orgánica, en el que trataba de sistematizar el estudio de los compuestos orgánicos. Tras siete meses de una intensa labor, lo termina y publica. Es tal el éxito de esta obra —que constituye, además, su primer texto de estudio— que al año siguiente (1862) recibe el Premio Demidov, otorgado por la Academia de San Petersburgo. También en esa época (1865) presenta su tesis doctoral, «Consideraciones sobre

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la combinación del alcohol y el agua» en la que lleva a cabo una investigación sobre las interacciones entre ambos (como nota curiosa, hay que decir que dentro de este estudio hace un cálculo del porcentaje óptimo alcohol/agua para el vodka). Es nombrado profesor de Química Técnica en el Instituto Tecnológico de San Petersburgo, pero en 1866 abandona ese puesto para ocupar en la universidad de esa ciudad la cátedra de Química Inorgánica (en aquellos tiempos denominada «mineral») que implicaba también la Química General. Se da la circunstancia de que en esos momentos otro gran químico ruso, Alexander Butlerov (1828-1886), era también allí profesor, en este caso de Química Orgánica. Alexander Mijailovich Butlerov fue un importante químico orgánico ruso, profesor en la Universidad de Kazan y en la de San Petersburgo. Fue uno de los creadores de la teoría de la estructura química, introduciendo este concepto para indicar los enlaces entre los átomos de un compuesto, y el primero en representar los dobles enlaces en las fórmulas estructurales. En química experimental es el descubridor del formaldehído y de la llamada «reacción de la formosa», según la cual se forma azúcar sintético (formosa) a partir de formaldehído. En su Tratado de Química Orgánica, publicado en 1864 y traducido poco después al alemán, expone sus ideas acerca de la estructura de los compuestos orgánicos. En este caso también, como homenaje a este científico a uno de los cráteres de la Luna se le dio el nombre de «Butlerov».

Mendeleiev permanece en la Universidad de San Petersburgo durante veintitrés años. Pero en 1890 se desencadenan una serie de altercados estudiantiles y su postura liberal le lleva a ponerse de parte de los estudiantes. Mendeleiev entra por ello en conflicto con el Ministerio de Instrucción Pública y es obligado a abandonar su puesto en la universidad. A modo de compensación, en 1893 es nombrado director de la Oficina de Pesos y Medidas, cargo que ocupa hasta su muerte, acaecida a principios de 1907. Mendeleiev se va convirtiendo en un científico famoso y valorado en todo el mundo. En las tres últimas décadas de su vida empieza a recibir premios y honores de ámbito internacional. En 1882 (año de su segundo matrimonio), se le concede la Medalla Davy, compartida con Lothar Meyer; en 1884 le hacen doctor honoris causa en las universidades de Oxford y Cambridge; en 1889 le admiten como socio en la Chemical Society de Londres y

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recibe la Medalla Faraday; en 1905, la Royal Society de Londres le concede la Medalla Copley, etc., etc. Sin embargo, hay dos puntos negros en esta trayectoria de éxitos. Uno, que en su propio país, Rusia, a causa de sus inclinaciones democráticas sus méritos no fueron suficientemente reconocidos, por lo que no se le llegó a admitir nunca en la Academia Rusa de Ciencias (aunque siempre contó con la estima del zar). Otro, que no se le concede el Premio Nobel para el que fue propuesto en 1906, a falta de un único voto: cinco votos a favor del ganador, el francés Henri Moissan (1852-1907) y cuatro a favor de Mendeleiev. Parece ser que fue el químico sueco Svante Arrehnius (1859-1927), Premio Nobel de Química en 1903, el que emitió el voto decisivo para su derrota. Asimismo, en esa etapa fueron frecuentes sus viajes a muy diversos puntos del extranjero. En 1876 fue a Estados Unidos, concretamente a Pensilvania, adonde se le envió con el fin de que se informase acerca de la extracción del petróleo y ponerla luego en práctica en la rica zona petrolífera de Bakú, a orillas del Mar Negro. En 1887 emprendió un viaje en globo, él solo, para estudiar un eclipse solar, lo cual estuvo a punto de costarle la vida. Viajó a Inglaterra en diversas ocasiones a recoger diferentes premios y también fue enviado por su país a la exposición Universal de París en calidad de experto, y en 1902 volvió a esta ciudad, donde visitó en sus laboratorios a Becquerel y a los esposos Curie, para estudiar la radiactividad. A este respecto cometió un grave error, al suponer como responsable de ese fenómeno a un «gas etéreo».

Su obra científica: Para la historia de la ciencia el nombre de Mendeleiev ha quedado ligado al sistema periódico. No obstante, esta mente genial trabajó, y con éxito, en otros campos de la ciencia. Destacan así sus estudios acerca de la expansión térmica de los líquidos y de la temperatura crítica, las desviaciones de los gases reales respecto a la ley de Boyle-Mariotte, o la naturaleza de las disoluciones, sobre lo cual en 1887 publicó el trabajo «Estudio de las disoluciones acuosas según el peso específico», al que tenía una especial estima. Por otra parte, contribuyó a la ciencia de su país por otros medios, por ejemplo, participando en la fundación de la Sociedad Química Rusa, en 1868.

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No sólo fue brillante como investigador. Como profesor, el éxito en sus aulas se recordaron en Rusia durante mucho tiempo, y como escritor no hay más que citar la enorme difusión de su libro Principios de Química, que en su época contribuyó enormemente al estudio de la química y que conoció gran cantidad de ediciones, siendo traducido a diversos idiomas. Pero también realizó importantes incursiones en agricultura, ganadería y, sobre todo, en industria, principalmente en la del petróleo y en la minera. Así, impulsó la industria petrolífera del Cáucaso, y para las minas de antracita de los Urales ideó un método de gasificación subterránea del carbón, con lo cual se evitaba su extracción en el interior de la mina y su transporte hasta la superficie. Y por encargo del Ministerio de Marina realizó estudios para conseguir la preparación de pólvora sin humo. No obstante, también cometió errores, y algunos graves. Tal es el referido anteriormente acerca de su idea de la radiactividad y el «éter». Tampoco le convencían las teorías sobre la estructura atómica y, cuando Joseph John Thomson descubre el electrón en 1897, rechaza su existencia por considerarlo incompatible con la idea de la indestructibilidad de los átomos, base de su tabla periódica. Por esto también, ese miedo a que su tabla periódica «estuviera en peligro» le hacía ser escéptico ante muchos descubrimientos relacionados con la naturaleza del átomo.

Aspectos de su vida privada: A pesar de su éxito, Mendeleiev era un hombre solitario. Por ello, a instancias de su hermana se casa en 1862 y de esa unión nacen tres hijos (uno de los cuales muere pronto). Realmente, puede calificarse este hecho como matrimonio de conveniencias, cuyo resultado fue infelicidad para ambas partes, por lo que la pareja vive prácticamente separada a partir de 1871. Después, a los 42 años, se enamora locamente de una estudiante de Bellas Artes, Ana, de tan sólo 17. Esa enorme diferencia de edad y, sobre todo, la negación de su mujer a concederle el divorcio, crean enormes problemas para esa relación, lo cual le hunde en la desesperación, llegando incluso a caer en una depresión. Finalmente, su esposa accede al divorcio y puede casarse con la joven en 1882, con la cual tuvo cuatro hijos. A partir de ese momento se le abre una etapa de felicidad. En lo personal y también en el científico, pues empiezan a lloverle premios y honores.

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Mendeleiev tenía fama, seguramente bien fundada, de difícil y mal carácter. Era un trabajador nato, incansable y casi obsesivo, con tendencia a trabajar en solitario. Es conocido que en Heidelberg, incluso, preparó en su habitación un pequeño laboratorio en el que se aislaba para llevar a cabo sus experimentos. De personalidad fuerte y decidida, aunque respetado, era considerado como un hombre extravagante: enorme barba, cabellos largos y descuidados; protagonista de muchas curiosas anécdotas, la mayoría sin embargo muy probablemente apócrifas (Figura 5.4). Al final de sus días se queda casi ciego, cumpliéndose así uno de sus grandes temores, en cierto modo casi obsesivos, junto con el de padecer tuberculosis. Muere a principios de 1907, el 2 de febrero (20 de enero según el calendario juliano seguido entonces en Rusia), a causa de una gripe que termina dañando gravemente sus pulmones. Como símbolo de su trayectoria científica, en su funeral los estudiantes portaron grandes tablas periódicas. Hace muy poco tiempo, pues, de la escritura de este libro se ha celebrado mundialmente el primer centenario de su muerte (2007). En 1955, al elemento químico de número atómico 101 se le dio el nombre de mendelevio (Md), como homenaje a este gran hombre de ciencia.

Figura 5.4. Imagen clásica de Mendeleiev.

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5.3.2. Desarrollo del sistema periódico de Mendeleiev Hay unos hechos en la vida y formación científica de Mendeleiev que muy probablemente van a ser los responsables directos de su descubrimiento de la ley periódica: • Uno de ellos es su formación en pedagogía durante sus estudios en el Instituto Pedagógico de San Petersburgo. • Otro, sus conocimientos teóricos en química orgánica: al escribir su manual en esta materia observa que en cada serie homóloga las propiedades físicas de sus miembros estaban relacionadas con el peso molecular, lo cual le lleva a preguntarse si no podría haber una relación análoga entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos. Respecto al primer punto, sus estudios de pedagogía sin duda marcaron en Mendeleiev la preocupación y el interés por la didáctica de la química. Fruto de su amor por la docencia fue la preocupación por encontrar una forma de enseñar las propiedades de los elementos y sus compuestos que resultase sistemática y, por tanto, más fácil de ser aprendida y comprendida por sus alumnos. De ahí su decisión de buscar una ley general que pudiera ser aplicada a todos los elementos y, en consecuencia, escribir un texto de estudio en el que exponer todas estas ideas (caso muy parecido al de Meyer, curiosamente). Y el resultado fue su descubrimiento de la ley periódica y la consiguiente elaboración de su tabla periódica. Veamos cómo ocurrió. Conocía el texto de Gerhardt Tratado de Química Orgánica, mediante el cual pudo apreciar cómo fue posible llevar a cabo una clasificación de los compuestos orgánicos atendiendo al concepto de «tipo». Sin embargo, no existía un sistema análogo de clasificación para las sustancias inorgánicas. Decide así buscar una forma de conseguir ordenar los elementos conocidos en ese momento (unos 60) y sus compuestos más importantes, basándose en un criterio lógico de clasificación. El concepto de tipo estaba articulado alrededor de las moléculas de H2, H2O, NH3 y CH4, en las que los átomos centrales H, O, N y C, respectivamente, tenían valencias de 1 a 4 (por eso Mendeleiev les llamará elementos «típicos», typische en alemán). Según estas premisas, podría afirmarse que la Química Orgánica habría sido, en cierto modo, inspiradora indirecta de la tabla periódica.

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Con todo esto, empieza a escribir sus Osovy Khimi o Principios de Química (que también podría haberse traducido como Fundamentos de Química). Comenzó así estudiando esos elementos y, como Gerhardt había introducido también el tipo HCl, añadió los halógenos y, además, los metales alcalinos debido a que reaccionan fácilmente con éstos últimos. Como variable cuantitativa frente a la valencia tomó la densidad o lo que es equivalente, la masa o peso atómico. Construye así su primera tabla. Se da cuenta de que las sales de los metales alcalinos (M) con los halógenos (X) eran del tipo MX; es decir, que esos metales frente a los halógenos eran univalentes. Sin embargo, otros metales (como el cobre) actuaban como uni- y divalentes e, incluso, había metales que frente al oxígeno podían actuar con valencias superiores a cuatro, como por ejemplo el vanadio (5), el cromo (6) o el manganeso (7). Formarían, pues, como un grupo de transición respecto a los alcalinos. Fue confeccionando unas fichas, una para cada elemento, en las que anotaba el nombre, el peso atómico y las propiedades del elemento. Principalmente se iba fijando en la valencia en sus compuestos principales (sobre todo los óxidos) y también en el isomorfismo (acerca del cual había estudiado en sus años jóvenes, como ya se ha mencionado). Se dice que durante sus largos viajes en tren por su extenso país, iba colocando esas fichas, ordenándolas y reordenándolas en diferentes secuencias, buscando alguna regularidad, como si se tratara de completar un solitario o una especie de gran «sudoku». Iba rellenando los espacios vacíos y, de esta forma, tras repetir y repetir, se dio cuenta de que las propiedades reaparecían periódicamente al ordenar los elementos según su peso atómico y distribuirlos en unas agrupaciones determinadas (Figura 5.5). Confecciona así su primera tabla periódica en 1869, en la que los elementos de peso atómico creciente están dispuestos en líneas verticales (y no horizontales, como actualmente). En marzo de ese mismo año (1869) da a conocer el descubrimiento de su sistema de clasificación mediante una comunicación presentada ante la Sociedad Química Rusa de San Petersburgo (aunque él no pudo hacerlo personalmente por hallarse ausente en un viaje de trabajo encomendado por el gobierno, siendo leída por otro químico). Sin embargo, Mendeleiev es consciente de que existían problemas graves en esa clasificación. Tales eran la semejanza entre ciertos metales de transición, que tenían además pesos atómicos casi iguales, lo que le obligó a

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Figura 5.5. Borrador del primer sistema periódico de Mendeleiev.

agruparlos juntos (por ejemplo, Fe, Co, Ni); los elementos denominados «tierras raras», que constituían un verdadera incógnita y suponían una dificultad casi insalvable para poder clasificarlos, o el hidrógeno, que debía colocarse separado del resto de elementos. Por otra parte, se vio obligado a llevar a cabo algunas inversiones en el orden del peso atómico, intercambiando la posición de dos elementos adyacentes. Pero su mayor acierto fue el dejar espacios vacíos en su tabla, es decir, «huecos» que corresponderían a elementos aún no descubiertos, prediciendo además muchas de sus propiedades (Tabla 5.4), como se tratará más extensamente en el Tema 6.

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Tabla 5.4. Primera tabla periódica publicada de Mendeleiev (1869)

Typische H = 1

Elemente Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19

Na = 23 Mg = 24 Al = 27,4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35,5

K = 39 Ca = 40 — Ti = 48 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Cu = 63 Ni = Co = 59 Cu = 63 Zn = 65,2 — — As = 75 Se = 79,4 Br = 80

Rb = 85,4 Sr = 87,6 ? Yt = 88? Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 — Ru = 104,4 Rh = 104,4 Pd = 106,6 Ag = 108 Cd = 112 In = 113 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127

Cs = 133 Ba = 137 Di = 138? Ce = 140? — — — — — — — — — — — — —

— — Er = 178? ? La = 180? Ta = 182 W = 186 — Os = 199 Ir = 198 Pt = 197,4 Au = 197? Hg = 200 Ti = 204 Pb = 207 Bi = 210 — —

— — — Th = 231 — U = 240 — — — — — — — — — — —

En esa comunicación incluye ocho conclusiones, que pueden sintetizarse de la forma siguiente: • Las propiedades de los elementos muestran un cambio periódico con el peso atómico creciente. • La mayoría de los elementos más comunes en la naturaleza tienen pesos atómicos bajos. • Los tres elementos correspondientes a la derecha del aluminio y del silicio, y debajo del calcio, respectivamente, aún no estaban descubiertos. • Algunos pesos atómicos eran erróneos y necesitaban ser revisados. Sin embargo, todavía Mendeleiev no hace referencia expresa al término «ley periódica» (lo hará posteriormente, en 1871), sino a «sistema natural de elementos» o «sistema de periodos», expresión que en realidad habría sido más acertada que la traducción ya aceptada unánimemente de sistema periódico. Ese mismo año, 1869, publica un resumen en alemán sobre todos estos resultados en el Zeitschrift für Chemie, que no fue tenido muy en cuenta hasta que Lothar Meyer no resaltara su importancia ante la comunidad científica, como se señaló anteriormente.

118


Dos años después, en 1871, Mendeleiev publica una nueva tabla, en la que introdujo importantes novedades. De esta manera, los elementos quedan ordenados según el peso atómico creciente en líneas horizontales —como la de Meyer—, que él denominó series (nuestros actuales periodos), con lo que los elementos con propiedades parecidas quedaban situados verticalmente, es decir, en columnas, llamadas grupos, que numeró de I a VIII. Mendeleiev escribe su gran obra, los Principios de Química, que fue apareciendo en varios volúmenes. El primero fue publicado en enero de 1869 y el segundo, en 1871. Se hicieron muchas ediciones (en vida del autor se llegó a la octava), y en cada una Mendeleiev iba incorporando mejoras en su clasificación, de acuerdo con las novedades y descubrimientos que hubieran tenido lugar. Así, en la quinta edición, en 1889, incluyó el descubrimiento del germanio. Por otra parte, se tradujo a distintos idiomas: en 1891 aparece la primera edición inglesa, y en 1900, la alemana, ambas a partir de la quinta edición rusa, mientras que la traducción al francés se realizó de la sexta (1895). A lo largo de su vida Mendeleiev publicó unas 30 tablas periódicas de distintas formas: horizontales, verticales, helicoidales e, incluso, largas, precedente de la más utilizada en la actualidad. En este texto Mendeleiev presenta los contenidos mediante el método inductivo; es decir, primero estudia los elementos de forma individual y al final (en el último capítulo del primer volumen) aparece la deducción de la Tabla 5.5. Tabla periódica de Mendeleiev de 1871 Serie

1 2 3 4

GRUPO I — R2O.

GRUPO II — RO.

GRUPO III — R2O3.

GRUPO IV RH4.

GRUPO V RH3.

GRUPO VI RH2.

RO2.

R2O5.

RO3.

GRUPO VII RH. R2O7.

GRUPO VIII RO4.

H=1 Li=7 Na=23 K=39

Be=9,4

B=11

Mg=24 Ca=40

Al=27,3 – =44

C=12

Zn=65

– =68

N=14

O=16

Si=28 Ti=48

F=19

P=31 V=51

S=32 Sr=52

Cl=35,5 Mn=55

Fe=56 Co=59 Ni=59 Cu=63

5 6

(Cu=63) Rb=85

7 8 9 10

(Ag=108) Cs=133

11 12

Sr=87

?Yt=88

Zr=90

Cd=112 Ba=137

In=113 ?Di=138

Sn=118 ?Ce=140

—

—

—

— —

— (Au=199)

—

– =72

?Er=178 Hg=200

—

Tl=204 —

As=75 Nb=94

?La=180

Sb=122 —

—

Ta=182

– =100

Ru=104 Rh=104 J=127

Pb=106 Ag=108 — — ——

— —

W=184

Bi=208 —

Br=80

Te=125

—

Pb=207 Th=231

Se=78 Mo=96

— —

Os=195 Ir=197 Pt=198 Au=199

— U=240

119


ley periódica. Constituye así un libro de estudio de química en cierto modo revolucionario, ya que hasta entonces las sustancias inorgánicas se trataban de forma meramente descriptiva. Ahora hay un principio organizador, la ley periódica, mediante el cual los elementos se clasifican, resultando así una de las generalizaciones más valiosas y eficaces de la ciencia.

CONCLUSIÓN Con Mendeleiev, y también Meyer, se culmina el proceso de la búsqueda de una sistematización para los elementos químicos y, con ello se consigue organizar de una forma racional y lógica el estudio de las sustancias inorgánicas. Pero Mendeleiev fue el mayor protagonista y continuó con su labor a lo largo de toda su vida. Esta fue su gran empresa, que fue perfeccionado poco a poco, a medida que se iban descubriendo nuevos elementos y se sabía más de los ya conocidos.

120

TEMA 6

EL ÉXITO DE MENDELEIEV

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 6.1. UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LAS TABLAS DE MENDELEIEV 6.1.1. Corrección de pesos atómicos a causa de un cambio de valencia 6.1.2. Corrección de los pesos atómicos erróneos 6.1.3. Inversión del orden de dos elementos adyacentes — Aceptacion de las ideas de Mendeleiev 6.2. PREDICCIONES DE MENDELEIEV 6.2.1. Los huecos en la tabla periódica: se cumplen las predicciones — Descubrimiento del galio — Descubrimiento del escandio — Descubrimiento del germanio 6.2.2. Predicciones fallidas de Mendeleiev 6.3. ELEMENTOS DE LAS TIERRAS RARAS 6.3.1. Descubrimiento de las tierras raras 6.3.2. Mendeleiev ante las tierras raras 6.4. OTRO PROBLEMA: LOS GASES INERTES 6.5. MENDELEIEV VERSUS MEYER 6.5.1. La tabla no publicada de Meyer 6.6. CIENTÍFICOS ESPAÑOLES Y EL SISTEMA PERIÓDICO CONCLUSIÓN OBJETIVO Reconocer el éxito del Sistema Periódico de Mendeleiev, debido fundamentalmente al acierto de sus predicciones

INTRODUCCIÓN Se han analizado los pasos dados por diversos científicos hasta llegar, como culminación de este proceso, al sistema periódico de Mendeleiev y a su descubrimiento de la ley periódica. Para su sistema periódico Mendeleiev partió de la idea de que la masa de los átomos era la última responsable de las características de cada elemento químico, ya que para él la masa era el concepto fundamental en la ciencia, en lo cual seguía el pensamiento de Newton, de quien era un ferviente admirador. De ahí que eligiera el peso atómico como patrón para la definición e identificación de los elementos. Por ello también rechazó abiertamente la hipótesis de Prout y su concepto de una materia primitiva de la que se irían formando los distintos átomos de cada elemento. Es decir, rechazaba la idea de evolución de los elementos, en una época en que, precisamente, Charles R. Darwin (1809-1882) había enunciado su teoría de la evolución de las especies vivas (1859). Asimismo, ésa era la causa de que creyera firmemente en la indestructibilidad de los átomos, por lo que opuso gran resistencia a admitir la existencia del electrón y a los fenómenos radiactivos. De estos hacía como responsable al éter, compartiendo en esto también el concepto newtoniano. Mendeleiev a lo largo de su vida fue acomodando los nuevos elementos que se iban descubriendo y reubicando muchos que ya tenían un espacio, a fin de conseguir una colocación más acorde con sus características. Todo lo cual le presentó importantes problemas, unos (la gran mayoría) resueltos satisfactoriamente, otros no y, por último, algunos tuvieron que esperar a nuevos avances de la ciencia para que fueran totalmente superados.

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6.1. UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LAS TABLAS DE MENDELEIEV En la construcción de sus tablas periódicas Mendeleiev fue encontrando diversas dificultades. Para la ubicación de los elementos partía, como ya se ha comentado, del peso atómico creciente. Pero además, obedecía criterios tales como la similitud entre los elementos de una misma familia y el concepto de ocupación de un único elemento en cada espacio de la tabla. Seguía la regla de las analogías, para lo cual el profundo conocimiento que tenía de la química de los elementos fue una herramienta de inestimable valor. Sabía las sales que podía formar cada elemento, las características de sus compuestos, los reactivos más apropiados, sus reacciones de precipitación o las de ácido-base… Todo lo cual le facilitó la posibilidad de agrupar elementos químicamente similares. Y, por otra parte, esto también le permitió predecir las propiedades de un determinado elemento según su posición en la tabla periódica. Una de las primeras dificultades que le surgieron fue la enorme semejanza entre los elementos de transición. Esto le obligó a abandonar en algunas ocasiones su premisa de que cada espacio en la tabla debiera estar ocupado por un solo elemento, con lo que en su Grupo VIII colocó conjuntos de tres elementos (por ejemplo, hierro, cobalto y níquel). Las tierras raras, asimismo, supusieron en ese sentido una dificultad aún mayor, como se tratará más adelante. Por otra parte, el criterio del peso atómico en sentido creciente no siempre resultó ser tan claro, por lo que tuvo a veces que desviarse del mismo, no siguiendo el orden estricto de pesos atómicos, o bien revisar y corregir el valor de éstos. De esta manera, son varios los tipos de corrección de pesos atómicos y de reubicación que llevó a cabo. 6.1.1. Corrección de pesos atómicos a causa de un cambio de valencia Un caso muy evidente lo constituyó la colocación del berilio. El peso atómico que se le asignaba era 14, con lo cual debería estar incluido en el mismo grupo que el nitrógeno y el fósforo. Pero sus propiedades eran muy diferentes a las de estos elementos, mientras que eran muy parecidas a las del magnesio, como pudo comprobar Mendeleiev gracias a sus grandes conocimientos en química. En ese caso, su óxido sería BeO, y no Be2O3, con

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lo que recalculando su peso atómico sobre la base de ese óxido, resultaba ser 9,4. Mendeleiev tomó este valor para cambiarlo al lugar correspondiente, con lo que ya sí formaba parte del grupo del magnesio (Tabla 5.5 en Tema 5). Algo similar ocurrió con el indio. Se pensaba que era divalente, y así su peso atómico (calculado a partir de su peso equivalente, que era 38) sería aproximadamente 76, con lo que debería situarse en la tabla entre el arsénico (74,91) y el selenio (78,96). Sin embargo, esa posición era imposible, ya que no existía entre esos elementos ningún espacio vacío. Además, el indio mostraba propiedades típicamente metálicas, con lo cual ese lugar resultaría incongruente con la ley periódica. Por este motivo, Mendeleiev pensó que si fuera trivalente, en lugar de divalente como se había supuesto, su peso atómico sería entonces aproximadamente 114, debiendo ocupar la posición entre el cadmio (112,41), divalente, y el estaño (118,70), tetravalente. Esto ya era admisible, con lo que le ubicó en ese lugar. El tiempo dio la razón a Mendeleiev, pues cuando se determinó el calor específico del indio, se pudo calcular su peso atómico aplicando la ley de Dulong y Petit (ver Tema 3), resultando ser muy próximo a 115. El uranio también ocasionó dificultades parecidas a las anteriores. Su peso equivalente era 59,6 y, considerándolo divalente, ocupaba el lugar entre el cadmio y el estaño en las tablas de Newlands (ver Tema 4). Sin embargo, Mendeleiev notó que tenía muchas semejanzas con los elementos cromo, molibdeno y tungsteno, lo cual era claro indicio de que su peso debía ser, aproximadamente, 240 (es decir, 4×60), con lo que debería estar situado al final del grupo VI. En definitiva, todos estos cambios estaban motivados por haber asignado valencias incorrectas, si bien en el caso del uranio Mendeleiev se equivocó. 6.1.2. Corrección de pesos atómicos erróneos Otras veces, la causa de que no se cumpliera exactamente con la ordenación según pesos atómicos crecientes fueron sólo pequeños errores en la determinación de los pesos atómicos. Así, en un principio a los elementos osmio, iridio y platino se les había asignado, respectivamente, pesos atómicos de 198,6, 196,7 y 196,7 y al oro, 196,2. Sin embargo, las semejanzas del osmio con el rutenio y el hierro, y del platino con el paladio, hicieron que Mendeleiev, siguiendo como siempre la regla de analogías, les colocara

125


según la secuencia: osmio, iridio, platino, oro. Esto hizo que esos pesos atómicos fuesen revisados posteriormente, y cuando se volvieron a determinar sus valores respectivos resultaron ser 190,2, 192,2, 195,0, 196,9, con lo cual se demostró que el orden dado por Mendeleiev era correcto. 6.1.3. Inversión del orden de dos elementos adyacentes En otras ocasiones, Mendeleiev corrigió anomalías en la gradación de propiedades simplemente invirtiendo las posiciones de elementos adyacentes. Tales fueron los pares cobalto (58,95) y níquel (58,69) o yodo (126,8) y telurio (127,6). Es sobre todo interesante el segundo caso, es decir, la inversión yodotelurio, donde la diferencia de pesos atómicos era mayor. El yodo, dadas sus características, pertenecería claramente a la familia de los halógenos, por lo que Mendeleiev lo cambió a la posición del telurio, sospechando que había un error en la determinación del peso atómico de éste último, que debería ser aproximadamente 125. El cambio de posición era correcto, no así la sospecha de Mendeleiev, puesto que el peso atómico del telurio era cierto. La explicación a esta inversión no fue encontrada hasta pasado bastante tiempo, después de la muerte de Mendeleiev, con los trabajos de Henry Moseley (1887-1915) y su hallazgo del número atómico (1913), así como con el descubrimiento de los isótopos (todo lo cual se tratará en el Tema 7). En otros casos, por el contrario, sí tuvo completa razón en considerar erróneos algunos pesos atómicos, como los ya tratados del berilio y del indio. Con lo cual puede afirmarse que su tabla periódica sirvió para corregir resultados equivocados. Aceptación de las ideas de Mendeleiev La ley periódica de Mendeleiev y la clasificación subsiguiente de los elementos químicos fueron firmemente aceptadas ya durante su vida. Tanto, que puede servir de ejemplo una anécdota curiosa acerca de la determinación del peso atómico del telurio. Como ya se ha comentado, el científico ruso estaba convencido de que el peso atómico asignado a este elemento era erróneo, debiendo ser alrededor de 125. Por esta razón, era necesario volver

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a calcularlo. Y así lo hizo un firme seguidor de Mendeleiev, el checo Bohuslav Brauner (1855-1935), obteniendo de nuevo el valor de 127,6. Pero a pesar de que sus medidas habían sido llevadas a cabo con cuidado y rigor, estaba convencido de que ese número tampoco era válido y que tal vez había trabajado con telurio impuro por estar acompañado de algún otro elemento desconocido en las rocas de donde era extraído. Este es uno de tantos casos de observaciones experimentales que, a pesar de su evidencia, no se aceptan por entrar en contradicción con la teoría dominante. En este caso, la teoría dominante eran las ideas de Mendeleiev.

Pero donde Mendeleiev tuvo un éxito apoteósico fue en los famosos huecos de su tabla periódica. Su enorme intuición le llevó a dejar algunos espacios vacíos, que corresponderían a elementos aún no conocidos. Predijo sus propiedades y lo que asombró al mundo científico fue que, cuando se descubrieron esos elementos, sus predicciones se cumplieron plenamente. 6.2. PREDICCIONES DE MENDELEIEV Éste es uno de los capítulos en el proceso de la construcción de la tabla periódica de Mendeleiev a los que el científico ruso debe en gran parte su éxito. Se trata de sus famosas predicciones relativas a los elementos que debían ocupar los espacios que había dejado vacíos en su tabla. En unos casos acertó, pero en otros falló. No obstante, la gloria que alcanzó entre la comunidad científica con los primeros oscureció sus errores, que no fueron prácticamente tenidos en cuenta. 6.2.1. Los huecos en la tabla periódica: se cumplen las predicciones En su primer artículo sobre su sistema de clasificación de periodos (1869), Mendeleiev señalaba dos espacios vacantes que corresponderían a dos elementos aun no descubiertos, uno debajo del aluminio y otro debajo del silicio, prediciendo sus pesos atómicos y afirmando que serían de propiedades similares a las de esos dos elementos, respectivamente (Tabla 5.4 del Tema 5). En 1871 publica otro artículo en el que añade un nuevo hueco, debajo del boro, presentando una lista en la que indicaba un buen número

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de propiedades físicas y químicas de esos tres elementos y de algunos de sus compuestos. Después, con el tiempo, Mendeleiev fue dejando más huecos, llegando a predecir la existencia hasta de diecisiete nuevos elementos en total, a los que dio un nombre provisional. Ese nombre estaba constituido por el nombre del elemento inmediato superior conocido y un prefijo tomado del sánscrito, eka-, dwi- o tri-, que en esa lengua significan primero, segundo y tercero, respectivamente. Así señalaba el número de espacios por debajo del elemento de referencia. De esta manera, los nombres de esos tres primeros huecos —y a los que debió un enorme éxito— fueron eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio. Realizó predicciones acerca de los pesos atómicos y de otras características de esos elementos, así como de su química, algunas de las cuales se muestran en la Tabla 6.1. En ella puede apreciarse la gran similitud entre lo predicho por Mendeleiev y los datos reales. Se precisaron casi dos décadas para que se descubrieran esos tres elementos y para que se vieran cumplidas así las predicciones de Mendeleiev. Descubrimiento del galio En 1875 el francés Paul Émile Lecoq de Boisbaudran (1838-1912) descubrió en 1875 un nuevo elemento. Tras determinar sus propiedades se comprobó que asombrosamente coincidían con las que Mendeleiev había propuesto para «su» eka-aluminio (Figura 6.1).

Figura 6.1. Galio, metal descubierto por Lecoq y al que debe Mendeleiev el inicio de su éxito.

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Mendeleiev había predicho una serie de propiedades químicas, las de la Tabla 6.1 y otras, tales como: no ser volátil; atacable lentamente por el aire, agua, ácidos y álcalis; óxido más básico que la alúmina pero menos que el óxido magnésico; hidróxido (gel) soluble en ácidos y bases; formaría un tricloruro; probablemente sería descubierto por espectroscopia. Este nuevo elemento recibió el nombre de galio, en honor Francia (Gallia, en latín), ya por entonces ese país atravesaba por la amarga experiencia de la derrota en la guerra franco-prusiana, lo que trajo consigo una exaltación de los sentimientos nacionalistas.

Descubrimiento del escandio El sueco Lars Friedrik Nilson (1840-1899) trabajando con el mineral euxenita para estudiar algunos elementos de las tierras raras, descubrió en Tabla 6.1. Predicciones de Mendeleiev del eka-aluminio, eka-boro y eka-silicio y propiedades observadas Predicción

Observación experimental

Peso atómico Densidad Punto de fusión Volumen atómico Fórmula del óxido

Eka-aluminio (predicción: 1871) 68 5,9 bajo 11,5 Ea2O3

Galio (descubrimiento: 1875) 69,9 5,93 30,1ºC 11,7 Ga2O3

Peso atómico Óxido Sulfato

Eka-boro (predicción: 1871) 44 Eb2O3; densidad: 3,5 Eb2(SO4)3

Escandio (descubrimiento: 1879) 43,79 Sc2O3; densidad: 3,86 Sc2(SO4)3

Peso atómico Densidad Volumen atómico Valencia Calor específico Óxido Tetracloruro

Eka-silicio (predicción: 1871) 72 5,5 13 4 0,073 EsO2 ; densidad: 4,7 EsCl4, p.eb. <100ºC; densidad:1,9

Germanio (descubrimiento: 1886) 72,3 5,47 13,22 4 0,076 GeO2 ; densidad: 4,703 GCl4; p.eb.: 86ºC; densidad: 1,89

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1879 un nuevo elemento, al que llamó escandio en clara referencia a Escandinavia. También en este caso sus propiedades coincidieron con las del ekaboro. Además de las propiedades reseñadas en la Tabla 6.1, Mendeleiev predijo que el óxido sería más básico que la alúmina y menos básico que el óxido de ytrio y que el de magnesio; que sus sales serían incoloras y darían un precipitado gelatinoso con el hidróxido potásico y con carbonato sódico; que su cloruro anhidro sería menos volátil que el cloruro de aluminio, o que el elemento no sería descubierto por espectroscopia.

Descubrimiento del germanio En una nueva mena de plata, la argirodita, el alemán Clemens Winkler (1838-1904), profesor de la Escuela de Minas de Friburgo, descubrió en 1886 un nuevo elemento que resultó ser el eka-silicio. También en este caso se siguió la corriente nacionalista de la época y se le dio el nombre de germanio. Mendeleiev acertó en todas sus predicciones acerca de este elemento, excepto en su afirmación de que tendría dificultad para convertirse en vapor y que sólo podía ser fundido. Sin embargo, Meyer en esto sí que dio la predicción correcta (recordemos que el químico alemán también había dejado un hueco en su tabla y predicho algunas propiedades de lo que luego resultó ser el germanio).

6.2.2. Predicciones fallidas de Mendeleiev Mendeleiev, como se ha visto, tuvo grandes aciertos en sus predicciones de elementos, pero también cometió errores en cuanto a otras. En la Tabla 6.2 aparecen dos elementos de pesos atómicos inferiores a 1, el coronio y el éter (al que hacía responsable de los fenómenos radiactivos, ver Tema 5). Les suponía gases sumamente ligeros, por lo que tendrían pesos atómicos muy bajos, menores incluso al del hidrógeno, 0,4 y 0,17, respectivamente, que calculó mediante extrapolaciones de los pesos correspondientes a los gases inertes, que habían sido descubiertos por Ramsay. Precisamente este descubrimiento había hecho pensar a Mendeleiev que esta nueva serie podría extenderse hacia arriba, es decir, por encima del helio. Al éter, al que dio el nombre de newtonio —como evidente honor a su

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Tabla 6.2. Otras predicciones de Mendeleiev Nombre (de Mendeleiev)

Peso atómico (predicho)

Coronio (1902) Éter (1902) Ekamanganeso (1871) Ekaniobio (1871) Eka-cesio (1871) Trimanganeso (1871) Dvitelurio (1889) Dvicesio (1871) Ekatantalio (1871)

0,4 0,17 100 146 175 190 212 220 235

Nombre — — Tecnecio (1939) — — Renio (1925) Polonio (1898) Francio (1939) Protoactinio (1917)

Peso atómico (encontrado) — — 99 — — 186 210 223 231

admirado Newton— le suponía una total falta de reactividad, ya que actuaba impregnando las sustancias, pero sin combinarse químicamente con ellas, por lo que debería estar entre los gases inertes y ése sería su lugar en la tabla periódica. En cuanto al coronio, lo atribuyó a unas líneas desconocidas que aparecían en los espectros de la corona solar (de ahí su nombre) que habían sido realizados durante los eclipses del Sol, poco después de haberse detectado el helio de esta manera. Por ello se propuso que deberían corresponder a un elemento desconocido. Mucho después, hacia los años 1930, se descubrió que estas líneas provenían de hierro y níquel muy ionizados, produciéndose esta ionización por las temperaturas extremas de la corona solar. Estas predicciones podrían calificarse más bien de conjeturas poco sólidas, ya que o no se cumplen o se trata de aciertos casi casuales. Además de estas predicciones, que formuló de forma expresa y firme, en el conjunto de las obras de Mendeleiev pueden recogerse otras ya no señaladas de forma tan evidente, por lo que no se han incluido aquí.

6.3. ELEMENTOS DE LAS TIERRAS RARAS Hay otro conjunto de elementos que supuso para Mendeleiev un problema que no fue capaz de superar. Se trata de los elementos de las llamadas tierras raras, de pesos atómicos muy próximos y, además, propiedades casi iguales, por lo que parecía que en ellos la ley periódica dejaba de cumplirse.

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Además, según se iban descubriendo, muchos de ellos resultaron ser mezclas de dos o más elementos de este tipo. Antes de seguir adelante con el análisis de tales predicciones y de las grandes dificultades que para Mendeleiev supuso su colocación en la tabla periódica, trataremos de forma panorámica qué se entiende por tal denominación, «tierras raras», y qué tipo de elementos estaban englobados en ellas.

6.3.1. Descubrimiento de las tierras raras El término «tierra» se utilizaba antiguamente como sinónimo de los óxidos metálicos que eran insolubles en agua y que no resultaban afectados por el calor, mientras que con el de«raro» se hacía referencia a minerales, compuestos o elementos poco frecuentes en la corteza terrestre. Y, así, con el término conjunto de tierras raras se aludía a los óxidos de ciertos metales que eran poco comunes, aunque por extensión se entendía también por tierra rara el metal correspondiente. Sin embargo, ese adjetivo de raro puede dar idea de que esos metales son muy poco frecuentes, pero no es así, ya que hoy en día se sabe que en su gran mayoría se encuentran en la corteza terrestre en concentraciones relativamente altas (por ejemplo, el cerio en cuanto a su abundancia es el elemento número 25). En 1794, el químico y mineralogista finlandés John Gadolin (17601852) analizó la muestra de un mineral negro y pesado que había sido encontrado unos años antes en una mina del pueblo de Ytterby, cercano a Estocolmo. De ese mineral consiguió extraer una tierra (es decir, un óxido) desconocida, a la que por el lugar de su origen se le dio el nombre de itria. Por otra parte, en Suecia se había hallado otro mineral extraño del que se aisló, en 1803, una nueva tierra rara, a la que se llamó ceria en referencia al asteroide Ceres, descubierto en 1802. Y así comienza una historia complicadísima de extracciones y más extracciones partiendo de esas dos tierras, en las que iban apareciendo cada vez más óxidos desconocidos, correspondientes obviamente a nuevos elementos metálicos. La separación y el análisis de las tierras raras y de sus elementos componentes eran extraordinariamente difíciles, con lo que nació una química de las tierras raras en la que se especializaron numerosos cien-

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tíficos, siendo sus avances a pesar de ello lentos y complejos. Esta tarea dio grandes quebraderos de cabeza a los químicos de su época, pues cuando se analizaba, aquello que parecía una sola tierra se iba desdoblando en dos o, incluso, tres diferentes. Generalmente los metales no se consiguieron aislar hasta pasados unos años, pero a pesar de ello, como se conocía su presencia en cada una de esas tierras, se les adjudicaron los nombres correspondientes. Por esa razón, a aquél que conseguía aislar el óxido y purificarlo se le consideraba como el descubridor del nuevo elemento que ese óxido debía contener. Se fueron conociendo de esta manera la existencia de nuevos elementos, llamados según el óxido del que se suponía formaban parte. Tales fueron, en orden cronológico: cerio (1803); erbio, itrio y terbio (1843); escandio (1876); holmio e iterbio (1878); samario y tulio (1879); gadolinio (1880); neodimio y praseodimio (1885); disprosio (1886); lantano (1839); europio (1901); lutecio (1907). Son un total de quince elementos (incluyendo al prometio, que se conoció mucho después, en 1945, en procesos radiactivos) desde el lantano al lutecio. Y, aunque realmente no pertenezcan a este grupo, por la similitud de su comportamiento químico se suelen incluir también el itrio y el escandio, lo que hace un total de diecisiete. En el Tema 11 se darán más detalles del largo y complejo proceso de su descubrimiento. En tiempos de Mendeleiev, afortunadamente para él, no se llegaron a conocer todos, pero aún así su ubicación le dio enormes problemas y, además, no quedó ésta resuelta hasta que Bohr no formulara su modelo atómico.

6.3.2. Mendeleiev ante las tierras raras Cuando en 1869 Mendeleiev construyó su primera tabla y dio a conocer la ley periódica, solamente se conocían seis elementos de las tierras raras (entre ellos el didimio, que con el tiempo se comprobó que era una mezcla de dos). Supuso que eran trivalentes, con lo cual procedió al cálculo de sus pesos atómicos, incluyéndolos en los Grupos III, IV y V, como homólogos de otros elementos. Esto daba lugar a gran cantidad de huecos, correspondientes a elementos desconocidos, hasta un total de diecisiete.

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Otra gran dificultad que las tierras raras representaban para Mendeleiev es que no obedecían la ley periódica, pero a pesar de ello estaba convencido de que afinando en el estudio experimental de esos elementos se pondrían de manifiesto nuevas propiedades de los mismos con las que sí se cumpliría esa ley. Por ello, insistía en que ésa era la colocación correcta y no en el Grupo IV dentro de sólo espacio, entre el lantano y el tantalio, como en 1902 propuso Brauner, su fiel discípulo, quien colocó todos estos elementos juntos en una especie de tabla en miniatura dentro de la otra tabla. Pero a pesar de la opinión de Mendeleiev, el tiempo dio la razón a Brauner, como se tratará en el Tema 9. La incógnita que estos elementos suponían en cuanto a su ubicación en la tabla periódica y la similitud de sus propiedades y pesos atómicos no se pudo descifrar en vida de Mendeleiev. La investigación de Moseley relativa al número atómico dará de nuevo la respuesta. Pero para esto tendremos que esperar hasta el tema siguiente.

6.4. OTRO PROBLEMA: LOS GASES INERTES Cuando se empezaron a descubrir los gases inertes —o gases nobles— en la década de 1890, surgió un serio problema para su colocación en la tabla. En general, el descubrimiento de otros nuevos elementos no lo creaba, pues siempre había espacios vacantes donde poder ubicarlos. Pero en este caso se trataba de una familia entera de elementos y hubo de añadirse una columna para esos gases de valencia cero. Todo comenzó en 1894, con el descubrimiento en el aire de un gas sumamente inerte, al que por esa razón se le dio el nombre de argon. Al estudiar este gas se encontró que era un gas monoatómico, dato de suma importancia pues significaba que su valencia era 0. Esto hizo sospechar al químico británico William Ramsay (1852-1916) que tal vez podría haber todo un grupo de gases con esta característica. Por otra parte, unos años antes (1868) se había detectado en el espectro de la luz solar, realizado durante un eclipse, otro extraño elemento, del que se creía que sólo existía en el Sol, por lo que se llamó helio (del griego helios, Sol). Pero hubo que esperar casi treinta años para comprobar que también existía en la Tierra, cuando en 1895 (justo un año después del descubrimiento del argon) Ramsay descubre un extraño gas en un mineral de uranio, cuyo espectro era coincidente con ese misterioso elemento del Sol.

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Animado por ese éxito, Ramsay decide seguir adelante. Así él y su colega Morris William Travers (1872-1961), otro químico británico, se deciden a buscar juntos más de esos gases raros como componentes del aire. Y aunque sólo existen en trazas, encuentran tres más: el neon (del griego neos, nuevo), el kripton (del griego kriptos, oculto) y xenon (del griego xenos, extraño). Por su descubrimiento de los gases nobles Ramsay consiguió el Premio Nobel de Química de 1904. El descubrimiento de este grupo de gases de valencia 0 —que por otra parte no fueron predichos por Mendeleiev— para la construcción de la tabla periódica tuvo un significado más profundo que el de los otros elementos descubiertos en ese periodo, pues hubo que crear un nuevo grupo para ellos, el Grupo 0. Pero aún así la flexibilidad del sistema de Mendeleiev permitió su ubicación en la tabla periódica.

6.5. MENDELEIEV VERSUS MEYER Con Meyer y Mendeleiev se da una circunstancia relativamente frecuente en la historia de la ciencia: que de forma totalmente independiente y prácticamente al mismo tiempo llegaron ambos a unos resultados similares. Sin embargo, los honores por el hallazgo del sistema periódico de la clasificación de elementos se reservan para el químico ruso. Tal vez con justicia, ya que sus tablas resultaron más completas y, sobre todo, gracias a sus famosos

Figura 6.1. Dmitri Mendeleiv y Lothar Meyer, los dos artífices de la tabla periódica.

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«huecos», después ocupados por elementos que cumplían sus predicciones. Pero tal vez no sea esta elección tan justa, ni tampoco el segundo plano en el que ha quedado Lothar Meyer, ensombreciendo sus grandes méritos en este importantísimo episodio de la evolución de la química. En cualquier caso, en su día (aproximadamente en 1881), estalló la disputa por la prioridad de la idea. Y la comunidad científica reconoció entonces a ambos su gran contribución a la química al otorgarles conjuntamente la Medalla Davy por establecer las relaciones entre los pesos atómicos de los elementos y sus respectivas propiedades físicas y químicas. En la trayectoria seguida por ambos científicos en su construcción de las tablas de elementos, existen similitudes, pero también diferencias. Como diferencias más significativas hay que recordar que Meyer se centró más en las propiedades físicas de los elementos (tales como volumen atómico, puntos de fusión y ebullición, dureza, etc.), mientras que Mendeleiev, aprovechado sus profundos y amplios conocimientos en química, se centró sobre todo en las propiedades químicas. Y en cuanto a confluencias o similitudes en sus trayectorias, tendríamos como punto de partida que ambos asisten al Congreso de Kalsruhe en 1863 y quedan impresionados por las conclusiones del mismo, y muy en especial por las aportaciones de Cannizzaro relativas a los pesos atómicos y la hipótesis de Avogadro. Asimismo, los dos científicos fueron impulsados al estudio de la clasificación de elementos por su amor a al enseñanza y a la buena pedagogía, al emprender la elaboración de sendos manuales de química para sus alumnos. Como se recordará, Meyer escribió su Die Modernen Theorien der Chemie (Las Teorías Modernas de Química) y Mendeleiev sus Osovy Khimi (Principios de Química). Si bien éste último tomó claramente como base de clasificación el peso atómico, en Meyer esto no era tan evidente, hecho al que en parte se achaca su relativa derrota en esta contienda científica. Partió de la variación de las propiedades físicas frente a la densidad (gravedad específica) tras la cual se encuentra también, en realidad, la variación del peso atómico. Incluso, en su famoso diagrama que muestra la variación del volumen atómico frente al peso atómico de los elementos, se aprecia mejor visualmente la periodicidad de esa propiedad que en las tablas de Mendeleiev (Figura 5.3). También se achaca a Meyer no haber realizado predicciones realmente significativas, mientras que Mendeleiev sí las hizo, muchas de las cuales

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además quedaron posteriormente confirmadas. No obstante, hay que recordar que Meyer dejó también el hueco correspondiente al germanio, y antes que Mendeleiev, ya que en su tabla de 1864 aparece el espacio vacío debajo del silicio (Tabla 5.2 en Tema 5). Además, incluso predijo acertadamente algunas propiedades en las que Mendeleiev falló (por ejemplo, en el caso ya comentado en el apdo. 6.2.1). Aparte de la cronología de sus publicaciones al respecto y de las ventajes y/o desventajas de las tablas periódicas de uno y otro, habría que poner asimismo en relieve algunos aspectos de dos personalidades bastantes distintas. Meyer era un hombre discreto y de una generosidad a toda prueba. Esto último se infiere fácilmente del episodio reseñado anteriormente (ver Tema 5) acerca del artículo de Mendeleiev —o más bien un resumen traducido al alemán de sus artículos en ruso sobre este tema— que en 1869 apareció en el Zeitschrift für Chemie. Pasa desapercibido ante la comunidad científica, pero Meyer lo lee y declara con énfasis la importancia de los hallazgos del científico ruso. Generosidad que en cierto modo no fue compensada por la historia de la ciencia. Y ante la discreción de Meyer hay que resalrar la fuerte personalidad y el vigor de Mendeleiev, quien realiza una verdadera campaña de «marketing». Tras su descubrimiento en 1869 de la ley periódica y la elaboración de su primera tabla, hace 200 copias de la misma y las envía a los químicos más importantes de su país y de toda Europa.

6.5.1. La tabla no publicada de Meyer A este respecto, es necesario remarcar una pequeña historia dentro de este importantísimo capítulo en la gran historia de la ciencia. En 1868, Meyer había dejado su puesto como profesor en Eberswald. Estaba preparando en esas fechas una segunda edición de su libro, y elabora un tabla periódica en la que incluye 24 elementos más que en las anteriores, pero queda como borrador. Y, muy probablemente, llevado siempre por su amor a la docencia y por su reconocida generosidad, deja a su sucesor en el cargo esas notas a modo de sugerencias acerca del sistema de ordenación de los elementos. Este dato es muy importante, aunque a primera vista pueda no parecerlo, ya que la tabla correspondiente —es decir, de 1868— no se hace pública hasta 1895, ya muerto Meyer, gracias a que uno de sus discípulos (Karl Seubert) hace un informe sobre este hecho en una revista científica,

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Tabla 6.3. Tabla de clasificación de los elementos de Meyer no publicada (1868) 1

Cr=52.6

9

N=14.4 16.96 P=31.0 44.0 As=75.0 45.6 Sb=120.6 87.4=2.32.7 Bi=208.0

2

3

4

Al=27.3

Al=27.3

Mn=55.1 49.2 Ru=104.3 92.8=2.46.4 Pt=197.1

Fe=56.0 48.9 Rh=103.4 92.8=2.46.4 Ir=197.1

Co=58.7 47.8 Pd=106.0 93=2.465 Os=199

10

11

O=16.00 16.07 S=32.07 46.7 Se=78.8 49.5 Te=128.3

F=19.0 16.46 Cl=35.36 44.5 Be=79.9 46.8 I=126.8

12 Li=7.03 16.02 Na=23.05 16.08 K=39.13 46.3 Rb=85.4 47.6 Cs=133.0 71=2.35.5 Te=204.0

5

6

7

8 C=12,00 16,5 Si=28,5 89,1/2=44,5

Ni=58.7

13 Be=9.3 14.7 Mg=24.0 16.0 Ca=40.0 47.6 Sr=87.6 49.5 Ba=137.1

Cu=63.5 44.4 Ag=107.9 88.8=2.44.4 Au=196.7 14

Ti=48 42.0 Zr=90.0 47.6 Ta=137.6

Zn=65.0 46.9 Cd=111.9 88.8=2.44.4(*) Au=196.7

89,1/2=44,5 Su=117,6 89,4=2.41.7(*) Pb=207.0

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Mo=92.0 45.0 Vd=137.0 47.0 W=184.0

(*) Nótese que en estos casos hay algunas pequeñas anomalías aritméticas, tal y como aparece en la publicación original.

donde también aparece explícitamente la tabla (Tabla 6.3). Ésta incluía gran número de elementos en quince columnas o familias verticales (nueve más que en la primera, de 1864), precediendo así a la que diera el éxito a Mendeleiev. Sin embargo, habían pasado más de veinticinco años y ya era demasiado tarde para que esta tabla, que en su día hubiera podido cambiar la memoria de Meyer, fuese tenida en cuenta.

6.6. CIENTÍFICOS ESPAÑOLES Y EL SISTEMA PERIÓDICO Según ya se mencionó en el Tema 4, Ramón Torres Muñoz de Luna fue el único representante español en el Congreso de Química de Karlsruhe, en el que participó en una de sus sesiones científicas. En esos momentos (1860) era catedrático de Química en la Facultad de Filosofía de la Universidad Central de Madrid. Su formación era la de químico y farmacéutico, doctor en Farmacia y, posteriormente, en Ciencias Físico-Matemáticas. Fue un gran

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docente y también llevó a cabo una importante labor investigadora, dirigida principalmente hacia la agricultura (como era la aplicación de fosfatos o estudios sobre la nitrificación de los suelos) y también hacia la industria. Como profesor hay que destacar entre sus méritos el haber sido nombrado Profesor de Química y Física del Gabinete Real y, sobre todo, sus éxitos en las aulas y la autoría de un buen número de textos para estudiar Química; por ejemplo, entre otros escribió un Tratado de Química General y Descriptiva. Sin embargo, en ninguno de ellos hizo mención alguna al Sistema Periódico. Por otra parte, sí se han encontrado referencias expresas a este tema en otros científicos españoles, al menos en los discursos de ingreso en la Academia de Ciencias de algunos destacados catedráticos de Química. Hay que citar en primer lugar a José Rodríguez Carracido (1856-1928), a quien se considera como pionero de la Bioquímica en España. Del mismo título de su discurso, «El concepto actual de elemento químico», puede deducirse fácilmente esa referencia, apareciendo además por primera vez una descripción de la Tabla Periódica realizada por un científico español (Madrid, 1888). Y en esta línea siguieron Santiago Bonilla y Mirat (1844-1899) y José Muñoz del Castillo (1850-1926), en los años 1898 y 1901, respectivamente. No obstante, en todos ellos se observa una actitud con ciertas reservas, y más bien crítica ante ese aspecto tan novedoso de la Química. Otro científico, ya no químico en este caso, sino geólogo, tuvo una participación más activa en este terreno. Fue el gaditano José Macpherson (1839-1902), quien llegó a realizar un trabajo en el que presentaba una clasificación periódica de los elementos propia, aunque fundamentada en la ley periódica de Mendeleiev. Este trabajo tiene la particularidad de que fue publicado después de su muerte por otro científico (José Rodríguez Mourelo, que aparece también como autor) en la revista Anales de la Real Sociedad de Física y Química, bajo el título «Nueva representación gráfica de la clasificación periódica de los elementos químicos» (1903). Por otra parte, el mismo Mendeleiev visitó en 1881 varias ciudades españolas, aunque no se tienen referencias expresas a que impartiera algún tipo de conferencia científica.

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CONCLUSIÓN En cualquier caso, hay que reconocer la clara victoria de Mendeleiev. Es el creador de una de las generalizaciones más importantes y de mayor trascendencia en química. Su mérito no fue tan sólo el de sus casi prodigiosas predicciones acertadas, sino conseguir lo que se conoce como «acomodación» de los elementos. Es decir, su sistema periódico permite justificar a través de su posición en la tabla periódica las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos. Pero además tiene una gran capacidad deductiva, ya que para un elemento cualquiera, a la vista tan solo de su ubicación es posible predecir a nivel cualitativo gran número de esas propiedades. No obstante, los pasos siguientes y la justificación total a su sistema periódico no fue posible hasta que no se conoció la estructura interna de los átomos.

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BLOQUE TEMÁTICO III

JUSTIFICACIÓN DEL SISTEMA PERIÓDICO

Sello conmemorativo del centenario de Niels Bohr, en el que aparece el científico danés con su esposa Margrethe.

TEMA 7

LOS ÁTOMOS POR DENTRO

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 7.1. EXPERIMENTOS EN LOS TUBOS DE DESCARGA 7.1.1. Rayos catódicos y descubrimientos del electrón 7.1.2. Rayos canales y descubrimiento del patrón 7.2. DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X Y LA LEY DE MOSELEY — Algo más sobre Moseley 7.3. DESCUBRIMIENTO DE LA RADIACTIVIDAD — Algo más sobre Marie Curie 7.4. RUTHERFORD Y EL CONCEPTO DE NÚCLEO ATÓMICO 7.4.1. El núcleo de los átomos 7.4. DESCUBRIMIENTO DE LOS ISÓTOPOS 7.5.1. Isótopos estables 7.5.2. El neutrón CONCLUSIONES

OBJETIVO Conocer las evidencias experimentales que demostraron la existencia de partículas subatómicas

INTRODUCCIÓN Al ordenar los elementos en orden creciente de su peso atómico mediante el sistema de clasificación periódica, resultaba que en cada periodo las propiedades iban cambiando de forma continua y gradual. Pero llegaba un momento en que se producía un cambio drástico en las propiedades, justamente cuando se pasaba al periodo siguiente. Por otra parte, los elementos del mismo grupo o familia mostraban propiedades muy similares. ¿A qué era debido? Si la masa hubiera sido la única responsable, como propugnaba Mendeleiev, no se explicaría ese salto cualitativo al cambiar de periodo. Esto hizo pensar a los científicos que la razón habría que buscarla en la propia naturaleza de los átomos; es decir, en su estructura íntima. Una de los pilares de la teoría atómica moderna era la indestructibilidad de los átomos, idea de la que Dalton y Mendeleiev estaban convencidos. Y ambos eran químicos. Pero en los últimos años del siglo XIX los físicos —que no los químicos— serán los que comiencen a estudiar la naturaleza íntima del átomo, produciéndose así una serie de descubrimientos encadenados que darán al traste con esa idea y que permitirán justificar la variación de las propiedades de los elementos y su comportamiento químico. 7.1. EXPERIMENTOS EN LOS TUBOS DE DESCARGA Estos hallazgos encadenados tuvieron su punto de arranque en los experimentos con los tubos de descarga. Pero, a su vez, para conocer el origen que motivó el desarrollo de estos experimentos, es necesario ir más atrás en el tiempo. En marzo de 1800, en Londres y ante la Royal Society un físico italiano presenta una comunicación sobre un descubrimiento que resultó, curiosa-

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mente, importantísimo para los químicos. El físico era Alessandro Volta (1745-1827) y su descubrimiento, la pila eléctrica, llamada en su honor pila Volta. Con ello va a quedar manifiesta en cierta manera la naturaleza eléctrica de la materia, que después será plenamente demostrada. En Química, no sólo da lugar al nacimiento de una nueva rama, la electroquímica, sino también a que se iniciasen una serie de experiencias totalmente novedosas a la luz de ese descubrimiento. Algunos investigadores sintieron curiosidad por conocer cómo podía afectar el paso de la corriente eléctrica a la naturaleza de los compuestos químicos. En este sentido, se llevaron a cabo con diferentes sustancias experimentos de electrolisis (del griego, lisis, disolución, en el sentido de rotura). Por sus contribuciones a la electroquímica destacó el químico británico Humphry Davy (1778-1829), principalmente en la tarea de aislar y descubrir nuevos elementos, aspecto que se tratará más detenidamente en el Tema 11. No obstante, el más sobresaliente de todos los electroquímicos de aquella época fue sin duda Michael Faraday (1791-1867), británico como Davy, químico y también físico, pues fue él quien verdaderamente construyó una teoría sólida para los fenómenos electroquímicos, fruto de un intenso trabajo experimental. Se llevaron a cabo numerosos estudios experimentales haciendo pasar corriente eléctrica a través de las disoluciones, que pusieron de manifiesto que aquélla era transportada por unos fragmentos de las moléculas disueltas, con carga eléctrica y a los que Faraday dio el nombre de iones. Pero, ¿cuál era el origen de esos iones? Esta cuestión abrió un amplio camino de investigación, para estudiar por qué y cómo se producían esos corpúsculos cargados eléctricamente. En este sentido se comenzó a estudiar también el paso de la corriente a través de sólidos y de líquidos. Pero al emplear aire o en cualquier otro medio gaseoso, se comprobó que los gases eran muy malos conductores de la electricidad. No obstante, haciendo más pruebas se observó que la corriente eléctrica se producía mejor si en el tubo que contenía el gas se disminuía la presión. Y entonces, al hacer pasar la corriente eléctrica, se producía un resplandor coloreado en el interior del tubo y también una fluorescencia en las paredes de cristal. Numerosos investigadores siguieron por este camino y, al mismo tiempo, se fueron perfeccionando los medios técnicos para producir mayor vacío en

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los tubos. El alemán Heinrich Geissler (1814-1879) consiguió una enorme mejora mediante la aplicación de una bomba de vapor de mercurio, con la que se producían presiones muy bajas del gas en el tubo (es lo que se conoce como gas enrarecido o gas a muy baja presión). Estos tubos fueron llamados tubos de descarga y consisten en una ampolla de vidrio que contiene un gas «enrarecido», provista de dos placas metálicas en sus extremos que actúan de electrodos (Figura 7.1). Con una corriente eléctrica de alto voltaje (de 5.000 a 10.000 voltios) no se observaba nada en el interior del tubo. Pero, si mediante un sistema de vacío se extraía parte de ese gas, es decir, se disminuía su presión en el interior del tubo (del orden de 10–2 atm.), dicho gas comenzaba a emitir luz y conducía la corriente eléctrica (por ello, son el fundamento de los tubos fluorescentes empleados para el alumbrado, así como de las pantallas de los televisores y ordenadores). De esta manera, con estas bajísimas presiones, se pudieron realizar nuevos experimentos, que se dirigieron sobre todo a estudiar la fluorescencia que se producía. Se comprobó así que los puntos fluorescentes se podían mover con un imán, lo cual sugería que los rayos que los producían estaban cargados eléctricamente. En 1876, el físico alemán Eugen Goldstein (18501930) comprobó además que provenían del cátodo, por lo que les dio el nombre de rayos catódicos. No obstante, fue el físico británico William Crookes quien, continuando en la línea de Golstein, hizo las más interesantes descubrimientos acerca de la naturaleza de los rayos catódicos: encontró que eran partículas con una

Figura 7.1. Tubo de descarga.

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masa determinada (y no ondas, como pensaban muchos científicos alemanes) y que además tenían carga negativa. En su honor, a los tubos de descarga también se les conoce como tubos de Crookes.

7.1.1. Rayos catódicos y descubrimiento del electrón Científicos de distintas nacionalidades siguieron estudiando esas partículas cargadas negativamente, quedando por fin confirmados esos datos plenamente por Joseph John Thomson (1856-1940). Este físico británico. que investigaba en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge, observó que los rayos catódicos eran desviados por campos magnéticos y eléctricos, consiguiendo medir con precisión las desviaciones producidas de esta manera. Comprobó que, efectivamente, estaban constituidos por partículas con carga negativa que se movían a enorme velocidad y, trabajando con distintos gases y con cátodos de metales diferentes, resultaba que la relación e/m de esas partículas era siempre la misma para todos los materiales estudiados (siendo e la carga eléctrica y m la masa). Descubrió de esta forma, en 1897, la existencia de un «corpúsculo» de carga negativa cuya presencia en toda la materia —es decir, en los átomos de todos los elementos— era constante. Hay que hacer notar que Thomson no pudo determinar ni su masa ni su carga, sino sólo la relación entre ambas (e/m) mediante la acción simultánea sobre esos rayos de campos eléctricos y campos magnéticos (éste es el fundamento del espectrómetro de masas, aparato con el que se determinan con enorme precisión las masas atómicas y del que se tratará más adelante, en el apdo. 7.5.1). Supuso que la carga era igual en magnitud, pero de signo contrario a la del ion hidrógeno H+, con lo cual tras numerosas medidas de la relación e/m halló que la masa era, aproximadamente, 1840 veces menor que la masa del átomo de hidrógeno (posteriormente sí pudo determinarse su carga, 1,6 × 10–19 culombios, y su masa, 9,11 × 10–28 gramos). Este resultado se publicó en 1897 y, aunque en un principio fue recibido con ciertas cautelas, después se demostró que toda la propuesta era correcta. Todas las evidencias parecían probar que esa partícula era una parte de los átomos del gas empleado. Se le llamó electrón, según el nombre propuesto en 1891 por el físico irlandés George Johnstone Stoney (1826-1911) para designar la unidad de carga eléctrica fundamental (del término griego

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electron, que significa ámbar, ya que fue en este material donde se observó el fenómeno de la electricidad por vez primera). Aunque no sin reticencias de Thomson, que prefería el término de «corpúsculo». El electrón fue, pues, la primera partícula subatómica descubierta. Por todos sus trabajos acerca de la conductividad eléctrica de los gases, Thomson recibió el Premio Nobel de Física en 1906.

7.1.2. Rayos canales y descubrimiento del protón El físico alemán Goldstein continuó con los experimentos en tubos de descarga, pero introduciendo una innovación: el cátodo que utilizaba estaba perforado con unos agujeros o canales. En 1886 descubrió un nuevo tipo de radiaciones que, traspasando esos canales, se situaban en el extremo del tubo detrás del cátodo. Se denominaron por ello rayos canales. Tenían auto-luminosidad, a diferencia de los rayos catódicos, que sólo se hacían perceptibles cuando chocaban con un objeto (el gas o el vidrio). Además, Golstein observó que el color de la luz que emitían variaba con el gas del tubo (amarillento con el aire, verdoso con el dióxido de carbono, rosa con el hidrógeno, amarillo-rosa con el oxígeno, etc., por lo que se emplean, por ejemplo, en los anuncios luminosos), mientras que en los rayos catódicos era el mismo. Pasados unos años, en 1898, otro físico alemán, Wilhelm Wien (18641928), comprobó que tenían carga positiva y en 1902 consiguió determinar la relación carga/masa, e/m, de esas partículas, demostrando que esa relación variaba con la naturaleza del gas del tubo de descarga. Estos resultados se interpretaron suponiendo que se trataba de iones positivos, originados porque al chocar los átomos del gas con los rayos catódicos (corriente de electrones) perderían a su vez electrones. Esta es la razón por la que también se les conoce como rayos positivos, a propuesta de Thomson en 1907. Cuando el gas era hidrógeno, resultó que la partícula positiva correspondiente era la de menor masa de todos los gases estudiados, unas 1840 veces mayor que la del electrón y de igual carga aunque de signo contrario. A esta partícula se la denominó protón (del griego protos, que significa primero), también propuesto por Thomson (1920). Se supuso, además, que era una partícula subatómica que compensaba en la materia la carga del electrón.

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7.2. DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X Y LA LEY DE MOSELEY El alemán Wilhelm Konrad Röntgen (1845-1923) era profesor de física en la Universidad de Wúrtzburg, donde también investigaba sobre la emisión de luz ultravioleta en los tubos de descarga. Para ello empleaba como detector cristales de una sal de plata, el platinocianuro de bario, BaPt(CN)4, ya que la acción de la luz ultravioleta producía su fluorescencia. Un día, concretamente el 8 de noviembre de 1895, observó que un objeto del laboratorio muy alejado del tubo de descarga emitía una luz. El objeto resultó ser, precisamente, una pantalla de platinocianuro de bario. Lo primero que se planteó es que esa pantalla estaba demasiado lejos como para poder ser afectada por los rayos catódicos del tubo de descarga. Por ello, sospechó que podía tratarse de un nuevo tipo de radiación y comenzó a analizar ese fenómeno. Comprobó que esa nueva radiación se originaba en el vidrio situado al final del tubo de descarga, por el choque contra él del haz de rayos catódicos. Mientras ensayaba el efecto de esas radiaciones sobre distintos materiales que iba colocando entre el tubo y la pantalla, vio claramente sobre ésta la imagen del esqueleto de su mano. Este hecho asombroso y ocurrido de forma fortuita le llevó a pensar en sus posibles aplicaciones en medicina. Se lanzó a investigar en este sentido y encontró que la radiación era absorbida por los materiales que eran densos y espesos; por ejemplo, los metales eran opacos a los rayos, sobre todo el plomo por su elevada densidad. Sin embargo, los traspasaban fácilmente los tejidos blandos del organismo. Fue un trabajo realizado en solitario, intenso y concentrado en un breve periodo de tiempo, ya que el 28 de diciembre del mismo año (1895) presentó un informe ante la Sociedad Físico-Médica de Würzburg, que incluía entre otras varias radiografías la de su propia esposa (figura 7.2). Asimismo, hizo extensivo su asombroso descubrimiento y sus aplicaciones médicas a físicos de otros países y pronto tuvo una enorme difusión. Esto dio lugar a una verdadera revolución en el ámbito de la medicina, lo que hizo a Röntgen merecedor del Premio Nobel de Física de 1901. Sin embargo, no se pensó en los daños que esos rayos podrían provocar al organismo. Hubo de pasar algún tiempo para que se diera la voz de alarma del peligro de la exposición prolongada a esas radiaciones. Pero ya se habían cobrado las primeras víctimas, incluso con muertes debidas a sus efectos nocivos.

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Figura 7.2. Wilhelm Konrad Röntgen, descubridor de los Rayos X, y la mano de su esposa, Bertha Röntgen, una de las primeras radiografías.

Se fue mejorando la técnica de producción de esos rayos. En el experimento de Röntgen se producían por el choque de los rayos catódicos contra el vidrio del tubo de descarga. Para perfeccionarlo, se comenzó a emplear un cátodo parabólico para concentrar los rayos catódicos en un punto del material contra el que debían chocar, el cual se colocaba frente al cátodo, por lo que se le llamó anticátodo. Sin embargo, en lo relativo a la naturaleza de esos rayos, Röntgen no pudo demostrarla, ya que no respondían ni a las pruebas para comprobar si se trataba de partículas cargadas ni tampoco a las de ondas. Por ello, denominó a estas misteriosas radiaciones Rayos X, nombre con las que son designadas normalmente, aunque también se conocen como Rayos Röntgen. Y continuaron siendo un enigma a pesar de los estudios llevados a cabo por numerosos investigadores. Así hasta 1912, cuando el físico alemán Max von Laue (1879-1950), profesor en la Universidad de Zurich, demostró que se trataban de radiaciones electromagnéticas, como las de la luz, pero de longitud de onda mucho menor. Esto ya se sospechaba, pero no se habían logrado preparar redes de difracción lo suficientemente pequeñas para

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poder probarlo. La gran idea de Laue fue pensar que la Naturaleza misma sería la que daría la solución. Los cristales naturales podían constituir redes de difracción apropiadas, ya que las distancias entre los planos de la red cristalina eran de un orden de magnitud sumamente pequeño que podía resultar adecuado para producir la difracción de los rayos X. Y, efectivamente, así fue, por lo cual Laue recibió el Premio Nobel de Física en 1914. De esta forma, se obtuvieron diagramas de difracción y también espectros de rayos X de las sustancias, los cuales proporcionaron una doble información: por una parte, sobre las longitudes de onda de los rayos X y, por otra, sobre la estructura de los cristales. De esta manera, se comprobó que los rayos X son radiaciones electromagnéticas de longitud de onda muy pequeña. Efectivamente, mientras que las radiaciones luminosas tienen una longitud de onda entre 7.10–5 y 4.10–5 cm, las de los rayos X son del orden de 10–8 cm.

7.2.1. Moseley y sus trabajos con rayos X En la época de los trabajos de Laue con rayos X, un joven investigador acude a Manchester para trabajar con el prestigioso científico Ernest Rutherford (1871-1937) en un proyecto sobre radiactividad. Se trataba de Henry Gwyn-Jeffreys Moseley (1887-1915), cuya aportación a la consolidación del sistema periódico fue fundamental. En aquellos momentos se sabía que colocando en los tubos productores de rayos X una lámina metálica como anticátodo, cada metal proporcionaba un espectro diferente. En ese tipo de espectros aparecían unas líneas que determinaban el espectro característico de cada sustancia. Por otra parte, resultaban bastante sencillos, ya que estaban constituidos por pocas rayas agrupadas en series (siendo las K, L y M las más interesantes). Moseley comenzó a investigar en esa dirección, ideando un aparato en que se podían colocar láminas de muchos metales que iban rotando, lo que proporcionaba de forma rápida el espectro de rayos X de cada uno de ellos. En su primer experimento, Moseley trabajó con catorce elementos, nueve de los cuales estaban situados uno detrás de otro en la tabla periódica (del

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titanio al zinc, ambos incluidos), y después estudió treinta elementos más. Es decir, un total de cuarenta y dos, no pasando en sus experimentos más allá del oro. Observó que esos espectros eran muy parecidos en todos los metales que iba analizando, con lo que resultaban muy difíciles de interpretar. Los grupos de líneas conservaban su posición recíproca y su intensidad relativa de unos a otros, pero se dio cuenta de que de que al pasar de un elemento al siguiente de la clasificación periódica, las líneas se iban desplazando de manera uniforme hacia la región de ondas más cortas. No presentaban, pues, el carácter periódico que mostraban otras propiedades de los elementos. Fijándose en una misma línea del espectro de la serie K, representó gráficamente la raíz cuadrada de la frecuencia de esa línea (ν) frente a un parámetro relacionado con el número de orden del elemento en la tabla periódica (Z). Y resultó prácticamente una recta; es decir, que la raíz cuadrada de la frecuencia y ese número Z eran directamente proporcionales. Esto puede representarse matemáticamente según la expresión: – √ν = a(Z – b) – En ella, √ν es la raíz cuadrada de la frecuencia de la línea que se considere, a y b dos constantes características de esa línea y Z, el número de orden del elemento en la tabla periódica. Esta ecuación de tipo empírico es lo que se conoce como ley de Moseley. Moseley repitió este procedimiento para otras rayas del espectro de rayos X y obtuvo en todos los casos líneas casi rectas (Figura 7.3). Esto demostraba que el orden de posición de los elementos en la tabla periódica no era algo fortuito, sino que obedecía a algo más íntimo de la propia estructura del átomo. A este número de orden se le llamó número atómico (recuérdese el número de orden propuesto en las tablas de Newlands, en el Tema 5). Estos trabajos también demostraron que los números atómicos de elementos sucesivos en la tabla periódica iban aumentando de uno en uno, lo cual permitió reconocer el número de huecos que aún quedaban por llenar y su posición. Moseley había discutido con Niels Bohr (1885-1962), durante la visita de éste al laboratorio de Rutherford en Manchester (entre 1912 y1913), acerca de los problemas de la colocación de ciertos elementos en la tabla periódica.

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Figura 7.3. Espectros de rayos X de Moseley.

Los experimentos de Moseley fueron capaces de determinar científicamente la razón por la que el cobalto y el níquel están situados así en la Tabla Periódica, ya que poseían los números atómicos 27 y 28. Con sus resultados, ahora podían interpretarse muchos de esos problemas, como era esa inversión cobalto-níquel, y sobre todo la del telurio-yodo, demostrando que eran correctas; o el hueco entre el cloro y el potasio, donde estaría el argon, o los espacios vacíos entre molibdeno y rutenio o entre tungsteno y osmio. Moseley mostró que los números atómicos son una secuencia no-arbitraria y que está sustentada sobre una base científica, obedeciendo a algo intrínseco de la naturaleza interna de los átomos.

Asimismo, el problema de la ubicación de los elementos de las tierras raras, causado por su enorme parecido —y que tantos problemas dieron a Mendeleiev— quedó resuelto, al poderse identificar rápida y fácilmente su

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Figura 7.4. Moseley en su laboratorio de Manchester.

número atómico mediante el procedimiento de análisis espectral de Moseley. Por otra parte, de la misma forma se demostró que algunos «nuevos» elementos propuestos, como el coronio de Mendeleiev (ver Tema 6), realmente no lo eran. Además, pudo demostrar científicamente la existencia de huecos en el sistema periódico. Incluso, predijo la existencia de un elemento no descubierto aún, en un lugar entre los espacios del aluminio y del oro. Moseley llegó a la convicción de que esa magnitud representada por el número atómico tenía que ser la carga positiva del núcleo de los átomos (el núcleo atómico se tratará seguidamente, en la sección 6.4). Sin embargo, tanto esta idea como la de número atómico en cuanto a criterio de ordenación de los elementos, fueron recogidas por Moseley de las expuestas anteriormente por Anton van der Broek en varios artículos.

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Sin embargo, no pudo predecir la cantidad total de elementos que existen, ni tampoco demostrar que el uranio es, realmente, el elemento número 92, ya que en su estudio no pasó más allá del oro. Con gran seguridad lo hubiera podido hacer si su prematura muerte no lo hubiera impedido. Este joven, con un futuro que auguraba una brillantísima carrera científica, perdió la vida cuando tenía tan sólo veintisiete años. Poco después de su muerte, en 1920, el físico también británico James Chadwick (1891-1974), que descubriría posteriormente el neutrón, revisó los resultados de Moseley. Midió las cargas de los núcleos mediante experimentos con rayos alfa, en aparatos sumamente sofisticados para la época. Y resultó que, tal y como había afirmado Moseley, el número atómico era igual al número de cargas positivas del núcleo atómico, quedando así plenamente confirmados sus trabajos. Henry Moseley tuvo una vida muy corta, pero sumamente fructífera desde el punto de vista científico. Por lo que para la evolución de la ciencia significó su importantísima contribución, bien merece que le dediquemos un apartado.

Algo más sobre... Moseley nació en el sur de Inglaterra, en 1887. Estudió en el Eton College y en 1906 ingresó en el Trinity College de la Universidad de Oxford. Después, para obtener su graduación, en 1910 fue a la Universidad de Manchester a trabajar con Ernest Rutherford. Durante este primer año en Manchester tuvo una carga lectiva completa, pero después empezó a disponer de más tiempo para dedicarse a la investigación. En el año 1914, al estallar la Primera Guerra Mundial, fue llamado a filas y se alistó en la división de Royal Engineers. Fue destinado a Gallípoli, donde tuvo lugar la célebre batalla de ese nombre (1915) y allí murió a manos de un francotirador, al ser disparado en la cabeza cuando estaba telegrafiando una orden. Como científico tenía ante sí un futuro sumamente prometedor, que se vio truncado por esta muerte trágica y absurda. A pesar de sus grandes méritos no se le concedió el Premio Nobel, puesto que este premio sólo se otorga en vida. Muy probablemente la muerte de Moseley haya sido la razón de que el gobierno británico prohíba el alistamiento en época de guerra de científicos sobresalientes.

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7.3. DESCUBRIMIENTO DE LA RADIACTIVIDAD El descubrimiento de los rayos X tuvo, como hemos comentado, una amplia y rápida difusión, gracias sobre todo al propio esfuerzo personal de Röntgen. Es así como recibió la información sobre este fenómeno el prestigioso matemático y filósofo de la ciencia francés Henri Poincaré (18541912), quien pensó que podría haber una relación entre los rayos X y el fenómeno de la luminiscencia. Hizo una presentación de todo ello en la Academia de Ciencias de París, el 20 enero de 1896, y entre los asistentes estaba presente el físico Antoine Henri Becquerel (1854-1912), profesor en el Museo de Historia Natural. Quedó tan impresionado por esa sesión que decidió llevar a cabo un ensayo a fin de comprobar la idea lanzada por Poincaré, en el sentido de determinar si un cuerpo fosforescente era capaz de emitir rayos X. Un mes después comienza su experimento con unos materiales fluorescentes y fosforescentes que anteriormente había preparado en su laboratorio de la Sorbona. Prepara unos cristales transparentes de esos materiales y los coloca sobre una placa fotográfica, envuelta entre dos finas hojas de papel negro, y deja todo expuesto a la luz del sol durante varias horas. Los resultados fueron negativos, excepto con una sal de uranio, que había velado la placa cubierta por el papel, lo cual era indicio de que de la muestra emanaba una fuerte radiación. Por suerte para la historia de la ciencia ocurrió que los días siguientes estaban muy nublados, por lo que Becquerel interrumpió su experimento y dejó todo el montaje de placas y minerales guardado en un cajón y, por tanto, a oscuras. Pero cual no fue su asombro, cuando a los pocos días revela la placa y observa que en esos días la fosforescencia no había desminuido, como era de esperar, sino que era más intensa. De ahí concluye que la luz solar no había sido necesaria para que esa sustancia emitiese una radiación. Después comprobó experimentalmente que la radiación no tenía que ver con la fosforescencia, sino que dependía del material mismo, el uranio en este caso. Beckerel observó que esas radiaciones tenían un poder de penetración análogo al de los rayos X, que afectaban las placas fotográficas y que ionizaban el aire. Asimismo comprobó que la intensidad de la radiación estaba relacionada con la cantidad de uranio de la muestra. Es interesante incidir en que tanto el descubrimiento de la radiactividad como el de los rayos X fueron debidos, en un principio, a hechos fortuitos.

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Pese a este asombroso descubrimiento, Becquerel abandonó esta línea por el momento y la dejó a una nueva doctoranda como proyecto de tesis. Se trataba de la polaca Marja Sklodowska (1867-1934), que después llegaría a la fama con el nombre de Marie Curie por su matrimonio con el físico Pierre Curie (1859-1906). Marie había llegado a París hacía algunos años, concretamente en 1891, con el fin de realizar el doctorado en matemáticas y física, y es en esa época cuando conoce a Pierre, casándose en 1895. Tiene que elegir el tema de su tesis doctoral y Pierre la anima a retomar el estudio de los «rayos de Becquerel». Marie efectivamente se interesa por estos trabajos y, con la ayuda de su esposo, decide investigar la naturaleza de las radiaciones que producían las sales de uranio (Figura 7.5). Empieza así a indagar si esos rayos podían ser producidos por otros elementos que no fueran el uranio. Va ensayando con gran cantidad de sales y minerales de diferentes elementos y en el caso del torio (que se encuentra dos posiciones por delante del uranio) comprueba que también se produce esa radiación. Es Marie quien da el nombre de radiactividad a esta nueva propiedad de la materia. Sigue probando, con resultados negativos, pero cuando llega a la pechblenda, mineral constituido por un 80 por ciento del óxido de uranio UO2, observa que su poder ionizante es varias veces mayor que el que correspondería al mismo peso de uranio puro. Lo achaca a un nuevo elemento que podría encontrarse también en el mineral. Mediante procesos de separación clásicos de química analítica, ella y su marido confirman esa idea, llegando a la conclusión de la presencia de un nuevo elemento con una elevada radiactividad (400 veces la del uranio), al que llamó polonio en recuerdo de su país de origen (y correspondía al ekatelurio de Mendeleiev). Pero aún les aguardaba una nueva sorpresa, ya que en un precipitado de sus extracciones encuentran una actividad mucho mayor aún, unas 900 veces superior a la del uranio. Se trataba, pues, de un segundo nuevo elemento, al que por su elevada radiactividad denominaron radio. Por otra parte, Marie Curie constató que la radiactividad dependía únicamente de los átomos de esos metales pesados (como uranio, torio, radio o polonio) y no de los compuestos de los que formaban parte. Becquerel y el matrimonio Curie recibieron juntos el Premio Nobel de Física en 1903 «en reconocimiento de los extraordinarios servicios rendidos en sus investigaciones conjuntas sobre los fenómenos de radiación descubiertos por Henri Becquerel». Fue la primera mujer que obtuvo tal galardón, pero Marie recibió un segundo Premio Nobel, de Química en este caso, en

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Figura 7.5. Los Curie trabajando en su laboratorio.

1911 «en reconocimiento de sus servicios en el avance de la Química por el descubrimiento de los elementos radio y polonio, el aislamiento del radio y el estudio de la naturaleza y compuestos de este elemento». Algo más sobre... Marie Curie, o Marja Sklodowska, nace en Varsovia en 1867, en una familia de tradición en cuanto a formación en ciencias, ya que tanto su padre como su abuelo fueron profesores de física y matemáticas. Se formó en su país natal y en 1891 marchó a París para ampliar estudios en la Sorbona. Allí se inscribe en la Facultad de Ciencias Matemáticas y Naturales y, en tan solo dos años, se licencia en Física y un año más tarde en Matemáticas. Después, al cabo de diez años, consigue doctorarse en ciencias. En 1894 conoció al físico francés Pierre Curie. Pierre que era licenciado por la Sorbona, en la que también se doctoró en 1895, había sido nombrado profesor de esta institución en el año 1900. También estaba dedicado con entusiasmo a la investigación científica y, antes de iniciar su colaboración con Marie, había trabajado en el campo de la cristalografía, descubriendo en colaboración con su hermano Paul Jacques (1855-1941) la piezoelectricidad (1880).

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En tan sólo un año se casan, aunque tenían muy pocos medios económicos. Ella tiene 26 años y Pierre 35. Marie es animada por Pierre para que haga su tesis doctoral sobre los «rayos de Becquerel». Se dedica a ello con todo su entusiasmo y tesón, tarea en la que también colabora su marido. En 1903 Marie publicó su tesis doctoral, titulada Investigaciones sobre las sustancias radiactivas. El éxito, por otra parte muy merecido, les sonríe, coronado con su Premio Nobel de Física. Tanto Pierre como Marie prestan generosamente todas sus investigaciones sin querer lucrarse de ellas mediante patentes, dejándolas abiertas a toda la comunidad científica. Su matrimonio duraría tan sólo once años, hasta la trágica muerte de Pierre, atropellado por un carruaje. Marie decidió continuar con sus trabajos y ocupó la cátedra de su marido. En 1934, después de quedarse ciega, murió en Francia por anemia aplásica, probablemente consecuencia de las radiaciones a la que estuvo expuesta en sus trabajos. Fue la primera mujer en dar clases en la Universidad de la Sorbona en los 650 años transcurridos desde su fundación. También fue la primera persona en su tiempo a la que se le concedieron dos Premios Nobel en dos campos diferentes, Física y Química en este caso. Y la segunda mujer que había conseguido doctorarse.

En el Tema 11 retomaremos el estudio de la radiactividad y de los acontecimientos que la rodearon, insistiendo en el descubrimiento y aislamiento de nuevos elementos. Pero ahora nos centraremos en otros hechos en relación con el estudio de los fenómenos radiactivos: el reconocimiento de isótopos, del núcleo atómico y del neutrón.

7.4. RUTHERFORD Y EL CONCEPTO DE NÚCLEO ATÓMICO Fueron numerosos los científicos que se iban incorporando a esta nueva rama de la ciencia. Entre ellos destacó Ernest Rutherford prestigioso físico y químico británico nacido en Nueva Zelanda. Por sus méritos, obtuvo el Premio Nobel de Química en 1908, concretamente por su investigación sobre la desintegración del átomo y su contribución a la química de las sustancias radiactivas. También se le concedió el título nobiliario de barón, por lo que

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también se le conoce como de «lord Rutherford». Es considerado fundador de la física y la química nucleares. En 1893, tras licenciarse en Christchurch (Nueva Zelanda), Rutherford se trasladó a al Reino Unido para trabajar como ayudante de Thomson en la Universidad de Cambridge (1895). En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal (Canadá) y en 1907 regresa al Reino Unido (1907) donde se incorpora a la docencia en la Universidad de Manchester (Figura 7.6). En 1919 sucedió a su antiguo maestro, Thomson, como director del prestigioso Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge. Con él se formaron científicos que llegaron a tener una enorme importancia en el desarrollo de la ciencia, como Bohr, Soddy, Hahn, Geiger, Fajans, Oppenheimer o el propio Moseley. Uno de los trabajos más importantes de Rutherford lo constituye el estudio sobre las emisiones radiactivas descubiertas por Becquerel. En 1899 Rutherford encontró que en esas emisiones había dos tipos de radiaciones, que fueron llamadas alfa (α) y beta (β). Después, se descubrió un tercer tipo de radiación, a la que se dio el nombre de gamma (γ). Becquerel demostró que la radiación beta consistía realmente en electrones muy rápidos. Las radiaciones alfa, por el contrario, eran de carga positiva (doble de la del protón) y de masa muchísimo mayor a la del electrón y unas cuatro veces la del protón. Por esta razón, en un principio Rutherford pensó que las partículas alfa estaban compuestas por cuatro protones más dos electrones. Pero bas-

Figura 7.6. Rutherford en su laboratorio de la Universidad de Manchester.

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tantes años después, cuando se tuvo seguridad de que existía el neutrón (1932), se sugirió que esas partículas estarían constituidas por dos protones más dos neutrones, siendo por tanto iones de helio (He2+). Las radiaciones alfa y beta son, por tanto, partículas. Si embargo, las radiaciones gamma, de un enorme poder de penetración, resultaron ser similares a los rayos X, pero de longitud de onda aún mucho menor. Rutherford y su discípulo Frederick Soddy (1877-1956), trabajando conjuntamente, llegaron a la conclusión de que los elementos radiactivos están constituidos por átomos inestables y que espontáneamente emiten esas radiaciones alfa, beta o gamma, convirtiéndose en otros elementos. Este hallazgo tuvo una extraordinaria importancia, como se verá más adelante en el Tema 11. Pero aparte de estos y otros trabajos, la figura de Rutherford siempre será recordada por su importantísima contribución al conocimiento de la estructura del átomo. 7.4.1. El núcleo de los átomos Rutherford había realizado una serie de experimentos en los que pretendía estudiar las posibles desviaciones de las radiaciones alfa al bombardear con ellas finas láminas metálicas, concretamente láminas de oro. Resultó que la mayoría de esas partículas —que, como hemos visto, son de naturaleza eléctrica positiva— atravesaba la lámina de oro sin sufrir desviación alguna; otras partículas salían rebotadas, es decir, sufrían un choque elástico, y otras, pocas pero en un número lo suficientemente significativo como para tenerlas en cuenta, sufrían una desviación considerable. Por tanto, esto último era una evidencia de que en el átomo existirían campos muy fuertes de electricidad positiva que provocarían fuertes repulsiones cuando esas partículas positivas incidiesen sobre ellos, con lo que serían desviadas de su trayectoria. En 1911 Rutherford llegó así a la conclusión de que la mayor parte del átomo estaba hueco y de que existiría en él un centro de electricidad positiva que ocuparía una porción de espacio muy reducido. A esa parte del átomo la denominó núcleo atómico, que tendría una gran densidad, ya que de lo contrario sería arrastrado por la corriente de partículas alfa, y sería en él donde se situarían los protones.

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7.5. DESCUBRIMIENTO DE LOS ISÓTOPOS Ya en 1886 Crookes había propuesto que aunque la mayoría de átomos de calcio tuvieran un peso de 40, podía haber algunos —aunque pocos— de pesos atómicos, 39 ó 41. Esto no era más que una conjetura, pero después fueron apareciendo ciertas evidencias, sobre todo en procesos radiactivos. En efecto, en estos procesos se había constatado que, algunas veces, la masa atómica de los elementos no coincidía con la tabulada. Por ejemplo, el plomo que provenía de depósitos radiactivos tenía masa atómica diferente al valor estándar (207.2), siendo 206,4 ó 208,4, según el mineral radiactivo de partida. Asimismo, se había observado que muchos elementos radiactivos eran sumamente similares unos a otros y que, además, era imposible separarlos de sus mezclas. En definitiva, que algunas especies químicas podían ocupar un mismo espacio en la tabla periódica. Se empieza así a dudar del axioma daltoniano de que los átomos de cada elemento eran iguales entre sí. Y aunque varios investigadores ya habían constatado estos hechos, fue Soddy el que en 1913 formula esta idea de forma clara y contundente. Soddy era un químico británico que comenzó su prestigiosa carrera como colaborador de Rutherford en la Universidad de McGill, de Montreal, en 1900, y realizó con él importantes trabajos. Además, a él se debe también el término de isótopo, del griego iso (mismo, igual) y topos (lugar), que desde entonces se empleó, en principio, para designar elementos radiactivos que ocupaban el mismo lugar en la tabla periódica. Por su contribución al estudio de la química de las sustancias radiactivas y sus investigaciones sobre los isótopos se le otorgó el Premio Nobel de Química de 1921. Pronto se observó que este fenómeno era mucho más general y que no se reducía a los procesos radiactivos.

7.5.1. Isótopos estables A principios del siglo XX, Thomson seguía sus investigaciones en tubos de descarga sobre la determinación de las relaciones e/m de los rayos positivos de distintos elementos. Observó que en algunos casos aparecían líneas que sugerían la presencia de gases ionizados. Al estudiar el neon, extraña-

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mente aparecieron dos señales que correspondían a una masa atómica de 20 y de 22, respectivamente, mientras que la masa atómica calculada por Ramsay era de 20,2. No se pudo dar una explicación satisfactoria, por lo que el asistente de Thomson, Francis William Aston (1877-1945) decidió emprender la tarea de tratar de separar esas especies químicas de masas atómicas diferentes y tan próximas. Ya se conocía la existencia de isótopos en elementos radiactivos, pero no se había conseguido separarlos. Aston, tras un delicado y complicado trabajo, logró construir un sofisticado aparato con mucha mayor resolución que el de Thomson. Se trata del espectrógrafo de masas. Mediante este aparato, en el caso del neon Aston obtuvo dos líneas, que señalaban masas de 20 y 22, mostrando además que el neon era una mezcla de dos isótopos (90% de masa 20 y 10% de masa 22). Se fueron hallando así isotopos de muchos otros elementos, y en 1931 se logró aislar un isótopo del hidrógeno, el deuterio. El concepto de isótopo no era exclusivo, pues, de los elementos radiactivos. Además, dado que las masas atómicas de los isótopos eran números enteros, se volvió a considerar la hipótesis de Prout (aunque posteriormente, al ir empleando aparatos más precisos, se comprobó que no eran exactamente números enteros).

7.5.2. El neutrón Por diversas evidencias se había intuido la existencia de una partícula atómica que sería de una masa considerable y sin carga eléctrica. Tales eran el hecho de que las masas de los átomos fueran mayores de lo que cabía esperar según su número de protones o que en el núcleo propuesto por Rutherford habría tales repulsiones entre los protones (todos partículas de carga positiva) que lo harían inestable. Sin embargo, esta partícula no pudo ponerse de manifiesto experimentalmente hasta mucho después que las otras partículas, debido precisamente a que por su carácter neutro resultaba muy difícil de detectar. Por ello, se le dio el nombre de neutrón. Su descubrimiento tuvo lugar en 1932, gracias al físico británico James Chadwick (1891-1974) que lo detectó en experiencias radiactivas (concretamente, al bombardear átomos de berilio con partículas alfa). Efectiva-

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mente, no tenía carga eléctrica y su masa era muy próxima a la del protón. Por tal descubrimiento se le concedió el Premio Nobel de Física de 1935.

CONCLUSIÓN El átomo no era indivisible, como Dalton había pensado. Las evidencias experimentales habían demostrado la existencia de partículas subatómicas: electrón, protón, neutrón… Pero la lista no terminaba aquí. Con el tiempo, se fueron descubriendo nuevas partículas, unas con carga eléctrica positiva, otras con carga negativa, otras neutras, y también de masas diferentes y de vida media sumamente pequeña, inferior en general a 10–10 segundos. No obstante, para explicar la estructura del átomo a través de modelos atómicos, las tres primeras eran suficientes, por lo que se les llamó partículas fundamentales.

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TEMA 8

MODELOS ATÓMICOS

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 8.1. ESPECTROS ATÓMICOS 8.2. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 8.2.1. Modelo atómico de Rutherford 8.3. MODELO ATÓMICO DE BOHR 8.3.1. Postulados de Bohr 8.3.2. Limitaciones del modelo de Bohr 8.4. MODELO MECANOCUÁNTICO DEL ÁTOMO 8.4.1. Significado de orbital 8.4.2. Números cuánticos: valor y significado 8.5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y UBICACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO 8.5.1. Configuración electrónica de los átomos 8.5.2. Periodos y grupos — Elementos de los grupos principales — Elementos de transición — Elementos de transición interna 8.5.3. Propiedades periódicas CONCLUSIONES

OBJETIVOS Conocer los modelos atómicos más significativos y la explicación de la ley periódica a través de las configuraciones electrónicas de los átomos

INTRODUCCIÓN Los átomos que para Dalton eran indivisibles e iguales dentro del mismo elemento, dejan de tener estas propiedades. Así lo demuestran aquellos estudios experimentales que comienzan a analizar la materia por dentro y que, por otra parte, proliferan a lo largo del siglo XIX. Se supo de esta manera que existen partículas subatómicas, y se conocieron sus tipos y sus características. Pero, ¿cómo se sitúan dentro del átomo, de tal manera que con su disposición puedan justificarse las propiedades de éste? Los científicos para ello recurrieron a lo que en ciencia se llama un modelo: éste es una construcción mental, como una maqueta imaginaria que el científico propone y que está «diseñada» de tal manera que, cumpliendo determinadas condiciones, pueda deducirse de esa construcción una serie de características y propiedades de la materia que coincidan con las que se determinan experimentalmente. No obstante, antes de seguir adelante nos detendremos en una nueva técnica que se desarrolló sobremanera desde mediados del siglo XIX, la Espectroscopía, la cual contribuyó a dilucidar la estructura interna de los átomos. 8.1. ESPECTROS ATÓMICOS En términos muy simples, podría decirse que un espectro consiste en una serie de colores —violeta, azul, verde, amarillo, anaranjado y rojo— que se producen al dividir luz blanca en sus colores constituyentes (aunque en la actualidad espectro tenga un sentido más amplio). Por ejemplo, el arco iris es un espectro natural producido por fenómenos meteorológicos. Este fenómeno intrigó a los pensadores desde hace mucho tiempo: al latino Séneca, a árabes y cristianos medievales o a científicos del Renacimiento, como Kepler y Descartes. No obstante, fue Newton el primero en obtener un espectro de la luz solar cuando estudiaba la naturaleza de la luz en 1677. Hizo pasar un haz de

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rayos luminosos a través de un pequeño orificio y después colocó un prisma en la trayectoria de la luz y comprobó que, al salir del prisma, la luz se había desdoblado en una serie de bandas de distintos colores (los colores que aparecen en el arco iris), una seguida de la otra. Éste es el espectro continuo de la luz blanca, ya que a esa imagen se la llamó espectro (de la palabra latina sprectrum, que precisamente significa imagen). A partir de ese momento son muchos los ensayos que se fueron haciendo para analizar los espectros de la luz bajo distintas condiciones, siendo su uso muy extendido entre los astrónomos a fin de observar la luz proveniente del sol y otros cuerpos celestes. Pero lo que más interesa en estos momentos es el papel de los químicos y los físicos en el desarrollo de esta ciencia. Así, hacia 1758 el químico alemán Andreas Marggraf (1709-1782) se dio cuenta de que las sales de sodio, al arder en la llama de un mechero de alcohol, daban a aquélla un color amarillo, mientras que con sales de potasio la llama era de color violeta. Después, se observó que con cloruro de estroncio la llama era roja. Y así se fue comprobando con muchas diferentes sustancias, con lo que se abrió una nueva técnica llamada de espectroscopía a la llama, fundada realmente por el escocés Thomas Melvill (1726-1753), que fue el primero en darse cuenta de este fenómeno en 1752, cuando quemaba sal marina. Y también fue escocés Henry Fox Talbot (1800-1877), considerado como uno de los inventores de la fotografía. En 1834 hizo pasar a través de un prisma la llama producida al arder diferentes sales y comprobó que los espectros eran diferentes de un caso a otro, ya que aparecían en ellos unas líneas brillantes características de la sal empleada. Lo mismo pasaba con la luz emitida por las sustancias al ser sometidas a altos voltajes. En definitiva, resultó que cada elemento tenía su propio espectro, de lo que pronto se dedujo el enorme potencial de esta técnica con fines analíticos. Como suele decirse, el espectro era como la huella dactilar de los elementos. Solamente era necesario calentar una sustancia en determinadas condiciones y analizar la luz que emitiera. Nace así la espectroscopía, que se ocupa del estudio de la interacción de las radiaciones electromagnéticas con la materia. Pero había que mejorar las técnicas. Por una parte, acondicionar el aparato donde recoger el espectro y, por otra, conseguir un medio de calentar la muestra con la que se alcanzara más calor y que, además, fuera más regulable que un mechero de alcohol. Este segundo aspecto fue superado por el

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MODELOS ATÓMICOS

químico alemán Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899) que inventó un mechero de gas que tenía dos ventajas: su llama no tenía un color que pudiera interferir con la luz a analizar y, además, como se mezclaba el gas con el aire antes de la combustión, la calefacción era mucho mejor. Se llama en su honor «mechero Bunsen», muy utilizado en los laboratorios de química hasta hace poco tiempo. En cuanto al primer aspecto técnico, en este caso fue fruto de una colaboración entre Bunsen y otro alemán, el físico Gustav Robert Kirchoff (1824-1887), cuando coincidieron trabajando en la Universidad de Heidelberg, en 1854. Construyen un espectroscopio, un aparato muy sencillo con el que fácilmente se podía analizar la luz, haciéndola pasar a través de un estrecho orificio y luego por un prisma. Y como fuente luminosa utilizaban el famoso mechero de Bunsen (Figura 8.1). Al analizar esa luz en el espectroscopio se obtenía lo que se llama espectro de esa sustancia, en este caso espectro de emisión, constituido por una serie de rayas brillantes. Pero cuando se hacía pasar luz blanca a través de una sustancia y se analizaba después la luz, aparecía en el espectro de esta última una serie de rayas oscuras, cuya posición era la misma que la de las rayas brillantes del espectro de emisión de la sustancia en cuestión, Éste era el espectro de absorción (Figura 8.2). En ambos tipos de espectros la posición de las rayas —dada por lo que se llama frecuencia, ν, o por la longitud de onda, λ— es característica de dicha sustancia.

Figura 8.1. Espectroscopio de Bunsen y de Kirchoff (en primer plano aparece el mechero de Bunsen).

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1. Espectro Continuo

2. Espectro de Absorción

3. Espectro de Emisión

Figura 8.2. Espectro continuo, de absorción y de emisión.

Numerosos científicos se lanzaron al estudio de los espectros de emisión. Uno de ellos fue el físico y matemático suizo Johann Jakob Balmer (18251898), que analizó en 1885 una serie de líneas del espectro del átomo de hidrógeno. Halló una expresión matemática con la que se obtenía la longitud de onda (o la frecuencia) de cada línea de esa serie, que resultaba ser función de un número entero n: variando n, se obtenía la longitud de onda de todas esas líneas. Después, este trabajo fue retomado por el matemático Johannes Robert Rydberg (1854-1919) que modificó esa expresión, haciéndola extensiva a las otras series del espectro del hidrógeno, y calculó el valor de la constante que aparece en ella, llamada constante de Rydberg. En definitiva, las distintas frecuencias correspondientes a las rayas que aparecían en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno tenían unos valores determinados, que se ajustaban a esa fórmula empírica sin más que sustituir dos parámetros que figuran en ella por números enteros pequeños. Pero, ¿a qué se debía la aparición de estas rayas y su frecuencia característica? El hecho de que cada elemento tuviera un espectro característico hizo pensar que las frecuencias de las radiaciones emitidas (o absorbidas) estarían en directa conexión con la estructura de sus átomos Esto es lo que trató de explicar el científico danés Niels Bohr con su modelo atómico.

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MODELOS ATÓMICOS

8.2. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS Uno de los primeros intentos en crear un modelo de estructura atómica fue el del físico alemán Philip E. Lenard (1862-1947), en 1903. A través de sus estudios experimentales con rayos catódicos intuyó que el átomo estaba muy «vacío», por lo que lo imaginó como un caparazón hueco en cuyo interior existiría lo que él llamó dinamidas, una carga positiva conectada a otra negativa. Habría tantas como fuera el valor del número atómico, y todas estarían muy juntas en el centro del átomo. Después, el físico japonés Hantaro Nagaoka (1865-1950) propuso un átomo constituido por una esfera de carga positiva rodeada de un halo de electrones, modelo que por su semejanza con el planeta Saturno se llamó átomo saturniano. Thomson propuso en 1904 un modelo muy simple del átomo y bastante rudimentario. Consistiría en una esfera de materia, sólida, de electricidad positiva, en cuyo interior estarían embebidos unos gránulos de carga negativa, los electrones. Empleando el símil tan conocido de pudding de ciruelas, no es difícil de visualizar mentalmente. Sin embargo, a pesar de que estos modelos explicaban algunas características de los átomos, como son la pérdida de electrones o algunas líneas espectrales, no tuvieron mucha acogida, a diferencia del siguiente, algo más sofisticado y que al menos promovió entre los científicos cierta polémica.

8.2.1. Modelo atómico de Rutherdord Partiendo de la idea del núcleo atómico a la que le habían llevado sus experimentos de bombardeo de láminas metálicas con partículas alfa (1911), Rutherford va a proponer un nuevo modelo para el átomo. En el núcleo es donde estaría concentrada la carga positiva y la mayor parte de masa del átomo (contendría los protones). Los electrones, que existirían en igual número que el de protones para que el conjunto fuera neutro, estarían girando alrededor del núcleo como en un pequeño sistema solar, a grandes distancias, ya que la evidencia experimental había demostrado que el átomo resultaba casi vacío. Por otra parte, intuyó —como ya se ha indicado en el Tema 6— que en el núcleo habría otras partículas que serían neutras y de

173


masa muy parecida a la del protón; es decir, lo que luego resultó ser el neutrón. Los trabajos de Moseley sobre el número atómico reforzaron este modelo: el número atómico sería el número de cargas positivas del núcleo, a su vez igual al de electrones girando a su alrededor. Protones y neutrones serían los responsables principales de la masa atómica, ya que la masa del electrón es muchísimo menor. Este modelo, sin embargo, resultó inaceptable, porque una partícula eléctrica en movimiento, como era el caso del electrón, irradia energía, con lo que terminaría precipitándose sobre el núcleo en un rapidísimo movimiento en espiral. Según la Física clásica, este modelo era, pues, imposible. Y hubo de buscarse un nuevo modelo para el átomo.

8.3. MODELO ATÓMICO DE BOHR Niels Bohr (1885-1962) es quién propone un nuevo modelo, basándose para ello en el modelo de Rutherford. Y, justamente, nada más leer su tesis doctoral el joven Bohr (Figura 8.3) va a Gran Bretaña y se dirige a la Universidad de Manchester para estudiar y trabajar con Rutherford (hay que

Figura 8.3. El físico danés Niels Bohr.

174

MODELOS ATÓMICOS

recordar sus conversaciones con Moseley en ese periodo, ver Tema 6). Parte de la idea del minúsculo sistema planetario de electrones, pero aplicándole los principios de la teoría cuántica y apoyándose, asimismo, en los datos aportados por los estudios experimentales sobre espectros atómicos. Por ello, antes de adentrarnos en este modelo revisaremos algunos aspectos teóricos.

8.3.1. Teoría cuántica de Planck y efecto fotoeléctrico El físico alemán Max Karl Planck (1858-1947) en 1900, con el fin de explicar la radiación emitida por un cuerpo sólido al calentarlo (radiación del cuerpo negro), propone que cuando una sustancia emite o absorbe energía en forma de radiación electromagnética, no lo hace de forma continua, sino en unas cantidades definidas, múltiplos enteros de la cantidad más pequeña de energía o cuanto elemental: E = hν. E representa la energía de un cuanto de cualquier radiación electromagnética, siendo ν la frecuencia de la radiación y h la constante de Planck, cuyo valor es 6,6 × 10-34 J·s (julios por segundo). Por este trabajo Planck recibió el Premio Nobel de Física de 1918. Por otra parte, Albert Einstein (1879-1955) basándose en esta teoría de los cuantos, en 1905 logra explicar el efecto fotoeléctrico, observado ya mucho antes por otros investigadores. Se había así demostrado que este fenómeno consistí en que al incidir la luz sobre una superficie metálica podía producirse en ésta una emisión de electrones, es decir, una corriente eléctrica (fundamento de las células fotoeléctricas en los sistemas de abrir y cerrar puertas o en el alumbrado de ciudades, entre otros muchos ejemplos). Y la explicación que dio Einstein fue que si la luz era una corriente de corpúsculos o fotones y cada uno de ellos tenía una energía hν , mediante esta energía serían capaces de arrancar electrones al metal. Con esto se demostró que la luz, además de naturaleza ondulatoria, tenía una naturaleza corpuscular.

8.3.2. Postulados de Bohr Para tratar de explicar los espectros atómicos, en 1913 Bohr crea un nuevo modelo atómico para el átomo de hidrógeno: toma como base el modelo atómico de Rutherford y le impone algunas restricciones, aplicán-

175


dole la teoría cuántica de Planck. Pero para ello parte de tres postulados, es decir, de tres propuestas que él hace previamente, que pueden resumirse así: • El electrón sólo podrá girar en ciertas órbitas circulares, de energía y radios determinados, y al moverse en ellas el electrón no radiará energía (órbitas estacionarias). En esas órbitas la energía del electrón será, pues, constante y, así, el sistema ya no será inestable. • No todas las órbitas serán posibles, sólo aquéllas que cumplan ciertos condicionantes. • El electrón sólo emitirá energía cuando estando en una de estas órbitas pasa a otra de menor energía, y absorberá energía cuando pasa a otra de mayor energía. Sus órbitas son circulares y el radio tiene un valor determinando. Con el segundo postulado introduce la cuantización de la energía de las órbitas, ya que la energía de las órbitas permitidas no podrá tener un valor cualquiera. Es en ellas donde se encuentran los electrones, girando alrededor del núcleo. Cuando el electrón gira en la órbita que corresponde a su estado de mínima energía, se dice que éste es el estado fundamental o normal. Si el electrón estando en esta órbita absorbe energía en forma de una radiación de frecuencia ν, pasará a un estado de mayor energía, o estado excitado, saltando a una órbita más externa (ya que cuanto más alejada del núcleo esté una órbita, mayor será su energía). Si saltara de una órbita más externa a otra más próxima al núcleo (es decir, de menor energía), entonces emitiría una energía en forma de radiación de frecuencia ν (Figura 8.4). Las frecuencias, pues, no tienen valores cualesquiera, sino determinados; es decir, están cuantizadas. Mediante un desarrollo matemático bastante sencillo —en el que no vamos a entrar aquí— Bohr obtuvo para el átomo de hidrógeno una ecuación que relacionaba la frecuencia (o lo que es análogo, la energía) correspondiente a esos saltos con dos números enteros. Y esta ecuación coincidía con la obtenida de forma experimental por los espectroscopistas. De esta manera, Bohr con sus ecuaciones obtuvo los valores de las frecuencias de los distintos «saltos» del electrón del átomo de hidrógeno y logró explicar la causa de los espectros atómicos. Además, con estos postulados y su desarrollo matemático obtuvo un valor del radio del átomo de hidrógeno coincidente con el que se había obtenido por métodos experimentales con los datos aportados por los espectros atómicos. De ahí su éxito.

176

MODELOS ATÓMICOS

E1 - E2 = hν emisión de energía

E2 > E1 E1

E2

absorción de energía E2 - E1 = hν Figura 8.4. Saltos electrónicos en el modelo de Bohr.

En el desarrollo matemático de Bohr resulta, en definitiva, que tanto el radio como la energía de la órbita vienen definidos por un número n que da la condición de cuantización. Al irle dando distintos valores (empezando por n=1 y siguiendo por números enteros) se obtienen las diferentes órbitas posibles: cuando n=1, será la órbita de menor radio y energía, y van aumentando a medida que n aumenta. A estas energías posibles se las llama también niveles energéticos y a n, número cuántico principal.

8.3.3. Limitaciones del modelo de Bohr Cuando se avanzó en las técnicas espectroscópicas se observó que las rayas que con los antiguos aparatos aparecían como una sola, se desdoblaban en varias (aunque sus frecuencias eran muy próximas). Este hecho fue interpretado en 1916 por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951), considerando que las órbitas podían ser elípticas y no sólo circulares. Introdujo así un nuevo número, el número cuántico azimutal, l, relacionado con la excentricidad de la elipse, y cuyos valores estarían relacionados con n, de tal manera que para cada valor de n, l puede tomar los valores desde 0, 1, 2, 3...hasta n –1. Resultaba así que cada nivel de energía se desdoblaba en varios muy próximos o subniveles. Posteriormente Pieter Zeemann (18651943) introdujo el número cuántico magnético, m, relacionado con otro nuevo desdoblamiento observado en las líneas espectrales bajo la acción de un

177


campo magnético: para cada valor de l, toma los valores de –l, ...0...+l (números enteros, positivos o negativos, variando de uno en uno). Después, en 1925, para poder explicar algunos detalles de los espectros atómicos se introduce el concepto de spin, que puede imaginarse como el sentido giro de los electrones en torno a su propio eje. Para describir este comportamiento de los electrones se introduce a su vez un nuevo número cuántico, el número cuántico de spin, ms ó s, que definiría el sentido de giro, por lo cual sólo podría tomar dos valores, +1/2 ó –1/2 (Tabla 8.1).

8.4. MODELO MECANOCUÁNTICO DEL ÁTOMO El electrón quedaba, pues, determinado por los cuatro números cuánticos: n, l, m y s. Sin embargo, seguía existiendo otra gran limitación, ya que no se podía aplicar ese modelo a sistemas con más de un electrón. Por otra parte, el efecto fotoeléctrico y la explicación al mismo dada por Einstein, suponía un comportamiento de la luz como corpúsculo, y había otras evidencias experimentales que mostraban también su naturaleza ondulatoria. Este dilema se resolvió admitiendo la dualidad de la luz, es decir, dos naturalezas complementarias, como onda y como partícula. Por otra parte, el físico francés Louis Victor de Broglie (1892-1987) propuso también el carácter dual de los electrones en lo que se conoce hipótesis de De Broglie, por lo que recibió el Premio Nobel de Física en 1929 (Figura 8.5). A partir de la década de 1920 un grupo de físicos teóricos van a dar al átomo un tratamiento matemático, introduciendo los principios de la mecánica cuántica, iniciada en gran parte por de Broglie y por el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976), también Premio Nobel de Física en 1932 por el desarrollo de su mecánica matricial. En esos años, Heisenberg al intentar describir de forma matemática la posición del electrón, formula lo que se conoce como principio de incertidumbre (o indeterminación) de Heisenberg: no se puede conocer simultáneamente la posición exacta del electrón y el valor exacto de su momento (o lo que es análogo, de su velocidad). Se debe sustituir, pues, la idea de posición concreta con la idea de probabilidad de encontrar al electrón en una determinada zona del espacio alrededor del núcleo. Y hablar de una mayor probabilidad de encontrar al electrón en una posición determinada es equivalente a decir que la densidad electrónica es mayor en dicha posición.

178

MODELOS ATÓMICOS

Figura 8.5. Tres Premios Nobel de Física: de Broglie, Heisenberg y Schrödinger.

En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1941), mediante una compleja técnica matemática, formuló una ecuación que describía el comportamiento y la energía del electrón y que también le dotaba de una naturaleza dual, como partícula, en función de su masa, y como onda, en términos de una función de onda, ψ (psi). Es una ecuación diferencial que tiene solución para determinadas funciones de onda, ψ. En esa ecuación de ondas, la ψ —que es función de las coordenadas x, y, z— es una de las incógnitas, por lo que la ecuación de ondas se debe resolver matemáticamente. Por su enorme complejidad, sólo se ha podido resolver con exactitud para el átomo de hidrógeno, y se encontró que las soluciones están caracterizadas por tres parámetros, que coinciden con los números cuánticos n, m y l del átomo de Bohr y que además sólo existían soluciones aceptables para unos valores determinados de dichos números. Schrödinger también recibió el Premio Nobel de Física (1933).

8.4.1. Significado de orbital Cada solución concreta y aceptable para unos valores concretos de los números cuánticos n, m y l da la expresión de una función de onda determinada, ψ. Esta función de onda ψ que describe el estado de un solo electrón y que informa de la energía asociada al mismo, es lo que se denomina orbital. Estas funciones de onda ψ en sí mismas no tienen un significado físico,

179


pero sí su cuadrado, ψ 2, que describe la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio y, en definitiva, la densidad electrónica. Se representa mediante una superficie que limita el volumen donde es máxima la probabilidad (Figura1.6.b). Esta superficie es la que nos dará la «forma» de la nube de carga. Por ello, muchas veces se utiliza el término de orbital para designar esos volúmenes de probabilidad, aunque en sentido estricto orbital sea la función de onda ψ y no ψ 2. El concepto de orbital es, pues, diferente del concepto de órbita de Bohr. Ésta implica la localización del electrón, mientras que orbital lleva implícito el sentido de deslocalización del electrón o probabilidad de encontrarlo en un punto.

8.4.2. Números cuánticos: valor y significado Para estos tres parámetros n, l y m que caracterizan un orbital se conserva la misma nomenclatura que para los números cuánticos de Bohr que definían una órbita, aunque su sentido es diferente, pues en el modelo mecanocuántico del átomo se han obtenido matemáticamente. Los valores de esos números y la relación entre ellos son también los mismos en ambos modelos (Tablas 8.1 y 8.2). Los distintos orbitales, por otra parte, se nombran con el valor del número n (1, 2, 3..) y la letra correspondiente al valor de l (l=0, orbitales s; l=1, orbitales p, l=2, orbitales d, etc.). Al conjunto de todos los orbitales del mismo número principal n se le conoce como piso o capa (n=1, capa K; n=2, capa L; n=3, capa M, etc.). Por otra parte, como se ha dicho, en 1925 se introdujo el número cuántico de spin, s. Poco después, el físico austriaco Wolfgang Pauli (1900-1958) Tabla 8.1. Características de los números cuánticos Número cuántico

Representación

Principal

n

1, 2, 3, 4,....∞

nivel principal de energía

Azimutal

l

0, 1, 2, 3,....(n–1)

subnivel de energía y «forma» de los orbitales

Magnético

m

–l, ...0... +l

orientación espacial de los orbitales

De spin

s

+1/2 y –1/2

sentido del giro del electrón

180

Valores posibles

Información

MODELOS ATÓMICOS

Tabla 8.2. Tipo de orbital según el valor de l

Valor de l

Número de orbitales

Número máximo de electrones

0

1

2

–1 , 0, +1

3

6

–2, –1, 0, +1, +2

5

10

–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

7

14

Tipo de orbital

0

s

1

p (px py pz) 2 2 x –y

2

d (dxy dyz dxz d

3

f

Valores de m

2

dz )

establece lo que se conoce como Principio de Exclusión o, simplemente, Principio de Pauli, según el cual en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, lo cual limita a dos el número de átomos que puede haber en un mismo orbital. Si visualizamos esas regiones de máxima probabilidad donde es posible encontrar al electrón alrededor del núcleo, el valor de n está asociado con el «tamaño» y el valor de l con la «forma espacial» de esa región. Así, para l=0, la forma espacial es esférica, y para l=1, es una forma lobular. Son, respectivamente, los orbitales s y los p. En este último caso, habrá tres orbitales que difieren en su orientación en el espacio, orbitales px, py y pz (Figura 8.6).

Figura 8.6. Superficies de probabilidad de los orbitales s, p y d.

181


Átomos polielectrónicos Todo lo anterior se refiere al átomo de hidrógeno. Al intentar resolver la ecuación de ondas de Schrödinger para átomos con más de un electrón el problema matemático se hace tan sumamente complicado y difícil que sólo se puede acudir a lo que en matemáticas se llama método aproximado, para lo que los ordenadores han resultado una ayuda muy eficaz. Aunque el comportamiento de los electrones en átomos con más de un electrón no es el mismo que el del electrón en el átomo de hidrógeno, una buena aproximación es suponer que la diferencia no es muy grande, considerando que cada electrón está situado en el campo eléctrico creado por el núcleo y el efecto de los demás electrones. Así, cada electrón vendrá definido por una determinada función de onda, ψ. Al resolverlo matemáticamente, salen de nuevo los números n, m, l y s. La mecánica cuántica dio un verdadero vuelco para conocer no sólo la estructura de los átomos, sino para comprender por qué se unen unos con otros y, en definitiva, para avanzar en el estudio de la naturaleza de la materia. Pero no por ello hay que olvidar el gran avance que supuso el modelo cuántico de Bohr, aunque fuera una teoría que tuvo que ser sustituida por otra al resultar insuficiente.

8.5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y UBICACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO Ahora ya conocemos cómo es el átomo por dentro. Pero para comprender la construcción de la Tabla Periódica es necesario saber cómo se van disponiendo los electrones en los átomos a medida que aumenta el número atómico. Esta disposición es lo que se denomina configuración electrónica. Para ello se considera que los orbitales de los átomos polielectrónicos son análogos —aunque no idénticos— a los del hidrógeno.

8.5.1. Configuración electrónica de los átomos Para determinar la configuración electrónica de un átomo en su estado normal o fundamental Bohr aplicó lo que se conoce como principio de cons-

182

MODELOS ATÓMICOS

trucción (aufbau, en alemán «construcción»), según el cual los átomos de los elementos sucesivos de la Tabla Periódica se construyen por la adición de un electrón al elemento anterior. Esto también es igualmente aplicable al modelo mecano cuántico. Pero, ¿en qué orbital se situará ese nuevo electrón? Para saberlo, hay que tener en cuenta las normas siguientes: Principio de energía mínima: en un átomo en estado normal los electrones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía. A partir de datos experimentales proporcionados por los espectros atómicos, se ha determinado el siguiente orden de energía de los orbitales: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p Hay que tener en cuenta que: para un mismo valor de n, resulta el orden de energía s
183


puede escribirse también indicando sólo los electrones de la última capa, mientras que los de las internas que estén llenas se representan con las letras correspondientes, K, L, M,... o bien con el símbolo del gas noble (grupo 0) precedente. Así, el tercer periodo comienza por el sodio (Z=11), que será (K,L) 3s1 ó (Ne) 3s1 y termina en el argon (Z=18), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, y contendrá por tanto 8 elementos. Pero en el periodo cuarto existen ya 10 elementos más que en los dos anteriores: al llegar al escandio (Z=21) el electrón siguiente no se sitúa en un orbital 4p, sino en el disponible de menor energía, 3d: escandio, (Ar) 4s2 3d1. Empieza así un conjunto de 10 elementos en los que se van introduciendo hasta un total de diez electrones en los cinco orbitales 3d. Cuando esos orbitales d ya se han llenado en el zinc, el siguiente electrón se sitúa en un orbital 4p, desde el galio, (Ar) 4s2 3d10 4p1, hasta llegar al kripton. En el periodo quinto ocurre algo análogo, con lo que en ambos periodos tienen un total de 18 elementos. El periodo sexto comienza con el cesio (Z=55), (Xe) 6s1, y al llegar al lantano (Z=57) el electrón correspondiente se sitúa en el orbital 5d: lantano (Xe) 6s2 5d1. Pero el siguiente electrón no se situará en un orbital 5d, sino en uno 4f, de menor energía. Comienza así una nueva serie en la que se van llenando esos siete orbitales 4f y que por tanto comprenderá 14 elementos, desde el cerio, (Xe) 6s2 5d0 4f2, hasta el lutecio, (Xe) 6s2 5d1 4f14. Y al llegar al elemento siguiente, el hafnio, el electrón se vuelve a colocar en un orbital 5d, y así sucesivamente hasta el mercurio, (Xe) 6s2 5d10 4f14. En el séptimo y último periodo vuelve a suceder lo mismo al llegar al actinio, comenzando otra serie de 14 elementos que termina en el laurencio, (Rn) 7s2 6d1 5f14. Estos elementos son muy inestables, no existiendo muchos de ellos en la naturaleza. Por ello los últimos, a partir del uranio, han sido obtenidos en el laboratorio, en procesos radiactivos, en los que se han llegado a sintetizar también los últimos elementos, de Z=104 hasta 118, de vida muy efímera, en los que los electrones ya vuelven a irse colocando en los orbitales 6d y después en los 7p. En definitiva, en la Tabla Periódica actual (Figura 8.7) se distinguen los siguientes tipos de elementos Elementos de los grupos principales: Son ocho grupos (grupos 1, 2 y 13 al 18), metales alcalinos, metales alcalinotérreos, grupo del boro, del carbono, del nitrógeno, del oxígeno (o anfígenos), halógenos y gases nobles, respectivamente.

184

MODELOS ATÓMICOS

Elementos de transición: Series de diez elementos de la columna 3 a la 12, en los periodos 4, 5 y 6 (primera, segunda y tercera series de transición, respectivamente). En el periodo 7 la serie de transición estaba incompleta hasta 1994, acabándose la Tabla Periódica. En estos elementos de transición se están llenado orbitales d de la penúltima capa, (n–1)d. Elementos de transición interna: Dos series de catorce elementos, situada cada serie en los periodos 6 y 7. En ellas se están llenado los orbitales f de la antepenúltima capa, (n–2)f. Como no tienen cabida en esa Tabla Periódica se sitúan fuera de ella, dentro de las casillas del lantano y del actinio, por lo que respectivamente se denominan lantánidos y actínidos (estos últimos se descubrieron después, siendo en su gran mayoría elementos artificiales, como se tratará en los Temas 9 y 11). A todos ellos también se les llama tierras raras. 1

2

H 3

He 4

Li

Be

11

12

5

B 13

Na Mg 19

K 37

20

21

Ca Sc 38

Rb Sr 55

Al

56

39

Y 57

22

Ti 40

23

V 41

25

26

27

28

29

31

C 14

Si 32

8

N O 15

16

P

S

33

34

18

Cl Ar 35

36

45

51

Sn

Sb Te

72

76

82

83

74

W

43 75

44

77

Re

Os

Ir

104 105 106 107

108

109

46 78

47 79

Fr

Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg 61

62

63

64

48 80

49 81

Pt Au Hg Tl Pb

88

60

F Ne 17

42

50

59

10

Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Ru Rh Pd Ag Cd In

73

9

Cr Mn Fe

87

58

30

7

Zr Nb Mo Tc

Cs Ba La Hf Ta 89

24

6

52 84

53

54

I

Xe

85

86

Bi Po At Rn

110 111

65

66

67

68

69

70

71

Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 90

91

Th Pa

92

U

93

94

95

96

97

98

99

100 101

102 103

Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Figura 8. 7. Tabla Periódica utilizada actualmente – IUPAC 2005 ( elementos de grupos principales; elementos de transición; lantánidos y actínidos).

Cada periodo comienza por un metal alcalino (excepto el primero, que empieza por el hidrógeno) y termina en un gas noble. Y la configuración electrónica externa —es decir, la de los orbitales más externos, de mayor energía— de cada grupo es:

185


Metales alcalinos: ns1 Metales alcalinotérreos: ns2 Metales de transición: ns2 (n–1)dvariable Metales de transición interna: ns2 (n-1)d0-2 (n–2)fvariable Grupo del boro: ns2np1 Grupo del carbono: ns2sp2 Grupo del nitrógeno: ns2np3 Anfígenos: ns2np4 Halógenos: ns2np5 Gases Nobles; ns2np6 (excepto el helio, 1s2) 8.6.2. Propiedades periódicas El número n del nivel más externo es igual al número del periodo. En los elementos de transición en algunos casos hay pequeñas alteraciones en la ocupación de los orbitales más externos, aunque la tónica general es la señalada. Es importante resaltar que los elementos situados en una misma columna tienen igual configuración electrónica externa. Y como en la Tabla Periódica los elementos se encuentran ordenados de tal forma que en la misma columna se han colocado los de propiedades químicas parecidas, se puede deducir de esto que las propiedades químicas dependerán de la configuración electrónica externa, es decir, de los electrones que ocupan orbitales de mayor energía. Por otra parte, los elementos de transición de un mismo periodo poseen el mismo número de electrones en su orbital más externo, ns2, por lo que se explica que haya una gran semejanza en sus propiedades químicas en «sentido horizontal». Este fenómeno vuelve a darse, y aun más acusadamente, en los elementos de transición interna, ya que poseen más orbitales externos con igual número de electrones: (n–1)s2 (n–1)p6 (n–1)d0–2 ns2. En cuanto a los gases nobles tienen completos sus orbitales externos. Y como, por otra parte, la experiencia demuestra que son muy inertes, es decir, muy poco reactivos (de ahí su nombre), puede atribuirse esa gran estabilidad a la configuración electrónica completa. Por otra parte, como todo en la naturaleza tiende a un estado de máxima estabilidad, los demás elementos tenderán a esa configuración de gas noble, o

186

MODELOS ATÓMICOS

lo que es lo mismo, a tener completos sus orbitales más externos. Esto justificará muchas de las propiedades de los elementos. La propiedad periódica que sirve de base para la clasificar los elementos en dos categorías principales, metales y no metales, es la electronegatividad, que se puede definir a un nivel cualitativo como el poder o la tendencia de un átomo, dentro de una molécula, de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. Se trata, pues, de un valor relativo, existiendo varias escalas de electronegatividades, siendo la más utilizada la de Linus Pauling (1901-1994). Los metales tendrán valores bajos de electronegatividad y los no metales, altos. La electronegatividad va aumentando en un periodo según se va avanzando de izquierda a derecha, desde el metal alcalino al halógeno correspondiente, y al pasar al periodo siguiente, vuelve a disminuir bruscamente del halógeno al metal alcalino del nuevo periodo.

CONCLUSIÓN Al analizar cada periodo de izquierda a derecha —es decir, al ir aumentando el número atómico y el de electrones externos— se observa una gradación en muchas de las propiedades de los elementos que lo integran y, además, una periodicidad en las propiedades en cada línea horizontal de la Tabla Periódica. Esto es lo que enunció Mendeleiev en su ley periódica, aunque la obtuviera de forma totalmente empírica. Ahora ya se puede comprender que se debe no al aumento del peso atómico, sino al número y disposición de los electrones externos.

187

TEMA 9

EVOLUCIÓN DE LAS TABLAS PERIÓDICAS

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 9.1. ÚLTIMOS HUECOS DE MENDELEIEV 9.2. TRASPASANDO EL URANIO 9.2.1. Obtención de elementos artificiales 9.2.2. Predicciones de futuro 9.3. MODIFICACIONES DE LA TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV 9.3.1. Tablas periódicas de Mendeleiev 9.3.2. Evoluciones posteriores: problemas de ubicación — Tablas de forma corta — Tablas de forma larga — Tablas de forma espiral — Tablas en tres dimensiones 9.3.3. Otras variantes de tablas periódicas — Ubicación del hidrógeno y el helio 9.3.4. Tablas periódicas utilizadas actualmente — Tablas periódicas a través de Internet CONCLUSIÓN

OBJETIVO Valorar los problemas de ubicación de algunos elementos, que fueran causa principal de la gran variedad de tablas periódicas

INTRODUCCIÓN Desde la segunda mitad del siglo XIX el descubrimiento de nuevos fenómenos, como la radiactividad y los rayos X, y la invención de nuevas técnicas, como la espectroscopía, permiten un rápido avance en la identificación de elementos hasta entonces desconocidos. Así, a la muerte de Mendeleiev, en 1907, la lista de elementos conocidos se había elevado a ochenta y cinco. La Tabla Periódica, pese a sus imperfecciones, permitía la ubicación de esos nuevos elementos. Es verdad que muchos de ellos dieron lugar a importantes problemas. Tal es el caso de los gases inertes, que fueron motivo de que se creara un nuevo grupo específico para ellos. O el de las tierras raras, tantas veces comentado. Al fin se había conseguido una clasificación sistemática de los elementos químicos, en la que elementos de propiedades similares quedaban agrupados, mostrando además una clara periodicidad de esas propiedades. Si bien es cierto que fue necesario cambiar la posición de algunos elementos, en cualquier caso la Tabla Periódica resultaba de una gran utilidad para los científicos. No obstante, conforme a los avances científicos iban proporcionando un mayor conocimiento de los elementos conocidos y medios para descubrir otros, con el tiempo la Tabla Periódica tuvo que sufrir diversas modificaciones. Pero el gran paso ya estaba dado. 9.1. ÚLTIMOS HUECOS DE MENDELEIEV El concepto de número atómico y el procedimiento de Moseley para determinarlo permitió conocer con precisión y seguridad cuál era el lugar que cada elemento debería ocupar en la Tabla Periódica. No había nada más que hacer el espectro de rayos X del elemento en cuestión y calcular su

191


número atómico. De esta manera, se pudieron colocar en su lugar exacto las tierras raras, que tantos problemas habían dado a Mendeleiev a causa de su enorme similitud. Asimismo, los huecos que aún quedaban por rellenar podrían adjudicarse sin ambigüedad, cada uno al elemento que le correspondiese, una vez que ese elemento fuese descubierto. Por otra parte con el modelo atómico de Bohr y su concepto de configuración electrónica era ya posible justificar la posición de los elementos en la Tabla Periódica. En 1914, poco después de la muerte de Moseley, los espacios que quedaban aún vacantes eran los que aparecen en la Tabla 9.1. Tabla 9.1. Últimos espacios vacíos en la Tabla Periódica de Mendeleiev Número atómico 43 61 72 75 85 87 91

Posición* Entre molibdeno y rutenio Entre neodimio y samario Entre lutecio y tántalo Entre tungsteno y osmio Entre polonio y radón Entre radón y radio Entre torio y uranio

* Posición en la Tabla Periódica actual, ya que en aquellos momentos algunos de estos elementos no estaban aún descubiertos.

Seguidamente se revisará por orden cronológico el descubrimiento de esos elementos, muchos de los cuales fueron identificados en procesos radiactivos:

Elemento 91 En 1917, en la desintegración radiactiva del uranio fue detectado el elemento 91, al que se llamó protoactinio. Su identificación fue realizada, curiosamente, de forma independiente por dos parejas de científicos: Frederick Soddy y John Cranston del Reino Unido, por una parte, y Otto Hahn y Lise Meitner de Alemania, por otra.

192


Elemento 72 En 1923, al efectuar el análisis espectral de unos minerales de zinc, se descubrió el elemento de número atómico 72, y se le llamó hafnio (que proviene de Hafnia, nombre latino de Copenhague, ya que se descubrió en el Instituto Niels Bohr de esa ciudad). Mendeleiev había buscado ese elemento entre las tierras raras, pero no vivió para comprobar que estaba equivocado, como demostró la configuración electrónica adjudicada a ese elemento según las ideas de Bohr. No podía estar entre las tierras raras, ya que con el lutecio, de número atómico 71, se habían completado los orbitales 4f (ver Tema 8), y resultó ser un homólogo del zirconio.

Elemento 75 En 1925 el matrimonio integrado por científicos alemanes Walter Noddack (1893-1960) e Ida Tacke (1896-1978) emprendieron la búsqueda de los elementos 43 y 75 en unos menas de platino de Colombia, mediante el estudio de sus espectros de rayos X. Primeramente identificaron en ese año el elemento 75, al que llamaron renio (en referencia al río Rin) y después lo que creían que era también otro elemento, precisamente el 43, al que llamaron masurio, pero no lo pudieron demostrar (Figura 9.1).

Figura 9.1. El matrimonio formado por Ida Tacke y Walter Noddack.

193


Elemento 43 En 1937 los físicos italianos Emilio Segrè (1905-1989) y su ayudante Carlo Perrier (1905-1989) analizaron la radiactividad de una muestra originada en el bombardeo de molibdeno con deuterio. Comprobaron que la radiactividad de esa muestra era debida a un isótopo del elemento 43, cuyo comportamiento químico era muy parecido al del manganeso. Estudiaron más a fondo ese elemento y observaron que tenía otros isótopos, todos radiactivos de vida media muy baja, por lo que consideraron que no podría existir de forma natural. Por ello lo llamaron tecnecio, es decir, artificial o fruto de la técnica. Resultó ser así el primer elemento «fabricado». Sin embargo, muy probablemente este elemento ya había sido detectado anteriormente por Noddack y Tacke cuando descubrieron el renio (¿sería su masurio?), por lo que sí que existiría también de forma natural en la Tierra, al menos en los minerales que habían analizado, que contenían bastante uranio.

Elemento 87 En este caso fue Francia la que alcanzó la gloria del descubrimiento de este elemento, al que por ello se le llamó francio. En 1939, la química francesa Marguerite Perey (1909-1975) del Instituto del Radio de Mme. Curie, en París, entre los productos de desintegración radiactiva del actinio detectó un isótopo del elemento 87. Ese isótopo, aunque muy radiactivo, tenía un periodo de desintegración de algo más de 20 minutos, lo que fue tiempo suficiente para que Perey pudiese realizar algunos experimentos que demostraron que se comportaba como un metal alcalino.

Elemento 85 En 1938 Segrè se ve obligado a abandonar la Italia de Mussolini y se traslada a Estados Unidos, donde comienza a trabajar en la Universidad de California, Berkeley. Allí, en 1938, bombardeando bismuto con partículas alfa identifica el elemento 85, al que se le dio el nombre de astato (derivado del término griego que significa inestable).

194


Elemento 61 Este elemento fue detectado en 1948 entre los productos de fisión del uranio. Se le llamó prometio, en alusión al personaje de la mitología griega Prometeo, el hijo de los Titanes que robó el fuego a Zeus, en conexión con el fuego del horno nuclear donde se formó. Con esto, queda completa la Tabla Periódica clásica de Mendeleiev de 92 elementos, que terminaba con el uranio.

9.2. TRASPASANDO EL URANIO Pero, ¿por qué no podría haber más elementos en la Tabla Periódica? Es decir, elementos de números atómicos superiores al del uranio, lo que se conoce como elementos transuránicos. Precisamente, el físico italiano Enrico Fermi (1901-1954) había aventurado la idea de que durante sus trabajos de bombardeo con neutrones se habrían producido elementos más pesados que el uranio. Y en efecto, en plena Segunda Guerra Mundial, con los proyectos de la bomba atómica se ratificará este hecho. Se comenzó en 1939 por la identificación del elemento 93, el neptunio, en la fisión nuclear del uranio. Y a partir el neptunio fue posible la obtención de plutonio (94), en 1940. De esta manera, se inicia una etapa en la que queda patente la capacidad humana para fabricar elementos. Se llega así al viejo sueño de los alquimistas, la transmutación. Aunque ahora no será oro lo que va a obtenerse.

9.2.1. Obtención de elementos artificiales Se había creado el Proyecto Manhattan para la fabricación de la bomba atómica. Su grupo de química estaba integrado por los químicos Edwin McMillan (1907-1991) y Glenn Theodor Seaborg (1912-1999) y el ingeniero eléctrico Albert Ghiorso (n.1915), uno de cuyos cometidos era el de fabricar nuevos elementos e identificar asimismo sus propiedades físicas y químicas.

195


En un principio se suponía que esos elementos estarían situados en la tabla principal, a continuación del uranio. Sin embargo, a la luz de las ideas de Bohr —que en 1921 había sugerido que podría haber un grupo de elementos similares al de las tierras raras—, a partir de 1944 Seaborg empieza a pensar que los elementos transuránidos formarían ese otro grupo. Además, a semejanza del primer grupo de tierras raras, que empieza con el lantano, ese segundo grupo empezaría no con el uranio, sino con el actinio. Por eso actualmente a esos grupos se les conoce como lantánidos y actínidos, respectivamente. En esta dirección, se establece un programa de bombardeo sistemático de cada elemento transuránido, uno por uno, para ir formando sucesivamente elementos con un número atómico superior. Pero las vidas medias de los isótopos conseguidos iban siendo cada vez más cortas, por lo que resultaba sumamente difícil obtener una cantidad suficiente, por pequeña que fuese, para poder continuar bombardeando y pasar al siguiente elemento. Era, pues, una tarea llena de enormes dificultades. En 1944, tras muchos esfuerzos, mediante bombardeo del uranio con partículas alfa consiguen el elemento 95, el americio (de América, donde se obtuvo, por analogía con su homólogo, el europio), y del plutonio, por el mismo procedimiento, llegan al curio (en honor a los Curie). Y del americio y del curio, siempre mediante bombardeo con partículas alfa, en 1949 obtienen los elementos 97 y 98, respectivamente, a los que se llamó berkelio y californio (por la Universidad de Berkeley y por California). Sin embargo, los elementos de números atómicos siguientes, 99 y 100, no se fabricaron intencionadamente, sino que fueron detectados tan sólo como trazas tras la explosión de la primera bomba de hidrógeno (1952). Aunque poco después, en 1955, se logró su obtención, y en honor a Einstein y Fermi se les llamó einstenio (99) y fermio (100), respectivamente. Y así se continuó por ese camino. Los químicos del grupo de Seaborg, también en 1955, bombardeando el einstenio con partículas alfa consiguieron llegar al elemento 101, el mendelevio (evidentemente como dedicación a Mendeleiev). Se entabla una verdadera carrera por fabricar elementos artificiales de mayor número atómico, que cada vez son más difíciles de obtener debido a la elevada inestabilidad de esos núcleos tan pesados, aunque también es cierto que mejoran al mismo ritmo los medios científicos y tecnológicos. Van

196


interviniendo más países, como es el caso del aislamiento del elemento 102, llevado a cabo por equipos de científicos de Estados Unidos, Gran Bretaña y Suecia, y al que se bautiza como nobelio, en referencia al Instituto Nobel de Estocolmo, donde en parte fue llevado a cabo este proyecto. Al fin se llega al elemento 103, conseguido en Estados Unidos, y al que se da el nombre de lawrencio, en recuerdo del físico norteamericano que inventara el ciclotrón en 1929, Ernest Orlando Lawrence (1901-1958) y por lo que le concedieron el Premio Nobel de Física en 1939. Con ese elemento se cierra en 1961 la serie de los actínidos. Según el modelo mecanocuántico del átomo (ver Tema 8), la explicación a esta serie resultaba muy simple: en los orbitales 5f, que son un total de 7, podrán situarse hasta 14 electrones (dos en cada orbital), es decir, que dicho subnivel se completaría con esos 14 elementos. Por eso, en 1944 Seaborg había propuesto una modificación de la Tabla Periódica, en el sentido de ubicar los elementos de la serie de los actínidos fuera de la tabla principal, situándolos debajo de la serie de los lantánidos (Figura 9.2). Dicha modificación a la Tabla Periódica apareció publicada en 1945. El elemento 106, que fue preparado bastante después, en 1974, fue lla1

2

H 3

He 4

Li

Be

11

12

5

B 13

Na Mg 19

K 37

20

21

Ca Sc 38

Rb Sr 55

Al

56

39

Y 57

22

Ti 40

23

V 41

88

Fr

Ra Ac

25

26

27

28

29

30

31

7

C 14

Si 32

8

N O 15

16

P

S

33

34

10

F Ne 17

18

Cl Ar 35

36


42

45

50

51

Ru Rh Pd Ag Cd In

Sn

Sb Te

72

75

76

82

83

Re

Os

62

63

73

9

Cr Mn Fe

Zr Nb Mo Tc

Cs Ba La Hf Ta 87

24

6

74

W

43

44

77

Ir

46 78

47 79

48 80

49 81

Pt Au Hg Tl Pb

52 84

53

54

I

Xe

85

86

Bi Po At Rn

89

58

59

60

61

64

65

66

67

68

69

70

71


91

Th Pa

92

U

93

94

Np Pu

Figura 9.2. Modificación de la Tabla Periódica según la propuesta de Seaborg.

197


mado en su honor seaborgio (se da este nombre viviendo aún Seaborg, hecho que ocurre por primera vez). Por su descubrimiento de los elementos transuránicos, Seaborg recibió el Premio Nobel de Química de 1951, compartido con McMillan. 9.2.2. Predicciones de futuro Pero no por esto se dio por terminada la tarea. Se pensó que al obtener el elemento 104, éste se situaría al lado del actinio en la tabla principal, y debajo del hafnio, por lo que debería tener muchas similitudes con éste. Se seguirían colocando los elementos sucesivos en esos puestos consecutivos, hasta llegar al gas noble correspondiente (120). Y al llegar al elemento 122, se comenzaría en este caso una serie de superactínidos, con lo que se irían llenado los orbitales 5g ó 6f. Y así sucesivamente… Efectivamente, entre 1964 y 1989 se consiguió preparar los elementos de 104 a 109, llamados rutherfordio (104), hahnio (105), seaborgio (106), nielsbohrio (107), hassio (108) y meitnerio (109). El nombre de todos ellos se dio en honor de importantes investigadores, excepto el hassio, que hace referencia a Hassia, nombre latino de Hess, estado alemán donde se encontraba el laboratorio en el que se obtuvo. Posteriormente se obtuvieron los siguientes elementos, hasta el de número atómico 118 (con excepción del 117), aunque tan sólo dos o tres átomos, por ser sumamente inestables. No obstante, en el elemento 112 se pudo comprobar que se trataba de un elemento de comportamiento parecido al del mercurio. Lo cual estaba de acuerdo con la posición que le correspondía en la Tabla Periódica. 9.3. MODIFICACIONES DE LA TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV En el gran número de variaciones dadas a la Tabla Periódica, han actuado diversos factores: • Necesidad de ubicar los nuevos elementos que se iban descubriendo. • Corregir sus deficiencias. • Hacer más evidentes las similitudes de determinadas propiedades de los elementos y su variación periódica.

198


9.3.1. Tablas periódicas de Mendeleiev Como ya se ha comentado en el Tema 6, el mismo Mendeleiev fue rehaciendo y modificando sus tablas periódicas a lo largo de toda su vida, llegando a un total de 60, aproximadamente (unas 30 publicadas y el resto manuscritas). La más significativa de sus tablas —aparte de la que presentó por primera vez, en 1869— fue la de 1871, en la que incluyó todos los elementos conocidos hasta aquel momento, 55, por lo cual no aparece la columna correspondiente al grupo de los gases inertes, ya que no se empezaron a descubrir hasta finales del siglo XIX. Además, cambió filas por columnas, por lo que es origen de la más empleada actualmente, y se conoce como Tabla Periódica corta. Bien es cierto que esta tabla tenía algunos defectos. Tal era la posición del hidrógeno, que por otra parte siempre había constituido, y constituye aún, un quebradero de cabeza para los científicos. O el hecho de que la separación entre metales y no metales no quedaba muy evidente, ya que los periodos no estaban extendidos en lo que se conoce ahora como periodos largos. Sin embargo, a pesar de estos inconvenientes los elementos que se iban descubriendo encontraban su lugar en la tabla. Así, el problema surgido con el descubrimiento de los gases nobles se solucionó creando un grupo específico para ellos, el Grupo 0. Y en cuanto a las tierras raras, terminaban teniendo su acomodo, incluso aquellos elementos que se tenían por uno y resultaron ser, en realidad, mezcla de otros dos sumamente similares, como fue el caso del didimio. Poco después de la muerte de Mendeleiev, en 1907, se completa la serie de estos 14 elementos de propiedades y pesos atómicos tan parecidos (se tratará con más detalle en el Tema 11). La Tabla Periódica resultó, pues, tener una flexibilidad tal que la hizo ser cada vez más apreciada por todos los científicos.

9.3.2. Evoluciones posteriores: problemas de ubicación Pero las tierras raras seguían constituyendo un problema a pesar de que tuvieran su lugar en la tabla. Su enorme parecido hacía necesario colocar juntos esos elementos. Una solución a esta nueva dificultad fue dada en

199


1902 por el ferviente discípulo checo de Mendeleiev, el checo Brauner, quien colocó todos esos elementos agrupados en una especie de tabla en miniatura, después del lantano, dentro la tabla periódica utilizada en esa época (en la que ya estaban incluidos los gases nobles). Brauner tiene, pues, en su haber el mérito de ser uno de los primeros en considerar e incluir la familia de las tierras raras. Pero esto no era suficiente y con el tiempo se sugirió que era mejor situar ese conjunto de elementos dentro de la casilla del lantano, perteneciendo así todos ellos al Grupo III. Por otra parte, la colocación de lo que ahora se conoce como elementos de transición también presentaba diversos problemas, lo que dio lugar a numerosísimas variaciones de la tabla, que no obstante pueden agruparse en cuatro formas básicas: corta, larga, en espiral y en tres dimensiones. Pero muchas de ellas tenían un antecedente inmediato en el mismo Mendeleiev.

• Tablas de forma corta Su precedente es la tabla de Mendeleiev de 1871 (Tabla 5.5 en Tema 5), que permitió incluir gases nobles y los elementos de las tierras raras. Sin sufrir alteraciones significativas, fue muy utilizada hasta 1930, aproximadamente, pero tenía un grave inconveniente: que los elementos de los subgrupos y de los grupos principales estaban situados en la misma columna, no habiendo pues una separación entre ellos.

• Tablas de forma larga Se intentó dar solución a ese problema separando los elementos de transición de los elementos de los grupos principales. Esta idea originó una gran diversidad de tablas de este tipo, unas con los periodos en sentido vertical y otras en sentido horizontal. De todas ellas es interesante la tabla de Bayley (1882), que comienza por el hidrógeno, conectado en forma de abanico a siete elementos del primer periodo, y se iban abriendo las conexiones en dobles líneas, lo que facilitaba que los elementos de los grupos principales y los de los subgrupos quedasen situados en dos periodos largos y otro más largo aún (Figura 9.3).

200


Figura 9.3. Tabla Periódica de Bayley (1882).

Otra forma larga, en este caso de periodos horizontales, fue elaborada en 1905 por Alfred Werner (1866-1919). Suponía un gran avance respecto a las anteriores, pero resultaba excesivamente larga, ya que los elementos de las tierras raras estaban colocados después del lantano. Esto fue solucionado por Friedrich Adolph Paneth (1887-1958), químico austriaco que trabajó esencialmente en radioquímica. En esta tabla aparecen los llamados periodos largos, en los que están situados los metales de transición, entre los metales y no metales de los grupos principales, con lo que queda resaltada la separación metales/no metales. Por otra parte, la serie de los lantánidos resulta fuera de esta tabla. Estas tablas son el antecedente directo de la actual. La gran mayoría de los actínidos no se conocieron hasta la década de 1950, pero Werner y Paneth habían marcado el camino de su inclusión en la tabla, por lo que se colocaron también fuera de ella según propuesta de

201


Seaborg, como se acaba de decir (correspondiendo en este caso, obviamente, a la casilla de actinio). A Werner se debe la elaboración de la teoría de coordinación para explicar la estructura de los llamados compuestos complejos o compuestos de coordinación, en los que intervienen metales de transición. Recibió el Premio Nobel de Química en 1913, dándose la particularidad de que fue el primer químico inorgánico al que se le concedió este premio.

• Tablas de forma espiral En 1870 Baumhauer propuso una tabla en espiral, con el hidrógeno en el punto central. Los elementos los iba colocando en la línea espiral, que dividió en siete secciones, cada una de las cuales contenía elementos relacionados. Esta idea ha dado lugar a diversas tablas de este tipo (Figura 9.4).

Figura 9.4. Tabla Periódica en espiral.

202


• Tablas en tres dimensiones Crookes presentó una tabla de este tipo en 1898 y después han ido apareciendo bastantes variaciones. No obstante, el origen de todas ellas hay que situarlo en la hélice telúrica de Chancourtois (ver Tema 5). Aunque de complicado diseño, son interesantes a la hora de mostrar las relaciones existentes entre los elementos Figura 9.5.

Figura 9.5. Ejemplo de Tabla Periódica tridimensional.

9.3.3. Otras variantes de tablas periódicas Tantas y tantas nuevas propuestas de tablas periódicas, variantes de las anteriores, se han seguido formulando hasta hoy en día, que han llegado a superar el millar. A menudo se ha seguido el criterio de resaltar algún aspecto particular de los elementos. Por ejemplo, en 2003 apareció una tabla de los elementos y de sus iones, agrupándolos según sus características geológicas, así como su forma de aparición en la naturaleza (en el suelo, agua de mar o manto terrestre). Otras tablas representan ciertas relaciones novedosas, como una tabla de Química Inorgánica que incluye también los iones CN– y NH4+, debido a su comportamiento químico muy similar al de los halógenos y metales alcali-

203


nos, respectivamente. En otra de las tablas propuestas el aluminio se ha trasladado del Grupo III al Grupo del escandio, encabezándolo. Pero todas se centran en un aspecto determinado, perdiendo por ello objetividad, no proporcionando así una visión de lo que es más significativo: la agrupación de elementos con propiedades similares.

Ubicación del hidrógeno y del helio Como ya se ha comentado, la colocación del hidrógeno siempre fue un problema en todas las clasificaciones, y también lo fue para Meyer y para Mendeleiev. Normalmente se sitúa el hidrógeno a la cabeza de los metales alcalinos, lo cual está de acuerdo con el hecho de que forma, como éstos, iones positivos con una carga. Sin embargo, también los puede formar negativos, como los halógenos, por lo cual ha habido algunas propuestas de que se sitúe entre ellos. Asimismo, algunas tablas han cambiado la posición del helio, del grupo de los gases nobles al de los metales alcalinotérreos, fundado en que en su configuración electrónica hay dos electrones externos. Otras tablas aúnan ambos cambios, colocando el hidrógeno y el helio uno al lado del otro, con la parte superior de la tabla y separados del resto de los grupos, como en una posición «flotante».

9.3.4. Tablas periódicas utilizadas actualmente La tabla periódica que se utiliza actualmente consta de siete periodos —dispuestos en dirección horizontal— y dieciocho columnas, que corresponden a los distintos grupos de elementos. Se conoce normalmente como Sistema Periódico largo o Tabla Periódica larga, y proviene de la de Werner y Paneth, remodelada después por Seaborg al añadir una serie nueva, la de los actínidos, situándola fuera de la tabla y debajo de los lantánidos. Las columnas o grupos tradicionalmente se venían representando con un número romano y una letra mayúscula, A ó B, englobando en un solo grupo (VIII), las triadas de metales de transición. La colocación de una de estas dos

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letras generaba cierta confusión, ya que existen dos sistemas de hacerlo, el europeo y el americano. Por esta razón la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) propuso la utilización simplemente de números árabes, del 1 al 18 (Figura 9.6). Esta tabla se diseñó contemplando el principio de construcción o aufbauprinzip, y los metales más activos quedan a la izquierda, mientras que los no metales más característicos quedan a la derecha, con lo cual su diferencia queda muy palpable. No obstante, presenta el inconveniente de que en los tres primeros periodos queda un gran espacio vacío, ya que en ellos no existen aún metales de transición. Por esta razón, a veces se ha pensado que esto pueda crear cierta confusión. Como alternativa se han realizado algunas propuestas en las que el criterio de colocación de los elementos se basa en situar a la derecha todos los grupos de los elementos principales. Tal es el caso de la llamada «tabla escalonada a la izquierda» o tabla Janet (Figura 9.7). 1 IA IA

2 IIA IIA

3 IIIB IIIA

4 IVB IVA

5 VB VA

6 VIB VIA

7 VIIB VIIA

8 — —

9 VIIIB VIIIA

10 — —

11 IB IB

12 IIB IIB

13 IIIA IIIB

14 IVA IVB

15 VA VB

16 VIA VIB

17 VIIA VIIB

1

2

H 3

He 4

Li

Be

11

12

5

B 13

Na Mg 19

K 37

20

Al 21

Ca Sc 38

Rb Sr 55

18 VIIIA VIIIB

56

39

Y 57

22

Ti 40

23

V 41

25

26

27

28

29

30

31

7

C 14

Si 32

8

N O 15

16

P

S

33

34

10

F Ne 17

18

Cl Ar 35

36


42

45

50

51

Ru Rh Pd Ag Cd In

Sn

Sb Te

72

76

82

83

73

9

Cr Mn Fe

Zr Nb Mo Tc

Cs Ba La Hf Ta 89

24

6

74

W

43 75

44

77

Re

Os

Ir

104 105 106 107

108

109

46 78

47 79

48 80

49 81

Pt Au Hg Tl Pb

84

53

54

I

Xe

85

86

Bi Po At Rn

87

88

Fr

Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh ? Uuo 58

59

60

61

62

63

64

110 111 112 113

52

65

66

67

68

114 115 116 117 118

69

70

71


91

Th Pa

92

U

93

94

95

96

97

98

99

100 101

102 103

Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Figura 9.6. Tabla Periódica acual, con las tres modalidades de numerar los grupos: a) sistema de la IUPAC, con números sucesivos de 1 a 18; b) sistema americano; c) sistema europeo (estos dos, con números romanos seguidos de una letra mayúscula). Elementos descubiertos hasta 2006.

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Figura 9.7. Variante de la tabla escalonada o tabla Janet.

Tablas periódicas a través de Internet Todas estas formas de tablas y otras muchas pueden visualizarse muy bien a través de Internet, Aprovechando las ventajas de este medio, existen gran cantidad de webs para las que se han diseñado tablas periódicas interactivas en las que se ofrece la posibilidad de realizar un buen número de enlaces. Por ejemplo, enlazar cada elemento de la tabla periódica con muchas de sus propiedades físicas y químicas, así como con otros datos de interés (aspecto físico, historia, descubrimiento, aplicaciones, etc.).

CONCLUSIÓN En cualquier caso, no hay tabla perfecta. Pero podemos aproximarnos más a la perfección si se preserva el criterio que guió a Mendeleiev, a Meyer y a algunos de sus antecesores: el de agrupar elementos de propiedades similares, percibiendo además la gradación de las mismas conforme se avanza en la clasificación. En consecuencia, esta estructura permite la deducción de un buen número de características de cualquier elemento simplemente observando la posición que ocupa en la Tabla Periódica.

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BLOQUE TEMÁTICO IV

DESCUBRIENDO LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Marie Curie, descubridora del polonio y del radio.

TEMA 10

ELEMENTOS DESCUBIERTOS HASTA LOS INICIOS DE LA QUÍMICA MODERNA

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 10.1. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA PREHISTORIA Y EN LA ANTIGÜEDAD 10.1.1. Primeros metales 10.1.2. Importancia de los metales en la Antigüedad 10.2. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA EDAD MEDIA Y EN EL RENACIMIENTO 10.3. ELEMENTOS DE LA ERA DEL FLOGISTO 10.3.1. Descubrimiento del fósforo y de elementos metálicos 10.3.2. Implicación de científicos españoles en el descubrimiento de elementos químicos — Descubrimiento del platino — Descubrimiento del wolframio/tungsteno 10.3.3. Elementos gaseosos: la química neumática CONCLUSIÓN

OBJETIVO Reconocer las causas que dieron impulso al descubrimiento de elementos químicos a partir del siglo XVIII

INTRODUCCIÓN El conocimiento de los elementos químicos ha sido un proceso lento y laborioso. Se conocían materiales en forma de rocas y minerales, la mayor parte constituidos por uno o más compuestos. Pero elementos como tales en estado natural, no son abundantes. Tan sólo algunos metales, así como el carbono, el azufre y ciertos gases, como oxígeno, nitrógeno y gases nobles. Por ello el hombre tuvo que aprender a liberar los elementos de los compuestos de los que formaban parte. Se trataba de un saber empírico, fruto de la experiencia, que iba pasando a través de generaciones que poco a poco lo iban mejorando y enriqueciendo con sus propias aportaciones. Pero como decíamos, fue un largo y complicado camino, razón por la cual a finales de la Era Cristiana sólo se conocían nueve elementos, y desde entonces hasta 1700 únicamente se descubrieron cuatro, mientras que hasta 1800, se conocieron dieciséis elementos más. Es decir, en tan sólo cien años, aproximadamente, los químicos fueron capaces de duplicar el número de elementos conocidos.

10.1. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA PREHISTORIA Y EN LA ANTIGÜEDAD El primer elemento conocido por los seres humanos fue probablemente el carbono, aunque fuera en una forma impura del mismo, es decir, como carbón. Los incendios de bosques provocados por los rayos de las tormentas, enseñarían al hombre que, por una parte, podía obtener los beneficios del fuego quemando unas ramas y, por otra, que los restos carbonizados le servían para dejar sus huellas y representaciones en las cuevas donde se refugiaba. Así lo denotan los trazos hechos con carbón de muchas pinturas rupestres. Igualmente les serviría para pintar sus rostros y sus cuerpos en sus

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distintos ceremoniales o, simplemente, para adornarse. Además, aunque posiblemente ya en épocas posteriores de la Protohistoria, se conocería también el carbono en estado puro, en sus formas alotrópicas de carbono y grafito. También desde los primeros tiempos el azufre era abundante en estado natural (en las zonas volcánicas, principalmente), por lo que ya se conocería en la Prehistoria. De épocas ya históricas, en la Antigüedad, se sabía que los egipcios lo utilizaban para purificar los templos, y también existe gran número de referencias escritas. Así, en el Génesis los hebreos decían que Yahvé hizo llover desde el cielo azufre y fuego sobre Sodoma y Gomorra. Homero (siglo VIII a. C.) recomendaba evitar la pestilencia del azufre (zeio en griego, relacionado con zeos o Zeus) y pone en boca de Ulises, dirigiéndose a su vieja nodriza, «Tráeme azufre, que limpia toda polución…». Y En el Apocalipsis se dice que el diablo fue lanzado a un lago de fuego y azufre. No obstante, lo que se puede afirmar con más seguridad son las fechas aproximadas del conocimiento de los metales, puesto que sus vestigios ya no son tan perecederos como algunos restos del carbono. Pero, ¿cómo las tribus primitivas llegaron a descubrir la existencia de esos nuevos materiales? Y, una vez descubiertos, ¿por qué comenzaron a utilizarlos en una serie de aplicaciones? Es fácil deducir que los primeros metales conocidos serían aquellos que se encontrasen en la naturaleza en estado libre, es decir, en forma metálica y, probablemente, esos materiales por su brillo y color atraerían las miradas de los pobladores del Neolítico. Por esta razón, muchos historiadores opinan que probablemente el primer uso que dieron a los metales habría sido el ornamental. Muy pronto se irían encontrando otras aplicaciones para los metales. Observarían su dureza y que podían ser moldeados fácilmente sin romperse, lo cual les hacía superiores a las piedras en cuanto a materiales para confeccionar herramientas y armas defensivas. Por otra parte, muchos metales resistían la agresión de la intemperie. En definitiva, los hombres se darían cuenta de que eran materiales duraderos, resistentes y relativamente fáciles de moldear. De esta manera, fueron empleándolos para confeccionar no sólo sus adornos, sino también muchos instrumentos necesarios para su vida doméstica, para cazar o defenderse de la agresión de animales y para luchar contra otros hombres.

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10.1.1. Primeros metales Según la opinión más extendida entre los expertos, el primer metal conocido fue el oro, algo antes del 5000 a. C., cuya presencia en forma de brillante oro nativo en las arenas de muchos ríos (arenas auríferas) o en depósitos de aluvión sería fácilmente detectada por el ojo humano. Precisamente, el vocablo que designaba a este metal en la lengua demótica egipcia, en la fenicia y en la hebrea era zahab, que deriva del término «brillar». No obstante, también se ha llegado a proponer al cobre como primer metal conocido y trabajado por el hombre, aunque la opción más aceptada es que cronológicamente su descubrimiento ocupa el segundo lugar, algo después que el oro. Aunque existiese también libre, no habría mucho en este estado, por lo que era extraído generalmente de dos minerales —muy abundantes en el Sinaí y en el territorio correspondiente al Irán actual—, cuya constitución química corresponde a carbonatos de cobre hidratados, la azurita y la malaquita (Figura 10.1). Estas «piedras azuladas», tratadas con fuego de leña daban lugar al metal cobre. Posiblemente esta técnica fuera debida a un hallazgo accidental, proponiéndose que éste podía haber tenido lugar al encender el fuego de cocinar sobre esos minerales tan frecuentes en aquellas regiones, con lo que surgirían algunos puntos de un rojo brillante por la formación de cobre metálico.

Figura 10.1. Azurita y malaquita, minerales de donde se extraía el cobre.

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La obtención de este metal a partir de esos compuestos de cobre constituye para la historia de la ciencia el primer proceso metalúrgico de obtención de metales a partir de sus minerales (menas).

Se comienza así a utilizar el cobre tanto para herramientas y otras piezas de uso doméstico como para fabricar armas y piezas ornamentales, habiéndose encontrado un considerable número de objetos de cobre fundido entre restos egipcios y sumerios del Extremo Oriente. Las técnicas para tratar el oro y el cobre se extendieron pronto a la cuenca mediterránea. Primero a Chipre (isla muy rica en piritas de cobre y de cuyo nombre, Cyprus, proviene el de este metal, cyprium, que luego sería cuprum, en latín), continuando con la cultura minoica de Creta y después con la micénica. Después se empezaron a obtener aleaciones de metales, con lo cual se conseguía un producto con algunas características más adecuadas para ciertos fines. Así, al conocimiento y uso del cobre siguió el descubrimiento de la aleación del cobre y estaño, el bronce (hacia el 4300 a. C.), lo cual supuso otro paso decisivo en el trabajo con metales y en la evolución de la cultura de la humanidad (Edad del Bronce, que se extiende aproximadamente hasta el 1000 a. C.). El bronce era más duro que el cobre, por lo que podían obtenerse con él armas muy poderosas. En un principio ésta y otras aleaciones muy probablemente surgieron de forma natural, ya que en el mismo yacimiento aparecían con frecuencia distintos minerales mezclados (mezclas que para el hombre de entonces resultarían indistinguibles del mineral único), con lo que al intentar obtener un determinado metal se obtendría en realidad el metal aleado con otros. Por otra parte, dada la poca abundancia de minerales de estaño se ha llegado a suponer que éste era transportado por los navegantes fenicios nada menos que desde las islas Casitérides, la actual Gran Bretaña, aunque también se piensa que era extraído de minas situadas en Persia, hoy en día totalmente agotadas. Sin embargo, en cuanto al estaño como metal independiente, su metalurgia fue conocida mucho después, hacia el 1800 a. C. (Tabla 10.1). Hacia el 3800 a.C., los antiguos egipcios conocieron el asem —llamado electron por los griegos y electrum por los romanos— que realmente era una aleación natural de oro y plata, aunque en aquella época era considerado

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Tabla 10.1. Elementos conocidos en la Antigüedad Elemento

Comienzo de su utilización (a. C.)

Carbono Azufre

Prehistoria Prehistoria

Oro Cobre nativo Cobre de fundición Plomo Plata (libre de oro) Estaño Hierro Mercurio

Antes del 5000 Antes del 5000 4300 3500 2500 1800-1600 1400 400

como un metal diferente. Los griegos también lo conocían y daban al asem el mismo nombre que al ámbar (electron) porque ambos tenían un color amarillento. Y el término de «electrón» en el sentido actual proviene de ese nombre griego para el ámbar (ver Tema 7), por las propiedades eléctricas de éste. También por esa época, entre el 4000 y 3500 a. C., se conocieron el plomo, la plata (en cuanto a plata nativa, pues su metalurgia será muy posterior, en época greco-romana, a partir de su sulfuro, la argentita, como mena principal) e, incluso, el hierro. Sin embargo, el hierro metálico era entonces muy escaso pese a la enorme abundancia de sus minerales en la corteza terrestre, ya que los egipcios no sabían extraerlo de aquellos. Por esta razón, se ha llegado a suponer que ese hierro tuviera su origen en meteoritos, como parece confirmarse por la presencia de algo de níquel en las muestras que nos han llegado de aquella época. No será hasta mucho después cuando los egipcios dispondrían de gran cantidad de este metal, procedente de los hititas, pueblo guerrero por excelencia, asentado en Asia Menor en el territorio de la actual Turquía, concretamente en la región de Ankara (como puede comprobarse en el Museo de las Civilizaciones de Anatolia de esta ciudad). Los hititas fueron capaces de encontrar una técnica para poder extraer el metal de sus minerales, hacia el 1400 a. C. Este proceso requería unas temperaturas mucho más elevadas que para los otros metales entonces conocidos y las lograron mediante el empleo de hornos calentados con carbón vegetal, en lugar de hacerlo en hornos de

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leña. Además, supieron transformar el hierro frágil que directamente se obtenía de este proceso en un producto duro y de gran tenacidad. De esta manera iniciaron lo que se conoce en la historia como Edad del Hierro (1000 a. C. hasta principios de nuestra era, aproximadamente), ya que el empleo de este metal proporcionaba no sólo armas de mayor dureza y eficacia para la guerra, sino también herramientas y objetos de mucha mejor calidad para la vida cotidiana. En cuanto al mercurio, si bien se afirma que se ha detectado su presencia en algunas tumbas egipcias (1600-1500 a. C.), su obtención no tuvo lugar hasta mucho después, en la época greco-romana, hacia el 400 a. C. El proceso metalúrgico era muy sencillo, bien por simple calentamiento del cinabrio —sulfuro de mercurio (II), HgS— o bien agitando éste con vinagre. Los textos romanos señalan también el descubrimiento del latón, al que en un principio se tomó como un tipo de cobre y no como lo que realmente era, su aleación con zinc. Este elemento, sin embargo, no fue conocido como material aislado hasta mucho después (como se tratará después, en la sección 10.2).

10.1.2. Importancia de los metales en la Antigüedad Llegamos con todo esto a los llamados siete metales de la Antigüedad (oro, cobre, plomo, plata, estaño, hierro y mercurio). Los metales eran símbolo de fuerza y victoria, hasta tal punto que se relacionaban esos siete metales con los siete cuerpos celestes entonces conocidos (el Sol, la Luna y cinco planetas), representándolos incluso mediante los símbolos correspondientes a esos astros. Los metales llegaron a ser de una importancia capital para el hombre de ese periodo y los pueblos que los poseían eran los dueños del poder. De ahí que el conocimiento de las artes metalúrgicas para extraer los metales de sus menas, purificarlos y mejorar sus propiedades mediante diferentes técnicas, resultaba fundamental. Esa sería la causa del gran secreto con el que se llevaban a cabo estas prácticas, que en el mundo egipcio tenían lugar en sus templos, verdaderos «laboratorios» de las primeras técnicas metalúrgicas o «divino arte». Y éste sería también, muy probablemente, el origen de la alquimia. Precisamente, desde el punto de vista de la química la aparición de la alquimia constituyó un hecho importantísimo. Hacia el año 300 d. C. surge

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en Alejandría, punto de convergencia del saber egipcio en química práctica (principalmente metalurgia, como se ha dicho, así como fabricación de vidrio, tintes, etc..) con filosofías y corrientes de pensamiento orientales. Y allí se desarrolla esta alquimia llamada griego-egipcia, que dio lugar a la creación y perfeccionamiento de muchas técnicas experimentales (como extracción, filtración, calcinación... y, sobre todo la destilación). Pero no se produjo el descubrimiento de ningún nuevo elemento. Se extiende hasta el 300 d. C., aproximadamente, cuando los alquimistas comienzan a dispersarse por todo Oriente Medio, obligados por las persecuciones de los romanos. Y después, cuando en el siglo VII esos territorios son invadidos por los habitantes de la Península Arábiga en su expansión político-religiosa, el saber de los alquimistas pasa a este pueblo (ver Tema 1). Comienza la etapa de la alquimia árabe, pero ésta se sitúa ya dentro de la Edad Media.

10.2. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA EDAD MEDIA Y EN EL RENACIMIENTO Ante todo, hay que tener en cuenta que la idea de elemento que se tenía en la Antigüedad no era la actual, como ya se trató en el Tema 1. El concepto de elemento en la cultura griega, según la filosofía aristotélica, era el de «principio general de la materia», concepto que prevaleció a lo largo de toda la Edad Media y la Edad Moderna, hasta que a finales de ésta irrumpe la «Nueva» Química. Los alquimistas árabes unen a sus profundos conocimientos una gran habilidad en las técnicas de laboratorio, en las que eran expertos e innovadores. Descubren así nuevos compuestos; por ejemplo, el más conocido de todos estos alquimistas, Jabir o Geber, del siglo VIII, aísla los ácidos fuertes. Sin embargo, no llegan a descubrir ningún nuevo elemento. Casi puede decirse lo mismo de la alquimia del occidente medieval cristiano, aunque al menos en esta etapa ya se descubre un elemento. Los cristianos van aprendiendo poco a poco del conocimiento de los árabes, incrementándolo con sus propias experiencias. Una de sus más importantes figuras es la del alemán Alberto Magno (ver Tema 4). Entre otros muchos méritos en alquimia, se le atribuye el descubrimiento del arsénico, del que

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describe algunas propiedades y un método para prepararlo (aproximadamente en 1250). Una teoría sobre el origen de este nombre es que proviene de la palabra griega arsénicos, que significa bravo, masculino, ya que los materiales de cobre mediante tratamiento con arsénico se hacían más duros y resistentes. Si bien en el mundo antiguo se trabajaba con compuestos de arsénico, sobre todo con sus sulfuros, como el rejalgar y el oropimente (de un fuerte color amarillo, por lo que se empleaban como colorantes y para preparar oro falso), el elemento aislado no se conocía. En cuanto al Renacimiento, con su llegada se produce una vuelta a la cultura clásica, que en muchas ciencias (como física o astronomía) se traduce en una verdadera revolución científica. Pero no así en la química, en la cual habrá que esperar más de dos siglos, hasta finales del siglo XVIII. Se va desarrollando, lentamente, siguiendo tres líneas: la de la alquimia, la de ciertos oficios tecnológicos (sobre todo, la minería y metalurgia, así como tintes, cerámica, etc.) y la de farmacia y medicina. Y respecto al descubrimiento de elementos, esa tarea va remontando si bien tímidamente, con el hallazgo de tres. El primero de ellos fue el zinc, debido (con gran probabilidad) al médico y alquimista suizo Paracelso. El zinc se empleaba —como ya se ha visto— en la fabricación del latón, pero no se conocía como tal metal. Sin embargo, se ha llegado a pensar que los antiguos persas lo habían obtenido, de lo que provendría su nombre, del término seng (piedra) en lengua persa. Por otra parte, en 1604 aparece la obra El Carro Triunfal del Antimonio, atribuida a un monje benedictino del siglo XV, Basilio Valentín, aunque todos los indicios señalan a Johann Thölde, fabricante de cerveza de la misma época de publicación de ese texto, como verdadero autor. Aparte de otros muchos aspectos dedicados a la prácticas alquímicas, en el libro se señala el descubrimiento por Basilio Valentín de dos nuevos elementos, el bismuto (en 1450) y antimonio (en 1492). Si bien existen numerosos datos de que ya desde la Antigüedad se conocían compuestos de antimonio (como su sulfuro, el famoso kohl, que aun hoy en día se sigue empleando en los países árabes para pintar los ojos) se tienen serias dudas de que el elemento aislado se conociera como tal. En cuanto al bismuto, fue llamado así por Agrícola (14941555), según latinización del nombre alemán wismuth (una interpretación posible es que provendría de weisse Masse, que quiere decir «masa blanca»). Los elementos descubiertos en esta etapa son, pues, cuatro (Tabla 10.2).

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Tabla 10.2. Elementos descubiertos en la Edad Media y en el Renacimiento Elemento

Descubridor (atribuido)

Año descubrimiento (aproximado)

Arsénico Antimonio Bismuto Zinc

Alberto Magno Basilio Valentín Basilio Valentín* Paracelso**

1250 ? 1450 ? 1450 ? 1450 ?

* Preparado por primera vez en 1746 por el químico alemán Andreas Sigismund Marggraf (1709-1782). ** Preparado por primera vez en 1753 por el químico francés Claude-François Geoffroy (1729-1753).

10.3. ELEMENTOS DE LA ERA DEL FLOGISTO En la segunda mitad del siglo XVII, Boyle había dado una clara definición del concepto de elemento, rompiendo así con la tradicional idea de principio general de la naturaleza. Para ese gran químico británico elemento o, más bien, cuerpo simple según su denominación, era toda materia que ya no podía descomponerse en otras más simples (según ya se trató más ampliamente en el Tema 1). Sin embargo, esto no significa que a partir de entonces los químicos tuvieran las ideas tan claras. Y aunque de una sustancia aislasen otras más simples, no se tenía la seguridad de que, a su vez, éstas pudieran seguir descomponiéndose en otras, y así sucesivamente. No obstante, lo supieran o no, el hecho es que en el siglo XVIII con la química del flogisto se descubrieron y asilaron gran cantidad de sustancias, muchas de las cuales resultaron ser lo que hoy entendemos como elementos. En el Tema 4, asimismo, se señalaron las características generales de esta teoría que, a pesar de ser errónea, tuvo en su favor el haber provocado la polémica y haber promovido así gran número de experimentos para comprobar sus postulados. Los químicos flogísticos, en consecuencia, resultaron ser muy expertos en los aspectos experimentales, crearon técnicas nuevas y perfeccionaron otras. Destacan entre ellas los procedimientos analíticos, el estudio de minerales y los experimentos con gases. La gran cantidad de ensayos de distintos tipos que llevaron a cabo condujo a un notable aumento de elementos descubiertos. De éstos, entre los

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que en estado natural son sólidos, solamente hay uno no metálico, el fósforo; el resto son metales. Por otra parte, descubrieron los elementos gaseosos más comunes.

10.3.1. Descubrimiento del fósforo y de elementos metálicos En orden cronológico, el primer elemento que se descubre en la época del flogisto es el fósforo. Esto fue debido al alquimista y médico alemán Hennig Brand (1625-1692). Intentaba, como todo buen alquimista, conseguir la transmutación a oro y para ello necesitaba la piedra filosofal. Comenzó por buscarla, curiosamente, en la orina humana, para lo cual realizó una serie de operaciones de destilación, concentración y extracción en su laboratorio. El resultado final fue la aparición de un sólido blanco de aspecto céreo y que tenía una asombrosa particularidad: que brillaba en la oscuridad. Por este emotivo le dio el nombre de fósforo, del griego fosforos, portador de luz (1669).

Elementos metálicos El descubrimiento de muchos de ellos está impregnado de curiosas anécdotas y leyendas. Tal es el caso del cobalto. En Sajonia, para conseguir vidrio de color azul, se empezaron a utilizar unos minerales que estaban próximos a las minas de cobre. Los mineros de esa región creían que esos minerales eran menas de cobre, con lo que intentaban una y otra vez obtener este metal. Nunca lo conseguían y persistiendo en su error llegaron a pensar que esas menas estaban embrujadas por los duendes de las montañas y las conocían ya desde la Edad Media como Kobald, que significa «duende» en alemán. Hay que decir que la industria minera se había desarrollado en gran manera a partir del Renacimiento, con lo que cada vez había mayor número de interesados en el estudio de los minerales, fueran o no químicos. Eso es lo que ocurrió con el médico sueco Georg Brandt (16941768), al que le llamó la atención nuestro misterioso mineral. Uno de los procesos metalúrgicos más clásicos para extraer metales, conocido por otra parte desde tiempo inmemorial, era el tratamiento de los minerales

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con carbón vegetal. Así hizo Brandt, y obtuvo un metal en 1735. Al estudiar su comportamiento comprobó que era atraído por un imán, lo mismo que ocurría con el hierro. Pero no se trataba de hierro, ya que éste daba muchos compuestos pardo-rojizos, mientras que los del metal desconocido eran azules. Era, pues, algo insólito, ya que esto nunca se había observado anteriormente con ningún otro material. En recuerdo del sobrenombre de Kobald que dieron los mineros a ese mineral, llamó cobalto al nuevo metal. Seguía el interés por los minerales, como ocurría con un discípulo sueco de Brandt, químico en este caso, Axel Fredrik Cronstedt (1722-1765), quien hizo por primera vez una clasificación de los minerales en función de los metales que contuvieran. Podríamos decir que se trata, pues, del primer mineralogista. Algunos minerales que acompañaban al cobre se utilizaban en la fabricación de vidrio (ya hemos visto el caso del cobalto). Esto es lo que ocurría con uno de color verde al que los mineros llamaban Kupfernickel, término alemán que proviene kupfer, cobre, y nickel, abreviatura de Nikolaus, que empleaban para designar al diablo. Es decir, esa palabra significaba «diablo del cobre» o también «falso cobre» ya que cuando estaba presente no dejaba que se trabajaran bien los minerales de cobre para extraer este metal. Cronstedt, en 1751, consiguió extraer de este Kupfernickel un nuevo metal (por el tratamiento clásico con carbón vegetal), que era blanco, daba compuestos verdosos y… también en este caso era atraído por un imán. Por su procedencia le dio el nombre de níquel. Estos dos metales, cobalto y níquel, fueron analizados por otro gran químico sueco, Torbern Olaf Bergman (1735-1784), mineralogista y gran analista, al que por esta razón se le enviaban minerales y metales «nuevos» para que, tras su análisis, confirmara o no tal calificativo. Ésta era una práctica habitual en tales casos. Y, efectivamente, con el níquel y el cobalto comprobó que no se trataban de compuestos de arsénico, como se había temido, sino de metales desconocidos hasta entonces. Bergman tuvo gran número de discípulos que acudían de muchos países para aprender junto a él las técnicas analíticas más novedosas del momento, y algunos de ellos llegaron a ser descubridores de metales. Así fue Johan Gottlieb Gahn (1745-1818), químico sueco que en 1774 extrajo un nuevo metal de un mineral conocido como manganesia, término derivado de una mala pronunciación del nombre magnesia (magnesia nigri, nombre debido a

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sus propiedades magnéticas). Por eso al metal se le llamó manganeso. También fue discípulo de Bergman y descubridor de metales Peter Jacob Hjelm (1746-1813), que partiendo de un mineral llamado molibdena (nombre que deriva del griego molybdos, plomo, ya que en un principio se confundía con una mena de plomo) aisló un metal de aspecto parecido a la plata, al que llamó molibdeno (1781). Otro mineralogista, austriaco en este caso, Franz Josef Müller (17401825), de una mena de oro separó, en 1782, un nuevo metal, parecido al antimonio. Se le dio el nombre de telurio (del latín Tellus, Tierra), a propuesta del químico alemán Martín Heinrich Klaproth (1743-1817). Asimismo éste último, que de aprendiz de farmacia llegó a ser profesor de la Universidad de Berlín y un gran mineralogista, unos años después, en 1789, descubrió otro metal. Trabajaba con un mineral pesado y oscuro de una mina de Bohemia, del que extrajo un óxido de color amarillo. Estaba seguro que contenía un nuevo metal y, a modo de lo que hacían los antiguos griegos, le llamó uranio, en referencia al planeta Urano descubierto pocos años antes (en 1781). En ese mismo año, algo después, extrajo otro óxido de una piedra semipreciosa, el zircón, y al nuevo metal que contenía se le conoció como zirconio. Sin embargo, tanto en un caso como en otro Klaproth no llegó a aislar esos nuevos elementos, sólo sus óxidos, aunque pese a ello se le considera descubridor de ambos metales. Por otra parte, Klaproth sugirió el nombre de titanio (en referencia a los Titanes de la mitología griega) para un metal no encontrado por él. Su descubridor fue un sacerdote británico, William Gregor (1761-1817), a quien le llamó la atención una tierra negra hallada en su propia parroquia. La analizó y extrajo de ella, en 1791, ese nuevo metal. Francia va a participar también en este proceso de descubrimiento de metales a través del químico y farmacéutico Louis Nicolas Vauquelin (1763-1829). Al estudiar un mineral nuevo encontrado en una mina de Siberia, observó que daba lugar a compuestos de llamativos colores rojos, por lo que cuando extrajo su metal, en 1797, lo llamó cromo (del griego chroma, color). Y al año siguiente en una piedra semipreciosa descubrió el óxido de otro metal desconocido, al que dio el nombre de berilio, ya que la gema se llamaba berilo (Figura 10.2). Con esto se cierra el siglo XVIII en lo que a descubrimiento de metales se refiere, si bien hay que tratar en un apartado especial un punto que nos pue-

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Figura 10.2. Cristal de berilo, mineral donde se descubrió el metal berilio.

de resultar de cierto interés, como es el de los científicos españoles que descubrieron elementos químicos, metales concretamente.

10.3.2. Implicación de científicos españoles en el descubrimiento de elementos químicos En toda esta etapa de descubrimiento de metales, como se ha visto, han participado diferentes países de toda Europa: Suecia, Alemania, Gran Bretaña o Francia. Pero también tuvo España una participación, por otra parte la única en el terreno del descubrimiento de elementos químicos. Fueron dos o, mejor dicho, tres (como se explicará más adelante) los metales descubiertos por españoles. Veamos su pequeña historia:

Descubrimiento del platino Este nuevo metal precioso fue descubierto por el sevillano Antonio de Ulloa y de la Torre Guiral (1716-1795). Astrónomo y marino, estaba interesado por multitud de aspectos científicos, lo que le llevó a participar en una expedición francesa a territorios de la América Meridional con fines científicos. En 1735, durante su recorrido por diferentes virreinatos, en unas minas de oro de Nueva Granada (hoy Colombia) descubrió un mineral, al que llamaban «platina» por su aspecto parecido a la plata. El nuevo metal que contenía, al que por esa razón se le dio el nombre de platino, fue descrito por Ulloa en aquella época. Sin embargo, por diversos avatares no pudo

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hacer público su descubrimiento hasta 1748, por lo que es ésta la fecha oficial de tal hecho. Es curioso pensar que en un principio el platino se utilizaba para adulterar el oro (incluso se le llamaba «oro blanco», término que hoy en día se emplea para una aleación oro-paladio) y que actualmente sea ya más caro que éste.

Descubrimiento del wolframio/tungsteno En el caso de este elemento fueron dos sus descubridores, los hermanos Juan José (1754-1796) y Fausto Elhuyar (1755-1833), aunque parece ser que el primero tuvo en este hecho una mayor participación. Riojanos, nacidos en Logroño, recibieron una sólida educación, primero en París, y después en Sajonia y diversos países centroeuropeos, completando así su formación en geología, mineralogía, minería y metalurgia. Después, Juan José (aunque no está muy claro que fuera sólo él), es pensionado por el rey Carlos III y recibe una beca para ir a Suecia, a fin de aprender junto a Bergman, en la Universidad de Upsala, las técnicas analíticas más avanzadas del momento. Allí trabaja en el análisis de unos minerales. Los Elhuyar no pudieron terminar los análisis en Suecia, por lo que a su vuelta a España se trajeron muestras de esos minerales y continuaron su estudio en los laboratorios del Real Seminario Patriótico de Vergara (Guipúzcoa), fundado por la Sociedad Vascongada de Amigos del País. Hay que decir que ésta era una institución típica de la Ilustración, para fomentar la

Figura 10.3. Sello conmemorativo de los hermanos Elhuyar.

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ciencia y la cultura. Así, 1783 los Elhuyar consiguieron aislar un nuevo metal al que dieron el nombre de wolframio. ¡De nuevo discípulos de Bergman se unen a la lista de descubridores de elementos! El nombre de wolframio proviene del mineral de donde los Elhuyar lo aislaron, la «wolframita». Este mineral solía acompañar a las menas de estaño, y en los procesos metalúrgicos de obtención de este último, la wolframita daba lugar a unas escorias que se conocían por los mineros como «espuma de lobo», en alemán wolf-rahm (de wolf, lobo, y rahm, espuma); de ahí esa denominación. Sin embargo, otros investigadores propusieron para este metal el nombre de tungsteno, debido al mineral llamado tungstena (en sueco «piedra pesada»), descubierto por otro gran químico sueco, Carl Wilhelm Scheele (1742-1786), por lo que a ese mineral se le llamó después «scheelita». Scheele pudo aislar de este mineral el óxido de un metal desconocido, pero no así este metal. Pese a ello hubo cierta polémica con la paternidad del descubrimiento. Los Elhuyar fueron los ganadores, pero quedó el nombre de tungsteno para este elemento, único admitido hoy por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), aunque sigue manteniéndose el símbolo W para representarlo, y el de wolframatos para sus sales. En cuanto al tercer elemento cuyo descubrimiento debería corresponder a un español, se trata del vanadio, detectado por vez primera en 1801. Pero como ya corresponde al siglo XIX, aunque al principio, se deja su discusión para el próximo y último tema de esta obra (Tema 11).

10.3.3. Elementos gaseosos: la química neumática Dentro de esta etapa de la química del flogisto, se va a desarrollar una especialidad que resultó novedosa y de gran originalidad. Es la llamada química neumática (del griego pneuma, aire), cuyo objetivo era el estudio del aire y, en general, de los gases. Si bien ya Boyle realizara estudios en este sentido, en realidad eran sobre el comportamiento físico de los gases, mientras que ahora lo que se investigaba era su comportamiento químico. En esta química destacan sobre todo los británicos, comenzando por Stephen Hales (1677-1761), quien inventó un aparato que resultó imprescindible para que

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este nuevo campo pudiera desarrollarse. Se trata de la cuba neumática (Figura 10.4), que permitía que los gases desprendidos en las reacciones fuesen recogidos en una vasija o cuba con agua. De esta manera, fue posible la manipulación experimental del estado gaseoso. Siguiendo un orden cronológico en cuanto al descubrimiento de elementos gaseosos, hay que empezar por el físico y químico Henry Cavendish (1731-1810), que pertenecía a la aristocracia inglesa, lo que le permitió gozar de un estatus económico con el que pudo dedicarse casi exclusivamente a sus estudios científicos. Hombre de suma inteligencia y gran experimentador, realizó importantes hallazgos. Era, sin embargo, extravagante y lleno de rarezas, misógino y solitario en extremo. En 1766, cuando estudiaba la acción de los ácidos sobre metales descubrió un gas sumamente ligero que ardía fácilmente, por lo que le llamó aire

Figura 10.4. Cuba neumática de Hales, con la que se podían recoger los gases desprendidos en una reacción.

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inflamable. Aunque ya había sido detectado por Boyle y por van Helmont, fue Cavendish quien logró aislarlo y determinar muchas de sus propiedades (1766). Este aire inflamable era en realidad el hidrógeno, como después fue llamado por Lavoisier. Ese nombre proviene del griego hydros, agua, y genos, generador, es decir, significa «generador de agua», ya que se produce agua en su combustión. Pero Cavendish llegó a pensar que se trataba del mismo flogisto. Por otra parte, el médico y químico escocés Daniel Rutherford (17491819) —tío del famoso novelista Sir Walter Scott, autor de Ivanhoe, entre otras conocidas novelas— descubrió un nuevo gas. Realizó una serie de estudios sobre la composición del aire, donde descubrió en 1772 un nuevo gas. A instancias de su maestro, el brillante físico y químico también escocés Joseph Black (1728-1799), Rutherford continuó las investigaciones de éste sobre la composición del aire. Estudió así el comportamiento de ratones dentro de una cámara cerrada, y observó que al cabo de cierto tiempo, morían. Y con una vela encendida, el resultado era que al poco tiempo la vela se apagaba. Lo curioso era que en ambos casos aún quedaba «aire» en la cámara (incluso después de eliminar el dióxido de carbono). A este aire que no permitía la vida y en el que no ardía una vela lo llamó aire flogistizado, ya que pensó que con la combustión o con la respiración el aire se saturaba de flogisto. Lavoisier le dio el nombre de azoe (o azote), del prefijo griego a-, privado de, y zoé, vida; es decir, «carente de vida». Este gas era, realmente, el nitrógeno, como se denominó después (del griego nitron, nitro o salitre, y genos, generador). Por último, a la lista de elementos gaseosos descubiertos «oficialmente» en este periodo hay que añadir el del británico Joseph Priestley (17331804). Pertenecía a la Iglesia Inconformista de Inglaterra y compaginó sus labores como ministro de su iglesia con las de profesor e investigador en química. Así, empezó a interesarse por el estudio de los gases a raíz de estar situada la capilla en la que estaba destinado en las proximidades de una fábrica de cerveza, en cuya fermentación se producía una enorme cantidad de gas (dióxido de carbono), lo cual le llevó a inventar el «agua de soda». Aparte de otros muchos trabajos, su mayor éxito es el descubrimiento del oxígeno. Se le ocurrió calentar un polvo rojizo llamado entonces «cal roja» (que no era otra cosa que óxido de mercurio) por medio de una lente para concentrar los rayos solares. Se formó mercurio metálico, que se depositó en el fondo del recipiente, pero además observó que se originaba un gas con

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una curiosa propiedad: en él las combustiones se producían mucho mejor. Lo denominó aire desflogistizado, es decir, aire que había perdido el flogisto. Este gas no era otra cosa que el oxígeno, nombre debido a Lavoisier, y que significa «formador de ácidos» (del griego oxys, ácido, y genos, de generar), ya que erróneamente pensaba que el oxígeno estaba presente en todos los ácidos. Por su parte, Priestley desgraciadamente, no supo apreciar la importancia de su hallazgo. En relación con el descubrimiento de gases, no se puede olvidar al gran químico sueco de origen alemán, Scheele, que ya ha aparecido con motivo de los hermanos Elhuyar. De aprendiz de farmacia en su juventud (como tantos otros que llegaron a ser importantes químicos) pasó a ser un gran investigador, llegando a descubrir numerosas sustancias, tanto orgánicas como del mundo inorgánico (gases, principalmente). Así, entre otras sustancias gaseosas descubrió un gas de color verde, pero no se dio cuenta que se trataba de un elemento, por lo que no ha quedado para la historia como descubridor de ese gas, que resultó ser nada menos que el cloro.

Figura 10.5. Carl Wilhelm Scheele, un químico al que la suerte no le acompañó.

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Por otra parte, estudiando la composición del aire descubrió un «aire de fuego» porque hacía que las cosas ardiesen más fácilmente. Obviamente se trataba del oxígeno, y lo descubrió en 1772, dos años antes que Priestley. Sin embargo, por desgracia se retrasó la publicación de este hallazgo por culpa de su editor, por lo que perdió sus derechos sobre la autoría de este hallazgo. ¡Algo parecido a lo que le ocurrió a Meyer con la publicación de su tabla periódica! De nuevo, también, se produjo un descubrimiento simultáneo por dos investigadores distintos, de forma totalmente independiente. La verdad es que Scheele (Figura 10.5) tuvo bastante mala suerte en su vida: no se le reconocieron algunos de sus descubrimientos y murió envenenado muy probablemente a causa de los mismos productos que manipulaba. Tabla 10.3. Elementos descubiertos en la época de la química del flogisto Elemento

Descubridor

Año del descubrimiento

Fósforo

Brand

1669

Cobalto Platino Níquel Manganeso Molibdeno Telurio Tungsteno/Wolframio Uranio Zirconio Titanio Cromo Berilio

Brandt Ulloa Cronstedt Gahn Hjelm Müller Hnos. Elhuyar Klaproth Klaproth Gregor Vauquelin Vauquelin

1735 1748 1751 1774 1781 1782 1783 1789 1789 1791 1798 1798

Hidrógeno Nitrógeno Oxigeno

Cavendish D. Rutherford Priestley/Scheele

1766 1772 1774/1772

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CONCLUSIÓN Desde la Antigüedad hasta el comienzo del siglo XVIII son muy pocos los elementos que se conocen. Pero a partir de esos momentos y con la nueva etapa del flogisto, el proceso de descubrimiento de nuevos elementos toma un ritmo acelerado. El gran avance en técnicas analíticas y el interés por el estudio de minerales serán los principales responsables de este fenómeno. Se abre así nuevo siglo, el XIX, con una lista de un total de veintinueve de lo que hoy entendemos por elementos químicos.

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TEMA 11

ELEMENTOS DESCUBIERTOS EN LOS SIGLOS XIX, XX Y XXI

ESQUEMA-RESUMEN INTRODUCCIÓN 11.1. ELECTROQUÍMICA Y SU APLICACIÓN AL DESCUBRIMIENTO DE NUEVOS ELEMENTOS 11.1.1. Los metales de Davy 11.1.2. Aislamiento de los halógenos 11.2. DESCUBRIMIENTO DE ELEMENTOS POR MÉTODOS QUÍMICOS CLÁSICOS 11.3. IDENTIFICACIÓN DE NUEVOS ELEMENTOS POR ESPECTROSCOPÍA 11.3.1. Los elementos del Sol 11.3.2. Los gases inertes y la espectroscopía 11.4. OTRA VEZ LAS TIERRAS RARAS 11.5. LA RADIACTIVIDAD Y EL DESCUBRIMIENTO DE ELEMENTOS 11.5.1. Elementos fabricados: obtención de elementos artificiales — Guerra de nombres CONCLUSIÓN

OBJETIVO Comprender la incidencia que sobre el hallazgo de nuevos elementos tuvieron la invención de algunas técnicas y el descubrimiento de ciertos fenómenos químicos

INTRODUCCIÓN Con el siglo XIX se abre una nueva etapa para la Química. Su «revolución», personificada en la figura de Lavoisier, ha tenido lugar en los últimos años del siglo anterior, con lo que emerge la Nueva Química con un ímpetu extraordinario. Surgen teorías, técnicas nuevas y, asimismo, se realizan importantes descubrimientos. Y unos descubrimientos irán dando paso a otros, en intima conexión, que contribuirán enormemente el desarrollo de esta ciencia experimental y a ampliar a gran velocidad el número de elementos conocidos.

11.1. ELECTROQUÍMICA Y SU APLICACIÓN AL DESCUBRIMIENTO DE NUEVOS ELEMENTOS Uno de esos descubrimientos es el de la naturaleza eléctrica de la materia, el cual llevó asociados ciertos inventos científico-tecnológicos, de los que hay que citar en primer lugar la pila Volta. Y este invento, a su vez, trajo entre otras consecuencias su aplicación al estudio de las sustancias y al surgimiento de una nueva rama de la Química, la Electroquímica. Ésta se ocupa, en términos generales, de las relaciones entre las corrientes eléctricas y las transformaciones químicas de la materia. Para el aspecto que nos concierne, el del descubrimiento de nuevos elementos, la vertiente electroquímica que aquí interesa es el estudio de las transformaciones que puede sufrir una sustancia al aplicarle una corriente eléctrica. Las técnicas electrolíticas, aunque se conocían realmente desde hacía mucho tiempo, es ahora cuando se desarrollarán de una forma científica, buscando la interpretación a esos fenómenos. Tras la invención de la pila Volta, era fácil poder aplicar una corriente eléctrica a la materia, y así se

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empezó a observar que de esta manera muchos compuestos sufrían una descomposición, es decir, se «rompían» por acción de la corriente. Es el fenómeno de la electrolisis (de electro, referente a la electricidad y lisis, rotura). La afición por este tipo de experimentos se extendió rápidamente por toda Europa. Era el fenómeno de «moda». Gran cantidad de hombres de ciencia se lanzó a estudiar estos procesos, pero los que destacaron sobre todos los demás fueron dos británicos, Davy y Faraday (de los que ya se trató en el Tema 7). Pero Davy, en lo relativo a descubrir elementos, es el primero en el ranking. Davy se había hecho famoso por descubrir el poder anestésico del óxido nitroso, llamado también «gas de la risa», que actuaba como una verdadera droga. Y también inventó una lámpara de seguridad para los mineros. Además, era un excelente comunicador, y daba conferencias y hacía demostraciones sobre diversos temas de química que le dieron una gran popularidad y a las que asistía también la nobleza británica e, incluso, miembros de la realeza. Pero tal vez su verdadera pasión era la electroquímica, que le condujo a descubrir un buen número de elementos (Figura 11.1).

Figura 11.1. Dibujo de la época representando a Humphry Davy trabajando en su laboratorio.

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11.1.1. Los metales de Davy Davy en 1807 estudió la acción de la electricidad sobre la potasa, obtenida al quemar ciertas plantas marinas (algas, principalmente), con lo que quedaban unas cenizas ricas en álcali. Colocaba esas cenizas en agua y hacía pasar la corriente eléctrica. Pero sólo se separaban dos gases, el hidrógeno y el oxígeno del agua. Pero después, al repetir el experimento en seco, el resultado fue muy distinto: se separaron unos pequeños glóbulos brillantes sobre los electrodos de platino. Y supuso que eso era un nuevo elemento, al que llamó potasio (por la potasa, naturalmente). Repitió poco después ese experimento con sosa y en este caso obtuvo otro nuevo elemento, al que puso el nombre de sodio (aunque su símbolo es Na, que proviene del término egipcio natron, sales de ciertos lagos ricas en carbonato de sodio). Tanto el sodio como el potasio resultaron ser metales. Como se ha dicho la potasa, y también la sosa, se obtenían de la calcinación de ciertas plantas marinas, formándose unas cenizas muy oscuras, a las que los árabes llamaban kali. De ahí la calificación de metales alcalinos que se dio a estos dos metales. Davy continuó con sus experimentos e intentó descomponer la cal de la misma manera. Pero en este caso fue mucho más difícil, aunque finalmente salió victorioso y consiguió al año siguiente, 1808, separar otro metal, al que llamó calcio (de la palabra latina calx). Lo mismo llevó a cabo con la barita y con la magnesia, obteniendo en esos casos los metales bario y magnesio, respectivamente. Animado por sus éxitos, continuó de la misma manera con un mineral encontrado en la ciudad escocesa de Strontian, y de nuevo tuvo éxito: a este metal por su procedencia lo llamó estroncio. Si el sodio y el potasio eran metales alcalinos, estos cuatro, calcio, bario, magnesio y estroncio, son conocidos como metales alcalinotérreos. Tabla 11.1. Los metales de Davy Elemento Potasio Sodio Calcio Bario Magnesio Estroncio

Descubridor

Año

Davy

1807 1807 1808 1808 1808 1808

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11.1.2. Aislamiento de los halógenos En 1774 Scheele descubre un gas de color verde y olor sofocante, y pensó que se trataba de un compuesto. Pero Davy, en 1810 retomó el trabajo del químico sueco y siguió experimentando con ese gas, con lo que concluyó que debería tratarse de un elemento. Le dio el nombre de cloro (del griego chloros, verde). Sin embargo, encontró la oposición de los químicos de su época. Y así quedaron las cosas. Por otra parte, en 1811 el químico francés Bernard Courtois (17771838) experimentando también con cenizas de algas (fuente de álcalis, como ya se ha dicho), había observado que al tratarlas con ácido fuerte se desprendían unos vapores violáceos. Pensó que se trataba de un nuevo elemento, y le dio el nombre de yodo (del griego ioeides, color violeta). Resultó que el yodo, al hacer el estudio experimental de su comportamiento químico, era muy similar al del gas verde de Davy y Scheele. Pero, aun así, el asunto siguió quedando pendiente y hubo que esperar 15 años para que quedara zanjado. Así, en 1826 otro químico francés, Antoine Jérôme Balard (18021876), estudiando en su laboratorio sales de procedencia marina, observó que cuando les añadía ciertos reactivos producían una coloración parda. Continuó investigando este proceso y al final llegó a aislar un nuevo elemento, un vapor de color pardo-rojizo y olor irritante y desagradable. Por ello, Balard le dio el nombre de bromos (de griego brômos, fetidez). Este nuevo elemento daba compuestos parecidos a los de yodo y cloro, lo cual ratificó de forma indirecta la afirmación de Davy. Y como todos ellos producían sales muy fácilmente, a esto elementos se les llamó halógenos (del griego halôs, sal, y gennao, generar), es decir «formadores de sal». Pero para encontrar al primero de este grupo, el flúor, hubo que esperar aún unos cuantos años, después de la presentación de Mendeleiev de su sistema de clasificación periódica y cuando ya se habían llenado muchos de los huecos previstos por el gran químico ruso. Pero quedaban además otros espacios, ya que había que completar familias y periodos. Tal era el caso de un halógeno, precisamente el que debía encabezar el grupo. Sin embargo, el elemento en cuestión era tan sumamente activo que no había manera de separarlo de los compuestos de los que formaba parte. Davy, Faraday y Gay-Lussac lo habían intentado sin ningún éxito. Finalmente, en 1886 lo consiguió aislar el químico francés Henri Moissan (1852-

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1907). Como por su enorme actividad se sabía que este elemento atacaba a casi todos los metales y también al vidrio, empleó un sofisticado procedimiento electrolítico: como recipiente utilizó una aleación de platino e iridio, muy resistente, y enfrió el sistema todo lo posible a fin de disminuir esa actividad. De esta forma, logró aislar al menos una pequeña cantidad de flúor (llamado así del latín fluere, fluir o fundir, ya que el espato flúor se utilizaba como fundente en ciertos procesos metalúrgicos). Por este y otros trabajos Moissan recibió el Premio Nobel de Química de 1906. ¡Y triunfando sobre Mendeleiev! (ver Tema 5). Se da la circunstancia de que murió relativamente pronto, a los 55 años, y se ha sugerido que tal vez sus estudios con flúor hubieran podido contribuir a ello. Tabla 11.2. Descubrimiento de los halógenos Elemento

Descubridor

Año

Cloro Yodo Bromo Flúor

Scheele/Davy Courtois Balard Moissan

1774/1810 1811 1826 1886

11.2. DESCUBRIMIENTO DE ELEMENTOS POR MÉTODOS QUÍMICOS CLÁSICOS No todos los descubrimientos de nuevos elementos tuvieron lugar con minerales europeos. Estados Unidos también tuvo su participación, en este caso con un mineral raro que fue analizado en Londres por el químico británico Charles Hatchett (1765-1847) y, como resultado, en 1801 se encontró un nuevo metal al que se llamó columbio (de Columbia, sobrenombre de Estados Unidos). Sin embargo, tal conclusión dio lugar a una polémica, ya que otros científicos afirmaron que en realidad se trataba del elemento tantalio, descubierto en 1802 por el químico sueco Anders Gustaf Ekeberg (1767-1813), y cuyo nombre había sido dado en referencia a Tántalo, un personaje de la mitología griega. Sin embargo, mucho después, en 1846, será un químico alemán, Heinrich Rose (1796-1864) quien demostró que ambos elementos eran diferentes. Rose, en lugar de respetar el nombre de columbio, le dio uno nuevo, niobio, en recuerdo de Níobe, hija de Tántalo, nombre que ha quedado oficialmente.

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También se descubrieron elementos que tenían bastantes similitudes con el platino. El químico y físico británico William Wollaston (1776-1828) encontró en 1803 dos nuevos metales en impurezas que acompañaban a aquel metal. Les llamó paladio (en honor del planetoide Palas, que se había descubierto por entonces) y rodio (del griego rhodon, de color rosa, como el de los compuestos a los que daba lugar). Y en ese mismo año otro químico, también británico, Smithson Tennant (1761-1815) añadió a esa lista dos metales más, también descubiertos acompañando al platino: el osmio (del griego osme, olor, pues sus compuestos tenían un olor desagradable) y el iridio (del griego iris, arco iris, por dar compuestos coloreados). En esos momentos la tarea de descubrir elementos va pasando a manos de los científicos franceses. Gay-Lussac y Louis-Jacques Thénard (17771857), que frecuentemente trabajaban en colaboración, decidieron intentar aislar un nuevo elemento del bórax, descomponiendo este compuesto por métodos electroquímicos. Pero al comunicarle una corriente eléctrica, tras muchos ensayos infructuosos comprobaron que era imposible. Por ello, dado que era conocida la gran afinidad que tenía el potasio por el oxígeno, probaron tratando al ácido bórico con este metal. Y, efectivamente, ahora sus esfuerzos se vieron coronados con el éxito, aislando en 1808 un nuevo elemento, el boro (derivado de la palabra «bórax»). Fue éste un triunfo a nivel nacional, ya que Davy, que por entonces estaba ocupándose de la misma tarea, aisló también este elemento. Pero..., unos días después. Asimismo, científicos de otras nacionalidades empezaron a participar en esta competición de aislar elementos desconocidos, principalmente suecos y alemanes. En primer lugar, un alumno de Berzelius, Johan August Arfvedson (1792-1841), que en 1817 descubrió un nuevo metal alcalino en un mineral de tierra sueca, y lo llamó litio. Por la palabra griega lithion, piedra (sin embargo, no aisló este metal y fue Davy quien lo logró después). En el mismo año, otro químico, alemán en este caso y alumno de Vauquelin, Friedrich Stromeyer (1776-1835), aisló un metal también desconocido de un mineral llamado cadmia, por lo que le dio el nombre de cadmio. De nuevo entra en escena un sueco, nada menos que el gran Berzelius, quien al analizar en 1817 unas muestras de un ácido sulfúrico fabricado en una ciudad minera de Suecia, detectó un metal del que pensaba que era telurio; pero al aislarlo, comprobó que era un metal desconocido. Le llamó selenio (del griego Selene, Luna, a semejanza del telurio, que recibe su nombre de tellus, Tierra). El mismo Berzelius, en 1824, consiguió aislar de la sílice un

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elemento nuevo, mediante su tratamiento con potasio, y le dio el nombre de silicio. Sin embargo, Davy con sus métodos electrolíticos había fracasado en el intento. Se intentó tratar la alúmina de la misma manera para extraer algún nuevo elemento, pero todos los intentos fueron fallidos, hasta que en 1827, un discípulo de Berzelius, Freidrich Wöhler (1800-1882), químico alemán muy conocido por su síntesis de la urea, lo consiguió. Bien es cierto que en muy poca cantidad y, además, por un método muy caro a base de potasio puro, pero marcó la pauta para mejorar las condiciones de obtención de un elemento tan utilizado como es el aluminio, nombre que se dio a este metal. No obstante, dos años antes había sido obtenido impuro por el físico y químico danés Hans Christian Oersted (1777-1851). El siguiente nuevo metal fue el torio, descubierto por Berzelius en 1828 al analizar un mineral de Noruega. Por eso le puso ese nombre, del dios escandinavo Thor. Y, seguidamente, en 1830, es cuando aparece el metal de la discordia, el vanadio (ver Tema 10). El descubrimiento de este metal se atribuye oficialmente al sueco Nils Gabriel Sefström (1787-1845), quien halló su oxido cuando estudiaba unos minerales de su país, en 1830. Él y Berzelius, de quien era discípulo, le dieron el nombre de vanadio, por la variedad de colores y belleza de sus sales (por Vanadis, diosa del amor y la belleza en la mitología nórdica). Sin embargo, realmente se trata de un redescubrimiento, ya que este elemento fue detectado por primera vez mucho antes, en 1801, por el mineralogista y químico español Andrés Manuel del Río Fernández (1764-1849). Lo encontró en unas minas de plomo de México y le llamó eritronio (del griego eritros, rojo) por el color rojo que tomaban sus compuestos al calentarlos. Desgraciadamente cuando el mineral fue sometido a análisis para comprobar el descubrimiento de del Río, se dio un resultado equivocado, con lo que éste retiró su reivindicación. Y aunque en 1831 Wöhler confirmó la autenticidad de su descubrimiento, ya era demasiado tarde para que la gloria se adjudicase al español. Se trata de un caso algo parecido al de Scheele y el oxígeno, aunque en el caso de del Río fue mucho más sangrante, ya que del Río descubrió este metal treinta años antes. Por otra parte, en 1886 el químico alemán Winkler descubre el germanio (el eka-silicio de Mendeleiev), como ya se trató en el Tema 6.

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Tabla 11.3. Elementos descubiertos por métodos químicos clásicos Elemento

Descubridor/es

Año

Niobio (columbio) Tantalio Paladio Rodio Osmio Iridio Boro Litio Cadmio Selenio Silicio Aluminio Torio Vanadio (eritronio) Germanio

Hatchett Ekeberg Wollaston Wollaston Tennant Tennant Gay-Lussac y Thénard Arfvedson Stromeyer Berzelius Berzelius Wöhler Berzelius Sefström/del Río Winkler

1801 1802 1803 1803 1803 1803 1808 1817 1817 1817 1824 1827 1828 1831/1801 1886

11.3. IDENTIFICACIÓN DE NUEVOS ELEMENTOS POR ESPECTROSCOPÍA Una vez construido el espectroscopio (ver Tema 6), rápidamente Bunsen y Kirchoff se dieron cuenta de que su gran capacidad analítica podía aplicarse a la identificación de elementos aún desconocidos. Es decir, mediante el análisis espectroscópico no sólo podía confirmarse la presencia o la ausencia de un determinado elemento, sino que la aparición de unas líneas espectrales nuevas eran un indicador de la existencia de un elemento también nuevo, ya que cada elemento tenía su propio espectro. Y más aún, se podían incluso predecir algunas propiedades de un elemento desconocido, simplemente comparando su espectro con el de otros elementos que sí se conocían. De esta manera, Bunsen y Kirchoff se aplicaron a descubrir elementos. Su primer éxito llegó en 1860, y se lo proporcionaron las sales presentes en las aguas minerales de Dürkheim (Alemania), en cuyo espectro aparecían dos líneas extrañas, de color azul. Demostraron que correspondían a un elemento nuevo, que sería un metal alcalino al que llamaron cesio (de la palabra latina caesius, con la que se designa el azul del cielo). Al año siguiente, observaron unas líneas de color rojo oscuro en el espectro de materiales alcalinos separados de un mineral llamado lepidolita. Correspondía a su

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Figura 11.2. Los dos grandes espectroscopistas Bunsen (derecha) y Kirchoff (izquierda).

segundo elemento descubierto, que recibió el nombre de rubidio (del latín rubidius, rojo oscuro). Tras estos éxitos de los dos científicos alemanes, numerosos investigadores decidieron continuar por este camino. Es así como Crookes, el mismo año en que se descubriera el rubidio, 1861, encontró otro nuevo elemento al analizar en el espectroscopio algunas sales procedentes de fábricas de ácido sulfúrico. Observó así una nueva línea de color verde, con lo que identificó un elemento desconocido hasta entonces, al que llamó talio (del griego tallós, tallo verde). En 1863 y por el mismo procedimiento, otros dos investigadores alemanes, Ferdinand Reich (1799-1882) y Hieronimus Theodor Richter (18241919), de la Escuela de Minas de Friburgo, al estudiar un mineral de zinc descubrieron el indio (nombre dado por la línea de color azul índigo de su espectro). Se da la curiosa circunstancia de que Reich era daltónico y, por

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tanto, no podía distinguir los colores, por lo que fue muy oportuna su asociación con Richter. De forma análoga, en 1875 Lecoq de Boisbaudran descubrió el galio, que resultó ser una de las predicciones cumplidas de Mendeleiev, su eka-aluminio (su descubrimiento fue tratado más detalladamente en el Tema 6).

11.3.1. Los elementos del Sol Los astrónomos pronto utilizaron esta técnica para analizar la luz de los cuerpos celestes. Y fue así como se descubrió el helio, como ya se comentó en el Tema 6. En 1868 hubo un eclipse solar casi total, y durante el mismo se analizó por espectroscopía la luz que llegaba del Sol en una localidad de la India. Los astrónomos Norman Lockyer (1836-1920) y Pierre J. C. Janssen (1824-1920) encontraron una línea de color amarillo que no correspondía a ningún elemento (Figura 11.3).

Figura 11.3. Pierre J.C. Janssen, uno de los descubridores del helio en el Sol.

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El químico inglés Edward Frankland (1825-1899) confirmó sus resultados. Lockyer propuso el nombre helium para el nuevo elemento, en honor al dios griego del sol, Helios, añadiendo el sufijo -ium, utilizado para los elementos metálicos, ya que curiosamente entonces se pensaba que se trataba de un metal, pero no lo que realmente era, un gas inerte. Pero unos años después (1895) en un mineral de uranio, llamado cleveíta, William Ramsay consiguió aislar un gas. Su espectro reveló que se trataba del mismo elemento, con lo cual se demostró que sí existía en nuestro Planeta y que, además, no era un metal.

11.3.2. Los gases inertes y la espectroscopía También la espectroscopía sirvió para ratificar la existencia de otros gases inertes, empezando por el argon, detectado en nuestra atmósfera. El químico británico Henry Cavendish en sus estudios sobre la naturaleza del aire había observado en 1783 lo que él llamaba una «burbuja» de aire no reactivo. Es decir, se trataba de un gas presente en el aire que no reaccionaba y que, por tanto, no sería ni el oxígeno ni el nitrógeno. Pasado el tiempo y basándose en estos experimentos como punto de partida, otros dos científicos también británicos, John William Strutt (1842-1919), más conocido por Rayleigh (por ser el tercer lord Rayleigh) y Ramsay identifican en el aire un componente hasta el momento desconocido. En 1894 estudian sus propiedades físicas y su comportamiento químico, de lo que resulta que es un gas de gran inercia química, ya que no logran combinarlo con ninguna otra sustancia. Por medios espectroscópicos detectan en su espectro ciertos grupos de líneas rojas y verdes, que no correspondían al espectro de ningún gas conocido. Todo ello les indica que se trata de un nuevo elemento, un gas al que por su falta de reactividad dan el nombre de argon, que en griego significa «inactivo». Un dato de suma importancia que se encontró al estudiar el argon es que era un gas monoatómico. Es decir, su valencia era 0. Esto hizo sospechar a Ramsay pue podía haber todo un grupo de gases con esta característica. Por otra parte, poco después el mismo Ramsay aísla el helio, como acabamos de ver. Con esto, la idea de un grupo de gases con valencia 0 se hace más firme.

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Esto le impulsa a buscar esos gases en el aire, y lo consigue en 1898, en colaboración con otro químico británico, Morris William Travers (18721961). En 1898 obtuvieron una gran cantidad de aire líquido y lo sometieron a destilación fraccionada. Encuentraron así tres gases inertes más: el neon (del griego neos, nuevo), el kripton (del griego kriptos, oculto) y el xenon (del griego xenos, extraño). Por su descubrimiento de los gases nobles Ramsay consiguió el Premio Nobel de Química de 1904. El último gas de este grupo, el radón, fue descubierto mucho después, en 1900, cuando el físico alemán Friedrich Ernst Dorn (1848-1916) encontró un gas radiactivo, producto a su vez de la desintegración del radio. De ahí su nombre. Ramsay demostró que se trataba de otro gas inerte, concretamente el sexto y último de la familia. Sin embargo, hay cierta polémica en cuanto a la adjudicación de este descubrimiento, ya que Rutherford lo había detectado anteriormente en el torio. Tabla 11.4. Elementos identificados por espectroscopía Elemento

Descubridor/es

Año

Cesio Rubido Talio Indio Galio Helio Argon Neon Kripton Xenon

Bunsen y Kirchoff Bunsen y Kirchoff Crookes Reich y Richter Lecoq de Boisbaudran Janssen y Lockyer/Ramsay Rayleigh y Ramsay Ramsay y Travers Ramsay y Travers Ramsay y Travers

1860 1861 1861 1863 1875 1868/1895 1894 1898 1898 1898

11.4. OTRA VEZ LAS TIERRAS RARAS Al final del siglo XVIII se va a abrir el complicado capítulo —químicamente hablando— de las tierras raras, de las que ya se trató brevemente en el Tema 6. Todo comienza con cuando un mineralogista aficionado encuentra en 1787 un mineral negro y denso en una mina del pueblo sueco de Ytterby. Unos años después, en 1794, el químico finlandés Johan Gadolin (Figura 11.4) —otro discípulo de Bergman y profesor en la Universidad de Abo, en Finlandia—, analizó ese mineral y se dio cuenta de que contenía una tierra

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Figura 11.4. Johan Gadolin, con quien se inicia la química de las tierras raras.

(es decir, un óxido) desconocida. Por el lugar de su origen se la llamó itria, nombre dado en 1797 por el sueco Ekeberg, descubridor a su vez del elemento tantalio, como acabamos de ver. Poco después, en 1803, el químico y farmacéutico alemán Martin Heinrich Klaproth (1767-1813) identificó una tierra muy parecida. Y al mismo tiempo y de forma independiente, los suecos Berzelius y Wilhelm Hisinger (1766-1852) en un extraño mineral encontraron otra tierra a la que dieron el nombre de ceria, por el asteroide Ceres, descubierto por entonces (1801). Berzelius convenció a Carl Mosander (1797-1858), su sucesor en el Instituto Carolino de Estocolmo, de que investigase sobre ambas tierras, con el fin de aislar e identificar nuevas sustancias. De esta manera, Mosander comenzó a trabajar en ello. Pasado el tiempo, en 1839 tuvo la prueba de que la ceria no era un óxido puro, consiguiéndolo separar en dos: uno insoluble, al que siguió llamando ceria, y otro soluble, al que denominó lantana (del griego lanthanein, oculto, ya que estaba «oculto» en la ceria). Pero esto tampoco terminaba aquí, porque de la lantana separó

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en 1841 dos tierras: la lantana y la didimia, llamada así, «gemelo» (en griego didymos) por su extraordinario parecido al lantano. Y con el tiempo, la didimia fue separada a su vez en dos óxidos que resultaban casi gemelos entre sí. Esta separación fue llevada a cabo mucho después, en 1885, por el químico austriaco Carl Auer (1858-1929), que después llegó a ser el barón von Welsbach. Llamó a esas nuevas tierras praseodimia o gemelo verde, por el color verde de sus compuestos (del griego praseios, verde y didimos, gemelo) y neodimia, o nuevo gemelo (del griego neos, nuevo). Volviendo a Mosander, en 1843 se dedicó a analizar la itria de Gadolin y como resultado encontró que, en realidad, contenía tres tierras diferentes: una incolora, a la que llamó itria (conservando el nombre del original), otra amarilla, erbia y la tercera de color rosa, terbia, nombres todos derivados del pueblo de origen Ytterby. Pero el trabajo con estos compuestos se iba haciendo cada vez mas complicado a causa de un extraordinario parecido en su comportamiento químico. Buena prueba de ello son los continuos desdoblamientos de aquello que se creía una sola tierra en dos o, incluso, más tierras. Mucho después otros químicos van tomando el relevo, pero ahora ya se cuenta con los medios espectroscópicos. Así, en 1878, el químico suizo Jean-Charles Galissard de Marignac (1817-1894) demostró que la erbia se separaba en dos tierras: una roja, erbia, y otra incolora, iterbia. Y aún más: sólo un año después (1879) Nilson consiguió más separaciones aún, desdoblando la iterbia en dos tierras, la iterbia y la escandia, la cual contenía el ekaboro de Mendeleiev, es decir el escandio, cuyo descubrimiento ya se expuso en el Tema 6. Pese a la gran complicación se seguía trabajando con cada tierra, ya fuera en nuevos minerales encontrados, ya en estas fracciones, intentando estudiar si podían seguir desdoblándose. Fue así como en 1879 el sueco Per Theodor Cleve (1849-1905), profesor en la Universidad de Uppsala, separó la erbia en tres tierras: en erbia, holmia (nombre latino de Estocolmo) y tulia (de Thule, antiguo nombre dado a Escandinavia). En Francia, Lecoq de Boisbaudran en un mineral ruso llamado samarsquita identifica por espectroscopía otra tierra rara, que denomina samaria (1879). Al año siguiente Marignac descubre una nueva tierra rara, a la que se dio el nombre de gadolinia, en honor de Gadolin. Ésta fue una propuesta de Lecoq de Boisbaudran, quien por su parte, en 1886 separa la holmia de Cleve en dos tierras, holmia y disprosia (del griego dysprositos, de difícil acceso).

246


Y llega el siglo XX y la problemática química de las tierras raras aún continúa. En 1901 el químico francés Eugène Demarçay (1852-1904), que había colaborado con los Curie en los estudios espectroscópicos del radio, descubre otra tierra rara, al fraccionar la samaria en samaria y europia, llamada así en honor de Europa. Y también otro químico francés, Georges Urbain (1872-1938) consigue desdoblar la iterbia en dos: iterbia y lutecia. Este trabajo lo realizó en la Sorbona, de ahí este nombre (de Lutecia, antiguo nombre romano de París). De cada una de estas tierras se aisló el elemento correspondiente, al que se le dio el mismo nombre, con la terminación -o en lugar de -a. Se descubrieron así los elementos cerio, lantano, erbio, itrio, terbio, disprosio, holmio, iterbio, escandio, samario, tulio, gadolinio, neodimio, praseodimio, europio y lutecio (Tabla 11.5). Sólo quedaba una tierra rara por descubrir, el elemento de número atómico 61, prometio, que fue detectado mucho después (1945) en procesos radiactivos, como ya se ha comentado en el Tema 9. Al escandio y al itrio, pese a que realmente no pertenecen Tabla 11.5. Elementos de las tierras raras Elemento (número atómico)

Descubridor

Año

Cerio (58) Lantano (57) Erbio (68) ItrIo (39) Terbio (65) Disprosio (66) Holmio (67) Iterbio (70) Samario (62) Escandio (21) Tulio (69) Gadolinio (64) Neodimio (60) Praseodimio (59) Europio (63) Lutecio (71) Prometio (61)

J. Berzelius y W. Hisinger C. Mosander C. Mosander C. Mosander C. Mosander P.E. Lecoq de Boisbaudran P. Cleve J. Marignac P.E. Lecoq de Boisbaudran L.F.Nilson P. Cleve J. Marignac C. Auer von Welsbach C. Auer von Welsbach E. Demarçay G. Urbain J.A.Marinsky, L.E.Glendenin y C.D.Coryell

1803 1839 1843 1843 1843 1886 1878 1878 1879 1879 1879 1880 1885 1885 1901 1907 1945

247


al grupo de los lantánidos, por su comportamiento químico se les suele incluir en el grupo de las tierras raras. Todos estos desdoblamientos hubieran sido casi imposibles de llevar a cabo sin la eficaz ayuda de la espectroscopía, mediante la cual se conseguía identificar más fácilmente la presencia de metales diferentes en las muestras de tierras.

11.5. LA RADIACTIVIDAD Y EL DESCUBRIMIENTO DE ELEMENTOS Ya se trató en el Tema 7 la forma en que los Curie descubrieron en 1898 dos nuevos elementos, el polonio y el radio, al medir la radiactividad en muestras de un mineral de uranio, concretamente en la pechblenda (Figura 11.5). Para medir la intensidad de la radiactividad usaban el piezoeletrómetro, instrumento basado en el efecto piezoeléctrico. La piezoelecticidad es un fenómeno relacionado con el comportamiento de ciertos cristales que, sometidos a una presión mecánica, adquieren una polarización eléctrica, descubierta en 1880 por Pierre Curie y su junto a su hermano Paul Jacques, como ya se ha comentado en el Tema 7. Pero al estudiar esos dos elementos radiactivos, se encontraron otros dos. Por una parte, el francés André-Louis Debierne (1874-1949) en 1899 descubrió un elemento que por sus características estaría después del lantano y en su mismo grupo. Por su origen, lo llamó actinio (del griego aktinos, rayo). Posteriormente y asociado al radio, se descubre un gas altamente radiactivo, el radón, como acabamos de ver, mientras que el francio fue detectado entre los productos de desintegración del actinio, en 1939. De forma parecida

Figura 11.5. Pechblenda, mineral de uranio.

248


Tabla 11.6. Elementos detectados en procesos radiactivos (no planificada su preparación) Elemento (número atómico)

Descubridor/es

Año

Polonio (84) Radio (88 Actinio (89) Radón (86) Protoactinio (91) Tecnecio (43)* Francio (87) Prometio (61)

M. Curie P. y M. Curie A. L. Debierne F. E. Dorn Hahn y Meitner/ Soddy y Cranston E. Segrè y C. Perrier M Perey J.A. Marinsky, L.E. Glendenin y C.D. Coryell

1898 1898 1899 1900 1917 1937 1939 1945

* Muy probablemente el masurio encontrado por Noddack y Tacke cuando descubrieron el renio (1925).

se fueron detectando en procesos radiactivos otros elementos: protoactinio, tecnecio y prometio. Los detalles correspondientes ya se han tratado en el Tema 9, por lo que no se ha juzgado necesario repetirlos aquí. Solamente se han presentado esquemáticamente en la Tabla 11.6. En los análisis de estos elementos también constituyó una poderosa ayuda la espectroscopía. No obstante, donde la radiactividad juega un papel primordial en cuanto a proceso de descubrimiento de elementos es en la síntesis de elementos artificiales. 11.5.1. Elementos fabricados: obtención de elementos artificiales Rutherford en 1919, en sus trabajos en el campo de la radiactividad, bombardeó núcleos de nitrógeno con partículas alfa, y el resultado fue la aparición de átomos de oxígeno. Esto reveló una sorprendente evidencia: que se podía transformar un elemento en otro, simplemente alterando la naturaleza de su núcleo, añadiendo o arrebatando determinadas partículas. Esto abrió una nueva vía de investigación en la química nuclear. En este sentido trabajaron la hija del matrimonio Curie, Irène Curie (18971956) y su marido, Frédéric Joliot (1900-1958) o, mejor, Joliot-Curie, ya que para conservar el «Curie» alteró su apellido. En 1934 bombardearon aluminio con partículas alfa y entre los productos resultantes apareció una especie sumamente radiactiva, un isótopo de fósforo, cuyo peso atómico era 30 (siendo 31 el del fósforo natural). Al estudiar este isótopo, se determinó su

249


vida media, que resultó ser de 2,5 minutos, por lo que era lógico que no apareciera en estado natural. Esta es la primera vez que se consiguió producir radiactividad artificial, por lo cual matrimonio Joliot-Curie recibió el Premio Nobel de Física en 1935. Sin embargo, este procedimiento, ¿no podría utilizarse también para sintetizar elementos no existentes en la naturaleza? Es así como a partir de 1940 comenzó la etapa de fabricación de elementos por medio del bombardeo de núcleos atómicos con distintas partículas (alfa, beta, neutrones, núcleos de átomos pequeños, como protones o núcleos de deuterio, etc.). Esto ya ha sido tratado en el Tema 9, por lo que aquí no repetiremos esos procesos, Pero sí matizaremos algunos aspectos. Tras el descubrimiento del neutrón por Chadwick en 1932 (ver Tema 7) los investigadores en procesos radiactivos pensaron que esta partícula, al no estar cargada eléctricamente, podría constituir un buen proyectil para bombardear los núcleos atómicos. De esta manera, se podría investigar la naturaleza del corazón del átomo. Pero también podría ser ésta una vía para preparar nuevos elementos. Fermi había sido el primero en intentarlo. En 1934, estando aún en Roma, él y sus colaboradores intentaron obtener elementos transuránidos bombardeando uranio con neutrones y también con otras partículas. Pero no llegaron a ningún resultado positivo. Por otra parte, en Alemania también se llevaba a cabo una investigación en esta línea. En uno de estos experimentos Otto Hahn (1879-1968) descubre que sorprendentemente no se habían formado elementos de número atómico superior al del uranio, sino de número atómico inferior, ya que identificó núcleos de bario entre los productos de bombardeo. Será una mujer, Lise Meitner (1878-1968), física austriaca que en esos momentos se hallaba en Suecia huída del régimen nazi, la que dará la clave de este descubrimiento: al bombardear uranio con neutrones, su núcleo se habría «roto» en dos núcleos más pequeños, proceso que se conoce como fisión nuclear. Esta idea extraordinaria tuvo importantes consecuencias para la vida humana. Por una parte, fue el inicio de una serie de estudios dirigidos a producir la fisión en cadena y, con ello, la obtención de la bomba atómica, con sus terribles consecuencias. Por otra, fue el origen de una alternativa energética mediante la futura creación de centrales nucleares.

250


Pero sigamos con la investigación sobre los procesos de fisión. Una vez descubierto ese proceso, se piensa en su posible potencialidad como arma bélica. Por ello, en plena Segunda Guerra Mundial se crea un programa llamado Proyecto Manhattan para la obtención de la bomba atómica mediante la fisión nuclear del uranio. El Proyecto Manhattan era el nombre de un proyecto desarrollado durante la Segunda Guerra Mundial, cuyo objetivo final era la construcción de la bomba atómica antes que Alemania lo lograra. Fue realizado por los Estados Unidos con ayuda parcial del Reino Unido y Canadá. La investigación científica fue dirigida por el físico Julius Robert Oppenheimer (1904-1967), por lo que se le suele llamar «padre de la bomba atómica». Este proyecto se llevó a cabo en numerosos centros de investigación (entre ellos varias universidades), de los cuales el más importante fue el Distrito de Ingeniería Manhattan, situado en el lugar conocido actualmente como Laboratorio Nacional de Los Álamos (Nuevo México, Estados Unidos). De ahí el nombre en clave dado a este proyecto.

Ya se ha comentado (Tema 9) que el equipo de química estaba integrado por McMillan y Seaborg y Ghiorso. Las investigaciones llevadas a cabo dentro de este proyecto Manhattan condujeron de esta manera a la identificación de nuevos elementos. Los productos de fisión del uranio eran muy numerosos y entre esos productos aparecieron isótopos desconocidos hasta el momento. El primero fue el de número atómico 93, procedente del bombardeo del isótopo 238 del uranio con núcleos de deuterio, identificado por McMillan. Como en la Tabla Periódica de aquellos momentos el uranio (92) por sus semejanzas con el tungsteno estaba colocado debajo de éste, se pensó que el elemento 93 seguiría al uranio y que estaría debajo del renio. Debería, por tanto, parecerse a este elemento. Pero cuando Sègre analizó una muestra de ese elemento 93, comprobó que no era así y se pensó que podría tratarse de otra tierra rara. A semejanza del uranio, cuyo nombre provenía de planeta Urano, al elemento 93 se le llamó neptunio, en referencia al planeta Neptunio, situado después de aquél. Pronto, en 1940, se comprobó que el neptunio se desintegraba y daba un elemento de número atómico 94. Se interpretó porque al ser radiactivo y de-

251


sintegrarse, un neutrón de su núcleo emitiría un electrón y se convertiría en un protón. De ahí que en el núcleo del nuevo elemento existiese un protón más (94). Se le dio el nombre del plutonio, del planeta Plutón situado después de Neptuno. Estos isótopos del neptunio y del plutonio eran muy radiactivos, de vidas medias tan cortas que se habrían desintegrado espontáneamente y convertido en otros elementos. Por tanto no existirían en la naturaleza como tales elementos. Sin embargo, aunque fueran considerados como elementos artificiales, se han encontrado trazas de ambos en menas de uranio, producidos muy probablemente cuando núcleos procedentes de los rayos cósmicos inciden sobre esos minerales de la superficie terrestre. Por otra parte, estos dos elementos tenían un comportamiento químico muy parecido al de las tierras raras, confirmando así la idea de que se habría iniciado una nueva serie de elementos de este tipo. En esos momentos Mc Millan, a causa de la guerra, se vio obligado a interrumpir sus trabajos en la Universidad de Berkeley, con lo que sus investigaciones quedaron en manos de Seaborg. Éste continúa con ímpetu en esa empresa de obtención de elementos transuránidos, elaborando un plan de bombardeo sistemático de cada nuevo núcleo conseguido, a fin de ir prolongando esa segunda serie de elementos de tierras raras (es la técnica llamada one atom at time, «un átomo cada vez»).

FIGURA 11.6. Glenn. T. Seaborg ante la Tabla Periódica, durante sus trabajos en la serie de los elementos actínidos.

252


En esta línea, y como ya se explicó en el Tema 9, se prepararon el americio (95) y el curio (96) por bombardeo con partículas alfa del uranio y del plutonio, respectivamente. Esto, aunque tuvo lugar en el año 1944, no se hizo público hasta 1946. Hay que decir que la comunicación del descubrimiento de esos elementos estuvo restringida en su momento por la condición de alto secreto impuesta por el carácter político-militar de un proyecto de investigación como era el de Manhattan. Terminada la guerra, la investigación sobre la preparación de elementos artificiales continuó. Y así se fueron obteniendo los restantes elementos transuránidos: berkelio, californio, einstenio, fermio, mendelevio, nobelio... Por otra parte, hay que tener en cuenta que las partículas cargadas positivamente que se empleaban en estos bombardeos necesitaban adquirir una enorme energía para poder vencer las enormes repulsiones del núcleo a bombardear, por lo que habían de ser aceleradas. Un paso importante en este sentido fue la invención en 1929 del ciclotrón, debida a Lawrence, en cuyo honor se dio el nombre de lawrencio al elemento 103, preparado en 1961 y con el que se completa esta nueva serie, la de los elementos actínidos. No obstante, a partir de 1964 se continúan descubriendo elementos que ya se van situando en la tabla principal, a continuación del actinio y completando el periodo séptimo. Es interesante destacar el importantísimo papel de mujeres científicas en toda esta etapa del estudio de fenómenos radiactivos, comenzando por María Curie y siguiendo con su propia hija, Irène, con Ida Tacke, Lise Meitner, Marguerite Perey...

Actualmente hay cuatro centros de investigación que cuentan con los equipos científicos y la tecnología adecuados para llevar a cabo la obtención de elementos artificiales: el Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL), en California (EE. UU.); el Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI), en Darmstadt (Alemania); el Paul Scherrer Institute (PSI), en Villigen (Suiza), y el Joint Institute for Nuclear Research (JINR), en Duvna (Rusia). Así, se han seguido preparando elementos más allá de los actínidos: rutherfordio (104), hahnio (105), seaborgio (106), nielsbohrio (107), hassio (108) y meitnerio (109)…Pero no se acaba aquí. Los detalles de su descubrimiento se han descrito en el Tema 9, por lo que no se repetirán aquí. No

253


obstante, aparecen sintetizados en la Tabla 11.7 y, además, es importante resaltar en estos trabajos los nombres de McMillan, Seaborg y Ghiorso en su papel de descubridores de elementos artificiales. TABLA 11.7. Elementos artificiales preparados mediante procesos radiactivos Elemento (número atómico) Astato (85) Neptunio (93) Plutonio (94) Americio (95) Curio (96) Berkelio (97) Californio ((98) Einstenio (99) Fermio (100) Mendelevio (101) Nobelio (102) Lawrencio (103) Rutherfordio (104) Dubnio (105) Seaborgio (106) Bohrio (107) Hassio (108) Meitnerio (109) Ununilio (110) Unununio (111) Ununmbio (112) Ununtrio (113) Ununcuadio (114) Ununpentio (115) Ununhexio (116) Ununoctio (118)

254

Descubridor/es

Año

Segrè y col. McMillan y Abelson Seaborg, Kennedy, McMillan y Wahl Seaborg, James, Morgan y Ghiorso Seaborg, James, Morgan y Ghiorso Thompson, Ghiorso y Seaborg Thompson, Street, Ghiorso y Seaborg Grupo de Ghiorso Grupo de Ghiorso Seaborg, Ghiorso, Harvey, Choppin y Thompson Ghiorso, Sikkland, Walton y Seaborg Ghiorso, Sikkland, Larsh y Latimer Grupo de Ghiorso//Grupo de Duvna (URSS) Grupo de Duvna-Flerov y col./Grupo Ghiorso Grupo Ghiorso Armbruster, Münzenber y col (Darmstadt, Alemania) Armbruster, Münzenber y col (Darmstadt, Alemania) Armbruster, Münzenber y col (Darmstadt, Alemania) Grupo de Darmstadt, Alemania Grupo de Darmstadt, Alemania Grupo de Darmstadt, Alemania Grupos del Livermore National Laboratory (EEUU) y Joint Institute for Nuclear Research (Rusia) Joint Institute for Nuclear Research (Rusia) Grupos del Livermore National Laboratory (EEUU) y Joint Institute for Nuclear Research (Rusia) Grupos del Livermore National Laboratory (EEUU) y Joint Institute for Nuclear Research (Rusia) Grupos del Livermore National Laboratory (EEUU) y Joint Institute for Nuclear Research (Rusia)

1940 1940 1940 1944 1944 1949 1950 1952 1952 1955 1958 1961 1964/69 1967 1974 1981 1984 1982 1994 1994 1996 2004 1999 2004 2006 2006


Guerra de nombres A partir, de la década de 1960, aproximadamente, la entonces Unión Soviética participa también en la identificación y fabricación de elementos radiactivos. De ahí que cada equipo o cada nacionalidad quiera imponer su nombre al elemento identificado. Así, donde los estadounidenses decían nobelio, rutherfordio o hahnio, los soviéticos decían joliotium, kurchatovio o nielsbohrio, si bien es verdad que solía prevalecer el nombre dado por los norteamericanos. Y esto, en cualquier caso, daba lugar a disputas. Tratando de evitarlas, la IUPAC propuso una solución: que ya no se admitirían más nombres que aludieran a cuerpos celestes, lugares, cualidades o personas. Y en contrapartida se adjudicaría el nombre mediante un código numérico, que señalaría el número atómico, y se terminaría con el sufijo «-ium» («-o», en castellano). El código numérico vendría dado por los siguientes prefijos: 0=nil; 1=un, 2=bi, 3=tri, 4=quad, etc.). Por ejemplo, el elemento 104 será unnilquadio; el 105, unnilpentio; el 106, unnilhexio, etc. Pero tampoco es que esta solución haga las cosas mucho más fáciles.

CONCLUSIÓN El elemento más pesado creado artificialmente hasta el momento de la redacción de este libro es el de número atómico 118, el ununoctio, obtenido mediante bombardeo de californio con iones calcio acelerados. Se le ha clasificado como un gas noble. Este hecho parece ratificar la idea de que es posible la existencia de elementos superpesados. Pero, ¿hasta dónde podrá llegarse en la lista de elementos artificiales? ¿Habrá una limitación impuesta por las barreras de la misma naturaleza o será capaz la ciencia de superarlas? El tiempo tal vez nos dé las respuestas.

255

ANEXO LISTA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

Masa Año Atómica descubri(referida a 12C) miento

Número atómico

Nombre

Símbolo

Periodo/ Grupo

1

Hidrógeno

H

1/1

1.00794(7)

1766

Cavendish

2

Helio

He

1/18

4.002602(2)

1868/1895

Lockyer y Janssen/Ramsay

3

Litio

Li

2/1

6.941(2)

1817

Arfwedson

4

Berilio

Be

2/ 2

9.012182(3)

1798

Vauquelin

5

Boro

B

2/13

10.811(7)

1808

Gay-Lussac y Thénard

6

Carbono

C

2/14

12.0107(8)

Prehistoria

Desconocido

7

Nitrógeno

N

2/15

14.0067(2)

1772

Rutherford

8

Oxígeno

O

2/16

15.9994(3)

1772/1774

Scheele/Priestly

9

Flúor

F

2/17

18.9984032(5)

1886

Moissan

10

Neón

Ne

2/18

20.1797(6)

1898

Ramsay y Travers

11

Sodio

Na

3/1

22.98976928(2)

1807

Davy

12

Magnesio

Mg

3/2

24.3050(6)

1808

Davy

13

Aluminio

Al

3/13

14

Silicio

Si

3/14

28.0855(3)

1824

Berzelius

15

Fósforo

P

3/15

30.973762(2)

1669

Brand

16

Azufre

S

3/16

32.065(5)

Prehistoria

Desconocido

17

Cloro

Cl

3/17

35.453(2)

1774/1810

Scheele/Davy

18

Argón

Ar

3/18

39.948(1)

1894

Ramsay y Rayleigh

19

Potasio

K

4/1

39.0983(1)

1807

Davy

26.9815386(8) 1825/1827

Descubridor/es

Oersted/Wöhler

(continúa) 257


20

Calcio

Ca

4/2

40.078(4)

1808

Davy

21

Escandio

Sc

4/3

44.955912(6)

1879

Nilson

22

Titanio

Ti

4/4

47.867(1)

1791

Gregor

23

Vanadio

V

4/5

50.9415(1)

24

Cromo

Cr

4/6

51.9961(6)

1797

Vauquelin

25

Manganeso

Mn

4/7

54.938045(5)

1774

Gahn

26

Hierro

Fe

4/8

55.845(2)

Prehistoria

Desconocido

27

Cobalto

Co

4/9

58.933195(5)

1735

Brandt

28

Níquel

Ni

4/10

58.6934(2)

1751

Cronstedt

29

Cobre

Cu

4/11

63.546(3)

Prehistoria

Desconocido

30

Zinc

Zn

4/12

65.409(4)

1450?

Paracelso

31

Galio

Ga

4/13

69.723(1)

1875

Lecoq de Boisbaudran

32

Germanio

Ge

4/14

72.64(1)

1886

Winkler

33

Arsénico

As

4/15

74.92160(2)

ca. 1250

Alberto Magno

34

Selenio

Se

4/16

78.96(3)

1817

Berzelius

35

Bromo

Br

4/17

79.904(1)

1826

Balard

36

Kriptón

Kr

4/18

83.798(2)

1898

Ramsay y Travers

37

Rubidio

Rb

5/1

85.4678(3)

1861

Bunsen y Kirchhoff

38

Estroncio

Sr

5/2

87.62(1)

1790/1808

Crawford/Davy

39

Itrio

Y

5/3

88.90585(2)

1794

Gadolin

40

Circonio

Zr

5/4

91.224(2)

1789

Klaproth

41

Niobio

Nb

5/5

92.906 38(2)

1801

Hatchett

42

Molibdeno

Mo

5/6

95.94(2)

1781

Hjelm

43

Tecnecio

Tc

5/7

[97.9072]

1937

Perrier y Segrè

44

Rutenio

Ru

5/8

101.07(2)

1844

Klaus

45

Rodio

Rh

5/9

102.90550(2)

1803

Wollaston

46

Paladio

Pd

5/10

106.42(1)

1803

Wollaston

47

Plata

Ag

5/11

107.8682(2)

Prehistoria

Desconocido

48

Cadmio

Cd

5/12

112.411(8)

1817

Strohmeyer

1801/1830 del Río/Sefström

(continúa) 258

ANEXO. LISTA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

49

Indio

In

5/13

114.818(3)

1863

Reich y Richter

50

Estaño

Sn

5/14

118.710(7)

Prehistoria

Desconocido

51

Antimonio

Sb

5/15

121.760(1)

1450?

Basilio Valentín

52

Telurio

Te

5/16

127.60(3)

1782

Müller

53

Yodo

I

5/17

126.90447(3)

1811

Courtois

54

Xenón

Xe

5/18

131.293(6)

1898

Ramsay y Travers

55

Cesio

Cs

6/1

132.9054519(2)

1860

Kirchhoff y Bunsen

56

Bario

Ba

6/2

137.327(7)

1808

Davy

57

Lantano

La

6

138.90547(7)

1839

Mosander

58

Cerio

Ce

6

140.116(1)

1803

von Hisinger y Berzelius

59

Praseodimio

Pr

6

140.90765(2)

1895

von Welsbach

60

Neodimio

Nd

6

144.242(3)

1895

von Welsbach

61

Prometio

Pm

6

[145]

1945

Marinsky, Glendenin y Coyyell

62

Samario

Sm

6

150.36(2)

1879


63

Europio

Eu

6

151.964(1)

1901

Demarçay

64

Gadolinio

Gd

6

157.25(3)

1880

de Marignac

65

Terbio

Tb

6

158.92535(2)

1843

Mosander

66

Disprosio

Dy

6

162.500(1)

1886


67

Holmio

Ho

6

164.93032(2)

1878

Cleve

68

Erbio

Er

6

167.259(3)

1843

Mosander

69

Tulio

Tm

6

168.93421(2)

1879

Cleve

70

Iterbio

Yb

6

173.04(3)

1878

de Marignac

71

Lutecio

Lu

6/3

174.967(1)

1907

Urbain

72

Hafnio

Hf

6/4

178.49(2)

1923

Coster y de Hevesy

73

Tantalio

Ta

6/5

180.94788(2)

1802

Ekeberg

74

Tunsteno/ Wolframio

W

6/6

183.84(1)

1783

Hnos. Elhuyar (continúa) 259


75

Renio

Re

6/7

186.207(1)

1925

Noddack, Tacke y Berg

76

Osmio

Os

6/8

190.23(3)

1803

Tennant

77

Iridio

Ir

6/9

192.217(3)

1803

Tennant

78

Platino

Pt

6/10

195.084(9)

1748

Ulloa

79

Oro

Au

6/11

80

Mercurio

Hg

6/12

200.59(2)

Prehistoria

Desconocido

81

Talio

Tl

6/13

204.3833(2)

1861

Crookes

82

Plomo

Pb

6/14

207.2(1)

Prehistoria

Desconocido

83

Bismuto

Bi

6/15

208.98040(1)

1450?

Basilio Valentín

84

Polonio

Po

6/16

[208.9824]

1898

Marie y Pierre Curie

85

Astato

At

6/17

[209.9871]

1940

Segre, Corson y MacKenzie

86

Radón

Rn

6/18

[222.0176]

1900

Dorn

87

Francio

Fr

7/1

[223]

1939

Perey

88

Radio

Ra

7/2

[226]

1898

Marie y Pierre Curie

89

Actinio

Ac

7

[227]

1899

Debierne

90

Torio

Th

7

232.03806(2)

1828

Berzelius

91

Protactinio

Pa

7

231.03588(2)

1917

Soddy/Cranston y Hahn/Meitner

92

Uranio

U

7

238.02891(3)

1789

Klaproth

93

Neptunio

Np

7

[237]

1940

McMillan y Abelson

94

Plutonio

Pu

7

[244]

1940

Seaborg y col.

95

Americio

Am

7

[243]

1944

Seaborg y col.

96

Curio

Cm

7

[247]

1944

Seaborg y col.

97

Berkelio

Bk

7

[247]

1949

Seaborg y col.

98

Californio

Cf

7

[251]

1950

Seaborg y col.

99

Einsteinio

Es

7

[252]

1952

Gr. de Ghiorso

100

Fermio

Fm

7

[257]

1952

Gr. de Ghiorso

101

Mendelevio

Md

7

[258]

1955

Seaborg y col.

196.966569(4) Prehistoria

Desconocido

(continúa) 260

ANEXO. LISTA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

102

Nobelio

No

7

[259]

1958

Seaborg y col.

103

Lawrencio

Lr

7/3

[262]

1961

Gr. de Ghiorso

104

Rutherfordio

Rf

7/4

[261]

1964/69

Gr.Ghiorso/ Flerov

105

Dubnio

Db

7/5

[262]

1967/70

Flerov/Gr. Ghiorso

106

Seaborgio

Sg

7/6

[266]

1974

Flerov/Gr. Ghiorso

107

Bohrio

Bh

7/7

[264]

1976

GSI

108

Hassio

Hs

7/8

[277]

1984

GSI

109

Meitnerio

Mt

7/9

[268]

1982

GSI

110

Darmstadtio

Ds

7/10

[271]

1994

GSI

111

Roentgenio

Rg

7/11

[272]

1994

GSI

112

Ununbio

Uub

7/12

[285]

1996

GSI

113

Ununtrio

Uut

7/13

[284]

2004

JINR , LLNL

114

Ununquadio

Uuq

7/14

[289]

1999

JINR

115

Ununpentio

Uup

7/15

[288]

2004

JINR, LLNL

116

Ununhexio (Flyorovio)

Uuh

7/16

[290]

2006

JINR, LLNL

117

Ununseptio

Uus

7/17

118

Ununoctio

Uuo

7/18

Aún no descubierto [294]

2006

JINR, LLNL

Elementos conocidos en el Prehistoria Elementos descubiertos en la Edad Media y Renacimiento Elementos descubiertos en los siglos XVII y XVIII Elementos descubiertos en los siglos XIX y XX Elementos artificiales

Nota • Pesos atómicos estándar de los elementos, basados en su masa atómica relativa al 12 C (IUPAC, 2005). • Se dan los valores con las cifras significativas consideradas como típicas de la mayoría de las muestras que se presentan en la naturaleza (entre paréntesis se da la cifra incierta).

261


• En elementos radiactivos (excepto para el torio, protoactinio y uranio) se indica entre corchetes la masa del isótopo de vida media más larga. Abreviaturas • GSI, Gesellschaft für Schwerionenforschung (Sociedad para la Investigación de Iones Pesados), Wixhausen, Darmstadt, Alemania. • JINR, Joint Institute for Nuclear Research (Instituto Unido para la Investigación Nuclear), Duvna, Moskvá Oblast, Rusia. • LLNL, Lawrence Livermore National Laboratory (Laboratorio Nacional Lawrence de Livermore) Livermore, California, Estados Unidos.

262

BIBLIOGRAFÍA

Bibliografía básica BROCK, W. H., The Fontana History of Chemistry. Fontana Press. London, 1992. IHDE, J. I., The Development of Modern Chemistry, Dover Publications, Inc., New York. 1984. PARTINGTON, J. R., A History of Chemistry, Macmillan&Co. Ltd (4 vols.), vol. 4, London, 1961-1970. PARTINGTON, J. R., Historia de la Química. Madrid. Espasa-Calpe, 1945. ROCKE, A. J., Chemical Atomism in the Nineteenth Century, Ohio State University Press, Columbus, 1984. MULTHAUF, R. P., The origins of Chemistry. London. Oldbourne, 1966. Bibliografía complementaria ARAGÓN DE LA CRUZ, F., Historia de la Química. De Lavoisier a Pauling. Ed. Síntesis. Madrid, 2004. ASIMOV, I., Breve Historia de la Química. Madrid. Alianza Ed., 1975. ASIMOV, I., La Búsqueda de los Elementos. Plaza y Janés Ediciones. Barcelona, 1986. BABOR, J. e IBARTZ, J., Química General Moderna. Editorial Marín. S. A. Madrid, 1965. BENSAUDE, B. y STENGERS, I., Histoire de la Chimie. La Découverte. Paris, 1992. ESTEBAN, S., Introducción a la Historia de la Química. UNED, Madrid, 2001. ESTEBAN, S. y NAVARRO, R., Química General, Unidades Didácticas. UNED, Madrid, 1985 (con posteriores reimpresiones). IZQUIERDO, M. C., PERAL, F., DE LA PLAZA, M. A. y TROITIÑO, M. D., Evolución Histórica de los Principios de la Química. UNED. Madrid, 2003. LEICESTER, H. M., The Historical Backgound of Chemistry. Dover Publications Inc. New York, 1971.

263


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264

ÍNDICE ONOMÁSTICO

A Adet, Pierre Auguste (1763-1834), 67, 68 Agrícola (1494-1555), 218 Alberto Magno (1193-1280), 78, 217 Ampère, André Marie (1775-1836), 50, 82, 93 Anaxágoras (500-428 a. C.), 37 Anaximandro de Mileto (aprox. 610-545 a. C.), 23 Anaxímenes de Mileto (aprox. 544-484 a. C.), 23 Arfvedson, Johan August (1792-1841), 238, 240 Aristóteles de Estagira (384-322 a. C.), 24-26, 31, 38, 39,78 Arrehnius, Svante (1859-1927), 112 Aston, Francis William (1877-1945), 164 Auer, Carl (barón von Welsbach), (18581929), 246, 247 Avogadro, Amedeo (1776-1856), 48-52, 58, 60, 63, 92, 93, 136

Berthollet, Claude-Louis (1748-1822), 49, 67 Berzelius, Jöns Jacob (1794-1863), 5860, 63, 69, 70, 77, 84, 89-91, 93, 238, 239, 240, 245, 247 Black, Joseph (1728-1799), 227 Bohr, Niels (1885-1962), 133, 153, 161, 172, 174-177, 179, 180, 182, 192, 193, 196 Bonilla y Mirat, Santiago (1844-1899), 139 Borodin, Alexander (1874-1881), 110 Boyle, Robert (1627-1691), 17, 30-32, 37, 39-42, 44, 46, 78, 81, 112, 219, 225, 227 Brand, Hennig (1625-1692), 220, 229 Brandt, Georg (1694-1768), 220, 221, 229 Brauner, Bohuslav (1855-1935), 127, 134, 200 Broglie, Louis Victor de (1892-1987), 178 Bunsen, Robert Wilhelm (1811-1899), 104, 110, 171, 240, 241, 244 Butlerov, Alexander (1828-1886), 111

B Bacon, Francis (1561-1626), 39 Balard, Antoine Jérôme (1802-1876), 136, 236 Balmer, Johann Jakob ,(1825-1898), 172 Becher, Joachim (1635-1682), 80 Becquerel, Antoine Henri (1854-1912), 112, 157, 158, 160, 161 Bergman, Torbern Olaf (1735-1784), 80, 221, 224, 225, 244

C Celso (s. II d. C.), 29 Cannizzaro, Stanislao (1826-1910), 51, 91-93, 97, 101, 102, 105, 136 Cavendish, Henry (1731-1810), 33, 225227, 229, 243 Chadwick, James (1891-1974), 156, 164, 250

265


Chancourtois, Alexandre Emile Béguyer de (1820-1886), 98, 99, 202 Charles, Jacques Alexandre (1741-1823), 49 Chevreul, Michel Eugène (1786-1889), 92 Cleve, Per Theodor (1849-1905), 246, 247 Cookes, Josiah Parsons (1827-1894), 86 Courtois, Bernard (1777-1838), 236, 237 Cranston, John, 192, 249 Cronstedt, Axel Fredrik (1722-1765), 221, 229 Crookes, William (1832-1919) 101, 147, 163, 202, 241, 244 Curie, Irène (1897-1956), 249, 253 Curie, Marie (1867-1934), 112, 158, 159, 194, 196, 247-249, 253 Curie, Pierre (1859-1906), 112, 158, 159, 196, 247-249 Curie, Paul Jacques (1855-1941), 159, 248

E Einstein, Albert (1879-1955), 175, 178, 196 Ekeberg, Anders Gustaf (1767-1813), 237, 240, 245 Elhuyar, Fausto (1755-1833), 224, 225, 228, 229 Elhuyar, Juan José (1754-1796), 224, 225, 228, 229 Empédocles de Agrigento (aprox. 495435 a. C.), 23, 24, 37, 78 Epicuro (341-272 a. C.), 38, 39

F Faraday, Michael (1791-1867), 146, 234, 236 Fermi, Enrico (1901-1954), 195, 196, 250 Fourcroy, Antoine François (1755-1809), 67 Frankland, Edgard (1825-1899), 243

D Dalton, John (1766-1844), 37, 42-52, 5558, 62, 63, 66-70, 83, 87-90, 165, 169 Darwin, Charles R. (1809-1882), 123 Davy, Humphry (1778-1829), 146, 234239 Debierne, André-Louis (1874-1949), 248, 249 Demarçay, Eugène (1852-1904), 247 Demócrito de Abdera (470-380 a. C.), 3738 Descartes, René (1564-1642), 39, 169 Döbereiner, Johann Wolfgang (17801849), 83, 84, 86 Dorn, Friedrich Ernst (1848-1916), 244, 249 Dulong, Pierre Louis (1785-1838), 58, 59, 125 Dumas, Jean Baptiste André (18001884), 59, 64, 86, 101, 106

266

G Gadolin, Johan (1760-1852), 132, 244247 Gahn, Johan Gottlieb (1745-1818), 221, 229 Galileo (Galileo Galilei, 1564-1642), 39 Gassendi, Pierre (1592-1655), 40 Gay-Lussac, Joseph-Louis (1778-1850), 46-50,56, 58, 83, 236, 238, 240 Geissler, Heinrich (1814-1879), 146 Geoffroy, Claude-François (1729-1753), 219 Geoffroy, Etienne-François (1672-1731), 79 Gerhardt, Charles (1816-1856), 59, 60, 90, 91, 93, 115, 116 Ghiorso, Albert (n.1915), 195, 251, 254 Gladstone, John Hall (1827-1902), 86

ÍNDICE ONOMÁSTICO

Gmelin, Leopold (1788-1853), 84, 87, 90, 91, 106 Goldstein, Eugen (1850-1930) , 147, 149 Graham, Thomas (1805-1869), 69 Gregor, William (1761-1817), 222, 229 Guettard, Jean-Etienne (1715-1786), 33 Guyton de Morveau, Louis Bernard (1737-1811), 67

Kekulé von Stradonitz, Friedrich August (1829-1896), 90, 91 Kirchhoff, Gustav Robert (1824-1887), 104, 110, 171, 240, 241, 244 Klaproth, Martín Heinrich (1743-1817), 222, 229, 245 Kremers, Peter, 85, 86 L

H Hahn, Otto (1879-1968), 161, 192, 249, 250 Hales, Stephan (1677-1761), 225, 226 Hassenfratz, Jean Henri (1755-1827), 67, 68 Hatchett, Charles (1765-1847), 237, 240 Heisenberg, Werner (1901-1976), 178 Heráclito de Éfeso, en Jonia (aprox. 544484 a. C.), 23 Hess, Germain Henri (1802-1850), 84 Higgins, William (1762-1825), 46 Hinrichts, Gustavus (1836-1923), 102, 103 Hisinger, Wilhelm (1766-1852), 61, 245, 247 Hjelm, Jacob (1746-1813), 222, 229 Hofmann, August Wilhelm (1818-1892), 100 Humboldt, Alexander von (1769-1895), 56 J Jabir o Geber (siglo VIII), 217 Janssen, Pierre J.C. (1824-1920), 242, 244 Joliot o Joliot-Curie, Frédéric, (19001958), 249, 250 K Kant, Immanuel (1724-1804), 65

Lao Tsé (s. IV a. C.), 76 Laplace, Pierre Simon (1749-1827), 33 Laue, Max von ((1879-1950), 151, 152 Lavoisier, Antoine Laurent (1743-1794), 31-33, 42, 44, 65, 67, 75, 80, 81, 227, 228, 233 Lawrence, Ernest Orlando (1901-1958), 197, 253 Lecoq de Boisbaudran, Paul Émile (1838-1912), 128, 242, 246, 247 Lenard, Philip Eduard (1862-1947), 173 Leucipo de Mileto (aprox. 450 a. C.), 37 Liebig, Justus von (1803-1878), 69, 85, 91, 109, 110 Linneo o Linné, Carl von (1707-1778), 75 Lockyer, Norman (1836-1920), 242, 244 M Macpherson, José (1839-1902), 139 Marggraf, Andreas Sigismund (17091782), 170, 219 Marignac, Jean-Charles Galissard de (1817-1894), 246, 247 Mc Millan, Edwin M., (1907-1991), 195, 251, 254 Meitner, Lise (1878-1968), 192, 249, 250, 253 Melvill, Thomas (1726-1753), 170 Mendeleiev, Dmitri (1834-1907),13-15, 21, 27, 91, 94, 98-103, 106, 108-120, 123-140, 154, 155, 187, 191-193, 195, 196, 198-200, 204, 206, 236, 237, 246

267


Meyer, Julius Lothar (1830-1895), 15, 91, 93, 98, 102-108, 111, 118-120, 130, 135-7, 204, 206, 229 Meyer, Victor (1848-1897), 64 Mitscherlich, Eilhard (1794-1863), 59, 91 Moissan, Henri (1852-1907), 112, 236, 237 Mosander, Carl (1797-1858), 245, 246, 247 Moseley, Henry Gwyn-Jeffreys (18871915), 126, 134, 150, 152-156, 161, 174, 175, 191, 192 Müller, Franz Josef (1740-1825), 222, 229 Muñoz del Castillo, José, (1850-1926), 139

N Nagaoka, Hantaro (1865-1950), 173 Newlands, John Alexander Reina (18371898), 100-103, 124, 125, 153 Newton, Isaac (1642-1727), 43, 44, 78, 123, 131, 169 Nilson, Lars Friedrik (1840-1899), 129, 246, 247 Noddack, Walter (1893-1960), 193, 194, 249

O Odling, William (1829-1921), 87, 102 Oersted, Hans Christian (1777-1851), 239 Oppneheimer, Julius, R. (1904-1967), 161, 251

P Paneth, Friedrich Adolph (1887-1958), 201, 204

268

Paracelso o Philippus Theofrastus Bombast von Hohenheim (1493-1541), 2831, 218 Parménides de Elea (540-470 a. C.), 23, 218 Pasteur, Louis (1822-1895), 91 Pauli, Wolfgang (1900-1958), 180, 181, 183 Pauling, Linus C. (1901-1994), 187 Perey, Marguerite (1909-1975), 194, 249, 253 Perrier, Carlo (1905-1989), 194, 249 Petit, Alexis Thérèse (1791-1820), 58, 59, 125 Pettenkofer, Max Joseph von (18181901), 85, 106 Piria, Raffaele (1814-1865), 92 Pitágoras de Samos (582-507 a. C.), 23 Planck, Max Karl (1858-1947), 175, 176 Platón (aprox. 427-347 a. C.), 24 Poincaré, Henri (1854-1912), 157 Priestley, Joseph (1733-1804), 33, 43, 227-229 Proust, Joseph-Louis (1754-1826), 42, 56 Prout, William (1785-1850), 88, 89, 98, 103, 123, 164

R Ramsay, William (1852-1916), 130, 134, 135, 164, 243, 244 Regnault, Henri Victor (1810-1878), 110 Reich, Ferdinand (1799-1882), 241, 244 Rey, Jean (1585-1645), 32 Rhases o Al-Razi (860-940), 77 Richter, Hieronimus Theodor (18241898), 241, 242, 244 Richter, Jeremias Benjamin (1762-1807), 64-66 del Río Fernández, Andrés Manuel (1764-1849), 239, 240 Rodríguez Carracido, José (1856-1928), 139

ÍNDICE ONOMÁSTICO

Rodríguez Mourelo, José (1857-1932), 139 Röntgen, Wilhelm Konrad (1845-1923), 150, 151, 157 Rose, Heinrich (1796-1864), 237 Rouelle, François (1703-1770), 33 Rutherford, Daniel (1749-1819), 227, 229 Rutherford, Ernest (1871-1937), 152, 153, 156, 160-164, 173-176, 244, 249 Rydberg, Johannes R. (1854-1919), 172 S Scheele, Carl Wilhelm (1742-1786), 225, 228, 229, 236, 237, 239 Schrödinger, Erwin (1887-1941), 179, 182 Seaborg, Glenn Theodor (1912-1999), 195-198, 202, 204, 251, 252, 254 Sefström, Nils Gabriel (1787-1845), 239, 240 Segrè, Emilio (1905-1989), 194, 249, 251 Séneca, Lucio Anneo, (4 a. C.-65 d. C.), 26, 169 Silvio, Franciscus (1614-1672), 77 Sklodowska, Marja (ver Marie Curie) Soddy, Frederick (1877-1956), 161-163, 192, 249 Sommerfeld, Arnold (1868-1951), 177 Stahl, Georg Ernest (1660-1734), 80 Stas, Jean Seravais (1813-1891), 89 Stoney, George Johnstone (1826-1911), 148 Stromeyer, Friedrich (1776-1835), 238, 240 Strutt, John William, lord Raleigh (18421919), 243, 244

Talbot, William Henry Fox (1800-1877), 170 Tales de Mileto (aprox. 624-546 a. C.), 23, 30 Tennant, Smithson (1761-1815), 238, 240 Thénard, Louis-Jacques (1777-1857), 82, 83, 238, 240 Thölde, Johann (siglo XV), 218 Thomson, Joseph John (1856-1940), 113, 148, 149, 161, 163, 164, 173 Thomson, Thomas (1773-1852), 88, 89, 90 Tito Lucrecio Caro (95- 55 a. C.), 39 Tomás de Aquino (1225-1274), 78 Torres Muñoz de Luna, Ramón (18221890), 91, 138 Travers, Morris William (1872-1961), 135, 244

U Ulloa y de la Torre Guiral, Antonio de (1716-1795), 223, 229 Urbain, Georges (1872-1938), 247

V Valentín, Basilio (siglo XIII), 218 van der Broek, Anton, 155 van Helmont, Joan Baptista (1577-1644), 30, 40, 41, 76, 227 Vauquelin, Louis Nicolas (1763-1829), 222, 229, 238 Volta, Alessandro (1745-1827), 145, 233

T

W

Tachenio, Otto (1620-1690), 77 Tacke, Ida (1896-1978), 193, 194, 249, 253

Weltzien, Carl (1813-1870), 91 Werner, Alfred (1866-1919), 201, 202, 204

269


Wien, Wilhelm (1864-1928), 149 Winkler, Clemens (1838-1904), 130, 239, 240 Wöhler, Freidrich (1800-1882), 91, 239, 240 Wollaston, William (1776-1828), 90, 238, 240 Woskressensky, Alexander (1809-1880), 109

270

Wurtz, Adolph (1817-1884), 91

Z Zeemann, Pieter (1865-1943), 177 Zenón de Kitión (aprox.342-270 a. C.), 26 Zósimo (comienzos del siglo IV d. C.), 77

Resulta fácil recordar la imagen de una Tabla Periódica expuesta en el aula de nuestra escuela o instituto. Es la representación icónica del Sistema Periódico, clasificación de los elementos químicos que constituye una base racional, sistemática y deductiva para el estudio de la Química, por lo que su hallazgo supuso un paso fundamental para el desarrollo de esta ciencia experimental. Se trata en realidad de un largo y complejo proceso en el que tomaron parte muchos científicos, si bien el químico ruso Dmitri Mendeleiev ha quedado como protagonista central. Este texto se dedica al estudio de dicho proceso, analizando las circunstancias científicas e históricas que lo acompañaron. Se realiza así un tratamiento de la génesis del sistema periódico y del contexto en que tuvo lugar. Está dirigido en principio al profesorado de disciplinas científicas, con el fin de ofrecerle información, ideas y sugerencias que puedan resultarle de utilidad en su actividad docente. No obstante, puede ser abordado por un público más amplio, desde estudiantes de ciencias a lectores que no tengan una formación específica en este campo. En este sentido, se han introducido notas aclaratorias que relacionan el eje temático de esta obra con ciertos aspectos que puedan hacer su lectura más amena y atractiva, tales como puntualizaciones sobre determinadas teorías, descubrimientos o fenómenos, así como apuntes biográficos y anecdóticos de científicos que de una manera u otra van apareciendo a lo largo del texto. Soledad Esteban Santos es licenciada y doctora en Ciencias Químicas por la UC de Madrid, por la que también es licenciada en Sociología. Fue profesora de Química en esa universidad, pasando después a la UNED como profesora titular. Imparte docencia en asignaturas regladas de Licenciatura y Máster y, asimismo, dirige cursos de formación de profesorado. Autora de textos y otros materiales para el estudio a distancia, realiza también una labor investigadora en didáctica de la química y divulgación científica.

ISBN: 978-84-362-5899-8

35296

Editorial 9 788436 258998

0135296CU01A01

La Historia Del Sistema Periódico

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