La Historia Del Sistema Periódico

cuadernos

La Historia del Sistema PeriódicoSoledad Esteban Santos

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CUADERNOS DE LA UNED

La Historiadel 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 laautorización escrita de los titulares del«Copyright», bajo las sanciones establecidasen las leyes, la reproducción total oparcial de esta obra por cualquier medioo procedimiento, comprendidos la reprografíay el tratamiento informático, y la distribuciónde ejemplares de ella mediante alquilero préstamo públicos.

© Universidad Nacional de Educación a DistanciaMadrid, 2009

Librería UNED: Bravo Murillo, 38 - 28015 MadridTels.: 91 398 75 60/73 73e-mail: [email protected]

© Soledad Esteban Santos

ISBN: 978-84-362-5899-8Depósito legal: M. 41.189-2009

Primera edición: octubre de 2009

Impreso en España - Printed in SpainImprime: Fernández Ciudad, S. L.Coto de Doñana, 10. 28320 Pinto (Madrid)

mailto: [email protected]

ÍNDICE

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

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

BLOQUE TEMÁTICO ISOBRE 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 ..........................................................................................................

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

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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 ..........................................................................................................

BLOQUE TEMÁTICO IIHACIA 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 clasifica-

ción ...................................................................................................4.4. Hipótesis de Prout ....................................................................................4.5. Caos entre los químicos de mediados del siglo XIX .......................

4.5.1. El congreso de Karlsruhe ................................................................Conclusión ..........................................................................................................

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 ............................................

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ÍNDICE

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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 ..........................................................................................................

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 valencia6.1.2. 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 ..........................................................................................................

BLOQUE TEMÁTICO IIIJUSTIFICACIÓN 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 ..........................................................................................................

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...........................................................................................................

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 ..........................................................................................................

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ÍNDICE

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BLOQUE TEMÁTICO IVDESCUBRIENDO LOS ELEMENTOS

Tema 10. ELEMENTOS DESCUBIERTOS HASTA LOS INICIOS DE LAQUÍMICA 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, XXY XXI .................................................................................................

Introducción ......................................................................................................11.1. Electroquímica y su aplicación al descubrimiento de nuevos ele-

mentos ......................................................................................................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 ..........................................................................................................

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

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

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

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223225230

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PRESENTACIÓN

El Sistema Periódico y su plasmación icónica en la Tabla Periódica cons-tituyó para los científicos un paso fundamental. La clasificación sistemáticase hace necesaria en todas las ciencias. Y cuando muchas ya la tenían, laQuímica aún carecía de ella.

Esta obra se ha dedicado al estudio de la trayectoria seguida por la cien-cia hasta llegar a la ordenación periódica de los elementos químicos, anali-zando asimismo las circunstancias que acompañaron a esa trayectoria. Esdecir, se hace el tratamiento de la génesis Sistema Periódico y del contextohistórico en que tuvo lugar. No obstante, hubo que ir hacia atrás, atendiendoa aquellos conceptos e ideas que los científicos tuvieron que clarificar pre-viamente para que, partiendo de ellos, fuera posible llevar a cabo una clasi-ficación racional de los elementos químicos. Por otra parte, cuando fuecuestionada la razón de este sistema de periodos se dio un impulso al análi-sis de cuál era la estructura de los átomos y a lo que se conoce como su con-figuración electrónica. Y esto, a su vez, dio la justificación de tal ordenación.

En consecuencia, los contenidos se han distribuido en cuatro bloquestemáticos. El primero, Sobre átomos y elementos, se dedica a esos requi-sitos previos. En el segundo, Hacia el Sistema Periódico, se revisan los dife-rentes tipos de clasificaciones en Química para terminar en la TablaPeriódica de Mendeleiev. En el bloque siguiente, Justificación del SistemaPeriódico, se estudia la estructura del átomo y los modelos atómicos, conlo que se explica plenamente la disposición de los elementos en la TablaPeriódica. Finaliza este texto con un bloque titulado Descubriendo loselementos, ya que no podía faltar un espacio dedicado a describir cómo ycuándo se fue incrementando el número de elementos químicos conocidospor el hombre.

Este texto está dirigido en principio al profesorado de disciplinas cientí-ficas, con el fin de ofrecerle amplia información, así como ideas y sugeren-cias 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 alectores que no tengan una formación especifica en estas áreas.

En este sentido, manteniendo siempre el rigor científico, se han intro-ducido notas aclaratorias que relacionan el eje temático de esta obra conciertos aspectos para hacer su lectura más amena y atractiva. Tales sonpuntualizaciones sobre determinadas teorías, descubrimientos o fenóme-nos, así como apuntes biográficos de científicos que aparecen de una mane-ra u otra en el texto. Porque, en definitiva, hay que resaltar que muchas fue-ron las figuras dedicadas a la Química y a otras ciencias que tomaron parteen este proceso, por otra parte largo y complejo. Hubo distintas etapas,unas más significativas y otras menos, pero todas contribuyeron al éxitofinal. También hubo rivalidades, omisiones y olvidos injustos. Pero, en defi-nitiva, Mendeleiev ha quedado como protagonista central de esta historia, Lahistoria del Sistema Periódico.

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INTRODUCCIÓN GENERAL

El Sistema Periódico es la culminación de un largo proceso en el que par-ticiparon numerosos científicos, buscando una determinada ordenación delos elementos químicos que proporcionase una correlación con sus propie-dades físicas y químicas. Fueron el alemán Lothar Meyer y el ruso DmitriMendeleiv quienes, de forma independiente y prácticamente simultánea,desarrollaron una clasificación de los elementos entonces conocidos de talmanera que, distribuidos dentro de una tabla en filas y columnas, cada cier-to intervalo se observaba una repetición de sus propiedades. Es decir, quehabía una variación periódica de éstas. Mendeleiv tuvo, incluso, la audaciade dejar huecos en su tabla y predecir las propiedades de los elementos queen el futuro los ocupasen, deduciéndolas simplemente de la ubicación dedichos huecos. Y, asombrosamente, cuando se descubrieron tres de esoselementos se comprobó que sus propiedades eran sumamente parecidas a laspredichas por el químico ruso.

Llega así el éxito para Mendeleiv, con lo que su ley periódica y su tablafueron aceptadas unánimemente por la comunidad científica. El SistemaPeriódico, a pesar de haber sido desarrollado de forma empírica, resultabasumamente útil no sólo como medio para deducir las propiedades de los ele-mentos, sino también como principio organizador. Pero, además, constituyóuna orientación para la búsqueda de nuevos elementos, con lo que dio unimpulso al proceso de su descubrimiento.

Por otra parte, al tratarse de una ley empírica, se desconocía la basecientífica que la explicase, por lo que se comenzó a buscar la causa de esaperiodicidad. Y se encontró en la propia naturaleza de la materia, en laestructura electrónica de los átomos, que justifica plenamente la ordenaciónde los elementos según el Sistema Periódico.

En consecuencia, el objetivo general de este texto es llevar a la reflexiónsobre la enorme contribución del Sistema Periódico al desarrollo de la Quí-mica, ya que constituye una base racional, sistemática y deductiva para elestudio de esta ciencia experimental.

BLOQUE TEMÁTICO I

SOBRE ÁTOMOS Y ELEMENTOS

Portada de El Quimico Escéptico de Robert Boyle, de quien parte la ideadel 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 lanaturaleza y su concepción actual, como sustancia simple

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INTRODUCCIÓN

Uno de los procesos que han resultado más útiles y fructíferos en elestudio de la química es la creación de la Tabla Periódica. No existe, prácti-camente, aula de enseñanza secundaria en la que no esté expuesta o manualde química que no la contenga.

Esta tabla es el resultado de representar el orden los elementos químicossegún la ley periódica de Mendeleiev. Es decir, es la plasmación icónica de suSistema Periódico de clasificación. Este químico ruso, una de las mentes cien-tíficas más privilegiadas del siglo XIX, al ordenar los elementos según el valorcreciente de su peso atómico, encontró que había una repetición periódica —ocasi periódica— en el valor de muchas de sus propiedades químicas y físicas.

Conseguir una ordenación de los elementos químicos, sistemática yracional como es ésta, no fue en absoluto un proceso sencillo. Numerosas ycontinuadas tentativas se fueron haciendo a lo largo de la historia de laquímica, en las que se intentaba agrupar las sustancias químicas atendiendoa la semejanza de ciertas propiedades de las mismas. Pero todas resultabaninsuficientes e incompletas. Y, además, el establecimiento del Sistema Perió-dico hubiera sido imposible si las tres bases sobre las que se apoya nohubieran 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, conocerun número considerable de elementos, de tal manera que permitiera laobservación de unas similitudes entre un conjunto significativo de aque-llos 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 quelos fenómenos del universo se producían por la acción de fuerzas sobre-naturales, asociándolas a mitos y a divinidades que reencarnaban dichasfuerzas. De ahí las cosmogonías y teogonías de la Prehistoria y la Anti-güedad.

Los pensadores griegos fueron los primeros en cuestionarse, de una for-ma racional, una explicación a los fenómenos de la naturaleza. Ante suobservación los filósofos se plantean una serie de problemas clave: cuál esla naturaleza de la materia del mundo y del universo, cuáles son los moti-vos 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 sentidofilosófico de cambio. Intentaban encontrar una explicación al mundo y a lavida por medio del razonamiento, lo que les condujo a buscar una teoríasobre la materia que también sirviera para ordenar y clasificar los distintoscuerpos.

Estos son a grandes rasgos los fundamentos de la filosofía de la naturale-za o filosofía natural, iniciada por los llamados filósofos presocráticos quedieron lugar a diversas escuelas o corrientes, y continuada después porotros 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 lanaturaleza. Después, ante el concepto del cambio surge la idea de la exis-tencia de algo inmutable, que no cambia, que sería así como un sustrato ini-cial, del que estarían hechos todos los objetos.

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


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Durante todo el periodo presocrático la filosofía natural se desarrolla enlas 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, enel siglo VI a. C. con Tales de Mileto (aprox. 624-546 a. C.), geómetra yastrónomo, que crea la escuela de Mileto, por lo que se le suele considerarpadre de la filosofía griega. Admitía como principio general del universo elagua, idea que también aparece en el libro bíblico del Génesis y en otras teo-gonías. Todo en el universo provendría del agua como materia o elementomás simple e iría evolucionando a partir de ella, al dar lugar a objetos máscomplejos. Los sucesores de Tales sustituyeron al agua como principio pri-mario por otros principios diferentes, aunque también únicos. Así, paraAnaximandro de Mileto (aprox. 610-545 a. C.) sería lo indefinido (o «ápei-ron») y para Anaxímenes de Mileto (aprox. 544-484 a. C.) el aire. Anaxi-mandro considera que la causa de todo cambio se debería a la lucha deopuestos (calor y frío, húmedo y seco, etc.), mientras que para Anaxímenes lasucesiva rarefacción-condensación del aire daría lugar a una serie de cam-bios cíclicos, e identifica al aire con el alma.

Cuando la escuela de Mileto va declinando, comienzan a destacar filóso-fos de otras colonias. Los más importantes son dos. Uno de ellos es Herá-clito de Éfeso, en Jonia (aprox. 544-484 a. C.), que prácticamente no creóescuela y para quien el fuego sería el principio de todo. Y el otro fue Pitá-goras 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 lasmatemáticas, llegando a considerar los números como principio material detodas las cosas.

Como rival de la escuela pitagórica surge también en el sur de Italia, con-cretamente en Elea, la escuela eleática, fundada por un disidente de aquélla,Parménides de Elea (540-470 a. C.). Las ideas de Parménides son impor-tantísimas, pues marcan una profunda diferenciación con las de los ante-riores filósofos. Niega el movimiento y el cambio, porque afirma que lo queexiste es único: es decir, la realidad es una, por lo que no puede cambiar, yde 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 formade una esfera y que sería homogénea, indivisible, compacta, sin movimiento,atemporal y sin cambios. Como carece de cualidades perceptibles, a ellasólo se podrá acceder a través de la razón, pero no de los sentidos. Y tambiénniega la posibilidad de la existencia del espacio vacío.


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Tras esta escuela, aparece uno de los filósofos de la naturaleza másimportantes, Empédocles de Agrigento (aprox. 495-435 a. C.), con el que seinician las explicaciones «pluralistas» y se abandonan las «monistas». Esdecir, el principio fundamental de todas las cosas no será un único elemen-to, sino varios. Toma los elementos anteriores de aire, agua y fuego y añadeel de tierra. Para él serán, pues, cuatro los elementos, agua, aire, fuego y tie-rra, lo cual recordaría a las fuerzas sobrenaturales de las teogonías prehis-tóricas (dios Lluvia, dios Viento, dios Rayo, dios Trueno...). Asimismo, guar-darían una relación directa con observaciones inmediatas a la vida cotidianade los seres humanos: los cuerpos sólidos (tierra), lo líquido (agua), lo gaseo-so (aire) y lo incandescente (fuego).

De la continua mezcla de esos cuatro elementos surgirían todos los obje-tos del mundo sensible; y no se mezclarían al azar, sino por acción de dosopuestos, dos formas contrarias. Éstas son las dos fuerzas cósmicas deatracción-repulsión, de amor-odio: el amor los mezclaría y el odio los sepa-raría, según un ciclo sin fin que se repetiría, uniéndose y separándose alter-nativamente.

A partir del siglo IV a. C, si bien preocupan más a los griegos los proble-mas de ética y política, la filosofía natural es continuada por algunos filóso-fos, entre los que destaca Aristóteles.

1.1.2. Aristóteles

Para Platón (aprox. 427-347 a. C.) y después para Aristóteles deEstagira (384-322 a. C.) la materia sería algo informe y amorfo, sin nin-gún atributo. Aristóteles desarrolla la idea de que todas las sustanciasestarían formadas por una materia o hylé, a la que se le podrían dar dis-tintas formas (a modo de una pieza de mármol trabajada por el escultor,que puede dar lugar a distintas esculturas). Según Aristóteles a esa mate-ria primitiva se le podían comunicar e infundir las cualidades o propie-dades de calor, frío, sequedad y humedad, que serían las propiedadesfundamentales.

Aristóteles pensó que lo que debía ser considerado como principios o ele-mentos eran estas propiedades más generales de los objetos, debido a queesos objetos son reconocidos y diferenciados unos de otros precisamente por


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sus propiedades. Encontró que esas cuatro propiedades podían aplicarse atodas las cosas, y combinándolas de dos en dos se obtendrían los cuatro ele-mentos de Empédocles:

A su vez, al analizar todas las sustancias materiales se encontrarían enellas esos cuatro componentes, aunque en distintas proporciones. Se repre-senta esta idea mediante un diagrama, un cuadrilátero en el que en cada vér-tice se encuentra un elemento, teniendo los elementos adyacentes una pro-piedad común:

Agua: de la combinación frío y húmedo – Aire: de la combinaciónhúmedo y caliente

Tierra: de la combinación frío y seco – Fuego: de la combinaciónseco y caliente

Figura 1.1. Aristóteles de Estagira.


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La naturaleza sería la que hace cambiar a esa materia básica en las dis-tintos cuerpos que percibimos, al reemplazar la forma que tiene por otranueva forma. De ahí nace posteriormente la idea de la transmutación de losalquimistas.

1.1.3. Escuelas postaristotélicas

Las ideas de Aristóteles nutren a muchos pensadores posteriores. Tal es elcaso de Zenón de Kitión (aprox. 342-270 a. C.) que funda la escuela filosó-fica 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 aristo-télica de los cuatro elementos, aunque hacía la distinción entre materiainerte y una forma activa, el pneuma o espíritu vital (palabra griega, que sig-nifica «aire», «suspiro, «alma»), que produciría tanto los procesos de corrup-ción como los de generación. De los cuatro elementos aristotélicos, loscalientes (fuego y aire) serían más activos que los húmedos y fríos (agua ytierra). El fuego y el aire serían, pues, formas de pneuma, y éste sería la fuer-za que cohesionaría las formas más pasivas (agua y tierra) en las diferentessustancias complejas.

A los cuatro elementos se agregó posteriormente uno más, de carácterinmaterial, el éter al que se llamó también quintaesencia. La teoría de Aris-tóteles sobre los elementos tuvo trascendental influencia en la Edad Media através de la filosofía escolástica y perduró en realidad hasta el siglo XVIII,siendo la base de la química teórica de todo ese largo periodo. Probable-mente duró tanto porque proporcionaba una fácil explicación de lo que sepercibe por los sentidos, de las distintas apariencias de todas las sustancias.

TIERRA FUEGO

AGUA AIRE

frío caliente

seco

húmedo


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

1.1.4. Elementos de los alquimistas

Aunque todos tenemos una idea de lo que es la alquimia, haremos unabreve revisión de sus características fundamentales:

Algo más sobre la alquimia...

En Alejandría, Egipto, y muy cerca del comienzode la Era Cristiana, tuvo lugar el inicio de loque pasados los siglos sería la ciencia Química.La población de esa ciudad, fundada por Ale-jandro Magno, era en esos tiempos sumamenteheterogénea en cuanto a orígenes y culturas,conviviendo en ella egipcios, griegos, judíos ysirios, principalmente. Por ello confluyen allí elconocimiento y las técnicas de una químicapráctica (metalurgia, tintes, vidrio, imitación demetales preciosos y de gemas, etc.), con la filo-sofía griega sobre la naturaleza de la materia,por una parte, y corrientes de pensamientooriental, por otra (misticismo, astrología, magiay, sobre todo, el gnosticismo). Surge lo que des-

pués se llamó alquimia, que se divide en varias etapas. La llamada alquimiagriega o mejor alquimia egipcia, nacida y desarrollada en Alejandría, se difun-de después hacia el Oriente Medio cuando los alquimistas se ven obligados adiseminarse por todos esos territorios, debido en gran parte a las persecu-ciones 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 laalquimia).


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Cuando los árabes invaden Egipto, reciben el saber de los alquimistas egipciosy lo amalgaman con el que les había llegado de la alquimias china e hindú. Laalquimia árabe produjo importantísimos avances en técnicas y conocimientode productos químicos y, con la expansión de ese pueblo, se extendió hastaEuropa entre los siglos VII y XIII, con lo que poco a poco sus conocimientosllegaron al occidente cristiano. Comienza así una alquimia cristiana medievalque se prolonga durante el Renacimiento y parte de la Edad Moderna, y per-dura aunque cada vez más débilmente hasta casi finales del siglo XVIII, en elque 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, herederadirecta de la teoría aristotélica de los cuatro elementos. Los metales innoblespodrían transmutarse hasta oro, transmutación que se conseguiría a través dela piedra filosofal, otra de las ideas básicas de los alquimistas, a lo que debeañadirse la creencia en el elixir de la vida para prolongar la juventud y llegarincluso 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 ideaaristotélica de elementos como componentes universales de todas las sus-tancias. En este sentido, los alquimistas árabes consideraban los metalescomo cuerpos formados por dos cualidades-principios comunes, represen-tando 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, Para-celso (1493-1541) suma a los dos principios de los alquimistas árabes unomás, la sal, que representa la solubilidad y la solidez, y adopta al mismotiempo los cuatro elementos aristotélicos (tierra, fuego, aire y agua). Deesta manera, introduce en sus ideas sobre la materia la doctrina llamada delos tria prima o tres principios: la sal o cuerpo, el azufre o alma y el mercurioo espíritu. Éstos eran en realidad cualidades universales que al ser deposi-tadas sobre los cuatro elementos aristotélicos —que hacían las veces dereceptáculos— conferían la forma y propiedades características de cadasustancia (fueran éstas metales o no, orgánicas o inorgánicas).


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Paracelso fue un personaje controvertido e inmerso a menudo en laleyenda, pero sumamente interesante tanto en su faceta de médico como enla de alquimista.

Algo más sobre …

Paracelso nace en 1493, en Suiza (muy cerca deZurich), territorio que formaba parte del SacroImperio Romano Germánico, y muere en Salz-burgo, en 1541. Su nombre real era PhilippusTheofrastus Bombast von Hohenheim, pero sedio a sí mismo el nombre de Paracelso, comoemulación del médico romano Celso (siglo IId. C.), ya que estudió medicina en Italia y en laUniversidad de Basilea, donde consiguió el títulode médico y fue también profesor, llegando aocupar lo que podría considerarse como la pri-

mera cátedra del mundo de química. También se formó en alquimia y enmetalurgia.

Personaje discutido, rodeado de misterio y leyendas, al que a veces se teníaincluso por mago, alcanzó sin embargo grandes méritos, sobre todo en medi-cina. Paracelso en su terapia seguía el principio de la similitud, rigiéndose porla 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 vene-no. La diferencia esta en la dosis», dosis sola facit venenum. Es decir, ciertosvenenos en pequeñas dosis pueden ser buenos medicamentos, por lo cual se leconsidera el antecedente más directo de la homeopatía. No obstante, su mayorlogro fue la obtención de medicamentos de origen mineral. Consideraba que lamedicina debía apoyarse en la química y en este sentido es el fundador de lallamada iatroquímica (del término griego «iatros», médico), que se definiríacomo una especie de química médica, química farmacéutica y toxicología. Elfundamento de la iatroquímica puede resumirse en esta idea básica: los fenó-menos psicológicos y patológicos son debidos a reacciones químicas. La vida delhombre era un proceso químico y la enfermedad, o alteración de ese proceso,debía superarse por procedimientos también químicos, si bien para Paracelsoesas reacciones estaban gobernadas por un espíritu vital, detrás del cual esta-ba Dios.


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

Otro importante alquimista de esa época fue el flamenco Baptista vanHelmont (1577-1644), seguidor de Paracelso en muchos aspectos, aunque noen su teoría de los tria prima. Tampoco aceptó la teoría de los cuatro ele-mentos de Aristóteles, elaborando su propia teoría de la materia: el aguasería la materia o sustrato de los cuerpos, sobre la que actuaría un fermentopara dar así las propiedades y formas de las distintas sustancias. Hay querecordar que el agua era también para el filósofo Tales de Mileto el principiogeneral del universo, aunque debido al carácter religioso y místico de vanHelmont su teoría estaría influida muy probablemente por el Génesis bíblico,puesto que desde el primer día de la Creación ya se formó el agua.

1.2. CONCEPTO ACTUAL DE ELEMENTO QUÍMICO

En el siglo XVII empiezan a cambiar las cosas, precisamente con RobertBoyle (1627-1691).

1.2.1. Los cuerpos simples de Boyle

Boyle rompió con muchos de los principios de los alquimistas, aunquellegase a efectuar algunas prácticas alquímicas y creyera, al parecer, en la

En cualquier caso, persiste la idea de elemento como principio general de lamateria, estando todos los elementos presentes, en mayor o menor grado, entodos los cuerpos de la naturaleza.


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transmutación, según él mismo afirmaba. Sin embargo su personalidad lellevó a dudar de todo y a realizar preguntas abiertas sobre muchas de lascreencias que los alquimistas admitían firmemente y sin cuestión comoverdaderos dogmas de sus principios. Tal es la idea de elemento, haciendoBoyle una profunda crítica a los conceptos de Aristóteles (teoría de loscuatro elementos) y también a los de Paracelso (teoría de los tria prima).Esta crítica la plasma en su obra cumbre, The Sceptical Chymist (El Quí-mico Escéptico), publicada en 1661. Ante la idea tradicional de elemento,Boyle establece algo sumamente novedoso, el concepto moderno de ele-mento, cuando afirma que «son ciertos cuerpos primitivos y simples queno están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son losingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven enúltimo término todos los cuerpos perfectamente mixtos». En definitiva,propone que muchos de los cuerpos que se tomaban como elementos noeran tales, sino cuerpos compuestos o «cuerpos mixtos» —como él los lla-ma— porque se podían descomponer en otros más simples. Y estos cuer-pos simples que no se podían descomponer en otros serían para Boylelos elementos.

Supone, además, que el número de elementos sería muy superior al detres de los alquimistas o al de cuatro de la teoría aristotélica. De esta mane-ra, el término de elemento adquiere una nueva dimensión, un nuevo signifi-cado, pues ya no tenía por qué ser un principio, un «algo» omnipresente enla naturaleza, sino que sería simplemente aquel cuerpo que ya no se podíadescomponer en otros cuerpos.

Sin embargo, no acompañó estas ideas sobre su concepción de cuerposimple con un listado de las sustancias que él pudiera considerar comotales. Al dejarlas en un estado de cierta indefinición, no tuvieron en su épo-ca una aceptación abierta y general, con lo que muchos químicos siguieroncon la teoría de los elementos en el sentido aristotélico como se venía hacien-do desde las épocas alquimistas. No obstante, admitieron que podían sermás 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 através de Lavoisier, pero realmente el predecesor de la futura definición deelemento es Boyle, por lo que con justicia se le puede considerar como elprecursor 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 comoel máximo protagonista de la revolución en química, a partir de la cual éstaúltima se convierte en una ciencia. Las bases de esta nueva química estánexpresadas principalmente en su Traité Élémentaire de Chimie (Tratado Ele-mental de Química), que publica en 1789. Destruye la teoría del flogisto,dominante durante todo el siglo XVIII, demostrando la naturaleza verdade-ra de la combustión mediante sus trabajos llevados a cabo con cuidadosasmedidas cuantitativas. Aunque no fue autor del principio de conservación dela materia, expresado mediante el famoso axioma «nada se pierde, nada secrea», 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 quí-mico, que él mismo define de forma operacional como aquellas sustanciasque los químicos no habían conseguido analizar —es decir, separar— en sus-tancias más simples, como «última etapa a la cual puede llegarse por análi-sis». Como puede apreciarse, ésta es en esencia la definición de cuerpo sim-ple dada por Boyle un siglo antes. Pero aunque no fuera tampoco el creadorde esta idea, Lavoisier le da un sentido totalmente claro y pragmático, ya quelo basa en resultados experimentales.

Por ejemplo, halla la composición del agua, tanto por síntesis como poranálisis, 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 quetodos los cuerpos naturales se compongan únicamente de tres o cuatro ele-mentos es una preocupación heredada de los filósofos griegos.» Y más ade-lante, en el mismo texto, expresa una definición: «... puesto que hasta ahorano hemos descubierto los métodos para descomponerlos ellos se comportan,frente a nosotros, como sustancias simples y no debemos de ningún modosuponerlos compuestos hasta que la experiencia o la observación nosdemuestren que lo son». Además, Lavoisier en su Traité incluye una tablacon lo que él consideraba como elementos (como se tratará en el Tema 3), sibien da a esta consideración un carácter provisional, matizando que secomportan como tales con esa frase de que «puesto que hasta ahora nohemos 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 lasleyes, ocupando su padre el puesto de procuradoren el Parlamento de París. Por esta razón, en unprincipio Lavoisier continuó en esa línea y estudióabogacía en el ilustre Colegio Mazarin, graduán-dose en derecho en 1763. Pero allí, además, estudióLavoisier un curso de química divulgativa dirigidoespecialmente a médicos y farmacéuticos, imparti-do 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 delas personas próximas a él influyeron notablemente en su formación científica,como sus amigos el geólogo Jean-Etienne Guettard (1715-1786), con el quecolaboró en la elaboración de una atlas mineralógico de Francia, o Pierre SimonLaplace (1749-1827), el prestigioso físico, matemático y astrónomo con el queincluso llevó a cabo algunas importantes investigaciones sobre calorimetría.

Muy probablemente con fines económicos y para asegurarse una holgadasituación financiera, en 1768 se hizo miembro de la Ferme Genérale, compañíapara recaudar impuestos indirectos, odiada por la sociedad francesa, lo cualcon el tiempo trajo para Lavoisier trágicas consecuencias. En 1771 se casó conMarie Anne Pierrette Paultze, hija de otro «fermier», como se les llamaba alos socios de esa empresa. Sin problemas monetarios y atraído siempre por laquímica, se entregó con ahínco a sus estudios experimentales. Su propiamujer le ayudó enormemente en su labor científica, realizando muy diversastareas. Así, traducía del inglés obras de los científicos británicos, sobre todo delos llamados químicos pneumáticos, como John Priestley (1733-1804) oHenry Cavendish (1731-1810), en sus estudios sobre los gases (para lo cualtuvo que estudiar expresamente ese idioma); o también aprendió a dibujarpara poder realizar ella personalmente los grabados que representaban los apa-ratos de química que utilizaba su marido. E, incluso, se encargaba de organi-zar reuniones semanales para crear tertulias científicas en los salones de sucasa, donde se intercambiaban ideas y se daba información sobre los últi-mos descubrimientos científicos.


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En 1785 es nombrado director de la Academia de Ciencias de Francia. En1793, durante el «Reinado del Terror» es hecho prisionero, en parte por sucondición 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 condena-do a la pena capital, muriendo guillotinado en 1794.

La idea de la precisión fue fundamental en sus trabajos, al introducir losaspectos cuantitativos en sus determinaciones (es famoso su empleo sistemá-tico de la balanza, amén de otros instrumentos de medida). Son importantísi-mos sus experimentos sobre la combustión de los cuerpos y la respiración delos animales, así como sus estudios acerca de la composición del aire y sus tra-bajos sobre el agua, todo lo cual le lleva a derrocar la teoría del flogisto y sus-tituirla con su teoría de la oxidación. Por otra parte, contribuyó a la creación deuna nueva nomenclatura química.

CONCLUSIÓN

Hoy en día no tenemos dudas acerca de lo que significa el término de ele-mento químico y sabemos diferenciar un elemento de un compuesto. Ele-mento químico es una sustancia que no puede descomponerse en otras mássimples (oxígeno, hidrógeno, plata, hierro...), mientras que compuesto esuna sustancia que sí puede descomponerse en otras más simples (agua, óxi-do de plata, óxido de hierro...).

No obstante, este significado es relativamente reciente, si se piensa en ellarguísimo periodo transcurrido desde que el hombre comenzó a meditarsobre la constitución de la materia que nos rodea hasta que el nuevo con-cepto de elemento fue definitivamente establecido y aceptado.

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 lamateria hasta llegar a la teoría atómica de Dalton

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INTRODUCCIÓN

No siempre se aceptó la idea de que la materia estaba constituida porunas partículas que serían la parte más pequeña en que aquélla podría des-componerse. Esta idea provocó fuertes controversias y se necesitaronmuchos siglos para que fuera aceptada, pero su origen está también en lafilosofía griega.

Su aceptación empezó a tener lugar en el siglo XVII con la idea de loscorpúsculos de Boyle. Después, a principios del siglo XIX la moderna teoríaatómica debida a Dalton abrirá una nueva etapa para el conocimiento de laestructura de la materia.

2.1. MATERIA, ¿CONTINUA O DISCONTINUA?

Dentro de la filosofía griega de la naturaleza pronto se suscita una dico-tomía sobre la constitución de la materia. La materia, ¿es divisible hasta elinfinito o no lo es? O expresado con otras palabras, la materia, ¿es continua oes discontinua? Esta cuestión lleva, además, implícita otra: ¿existe el vacío?

Tanto para Empédocles y Anaxágoras (500-428 a. C.) el mundo estaríalleno de materia, y ésta podría dividirse hasta el infinito en partes cada vezmás pequeñas. Por ello, no es necesario que hubiese un espacio entre suspartes. Es decir, la materia sería continua. Pero pronto, a mediados delsiglo V a. C., se va a producir una importantísima ruptura en estas ideassobre 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 queal irse dividiendo llegaría un momento en que daría lugar a un trozo tanpequeño de materia que ya no podría dividirse más.

Su discípulo, Demócrito de Abdera (470-380 a. C.) llamó esas partículasúltimas de la materia átomos (del griego, indivisible). Los átomos de los dis-


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tintos objetos sólo se diferenciarían entre sí por su distinto tamaño y forma,serían los responsables de las distintas propiedades de los elementos y esta-rían dotados de un movimiento propio y perpetuo, al azar, en el espaciovacío, colisionando continuamente entre sí. Podrían o bien rebotar y sepa-rarse o bien engancharse unos con otros, dando lugar a los diferentes objetos.

Sin embargo, la teoría atómica de Demócrito encontró una enorme opo-sición en Aristóteles, para quien dicha teoría no podía explicar la enormevariedad de sustancias de la naturaleza. Además, habría que admitir la idea de«vacío», como también se proponía en esa teoría, y según Aristóteles no sepodía justificar el movimiento en el vacío. Y la idea del movimiento era uno delos 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 filó-sofo. Se trata de Epicuro (341-272 a. C.), cuyas ideas tuvieron —aunque muyposteriormente— una profunda trascendencia. Vuelve a la teoría atómica deDemócrito y la perfecciona, sosteniendo que los átomos eran las partículas

Figura 2.1. Demócrito de Abdera.


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mínimas de la materia. Los átomos estarían dotados de peso y se moverían acausa de la gravedad, al caer en el vacío. En su caída podrían sufrir derepente un viraje o desviación, lo que hacía posible que se combinaran unoscon otros al colisionar entre sí. Pero se trataría de un movimiento al azar, nopredeterminado.

De todos los escritos de Epicuro, unos trescientos, queda muy poco. Susideas son conocidas a través de la obra que recoge sus teorías, De rerumnatura (Sobre la naturaleza de las cosas) escrita en el 60 a. C. por al poetaromano Tito Lucrecio Caro (95-55 a. C.). Este texto tuvo amplia difusión ensu época y también en el Renacimiento, ya que con la invención de laimprenta (1450) se imprime en 1473.

Las ideas de Epicuro, más que buscar una explicación científica a laconstitución de la materia, se inclinaban hacia una filosofía ética para alcan-zar la felicidad, despojando al hombre de sus miedos y ansiedades, produc-to muchas veces de la superstición y de la de influencia de las religiones. Elhombre sería libre como el movimiento de los átomos, a diferencia del pen-samiento de Aristóteles, según el cual el hombre vendría determinado por supropia naturaleza. Los átomos al caer en el vacío, sin una predeterminaciónen su movimiento, podrían desviarse y combinarse entre sí durante su caída,lo cual representaba, en realidad, la voluntad libre del hombre. El mundosería en definitiva una combinación al azar de átomos, y no habría unaseparación del alma y el cuerpo, por lo que el alma no sería inmortal.

Por estos aspectos precisamente, materialismo y actitud hacia la idea dedios y del alma humana, fue una de las doctrinas más combatidas, no sólopor otras corrientes filosóficas, sino también por algunas religiones, como elcristianismo y el judaísmo. Esos ataques al epicureismo fueron causa indi-recta de un gran retraso en el desarrollo de la química, ya que dio lugar aque en la ciencia se abandonara el atomismo hasta el siglo XVII, en que esretomado por los filósofos mecanicistas.

2.1.2. Los corpúsculos de Boyle

En los primeros años del Renacimiento la idea de la materia constituidapor 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. Posteriormenteotro filósofo, el francés Pierre Gassendi (1592-1655), da un impulso real-mente novedoso a esta postura de la filosofía natural: defiende la idea delvacío y con ella la teoría atómica epicúrea frente a las ideas aristotélicas.Esto tendrá una influencia decisiva en los trabajos de Boyle, que irrumpe enel mundo científico en un ambiente en el que se han ido fraguando los prin-cipios de una filosofía mecanicista con la aceptación de átomos o corpúsculos.Esto le proporcionará una base teórica fundamental para la explicación desus experimentos.

Boyle acepta una teoría corpuscular, de corpúsculos como integrantes delos principios de un cuerpo. Para él, como químico y también filósofo meca-nicista, la explicación final de la naturaleza de la materia y de las propieda-des químicas de las sustancias residiría en principios mecánicos —de movi-miento— y también geométricos —de tamaño y forma— de sus partículasconstituyentes. Esos corpúsculos estarían en continuo movimiento, que iríaaumentando con la temperatura. Pero las propiedades de los cuerpos nopodían justificarse tan sólo por esas características mecánicas y geométricasde sus corpúsculos, como pretendía la filosofía mecanicista clásica.

Para Boyle lo esencial era que los corpúsculos podrían interaccionarunos con otros, plasmándose su interacción en los fenómenos químicos. Yesas interacciones serían muy importantes, ya que existiría un «algo» queuniría esos corpúsculos entre sí, con lo cual hizo en cierto modo una pre-dicción del enlace químico. Con este sistema de filosofía mecanicista y cor-puscular Boyle podía explorar e interpretar muchísimos fenómenos y, ade-más, verificarlos por medio de experimentos.

Conjugaba todas esas ideas científicas con la religión, alegando que Diosera el que había dotado a los corpúsculos de su movimiento, tamaño y for-ma. Este aspecto era importante, pues la teoría atómica clásica había sidoconsiderada hasta ese momento como atea. Por ello, Boyle adopta el térmi-no «corpúsculo» en lugar de «átomo», para evitar las connotaciones tannegativas de este último. Y gracias a su contribución, la filosofía mecanicis-ta fue aceptada y tenida en cuenta en el mundo científico. Además, conesta sencilla teoría corpuscular de Boyle no era necesario recurrir a ningunade las teorías de elementos aristotélicos ni de principios químicos.

Sin embargo, los químicos no hicieron tanto caso a su teoría corpuscularpuesto 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 ysustancias complejas. En cualquier caso, con Boyle también puede decirseque la química entra dentro de la filosofía natural y es considerada comoalgo «serio», con lo que abandona sus hábitos de misterio y secretismo deciencia oculta.

Con Boyle se inicia, pues, una época de cambio profundo en el devenir de laquímica, tanto que hay autores que le atribuyen el comienzo de la químicamoderna.

Algo más sobre…

Robert Boyle nace en 1627 en Irlanda, dentrode una familia muy rica perteneciente a la aristo-cracia anglo-irlandesa, de sólida filiación protes-tante. Recibe una esmerada educación en Ingla-terra (Eton) y después se traslada al continenteeuropeo, estudiando en Italia, Francia y, sobretodo, en la ciudad suiza de Ginebra. Tras su vuel-ta a Inglaterra, se interesa por la química, no tan-to por el valor de ésta en sí misma, sino porque lepodía permitir comprender mejor a Dios y a lanaturaleza. En Londres toma contacto con el

mundo de la ciencia y de la filosofía a través de ilustres personajes del momen-to, lo que le abre rutas que marcarán las líneas de su pensamiento y de su futu-ra actividad científica.

En 1648 comienzó segunda guerra civil inglesa y los intelectuales partidariosdel rey Carlos I (ejecutado por Oliver Cromwell en 1649) sufrieron también larepresión puritana, con lo que se vieron obligados a exiliarse en Oxford, quelos acogió abiertamente. Fue así como en 1656 Boyle se trasladó también aOxford, donde estuvo un total de doce años, que resultaron los más fructíferosde toda su vida. De esta manera en la universidad de esta ciudad confluyerongran número de hombres ilustres, lo cual la convirtió en un centro de enormerelevancia, tanto en las letras como, y sobre todo, en las ciencias. Boyle vivióen un ambiente en el que las ideas de van Helmont estaban en pleno éxito y enel que aún existían muchos fervientes seguidores de la alquimia. Por otra par-te 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 deunos y otros. Pero, además, hay que unir a esta formación científica «mixta» elespíritu profundamente religioso y devoto de Boyle, que le llevó a pretenderrealizar un nexo entre ciencia y religión.

Después, en 1668, de Oxford regresó a Londres, donde permaneció hasta elfinal de sus días, veintitrés años más (1691).

Sus mayores triunfos fueron su teoría corpuscular, que marcó las pautas parala teoría atómica de Dalton (a principios del siglo XIX) y su nueva idea de ele-mento, predecesora de la futura definición de Lavoisier (a finales delsiglo XVIII).

2.2. LOS ÁTOMOS DE DALTON

Con Lavoisier se da plenamente el salto a la química cuantitativa. Conesta premisa sus seguidores se lanzan al análisis de gran cantidad de sus-tancias para comprobar si eran elementos o compuestos. Se multiplicanasí los estudios sobre muy distintas reacciones químicas, teniendo siempreen cuenta la ley de la conservación de la materia. Mediante los numerosostrabajos cuantitativos sobre la composición de las combinaciones químicasse habían establecido las llamadas leyes ponderales (es decir, de peso) de laquímica, que se concretan en:

— Ley de las proporciones definidas: Cuando dos o más elementos secombinan para formar un compuesto determinado, lo hacen siempre enuna relación ponderal constante, independientemente del proceso segui-do para formar dicho compuesto. Fue establecida por Joseph-LouisProust (1754-1826), en 1801.

— Ley de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos se combinanentre sí para formar más de un compuesto, los pesos del elemento que secombina con un peso fijo del otro están en la relación de números enterospequeños. Fue John Dalton (1766-1844) quien la formula en 1804.

— Por otra parte, hay que recordar la ya conocida ley de conservaciónde la masa, según la cual «la materia ni se crea ni se destruye, sólo setransforma».


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Sin embargo, no se había dado una explicación satisfactoria a la razón deeste comportamiento de la materia. Es en este aspecto, muy a principios delsiglo XIX, cuando aparece Dalton para integrar con su inteligencia e imagi-nación esas leyes ponderales en una teoría que las explicara. Su punto departida fue la idea de la constitución atómica de la materia de los griegos,con un razonamiento muy sencillo: esas leyes se podían explicar conside-rando que un compuesto determinado se formaba por la unión de siempre elmismo número de átomos de cada uno de los elementos que integrabanese compuesto, y que cada tipo de átomos tenía un peso característico yconstante.

Antes de profundizar en esta teoría conoceremos algunos datos de lahistoria de Dalton, su creador, desde una perspectiva personal y humana, locual ayudará a contemplarlo desde una perspectiva científica y a comprendercómo construyó esa teoría.

Algo más sobre…

John Dalton (1766-1844) nació en Inglaterra, enuna humilde familia de artesanos tejedores y que,además, eran cuáqueros. Ese aspecto religiosodel ambiente de Dalton es muy de tener en cuen-ta, ya que los miembros de la sociedad cuáquerarechazaban la enseñanza oficial, pero tenían unsistema educativo propio que resultaba inclusomejor, sumamente cuidado y estructurado. Dal-ton estudió así tanto disciplinas de tipo huma-nístico, 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 geome-tría y también por la meteorología. Pero, ante todo, era un gran docente, puessintió y practicó la enseñanza desde muy joven. Tras vivir en varios puntos deInglaterra, fijó en 1793 su residencia en Manchester, donde comenzó a traba-jar como profesor en el prestigioso New College, la antigua Academia Warring-ton en la que también había enseñado otro importante químico ingles, JohnPriestley. Después compaginó la docencia en clases particulares, con su trabajo


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como asesor industrial y con sus actividades en investigación científica. Losresultados de estas últimas los presentaba en forma de artículos y de confe-rencias en la Literary and Philosophical Society de Manchester, de la que pri-mero fue secretario y después presidente, hasta el fin de sus días.

Su labor en investigación científica fue muy extensa. Además de la elaboraciónde 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 lasproporciones múltiples y por profundizar en el tema de la nomenclatura quí-mica. Y además fue el primero en estudiar el defecto de la visión consistente enla incapacidad de distinguir los colores, llamada en su honor «daltonismo». Élmismo era daltónico, lo mismo que su hermano, y son famosas algunas de lasanécdotas provocadas por este fenómeno. En el laboratorio confundía con fre-cuencia los frascos de reactivos y también se dice que cuando tuvo que acudira presentarse ante el rey Guillermo IV se vistió con una llamativa toga acadé-mica roja, color discordante y poco apropiado en tales circunstancias Y la cau-sa fue que pensó que era marrón, ya que no podía distinguir ambos colores acausa de su defecto visual.

A lo largo de su vida consiguió el éxito dentro del mundo científico, como lodemuestran los títulos honoríficos concedidos por algunas universidades(como Oxford y Edimburgo) y el reconocimiento póstumo del mismo gobiernode 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 teo-rías de éste, así como las de Boyle. Sintió también gran interés por la meteo-rología, lo que le llevó a estudiar el aire y su composición, así como a anali-zar todas leyes sobre el comportamiento físico de los gases. Pensó que elvapor de agua se hallaría disperso entre las demás partículas de aire. Esto lehizo considerar, contrariamente a muchos otros científicos, que de la mismamanera todos los otros gases atmosféricos estarían mezclados y no se com-binarían químicamente entre sí porque entre sus partículas habría unasfuertes repulsiones, debidas a su vez a una especie de envoltura de calor querodeaba a esas partículas. Se trataba del «calórico», concepto manifestado yaanteriormente por Lavoisier.


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Estas ideas y sus trabajos experimentales le condujeron a enunciar la leyde las presiones parciales de los gases o ley de Dalton: En las mezclas degases todos los constituyentes se comportan como si cada uno estuviera soloocupando todo el espacio que ocupa la mezcla, con lo que la presión total de lamisma 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 estratifi-caban en orden de densidades, sino que constituían una mezcla homogénea.También se interesó por la distinta solubilidad de los gases en el agua, supo-niendo Dalton que dependería del tamaño y del peso de sus partículas.

El interés por el tamaño de las partículas va a ser una cuestión funda-mental en las ideas de Dalton sobre su teoría atómica: le lleva a determinarlos pesos relativos de las partículas de los gases porque con ese dato y con ladensidad podía fácilmente obtener el tamaño. Así, Dalton introduce la ideade átomos con peso; es decir, con una masa. Por otra parte, el 21 de octubrede 1803 da una conferencia ante la Sociedad Literaria y Filosófica de Man-chester, 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 loque Dalton parte de estas premisas:

a) Los elementos están formados por átomos, pequeñas partículas indi-visibles que no pueden crearse ni destruirse.

b) Todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales ensu masa y en todas sus propiedades.

c) Los átomos de elementos diferentes tienen masa y propiedades dis-tintas.

d) Dos o más átomos de distintos elementos pueden combinarse entre síen una relación numérica sencilla y formar un compuesto, dandolugar a los «átomos» de ese compuesto, que serían iguales entre sí.

Intenta así dar una explicación a todas las observaciones experimentalesrecurriendo a una teoría, ya que proporciona un modelo con el que la ley deconservación de la masa, la ley de las proporciones definidas de Proust y laley de las proporciones múltiples del propio Dalton quedan justificadas.Esto es fácil de explicar, porque para él las reacciones químicas se interpre-taban como una reorganización de los átomos en unas nuevas agrupacionessin que los átomos sufriesen ninguna alteración. Al ser los átomos indestruc-


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tibles, durante una reacción permanecerían inalterados, variando única-mente la forma de agruparse. De esta manera, la masa de los átomos en cual-quier reacción permanecerá constante (ley de la conservación de la masa).Como los «átomos« de los compuestos (o sea, sus moléculas) resultan de lacombinación de varios átomos y cada uno tiene una masa constante, lacomposición final de un compuesto será siempre la misma (ley de las pro-porciones definidas). Y como al formarse una molécula se combinan átomosenteros, cuando se combinen átomos de un determinado elemento con áto-mos de otro elemento y formen más de un compuesto, los números de esteúltimo elemento serán distintos pero guardarán entre sí una relación denúmeros enteros y pequeños (ley de las proporciones múltiples).

Todas estas ideas fueron recogidas en el libro de Dalton A new System ofChemical Philosophy (Un nuevo Sistema de Filosofía Química), cuya primeraparte fue publicada en 1808 y la segunda en 1810. Intenta dar una explica-ción 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 dela «partícula» de Boyle: ese algo a lo que antes se llamaba átomo o partículasin 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 dis-puta científica, ya que el científico irlandés William Higgins (1762-1825)acusó a Dalton de «robarle» sus ideas sobre el atomismo, expuestas en suobra A comparative view of the phlogiston and antiphlogiston theories, publi-cada en 1789.

Por otra parte, Dalton, siguiendo un principio de máxima simplicidad enla composición, suponía que los elementos gaseosos estaban formados porun solo átomo (H, O, N...) y que los compuestos tan corrientes como elagua o el amoniaco eran binarios, es decir, sus «átomos» (moléculas en ellenguaje actual) constaban sólo de dos átomos diferentes (HO, NH...). Peroesta simplificación, aparentemente tan útil, tuvo consecuencias negativasmuy importantes, entre otras que hacia imposible la explicación de la ley delos volúmenes de combinación formulada por Gay-Lussac y dificultó, evi-dentemente, el cálculo de pesos atómicos correctos.

En definitiva, con su teoría atómica Dalton lograba explicar las leyesponderales, pero no así, como ya se ha comentado, otra que con el tiempofue sumamente importante, en este caso una ley volumétrica, la ley de volú-menes 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 atra-ído por el estudio de los gases que, incluso, le llevaron a realizar audacesexperiencias; por ejemplo, efectuó personalmente dos peligrosas ascen-siones en globo a grandes alturas, de 4.000 y 7.000 metros (Figura 2.2). Através de un amplio trabajo experimental demostró que todos los gasestenían un comportamiento físico idéntico. Pero además comprobó quehabía en ellos un comportamiento también idéntico en sus reaccionesquímicas, en cuanto a sus proporciones volumétricas. En este sentido, lle-vó a cabo la síntesis del agua, en la que constató que dos volúmenes del gashidrógeno se combinaban siempre con un volumen del gas oxígeno paradar, en iguales condiciones de presión y temperatura, dos volúmenes devapor 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 sustan-cias gaseosas obtuvo una serie de conclusiones, que presentó en 1808 yque pueden formularse en la llamada ley de los volúmenes de combina-ción: Cuando dos gases se combinan y los compuestos resultantes sontambién gaseosos, entre los volúmenes de todos ellos (medidos en igualescondiciones de presión y temperatura) existe una relación sencilla de núme-ros enteros.

Esta ley en el fondo llevaba implícita la idea de que volúmenes de gasesen idénticas condiciones de presión y temperatura debían contener igualnúmero de partículas. Haciendo referencia concreta a la síntesis del agua, larepresentación de la ecuación de esta reacción y de las relaciones de volú-menes de esas sustancias, en estado gaseoso e iguales condiciones de presióny temperatura, según los resultados de Gay-Lussac es:

Volviendo a las simplificaciones de Dalton acerca de las fórmulas deelementos gaseosos y de compuestos que él consideraba binarios, es fácilcomprender que no pudiera explicar esta ley volumétrica. Si dos volúmenesde hidrógeno reaccionaban con uno de oxígeno para dar dos de agua, esaproporción suponía que los átomos del gas oxígeno tendrían que dividirse.Pero según Dalton, los átomos eran indivisibles, como él afirmaba a veces ensus conferencias con las palabras «tú sabes que no puedes cortar un átomo».Entonces, lo que hizo Dalton fue, simplemente, ignorar esta ley, alegandoque los resultados de Gay-Lussac eran erróneos.

No obstante, el tiempo dio la razón a Gay-Lussac, porque esos resultadosexperimentales, aparentemente anómalos, pudieron ser interpretados ple-namente por el físico italiano Amedeo Avogadro (1776-1856) cuando emitiósu célebre hipótesis.

2 volúmenesde hidrógeno

2 volúmenesde vapor de agua

1 volumenoxígeno

+1 volumen 1 volumen 1 volumen 1 volumen 1 volumen


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Algo más sobre…

Joseph-Louis Gay-Lussac (1778-1850) fue unbrillantísimo científico francés, físico y químico,alumno de Claude-Louis Berthollet (1748-1822).A su vez llegó a ser profesor en importantes cen-tros de Francia, como la Universidad de la Sor-bona o el Jardín de Plantas de París. Y, además,fue un gran investigador, abarcando muy distin-tos campos. Uno de ellos fue el estudio de losgases, como ya se ha comentado. En el ámbito dela química mineral, estudió las propiedadesde algunos metales alcalinos, así como las del

boro y yodo, y llevó a cabo la síntesis del ácido iodhídrico y iodatos, del áci-do cianhídrico y del cianógeno. La química analítica le debe la creación delanálisis volumétrico, al introducir la utilización de disoluciones valoradas enel análisis cuantitativo. En química orgánica sus investigaciones contribu-yeron a la formulación dell concepto de isomería. Y en química industrialperfeccionó el método de fabricación del ácido sulfúrico con la llamada, ensu honor, «torre de Gay-Lussac», que mejoraba enormemente el rendimien-to de este producto.

Refiriéndonos concretamente a sus trabajos sobre los gases, llegó a descubri-mientos sumamente valiosos. Así, tan sólo a los 24 años (en 1802), observo ladilatación 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. Esteestudio dio lugar a la ley de Charles y Gay-Lussac, llamada así porque aunqueeste fenómeno fuera investigado primeramente por el físico francés JacquesAlexander Charles (1741-1823), en 1787, fue Gay-Lussac quien llevó a cabo suestudio sistemático.

Como otros muchos hombres de ciencia, compaginó su labor científica con lapolítica. Así, en 1931 fue diputado electo, siendo reelegido varias veces, y en1839 le nombraron Par de Francia. En 1832 fue administrador de SaintGobain, Compañía de Manufactura de Vidrios —una de las de mayor prestigioy antigüedad, fundada por Luis XIV— y después, en 1843, llegó a presidente desu 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 nosus ideas en cuanto a la composición de las «partículas» de elementos y com-puestos. Supuso que en los gases correspondientes a elementos las últimaspartículas no eran átomos aislados sino agregados de átomos, generalmentedos. Y fue el primero en emplear el nombre de moléculas para estos agrega-dos de átomos, término que significa «pequeños moles», es decir, pequeñasmasas. Supuso también que las reacciones ocurren entre números enteros demoléculas, con lo cual la relación entre las moléculas de los reactivos y de losproductos serán números enteros sencillos.

Como en las reacciones gaseosas ésta era también la relación entre losvolúmenes de los gases, de acuerdo con los experimentos de Gay-Lussac,Avogadro, en 1811, estableció la siguiente hipótesis o principio: Volúmenesiguales de gases, en idénticas condiciones de presión y temperatura, contienenigual número de moléculas. Según esta hipótesis es ya fácil interpretar losresultados 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 conclu-sión de forma independiente otro científico, el francés André Marie Ampè-re (1775-1836). Sin embargo, estas ideas no fueron acogidas con entusiasmoalguno, más bien con escepticismo, puesto que esa sugerencia acerca delnúmero de átomos constitutivos de las moléculas de ciertas sustancias (H2,O2, H2O, NH3...) contradecía las tesis de Dalton. Además, las nociones de áto-mo y molécula no estaban muy claras. Sin embargo, con sus suposiciones sepodía interpretar perfectamente la ley de volúmenes de combinación y tam-bién la teoría atómica.

2 volúmenesde hidrógeno (H2)

2 volúmenesde vapor de agua (H2O)

1 volumenoxígeno (O2)

+

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 estu-dió jurisprudencia, doctorándose en derechoeclesiástico en 1796, con lo que practicó la abo-gacía durante algunos años. No obstante, siem-pre sintió una gran atracción por las ciencias,por lo que hacia 1800 comenzó a estudiar mate-máticas y física. Tras diversas actividades docen-tes, en 1820 ocupa la cátedra de Física Matemá-tica de la Universidad de Turín, la primera quese creó en Italia. Sin embargo, a los dos años lapierde por sus ideas políticas. En 1835 se la rein-tegran y en ella permanece hasta su jubilación(1850).

Fue poco conocido en Italia y, sobre todo, fuera de su país, a pesar de haberpublicado 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 considerarsecomo una aberración científica. Demasiado avanzadas para su tiempo, comoha ocurrido con cierta frecuencia en la historia.

Quedó esta hipótesis arrinconada y Avogadro olvidado hasta que casi cin-cuenta años después, en 1860, en el famoso congreso de Karlsruhe el tam-bién italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910) expone sus ideas sobre lospesos atómicos y pesos moleculares, demostrando que podían determinarsetomando como base de trabajo la hipótesis de Avogadro. Pero esto será dis-cutido en el tema siguiente.

CONCLUSIÓN

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


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

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 sustanciasen 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 determina-ción de los pesos relativos de los átomos

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INTRODUCCIÓN

Con Dalton los átomos ya son algo real y no sólo un ente teórico, como losátomos de los griegos, puesto que tienen una masa determinada, caracterís-tica de cada elemento. Por esta razón, los átomos son diferentes de un ele-mento a otro, mientras que los átomos de los epicúreos estaban constituidospor el mismo tipo de materia, aunque tuvieran distinta forma.

Dalton dota, pues, a los átomos de un peso que, además, podía calcular-se experimentalmente. El mismo fundamento de su teoría atómica permitíadeterminar en un laboratorio los pesos relativos de los átomos, comparandosu peso con el de otro átomo tomado como unidad. Dalton comenzó a cal-cular de este modo pesos atómicos, publicando su primera tabla con lospesos atómicos relativos de seis elementos en 1803, en una memoria de laSociedad 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, queconsistirían en una redistribución diferente de los átomos de las sustanciasreaccionantes. Por esta razón, la relación en peso —es decir, ponderal—con la que se combinan esos reaccionantes será en definitiva la relaciónponderal 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 Dal-ton fue calcular los pesos atómicos relativos. De esta manera, para cada ele-mento obtuvo un número que indicaba las veces que el peso de uno de susátomos era mayor que el peso de otro elemento que arbitrariamente setomase como unidad. El hidrógeno era el elemento más ligero que se cono-cía, por lo que Dalton le tomó como referencia, asignando al átomo dehidrógeno una masa igual a uno.

Dalton para la determinación experimental de sus pesos atómicos apli-ca la ley de las proporciones definidas de Proust (ver Tema 3), en la cualprofundiza. Para ello parte de la formación de combinaciones binariascon el elemento base (el hidrógeno en este caso) y mide las relaciones depesos de combinación. No obstante, también necesita para sus cálculos lafórmula del compuesto final formado (es decir, su composición). Así, en lareacción:

A + B → A – B (A y B : sustancias elementales, A – B: sustancia compuesta)

Según nos indica la fórmula del compuesto, la relación atómica de com-binación 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 elagua, amoniaco, etc., como ya se ha comentado Dalton acudió a la máximasimplificación. Con estas premisas fue determinando experimentalmente elpeso atómico de los elementos. Primeramente, incluyó en su teoría atómica,presentada en la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester en 1803, unatabla de pesos atómicos relativos de seis sustancias elementales, pero enaños 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 con12,6 partes de hidrógeno para dar agua. Para Dalton, esa relación O/H de87,4/12,6 sería igual a la relación entre los pesos de los átomos de oxígeno yde 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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Átomos

Pesos atómicosrelativos al hidrógeno

1803 1808 1810

HidrógenoAzoe (Nitrógeno)CarbonoOxígenoFósforoAzufreHierroZincCobrePlomoPlataPlatinoOroMercurio

14,24,35,57,214,4

155791338565695100100140167

155,4791350565695

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

Tabla 3.1. Algunos de los pesos atómicos calculados por Dalton

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 habi-taciones del edificio de la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester y,desgraciadamente, se quemaron en un bombardeo a esa ciudad durante laSegunda Guerra Mundial.

3.1.2. Pesos atómicos de Berzelius

El químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1794-1863) siguió en la línea deDalton de determinar los pesos atómicos de los elementos, tratando de con-seguir valores más exactos. Pero se basó asimismo en las experiencias deGay-Lussac, exponiendo así su propia «teoría de los volúmenes». Berzeliusadmitió que, bajo condiciones similares, en gases como hidrógeno, oxígenoy nitrógeno, volúmenes iguales de los mismos contendrían el mismo núme-ro de átomos, lo cual implícitamente estaba contemplado en la ley de losvolúmenes de combinación de Gay-Lussac. En consecuencia, sería lo mismohablar de átomos que de volúmenes. Aunque Avogadro anteriormente, en1811, ya había emitido su hipótesis, parece ser que Berzelius en esa época ladesconocía. De esta manera, con cuidadosos análisis que implicaban medi-das volumétricas y gravimétricas, Berzelius repitió el cálculo de pesos decombinación de diferentes elementos. También dedujo que las fórmulas delagua, amoniaco y ácido clorhídrico serían, respectivamente, H2O, NH3 yHCl. Otro problema era encontrar un peso atómico de referencia. Daltonhabía elegido el del hidrógeno. Sin embargo, como el hidrógeno no se com-binaba con muchos elementos mientras que el oxígeno sí, Berzelius tomóeste último como referencia. Comenzó a reunir valores de pesos atómicos apartir de 1814, presentado su primera tabla en 1818, pero continuó coneste trabajo durante mucho tiempo, con lo que en 1826 publicó otra tablaampliada y corregida.

Esos cálculos sólo podrían llevarse a cabo con sustancias gaseosas. Peropronto Berzelius encontró la forma de aplicarlo a sólidos.

— En 1819, dos investigadores franceses, Pierre Louis Dulong (1785-1838) y Alexis Thérèse Petit (1791-1820) estudiando conjuntamentegran cantidad de elementos sólidos, observaron que se cumplía losiguiente: que el producto del peso atómico de un elemento por sucalor 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 deuna ley empírica y se conoce como ley de Dulong y Petit. Es decir,conociendo el calor específico de un elemento, se podía calcular fácil-mente su peso atómico.

— El alemán Eilhard Mitscherlich (1794-1863), que comenzó estu-diando lenguas orientales, siguió con Medicina y terminó en 1819estudiando Química en Estocolmo como discípulo de Berzelius, esta-bleció una relación entre la composición química y la forma cristali-na. Formuló la llamada ley del isomorfismo, que hacía referencia alhecho de que ciertas sales con metales diferentes tenían cristales delmismo o muy parecido sistema cristalino. Esta observación permitióprever la fórmula de muchos compuestos, ya que «los cuerpos iso-morfos tienen fórmulas química análogas», con lo que se estableceuna relación entre la composición química y la forma cristalina. Laintroducción del concepto de isomorfismo es la aportación más sig-nificativa de este químico alemán, aunque trabajó en diversos aspec-tos de la química mineral y también en química orgánica, sobre todoen síntesis de derivados del benceno y en hidrólisis de azúcares. Rela-cionado con esto último la industria azucarera le debe la construccióndel polarímetro. También es autor de un texto de estudio que en esaépoca fue muy apreciado, su Tratado de Química (1830).

Berzelius utiliza estos recursos en sus cálculos de pesos atómicos y, enconsecuencia, tanto la noción de isomorfismo como la ley de Dulong y Petitconstituyeron una gran ayuda para este gran científico en su determinaciónde pesos atómicos.

Por otra parte, en 1826 uno de los químicos franceses de mayor prestigioen aquella época, Jean Baptiste André Dumas (1800-1884), desarrolla unmétodo para determinar las densidades del vapor de sustancias líquidas eincluso sólidas a temperatura ordinaria (del que se tratará en la siguiente sec-ción, 5.5). Pero será otro francés, Charles Gerhardt (1816-1856), quienintrodujera una corrección a las tablas de Berzelius, concretamente en lospesos atómicos de los metales. Éste último daba como fórmula del óxido deplata AgO, mientras que para Gerhardt sería Ag2O, lo mismo que en generalpara todos los metales, Me2O. Entonces, los pesos atómicos de la plata y delos 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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resultaron correctos, pues no tenían la fórmula propuesta por Gerhardt. Noobstante, el sistema de Gerhardt tuvo repercusión sobre todo en el cálculo defórmulas de los compuestos orgánicos y dio una nueva luz a la reforma de losequivalentes. Además, Gerhardt fue de los primeros en asumir la hipótesis deAvogadro (1842).

Con todo, y a pesar de estas correcciones, la tabla de pesos atómicos dadapor Berzelius en 1826 es muy similar a la actual.

Algo más sobre...

Jöns Jacob Berzelius fue uno de los químicos más res-petados y con más prestigio de su tiempo. Nace en unapequeña ciudad de Suecia, en 1779, hijo de un maestrode escuela con escasos medios económicos. Compaginasus estudios de medicina, que había comenzado en 1796en la Universidad de Upsala, con un trabajo en un labo-ratorio de química. Siempre atraído por esta ciencia,muy pronto empieza a experimentar e investigar. Se gra-dúa de Medicina en 1802 y se traslada a Estocolmo, don-

Tabla 3.2. Algunos de los pesos atómicos calculados por Berzelius

Elemento

Pesos atómicosrelativos al oxígeno

Pesosatómicosmodernos

19601814 1818 1826

OxígenoHidrógenoCarbonoNitrógenoAzufreCalcioHierroPotasioSodioPlataCobre

16,001,06212,0212,7332,1681,26110,98156,4892,69430,11129,04

16,000,99512,0512,3632,1981,93108,55156,7792,09432,51126,62

16,000,99812,2514,1632,1940,9654,2778,3946,54216,2663,31

16,0001,00812,0114,00832,06640,0855,8539,1022,99107,8863,54


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de trabaja como médico en un hospital, lo cual compatibiliza con un puesto deprofesor asistente de Medicina, Botánica y Farmacia en la Universidad deEstocolmo. En 1807 consigue ser profesor en esa universidad, en la que per-manece hasta 1815, cuando ocupa el cargo de profesor de Química en el Ins-tituto Médico-quirúrgico Real Carolino de Estocolomo. El tiempo libre que ledejan sus clases teóricas lo dedica a investigar en un pequeño laboratorio ins-talado en una vieja cocina, en su propio domicilio, donde además empieza aformar a algunos discípulos.

Poco a poco va aumentando su prestigio por la calidad de sus interesantes ynumerosos trabajos, hasta tal punto que en 1818 le designan Secretario Per-manente de la Real Academia de Ciencias de Suecia. En 1832 deja la ense-ñanza para poder dedicarse por completo a la investigación. Muere en Esto-colmo en 1848.

Su trabajo experimental abarcó muy distintos campos, aunque como objetivoscentrales de su investigación cabe señalar el establecimiento definitivo de lateoría atómica y su teoría electroquímica de la materia (ver Tema 4), la cualfue una de la mayores causas de su gran influencia entre la comunidad cien-tífica de su época. Hace una interesante clasificación de minerales atendiendoa su composición química; construye unas tablas de pesos atómicos; introdu-ce importantes innovaciones en los métodos analíticos; pone en evidencia laexistencia de isomería; estudia la catálisis (propone además esos nombrespara ambos fenómenos, respectivamente). También descubre el óxido decerio, en colaboración con Wilhelm Hisinger (1766-1852), y elementos comoson el selenio y el torio; aísla el silicio, el titanio y el zirconio; crea un nuevosistema de nomenclatura química, precursor directo del actual... Asimismo esautor de un libro de texto que en su día tuvo una enorme difusión entre losquímicos, y los informes anuales que presentaba en la Academia de Cienciaseran apreciadísimos.

Era un trabajador perseverante y minucioso, de gran capacidad de sistemati-zación, claro en sus descripciones y exacto en sus observaciones. Sin embargo,científicamente era muy conservador y se oponía enérgicamente a toda nove-dad que fuera contra lo oficialmente establecido, lo cual le llevó a ser prota-gonista de grandes polémicas, por otra parte muy frecuentes. Se le consideracomo uno de los fundadores de la química moderna, de gran autoridad, pres-tigio y respeto entre los científicos de su época.


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Por sus grandes méritos, cuando en 1835 se casa como regalo de bodasrecibe del rey Carlos XIV de Suecia el nombramiento de freiherr (título nobi-liario equivalente al de barón). Por sus trabajos obtuvo la Medalla Copley en1836.

3.2. IMPORTANCIA Y SIGNIFICACIÓN DE LOS PESOS ATÓMICOS

Según ya se ha discutido, en la construcción de su teoría atómica Daltonpostula que las distintas clases de átomos tendrían una determinada masa, esdecir, un peso atómico. Conocer su valor era de una enorme importancia,sobre todo para averiguar la constitución de los átomos, además de posibili-tar la interpretación de las relaciones cuantitativas de las sustancias que secombinaban 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 sustan-cias elementales con relación a un valor tomado como unidad. Serían, portanto, pesos atómicos relativos. Para ello era necesario conocer la relaciónatómica con la que los elementos se combinaban entre sí, lo cual se podíaestablecer a partir de las correspondientes relaciones ponderales (es decir,en peso). De esta forma la determinación de los pesos atómicos relativos erainmediata.

Veamos el ejemplo de la formación de agua. Ésta se forma por combi-nación del hidrógeno con el oxígeno, y Dalton encontró que lo hacían en unarelación en peso de 1 a 7 (aunque después se comprobó que era de 1 a7,9365). Pero caben distintas posibilidades en cuanto a las relaciones ató-micas de combinación: a) si se combinan átomo a átomo, 1:1, el peso ató-mico del oxígeno sería 7; b) si la relación atómica es de 1 átomo de hidró-geno con 2 de oxígeno, el peso atómico del oxígeno sería 3,5; c) si secombinan 2 átomos de hidrógeno con 1 de oxígeno, el peso atómico deloxígeno sería 14. Para discernir entre estas tres posibilidades, Dalton esta-bleció unas reglas simplificadoras, afirmando que cuando dos elementosse unían y formaban un único compuesto (entonces no se conocía la exis-tencia del peróxido de hidrógeno), se combinaban átomo a átomo. Luego lafórmula 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 deci-mos, 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 par-te en peso de hidrógeno se combinaba con 5 partes de nitrógeno, siendo asíel 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 demolécula y supuso unas fórmulas que resultaron falsas; fue incapaz de expli-car la ley de volúmenes de combinación y, a la larga, dificultó el cálculo depesos atómicos correctos. Estas simplificaciones, aparentemente tan útiles,tuvieron pues, consecuencias muy negativas.

Posteriormente, Berzelius demostró la falsedad de estas reglas y pudo lle-gar 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. Estaincógnita quedó sin respuesta hasta que la hipótesis de Avogadro no fuedivulgada y admitida por la comunidad científica, al permitir establecer lafórmula verdadera de los elementos gaseosos y con ello determinar el pesoatómico de sus átomos. Veamos cómo:

La hipótesis de Avogadro establece que en un determinado volumen deuna sustancia gaseosa, medido en las mismas condiciones de presión y tem-peratura, existe siempre el mismo número de moléculas, cualquiera quesea dicha sustancia. Con esto ya era posible conocer el peso molecular rela-tivo de dos sustancias gaseosas, ya que la relación en peso de los volúmenesde ambos gases, o lo que es lo mismo, la densidad relativa de un gas respec-to a otro, sería igual a la relación en peso de sus moléculas. Así, dados dosgases 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 ADA(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 cual-quiera se podrá calcular el peso molecular de otro gas con sólo determinarsus densidades relativas. Así, de una forma muy sencilla, una vez conocidaslas fórmulas correctas, se pudo determinar con seguridad el peso atómico delos elementos gaseosos después de conocerse el peso molecular de alguno desus compuestos.

Para ello era necesario desarrollar un procedimiento experimental quepermitiera determinar esos pesos moleculares.

3.2.1. Determinación experimental de pesos molecularesde sustancias en estado gaseoso

La determinación experimental del peso molecular de un gas descansasobre el conocimiento de cuatro datos medibles experimentalmente: la masade la sustancia contenida en un determinado volumen; este volumen; lapresión y la temperatura correspondientes a dicho volumen. La presión y latemperatura son fácilmente observables, por lo que el problema experimen-tal quedaba reducido a determinar la masa de la sustancia gaseosa conteni-da en un volumen determinado de la misma. Éste es el método de Dumas, lla-mado así por ser ideado en 1826 por Jean Baptiste André Dumas.

Con posterioridad, en 1878, el químico alemán Victor Meyer (1848-1897) diseñó otro método, en el cual lo que se medía era el volumen ocupa-do por una masa dada de una sustancia gaseosa.

3.3. LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS Y PESOEQUIVALENTE

Ésta ley fue la expresión de un sobresaliente trabajo llevado a cabo por elquímico alemán Jeremias Benjamin Richter (1762-1807). En sus investi-gaciones acerca de las combinaciones químicas sus mayores preocupacionesfueron insistir en las medidas cuantitativas y, sobre todo, introducir las


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matemáticas en la química. Por esto, había estudiado también matemáticasen la Universidad de Königsberg, en lo que se llamaba entonces PrusiaOriental y que posteriormente pasó a Rusia. Después compaginó su trabajocomo analista químico en la fábrica de porcelana de Berlín con la realizaciónde su tesis doctoral, dirigida nada menos que por el prestigioso filósofoImmanuel Kant (1724-1804) y que trataba precisamente sobre el empleo delas matemáticas en la química. Este interés le guio también en sus investi-gaciones acerca de las combinaciones químicas, así como en el cuidado enlas medidas cuantitativas. No en vano se le considera fundador de la este-quiometría, término propuesto por él mismo (derivado del término griego«stoicheion», elemento) para hacer referencia a las relaciones de magnitudsegún las cuales deberán combinarse los «cuerpos», ya que «Dios ha orde-nado todo según número, peso y medida».

Con un tesón y una minuciosidad germánicos, Richter buscaba algúntipo de relación aritmética, de regularidad en las proporciones con las que secombinaban las sustancias en una reacción dada. Al analizar la sustituciónde metales midiendo las cantidades de los mismos que se desplazan recí-procamente de sus disoluciones, comprobó que esas cantidades guardabanuna proporción fija entre sí.

En el terreno ácido-base estudió detenidamente las reacciones de neu-tralización. Tras gran cantidad de cuidadosos ensayos los resultados lemostraron que un peso fijo de un cierto ácido se neutralizaba con un pesodeterminado de diferentes bases, siendo esos pesos distintos para cada unade dichas bases. Y también, que las si las cantidades de dos o más ácidoseran neutralizadas por la misma cantidad de una determinada base, ocurríaque también serían neutralizadas por una cantidad igual —aunque distintaa la primera— de otra base. Y viceversa.

Llegó a esta conclusión en 1792, es decir, en la misma época en queLavoisier alcanzara las importantes consecuencias de sus investigaciones.Con todas sus medidas Richter estableció los «pesos equivalentes» de ácidosy bases que pueden neutralizarse dos a dos. Así, mediante el uso de tabula-ciones se podía saber fácilmente qué cantidad de una base determinada senecesitaba para neutralizar una cantidad de un ácido determinado, lo cualsupuso 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 secombinan con un mismo peso de un elemento dado son los pesos relativosde aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien son múltiplos osubmúltiplos de esos pesos».

Para explicar esta ley, Richter propuso su teoría de los pesos de combina-ción, fijando para cada elemento un peso relativo de combinación o peso delmismo que se une con un peso determinado del elemento que se toma comotipo de referencia. Como el oxígeno es un elemento capaz de combinarse concasi todos los demás, en un principio se tomó como tipo de referencia 100partes en peso de oxígeno, y de esta manera el peso de combinación de unelemento sería el peso del mismo que se combinaba con esas 100 partes deoxígeno. Resultaba así que el peso de combinación del hidrógeno era elmenor de todos, con lo que se le dio el valor 1 para tomarlo como base dereferencia en la escala de los pesos de combinación. Y en esta escala el pesode combinación del oxígeno resultaba 7,936, valor que posteriormente seredondeó 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 lacantidad del mismo que se combina o reemplaza a 8,000 partes de oxígeno oa 1,008 partes de hidrógeno.

3.4. LA SIMBOLOGÍA QUÍMICA

Un nuevo problema con el que se enfrentan los científicos de esosmomentos es el de la simbología química. Con la llegada de la «nueva» quí-mica se desarrollan los métodos de análisis y de síntesis y el descubrimientode elementos y compuestos toma un ritmo acelerado. Se hace evidente lanecesidad de nombrar y representar las sustancias químicas, así como lasreacciones en las que intervienen, de una forma sencilla, clara y racional yque al mismo tiempo resultase eficaz.

En realidad esta ley no es más que una extensión de la ley de Dalton y aunquees anterior a ésta actualmente está bastante olvidada en los textos de ense-ñanza. No obstante, este hecho es injusto ya que contribuyó de forma consi-derable a consolidar los aspectos cuantitativos de las reacciones.


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En cuanto a la nomenclatura química, Lavoisier había apuntado la nece-sidad de sistematizarla de una forma u otra. Epónimos, como sal de Glau-ber, o nombres impregnados de un sentido fantástico o poético, como cris-tal de Luna, azafrán de Marte o flores de zinc, muchos de los cuales sevenían empleando desde las épocas alquimistas para designar los productosquímicos, debían ser sustituidos por otros que proporcionasen datos sobrela 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 uni-versal en el que cada palabra no fuese arbitraria, sino que contuviese la defi-nición de sí misma. Además, los nombres de aquellas sustancias que nopodían descomponerse en otras, es decir, sustancias simples o elementos,serían la base de la nomenclatura de las sustancias compuestas. Los com-puestos vendrían designados de acuerdo a los elementos que los integraran.Sulfato de sodio, nitrato de plata, óxido de hierro u óxido de zinc serían, res-pectivamente, los nuevos nombres de los compuestos antes mencionados.Lavoisier colaboró así, junto a sus seguidores Guyton de Morveau, Ber-thollet y Fourcroy, en la obra Méthode de la Nomenclature Chimique, publi-cada en 1787.

En lo referente a la representación de las sustancias, el problema eraanálogo. Los alquimistas utilizaban un signo para cada una, pero ese sistemade representación ya no es válido y la creación de una simbología más gene-ral y eficaz se convierte en un imperativo inexcusable. Es en este puntocuando Dalton tiene la gran idea: emplear un símbolo específico para cadaelemento, mientras que los compuestos estarían representados por la yux-taposición de los elementos que los formasen. En este sentido, Lavoisierhabía intentado representar los productos químicos según las pautas deJean Henri Hassenfratz (1755-1827) y Pierre Auguste Adet (1763-1834),quienes se valían de determinadas figuras geométricas, como líneas rectascon distintas inclinaciones, círculos, semicírculos o triángulos (Figura 3.2).

En el caso de Dalton los símbolos consistían básicamente en pequeñoscírculos con alguna «señal distintiva en su interior» (punto, raya, letras,etc..), como él mismo explicaba en su A New System of Chemical Philo-sophy. En su cuaderno de notas del 3 de septiembre de 1803 escribe por pri-mera vez sus símbolos y su primera tabla de pesos atómicos. Dalton llega arepresentar 20 elementos (aunque algunos de estos elementos eran real-mente 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 medianteuna ecuación, con lo que su expresión resultaba mucho más cómoda, pues sepodía visualizar rápidamente a través de esas formas abreviadas que repre-sentaban los elementos. Y, asimismo, el átomo y su representación toman uncarácter cuantitativo. Su simbología tiene, pues, además de un valor prácti-co 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 lahora de imprimirlos y, además, iban resultando confusos a medida que sedescubrían elementos nuevos. Por ello, no tuvieron demasiado éxito entre losquímicos y surgieron otros símbolos que si bien de fondo tenían el mismosignificado, de forma eran muy distintos. Es aquí cuando aparece de nuevoen escena Berzelius, porque unos años después (1813) introduce un sistemade símbolos basados en el nombre de los elementos en latín. El cobre seríaCu, 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 sim-ple 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 enun compuesto lo indicaba mediante superíndices (así S2O3), que posterior-mente fueron convertidos por Liebig en los subíndices que hoy en día escri-bimos. Y, continuando con sus simplificaciones, cuando un elemento estabasubrayado (o también con una barra a la mitad) significaba que había dosátomos 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 yutilizado hasta aproximadamente 1830, ya que al principio tuvo fuertes crí-ticas debidas en gran manera a la confusión producida paradójicamentecon tantas simplificaciones. Su empleo fue sobre todo muy útil en químicaorgánica, 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, sien-do Thomas Graham (1805-1869) uno de los primeros en tomar partidopor esta simbología. Y, sobre todo, gracias a la recomendación de la BritishAssociation for the Advancement of Science, en 1837. Poco después de estehecho Dalton escribió sobre estos símbolos acerbas críticas, donde expre-siones tales como «los símbolos de Berzelius son espantosos» o «parecen uncaos 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 yque la había transformado a su conveniencia. Incluso, en ese mismo añoDalton (1837) sufrió un infarto tras una fuerte discusión acerca de estetema.

En cualquier caso, aunque era evidente la necesidad de utilizar unossímbolos para representar las sustancias químicas, la elección del sistema desímbolos resultó ser verdaderamente problemática.

CONCLUSIÓN

Los átomos de Dalton tienen una masa, que además es característica decada elemento. Además, es posible determinar el peso relativo de los átomosde un elemento, comparándolo con el peso de los átomos de otro elementode referencia.

El problema surge cuando los químicos no se ponen de acuerdo en esosvalores relativos. Se origina así un caos, y será el Congreso de Karlsruhe elque marque la vía para hallar una solución.

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 LOSELEMENTOS

4.3.1. Triadas de Döbereiner

4.3.2. En busca de otras relaciones numéricas como base declasificación

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 llegaral de peso atómico como base para ordenar los elementos químicos

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INTRODUCCIÓN

La idea de diferenciar los materiales de la naturaleza y agruparlos toman-do como criterio unas determinadas características ha estado siempre pre-sente entre las preocupaciones de las gentes dedicadas al hacer químico.

En un principio se distribuían los cuerpos químicos en dos grandes gru-pos de propiedades antagónicas, como ácidos/bases, metales/no metales,etc. Es decir, se trataba de criterios dualistas. Pero después se comenzarona clasificar las sustancias ordenándolas en mayor número de grupos, toman-do como referencia determinadas características.

A finales del siglo XVIII con Lavoisier la teoría del flogisto queda supe-rada. Dotada de nuevas ideas fundamentales, la química protagoniza supropia revolución y se convierte en una ciencia, lo mismo que ya lo eran lafísica o la astronomía Desde el punto de vista teórico, a partir de ese momen-to se dan importantísimos avances, como son el nuevo concepto de elemen-to y la aceptación de la teoría atómica de la materia, que permitirán dar unenfoque diferente a la investigación química. Y desde el punto de vista expe-rimental, se hacen grandes avances en aspectos tecnológicos. Gracias engran parte a esto último, el número de elementos químicos conocidos y ais-lados aumenta de tal forma que la necesidad de clasificarlos se hace inelu-dible, como premisa de trabajo para cualquier estudio en todo campo de laquímica.

Por otra parte, Linneo o Carl von Linné (1707-1778), el gran naturalistasueco de la Universidad de Upsala, había realizado una cuidadosa clasifica-ción de animales, plantas y minerales, plasmada en su Sistema Naturae (Sis-tema Natural). Publicada esta obra en 1735, pronto alcanza un enorme éxito,introduciendo entre los químicos la inquietud por lograr un ordenamientosimilar para los elementos.


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4.1. CLASIFICACIONES DE LOS «CUERPOS» QUÍMICOS

En un principio, se hicieron unas primeras clasificaciones de los mate-riales sin hacer una distinción entre lo que era un cuerpo simple o unocompuesto, 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.), reco-gida en el texto Tao Te Ching, consideraba que el universo estaba regido pordos principios contrarios: el yin, principio femenino, negativo, frío y oscuro,y el yang, principio masculino, positivo, caliente y luminoso. Esta sería unaconcepción dualista de términos opuestos, de forma análoga a las ideas delfilósofo griego Empédocles (ver Tema 1). Por ello, todos los objetos del uni-verso estarían también regidos por estos dos principios, lo que llevó a que losalquimistas chinos considerasen sustancias ricas en yin, como el azufre, o enyang, como el cinabrio (sulfuro de mercurio), el oro, el salitre (nitrato depotasio) o el jade.

Las ideas dualistas han resultado siempre atractivas para muchos quí-micos. Así, muchos siglos después el químico flamenco van Helmont con-cibe una teoría ácido-alcalina, según la cual la oposición de sustancias conpropiedades ácidas y con propiedades alcalinas sería la fuerza impulsora defenómenos 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 (1614-1672) y Otto Tachenio (1620-1690), que la extienden a otros proceso vitales.

Y, muy posteriormente, el sueco Berzelius, uno de los más influyentes ybrillantes químicos del siglo XIX, como consecuencia de sus estudios elec-troquímicos, propone una teoría global de la combinación química basadaen la naturaleza eléctrica de la materia. Clasifica así los elementos en elec-tropositivos y electronegativos. Por ello se trata en realidad de otra clasifi-cación dualista. Sitúa los elementos en una «escala electroquímica», orde-nándolos desde el potasio —el elemento más electropositivo, según suterminología— hasta el oxígeno —el más electronegativo—, pasando por elhidrógeno, 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 óxidosácidos, por unión del oxígeno con un no metal, y de la unión de un óxidobásico con uno ácido, resulta una sal neutra.

4.1.2. Clasificaciones de los alquimistas

En la Edad Media se hicieron clasificaciones de los productos químicosdistribuyéndolos en varias categorías en lugar de hacerlo sólo en dos grandesgrupos. 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 lle-vada 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 unatransformación, 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 acombinarse, mientras que por las de odio, se separaban.

En el siglo XVIII, en plena época del flogisto, se hicieron clasificacionesde los cuerpos químicos basándose en la afinidad, entendiendo como tal la«fuerza oculta» que hace que unas sustancias reaccionen con otras. No obs-tante, el primero en dar ese nombre a la tendencia de los cuerpos para sumutua transformación, es decir, a la «fuerza oculta» que hace que unassustancias reaccionen con otras, fue Alberto Magno (1193-1280). A pesar delos siglos transcurridos le dio el mismo sentido que en el fondo tiene actual-mente; es decir, de una «relación» química entre dos sustancias. A estedominico alemán se le conoce también como San Alberto Magno, ya que fuecanonizado en 1931. Doctor escolástico muy erudito, fue un alquimista degran sabiduría que se dedicó a una cuidadosa y crítica observación de lanaturaleza. Esto le llevó a considerar que el pretendido «oro» de los alqui-mistas no era realmente oro, lo que demuestra su gran clarividencia. Lellamaban Doctor Universalis y era considerado como el Aristóteles de laEdad Media por su dominio de los textos del filósofo griego, siendo tanfamoso y apreciado que, según se dice, cuando impartía sus clases en la Uni-versidad de la Sorbona de París debía hacerlo al aire libre, ya que eran tantossus seguidores que no cabían en las aulas. Entre sus discípulos está SantoTomás de Aquino (1225-1274), franciscano famoso como escolástico y quetambién fue un gran estudioso de las ciencias.

Pero hubieron de transcurrir muchos siglos hasta que se comenzara adesarrollar una teoría para tratar de justificase las causas de la afinidadquímica. Así, Isaac Newton (1642-1727) da una interpretación para la afi-nidad de tipo mecanístico, pensando que la reactividad química era debidaen realidad a una atracción de tipo físico. Basándose en la teoría corpuscu-lar de Boyle, supuso que entre las partículas o corpúsculos de la materia exis-tían fuerzas de enorme intensidad, cuya potencia sería característica decada sustancia y que, además, sólo tendrían lugar cuando las distanciasfuesen 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, tra-taba de justificar así su afinidad. Incluso, presentó para seis metales el ordende sustitución de su disolución en ácido nítrico. Newton abre así nuevasperspectivas en este viejo problema.

Y también en la misma época, marcada en química por la teoría del flo-gisto, la idea de la afinidad servirá como criterio de clasificación de las sus-tancias. En 1718, francés Etienne-François Geoffroy (1672-1731) elaborauna tabla en la que ordena las sustancias, incluyendo los ácidos y las bases,en dieciséis columnas. Encabezando cada columna aparece una sustanciacon la cual todas las restantes de esa columna se combinan, pero siguiendoun orden tal que cada sustancia desplazaría a las que la siguen en sus com-binaciones con la sustancia-cabeza (Figura 4.2).

Es decir, cada sustancia tiene mayor afinidad por la sustancia-cabeza opatrón que las que le siguen en la columna. Es interesante resaltar en estatabla los símbolos para designar las sustancias, que son aún alquímicos, yaque la simbología actual no aparecería hasta mediados del siglo XIX (verTema 3). Y también son curiosos los nombres que se aplican: espíritu de áci-do (que encabeza la primera columna), ácido de sal marina (ácido clorhí-drico), 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 extendiórápidamente. En 1775 el químico sueco Torbern Olaf Bergman (1735-1784), gran experto en el análisis cuantitativo y en mineralogía, generalizó yperfeccionó este método, llegando a recopilar en otra tabla hasta cincuentay 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 phlogis-ton, que significa inflamable, combustible, térmi-no acuñado por el médico y químico alemánGeorg Ernest Stahl (1660-1734). Se basó en lasideas del también alemán Joachim Becher (1635-1682), aunque las reelaboró introduciendo impor-tantes modificaciones, y creó con todo ello la teo-ría del flogisto. Con ella trataba de explicar lacombustión, fenómeno por el que los químicossiempre habían sentido una gran atracción. Stahlsuponía que el flogisto o principio de la inflama-bilidad, estaría presente en toda sustancia com-

bustible. De esta manera, en la combustión se desprendería el flogisto, que iríaal aire, y quedaría un residuo en forma de cenizas o de cal, estando este fenó-meno acompañado de calor y de luz (y, frecuentemente, de fuego). Sin embar-go, esta teoría llevaba importantes contradicciones. Una de las mayores era elhecho de que, cuando se quemaban los metales, aumentaba el peso de la calresultante. Y si se desprendía el flogisto, ¿cómo podía ser el peso del productoresultante mayor? Pero ante este problema los partidarios del flogisto, o bien loignoraron o bien lo justificaron señalando que el flogisto tendría un pesonegativo.

A pesar de ésta y otras contradicciones, fue la teoría dominante a lo largo delsiglo XVIII, teniendo numerosos seguidores que la defendieron con ardor.Quedó desbancada por las ideas de Lavoisier sobre la combustión, quiendemuestra con ellas que se trataba de una teoría falsa. Pero hay que recono-cerle el mérito de que, con todo, promovió un número enorme de experimen-tos 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 lassustancias químicas, tanto fueran compuestos como lo que entendemosactualmente como elementos. Pero a finales del siglo XVIII triunfa el nuevoconcepto de elemento químico. Esta idea ya había sido lanzada por Boyle enel siglo anterior, aunque utilizando el término de cuerpo simple (ver Tema1). Pero será Lavoisier quien consiga su aceptación general: elemento será lasustancia que los químicos no habrían logrado separar en otras más simples.

En este sentido, Lavoisier presenta en su Traité Élémentaire de Chimie unatabla de sustancias elementales (Tabla 3.2), en la que reúne los elementosconocidos, hasta un total de 33, agrupándolos según su naturaleza y com-portamiento químico. Formó así cuatro grupos: a) sustancias simples perte-necientes a los tres reinos; b) sustancias simples no metálicas, oxidables yacidificables (formadoras de ácidos), c) sustancias simples metálicas, oxi-dables y acidificables (formadoras de ácidos), y d) sustancias simples térreassalificables (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, yaque por ejemplo incluye como elementos el calorique (calor) y la lumière(luz), o compuestos como la cal, alúmina, magnesia, barita, sílice y radicalbórico. A pesar de ello, constituyó una base sobre la que otros investigadorespudieron seguir trabajando.

Con el tiempo, el perfeccionamiento de las técnicas analíticas existenteso la aparición de otras nuevas permitieron ir detectando, aislando y carac-terizando nuevos elementos. Por ello, a lo largo del siglo XIX el número deelementos conocidos aumentó rápidamente. Al conocerse una mayor can-tidad de elementos se hizo evidente que muchos de ellos presentaban pro-piedades físicas y químicas parecidas. Esto daba pautas para agruparlos dealguna manera, pero al mismo tiempo, con casi treinta elementos conocidosa principios del siglo XIX, la situación entre los químicos empezaba aresultar caótica. Era, pues, necesario algún sistema de clasificación cohe-rente. Pero al mismo tiempo, conseguirlo resultaba muy difícil. Además, lostipos de clasificaciones formuladas hasta el momento presentaban el graveinconveniente de que un mismo elemento podía tener cabida en más de unlugar.

En 1816 el físico francés que tan importantes aportaciones hizo en elestudio del electromagnetismo, André Marie Ampére (1775-1836), proponeque la alternativa sería un sistema natural de clasificación que permitiesededucir el orden y las analogías del conjunto de miembros objeto de la cla-sificación. Rechaza abiertamente las dualidades como metales/no metales,combustibles/no combustibles, etc., por su excesivo simplismo y porqueademás ocultaban ciertas analogías que podía haber entre los elementos, talvez de gran interés. Curiosamente, en contra a sus propias consideraciones,propone una clasificación con los mismos defectos que criticaba, agrupandolos elementos en: gasolitos (forman gases permanentes), leucolitos o metalesfusibles (forman soluciones incoloras y funden a bajas temperaturas) y croi-colitos (forman soluciones coloreadas y funden a altas temperaturas).

Por otra parte, Louis-Jacques Thénard (1777-1857) hace una interesanteclasificación de los metales partiendo de su resistencia frente a la acción delagua 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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4.3. EL PESO ATÓMICO COMO BASE DE CLASIFICACIÓNDE LOS ELEMENTOS

Una solución a esos problemas en la clasificación de los elementos podíadarlo su peso atómico, al ofrecer un criterio para ordenar y agrupar los ele-mentos.

4.3.1. Triadas de Döbereiner

Es así como el alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849), pro-fesor de química en la Universidad de Jena en los primeros años delsiglo XIX y amigo de Goethe, tiene por primera vez la idea de relacionar elpeso atómico de los elementos con sus propiedades químicas. En aquellostiempos el estudio de las proporciones con las que las sustancias interveníanen las reacciones químicas —en definitiva, la estequiometría— era uno de losaspectos que más atraían el interés de los químicos. Esto ocurrió tambiéncon Döbereiner, quien era partidario de la recién formulada teoría atómicade Dalton.

En 1816 trabajaba con el mineral celestita (sulfato de estroncio, SrSO4) yencontró que el peso atómico del estroncio era 50. Se dio cuenta de que esenúmero resultaba ser la media aritmética de los pesos atómicos aceptados enaquellos días del calcio (27,5) y del bario (72,5). También encontró que ladensidad del sulfato de estroncio era igualmente la media de las densidadesde los otros dos sulfatos. En años sucesivos continuó investigando alrededor

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


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de esta idea, es decir, de las relaciones existentes entre «triadas» o grupos detres elementos, tomando como base los pesos atómicos determinados porBerzelius y publicados en 1826. Incluso, llegó a predecir que el peso atómicodel bromo, descubierto por entonces (ver Tema 8), sería la media de lospesos atómicos del yodo y del cloro. Fundamentó tal predicción al constatarque algunas propiedades del bromo (color y reactividad) eran intermediasentre las de los otros dos halógenos. En su día Berzelius determinó experi-mentalmente el peso atómico del bromo y confirmó así tal predicción.

Döbereiner fue componiendo más triadas, en las que incluía grupos detres elementos de propiedades muy parecidas y en las que el peso atómicodel átomo central era la media aproximada de los pesos atómicos de losotros dos elementos. En conjunto, estas triadas eran:

No consiguió agrupar en triadas más elementos (a algunos, como elmagnesio o el hidrógeno los consideró como elementos aislados, no perte-necientes a ninguna triada), por lo que frente al número de elementos cono-cidos en esos momentos, resultaba una clasificación muy pobre. Además, loselementos de cada triada no guardaban relación alguna con los de las res-tantes.

No obstante, la idea de las triadas atrajo a otros investigadores, con loque su número fue aumentando, sobre todo gracias a Leopold Gmelin(1788-1853), profesor de química y de medicina en la Universidad de Hei-delberg, y al que se le considera uno de los fundadores de la química fisio-lógica. En su famosa obra Handbuch der Chemie, en los volúmenes a partirde 1843 fue proponiendo más triadas, llegando a conocerse hasta veinte en1850. Además, señaló que ciertos elementos de distintas triadas formabanseries aritméticas. No obstante, Berzelius llamó la atención sobre el caráctermás bien especulativo de tales relaciones numéricas, ya que podrían versealteradas en caso de que en el futuro los valores de los pesos atómicos tuvie-ran que ser revisados.

También en esa época, concretamente en 1849, el químico y médico sui-zo Germain Henri Hess (1802-1850), tan conocido por la ley de Hess, intro-

Calcio Cloro Litio Azufre

Estroncio Bromo Sodio Selenio

Bario Yodo Potasio Telurio


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duce la idea de familia de elementos químicos en cuanto a grupo de ele-mentos con propiedades químicas muy semejantes. Encuentra así cuatrofamilias de no metales:

4.3.2. En busca de otras relaciones numéricas como basede clasificación

Atraídos por esta cuestión, muchos investigadores de la química siguie-ron buscando relaciones numéricas de diferente tipo entre los pesos atómicosde los elementos, tratando así de encontrar la clave definitiva para una cla-sificación de los mismos. Algunas de esas relaciones eran sencillas, perootras llegaron a tomar complicadas y curiosas formas, que en definitivacasi no tenían significado. Pero en todo caso éste era un tema que atraía agran cantidad de químicos.

En esta dirección, Max Joseph von Pettenkofer (1818-1901), farma-céutico y gran amigo de Justus von Liebig (1803-1878), observó que lospesos atómicos de elementos químicamente similares diferían en incre-mentos 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 1856hizo una serie de observaciones sobre el valor de los pesos atómicos. Así, quedeterminados 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 dife-rencia en algunos metales: Mg=12, Ca=20, Fe=28 (valores de pesos atómicoscorrespondientes a aquella época). Además, al dividir por 4 los pesos ató-micos, en los no metales resultaba un número par, mientras que en losmetales era impar. Pero estas «regularidades» empezaban a carecer de sen-

I, Br. Cl, FTe, Se, S, O

C, B, SiN, P, As


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tido si pensamos que entre los no metales Kremers a veces había introduci-do un metal (como el titanio, por ejemplo). No obstante, fue de los primerosen detectar series de elementos en sentido horizontal.

El químico inglés John Hall Gladstone (1827-1902) en 1853 propusotres 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 ypaladio (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 diferíanen un incremento común: por ejemplo, el caso ya visto del Li, Na, K.

Comparaba el primer tipo con la alotropía, al segundo con los polímerosy el tercero, con las series homólogas de la Química Orgánica. Llegó a inten-tar ordenar los elementos en orden creciente del peso atómico, aunque nollegó a ninguna conclusión significativa, debido probablemente a que inclu-yó pesos atómicos incorrectos.

Por esa época, Josiah Parsons Cooke (1827-1894), americano, clasificólos elementos agrupándolos en seis series, estando relacionados (muy apro-ximadamente) los pesos atómicos de los miembros de cada serie por una fór-mula matemática. Así, la serie constituida por el hidrógeno y los metalesalcalinos 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 amás de una serie.

Dumas a partir de 1830 había comenzado estudiar los números atómi-cos en el sentido de Döbereiner. Y hacia 1859, haciendo referencia a lasseries homólogas de los compuestos orgánicos —cuyos miembros diferíanen 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, aten-diendo a que sus pesos atómicos eran números enteros o múltiplos de unmedio o de un cuarto. Es decir, que dentro de esas series había un cambioregular al pasar de un elemento a otro, aunque a veces siguieran seriesaritméticas complejas. Estas ideas le llevaron a lanzar ciertas especulacio-nes, tal como su deducción de que la transmutación de elementos podría serincluso posible, ya que en las series de los elementos se daban esos cambiostan regulares.

Volviendo a los elementos, subyacía además la idea de que las relacionesnuméricas respondían a la naturaleza íntima de las sustancias, según pro-ponía Gmelin, y que sólo serían significativas si entre los elementos existíauna relación natural y real. Esto era lo que afirmaba también WilliamOdling (1829-1921) que en 1857 clasifica los elementos situándolos en trecegrupos naturales, para lo que partió de la comparación de propiedades talescomo los calores y volúmenes atómicos, la basicidad de los ácidos y el iso-morfismo. Llegó a reunir así cuarenta y cinco elementos (Tabla 3.3), y aun-

Todas esas relaciones numéricas recuerdan los principios de la escuela pita-górica (ver Tema 1), que suponía que la armonía del universo (o «de los mun-dos») estaría regida por determinados números.

Grupo Elementos de cada grupo

12345678910111213

F, Cl, Br, IO, S, Se, TeN, P, As, Sb, BiB, Si, Ti, SnLi, Na, KCa, Sr, BaMg, Zn, CdMg, Zn, CdGl, Yt, ThCr, Mn, Co, Fe, Ni, CuMo, V, W, TaHg, Pb, AgPd, Pt, Au

Tabla 4.2. Los grupos de Odling


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que en este caso no se basó directamente en los pesos atómicos, hay que con-siderar 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 relacionesnuméricas entre pesos atómicos aparece lo que se conoce como hipótesis deProut.

4.4. HIPÓTESIS DE PROUT

A pesar del éxito de la teoría atómica de Dalton, algunos químicos de esaépoca se resistían a admitir que el mundo tan diverso que habitamos estu-viera construido a partir solamente de unos cincuenta «ladrillos» (es decir,elementos) diferentes.

El escocés William Prout (1785-1850), durante sus estudios de medicinaen 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 primi-tiva de la que derivarían todas las sustancias (ver Tema 1). Cuando se insta-la en Londres, en 1812, toma contacto con la teoría atómica de Dalton yobservando el valor de los pesos atómicos de los distintos elementos constataque eran múltiplos —o casi— del peso atómico del hidrógeno. Todo ello lelleva a publicar dos artículos, en 1815 y 1816, en los Annals of Philisophy,revista mensual editada por el prestigioso químico también escocés ThomasThomson (1773-1852). Dichos artículos aparecieron de forma anónima y enellos Prout señala que a partir de sus cálculos de pesos atómicos de los ele-mentos, aquéllos daban como resultado números enteros, con lo que eranmúltiplos 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 fun-damental y que todos los demás elementos se formarían a partir de él, porcondensación, es decir, que serían una especie de conglomerados de átomosde hidrógeno. Por eso le dio el nombre de protilo. Desde una perspectiva eti-mológica, 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 hidrógenocomo unidad de la materia son conocidas como hipótesis de Prout, deno-


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minación dada por Berzelius. Aunque encontró la oposición de importantesquímicos, resultó muy atractiva para otros. Tal es el caso del mismo Thom-son, 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 ató-mico de algunos elementos, como el del glucinio (hoy berilio), partiendo delvalor de 3,25 hallado por Berzelius. Sin embargo, la evidencia de gran can-tidad de datos experimentales que daban como resultado pesos atómicos noenteros hizo que se abandonara la hipótesis de Prout. Tales son los obtenidospor Jean Servais Stas (1813-1891) a mediados del siglo XIX.

Prout, además de su conocida hipótesis, tiene otros méritos en el campode la investigación experimental, tales como el descubrimiento de ácidoúrico en los excrementos de la boa constrictor y el desarrollo de métodospara el análisis de orina mediante combustión con oxígeno en analítica clí-nica.

4.5. CAOS ENTRE LOS QUÍMICOS DE MEDIADOS DEL SIGLO XIX

A pesar de las determinaciones de pesos atómicos llevadas a cabo pordiferentes investigadores y el gran interés que esa cuestión despertaba en elámbito científico, a mediados del siglo XIX la confusión que reinaba eraenorme. La teoría de Dalton había sido aceptada, pero la idea de átomo no levalía para mucho al químico en su trabajo práctico en el laboratorio, dondetenía que hacer una serie de cálculos numéricos para poder determinar deforma cuantitativa la cantidad de sustancias que reaccionaban y la cantidadde productos que se formaban en una reacción determinada.

El resultado fue un gran escepticismo ante el concepto de átomo, que erapercibido por muchos científicos como una entidad metafísica, teórica, másque como algo «real». Sin embargo, al químico práctico más que el peso de

Pero el tiempo en cierto modo daría la razón a Prout cuando se descubrió elprotón, partícula subatómica cuyo nombre claramente proviene del protilo.Además, sus ideas aumentaron el interés por la determinación más precisa delos pesos atómicos, promoviendo la mejora de las técnicas analíticas y, endefinitiva, dio un impulso al logro de la clasificación de los elementos.


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los átomos le resultaba de mayor utilidad conocer el peso de combinación, esdecir, las proporciones relativas de pesos con las que los elementos se com-binaban entre sí. O dicho de otra manera, el peso equivalente, peso fijo de unelemento que se combina con un peso fijo de otro. Por ello, más que a pesosatómicos se hacía referencia a pesos equivalentes, a pesos de combinación oa números proporcionales.

Esto condujo a que muchos químicos adoptaran un sistema arbitrario depesos para los elementos y los compuestos. Y aunque el atomismo sí sirvie-ra como base conceptual para la determinación de pesos relativos, variaba elcriterio del término de comparación. Así, para Dalton era H=1; para Thom-son, O=1, y para Wollaston, O=10. En cuanto a Berzelius, primeramentetomó como referencia O=100, y a partir de 1831, H=1/2, ya que considerabaH2=1.

Se estableció una fuerte polémica entre atomistas y equivalentistas, esdecir, 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, otroslos de Gerhardt y otros los pesos equivalentes de Gmelin, que éste habíaadoptado en su Handbuch der Chemie, sobre todo a partir de 1840. Esto con-dujo 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, yaque la teoría atómica de Dalton no había dejado clara la distinción entre áto-mos y moléculas, sobre todo en los elementos gaseosos.

Por otra parte, no había un criterio homogéneo en cuanto a la formula-ción de las sustancias químicas, careciéndose de un acuerdo para la formade representar las sustancias ni tampoco se conocían la fórmula real de lassustancias-compuestos. En cualquier caso, era evidente que se hacía nece-sario utilizar unos símbolos y unas fórmulas para representar las sustanciasquímicas y que los sistemas ideados hasta el momento resultaban a menudoconfusos. Como resultado, a veces una mismo fórmula podía representar dis-tintos compuestos y un mismo compuesto podía ser representado por dis-tintas fórmulas. Por ejemplo, se habían encontrado hasta diecinueve fór-mulas diferentes para el ácido acético, según testimonio del gran químicoorgánico Friedrich August Kekulé von Stradonitz (1829-1896). Y portodo ello la elección del sistema de simbología química constituía un enormeproblema.


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4.5.1. El congreso de Karlsruhe

Ante tal estado de cosas Kekulé piensa que debe haber una reunión de losquímicos más destacados de diferentes países a fin de intercambiar opinio-nes e intentar llegar a un acuerdo unificador de criterios. Comunica su ideaa sus colegas y amigos, el francés Adolphe Wurtz (1817-1884) y el alemánCarl Weltzien (1813-1870), profesor éste último de la Escuela Técnica de laciudad alemana de Karlsruhe. Los tres químicos se reúnen en París en mar-zo de 1860 para trazar la línea de actuación, tras lo cual Weltzien quedaencargado de organizar un congreso en su ciudad, Karlsruhe.

De esta forma, envía una circular a 45 químicos ilustres del momento, enla que se les convocaba para el día 3 de septiembre de ese mismo año. Deesos invitados iniciales sólo acuden 20, dentro de un total 126 ó 127 asis-tentes, según distintas fuentes. Por ejemplo, entre otros faltan Liebig, Wöh-ler, Mitscherlich o Pasteur, pero participan muchos jóvenes químicos quedespués alcanzarían un enorme éxito (como, por ejemplo, Mendeleev yMeyer). Y también hubo un representante español, Ramón Torres Muñoz deLuna.

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

Ramón Torres Muñoz de Luna (1822-1890) era en esos momentos catedrá-tico de Química en la Universidad Central de Madrid. Estudió con Liebig, ytradujo del alemán al castellano algunas obras de éste y, asimismo, fue, autorde numerosos libros sobre química, como su Química Aplicada a la Agricultura(donde hace una firme apuesta por la utilización de fosfatos) y un texto sobreQuímica General.


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Algo más sobre Cannizzaro...

Stanislao Cannizzaro nace Palermo (Sicilia) en1826, estudiando medicina en la universidad de estaciudad y después en Nápoles. En 1845 se traslada ala Universidad de Pisa, para estudiar química conRaffaele Piria —quien fue el primero en conseguirsintetizar el ácido salicílico— del que llega a serayudante. Pero debido a sus actividades en la revo-lución siciliana pronto se ve obligado a abandonaresa ciudad y huir a Francia. En París trabaja en ellaboratorio de Michel Eugène Chevreul (1786-1889), profesor de Química Orgánica e ilustre inves-tigador que también fue director de tintes en lamanufactura de tapices Gobelinos. Cannizzaro cola-

bora con él en la preparación de la cianamida en 1851, lo cual constituyó suprimer trabajo de investigación. Cuando es amnistiado regresa a Italia y con-sigue el nombramiento de profesor de química y física en el Instituto Técnicode Alessandria, Allí lleva acabo una de sus investigaciones más señeras al estu-diar la acción del hidróxido potásico sobre el benzaldehído, reacción que con-duce a la formación de alcohol bencílico y ácido benzoico, y que en su honor seconoce como reacción de Cannizzaro (1853). En 1855 se traslada a la Universi-dad de Génova, donde ocupa la cátedra de Química. Se interesa por el cálculode los pesos atómicos, y se da cuenta de que en las sustancias volátiles podíancalcularse aplicando la hipótesis de Avogadro. Aquí encuentra también una for-ma de simplificar la enseñanza de la química dando una explicación clarifica-dora mediante la teoría atómica. En este sentido, escribe el trabajo Sunto di uncorso di Filosofía Chimica (Esquema de un curso de Filosofía Química), publi-cado 1858 en la revista científica Il Nuovo Cimento, y en el que expone todas susideas sobre la aplicación de la hipótesis de Avogadro.

En 1861 se traslada a la Universidad de Palermo, donde permanece diez añoscomo catedrático de Química Orgánica e Inorgánica, dedicándose sobre todoal estudio de compuestos orgánicos (aromáticos y aminas). En 1871 pasa aocupar la cátedra de Química de la nueva Universidad de Roma, puesto en elque permanece hasta un año antes de su muerte (1920). También en 1871entra 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 en1891 recibe la Medalla Copley por su aportación a la diferenciación entrepeso atómico y molecular en gases.

La Medalla Copley era el mayor reconocimiento al trabajo científico, en cual-quiera de sus campos, otorgado por la Real Sociedad de Londres. Se tratabaademás del galardón de este tipo más antiguo, concediéndose la primeramedalla en 1731 al físico inglés Stephen Gray por sus estudios sobre la con-ductividad eléctrica.

En el Congreso Cannizzaro expone las ideas que utilizaba en su ense-ñanza, Y, frente al sistema de pesos atómicos de Berzelius propuesto poralgunos congresistas, defiende el de Gerhardt, aunque con algunas modifi-caciones. Este químico francés, fallecido pocos años antes (1856), habíasido el único en adoptar las ideas de Avogadro y Ampère como base de suscálculos de pesos atómicos. Al día siguiente, el tercero del Congreso, Can-nizzaro explica cómo en el cálculo de los pesos moleculares había que apli-car la hipótesis de Avogadro.

Hubo un importante grupo de participantes que apoyaron esta propues-ta, pero al final se llegó a la conclusión de que cada científico era libre detomar su propia elección. Afortunadamente, al final del congreso un amigoy seguidor de Cannizzaro, Angelo Pavese de la Universidad de Pavía, distri-buyó entre los asistentes copias del trabajo Sunto di un corso di Filosofía Chi-mica que aquél había publicado dos años antes. El efecto del contenido deeste trabajo no fue inmediato, sino que tuvo lugar poco después, cuandoalgunos asistentes lo leyeron detenidamente, ya de vuelta a sus lugares deorigen.

Tal fue el caso del joven químico alemán Julius Lothar Meyer (1830-1895), quien después de su lectura comentó que «los velos cayeron de misojos, las dudas se desvanecieron y en su lugar tuve una sensación de certezaserena». Años después Meyer, en 1891, llevó a cabo la traducción de ese tra-bajo del italiano al alemán. Pero antes esas ideas le inspiraron para escribirsu libro Die Modernen Theorien der Chemie, publicado en 1864 y en el queabiertamente adopta el sistema de Cannizzaro. Y gracias a esta obra grannúmero de químicos pudo conocer la hipótesis de Avogadro y el plantea-miento de Cannizzaro. Asimismo, este último sin duda influyó profunda-


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mente en otro joven químico, el ruso Dmitri Mendeleiev (1834-1907). Habíaquedado profundamente impresionado por el desarrollo del Congreso y a laluz de las ideas expuestas en el mismo escribió poco después, en 1861, sutexto Química Orgánica.

Y, sin duda, los valores rectificados de algunos pesos atómicos que se die-ron en Karlsruhe (oxígeno, azufre, carbono, plata y metales alcalinos) hicie-ron posible la clasificación periódica de los elementos y la construcción de latabla periódica.

CONCLUSIÓN

Los intentos para clasificar las sustancias fueron muchos a lo largo deltiempo, obedeciendo a muy distintos criterios. Y a partir del siglo XIX,cuando el número de elementos químicos ya considerable, su clasificación seimpuso como una necesidad absoluta.

El peso atómico resultó ser un interesante criterio de clasificación. Peroreinaba el caos entre los científicos en cuanto a qué patrón de medida tomarpara medir ese valor, así como para aceptar unas normas generalizadas denomenclatura y formulación. La solución vino a través de una reunión inter-nacional de los principales químicos de diferentes países, que fue además laprimera de este tipo, el Congreso de Karlsruhe.

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 culminóen la clasificación de los elementos de Mendeleiev y en su ley periódica

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INTRODUCCIÓN

Con el Congreso de Karlsruhe, y gracias a la brillante intervención deCannizzaro, el problema de la ambigüedad e incorrección de los pesos ató-micos queda resuelto. Como ya se trató en el tema anterior (Tema 4), se tuvoen cuenta el peso atómico de los elementos como base de clasificación,creando así pequeños grupos de elementos de propiedades parecidas y en losque los valores de sus pesos atómicos respectivos cumplían ciertas combi-naciones aritméticas. Pero en realidad no eran otra cosa que listas de con-juntos aislados de elementos.

El paso siguiente tuvo lugar al observarse que ordenando los elementossegún el peso atómico creciente, muchas propiedades de los mismos eranrecurrentes. Es decir, se comprobó que había una periodicidad o, mejordicho, una casi-periodicidad en las propiedades, ya que aunque muy pare-cidas, no eran iguales. En la naturaleza existen muchos procesos que sonperiódicos, que se repiten cada ciertos intervalos: por ejemplo, en Astrono-mía, 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 ató-mico, buscando asimismo una regularidad en la reaparición, cada ciertosintervalos, de propiedades análogas entre los elementos. El éxito llegó cuan-do se consiguió ordenarlos así, disponiéndolos de tal modo que resultaronrecogidos en grupos de propiedades químicas semejantes. Se llega final-mente 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 dela química, ya que permitió a los científicos apreciar semejanzas y diferen-cias entre los elementos y predecir sus propiedades conociendo simplemen-te 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 conla labor y los resultados alcanzados por Meyer y, sobre todo, de Mendeleiev.Pero, realmente, ellos no fueron los primeros. Como ocurre en casi todos losavances científicos, no se producen directamente, sino a lo largo de todo unproceso en el que se sigue avanzando paso a paso, con diversos protagonistasen 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 deordenar los elementos según su peso atómico creciente e irlos colocando enla superficie de un cilindro con una serie de curiosas características. Par-tiendo de que el peso atómico asignado al oxígeno era 16, dividió la circun-ferencia del cilindro en 16 secciones, con lo que aparecerían en su superficie16 líneas imaginarias, equidistantes y paralelas al eje del cilindro. DespuésChancourtois dibujó una línea helicoidal, inclinada 45° respecto al eje delcilindro, y fue colocando los elementos de peso atómico creciente en esa héli-ce (en sentido descendente). De esta manera, los elementos cuyos pesosatómicos diferían entre sí aproximadamente en 16 unidades o múltiplos de16, caían más o menos en la misma línea vertical. Esta representación tridi-mensional es más fácil de visualizar cuando se representa en dos dimensio-nes (Figura 5.1).

El resultado fue asombroso, ya que los elementos situados en la mismavertical tenían gran número de propiedades similares. Chancourtois llamó aesta línea «hélice telúrica» (vis tellurique en francés), ya que el elemento telu-rio 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, apa-recerían también determinadas relaciones entre los elementos correspon-dientes.

Siguiendo la hipótesis de Prout, dio a los pesos atómicos el valor denúmeros enteros. Asimismo, observó relaciones numéricas entre los pesosatómicos de los elementos, que cumplirían la fórmula n+16n´. Aparecíanhuecos en esta ordenación, si bien no los atribuyó a elementos aún no des-


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cubiertos —como fuera posteriormente la genial idea de Mendeleiev— sinoa variedades distintas de elementos conocidos (por ejemplo, el hueco corres-pondiente a un peso atómico de 44 sería para Chancourtois una forma decarbono de ese peso).

Publicó un artículo con todas estas ideas en la prestigiosa revista cientí-fica francesa Comptes Rendus de l’Academie des Sciences, en 1862, pero tuvouna fría acogida. Esto puede achacarse a que no aparecía en esta publicaciónel diagrama con la hélice, por lo cual la exposición resultaba confusa. Ade-más, falló en agrupar muchos elementos similares, por lo que asimismoera imprecisa, criticándosele además que incluyera también compuestos yaleaciones.

Por todo ello, a pesar de la gran originalidad de esta idea y de sus intere-santes resultados, la hélice de Chancourtois quedó arrinconada por la comu-nidad científica.

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

(A) (B)


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5.1.2. Ley de las octavas de Newlands

John Alexander Reina Newlands (1837-1898), creador de una idea quetal vez sea el antecedente más directo de la tabla periódica de Mendeleiev,fue un químico de inquietudes que traspasaban su vida profesional. Nacidoen Londres, estudió con August Wilhelm Hofmann (1818-1892), el granquímico alemán que creara escuela en los laboratorios que a su cargo teníaen esa ciudad. Pero después, en 1860, se enroló en las filas de Garibaldi, en elcombate por la unificación de Italia (por esta razón le fue imposible asistir alCongreso de Karlsruhe), seguramente debido en parte a que por vía maternaera de ascendencia italiana. A su vuelta, consiguió una plaza de asistente dequímica en la Royal Agriculture Society. Pero muy pronto (1864) se instalóen un laboratorio analítico, y en 1868 llegó a ser jefe del departamento deanálisis de una importante refinería inglesa de azúcar, consiguiendo grandeséxitos, tales como la mejora de los métodos de procesado y la elaboración deun tratado de refinado de azúcar. En 1886 abandona esta refinería y fundacon su hermano su propia firma de análisis químico.

Figura 5.2. John A. R. Newlands.


101

En los tiempos de su trabajo como asistente de química comienza ainvestigar acerca de la clasificación de los elementos, movido muy proba-blemente por su interés en la clasificación, en este caso, de los compuestosorgánicos. De esta manera, publicó distintos artículos breves en la revistasemanal Chemical News de William Crookes (1832-1919), apareciendo elprimero de ellos en 1863. Se inspiró en un principio en las ideas de Dumassobre relaciones numéricas entre los elementos (Tema 4), y elaboró asívarias tablas empleando pesos equivalentes. Pero poco después utilizó ya lospesos atómicos recomendados por Cannizzaro, publicando en 1864 unatabla de 24 elementos (más un espacio vacío), subdivididos en cinco grupos.Newlands empezó a notar que había una repetición de las propiedades de loselementos cada ciertos intervalos regulares.

Después su procedimiento consistió en ir colocando los elementos en unatabla y les iba asignando un número de orden (1, 2, 3...), según el valor cre-ciente 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 1865publicó otra tabla conteniendo los elementos numerados y ordenados así,colocándolos en ocho columnas, con lo que los elementos quedaban subdi-vididos en siete familias horizontales. Newlands construyó la tabla de estamanera al observar que si se empezaba a contar a partir de un elementocualquiera, el octavo elemento tenía propiedades similares al inicial. Llamóa este fenómeno ley de las octavas por analogía a la octava en la escalamusical: si partimos de una nota cualquiera, por ejemplo «Mi», ocho notasdespués encontramos otro «Mi» en un tono más agudo o más grave (esdecir, una octava más alto o más bajo).

En conclusión, un intervalo de siete elementos separaba elementos depropiedades similares. Llevado por esta idea, Newlands tuvo incluso lavalentía —como Mendeleiev también la tuviera después— de invertir elorden de algunos elementos y de dejar huecos en su tabla. Asimismo, ade-lanta la idea de grupo y periodo. Sin embargo, la necesidad impuesta por elpropio Newlands de que los periodos fueran todos de igual longitud, impri-mió una rigidez a esta clasificación que le condujo a graves errores.

En 1866, en un encuentro de la Chemical Society leyó la comunicacióntitulada «La Ley de las Octavas y las Causas de la Relaciones Numéricasentre 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 conseveras críticas por parte de los miembros de esa sociedad e, incluso, conburlas de uno de ellos, que comentó con sarcasmo que igualmente podíahaber clasificado los elementos por orden alfabético. Y, en definitiva, suartículo fue rechazado para ser publicado en el Journal of the ChemicalSociety.

Tabla 5.1. Tabla de Newlands presentada ante la Chemical Societyen 1866, mostrando la ley de las octavas

Elem./Nºorden

Elem./Nºorden

Elem./Nºorden

Elem./Nºorden

Elem./Nºorden

Elem./Nºorden

Elem./Nºorden

Elem./Nºorden

H 1Li 2G 3Bo 4C 5N 6O 7

F 8Na 9Mg 10Al 11Si 12P 13S 14

Cl 15K 16Ca17Cr 19Ti 18Mn 20Fe 21

Co y Ni 22Cu 23Zn 24Y 25In 26As 27Se 28

Br 29Rb 30Sr 31Ce y La 33Zr 32Di y Mo 34Ro y Ru 35

Pd 36Ag 37Cd 38U 40Sn 39Sb 41Te 43

I 42Cs 44Ba y V 45Ta 46W 47Nb 48Au 49

Pt y Ir 50Os 51Hg 52Tl 53Pb 54Bi 55Th 56

(Los símbolos y/o nombres de algunos elementos son diferentes de los actuales: G era glicinio, hoyberilio; 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 relati-vos a la clasificación de los elementos en un solo libro, y en 1887 la RoyalSociety le concede la Medalla Davy (que cinco años antes había sido otor-gada a Meyer y a Mendeleiev). Aunque tardío, éste fue un claro reconoci-miento a la labor y originalidad, durante tanto tiempo olvidadas, de estegran químico. Tuvo sólo once años para disfrutarlo, ya que murió de gripeen 1898.

5.1.3. Otros precursores: Odling y Hinrichts

El prestigioso químico inglés William Odling ya había elaborado unatabla de elementos en 1856, según se ha tratado anteriormente (ver Tema 4).Pero tras su asistencia al Congreso de Karlsruhe y convencido por las ideasde Cannizzaro, en 1864 presenta otra tabla sumamente interesante, consi-derada 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, alorden creciente de su peso atómico y, por otra, situándolos en grupos segúnpropiedades análogas. Pero tomó en consideración tanto las propiedades delos elementos como las de sus compuestos, fijándose en propiedades talescomo las capacidades caloríficas y los volúmenes atómicos. Incluye así 57elementos (de los 60 conocidos), frente a los 24 de Newlands en ese mismoaño, al cual también precede en estas ideas. Muestra así la existencia de gru-pos 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 unacuriosa tabla periódica en espiral. Este polifacético científico danés, emi-grado a Estados Unidos en 1861 por motivos políticos, siendo profesor en laUniversidad de Iowa elaboró esta complicada tabla, que si bien en algunoscasos mostraba claramente la agrupación de muchos elementos, en otroscontenía agrupaciones incorrectas. La representación gráfica consistía enuna especie de rueda, de cuyo centro partían once «radios» en los que sesituaban los grupos de elementos. Considerando la hipótesis de Prout, toma-ba como unidad básica la mitad del peso atómico del hidrógeno. No obs-tante, a pesar de su originalidad, contenía bastantes errores y resultabamuy complicada y difícil de visualizar.

5.2. MEYER Y LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

Los sistemas de clasificación anteriores se iban acercando parcialmentea lo que conocemos como «sistema periódico» de clasificación. Es decir, alas tablas periódicas que constituyen el antecedente inmediato de la queutilizamos actualmente. Dos son los artífices de esta nueva forma de clasifi-cación de los elementos: el alemán Meyer y el ruso Mendeleiev. Ambos des-cubren la periodicidad de ciertas propiedades de los elementos de formasimultánea y seguramente independiente. Además, parece ser que descono-cían las conclusiones de Newlands, quien de todos los precursores fue el quemás cerca estuvo, quizás, de la forma definitiva. Pero si ese desconocimien-to era real o no, hasta el momento sigue siendo un enigma para la historia dela ciencia.

No obstante, es a Mendeleiev a quien en definitiva se le ha concedido elmayor 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 cientí-fica y los aspectos de su biografía que más han incidido en sus trabajosrelacionados con la elaboración de sus tablas periódicas.

5.2.1. Datos biográficos

Julius Lothar Meyer nació 1830 en Varel, perteneciente al entoncesducado de Oldenburg, que actualmente forma parte de Alemania. Llegó a seruno de los más sobresalientes químicos alemanes de su tiempo, aunqueésta no fue su trayectoria inicial. Cuarto de una familia de siete hijos, supadre era médico y su madre, a su vez, era también hija de médico. Por estemotivo, inicialmente estudia medicina (lo mismo que su hermano OskarEmil). Acude así primero a la Universidad de Zurich y dos años después a lade Würzburg, donde se gradúa como médico en 1854. Se interesa porla fisiología química, razón por la cual, tras su graduación, se traslada a Hei-delberg para estudiar química con Robert Bunsen y Gustav Robert Kirch-hoff. Esta circunstancia tuvo una enorme trascendencia en su actividadprofesional posterior, ya que siguiendo las sugerencias de Bunsen se dirigedecididamente hacia la química e, incluso, el mismo Kirchoff le influyó en suinterés por las matemáticas.

De esta manera, ejerce la docencia en esa línea. Primeramente, como pro-fesor de física y química en la enseñanza privada en la ciudad de Breslau(1859), donde se reúne con su hermano. Éste, curiosamente, había cambia-do también su profesión, enfocándolda en este caso hacia la docencia enmatemáticas. Por otra parte, el año anterior, 1858, había recibido el título dedoctor, tratando su tesis doctoral sobre la acción en la sangre del dióxido decarbono, donde pone de manifiesto que el oxígeno se combina con la hemo-globina (también aquí se muestra su interés por los aspectos químicos de lafisiología, en este caso por el fenómeno de la respiración).

En 1866 consigue un puesto de catedrático de Ciencias Naturales en laEscuela de Ciencias Forestales de Eberswald, aunque dos años después setraslada al Politécnico de Karlsruhe. En 1876 es nombrado profesor deQuímica 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 manualque recogiera las novedades en esta disciplina y que estuviera estructura-do de manera clara y sistemática. Asiste al Congreso de Karlsruhe (1869),donde queda impresionado —como ya se ha comentado en el Tema 4— porel desarrollo del mismo y, sobre todo, por las propuestas de Cannizzaroacerca de los pesos atómicos. Movido por sus inquietudes docentes y por lasconclusiones del congreso, escribe Die Modernen Theorien der Chemie (LasTeorías Modernas de la Química), publicada en 1864, obra que tiene la par-ticularidad de ser el primer texto de química alemán que contiene los pesosatómicos revisados. En este texto presenta una tabla de 28 elementos orde-nados horizontalmente según va variando la valencia (de 4 a 1), de talmanera que elementos análogos aparecen uno debajo de otro (Tabla 5.2). Deesta manera, resultaban evidentes las relaciones en sentido horizontal entrelas propiedades de los elementos así ordenados, hecho en el que Meyer seanticipa a Mendeleiev (aunque bastantes elementos no quedaran incluidosen la tabla).

Tabla 5.2. Tabla de Meyer de 1864, presentada en la primera ediciónde Die Modernen Theorien der Chemie

4 werthig 3 werthig 2 werthig 1 werthig 1 werthig 2 werthig

Li = 7.03 (Be =9,3?)

Differenz = 16,02 (14,7)

C = 12,0 N = 14,04 O=16,00 Fl = 19,0 Na =23,05 Mg = 24,0

Differenz = 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

Differenz = 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

Differenz = 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

Differenz = 89,4/2 = 44,7 87,4/2 = 43,7 — — 71/2=35,55 —

Pb = 207,0 Bi = 208,0 — — (Tl = 204?)

(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 enla tabla el incremento (Differenz) en el peso atómico al pasar de un elemen-to al siguiente, por lo que aunque no fuera la pieza más significativa, sepodía deducir fácilmente el cambio de valencia con el peso atómico. Y muyprobablemente la idea de familias naturales de elementos como base deesta clasificación subyacía en la mente de Meyer. Como puede observarse,deja algunos huecos, como hiciera también Mendeleiev. Así, es interesante elsituado verticalmente entre el silicio y el estaño, que correspondería al ger-manio, descubierto después y que constituyó uno de los mayores éxitos de latabla del científico ruso, como se discutirá posteriormente (Tema 6). Puedeapreciarse así que en esto Meyer se anticipó también a Mendeleiev. A modode ejemplo, veremos cómo calcula en este caso los incrementos de pesos ató-micos relativos a ese hueco: 117,6(Sn) –28,5(Si) = 89,1 y divide este valor pordos, ya que correspondería a dos incrementos, 89,1/2 = 44,55.

Cuatro años después, en 1868, comienza a revisar su texto para prepararuna segunda edición, conociendo ya las clasificaciones llevadas a cabo porotros químicos (como Gmelin, Dumas o Pettenkofer, ver Tema 4), con elpeso atómico como criterio. De esta forma, Meyer construye una nuevatabla en la que sitúa 55 elementos, esta vez verticalmente, en quince colum-nas, y según el peso atómico creciente, quedando así clasificados en familiasen sentido horizontal (Tabla 5.3). En 1969 escribe un artículo para la revistaAnnalen (que se publicó en 1870), en el que presenta un esbozo de estas ide-as que pensaba introducir en la segunda edición de su obra.

Incluye, además, la curva resultante de representar los pesos atómicosfrente al volumen atómico, remarcando así una importantísima observación:que elementos de características similares aparecían en lugares de la curvatambién similares. En este sentido, los metales alcalinos estaban situados enlos máximos, los otros metales iban ocupando los lados descendentes y losvalles, mientras que lo son metales, los lados ascendentes (Figura 5.3). Estehecho le llevó a examinar otras propiedades físicas, como puntos de fusión yebullición, dureza, compresibilidad, etc., y a representarlas frente al peso ató-mico.

Lamentablemente, esa segunda edición de su libro se retrasó por motivostécnicos hasta 1872. Decimos que lamentablemente, ya que entretanto, en1869, 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. IV. V. VI. VII. VIII. IX.

B=11,0 Al=27,3 — ?In=113,4 Tl=202.7

— — —

C=11,97 Si=28 — Sn=117,8 Pb=206,4

Ti=48 Zr=89,7 —

N=14,01 P=30,9 As=74,9 Sb=122,1 Bi=207,5

V=51,2 Nb=93,7 Ta=182,2

O=15,96 S=31,98 Se=78 Te=128? —

Cr=52,4 Mo=95,6 W=183,5

— F=19,1 Cl=35,38 Br=79,75 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

Li=7,01 Na=22,99 K=39,04 Rb=85,2 Cs=132,7 —

Cu=63,3 Ag=107,66 Au=196,2

?Be=9.3 Mg=23,9 Ca=39,9 Sr=87,0 Ba=136,8 —

Zn=64,9 Cd=111,6 Hg=199,8

Figura 5.3. Gráfica representando la variación del volumen atómico frente el pesoatómico, 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 obs-tante, las ideas de Mendeleiev expuestas en este artículo hubieran quedadocasi ignoradas a no ser por el esfuerzo que Meyer puso en que se reconocie-ra su enorme valor. Con una honestidad a toda prueba, en ese artículo deAnnalen de 1870, Meyer reconoce a Mendeleiev como su antecedente, aun-que él había llegado a resultados similares de forma independiente e, inclu-so, en su tabla de familias horizontales las relaciones periódicas se eviden-ciaban más claramente que en la de Mendeleiev.

5.3. SISTEMA PERIÓDICO DE MENDELEIEV

Comenzaremos por analizar la trayectoria de la vida de Mendeleiv, su for-mación, 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 Mende-leiev, en 1834, en una familia en la que ya había dieciséis hijos. Su padre eraprofesor de lengua rusa y director del Instituto enseñanza secundaria de esaciudad, y allí realizó Dmitri sus primeros estudios. Poco después de su naci-miento, su padre pierde la vista a causa de las cataratas que padecía y se veobligado a retirarse de su empleo. Con una pensión muy baja para unafamilia tan numerosa comienza entonces una larga etapa de penurias, que lamadre trata de superar por todos los medios. En consecuencia, decide asu-mir la dirección de la fábrica de vidrio de sus padres (fueron los primeros eninstalar una fábrica de este tipo, así como otra de papel, en Siberia). Pocoantes de que el joven Dmitri terminara sus estudios en el Instituto, cuandotiene sólo 15 años, muere el padre de tuberculosis y se quema la fábrica devidrio (1848), con lo que se agrava aún más su situación económica. Comohabía demostrado un gran talento para las ciencias, la madre reúne suspocas 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 elingreso 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 adversi-dad se hace más fuerte aún. Y con esto, decide continuar su viaje hastaSan Petersburgo.

Su formación en San Petersburgo:

Allí, gracias a la intervención de un antiguo amigo de su marido, consi-gue que Dmitri se matricule en 1850 en el Instituto Central de Pedagogíapara formarse como profesor de enseñanza secundaria. Desgraciadamente,la madre no puede reponerse de los enormes esfuerzos y sacrificios que tanpenoso viaje le supuso, y muere ese mismo año de tuberculosis. También sequebranta la salud de Mendeleiev, pero logra seguir adelante con sus estu-dios. Asiste a cursos de química, física, biología, zoología y, asimismo, peda-gogía, materia ésta última que tendrá un indudable peso en su creaciónfutura 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 iso-morfismo y el análisis de minerales. En lo que se refiere a la química, tuvocomo profesor a un discípulo de Liebig, Alexander Woskressensky (1809-1880), que tal vez fue el responsable final de Mendeleiev se decidiera por laquímica. Este ilustre químico, descubridor de un alcaloide del cacao y exper-to en la química del naftaleno, se interesó también por la química de losmetales tungsteno, osmio, vanadio e iridio, de propiedades muy parecidas.Mendeleiev se sintió atraído por este hecho, lo cual le indujo a reflexionarsobre las diferencias y semejanzas en las propiedades de los elementos. A sus22 años, en 1856 finaliza sus estudios y, además, muy brillantemente, ya queen su graduación recibe una medalla de oro. Se hace así privatdozent, con locual se traslada muy pronto como profesor de ciencias a un colegio de Ode-sa, en Crimea.

No obstante, siempre atraído por la química, muy pronto regresa a SanPetersburgo para obtener en la universidad un título superior en esta disci-plina. Consigue una plaza como profesor de química y física y comienza ainvestigar sobre las propiedades físicas de los líquidos. En esos momentoshay una gran preocupación en Rusia por mejorar y modernizar su sistemaeducativo, por lo que se promueven ayudas a los jóvenes científicos mássobresalientes para que actualicen sus conocimientos en Europa. Es asícomo 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 universitarioseuropeos. Su amigo, el químico orgánico Alexander Borodin (1833-1887),que se convirtió después en uno de los mejores compositores rusos de aque-llos tiempos (dentro del movimiento musical llamado del nacionalismo ruso,también conocido como grupo de los cinco), le aconseja ir a París y a Hei-delberg.

Su formación en Europa:

Siguiendo tal consejo, permanece en esas ciudades entre los años 1859 y1861. Primero en París, con Henri V. Regnault (1810-1878), discípulo tam-bién de Liebig, que en un principio se dedicó a la orgánica y después a la ter-modinámica (prestigioso químico, en cuyo honor uno de los cráteres de laLuna lleva su nombre). En Heidelberg, Mendeleiev trabajó en el laboratoriode Bunsen y Kirchoff, dedicándose principalmente a anotar y clasificardatos sobre las propiedades de elementos y compuestos, ya que los instru-mentos de los que allí disponía le permitieron medir con gran precisión laspropiedades de las sustancias. También estudió la expansión de gases ylíquidos, que le llevó después al concepto de temperatura crítica. Por otraparte, se da la circunstancia de que la ciudad de Karlsruhe estaba muy pró-xima, lo cual le brindó la oportunidad de poder asistir al congreso de quí-mica celebrado en esas fechas (1860).

Este congreso va a marcar de forma definitiva la trayectoria de Mende-leiev, quien a su vuelta a Rusia comienza a determinar los pesos atómicos deuna 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 siste-matizar el estudio de los compuestos orgánicos. Tras siete meses de unaintensa labor, lo termina y publica. Es tal el éxito de esta obra —que consti-tuye, además, su primer texto de estudio— que al año siguiente (1862) reci-be el Premio Demidov, otorgado por la Academia de San Petersburgo. Tam-bién 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 investiga-ción sobre las interacciones entre ambos (como nota curiosa, hay que decirque dentro de este estudio hace un cálculo del porcentaje óptimo alco-hol/agua para el vodka). Es nombrado profesor de Química Técnica en elInstituto Tecnológico de San Petersburgo, pero en 1866 abandona ese pues-to para ocupar en la universidad de esa ciudad la cátedra de Química Inor-gánica (en aquellos tiempos denominada «mineral») que implicaba tam-bién la Química General. Se da la circunstancia de que en esos momentosotro gran químico ruso, Alexander Butlerov (1828-1886), era también allíprofesor, en este caso de Química Orgánica.

Mendeleiev permanece en la Universidad de San Petersburgo duranteveintitrés años. Pero en 1890 se desencadenan una serie de altercados estu-diantiles y su postura liberal le lleva a ponerse de parte de los estudiantes.Mendeleiev entra por ello en conflicto con el Ministerio de InstrucciónPública y es obligado a abandonar su puesto en la universidad. A modo decompensación, en 1893 es nombrado director de la Oficina de Pesos y Medi-das, cargo que ocupa hasta su muerte, acaecida a principios de 1907.

Mendeleiev se va convirtiendo en un científico famoso y valorado entodo el mundo. En las tres últimas décadas de su vida empieza a recibir pre-mios y honores de ámbito internacional. En 1882 (año de su segundo matri-monio), se le concede la Medalla Davy, compartida con Lothar Meyer; en1884 le hacen doctor honoris causa en las universidades de Oxford y Cam-bridge; en 1889 le admiten como socio en la Chemical Society de Londres y

Alexander Mijailovich Butlerov fue un importante químico orgánico ruso,profesor en la Universidad de Kazan y en la de San Petersburgo. Fue uno delos creadores de la teoría de la estructura química, introduciendo este con-cepto para indicar los enlaces entre los átomos de un compuesto, y el primeroen representar los dobles enlaces en las fórmulas estructurales. En químicaexperimental es el descubridor del formaldehído y de la llamada «reacción dela formosa», según la cual se forma azúcar sintético (formosa) a partir de for-maldehído. En su Tratado de Química Orgánica, publicado en 1864 y traduci-do poco después al alemán, expone sus ideas acerca de la estructura de loscompuestos orgánicos. En este caso también, como homenaje a este científi-co a uno de los cráteres de la Luna se le dio el nombre de «Butlerov».


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recibe la Medalla Faraday; en 1905, la Royal Society de Londres le concede laMedalla Copley, etc., etc. Sin embargo, hay dos puntos negros en esta tra-yectoria de éxitos. Uno, que en su propio país, Rusia, a causa de sus incli-naciones 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 elPremio 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) ycuatro a favor de Mendeleiev. Parece ser que fue el químico sueco SvanteArrehnius (1859-1927), Premio Nobel de Química en 1903, el que emitió elvoto decisivo para su derrota.

Asimismo, en esa etapa fueron frecuentes sus viajes a muy diversos pun-tos del extranjero. En 1876 fue a Estados Unidos, concretamente a Pensil-vania, adonde se le envió con el fin de que se informase acerca de la extrac-ción del petróleo y ponerla luego en práctica en la rica zona petrolífera deBakú, a orillas del Mar Negro. En 1887 emprendió un viaje en globo, élsolo, 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 tam-bién fue enviado por su país a la exposición Universal de París en calidad deexperto, y en 1902 volvió a esta ciudad, donde visitó en sus laboratorios aBecquerel y a los esposos Curie, para estudiar la radiactividad. A este res-pecto cometió un grave error, al suponer como responsable de ese fenómenoa un «gas etéreo».

Su obra científica:

Para la historia de la ciencia el nombre de Mendeleiev ha quedadoligado al sistema periódico. No obstante, esta mente genial trabajó, y conéxito, en otros campos de la ciencia. Destacan así sus estudios acerca de laexpansión térmica de los líquidos y de la temperatura crítica, las desvia-ciones de los gases reales respecto a la ley de Boyle-Mariotte, o la natura-leza de las disoluciones, sobre lo cual en 1887 publicó el trabajo «Estudiode las disoluciones acuosas según el peso específico», al que tenía unaespecial estima. Por otra parte, contribuyó a la ciencia de su país porotros medios, por ejemplo, participando en la fundación de la SociedadQuímica Rusa, en 1868.


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No sólo fue brillante como investigador. Como profesor, el éxito en susaulas se recordaron en Rusia durante mucho tiempo, y como escritor no haymás que citar la enorme difusión de su libro Principios de Química, que ensu época contribuyó enormemente al estudio de la química y que conociógran cantidad de ediciones, siendo traducido a diversos idiomas. Pero tam-bién realizó importantes incursiones en agricultura, ganadería y, sobre todo,en industria, principalmente en la del petróleo y en la minera. Así, impulsó laindustria petrolífera del Cáucaso, y para las minas de antracita de los Uralesideó un método de gasificación subterránea del carbón, con lo cual se evita-ba 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 lapreparación de pólvora sin humo.

No obstante, también cometió errores, y algunos graves. Tal es el referidoanteriormente acerca de su idea de la radiactividad y el «éter». Tampoco leconvencían las teorías sobre la estructura atómica y, cuando Joseph JohnThomson descubre el electrón en 1897, rechaza su existencia por conside-rarlo incompatible con la idea de la indestructibilidad de los átomos, base desu tabla periódica. Por esto también, ese miedo a que su tabla periódica«estuviera en peligro» le hacía ser escéptico ante muchos descubrimientosrelacionados con la naturaleza del átomo.

Aspectos de su vida privada:

A pesar de su éxito, Mendeleiev era un hombre solitario. Por ello, a ins-tancias de su hermana se casa en 1862 y de esa unión nacen tres hijos (unode los cuales muere pronto). Realmente, puede calificarse este hecho comomatrimonio de conveniencias, cuyo resultado fue infelicidad para ambaspartes, por lo que la pareja vive prácticamente separada a partir de 1871.Después, a los 42 años, se enamora locamente de una estudiante de BellasArtes, Ana, de tan sólo 17. Esa enorme diferencia de edad y, sobre todo, lanegación de su mujer a concederle el divorcio, crean enormes problemaspara esa relación, lo cual le hunde en la desesperación, llegando incluso acaer en una depresión. Finalmente, su esposa accede al divorcio y puedecasarse con la joven en 1882, con la cual tuvo cuatro hijos. A partir de esemomento se le abre una etapa de felicidad. En lo personal y también en elcientífico, pues empiezan a lloverle premios y honores.


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Mendeleiev tenía fama, seguramente bien fundada, de difícil y mal carác-ter. Era un trabajador nato, incansable y casi obsesivo, con tendencia a tra-bajar en solitario. Es conocido que en Heidelberg, incluso, preparó en suhabitación un pequeño laboratorio en el que se aislaba para llevar a cabo susexperimentos. De personalidad fuerte y decidida, aunque respetado, eraconsiderado como un hombre extravagante: enorme barba, cabellos largos ydescuidados; protagonista de muchas curiosas anécdotas, la mayoría sinembargo muy probablemente apócrifas (Figura 5.4).

Al final de sus días se queda casi ciego, cumpliéndose así uno de susgrandes temores, en cierto modo casi obsesivos, junto con el de padecertuberculosis. Muere a principios de 1907, el 2 de febrero (20 de enero segúnel calendario juliano seguido entonces en Rusia), a causa de una gripe quetermina dañando gravemente sus pulmones. Como símbolo de su trayectoriacientífica, en su funeral los estudiantes portaron grandes tablas periódicas.Hace muy poco tiempo, pues, de la escritura de este libro se ha celebradomundialmente el primer centenario de su muerte (2007).

En 1955, al elemento químico de número atómico 101 se le dio el nom-bre 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 quemuy probablemente van a ser los responsables directos de su descubri-miento de la ley periódica:

• Uno de ellos es su formación en pedagogía durante sus estudios en elInstituto Pedagógico de San Petersburgo.

• Otro, sus conocimientos teóricos en química orgánica: al escribir sumanual en esta materia observa que en cada serie homóloga las propie-dades físicas de sus miembros estaban relacionadas con el peso mole-cular, lo cual le lleva a preguntarse si no podría haber una relaciónanáloga entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos.

Respecto al primer punto, sus estudios de pedagogía sin duda marcaronen 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 for-ma de enseñar las propiedades de los elementos y sus compuestos que resul-tase sistemática y, por tanto, más fácil de ser aprendida y comprendida porsus alumnos. De ahí su decisión de buscar una ley general que pudiera seraplicada a todos los elementos y, en consecuencia, escribir un texto de estu-dio 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 laconsiguiente elaboración de su tabla periódica. Veamos cómo ocurrió.

Conocía el texto de Gerhardt Tratado de Química Orgánica, mediante elcual pudo apreciar cómo fue posible llevar a cabo una clasificación de loscompuestos orgánicos atendiendo al concepto de «tipo». Sin embargo, noexistía un sistema análogo de clasificación para las sustancias inorgánicas.Decide así buscar una forma de conseguir ordenar los elementos conocidosen ese momento (unos 60) y sus compuestos más importantes, basándose enun criterio lógico de clasificación. El concepto de tipo estaba articuladoalrededor de las moléculas de H2, H2O, NH3 y CH4, en las que los átomoscentrales H, O, N y C, respectivamente, tenían valencias de 1 a 4 (por esoMendeleiev 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 Quí-mica (que también podría haberse traducido como Fundamentos de Quími-ca). Comenzó así estudiando esos elementos y, como Gerhardt había intro-ducido también el tipo HCl, añadió los halógenos y, además, los metalesalcalinos debido a que reaccionan fácilmente con éstos últimos. Como varia-ble 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 haló-genos (X) eran del tipo MX; es decir, que esos metales frente a los halógenoseran univalentes. Sin embargo, otros metales (como el cobre) actuabancomo uni- y divalentes e, incluso, había metales que frente al oxígeno po-dían actuar con valencias superiores a cuatro, como por ejemplo el vanadio(5), el cromo (6) o el manganeso (7). Formarían, pues, como un grupo detransición respecto a los alcalinos.

Fue confeccionando unas fichas, una para cada elemento, en las queanotaba el nombre, el peso atómico y las propiedades del elemento. Princi-palmente se iba fijando en la valencia en sus compuestos principales (sobretodo los óxidos) y también en el isomorfismo (acerca del cual había estu-diado en sus años jóvenes, como ya se ha mencionado). Se dice que durantesus largos viajes en tren por su extenso país, iba colocando esas fichas,ordenándolas y reordenándolas en diferentes secuencias, buscando algunaregularidad, como si se tratara de completar un solitario o una especie degran «sudoku». Iba rellenando los espacios vacíos y, de esta forma, trasrepetir y repetir, se dio cuenta de que las propiedades reaparecían periódi-camente al ordenar los elementos según su peso atómico y distribuirlos enunas agrupaciones determinadas (Figura 5.5).

Confecciona así su primera tabla periódica en 1869, en la que los ele-mentos de peso atómico creciente están dispuestos en líneas verticales (y nohorizontales, como actualmente). En marzo de ese mismo año (1869) da aconocer el descubrimiento de su sistema de clasificación mediante unacomunicación presentada ante la Sociedad Química Rusa de San Peters-burgo (aunque él no pudo hacerlo personalmente por hallarse ausente en unviaje de trabajo encomendado por el gobierno, siendo leída por otro quími-co). Sin embargo, Mendeleiev es consciente de que existían problemas gravesen esa clasificación. Tales eran la semejanza entre ciertos metales de transi-ción, que tenían además pesos atómicos casi iguales, lo que le obligó a


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

Figura 5.5. Borrador del primer sistema periódico de Mendeleiev.


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En esa comunicación incluye ocho conclusiones, que pueden sintetizar-se de la forma siguiente:

• Las propiedades de los elementos muestran un cambio periódico con elpeso atómico creciente.

• La mayoría de los elementos más comunes en la naturaleza tienenpesos atómicos bajos.

• Los tres elementos correspondientes a la derecha del aluminio y delsilicio, y debajo del calcio, respectivamente, aún no estaban descu-biertos.

• 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 deelementos» o «sistema de periodos», expresión que en realidad habría sidomás acertada que la traducción ya aceptada unánimemente de sistema perió-dico. Ese mismo año, 1869, publica un resumen en alemán sobre todosestos resultados en el Zeitschrift für Chemie, que no fue tenido muy en cuen-ta hasta que Lothar Meyer no resaltara su importancia ante la comunidadcientífica, como se señaló anteriormente.

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

TypischeH = 1

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

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

K = 39Ca = 40

—Ti = 48V = 51Cr = 52Mn = 55Fe = 56Cu = 63Ni = Co = 59Cu = 63Zn = 65,2

——

As = 75Se = 79,4Br = 80

Rb = 85,4Sr = 87,6? Yt = 88?Zr = 90Nb = 94Mo = 96

—Ru = 104,4Rh = 104,4Pd = 106,6Ag = 108Cd = 112In = 113Sn = 118Sb = 122Te = 128?J = 127

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

—————————————

——

Er = 178?? La = 180?Ta = 182W = 186

—Os = 199Ir = 198Pt = 197,4Au = 197?Hg = 200Ti = 204Pb = 207Bi = 210

——

———

Th = 231—

U = 240———————————


119

Dos años después, en 1871, Mendeleiev publica una nueva tabla, en laque introdujo importantes novedades. De esta manera, los elementos quedanordenados según el peso atómico creciente en líneas horizontales —como lade Meyer—, que él denominó series (nuestros actuales periodos), con loque los elementos con propiedades parecidas quedaban situados vertical-mente, es decir, en columnas, llamadas grupos, que numeró de I a VIII.

Mendeleiev escribe su gran obra, los Principios de Química, que fue apa-reciendo en varios volúmenes. El primero fue publicado en enero de 1869 yel segundo, en 1871. Se hicieron muchas ediciones (en vida del autor sellegó a la octava), y en cada una Mendeleiev iba incorporando mejoras en suclasificación, de acuerdo con las novedades y descubrimientos que hubierantenido lugar. Así, en la quinta edición, en 1889, incluyó el descubrimiento delgermanio. Por otra parte, se tradujo a distintos idiomas: en 1891 aparece laprimera edición inglesa, y en 1900, la alemana, ambas a partir de la quintaedición 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 dedistintas formas: horizontales, verticales, helicoidales e, incluso, largas, pre-cedente de la más utilizada en la actualidad.

En este texto Mendeleiev presenta los contenidos mediante el métodoinductivo; es decir, primero estudia los elementos de forma individual y alfinal (en el último capítulo del primer volumen) aparece la deducción de la

Tabla 5.5. Tabla periódica de Mendeleiev de 1871

Serie GRUPO I

—

R2O.

GRUPO II

—

RO.

GRUPO III

—

R2O3.

GRUPO IV

RH4.

RO2.

GRUPO V

RH3.

R2O5.

GRUPO VI

RH2.

RO3.

GRUPO VII

RH.

R2O7.

GRUPO VIII

RO4.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

H=1

Li=7

Na=23

K=39

(Cu=63)

Rb=85

(Ag=108)

Cs=133

—

—

(Au=199)

—

Be=9,4

Mg=24

Ca=40

Zn=65

Sr=87

Cd=112

Ba=137

—

—

Hg=200

—

B=11

Al=27,3

– =44

– =68

?Yt=88

In=113

?Di=138

—

?Er=178

Tl=204

—

C=12

Si=28

Ti=48

– =72

Zr=90

Sn=118

?Ce=140

—

?La=180

Pb=207

Th=231

N=14

P=31

V=51

As=75

Nb=94

Sb=122

—

—

Ta=182

Bi=208

—

O=16

S=32

Sr=52

Se=78

Mo=96

Te=125

—

—

W=184

—

U=240

F=19

Cl=35,5

Mn=55

Br=80

– =100

J=127

—

—

—

Fe=56 Co=59

Ni=59 Cu=63

Ru=104 Rh=104

Pb=106 Ag=108

— — — —

Os=195 Ir=197

Pt=198 Au=199


120

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

CONCLUSIÓN

Con Mendeleiev, y también Meyer, se culmina el proceso de la búsquedade una sistematización para los elementos químicos y, con ello se consigueorganizar de una forma racional y lógica el estudio de las sustancias inor-gánicas.

Pero Mendeleiev fue el mayor protagonista y continuó con su labor a lolargo de toda su vida. Esta fue su gran empresa, que fue perfeccionadopoco a poco, a medida que se iban descubriendo nuevos elementos y sesabía más de los ya conocidos.

TEMA 6

EL ÉXITO DE MENDELEIEV

ESQUEMA-RESUMEN

INTRODUCCIÓN

6.1. UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LAS TABLAS DEMENDELEIEV

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 fundamen-talmente al acierto de sus predicciones

123

INTRODUCCIÓN

Se han analizado los pasos dados por diversos científicos hasta llegar,como culminación de este proceso, al sistema periódico de Mendeleiev y a sudescubrimiento de la ley periódica. Para su sistema periódico Mendeleievpartió de la idea de que la masa de los átomos era la última responsable delas características de cada elemento químico, ya que para él la masa era elconcepto fundamental en la ciencia, en lo cual seguía el pensamiento deNewton, de quien era un ferviente admirador. De ahí que eligiera el peso ató-mico como patrón para la definición e identificación de los elementos. Porello también rechazó abiertamente la hipótesis de Prout y su concepto deuna materia primitiva de la que se irían formando los distintos átomos decada elemento. Es decir, rechazaba la idea de evolución de los elementos, enuna época en que, precisamente, Charles R. Darwin (1809-1882) habíaenunciado su teoría de la evolución de las especies vivas (1859). Asimismo,ésa era la causa de que creyera firmemente en la indestructibilidad de losátomos, por lo que opuso gran resistencia a admitir la existencia del electróny 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 elementosque se iban descubriendo y reubicando muchos que ya tenían un espacio, afin de conseguir una colocación más acorde con sus características. Todo locual le presentó importantes problemas, unos (la gran mayoría) resueltossatisfactoriamente, otros no y, por último, algunos tuvieron que esperar anuevos avances de la ciencia para que fueran totalmente superados.


124

6.1. UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LAS TABLASDE MENDELEIEV

En la construcción de sus tablas periódicas Mendeleiev fue encontrandodiversas dificultades. Para la ubicación de los elementos partía, como ya se hacomentado, del peso atómico creciente. Pero además, obedecía criterios talescomo la similitud entre los elementos de una misma familia y el concepto deocupación de un único elemento en cada espacio de la tabla. Seguía la regla delas analogías, para lo cual el profundo conocimiento que tenía de la químicade los elementos fue una herramienta de inestimable valor. Sabía las sales quepodía formar cada elemento, las características de sus compuestos, los reac-tivos más apropiados, sus reacciones de precipitación o las de ácido-base…Todo lo cual le facilitó la posibilidad de agrupar elementos químicamentesimilares. Y, por otra parte, esto también le permitió predecir las propiedadesde un determinado elemento según su posición en la tabla periódica.

Una de las primeras dificultades que le surgieron fue la enorme seme-janza entre los elementos de transición. Esto le obligó a abandonar enalgunas ocasiones su premisa de que cada espacio en la tabla debiera estarocupado por un solo elemento, con lo que en su Grupo VIII colocó conjuntosde tres elementos (por ejemplo, hierro, cobalto y níquel). Las tierras raras,asimismo, supusieron en ese sentido una dificultad aún mayor, como setratará más adelante.

Por otra parte, el criterio del peso atómico en sentido creciente no siem-pre resultó ser tan claro, por lo que tuvo a veces que desviarse del mismo, nosiguiendo el orden estricto de pesos atómicos, o bien revisar y corregir elvalor de éstos. De esta manera, son varios los tipos de corrección de pesosatómicos y de reubicación que llevó a cabo.

6.1.1. Corrección de pesos atómicos a causa de un cambiode valencia

Un caso muy evidente lo constituyó la colocación del berilio. El pesoatómico que se le asignaba era 14, con lo cual debería estar incluido en elmismo grupo que el nitrógeno y el fósforo. Pero sus propiedades eran muydiferentes a las de estos elementos, mientras que eran muy parecidas a lasdel magnesio, como pudo comprobar Mendeleiev gracias a sus grandesconocimientos en química. En ese caso, su óxido sería BeO, y no Be2O3, con


125

lo que recalculando su peso atómico sobre la base de ese óxido, resultaba ser9,4. Mendeleiev tomó este valor para cambiarlo al lugar correspondiente, conlo 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 supeso atómico (calculado a partir de su peso equivalente, que era 38) seríaaproximadamente 76, con lo que debería situarse en la tabla entre el arséni-co (74,91) y el selenio (78,96). Sin embargo, esa posición era imposible, yaque no existía entre esos elementos ningún espacio vacío. Además, el indiomostraba propiedades típicamente metálicas, con lo cual ese lugar resultaríaincongruente con la ley periódica. Por este motivo, Mendeleiev pensó que sifuera trivalente, en lugar de divalente como se había supuesto, su peso ató-mico sería entonces aproximadamente 114, debiendo ocupar la posiciónentre el cadmio (112,41), divalente, y el estaño (118,70), tetravalente. Esto yaera admisible, con lo que le ubicó en ese lugar. El tiempo dio la razón a Men-deleiev, pues cuando se determinó el calor específico del indio, se pudo cal-cular su peso atómico aplicando la ley de Dulong y Petit (ver Tema 3), resul-tando ser muy próximo a 115.

El uranio también ocasionó dificultades parecidas a las anteriores. Supeso equivalente era 59,6 y, considerándolo divalente, ocupaba el lugarentre el cadmio y el estaño en las tablas de Newlands (ver Tema 4). Sinembargo, Mendeleiev notó que tenía muchas semejanzas con los elementoscromo, molibdeno y tungsteno, lo cual era claro indicio de que su pesodebía ser, aproximadamente, 240 (es decir, 4×60), con lo que debería estarsituado al final del grupo VI.

En definitiva, todos estos cambios estaban motivados por haber asignadovalencias 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 orde-nación según pesos atómicos crecientes fueron sólo pequeños errores en ladeterminación de los pesos atómicos. Así, en un principio a los elementososmio, iridio y platino se les había asignado, respectivamente, pesos atómi-cos de 198,6, 196,7 y 196,7 y al oro, 196,2. Sin embargo, las semejanzas delosmio con el rutenio y el hierro, y del platino con el paladio, hicieron queMendeleiev, siguiendo como siempre la regla de analogías, les colocara


126

según la secuencia: osmio, iridio, platino, oro. Esto hizo que esos pesosatómicos fuesen revisados posteriormente, y cuando se volvieron a determi-nar sus valores respectivos resultaron ser 190,2, 192,2, 195,0, 196,9, con locual 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 depropiedades simplemente invirtiendo las posiciones de elementos adyacen-tes. Tales fueron los pares cobalto (58,95) y níquel (58,69) o yodo (126,8) ytelurio (127,6).

Es sobre todo interesante el segundo caso, es decir, la inversión yodo-telurio, donde la diferencia de pesos atómicos era mayor. El yodo, dadas suscaracterísticas, pertenecería claramente a la familia de los halógenos, por loque Mendeleiev lo cambió a la posición del telurio, sospechando que habíaun error en la determinación del peso atómico de éste último, que deberíaser 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 inver-sión no fue encontrada hasta pasado bastante tiempo, después de la muertede Mendeleiev, con los trabajos de Henry Moseley (1887-1915) y su hallaz-go del número atómico (1913), así como con el descubrimiento de los isóto-pos (todo lo cual se tratará en el Tema 7).

En otros casos, por el contrario, sí tuvo completa razón en considerarerróneos algunos pesos atómicos, como los ya tratados del berilio y delindio. Con lo cual puede afirmarse que su tabla periódica sirvió para corre-gir resultados equivocados.

Aceptación de las ideas de Mendeleiev

La ley periódica de Mendeleiev y la clasificación subsiguiente de los ele-mentos químicos fueron firmemente aceptadas ya durante su vida. Tanto,que puede servir de ejemplo una anécdota curiosa acerca de la determina-ción del peso atómico del telurio. Como ya se ha comentado, el científicoruso estaba convencido de que el peso atómico asignado a este elemento eraerróneo, debiendo ser alrededor de 125. Por esta razón, era necesario volver


127

a calcularlo. Y así lo hizo un firme seguidor de Mendeleiev, el checo Bohus-lav Brauner (1855-1935), obteniendo de nuevo el valor de 127,6. Pero apesar 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 vezhabía trabajado con telurio impuro por estar acompañado de algún otro ele-mento desconocido en las rocas de donde era extraído.

Pero donde Mendeleiev tuvo un éxito apoteósico fue en los famosos hue-cos de su tabla periódica. Su enorme intuición le llevó a dejar algunos espa-cios vacíos, que corresponderían a elementos aún no conocidos. Predijo suspropiedades y lo que asombró al mundo científico fue que, cuando se des-cubrieron 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 tablaperiódica de Mendeleiev a los que el científico ruso debe en gran parte suéxito. Se trata de sus famosas predicciones relativas a los elementos quedebían ocupar los espacios que había dejado vacíos en su tabla. En unoscasos acertó, pero en otros falló. No obstante, la gloria que alcanzó entre lacomunidad científica con los primeros oscureció sus errores, que no fueronprácticamente 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 ados elementos aun no descubiertos, uno debajo del aluminio y otro debajodel silicio, prediciendo sus pesos atómicos y afirmando que serían de pro-piedades similares a las de esos dos elementos, respectivamente (Tabla 5.4del 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

Este es uno de tantos casos de observaciones experimentales que, a pesar desu evidencia, no se aceptan por entrar en contradicción con la teoría domi-nante. En este caso, la teoría dominante eran las ideas de Mendeleiev.


128

de propiedades físicas y químicas de esos tres elementos y de algunos de suscompuestos. Después, con el tiempo, Mendeleiev fue dejando más huecos,llegando a predecir la existencia hasta de diecisiete nuevos elementos entotal, a los que dio un nombre provisional. Ese nombre estaba constituidopor el nombre del elemento inmediato superior conocido y un prefijo toma-do del sánscrito, eka-, dwi- o tri-, que en esa lengua significan primero,segundo y tercero, respectivamente. Así señalaba el número de espacios pordebajo del elemento de referencia.

De esta manera, los nombres de esos tres primeros huecos —y a losque debió un enorme éxito— fueron eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio.Realizó predicciones acerca de los pesos atómicos y de otras característicasde esos elementos, así como de su química, algunas de las cuales se mues-tran en la Tabla 6.1. En ella puede apreciarse la gran similitud entre lo pre-dicho por Mendeleiev y los datos reales.

Se precisaron casi dos décadas para que se descubrieran esos tres ele-mentos 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 secomprobó que asombrosamente coincidían con las que Mendeleiev habíapropuesto para «su» eka-aluminio (Figura 6.1).

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


129

Mendeleiev había predicho una serie de propiedades químicas, las de laTabla 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 elóxido magnésico; hidróxido (gel) soluble en ácidos y bases; formaría un tri-cloruro; 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 expe-riencia de la derrota en la guerra franco-prusiana, lo que trajo consigo unaexaltación de los sentimientos nacionalistas.

Descubrimiento del escandio

El sueco Lars Friedrik Nilson (1840-1899) trabajando con el mineraleuxenita para estudiar algunos elementos de las tierras raras, descubrió en

Tabla 6.1. Predicciones de Mendeleiev del eka-aluminio, eka-boro y eka-silicioy propiedades observadas

Predicción Observación experimental

Peso atómicoDensidadPunto de fusiónVolumen atómicoFórmula del óxido

Eka-aluminio (predicción: 1871)685,9bajo11,5Ea2O3

Galio (descubrimiento: 1875)69,95,9330,1ºC11,7Ga2O3

Peso atómicoÓxidoSulfato

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

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

Peso atómicoDensidadVolumen atómicoValenciaCalor específicoÓxidoTetracloruro

Eka-silicio (predicción: 1871)725,51340,073EsO2 ; densidad: 4,7EsCl4, p.eb. <100ºC; densidad:1,9

Germanio (descubrimiento: 1886)72,35,4713,2240,076GeO2 ; densidad: 4,703GCl4; p.eb.: 86ºC; densidad: 1,89


130

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

Descubrimiento del germanio

En una nueva mena de plata, la argirodita, el alemán Clemens Win-kler (1838-1904), profesor de la Escuela de Minas de Friburgo, descubrió en1886 un nuevo elemento que resultó ser el eka-silicio. También en este casose siguió la corriente nacionalista de la época y se le dio el nombre de ger-manio. Mendeleiev acertó en todas sus predicciones acerca de este elemen-to, excepto en su afirmación de que tendría dificultad para convertirse envapor y que sólo podía ser fundido. Sin embargo, Meyer en esto sí que dio lapredicción correcta (recordemos que el químico alemán también había deja-do un hueco en su tabla y predicho algunas propiedades de lo que luegoresultó ser el germanio).

6.2.2. Predicciones fallidas de Mendeleiev

Mendeleiev, como se ha visto, tuvo grandes aciertos en sus prediccionesde 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 tendríanpesos atómicos muy bajos, menores incluso al del hidrógeno, 0,4 y 0,17, res-pectivamente, que calculó mediante extrapolaciones de los pesos corres-pondientes a los gases inertes, que habían sido descubiertos por Ramsay.Precisamente este descubrimiento había hecho pensar a Mendeleiev queesta nueva serie podría extenderse hacia arriba, es decir, por encima delhelio. Al éter, al que dio el nombre de newtonio —como evidente honor a su


131

admirado Newton— le suponía una total falta de reactividad, ya que actua-ba impregnando las sustancias, pero sin combinarse químicamente conellas, por lo que debería estar entre los gases inertes y ése sería su lugar enla tabla periódica. En cuanto al coronio, lo atribuyó a unas líneas descono-cidas que aparecían en los espectros de la corona solar (de ahí su nombre)que habían sido realizados durante los eclipses del Sol, poco después dehaberse detectado el helio de esta manera. Por ello se propuso que deberíancorresponder a un elemento desconocido. Mucho después, hacia los años1930, se descubrió que estas líneas provenían de hierro y níquel muy ioni-zados, produciéndose esta ionización por las temperaturas extremas de lacorona solar.

Estas predicciones podrían calificarse más bien de conjeturas poco sóli-das, ya que o no se cumplen o se trata de aciertos casi casuales. Además deestas predicciones, que formuló de forma expresa y firme, en el conjunto delas obras de Mendeleiev pueden recogerse otras ya no señaladas de formatan 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 proble-ma que no fue capaz de superar. Se trata de los elementos de las llamadastierras raras, de pesos atómicos muy próximos y, además, propiedades casiiguales, por lo que parecía que en ellos la ley periódica dejaba de cumplirse.

Tabla 6.2. Otras predicciones de Mendeleiev

Nombre(de Mendeleiev)

Peso atómico(predicho) Nombre

Peso atómico(encontrado)

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

0,40,17100146175190212220235

——

Tecnecio (1939)——

Renio (1925)Polonio (1898)Francio (1939)Protoactinio (1917)

——99——

186210223231


132

Además, según se iban descubriendo, muchos de ellos resultaron ser mezclasde dos o más elementos de este tipo.

Antes de seguir adelante con el análisis de tales predicciones y de lasgrandes dificultades que para Mendeleiev supuso su colocación en la tablaperiódica, trataremos de forma panorámica qué se entiende por tal deno-minación, «tierras raras», y qué tipo de elementos estaban englobados enellas.

6.3.1. Descubrimiento de las tierras raras

El término «tierra» se utilizaba antiguamente como sinónimo de los óxi-dos metálicos que eran insolubles en agua y que no resultaban afectados porel calor, mientras que con el de«raro» se hacía referencia a minerales, com-puestos o elementos poco frecuentes en la corteza terrestre. Y, así, con el tér-mino conjunto de tierras raras se aludía a los óxidos de ciertos metales queeran poco comunes, aunque por extensión se entendía también por tierrarara el metal correspondiente. Sin embargo, ese adjetivo de raro puede daridea de que esos metales son muy poco frecuentes, pero no es así, ya que hoyen día se sabe que en su gran mayoría se encuentran en la corteza terrestreen concentraciones relativamente altas (por ejemplo, el cerio en cuanto a suabundancia es el elemento número 25).

En 1794, el químico y mineralogista finlandés John Gadolin (1760-1852) analizó la muestra de un mineral negro y pesado que había sidoencontrado unos años antes en una mina del pueblo de Ytterby, cercano aEstocolmo. 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 seaisló, en 1803, una nueva tierra rara, a la que se llamó ceria en referencia alasteroide Ceres, descubierto en 1802.

Y así comienza una historia complicadísima de extracciones y másextracciones partiendo de esas dos tierras, en las que iban apareciendo cadavez más óxidos desconocidos, correspondientes obviamente a nuevos ele-mentos metálicos. La separación y el análisis de las tierras raras y de sus ele-mentos componentes eran extraordinariamente difíciles, con lo que nacióuna química de las tierras raras en la que se especializaron numerosos cien-


133

tíficos, siendo sus avances a pesar de ello lentos y complejos. Esta tareadio grandes quebraderos de cabeza a los químicos de su época, pues cuandose 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 unosaños, pero a pesar de ello, como se conocía su presencia en cada una de esastierras, se les adjudicaron los nombres correspondientes. Por esa razón, aaquél que conseguía aislar el óxido y purificarlo se le consideraba como eldescubridor 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, enorden cronológico: cerio (1803); erbio, itrio y terbio (1843); escandio (1876);holmio e iterbio (1878); samario y tulio (1879); gadolinio (1880); neodimio ypraseodimio (1885); disprosio (1886); lantano (1839); europio (1901); lutecio(1907).

Son un total de quince elementos (incluyendo al prometio, que se conociómucho después, en 1945, en procesos radiactivos) desde el lantano al lutecio.Y, aunque realmente no pertenezcan a este grupo, por la similitud de sucomportamiento químico se suelen incluir también el itrio y el escandio, loque hace un total de diecisiete. En el Tema 11 se darán más detalles del lar-go y complejo proceso de su descubrimiento.

En tiempos de Mendeleiev, afortunadamente para él, no se llegaron aconocer todos, pero aún así su ubicación le dio enormes problemas y, ade-más, no quedó ésta resuelta hasta que Bohr no formulara su modelo ató-mico.

6.3.2. Mendeleiev ante las tierras raras

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


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Otra gran dificultad que las tierras raras representaban para Mendeleieves que no obedecían la ley periódica, pero a pesar de ello estaba convencidode que afinando en el estudio experimental de esos elementos se pondrían demanifiesto nuevas propiedades de los mismos con las que sí se cumpliría esaley. Por ello, insistía en que ésa era la colocación correcta y no en el GrupoIV dentro de sólo espacio, entre el lantano y el tantalio, como en 1902 pro-puso Brauner, su fiel discípulo, quien colocó todos estos elementos juntos enuna especie de tabla en miniatura dentro de la otra tabla. Pero a pesar de laopinión de Mendeleiev, el tiempo dio la razón a Brauner, como se tratará enel Tema 9.

La incógnita que estos elementos suponían en cuanto a su ubicación enla tabla periódica y la similitud de sus propiedades y pesos atómicos no sepudo descifrar en vida de Mendeleiev. La investigación de Moseley relativa alnúmero atómico dará de nuevo la respuesta. Pero para esto tendremos queesperar hasta el tema siguiente.

6.4. OTRO PROBLEMA: LOS GASES INERTES

Cuando se empezaron a descubrir los gases inertes —o gases nobles— enla década de 1890, surgió un serio problema para su colocación en la tabla.En general, el descubrimiento de otros nuevos elementos no lo creaba, puessiempre había espacios vacantes donde poder ubicarlos. Pero en este caso setrataba de una familia entera de elementos y hubo de añadirse una columnapara esos gases de valencia cero.

Todo comenzó en 1894, con el descubrimiento en el aire de un gas suma-mente inerte, al que por esa razón se le dio el nombre de argon. Al estudiar estegas se encontró que era un gas monoatómico, dato de suma importanciapues significaba que su valencia era 0. Esto hizo sospechar al químico britá-nico William Ramsay (1852-1916) que tal vez podría haber todo un grupo degases con esta característica. Por otra parte, unos años antes (1868) se habíadetectado en el espectro de la luz solar, realizado durante un eclipse, otroextraño elemento, del que se creía que sólo existía en el Sol, por lo que se llamóhelio (del griego helios, Sol). Pero hubo que esperar casi treinta años para com-probar que también existía en la Tierra, cuando en 1895 (justo un año despuésdel descubrimiento del argon) Ramsay descubre un extraño gas en un mineralde 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 colegaMorris William Travers (1872-1961), otro químico británico, se deciden abuscar juntos más de esos gases raros como componentes del aire. Y aunquesólo existen en trazas, encuentran tres más: el neon (del griego neos, nuevo),el kripton (del griego kriptos, oculto) y xenon (del griego xenos, extraño). Porsu descubrimiento de los gases nobles Ramsay consiguió el Premio Nobel deQuímica de 1904.

El descubrimiento de este grupo de gases de valencia 0 —que por otraparte no fueron predichos por Mendeleiev— para la construcción de la tablaperiódica tuvo un significado más profundo que el de los otros elementosdescubiertos en ese periodo, pues hubo que crear un nuevo grupo paraellos, el Grupo 0. Pero aún así la flexibilidad del sistema de Mendeleiev per-mitió su ubicación en la tabla periódica.

6.5. MENDELEIEV VERSUS MEYER

Con Meyer y Mendeleiev se da una circunstancia relativamente frecuen-te en la historia de la ciencia: que de forma totalmente independiente yprácticamente al mismo tiempo llegaron ambos a unos resultados similares.Sin embargo, los honores por el hallazgo del sistema periódico de la clasifi-cación de elementos se reservan para el químico ruso. Tal vez con justicia, yaque 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 elque ha quedado Lothar Meyer, ensombreciendo sus grandes méritos en esteimportantísimo episodio de la evolución de la química.

En cualquier caso, en su día (aproximadamente en 1881), estalló la dis-puta por la prioridad de la idea. Y la comunidad científica reconoció enton-ces a ambos su gran contribución a la química al otorgarles conjuntamentela Medalla Davy por establecer las relaciones entre los pesos atómicos de loselementos y sus respectivas propiedades físicas y químicas.

En la trayectoria seguida por ambos científicos en su construcción de lastablas de elementos, existen similitudes, pero también diferencias.

Como diferencias más significativas hay que recordar que Meyer se centrómás en las propiedades físicas de los elementos (tales como volumen ató-mico, puntos de fusión y ebullición, dureza, etc.), mientras que Mendeleiev,aprovechado sus profundos y amplios conocimientos en química, se centrósobre todo en las propiedades químicas. Y en cuanto a confluencias o simi-litudes en sus trayectorias, tendríamos como punto de partida que ambosasisten al Congreso de Kalsruhe en 1863 y quedan impresionados por lasconclusiones del mismo, y muy en especial por las aportaciones de Canniz-zaro relativas a los pesos atómicos y la hipótesis de Avogadro. Asimismo, losdos científicos fueron impulsados al estudio de la clasificación de elementospor su amor a al enseñanza y a la buena pedagogía, al emprender la elabo-ración de sendos manuales de química para sus alumnos. Como se recorda-rá, Meyer escribió su Die Modernen Theorien der Chemie (Las Teorías Moder-nas de Química) y Mendeleiev sus Osovy Khimi (Principios de Química).

Si bien éste último tomó claramente como base de clasificación el pesoatómico, en Meyer esto no era tan evidente, hecho al que en parte se achacasu relativa derrota en esta contienda científica. Partió de la variación delas propiedades físicas frente a la densidad (gravedad específica) tras lacual se encuentra también, en realidad, la variación del peso atómico. Inclu-so, en su famoso diagrama que muestra la variación del volumen atómicofrente al peso atómico de los elementos, se aprecia mejor visualmente laperiodicidad de esa propiedad que en las tablas de Mendeleiev (Figura 5.3).

También se achaca a Meyer no haber realizado predicciones realmentesignificativas, mientras que Mendeleiev sí las hizo, muchas de las cuales


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además quedaron posteriormente confirmadas. No obstante, hay que recor-dar que Meyer dejó también el hueco correspondiente al germanio, y antesque Mendeleiev, ya que en su tabla de 1864 aparece el espacio vacío debajodel silicio (Tabla 5.2 en Tema 5). Además, incluso predijo acertadamentealgunas propiedades en las que Mendeleiev falló (por ejemplo, en el caso yacomentado en el apdo. 6.2.1).

Aparte de la cronología de sus publicaciones al respecto y de las ventajesy/o desventajas de las tablas periódicas de uno y otro, habría que poner asi-mismo en relieve algunos aspectos de dos personalidades bastantes distintas.Meyer era un hombre discreto y de una generosidad a toda prueba. Esto últi-mo se infiere fácilmente del episodio reseñado anteriormente (ver Tema 5)acerca del artículo de Mendeleiev —o más bien un resumen traducido al ale-mán de sus artículos en ruso sobre este tema— que en 1869 apareció en elZeitschrift für Chemie. Pasa desapercibido ante la comunidad científica,pero Meyer lo lee y declara con énfasis la importancia de los hallazgos delcientífico ruso. Generosidad que en cierto modo no fue compensada por lahistoria de la ciencia. Y ante la discreción de Meyer hay que resalrar lafuerte personalidad y el vigor de Mendeleiev, quien realiza una verdaderacampaña de «marketing». Tras su descubrimiento en 1869 de la ley periódi-ca y la elaboración de su primera tabla, hace 200 copias de la misma y lasenvía 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 deeste importantísimo capítulo en la gran historia de la ciencia. En 1868,Meyer había dejado su puesto como profesor en Eberswald. Estaba prepa-rando en esas fechas una segunda edición de su libro, y elabora un tablaperiódica en la que incluye 24 elementos más que en las anteriores, peroqueda como borrador. Y, muy probablemente, llevado siempre por su amora la docencia y por su reconocida generosidad, deja a su sucesor en el cargoesas notas a modo de sugerencias acerca del sistema de ordenación de loselementos. Este dato es muy importante, aunque a primera vista pueda noparecerlo, ya que la tabla correspondiente —es decir, de 1868— no se hacepública 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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donde también aparece explícitamente la tabla (Tabla 6.3). Ésta incluíagran número de elementos en quince columnas o familias verticales (nuevemás que en la primera, de 1864), precediendo así a la que diera el éxito aMendeleiev. Sin embargo, habían pasado más de veinticinco años y ya erademasiado tarde para que esta tabla, que en su día hubiera podido cambiarla 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 fueel único representante español en el Congreso de Química de Karlsruhe, enel que participó en una de sus sesiones científicas. En esos momentos (1860)era catedrático de Química en la Facultad de Filosofía de la Universidad Cen-tral de Madrid. Su formación era la de químico y farmacéutico, doctor enFarmacia y, posteriormente, en Ciencias Físico-Matemáticas. Fue un gran

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

1 2 3 4 5 6 7 8

Al=27.3 Al=27.3 C=12,0016,5Si=28,589,1/2=44,5

Cr=52.6 Mn=55.149.2Ru=104.392.8=2.46.4Pt=197.1

Fe=56.048.9Rh=103.492.8=2.46.4Ir=197.1

Co=58.747.8Pd=106.093=2.465Os=199

Ni=58.7 Cu=63.544.4Ag=107.988.8=2.44.4Au=196.7

Zn=65.046.9Cd=111.988.8=2.44.4(*)Au=196.7

89,1/2=44,5Su=117,689,4=2.41.7(*)Pb=207.0

9 10 11 12 13 14 15

N=14.416.96P=31.044.0As=75.045.6Sb=120.687.4=2.32.7Bi=208.0

O=16.0016.07S=32.0746.7Se=78.849.5Te=128.3

F=19.016.46Cl=35.3644.5Be=79.946.8I=126.8

Li=7.0316.02Na=23.0516.08K=39.1346.3Rb=85.447.6Cs=133.071=2.35.5Te=204.0

Be=9.314.7Mg=24.016.0Ca=40.047.6Sr=87.649.5Ba=137.1

Ti=4842.0Zr=90.047.6Ta=137.6

Mo=92.045.0Vd=137.047.0W=184.0

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


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docente y también llevó a cabo una importante labor investigadora, dirigidaprincipalmente hacia la agricultura (como era la aplicación de fosfatos oestudios sobre la nitrificación de los suelos) y también hacia la industria.Como profesor hay que destacar entre sus méritos el haber sido nombradoProfesor de Química y Física del Gabinete Real y, sobre todo, sus éxitos enlas aulas y la autoría de un buen número de textos para estudiar Química;por ejemplo, entre otros escribió un Tratado de Química General y Descripti-va. Sin embargo, en ninguno de ellos hizo mención alguna al Sistema Perió-dico.

Por otra parte, sí se han encontrado referencias expresas a este tema enotros científicos españoles, al menos en los discursos de ingreso en la Aca-demia de Ciencias de algunos destacados catedráticos de Química. Hay quecitar en primer lugar a José Rodríguez Carracido (1856-1928), a quien seconsidera como pionero de la Bioquímica en España. Del mismo título de sudiscurso, «El concepto actual de elemento químico», puede deducirse fácil-mente esa referencia, apareciendo además por primera vez una descripciónde la Tabla Periódica realizada por un científico español (Madrid, 1888). Yen esta línea siguieron Santiago Bonilla y Mirat (1844-1899) y José Muñozdel Castillo (1850-1926), en los años 1898 y 1901, respectivamente.

No obstante, en todos ellos se observa una actitud con ciertas reservas, ymás bien crítica ante ese aspecto tan novedoso de la Química.

Otro científico, ya no químico en este caso, sino geólogo, tuvo una parti-cipación más activa en este terreno. Fue el gaditano José Macpherson(1839-1902), quien llegó a realizar un trabajo en el que presentaba una cla-sificación periódica de los elementos propia, aunque fundamentada en la leyperiódica de Mendeleiev. Este trabajo tiene la particularidad de que fuepublicado después de su muerte por otro científico (José Rodríguez Mou-relo, que aparece también como autor) en la revista Anales de la Real Socie-dad de Física y Química, bajo el título «Nueva representación gráfica de laclasificación periódica de los elementos químicos» (1903).

Por otra parte, el mismo Mendeleiev visitó en 1881 varias ciudades espa-ñolas, aunque no se tienen referencias expresas a que impartiera algún tipode conferencia científica.


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CONCLUSIÓN

En cualquier caso, hay que reconocer la clara victoria de Mendeleiev. Esel creador de una de las generalizaciones más importantes y de mayor tras-cendencia en química.

Su mérito no fue tan sólo el de sus casi prodigiosas predicciones acerta-das, sino conseguir lo que se conoce como «acomodación» de los elementos.Es decir, su sistema periódico permite justificar a través de su posición en latabla periódica las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos.Pero además tiene una gran capacidad deductiva, ya que para un elementocualquiera, a la vista tan solo de su ubicación es posible predecir a nivel cua-litativo gran número de esas propiedades.

No obstante, los pasos siguientes y la justificación total a su sistemaperiódico no fue posible hasta que no se conoció la estructura interna de losátomos.

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 existenciade partículas subatómicas

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INTRODUCCIÓN

Al ordenar los elementos en orden creciente de su peso atómico median-te el sistema de clasificación periódica, resultaba que en cada periodo laspropiedades iban cambiando de forma continua y gradual. Pero llegaba unmomento en que se producía un cambio drástico en las propiedades, justa-mente cuando se pasaba al periodo siguiente. Por otra parte, los elementosdel mismo grupo o familia mostraban propiedades muy similares. ¿A qué eradebido? Si la masa hubiera sido la única responsable, como propugnabaMendeleiev, no se explicaría ese salto cualitativo al cambiar de periodo.Esto hizo pensar a los científicos que la razón habría que buscarla en la pro-pia naturaleza de los átomos; es decir, en su estructura íntima.

Una de los pilares de la teoría atómica moderna era la indestructibilidadde los átomos, idea de la que Dalton y Mendeleiev estaban convencidos. Yambos 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, produ-ciéndose así una serie de descubrimientos encadenados que darán al trastecon esa idea y que permitirán justificar la variación de las propiedades de loselementos y su comportamiento químico.

7.1. EXPERIMENTOS EN LOS TUBOS DE DESCARGA

Estos hallazgos encadenados tuvieron su punto de arranque en los expe-rimentos con los tubos de descarga. Pero, a su vez, para conocer el origenque motivó el desarrollo de estos experimentos, es necesario ir más atrás enel tiempo.

En marzo de 1800, en Londres y ante la Royal Society un físico italianopresenta 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 pilaVolta. Con ello va a quedar manifiesta en cierta manera la naturaleza eléc-trica de la materia, que después será plenamente demostrada. En Química,no sólo da lugar al nacimiento de una nueva rama, la electroquímica, sinotambién a que se iniciasen una serie de experiencias totalmente novedosas ala luz de ese descubrimiento.

Algunos investigadores sintieron curiosidad por conocer cómo podíaafectar el paso de la corriente eléctrica a la naturaleza de los compuestos quí-micos. En este sentido, se llevaron a cabo con diferentes sustancias experi-mentos de electrolisis (del griego, lisis, disolución, en el sentido de rotura).Por sus contribuciones a la electroquímica destacó el químico británicoHumphry Davy (1778-1829), principalmente en la tarea de aislar y descubrirnuevos elementos, aspecto que se tratará más detenidamente en el Tema 11.

No obstante, el más sobresaliente de todos los electroquímicos de aquellaépoca fue sin duda Michael Faraday (1791-1867), británico como Davy, quí-mico y también físico, pues fue él quien verdaderamente construyó unateoría sólida para los fenómenos electroquímicos, fruto de un intenso trabajoexperimental.

Se llevaron a cabo numerosos estudios experimentales haciendo pasarcorriente eléctrica a través de las disoluciones, que pusieron de manifiestoque aquélla era transportada por unos fragmentos de las moléculas disueltas,con carga eléctrica y a los que Faraday dio el nombre de iones. Pero, ¿cuálera el origen de esos iones? Esta cuestión abrió un amplio camino de inves-tigación, para estudiar por qué y cómo se producían esos corpúsculos car-gados eléctricamente.

En este sentido se comenzó a estudiar también el paso de la corriente a tra-vés de sólidos y de líquidos. Pero al emplear aire o en cualquier otro medio gase-oso, se comprobó que los gases eran muy malos conductores de la electricidad.No obstante, haciendo más pruebas se observó que la corriente eléctrica se pro-ducía mejor si en el tubo que contenía el gas se disminuía la presión. Y enton-ces, al hacer pasar la corriente eléctrica, se producía un resplandor coloreado enel 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 enormemejora mediante la aplicación de una bomba de vapor de mercurio, con laque se producían presiones muy bajas del gas en el tubo (es lo que se cono-ce como gas enrarecido o gas a muy baja presión). Estos tubos fueron lla-mados tubos de descarga y consisten en una ampolla de vidrio que contie-ne un gas «enrarecido», provista de dos placas metálicas en sus extremosque actúan de electrodos (Figura 7.1). Con una corriente eléctrica de altovoltaje (de 5.000 a 10.000 voltios) no se observaba nada en el interior deltubo. Pero, si mediante un sistema de vacío se extraía parte de ese gas, esdecir, 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 elalumbrado, así como de las pantallas de los televisores y ordenadores). Deesta manera, con estas bajísimas presiones, se pudieron realizar nuevosexperimentos, que se dirigieron sobre todo a estudiar la fluorescencia que seproducía. Se comprobó así que los puntos fluorescentes se podían movercon un imán, lo cual sugería que los rayos que los producían estaban car-gados eléctricamente. En 1876, el físico alemán Eugen Goldstein (1850-1930) comprobó además que provenían del cátodo, por lo que les dio elnombre de rayos catódicos.

No obstante, fue el físico británico William Crookes quien, continuandoen la línea de Golstein, hizo las más interesantes descubrimientos acerca dela 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 alema-nes) y que además tenían carga negativa. En su honor, a los tubos de des-carga también se les conoce como tubos de Crookes.

7.1.1. Rayos catódicos y descubrimiento del electrón

Científicos de distintas nacionalidades siguieron estudiando esas partí-culas cargadas negativamente, quedando por fin confirmados esos datosplenamente 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 yeléctricos, consiguiendo medir con precisión las desviaciones producidas deesta manera. Comprobó que, efectivamente, estaban constituidos por partí-culas con carga negativa que se movían a enorme velocidad y, trabajandocon distintos gases y con cátodos de metales diferentes, resultaba que la rela-ción e/m de esas partículas era siempre la misma para todos los materialesestudiados (siendo e la carga eléctrica y m la masa). Descubrió de esta forma,en 1897, la existencia de un «corpúsculo» de carga negativa cuya presenciaen toda la materia —es decir, en los átomos de todos los elementos— eraconstante. Hay que hacer notar que Thomson no pudo determinar ni sumasa ni su carga, sino sólo la relación entre ambas (e/m) mediante la acciónsimultánea sobre esos rayos de campos eléctricos y campos magnéticos(éste es el fundamento del espectrómetro de masas, aparato con el que sedeterminan con enorme precisión las masas atómicas y del que se tratarámás 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 numerosasmedidas de la relación e/m halló que la masa era, aproximadamente, 1840veces menor que la masa del átomo de hidrógeno (posteriormente sí pudodeterminarse 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 recibi-do con ciertas cautelas, después se demostró que toda la propuesta eracorrecta.

Todas las evidencias parecían probar que esa partícula era una parte delos átomos del gas empleado. Se le llamó electrón, según el nombre pro-puesto 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 elfenómeno de la electricidad por vez primera). Aunque no sin reticencias deThomson, que prefería el término de «corpúsculo». El electrón fue, pues, laprimera 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 dedescarga, pero introduciendo una innovación: el cátodo que utilizaba esta-ba perforado con unos agujeros o canales. En 1886 descubrió un nuevo tipode radiaciones que, traspasando esos canales, se situaban en el extremo deltubo detrás del cátodo. Se denominaron por ello rayos canales. Teníanauto-luminosidad, a diferencia de los rayos catódicos, que sólo se hacíanperceptibles 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 deltubo (amarillento con el aire, verdoso con el dióxido de carbono, rosa con elhidrógeno, amarillo-rosa con el oxígeno, etc., por lo que se emplean, porejemplo, en los anuncios luminosos), mientras que en los rayos catódicosera el mismo.

Pasados unos años, en 1898, otro físico alemán, Wilhelm Wien (1864-1928), comprobó que tenían carga positiva y en 1902 consiguió determinar larelación carga/masa, e/m, de esas partículas, demostrando que esa relaciónvariaba con la naturaleza del gas del tubo de descarga. Estos resultados seinterpretaron suponiendo que se trataba de iones positivos, originados por-que al chocar los átomos del gas con los rayos catódicos (corriente de elec-trones) perderían a su vez electrones. Esta es la razón por la que también seles conoce como rayos positivos, a propuesta de Thomson en 1907. Cuandoel gas era hidrógeno, resultó que la partícula positiva correspondiente era lade menor masa de todos los gases estudiados, unas 1840 veces mayor que ladel electrón y de igual carga aunque de signo contrario. A esta partícula se ladenominó protón (del griego protos, que significa primero), también pro-puesto por Thomson (1920). Se supuso, además, que era una partícula sub-atómica 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 físicaen la Universidad de Wúrtzburg, donde también investigaba sobre la emisiónde luz ultravioleta en los tubos de descarga. Para ello empleaba como detec-tor cristales de una sal de plata, el platinocianuro de bario, BaPt(CN)4, ya quela acción de la luz ultravioleta producía su fluorescencia. Un día, concreta-mente el 8 de noviembre de 1895, observó que un objeto del laboratorio muyalejado del tubo de descarga emitía una luz. El objeto resultó ser, precisa-mente, una pantalla de platinocianuro de bario. Lo primero que se planteó esque esa pantalla estaba demasiado lejos como para poder ser afectada porlos rayos catódicos del tubo de descarga. Por ello, sospechó que podía tra-tarse de un nuevo tipo de radiación y comenzó a analizar ese fenómeno.Comprobó que esa nueva radiación se originaba en el vidrio situado al finaldel tubo de descarga, por el choque contra él del haz de rayos catódicos.

Mientras ensayaba el efecto de esas radiaciones sobre distintos materia-les que iba colocando entre el tubo y la pantalla, vio claramente sobre ésta laimagen del esqueleto de su mano. Este hecho asombroso y ocurrido de for-ma fortuita le llevó a pensar en sus posibles aplicaciones en medicina. Se lan-zó a investigar en este sentido y encontró que la radiación era absorbida porlos materiales que eran densos y espesos; por ejemplo, los metales eranopacos a los rayos, sobre todo el plomo por su elevada densidad. Sin embar-go, los traspasaban fácilmente los tejidos blandos del organismo. Fue un tra-bajo realizado en solitario, intenso y concentrado en un breve periodo detiempo, ya que el 28 de diciembre del mismo año (1895) presentó un informeante la Sociedad Físico-Médica de Würzburg, que incluía entre otras variasradiografías la de su propia esposa (figura 7.2). Asimismo, hizo extensivo suasombroso descubrimiento y sus aplicaciones médicas a físicos de otrospaíses y pronto tuvo una enorme difusión.

Esto dio lugar a una verdadera revolución en el ámbito de la medicina, loque 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 orga-nismo. Hubo de pasar algún tiempo para que se diera la voz de alarma del peli-gro de la exposición prolongada a esas radiaciones. Pero ya se habían cobradolas primeras víctimas, incluso con muertes debidas a sus efectos nocivos.


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Se fue mejorando la técnica de producción de esos rayos. En el experi-mento de Röntgen se producían por el choque de los rayos catódicos contrael vidrio del tubo de descarga. Para perfeccionarlo, se comenzó a emplear uncátodo parabólico para concentrar los rayos catódicos en un punto del mate-rial contra el que debían chocar, el cual se colocaba frente al cátodo, por loque se le llamó anticátodo.

Sin embargo, en lo relativo a la naturaleza de esos rayos, Röntgen nopudo demostrarla, ya que no respondían ni a las pruebas para comprobar sise trataba de partículas cargadas ni tampoco a las de ondas. Por ello, deno-minó a estas misteriosas radiaciones Rayos X, nombre con las que sondesignadas normalmente, aunque también se conocen como Rayos Röntgen.Y continuaron siendo un enigma a pesar de los estudios llevados a cabo pornumerosos investigadores. Así hasta 1912, cuando el físico alemán Maxvon Laue (1879-1950), profesor en la Universidad de Zurich, demostró quese trataban de radiaciones electromagnéticas, como las de la luz, pero de lon-gitud de onda mucho menor. Esto ya se sospechaba, pero no se habíanlogrado preparar redes de difracción lo suficientemente pequeñas para

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


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poder probarlo. La gran idea de Laue fue pensar que la Naturaleza mismasería la que daría la solución. Los cristales naturales podían constituir redesde difracción apropiadas, ya que las distancias entre los planos de la red cris-talina eran de un orden de magnitud sumamente pequeño que podía resultaradecuado para producir la difracción de los rayos X.

Y, efectivamente, así fue, por lo cual Laue recibió el Premio Nobel de Físi-ca en 1914.

De esta forma, se obtuvieron diagramas de difracción y también espec-tros de rayos X de las sustancias, los cuales proporcionaron una doble infor-mación: por una parte, sobre las longitudes de onda de los rayos X y, porotra, sobre la estructura de los cristales. De esta manera, se comprobó quelos rayos X son radiaciones electromagnéticas de longitud de onda muypequeña. Efectivamente, mientras que las radiaciones luminosas tienen unalongitud de onda entre 7.10–5 y 4.10–5 cm, las de los rayos X son del orden de10–8 cm.

7.2.1. Moseley y sus trabajos con rayos X

En la época de los trabajos de Laue con rayos X, un joven investigadoracude a Manchester para trabajar con el prestigioso científico ErnestRutherford (1871-1937) en un proyecto sobre radiactividad. Se trataba deHenry Gwyn-Jeffreys Moseley (1887-1915), cuya aportación a la consoli-dación del sistema periódico fue fundamental.

En aquellos momentos se sabía que colocando en los tubos productoresde rayos X una lámina metálica como anticátodo, cada metal proporcionabaun espectro diferente. En ese tipo de espectros aparecían unas líneas quedeterminaban el espectro característico de cada sustancia. Por otra parte,resultaban bastante sencillos, ya que estaban constituidos por pocas rayasagrupadas en series (siendo las K, L y M las más interesantes).

Moseley comenzó a investigar en esa dirección, ideando un aparato enque se podían colocar láminas de muchos metales que iban rotando, lo queproporcionaba de forma rápida el espectro de rayos X de cada uno de ellos.En su primer experimento, Moseley trabajó con catorce elementos, nueve delos 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. Esdecir, un total de cuarenta y dos, no pasando en sus experimentos más alládel oro.

Observó que esos espectros eran muy parecidos en todos los metalesque iba analizando, con lo que resultaban muy difíciles de interpretar. Losgrupos de líneas conservaban su posición recíproca y su intensidad relativade unos a otros, pero se dio cuenta de que de que al pasar de un elemento alsiguiente de la clasificación periódica, las líneas se iban desplazando demanera uniforme hacia la región de ondas más cortas. No presentaban,pues, el carácter periódico que mostraban otras propiedades de los elemen-tos. Fijándose en una misma línea del espectro de la serie K, representó grá-ficamente la raíz cuadrada de la frecuencia de esa línea (ν) frente a un pará-metro 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 lafrecuencia y ese número Z eran directamente proporcionales. Esto puederepresentarse matemáticamente según la expresión:

√–ν = a(Z – b)

En ella, √–ν es la raíz cuadrada de la frecuencia de la línea que se consi-

dere, a y b dos constantes características de esa línea y Z, el número deorden del elemento en la tabla periódica. Esta ecuación de tipo empírico eslo que se conoce como ley de Moseley.

Moseley repitió este procedimiento para otras rayas del espectro de rayosX y obtuvo en todos los casos líneas casi rectas (Figura 7.3).

Esto demostraba que el orden de posición de los elementos en la tablaperiódica no era algo fortuito, sino que obedecía a algo más íntimo de la pro-pia estructura del átomo. A este número de orden se le llamó número ató-mico (recuérdese el número de orden propuesto en las tablas de Newlands,en el Tema 5). Estos trabajos también demostraron que los números atómi-cos de elementos sucesivos en la tabla periódica iban aumentando de uno enuno, lo cual permitió reconocer el número de huecos que aún quedaban porllenar y su posición.

Moseley había discutido con Niels Bohr (1885-1962), durante la visita deéste al laboratorio de Rutherford en Manchester (entre 1912 y1913), acercade los problemas de la colocación de ciertos elementos en la tabla periódica.


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Los experimentos de Moseley fueron capaces de determinar científicamentela razón por la que el cobalto y el níquel están situados así en la TablaPeriódica, ya que poseían los números atómicos 27 y 28. Con sus resultados,ahora podían interpretarse muchos de esos problemas, como era esa inver-sión cobalto-níquel, y sobre todo la del telurio-yodo, demostrando que erancorrectas; o el hueco entre el cloro y el potasio, donde estaría el argon, o losespacios vacíos entre molibdeno y rutenio o entre tungsteno y osmio.

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

Moseley mostró que los números atómicos son una secuencia no-arbitraria yque está sustentada sobre una base científica, obedeciendo a algo intrínsecode la naturaleza interna de los átomos.

Figura 7.3. Espectros de rayos X de Moseley.


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número atómico mediante el procedimiento de análisis espectral de Moseley.Por otra parte, de la misma forma se demostró que algunos «nuevos» ele-mentos propuestos, como el coronio de Mendeleiev (ver Tema 6), realmenteno lo eran. Además, pudo demostrar científicamente la existencia de huecosen el sistema periódico. Incluso, predijo la existencia de un elemento no des-cubierto aún, en un lugar entre los espacios del aluminio y del oro.

Moseley llegó a la convicción de que esa magnitud representada por elnúmero atómico tenía que ser la carga positiva del núcleo de los átomos (elnúcleo atómico se tratará seguidamente, en la sección 6.4). Sin embargo,tanto esta idea como la de número atómico en cuanto a criterio de ordena-ción de los elementos, fueron recogidas por Moseley de las expuestas ante-riormente por Anton van der Broek en varios artículos.

Figura 7.4. Moseley en su laboratorio de Manchester.


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Sin embargo, no pudo predecir la cantidad total de elementos que exis-ten, ni tampoco demostrar que el uranio es, realmente, el elemento número92, ya que en su estudio no pasó más allá del oro. Con gran seguridad lohubiera podido hacer si su prematura muerte no lo hubiera impedido. Estejoven, con un futuro que auguraba una brillantísima carrera científica, per-dió la vida cuando tenía tan sólo veintisiete años.

Poco después de su muerte, en 1920, el físico también británico JamesChadwick (1891-1974), que descubriría posteriormente el neutrón, revisó losresultados de Moseley. Midió las cargas de los núcleos mediante experi-mentos con rayos alfa, en aparatos sumamente sofisticados para la época. Yresultó que, tal y como había afirmado Moseley, el número atómico era igualal número de cargas positivas del núcleo atómico, quedando así plenamenteconfirmados sus trabajos.

Henry Moseley tuvo una vida muy corta, pero sumamente fructífera desdeel punto de vista científico. Por lo que para la evolución de la ciencia significósu 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 en1906 ingresó en el Trinity College de la Universidad de Oxford. Después, paraobtener su graduación, en 1910 fue a la Universidad de Manchester a trabajarcon Ernest Rutherford. Durante este primer año en Manchester tuvo una car-ga lectiva completa, pero después empezó a disponer de más tiempo paradedicarse a la investigación.

En el año 1914, al estallar la Primera Guerra Mundial, fue llamado a filas y sealistó en la división de Royal Engineers. Fue destinado a Gallípoli, donde tuvolugar la célebre batalla de ese nombre (1915) y allí murió a manos de un fran-cotirador, al ser disparado en la cabeza cuando estaba telegrafiando una orden.

Como científico tenía ante sí un futuro sumamente prometedor, que se viotruncado por esta muerte trágica y absurda. A pesar de sus grandes méritos nose le concedió el Premio Nobel, puesto que este premio sólo se otorga envida. Muy probablemente la muerte de Moseley haya sido la razón de que elgobierno británico prohíba el alistamiento en época de guerra de científicossobresalientes.


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7.3. DESCUBRIMIENTO DE LA RADIACTIVIDAD

El descubrimiento de los rayos X tuvo, como hemos comentado, unaamplia y rápida difusión, gracias sobre todo al propio esfuerzo personal deRöntgen. Es así como recibió la información sobre este fenómeno el presti-gioso matemático y filósofo de la ciencia francés Henri Poincaré (1854-1912), quien pensó que podría haber una relación entre los rayos X y el fenó-meno de la luminiscencia. Hizo una presentación de todo ello en laAcademia de Ciencias de París, el 20 enero de 1896, y entre los asistentesestaba presente el físico Antoine Henri Becquerel (1854-1912), profesor enel Museo de Historia Natural. Quedó tan impresionado por esa sesión quedecidió llevar a cabo un ensayo a fin de comprobar la idea lanzada porPoincaré, en el sentido de determinar si un cuerpo fosforescente era capaz deemitir rayos X. Un mes después comienza su experimento con unos mate-riales fluorescentes y fosforescentes que anteriormente había preparado ensu laboratorio de la Sorbona. Prepara unos cristales transparentes de esosmateriales y los coloca sobre una placa fotográfica, envuelta entre dos finashojas de papel negro, y deja todo expuesto a la luz del sol durante variashoras. Los resultados fueron negativos, excepto con una sal de uranio, quehabía velado la placa cubierta por el papel, lo cual era indicio de que dela muestra emanaba una fuerte radiación. Por suerte para la historia de laciencia ocurrió que los días siguientes estaban muy nublados, por lo queBecquerel interrumpió su experimento y dejó todo el montaje de placas yminerales guardado en un cajón y, por tanto, a oscuras. Pero cual no fue suasombro, cuando a los pocos días revela la placa y observa que en esos díasla fosforescencia no había desminuido, como era de esperar, sino que eramás intensa. De ahí concluye que la luz solar no había sido necesaria paraque esa sustancia emitiese una radiación. Después comprobó experimental-mente que la radiación no tenía que ver con la fosforescencia, sino quedependía del material mismo, el uranio en este caso.

Beckerel observó que esas radiaciones tenían un poder de penetraciónanálogo al de los rayos X, que afectaban las placas fotográficas y que ioni-zaban el aire. Asimismo comprobó que la intensidad de la radiación estabarelacionada con la cantidad de uranio de la muestra.

Es interesante incidir en que tanto el descubrimiento de la radiactividadcomo 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 porel momento y la dejó a una nueva doctoranda como proyecto de tesis. Se tra-taba de la polaca Marja Sklodowska (1867-1934), que después llegaría a lafama con el nombre de Marie Curie por su matrimonio con el físico PierreCurie (1859-1906). Marie había llegado a París hacía algunos años, concre-tamente en 1891, con el fin de realizar el doctorado en matemáticas y física, yes en esa época cuando conoce a Pierre, casándose en 1895. Tiene que elegirel 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 radiacionesque producían las sales de uranio (Figura 7.5). Empieza así a indagar si esosrayos podían ser producidos por otros elementos que no fueran el uranio. Vaensayando con gran cantidad de sales y minerales de diferentes elementos yen el caso del torio (que se encuentra dos posiciones por delante del uranio)comprueba que también se produce esa radiación. Es Marie quien da elnombre de radiactividad a esta nueva propiedad de la materia.

Sigue probando, con resultados negativos, pero cuando llega a la pech-blenda, mineral constituido por un 80 por ciento del óxido de uranio UO2,observa que su poder ionizante es varias veces mayor que el que correspon-dería al mismo peso de uranio puro. Lo achaca a un nuevo elemento quepodría encontrarse también en el mineral. Mediante procesos de separa-ción clásicos de química analítica, ella y su marido confirman esa idea, lle-gando a la conclusión de la presencia de un nuevo elemento con una elevadaradiactividad (400 veces la del uranio), al que llamó polonio en recuerdo desu país de origen (y correspondía al ekatelurio de Mendeleiev). Pero aún lesaguardaba una nueva sorpresa, ya que en un precipitado de sus extraccionesencuentran una actividad mucho mayor aún, unas 900 veces superior a la deluranio. Se trataba, pues, de un segundo nuevo elemento, al que por su ele-vada radiactividad denominaron radio. Por otra parte, Marie Curie constatóque la radiactividad dependía únicamente de los átomos de esos metalespesados (como uranio, torio, radio o polonio) y no de los compuestos de losque formaban parte.

Becquerel y el matrimonio Curie recibieron juntos el Premio Nobel deFísica en 1903 «en reconocimiento de los extraordinarios servicios rendidosen sus investigaciones conjuntas sobre los fenómenos de radiación descu-biertos 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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1911 «en reconocimiento de sus servicios en el avance de la Química por eldescubrimiento de los elementos radio y polonio, el aislamiento del radio y elestudio de la naturaleza y compuestos de este elemento».

Algo más sobre...

Marie Curie, o Marja Sklodowska, nace en Varsovia en 1867, en una familiade tradición en cuanto a formación en ciencias, ya que tanto su padre como suabuelo fueron profesores de física y matemáticas. Se formó en su país natal yen 1891 marchó a París para ampliar estudios en la Sorbona. Allí se inscribe enla Facultad de Ciencias Matemáticas y Naturales y, en tan solo dos años, selicencia en Física y un año más tarde en Matemáticas. Después, al cabo de diezaños, consigue doctorarse en ciencias.

En 1894 conoció al físico francés Pierre Curie. Pierre que era licenciadopor la Sorbona, en la que también se doctoró en 1895, había sido nombradoprofesor de esta institución en el año 1900. También estaba dedicado conentusiasmo a la investigación científica y, antes de iniciar su colaboración conMarie, había trabajado en el campo de la cristalografía, descubriendo encolaboración con su hermano Paul Jacques (1855-1941) la piezoelectricidad(1880).

Figura 7.5. Los Curie trabajando en su laboratorio.


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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 sutesis doctoral sobre los «rayos de Becquerel». Se dedica a ello con todo suentusiasmo y tesón, tarea en la que también colabora su marido.

En 1903 Marie publicó su tesis doctoral, titulada Investigaciones sobre lassustancias radiactivas. El éxito, por otra parte muy merecido, les sonríe, coro-nado con su Premio Nobel de Física. Tanto Pierre como Marie prestan gene-rosamente todas sus investigaciones sin querer lucrarse de ellas mediantepatentes, 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 ocupóla cátedra de su marido. En 1934, después de quedarse ciega, murió en Franciapor anemia aplásica, probablemente consecuencia de las radiaciones a la queestuvo expuesta en sus trabajos.

Fue la primera mujer en dar clases en la Universidad de la Sorbona en los 650años transcurridos desde su fundación. También fue la primera persona en sutiempo 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 doc-torarse.

En el Tema 11 retomaremos el estudio de la radiactividad y de los acon-tecimientos que la rodearon, insistiendo en el descubrimiento y aislamientode nuevos elementos. Pero ahora nos centraremos en otros hechos en rela-ción con el estudio de los fenómenos radiactivos: el reconocimiento de isó-topos, 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 nuevarama de la ciencia. Entre ellos destacó Ernest Rutherford prestigioso físicoy químico británico nacido en Nueva Zelanda. Por sus méritos, obtuvo el Pre-mio Nobel de Química en 1908, concretamente por su investigación sobre ladesintegración del átomo y su contribución a la química de las sustanciasradiactivas. 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 fundadorde la física y la química nucleares.

En 1893, tras licenciarse en Christchurch (Nueva Zelanda), Rutherford setrasladó a al Reino Unido para trabajar como ayudante de Thomson en laUniversidad de Cambridge (1895). En 1898 fue nombrado catedrático de laUniversidad 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 directordel prestigioso Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge. Conél se formaron científicos que llegaron a tener una enorme importancia en eldesarrollo de la ciencia, como Bohr, Soddy, Hahn, Geiger, Fajans, Oppen-heimer o el propio Moseley.

Uno de los trabajos más importantes de Rutherford lo constituye el estu-dio sobre las emisiones radiactivas descubiertas por Becquerel. En 1899Rutherford encontró que en esas emisiones había dos tipos de radiaciones,que fueron llamadas alfa (α) y beta (β). Después, se descubrió un tercertipo de radiación, a la que se dio el nombre de gamma (γ). Becquerel demos-tró que la radiación beta consistía realmente en electrones muy rápidos. Lasradiaciones alfa, por el contrario, eran de carga positiva (doble de la del pro-tón) y de masa muchísimo mayor a la del electrón y unas cuatro veces la delprotón. Por esta razón, en un principio Rutherford pensó que las partículasalfa 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 protonesmás dos neutrones, siendo por tanto iones de helio (He2+). Las radiacionesalfa y beta son, por tanto, partículas. Si embargo, las radiaciones gamma, deun 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), trabajandoconjuntamente, llegaron a la conclusión de que los elementos radiactivosestán constituidos por átomos inestables y que espontáneamente emitenesas radiaciones alfa, beta o gamma, convirtiéndose en otros elementos.Este hallazgo tuvo una extraordinaria importancia, como se verá más ade-lante en el Tema 11.

Pero aparte de estos y otros trabajos, la figura de Rutherford siempre serárecordada por su importantísima contribución al conocimiento de la estruc-tura del átomo.

7.4.1. El núcleo de los átomos

Rutherford había realizado una serie de experimentos en los que preten-día estudiar las posibles desviaciones de las radiaciones alfa al bombardearcon ellas finas láminas metálicas, concretamente láminas de oro. Resultó quela mayoría de esas partículas —que, como hemos visto, son de naturalezaeléctrica positiva— atravesaba la lámina de oro sin sufrir desviación alguna;otras partículas salían rebotadas, es decir, sufrían un choque elástico, yotras, pocas pero en un número lo suficientemente significativo como paratenerlas en cuenta, sufrían una desviación considerable. Por tanto, esto últi-mo era una evidencia de que en el átomo existirían campos muy fuertes deelectricidad positiva que provocarían fuertes repulsiones cuando esas partí-culas positivas incidiesen sobre ellos, con lo que serían desviadas de su tra-yectoria.

En 1911 Rutherford llegó así a la conclusión de que la mayor parte delátomo estaba hueco y de que existiría en él un centro de electricidad positi-va que ocuparía una porción de espacio muy reducido. A esa parte del átomola denominó núcleo atómico, que tendría una gran densidad, ya que de locontrario sería arrastrado por la corriente de partículas alfa, y sería en éldonde 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 átomosde calcio tuvieran un peso de 40, podía haber algunos —aunque pocos— depesos atómicos, 39 ó 41. Esto no era más que una conjetura, pero despuésfueron apareciendo ciertas evidencias, sobre todo en procesos radiactivos.

En efecto, en estos procesos se había constatado que, algunas veces, lamasa atómica de los elementos no coincidía con la tabulada. Por ejemplo, elplomo que provenía de depósitos radiactivos tenía masa atómica diferente alvalor estándar (207.2), siendo 206,4 ó 208,4, según el mineral radiactivo departida. Asimismo, se había observado que muchos elementos radiactivoseran sumamente similares unos a otros y que, además, era imposible sepa-rarlos de sus mezclas. En definitiva, que algunas especies químicas podíanocupar un mismo espacio en la tabla periódica.

Se empieza así a dudar del axioma daltoniano de que los átomos decada elemento eran iguales entre sí. Y aunque varios investigadores ya habíanconstatado estos hechos, fue Soddy el que en 1913 formula esta idea de for-ma clara y contundente. Soddy era un químico británico que comenzó suprestigiosa carrera como colaborador de Rutherford en la Universidad deMcGill, de Montreal, en 1900, y realizó con él importantes trabajos.

Además, a él se debe también el término de isótopo, del griego iso (mis-mo, igual) y topos (lugar), que desde entonces se empleó, en principio, paradesignar elementos radiactivos que ocupaban el mismo lugar en la tablaperiódica. Por su contribución al estudio de la química de las sustanciasradiactivas y sus investigaciones sobre los isótopos se le otorgó el PremioNobel de Química de 1921.

Pronto se observó que este fenómeno era mucho más general y que no sereducía a los procesos radiactivos.

7.5.1. Isótopos estables

A principios del siglo XX, Thomson seguía sus investigaciones en tubosde descarga sobre la determinación de las relaciones e/m de los rayos posi-tivos de distintos elementos. Observó que en algunos casos aparecían líneasque 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 20y de 22, respectivamente, mientras que la masa atómica calculada por Ram-say era de 20,2. No se pudo dar una explicación satisfactoria, por lo que elasistente de Thomson, Francis William Aston (1877-1945) decidió empren-der la tarea de tratar de separar esas especies químicas de masas atómicasdiferentes y tan próximas.

Ya se conocía la existencia de isótopos en elementos radiactivos, pero nose había conseguido separarlos. Aston, tras un delicado y complicado tra-bajo, logró construir un sofisticado aparato con mucha mayor resoluciónque el de Thomson. Se trata del espectrógrafo de masas. Mediante este apa-rato, en el caso del neon Aston obtuvo dos líneas, que señalaban masas de 20y 22, mostrando además que el neon era una mezcla de dos isótopos (90% demasa 20 y 10% de masa 22). Se fueron hallando así isotopos de muchosotros elementos, y en 1931 se logró aislar un isótopo del hidrógeno, el deu-terio.

El concepto de isótopo no era exclusivo, pues, de los elementos radiacti-vos. Además, dado que las masas atómicas de los isótopos eran númerosenteros, se volvió a considerar la hipótesis de Prout (aunque posteriormente,al ir empleando aparatos más precisos, se comprobó que no eran exacta-mente números enteros).

7.5.2. El neutrón

Por diversas evidencias se había intuido la existencia de una partículaatómica que sería de una masa considerable y sin carga eléctrica. Taleseran el hecho de que las masas de los átomos fueran mayores de lo que cabíaesperar según su número de protones o que en el núcleo propuesto porRutherford habría tales repulsiones entre los protones (todos partículas decarga positiva) que lo harían inestable. Sin embargo, esta partícula no pudoponerse de manifiesto experimentalmente hasta mucho después que lasotras partículas, debido precisamente a que por su carácter neutro resultabamuy difícil de detectar. Por ello, se le dio el nombre de neutrón.

Su descubrimiento tuvo lugar en 1932, gracias al físico británico JamesChadwick (1891-1974) que lo detectó en experiencias radiactivas (concre-tamente, 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 evidenciasexperimentales habían demostrado la existencia de partículas subatómicas:electrón, protón, neutrón… Pero la lista no terminaba aquí. Con el tiempo, sefueron descubriendo nuevas partículas, unas con carga eléctrica positiva,otras con carga negativa, otras neutras, y también de masas diferentes y devida media sumamente pequeña, inferior en general a 10–10 segundos.

No obstante, para explicar la estructura del átomo a través de modelosatómicos, las tres primeras eran suficientes, por lo que se les llamó partícu-las fundamentales.

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 SISTEMAPERIÓDICO

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 leyperiódica a través de las configuraciones electrónicas de los átomos

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INTRODUCCIÓN

Los átomos que para Dalton eran indivisibles e iguales dentro del mismoelemento, dejan de tener estas propiedades. Así lo demuestran aquellos estu-dios 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 cono-cieron sus tipos y sus características. Pero, ¿cómo se sitúan dentro del átomo,de tal manera que con su disposición puedan justificarse las propiedades deéste? Los científicos para ello recurrieron a lo que en ciencia se llama unmodelo: éste es una construcción mental, como una maqueta imaginaria queel científico propone y que está «diseñada» de tal manera que, cumpliendodeterminadas condiciones, pueda deducirse de esa construcción una serie decaracterísticas y propiedades de la materia que coincidan con las que sedeterminan experimentalmente.

No obstante, antes de seguir adelante nos detendremos en una nueva téc-nica que se desarrolló sobremanera desde mediados del siglo XIX, la Espec-troscopía, 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 unaserie de colores —violeta, azul, verde, amarillo, anaranjado y rojo— que seproducen al dividir luz blanca en sus colores constituyentes (aunque en laactualidad espectro tenga un sentido más amplio). Por ejemplo, el arco iris es unespectro natural producido por fenómenos meteorológicos. Este fenómenointrigó a los pensadores desde hace mucho tiempo: al latino Séneca, a árabes ycristianos medievales o a científicos del Renacimiento, como Kepler y Descartes.

No obstante, fue Newton el primero en obtener un espectro de la luzsolar 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 prismaen la trayectoria de la luz y comprobó que, al salir del prisma, la luz sehabía desdoblado en una serie de bandas de distintos colores (los colores queaparecen en el arco iris), una seguida de la otra. Éste es el espectro continuode la luz blanca, ya que a esa imagen se la llamó espectro (de la palabra lati-na sprectrum, que precisamente significa imagen).

A partir de ese momento son muchos los ensayos que se fueron haciendopara analizar los espectros de la luz bajo distintas condiciones, siendo su usomuy extendido entre los astrónomos a fin de observar la luz proveniente delsol y otros cuerpos celestes.

Pero lo que más interesa en estos momentos es el papel de los químicos ylos físicos en el desarrollo de esta ciencia. Así, hacia 1758 el químico alemánAndreas Marggraf (1709-1782) se dio cuenta de que las sales de sodio, alarder en la llama de un mechero de alcohol, daban a aquélla un color ama-rillo, 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 com-probando con muchas diferentes sustancias, con lo que se abrió una nuevatécnica llamada de espectroscopía a la llama, fundada realmente por el esco-cés Thomas Melvill (1726-1753), que fue el primero en darse cuenta deeste fenómeno en 1752, cuando quemaba sal marina. Y también fue escocésHenry Fox Talbot (1800-1877), considerado como uno de los inventores dela fotografía. En 1834 hizo pasar a través de un prisma la llama producida alarder diferentes sales y comprobó que los espectros eran diferentes de uncaso a otro, ya que aparecían en ellos unas líneas brillantes características dela sal empleada. Lo mismo pasaba con la luz emitida por las sustancias al sersometidas a altos voltajes.

En definitiva, resultó que cada elemento tenía su propio espectro, de loque 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 condicionesy analizar la luz que emitiera. Nace así la espectroscopía, que se ocupa delestudio de la interacción de las radiaciones electromagnéticas con la materia.

Pero había que mejorar las técnicas. Por una parte, acondicionar el apa-rato donde recoger el espectro y, por otra, conseguir un medio de calentar lamuestra con la que se alcanzara más calor y que, además, fuera más regu-lable que un mechero de alcohol. Este segundo aspecto fue superado por el

MODELOS ATÓMICOS

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químico alemán Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899) que inventó unmechero de gas que tenía dos ventajas: su llama no tenía un color quepudiera interferir con la luz a analizar y, además, como se mezclaba el gascon el aire antes de la combustión, la calefacción era mucho mejor. Se llamaen su honor «mechero Bunsen», muy utilizado en los laboratorios de quí-mica hasta hace poco tiempo.

En cuanto al primer aspecto técnico, en este caso fue fruto de una cola-boración entre Bunsen y otro alemán, el físico Gustav Robert Kirchoff(1824-1887), cuando coincidieron trabajando en la Universidad de Heidel-berg, en 1854. Construyen un espectroscopio, un aparato muy sencillo con elque fácilmente se podía analizar la luz, haciéndola pasar a través de unestrecho orificio y luego por un prisma. Y como fuente luminosa utilizabanel famoso mechero de Bunsen (Figura 8.1).

Al analizar esa luz en el espectroscopio se obtenía lo que se llama espectrode esa sustancia, en este caso espectro de emisión, constituido por una seriede rayas brillantes. Pero cuando se hacía pasar luz blanca a través de unasustancia y se analizaba después la luz, aparecía en el espectro de esta últimauna serie de rayas oscuras, cuya posición era la misma que la de las rayasbrillantes del espectro de emisión de la sustancia en cuestión, Éste era elespectro de absorción (Figura 8.2). En ambos tipos de espectros la posición delas 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 apareceel mechero de Bunsen).


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Numerosos científicos se lanzaron al estudio de los espectros de emisión.Uno de ellos fue el físico y matemático suizo Johann Jakob Balmer (1825-1898), que analizó en 1885 una serie de líneas del espectro del átomo dehidrógeno. Halló una expresión matemática con la que se obtenía la longitudde onda (o la frecuencia) de cada línea de esa serie, que resultaba ser funciónde un número entero n: variando n, se obtenía la longitud de onda de todasesas líneas. Después, este trabajo fue retomado por el matemático JohannesRobert Rydberg (1854-1919) que modificó esa expresión, haciéndola exten-siva a las otras series del espectro del hidrógeno, y calculó el valor de la cons-tante que aparece en ella, llamada constante de Rydberg.

En definitiva, las distintas frecuencias correspondientes a las rayasque aparecían en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno teníanunos valores determinados, que se ajustaban a esa fórmula empírica sinmás que sustituir dos parámetros que figuran en ella por números enterospequeños.

Pero, ¿a qué se debía la aparición de estas rayas y su frecuencia caracterís-tica? El hecho de que cada elemento tuviera un espectro característico hizopensar que las frecuencias de las radiaciones emitidas (o absorbidas) esta-rían en directa conexión con la estructura de sus átomos Esto es lo que tra-tó de explicar el científico danés Niels Bohr con su modelo atómico.

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

1. Espectro Continuo

2. Espectro de Absorción

3. Espectro de Emisión

MODELOS ATÓMICOS

173

8.2. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS

Uno de los primeros intentos en crear un modelo de estructura atómicafue el del físico alemán Philip E. Lenard (1862-1947), en 1903. A través desus estudios experimentales con rayos catódicos intuyó que el átomo estabamuy «vacío», por lo que lo imaginó como un caparazón hueco en cuyo inte-rior existiría lo que él llamó dinamidas, una carga positiva conectada a otranegativa. Habría tantas como fuera el valor del número atómico, y todasestarían muy juntas en el centro del átomo.

Después, el físico japonés Hantaro Nagaoka (1865-1950) propuso unátomo constituido por una esfera de carga positiva rodeada de un halo deelectrones, modelo que por su semejanza con el planeta Saturno se llamóátomo saturniano.

Thomson propuso en 1904 un modelo muy simple del átomo y bastanterudimentario. Consistiría en una esfera de materia, sólida, de electricidadpositiva, en cuyo interior estarían embebidos unos gránulos de carga nega-tiva, 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 caracte-rísticas de los átomos, como son la pérdida de electrones o algunas líneasespectrales, no tuvieron mucha acogida, a diferencia del siguiente, algo mássofisticado 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 susexperimentos de bombardeo de láminas metálicas con partículas alfa(1911), Rutherford va a proponer un nuevo modelo para el átomo. En elnúcleo es donde estaría concentrada la carga positiva y la mayor parte demasa del átomo (contendría los protones). Los electrones, que existirían enigual número que el de protones para que el conjunto fuera neutro, estaríangirando alrededor del núcleo como en un pequeño sistema solar, a grandesdistancias, ya que la evidencia experimental había demostrado que el átomoresultaba casi vacío. Por otra parte, intuyó —como ya se ha indicado en elTema 6— que en el núcleo habría otras partículas que serían neutras y de


174

masa muy parecida a la del protón; es decir, lo que luego resultó ser el neu-trón.

Los trabajos de Moseley sobre el número atómico reforzaron este mode-lo: el número atómico sería el número de cargas positivas del núcleo, a suvez igual al de electrones girando a su alrededor. Protones y neutrones se-rían los responsables principales de la masa atómica, ya que la masa del elec-trón es muchísimo menor.

Este modelo, sin embargo, resultó inaceptable, porque una partículaeléctrica en movimiento, como era el caso del electrón, irradia energía, conlo que terminaría precipitándose sobre el núcleo en un rapidísimo movi-miento 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, basándosepara ello en el modelo de Rutherford. Y, justamente, nada más leer su tesisdoctoral el joven Bohr (Figura 8.3) va a Gran Bretaña y se dirige a la Uni-versidad de Manchester para estudiar y trabajar con Rutherford (hay que

Figura 8.3. El físico danés Niels Bohr.

MODELOS ATÓMICOS

175

recordar sus conversaciones con Moseley en ese periodo, ver Tema 6). Partede la idea del minúsculo sistema planetario de electrones, pero aplicándolelos principios de la teoría cuántica y apoyándose, asimismo, en los datosaportados por los estudios experimentales sobre espectros atómicos.

Por ello, antes de adentrarnos en este modelo revisaremos algunos aspec-tos teóricos.

8.3.1. Teoría cuántica de Planck y efecto fotoeléctrico

El físico alemán Max Karl Planck (1858-1947) en 1900, con el fin deexplicar la radiación emitida por un cuerpo sólido al calentarlo (radiacióndel cuerpo negro), propone que cuando una sustancia emite o absorbe ener-gía en forma de radiación electromagnética, no lo hace de forma continua,sino en unas cantidades definidas, múltiplos enteros de la cantidad máspequeña de energía o cuanto elemental: E = hν. E representa la energía deun cuanto de cualquier radiación electromagnética, siendo ν la frecuencia dela radiación y h la constante de Planck, cuyo valor es 6,6 × 10-34 J·s (julios porsegundo). Por este trabajo Planck recibió el Premio Nobel de Física de 1918.

Por otra parte, Albert Einstein (1879-1955) basándose en esta teoría delos cuantos, en 1905 logra explicar el efecto fotoeléctrico, observado ya muchoantes por otros investigadores. Se había así demostrado que este fenómenoconsistí en que al incidir la luz sobre una superficie metálica podía producir-se en ésta una emisión de electrones, es decir, una corriente eléctrica (funda-mento de las células fotoeléctricas en los sistemas de abrir y cerrar puertas oen el alumbrado de ciudades, entre otros muchos ejemplos). Y la explicaciónque dio Einstein fue que si la luz era una corriente de corpúsculos o fotonesy cada uno de ellos tenía una energía hν, mediante esta energía se-rían 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 unnuevo modelo atómico para el átomo de hidrógeno: toma como base elmodelo atómico de Rutherford y le impone algunas restricciones, aplicán-


176

dole la teoría cuántica de Planck. Pero para ello parte de tres postulados, esdecir, de tres propuestas que él hace previamente, que pueden resumirse así:

• El electrón sólo podrá girar en ciertas órbitas circulares, de energía yradios determinados, y al moverse en ellas el electrón no radiará ener-gía (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 ciertoscondicionantes.

• El electrón sólo emitirá energía cuando estando en una de estas órbitaspasa a otra de menor energía, y absorberá energía cuando pasa a otrade mayor energía.

Sus órbitas son circulares y el radio tiene un valor determinando. Con elsegundo postulado introduce la cuantización de la energía de las órbitas, yaque 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 mínimaenergía, se dice que éste es el estado fundamental o normal. Si el electrónestando en esta órbita absorbe energía en forma de una radiación de fre-cuencia ν, pasará a un estado de mayor energía, o estado excitado, saltando auna órbita más externa (ya que cuanto más alejada del núcleo esté una órbi-ta, mayor será su energía). Si saltara de una órbita más externa a otra máspróxima al núcleo (es decir, de menor energía), entonces emitiría una energíaen forma de radiación de frecuencia ν (Figura 8.4). Las frecuencias, pues, notienen valores cualesquiera, sino determinados; es decir, están cuantizadas.

Mediante un desarrollo matemático bastante sencillo —en el que novamos a entrar aquí— Bohr obtuvo para el átomo de hidrógeno una ecua-ción que relacionaba la frecuencia (o lo que es análogo, la energía) corres-pondiente a esos saltos con dos números enteros. Y esta ecuación coincidíacon la obtenida de forma experimental por los espectroscopistas. De estamanera, Bohr con sus ecuaciones obtuvo los valores de las frecuencias de losdistintos «saltos» del electrón del átomo de hidrógeno y logró explicar la cau-sa de los espectros atómicos. Además, con estos postulados y su desarrollomatemático obtuvo un valor del radio del átomo de hidrógeno coincidentecon el que se había obtenido por métodos experimentales con los datosaportados por los espectros atómicos. De ahí su éxito.

MODELOS ATÓMICOS

177

En el desarrollo matemático de Bohr resulta, en definitiva, que tanto elradio como la energía de la órbita vienen definidos por un número n que dala condición de cuantización. Al irle dando distintos valores (empezando porn=1 y siguiendo por números enteros) se obtienen las diferentes órbitasposibles: cuando n=1, será la órbita de menor radio y energía, y van aumen-tando a medida que n aumenta. A estas energías posibles se las llama tam-bién 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 lasrayas que con los antiguos aparatos aparecían como una sola, se desdobla-ban en varias (aunque sus frecuencias eran muy próximas). Este hecho fueinterpretado en 1916 por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951),considerando que las órbitas podían ser elípticas y no sólo circulares. Intro-dujo así un nuevo número, el número cuántico azimutal, l, relacionado con laexcentricidad de la elipse, y cuyos valores estarían relacionados con n, de talmanera 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 envarios muy próximos o subniveles. Posteriormente Pieter Zeemann (1865-1943) introdujo el número cuántico magnético, m, relacionado con otro nue-vo desdoblamiento observado en las líneas espectrales bajo la acción de un

E1 - E2 = hνemisión de energía

absorción de energíaE2 - E1 = hν

E2 > E1

E1E2

Figura 8.4. Saltos electrónicos en el modelo de Bohr.


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campo magnético: para cada valor de l, toma los valores de –l, ...0...+l (núme-ros enteros, positivos o negativos, variando de uno en uno). Después, en1925, para poder explicar algunos detalles de los espectros atómicos seintroduce el concepto de spin, que puede imaginarse como el sentido giro delos electrones en torno a su propio eje. Para describir este comportamientode los electrones se introduce a su vez un nuevo número cuántico, el núme-ro cuántico de spin, ms ó s, que definiría el sentido de giro, por lo cual sólopodría 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 cuánti-cos: n, l, m y s. Sin embargo, seguía existiendo otra gran limitación, ya queno se podía aplicar ese modelo a sistemas con más de un electrón. Por otraparte, el efecto fotoeléctrico y la explicación al mismo dada por Einstein,suponía un comportamiento de la luz como corpúsculo, y había otras evi-dencias experimentales que mostraban también su naturaleza ondulatoria.Este dilema se resolvió admitiendo la dualidad de la luz, es decir, dos natu-ralezas complementarias, como onda y como partícula. Por otra parte, el físi-co francés Louis Victor de Broglie (1892-1987) propuso también el carácterdual de los electrones en lo que se conoce hipótesis de De Broglie, por lo querecibió 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 alátomo un tratamiento matemático, introduciendo los principios de la mecá-nica cuántica, iniciada en gran parte por de Broglie y por el físico alemánWerner Heisenberg (1901-1976), también Premio Nobel de Física en 1932por el desarrollo de su mecánica matricial. En esos años, Heisenberg alintentar describir de forma matemática la posición del electrón, formula loque se conoce como principio de incertidumbre (o indeterminación) de Hei-senberg: no se puede conocer simultáneamente la posición exacta del elec-trón 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 probabi-lidad de encontrar al electrón en una determinada zona del espacio alrededordel núcleo. Y hablar de una mayor probabilidad de encontrar al electrón enuna posición determinada es equivalente a decir que la densidad electrónicaes mayor en dicha posición.

MODELOS ATÓMICOS

179

En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger (1887-1941), medianteuna compleja técnica matemática, formuló una ecuación que describía elcomportamiento y la energía del electrón y que también le dotaba de unanaturaleza dual, como partícula, en función de su masa, y como onda, en tér-minos de una función de onda, ψ (psi). Es una ecuación diferencial quetiene solución para determinadas funciones de onda, ψ. En esa ecuación deondas, la ψ —que es función de las coordenadas x, y, z— es una de lasincógnitas, por lo que la ecuación de ondas se debe resolver matemática-mente. Por su enorme complejidad, sólo se ha podido resolver con exactitudpara el átomo de hidrógeno, y se encontró que las soluciones están caracte-rizadas por tres parámetros, que coinciden con los números cuánticos n, my l del átomo de Bohr y que además sólo existían soluciones aceptablespara unos valores determinados de dichos números. Schrödinger tambiénrecibió el Premio Nobel de Física (1933).

8.4.1. Significado de orbital

Cada solución concreta y aceptable para unos valores concretos de losnúmeros cuánticos n, m y l da la expresión de una función de onda deter-minada, ψ. Esta función de onda ψ que describe el estado de un solo electróny que informa de la energía asociada al mismo, es lo que se denomina orbi-tal. Estas funciones de onda ψ en sí mismas no tienen un significado físico,

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


180

pero sí su cuadrado, ψ2, que describe la probabilidad de encontrar al electrónen cierta región del espacio y, en definitiva, la densidad electrónica. Se repre-senta mediante una superficie que limita el volumen donde es máxima laprobabilidad (Figura1.6.b). Esta superficie es la que nos dará la «forma» dela nube de carga. Por ello, muchas veces se utiliza el término de orbitalpara designar esos volúmenes de probabilidad, aunque en sentido estrictoorbital sea la función de onda ψ y no ψ2.

8.4.2. Números cuánticos: valor y significado

Para estos tres parámetros n, l y m que caracterizan un orbital se con-serva la misma nomenclatura que para los números cuánticos de Bohr quedefinían una órbita, aunque su sentido es diferente, pues en el modelo meca-nocuántico del átomo se han obtenido matemáticamente. Los valores deesos números y la relación entre ellos son también los mismos en ambosmodelos (Tablas 8.1 y 8.2). Los distintos orbitales, por otra parte, se nom-bran con el valor del número n (1, 2, 3..) y la letra correspondiente al valor del (l=0, orbitales s; l=1, orbitales p, l=2, orbitales d, etc.). Al conjunto de todoslos 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 cuánti-co de spin, s. Poco después, el físico austriaco Wolfgang Pauli (1900-1958)

El concepto de orbital es, pues, diferente del concepto de órbita de Bohr. Éstaimplica la localización del electrón, mientras que orbital lleva implícito el sen-tido de deslocalización del electrón o probabilidad de encontrarlo en un punto.

Tabla 8.1. Características de los números cuánticos

Número cuántico Representación Valores posibles Información

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 losorbitales

De spin s +1/2 y –1/2 sentido del giro del electrón

MODELOS ATÓMICOS

181

establece lo que se conoce como Principio de Exclusión o, simplemente,Principio de Pauli, según el cual en un mismo átomo no pueden existir doselectrones con los cuatro números cuánticos iguales, lo cual limita a dos elnúmero de átomos que puede haber en un mismo orbital.

Si visualizamos esas regiones de máxima probabilidad donde es posibleencontrar 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, respec-tivamente, los orbitales s y los p. En este último caso, habrá tres orbitalesque difieren en su orientación en el espacio, orbitales px, py y pz (Figura 8.6).

Tabla 8.2. Tipo de orbital según el valor de l

Valor de l Tipo de orbital Valores de mNúmero de

orbitales

Númeromáximo deelectrones

0 s 0 1 2

1 p (px py pz) –1 , 0, +1 3 6

2 d (dxy dyz dxz dx2

– y2 dz

2) –2, –1, 0, +1, +2 5 10

3 f –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 7 14

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


182

Átomos polielectrónicos

Todo lo anterior se refiere al átomo de hidrógeno. Al intentar resolver laecuación de ondas de Schrödinger para átomos con más de un electrón elproblema matemático se hace tan sumamente complicado y difícil que sólose puede acudir a lo que en matemáticas se llama método aproximado, paralo que los ordenadores han resultado una ayuda muy eficaz. Aunque elcomportamiento de los electrones en átomos con más de un electrón no es elmismo que el del electrón en el átomo de hidrógeno, una buena aproxima-ción es suponer que la diferencia no es muy grande, considerando que cadaelectrón está situado en el campo eléctrico creado por el núcleo y el efecto delos demás electrones. Así, cada electrón vendrá definido por una determi-nada función de onda, ψ. Al resolverlo matemáticamente, salen de nuevo losnúmeros n, m, l y s.

8.5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y UBICACIÓNEN EL SISTEMA PERIÓDICO

Ahora ya conocemos cómo es el átomo por dentro. Pero para compren-der la construcción de la Tabla Periódica es necesario saber cómo se van dis-poniendo los electrones en los átomos a medida que aumenta el número ató-mico. Esta disposición es lo que se denomina configuración electrónica. Paraello se considera que los orbitales de los átomos polielectrónicos son análo-gos —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 estadonormal o fundamental Bohr aplicó lo que se conoce como principio de cons-

La mecánica cuántica dio un verdadero vuelco para conocer no sólo la estruc-tura 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. Perono por ello hay que olvidar el gran avance que supuso el modelo cuántico deBohr, aunque fuera una teoría que tuvo que ser sustituida por otra al resultarinsuficiente.

MODELOS ATÓMICOS

183

trucción (aufbau, en alemán «construcción»), según el cual los átomos de loselementos sucesivos de la Tabla Periódica se construyen por la adición de unelectrón al elemento anterior. Esto también es igualmente aplicable al mode-lo mecano cuántico. Pero, ¿en qué orbital se situará ese nuevo electrón? Parasaberlo, hay que tener en cuenta las normas siguientes:

Principio de energía mínima: en un átomo en estado normal los elec-trones se colocan en los orbitales disponibles de menor energía. A partir dedatos experimentales proporcionados por los espectros atómicos, se hadeterminado 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 ordende energía s<p<d (excepto en el hidrógeno, en que es la misma) y que losorbitales 3d tienen mayor energía que los 4s, los 4d mayor que el 5s, los 4fmayor que los 5p y que el 6s, etc.. (aunque estas secuencias en los subnivelesno se cumplan siempre exactamente).

Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no puede habernunca dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Así, si doselectrones tienen iguales los números n, l y m, tendrán el número s diferen-te (+1/2 y –1/2). Se dice que tienen spines opuestos o antiparalelos.

Regla de Hund: cuando una serie de orbitales degenerados (p, d ó f) seestá completando, los electrones se distribuyen en ellos manteniéndose conspines paralelos, mientras sea posible.

Cuando al átomo se le comunica una energía, algunos electrones podránsaltar a orbitales superiores o contradecir la regla de Hund, con lo cualpasará a un estado excitado.

8.5.2. Periodos y grupos

Conociendo la configuración del átomo de un elemento, se puede justifi-car su ubicación en la Tabla Periódica. Las configuraciones electrónicas serepresentan así: la del hidrógeno (Z=1) será 1s1; la del helio (Z=2), 1s2. Conesto se termina el primer periodo (Figura 8.7) y empieza el segundo, que yacontiene más elementos, (8): comienza con el litio (Z=3), 1s2 2s1 y terminacon el neon (Z=8), 1s2 2s2 2p6. Abreviadamente la configuración electrónica


184

puede escribirse también indicando sólo los electrones de la última capa,mientras que los de las internas que estén llenas se representan con lasletras correspondientes, K, L, M,... o bien con el símbolo del gas noble (gru-po 0) precedente. Así, el tercer periodo comienza por el sodio (Z=11), queserá (K,L) 3s1 ó (Ne) 3s1 y termina en el argon (Z=18), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, ycontendrá por tanto 8 elementos. Pero en el periodo cuarto existen ya 10 ele-mentos más que en los dos anteriores: al llegar al escandio (Z=21) el electrónsiguiente 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 losque se van introduciendo hasta un total de diez electrones en los cinco orbi-tales 3d. Cuando esos orbitales d ya se han llenado en el zinc, el siguienteelectrón se sitúa en un orbital 4p, desde el galio, (Ar) 4s2 3d10 4p1, hasta llegaral kripton. En el periodo quinto ocurre algo análogo, con lo que en ambosperiodos tienen un total de 18 elementos.

El periodo sexto comienza con el cesio (Z=55), (Xe) 6s1, y al llegar al lan-tano (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 enuno 4f, de menor energía. Comienza así una nueva serie en la que se van lle-nando 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 alelemento siguiente, el hafnio, el electrón se vuelve a colocar en un orbital5d, y así sucesivamente hasta el mercurio, (Xe) 6s2 5d10 4f14. En el séptimo yúltimo periodo vuelve a suceder lo mismo al llegar al actinio, comenzandootra serie de 14 elementos que termina en el laurencio, (Rn) 7s2 6d1 5f14.Estos elementos son muy inestables, no existiendo muchos de ellos en lanaturaleza. Por ello los últimos, a partir del uranio, han sido obtenidos en ellaboratorio, en procesos radiactivos, en los que se han llegado a sintetizartambién 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 ydespués en los 7p.

En definitiva, en la Tabla Periódica actual (Figura 8.7) se distinguen lossiguientes tipos de elementos

Elementos de los grupos principales: Son ocho grupos (grupos 1, 2 y 13al 18), metales alcalinos, metales alcalinotérreos, grupo del boro, del carbo-no, del nitrógeno, del oxígeno (o anfígenos), halógenos y gases nobles, res-pectivamente.

MODELOS ATÓMICOS

185

Elementos de transición: Series de diez elementos de la columna 3 a la12, en los periodos 4, 5 y 6 (primera, segunda y tercera series de transición,respectivamente). En el periodo 7 la serie de transición estaba incompletahasta 1994, acabándose la Tabla Periódica. En estos elementos de transiciónse están llenado orbitales d de la penúltima capa, (n–1)d.

Elementos de transición interna: Dos series de catorce elementos, situa-da cada serie en los periodos 6 y 7. En ellas se están llenado los orbitales f dela antepenúltima capa, (n–2)f. Como no tienen cabida en esa Tabla Periódicase sitúan fuera de ella, dentro de las casillas del lantano y del actinio, por loque respectivamente se denominan lantánidos y actínidos (estos últimos sedescubrieron después, siendo en su gran mayoría elementos artificiales, comose tratará en los Temas 9 y 11). A todos ellos también se les llama tierras raras.

1H

2He

3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

37Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

55Cs

56Ba

57La

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

8Pb

2 83Bi

84Po

85At

86Rn

87Fr

88Ra

89Ac

104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

110Ds

111Rg

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lr

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

Cada periodo comienza por un metal alcalino (excepto el primero, queempieza por el hidrógeno) y termina en un gas noble. Y la configuración elec-trónica externa —es decir, la de los orbitales más externos, de mayor ener-gía— de cada grupo es:


186

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 loselementos de transición en algunos casos hay pequeñas alteraciones en laocupación de los orbitales más externos, aunque la tónica general es laseñalada. Es importante resaltar que los elementos situados en una mismacolumna tienen igual configuración electrónica externa.

Y como en la Tabla Periódica los elementos se encuentran ordenados detal forma que en la misma columna se han colocado los de propiedadesquímicas parecidas, se puede deducir de esto que las propiedades químicasdependerán de la configuración electrónica externa, es decir, de los electronesque ocupan orbitales de mayor energía.

Por otra parte, los elementos de transición de un mismo periodo poseenel mismo número de electrones en su orbital más externo, ns2, por lo que seexplica que haya una gran semejanza en sus propiedades químicas en «sen-tido horizontal». Este fenómeno vuelve a darse, y aun más acusadamente, enlos elementos de transición interna, ya que poseen más orbitales externoscon igual número de electrones: (n–1)s2 (n–1)p6 (n–1)d0–2 ns2. En cuanto a losgases nobles tienen completos sus orbitales externos. Y como, por otra par-te, la experiencia demuestra que son muy inertes, es decir, muy poco reacti-vos (de ahí su nombre), puede atribuirse esa gran estabilidad a la configu-ración electrónica completa.

Por otra parte, como todo en la naturaleza tiende a un estado de máximaestabilidad, los demás elementos tenderán a esa configuración de gas noble, o

MODELOS ATÓMICOS

187

lo que es lo mismo, a tener completos sus orbitales más externos. Esto justi-ficará muchas de las propiedades de los elementos.

La propiedad periódica que sirve de base para la clasificar los elementosen dos categorías principales, metales y no metales, es la electronegativi-dad, que se puede definir a un nivel cualitativo como el poder o la tendenciade un átomo, dentro de una molécula, de atraer hacia sí los electrones de suenlace con otro átomo. Se trata, pues, de un valor relativo, existiendo variasescalas 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 avan-zando de izquierda a derecha, desde el metal alcalino al halógeno corres-pondiente, y al pasar al periodo siguiente, vuelve a disminuir bruscamentedel halógeno al metal alcalino del nuevo periodo.

CONCLUSIÓN

Al analizar cada periodo de izquierda a derecha —es decir, al ir aumen-tando el número atómico y el de electrones externos— se observa una gra-dación en muchas de las propiedades de los elementos que lo integran y,además, una periodicidad en las propiedades en cada línea horizontal de laTabla Periódica. Esto es lo que enunció Mendeleiev en su ley periódica, aun-que la obtuviera de forma totalmente empírica.

Ahora ya se puede comprender que se debe no al aumento del peso ató-mico, sino al número y disposición de los electrones externos.

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 causaprincipal de la gran variedad de tablas periódicas

191

INTRODUCCIÓN

Desde la segunda mitad del siglo XIX el descubrimiento de nuevos fenó-menos, como la radiactividad y los rayos X, y la invención de nuevas técni-cas, como la espectroscopía, permiten un rápido avance en la identificaciónde 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 deesos nuevos elementos. Es verdad que muchos de ellos dieron lugar a impor-tantes problemas. Tal es el caso de los gases inertes, que fueron motivo deque 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 elementosquímicos, en la que elementos de propiedades similares quedaban agrupa-dos, mostrando además una clara periodicidad de esas propiedades. Si bienes cierto que fue necesario cambiar la posición de algunos elementos, encualquier caso la Tabla Periódica resultaba de una gran utilidad para loscientíficos.

No obstante, conforme a los avances científicos iban proporcionandoun mayor conocimiento de los elementos conocidos y medios para descubrirotros, con el tiempo la Tabla Periódica tuvo que sufrir diversas modifica-ciones. Pero el gran paso ya estaba dado.

9.1. ÚLTIMOS HUECOS DE MENDELEIEV

El concepto de número atómico y el procedimiento de Moseley paradeterminarlo permitió conocer con precisión y seguridad cuál era el lugarque cada elemento debería ocupar en la Tabla Periódica. No había nada másque hacer el espectro de rayos X del elemento en cuestión y calcular su


192

número atómico. De esta manera, se pudieron colocar en su lugar exacto lastierras raras, que tantos problemas habían dado a Mendeleiev a causa de suenorme similitud. Asimismo, los huecos que aún quedaban por rellenarpodrían adjudicarse sin ambigüedad, cada uno al elemento que le corres-pondiese, una vez que ese elemento fuese descubierto. Por otra parte con elmodelo atómico de Bohr y su concepto de configuración electrónica era yaposible justificar la posición de los elementos en la Tabla Periódica.

En 1914, poco después de la muerte de Moseley, los espacios que queda-ban 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 Posición*

43617275858791

Entre molibdeno y rutenioEntre neodimio y samarioEntre lutecio y tántaloEntre tungsteno y osmioEntre polonio y radónEntre radón y radioEntre torio y uranio

Seguidamente se revisará por orden cronológico el descubrimiento deesos elementos, muchos de los cuales fueron identificados en procesosradiactivos:

Elemento 91

En 1917, en la desintegración radiactiva del uranio fue detectado el ele-mento 91, al que se llamó protoactinio. Su identificación fue realizada,curiosamente, de forma independiente por dos parejas de científicos: Fre-derick Soddy y John Cranston del Reino Unido, por una parte, y OttoHahn y Lise Meitner de Alemania, por otra.

* Posición en la Tabla Periódica actual, ya que en aquellosmomentos algunos de estos elementos no estaban aún descu-biertos.


193

Elemento 72

En 1923, al efectuar el análisis espectral de unos minerales de zinc, sedescubrió el elemento de número atómico 72, y se le llamó hafnio (que pro-viene de Hafnia, nombre latino de Copenhague, ya que se descubrió en elInstituto Niels Bohr de esa ciudad).

Mendeleiev había buscado ese elemento entre las tierras raras, pero novivió para comprobar que estaba equivocado, como demostró la configura-ción electrónica adjudicada a ese elemento según las ideas de Bohr. Nopodía estar entre las tierras raras, ya que con el lutecio, de número atómico71, se habían completado los orbitales 4f (ver Tema 8), y resultó ser unhomólogo del zirconio.

Elemento 75

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

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


194

Elemento 43

En 1937 los físicos italianos Emilio Segrè (1905-1989) y su ayudanteCarlo Perrier (1905-1989) analizaron la radiactividad de una muestra ori-ginada en el bombardeo de molibdeno con deuterio. Comprobaron que laradiactividad de esa muestra era debida a un isótopo del elemento 43, cuyocomportamiento químico era muy parecido al del manganeso. Estudiaronmás a fondo ese elemento y observaron que tenía otros isótopos, todosradiactivos de vida media muy baja, por lo que consideraron que no podríaexistir de forma natural. Por ello lo llamaron tecnecio, es decir, artificial ofruto de la técnica. Resultó ser así el primer elemento «fabricado».

Sin embargo, muy probablemente este elemento ya había sido detectadoanteriormente por Noddack y Tacke cuando descubrieron el renio (¿sería sumasurio?), por lo que sí que existiría también de forma natural en la Tierra,al menos en los minerales que habían analizado, que contenían bastante ura-nio.

Elemento 87

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

Elemento 85

En 1938 Segrè se ve obligado a abandonar la Italia de Mussolini y se tras-lada a Estados Unidos, donde comienza a trabajar en la Universidad deCalifornia, Berkeley. Allí, en 1938, bombardeando bismuto con partículasalfa identifica el elemento 85, al que se le dio el nombre de astato (derivadodel término griego que significa inestable).


195

Elemento 61

Este elemento fue detectado en 1948 entre los productos de fisión deluranio. Se le llamó prometio, en alusión al personaje de la mitología griegaPrometeo, el hijo de los Titanes que robó el fuego a Zeus, en conexión con elfuego del horno nuclear donde se formó.

Con esto, queda completa la Tabla Periódica clásica de Mendeleiev de 92elementos, que terminaba con el uranio.

9.2. TRASPASANDO EL URANIO

Pero, ¿por qué no podría haber más elementos en la Tabla Periódica? Esdecir, elementos de números atómicos superiores al del uranio, lo que seconoce como elementos transuránicos. Precisamente, el físico italiano Enri-co Fermi (1901-1954) había aventurado la idea de que durante sus trabajosde bombardeo con neutrones se habrían producido elementos más pesadosque el uranio. Y en efecto, en plena Segunda Guerra Mundial, con los pro-yectos de la bomba atómica se ratificará este hecho. Se comenzó en 1939 porla 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. Deesta manera, se inicia una etapa en la que queda patente la capacidad huma-na para fabricar elementos.

9.2.1. Obtención de elementos artificiales

Se había creado el Proyecto Manhattan para la fabricación de la bombaatómica. Su grupo de química estaba integrado por los químicos EdwinMcMillan (1907-1991) y Glenn Theodor Seaborg (1912-1999) y el inge-niero eléctrico Albert Ghiorso (n.1915), uno de cuyos cometidos era el defabricar nuevos elementos e identificar asimismo sus propiedades físicas yquímicas.

Se llega así al viejo sueño de los alquimistas, la transmutación. Aunque ahorano será oro lo que va a obtenerse.


196

En un principio se suponía que esos elementos estarían situados en latabla principal, a continuación del uranio. Sin embargo, a la luz de las ideas deBohr —que en 1921 había sugerido que podría haber un grupo de elementossimilares al de las tierras raras—, a partir de 1944 Seaborg empieza a pensarque los elementos transuránidos formarían ese otro grupo. Además, a seme-janza del primer grupo de tierras raras, que empieza con el lantano, ese segun-do grupo empezaría no con el uranio, sino con el actinio. Por eso actualmen-te a esos grupos se les conoce como lantánidos y actínidos, respectivamente.

En esta dirección, se establece un programa de bombardeo sistemáticode cada elemento transuránido, uno por uno, para ir formando sucesiva-mente elementos con un número atómico superior. Pero las vidas medias delos isótopos conseguidos iban siendo cada vez más cortas, por lo que resul-taba sumamente difícil obtener una cantidad suficiente, por pequeña quefuese, 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 conpartículas alfa consiguen el elemento 95, el americio (de América, donde seobtuvo, por analogía con su homólogo, el europio), y del plutonio, por elmismo procedimiento, llegan al curio (en honor a los Curie). Y del americioy del curio, siempre mediante bombardeo con partículas alfa, en 1949 obtie-nen los elementos 97 y 98, respectivamente, a los que se llamó berkelio y cali-fornio (por la Universidad de Berkeley y por California).

Sin embargo, los elementos de números atómicos siguientes, 99 y 100, nose fabricaron intencionadamente, sino que fueron detectados tan sólo comotrazas tras la explosión de la primera bomba de hidrógeno (1952). Aunquepoco después, en 1955, se logró su obtención, y en honor a Einstein y Fermise 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 consiguie-ron llegar al elemento 101, el mendelevio (evidentemente como dedicación aMendeleiev).

Se entabla una verdadera carrera por fabricar elementos artificiales demayor número atómico, que cada vez son más difíciles de obtener debido ala elevada inestabilidad de esos núcleos tan pesados, aunque también escierto que mejoran al mismo ritmo los medios científicos y tecnológicos. Van


197

interviniendo más países, como es el caso del aislamiento del elemento 102,llevado a cabo por equipos de científicos de Estados Unidos, Gran Bretaña ySuecia, y al que se bautiza como nobelio, en referencia al Instituto Nobel deEstocolmo, donde en parte fue llevado a cabo este proyecto. Al fin se llega alelemento 103, conseguido en Estados Unidos, y al que se da el nombre delawrencio, en recuerdo del físico norteamericano que inventara el ciclotrónen 1929, Ernest Orlando Lawrence (1901-1958) y por lo que le concedieronel Premio Nobel de Física en 1939.

Con ese elemento se cierra en 1961 la serie de los actínidos. Según elmodelo mecanocuántico del átomo (ver Tema 8), la explicación a esta serieresultaba muy simple: en los orbitales 5f, que son un total de 7, podránsituarse hasta 14 electrones (dos en cada orbital), es decir, que dicho subni-vel se completaría con esos 14 elementos.

Por eso, en 1944 Seaborg había propuesto una modificación de la TablaPeriódica, en el sentido de ubicar los elementos de la serie de los actínidosfuera de la tabla principal, situándolos debajo de la serie de los lantánidos(Figura 9.2). Dicha modificación a la Tabla Periódica apareció publicada en1945. El elemento 106, que fue preparado bastante después, en 1974, fue lla-

1H

2He

3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

37Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

55Cs

56Ba

57La

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

8Pb

2 83Bi

84Po

85At

86Rn

87Fr

88Ra

89Ac

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

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


198

mado en su honor seaborgio (se da este nombre viviendo aún Seaborg,hecho que ocurre por primera vez). Por su descubrimiento de los elementostransuránicos, Seaborg recibió el Premio Nobel de Química de 1951, com-partido con McMillan.

9.2.2. Predicciones de futuro

Pero no por esto se dio por terminada la tarea. Se pensó que al obtener elelemento 104, éste se situaría al lado del actinio en la tabla principal, ydebajo del hafnio, por lo que debería tener muchas similitudes con éste. Seseguirían 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 iríanllenado los orbitales 5g ó 6f. Y así sucesivamente…

Efectivamente, entre 1964 y 1989 se consiguió preparar los elementos de104 a 109, llamados rutherfordio (104), hahnio (105), seaborgio (106), niels-bohrio (107), hassio (108) y meitnerio (109). El nombre de todos ellos se dioen honor de importantes investigadores, excepto el hassio, que hace refe-rencia a Hassia, nombre latino de Hess, estado alemán donde se encontrabael laboratorio en el que se obtuvo. Posteriormente se obtuvieron los siguien-tes elementos, hasta el de número atómico 118 (con excepción del 117),aunque tan sólo dos o tres átomos, por ser sumamente inestables. No obs-tante, en el elemento 112 se pudo comprobar que se trataba de un elementode comportamiento parecido al del mercurio. Lo cual estaba de acuerdo conla posición que le correspondía en la Tabla Periódica.

9.3. MODIFICACIONES DE LA TABLA PERIÓDICADE MENDELEIEV

En el gran número de variaciones dadas a la Tabla Periódica, han actua-do diversos factores:

• Necesidad de ubicar los nuevos elementos que se iban descubriendo.

• Corregir sus deficiencias.

• Hacer más evidentes las similitudes de determinadas propiedades delos elementos y su variación periódica.


199

9.3.1. Tablas periódicas de Mendeleiev

Como ya se ha comentado en el Tema 6, el mismo Mendeleiev fue reha-ciendo y modificando sus tablas periódicas a lo largo de toda su vida, lle-gando a un total de 60, aproximadamente (unas 30 publicadas y el restomanuscritas). La más significativa de sus tablas —aparte de la que presentópor primera vez, en 1869— fue la de 1871, en la que incluyó todos los ele-mentos conocidos hasta aquel momento, 55, por lo cual no aparece lacolumna correspondiente al grupo de los gases inertes, ya que no se empe-zaron a descubrir hasta finales del siglo XIX. Además, cambió filas porcolumnas, por lo que es origen de la más empleada actualmente, y se cono-ce como Tabla Periódica corta.

Bien es cierto que esta tabla tenía algunos defectos. Tal era la posicióndel hidrógeno, que por otra parte siempre había constituido, y constituyeaún, un quebradero de cabeza para los científicos. O el hecho de que laseparación entre metales y no metales no quedaba muy evidente, ya que losperiodos no estaban extendidos en lo que se conoce ahora como periodoslargos.

Sin embargo, a pesar de estos inconvenientes los elementos que se ibandescubriendo encontraban su lugar en la tabla. Así, el problema surgidocon el descubrimiento de los gases nobles se solucionó creando un grupoespecífico para ellos, el Grupo 0. Y en cuanto a las tierras raras, terminabanteniendo su acomodo, incluso aquellos elementos que se tenían por uno yresultaron ser, en realidad, mezcla de otros dos sumamente similares, comofue 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 atómicostan parecidos (se tratará con más detalle en el Tema 11).

La Tabla Periódica resultó, pues, tener una flexibilidad tal que la hizo sercada 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 quetuvieran su lugar en la tabla. Su enorme parecido hacía necesario colocarjuntos esos elementos. Una solución a esta nueva dificultad fue dada en


200

1902 por el ferviente discípulo checo de Mendeleiev, el checo Brauner, quiencolocó todos esos elementos agrupados en una especie de tabla en miniatu-ra, después del lantano, dentro la tabla periódica utilizada en esa época (enla que ya estaban incluidos los gases nobles). Brauner tiene, pues, en suhaber el mérito de ser uno de los primeros en considerar e incluir la familiade las tierras raras. Pero esto no era suficiente y con el tiempo se sugirió queera 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 elementosde transición también presentaba diversos problemas, lo que dio lugar anumerosísimas variaciones de la tabla, que no obstante pueden agruparseen cuatro formas básicas: corta, larga, en espiral y en tres dimensiones.Pero muchas de ellas tenían un antecedente inmediato en el mismo Men-deleiev.

• 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. Sinsufrir alteraciones significativas, fue muy utilizada hasta 1930, aproxima-damente, pero tenía un grave inconveniente: que los elementos de los sub-grupos y de los grupos principales estaban situados en la misma columna, nohabiendo pues una separación entre ellos.

• Tablas de forma larga

Se intentó dar solución a ese problema separando los elementos de tran-sición de los elementos de los grupos principales. Esta idea originó unagran diversidad de tablas de este tipo, unas con los periodos en sentido ver-tical y otras en sentido horizontal. De todas ellas es interesante la tabla deBayley (1882), que comienza por el hidrógeno, conectado en forma de aba-nico a siete elementos del primer periodo, y se iban abriendo las conexionesen dobles líneas, lo que facilitaba que los elementos de los grupos principa-les y los de los subgrupos quedasen situados en dos periodos largos y otromás largo aún (Figura 9.3).


201

Otra forma larga, en este caso de periodos horizontales, fue elaborada en1905 por Alfred Werner (1866-1919). Suponía un gran avance respecto a lasanteriores, pero resultaba excesivamente larga, ya que los elementos de lastierras raras estaban colocados después del lantano. Esto fue solucionadopor Friedrich Adolph Paneth (1887-1958), químico austriaco que trabajóesencialmente en radioquímica. En esta tabla aparecen los llamados perio-dos largos, en los que están situados los metales de transición, entre losmetales y no metales de los grupos principales, con lo que queda resaltada laseparación metales/no metales. Por otra parte, la serie de los lantánidosresulta fuera de esta tabla. Estas tablas son el antecedente directo de laactual.

La gran mayoría de los actínidos no se conocieron hasta la década de1950, pero Werner y Paneth habían marcado el camino de su inclusión en latabla, por lo que se colocaron también fuera de ella según propuesta de

Figura 9.3. Tabla Periódica de Bayley (1882).


202

Seaborg, como se acaba de decir (correspondiendo en este caso, obviamen-te, a la casilla de actinio).

• Tablas de forma espiral

En 1870 Baumhauer propuso una tabla en espiral, con el hidrógeno en elpunto central. Los elementos los iba colocando en la línea espiral, que divi-dió en siete secciones, cada una de las cuales contenía elementos relaciona-dos. Esta idea ha dado lugar a diversas tablas de este tipo (Figura 9.4).

A Werner se debe la elaboración de la teoría de coordinación para explicar laestructura de los llamados compuestos complejos o compuestos de coordina-ción, en los que intervienen metales de transición. Recibió el Premio Nobel deQuímica en 1913, dándose la particularidad de que fue el primer químicoinorgánico al que se le concedió este premio.

Figura 9.4. Tabla Periódica en espiral.


203

• Tablas en tres dimensiones

Crookes presentó una tabla de este tipo en 1898 y después han ido apa-reciendo bastantes variaciones. No obstante, el origen de todas ellas hay quesituarlo en la hélice telúrica de Chancourtois (ver Tema 5). Aunque de com-plicado diseño, son interesantes a la hora de mostrar las relaciones existen-tes 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 lasanteriores, se han seguido formulando hasta hoy en día, que han llegado asuperar el millar. A menudo se ha seguido el criterio de resaltar algún aspec-to particular de los elementos. Por ejemplo, en 2003 apareció una tabla delos elementos y de sus iones, agrupándolos según sus características geoló-gicas, así como su forma de aparición en la naturaleza (en el suelo, agua demar o manto terrestre).

Otras tablas representan ciertas relaciones novedosas, como una tabla deQuímica Inorgánica que incluye también los iones CN– y NH4

+, debido a sucomportamiento químico muy similar al de los halógenos y metales alcali-


204

nos, respectivamente. En otra de las tablas propuestas el aluminio se ha tras-ladado del Grupo III al Grupo del escandio, encabezándolo.

Pero todas se centran en un aspecto determinado, perdiendo por elloobjetividad, 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 unproblema en todas las clasificaciones, y también lo fue para Meyer y paraMendeleiev.

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 positi-vos con una carga. Sin embargo, también los puede formar negativos, comolos halógenos, por lo cual ha habido algunas propuestas de que se sitúeentre ellos.

Asimismo, algunas tablas han cambiado la posición del helio, del grupode los gases nobles al de los metales alcalinotérreos, fundado en que en suconfiguración electrónica hay dos electrones externos.

Otras tablas aúnan ambos cambios, colocando el hidrógeno y el heliouno al lado del otro, con la parte superior de la tabla y separados del resto delos 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 corres-ponden a los distintos grupos de elementos. Se conoce normalmente comoSistema Periódico largo o Tabla Periódica larga, y proviene de la de Werner yPaneth, remodelada después por Seaborg al añadir una serie nueva, la de losactínidos, situándola fuera de la tabla y debajo de los lantánidos.

Las columnas o grupos tradicionalmente se venían representando con unnúmero 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


205

letras generaba cierta confusión, ya que existen dos sistemas de hacerlo, eleuropeo y el americano. Por esta razón la IUPAC (International Union of Pureand Applied Chemistry) propuso la utilización simplemente de números ára-bes, del 1 al 18 (Figura 9.6).

Esta tabla se diseñó contemplando el principio de construcción o auf-bauprinzip, y los metales más activos quedan a la izquierda, mientras que losno metales más característicos quedan a la derecha, con lo cual su diferenciaqueda muy palpable. No obstante, presenta el inconveniente de que en los tresprimeros periodos queda un gran espacio vacío, ya que en ellos no existenaún metales de transición. Por esta razón, a veces se ha pensado que esto pue-da crear cierta confusión. Como alternativa se han realizado algunas pro-puestas en las que el criterio de colocación de los elementos se basa en situara la derecha todos los grupos de los elementos principales. Tal es el caso de lallamada «tabla escalonada a la izquierda» o tabla Janet (Figura 9.7).

1H

2He

3Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

11Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

19K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

37Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

55Cs

56Ba

57La

72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

8Pb

2 83Bi

84Po

85At

86Rn

87Fr

88Ra

89Ac

104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

110Ds

111Rg

112Uub

113Uut

114Uuq

115Uup

116Uuh

117?

118Uuo

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lr

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.

1IAIA

2IIAIIA

3IIIBIIIA

4IVBIVA

5VBVA

6VIBVIA

7VIIBVIIA

8——

9VIIIBVIIIA

10——

11IBIB

12IIBIIB

13IIIAIIIB

14IVAIVB

15VAVB

16VIAVIB

17VIIAVIIB

18VIIIAVIIIB


206

Tablas periódicas a través de Internet

Todas estas formas de tablas y otras muchas pueden visualizarse muybien a través de Internet, Aprovechando las ventajas de este medio, existengran cantidad de webs para las que se han diseñado tablas periódicas inter-activas en las que se ofrece la posibilidad de realizar un buen número deenlaces. Por ejemplo, enlazar cada elemento de la tabla periódica conmuchas de sus propiedades físicas y químicas, así como con otros datos deinterés (aspecto físico, historia, descubrimiento, aplicaciones, etc.).

CONCLUSIÓN

En cualquier caso, no hay tabla perfecta. Pero podemos aproximarnosmás a la perfección si se preserva el criterio que guió a Mendeleiev, a Meyery a algunos de sus antecesores: el de agrupar elementos de propiedadessimilares, percibiendo además la gradación de las mismas conforme seavanza en la clasificación. En consecuencia, esta estructura permite ladeducción de un buen número de características de cualquier elementosimplemente observando la posición que ocupa en la Tabla Periódica.

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

BLOQUE TEMÁTICO IV

DESCUBRIENDO LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Marie Curie, descubridora del polonio y del radio.

TEMA 10

ELEMENTOS DESCUBIERTOS HASTALOS INICIOS DE LA QUÍMICA MODERNA

ESQUEMA-RESUMEN

INTRODUCCIÓN

10.1. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA PREHISTORIA Y EN LAANTIGÜEDAD

10.1.1. Primeros metales

10.1.2. Importancia de los metales en la Antigüedad

10.2. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA EDAD MEDIAY 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 deelementos 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 elementosquímicos a partir del siglo XVIII

211

INTRODUCCIÓN

El conocimiento de los elementos químicos ha sido un proceso lento ylaborioso. Se conocían materiales en forma de rocas y minerales, la mayorparte constituidos por uno o más compuestos. Pero elementos como tales enestado natural, no son abundantes. Tan sólo algunos metales, así como elcarbono, el azufre y ciertos gases, como oxígeno, nitrógeno y gases nobles.Por ello el hombre tuvo que aprender a liberar los elementos de los com-puestos de los que formaban parte. Se trataba de un saber empírico, fruto dela experiencia, que iba pasando a través de generaciones que poco a poco loiban mejorando y enriqueciendo con sus propias aportaciones.

Pero como decíamos, fue un largo y complicado camino, razón por lacual a finales de la Era Cristiana sólo se conocían nueve elementos, y desdeentonces hasta 1700 únicamente se descubrieron cuatro, mientras que hasta1800, se conocieron dieciséis elementos más. Es decir, en tan sólo cien años,aproximadamente, los químicos fueron capaces de duplicar el número deelementos conocidos.

10.1. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA PREHISTORIAY EN LA ANTIGÜEDAD

El primer elemento conocido por los seres humanos fue probablementeel carbono, aunque fuera en una forma impura del mismo, es decir, comocarbón. Los incendios de bosques provocados por los rayos de las tormentas,enseñarían al hombre que, por una parte, podía obtener los beneficios delfuego quemando unas ramas y, por otra, que los restos carbonizados le ser-vían para dejar sus huellas y representaciones en las cuevas donde se refu-giaba. Así lo denotan los trazos hechos con carbón de muchas pinturasrupestres. Igualmente les serviría para pintar sus rostros y sus cuerpos en sus


212

distintos ceremoniales o, simplemente, para adornarse. Además, aunqueposiblemente ya en épocas posteriores de la Protohistoria, se conoceríatambién el carbono en estado puro, en sus formas alotrópicas de carbono ygrafito.

También desde los primeros tiempos el azufre era abundante en estadonatural (en las zonas volcánicas, principalmente), por lo que ya se cono-cería en la Prehistoria. De épocas ya históricas, en la Antigüedad, se sabíaque los egipcios lo utilizaban para purificar los templos, y también existegran número de referencias escritas. Así, en el Génesis los hebreos decíanque Yahvé hizo llover desde el cielo azufre y fuego sobre Sodoma y Gomor-ra. 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, diri-giéndose 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 yazufre.

No obstante, lo que se puede afirmar con más seguridad son las fechasaproximadas del conocimiento de los metales, puesto que sus vestigios ya noson tan perecederos como algunos restos del carbono. Pero, ¿cómo las tribusprimitivas llegaron a descubrir la existencia de esos nuevos materiales? Y,una vez descubiertos, ¿por qué comenzaron a utilizarlos en una serie de apli-caciones? Es fácil deducir que los primeros metales conocidos serían aque-llos que se encontrasen en la naturaleza en estado libre, es decir, en formametálica y, probablemente, esos materiales por su brillo y color atraerían lasmiradas de los pobladores del Neolítico. Por esta razón, muchos historiado-res opinan que probablemente el primer uso que dieron a los metales habríasido 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 con-feccionar herramientas y armas defensivas. Por otra parte, muchos metalesresistían la agresión de la intemperie. En definitiva, los hombres se daríancuenta de que eran materiales duraderos, resistentes y relativamente fácilesde moldear. De esta manera, fueron empleándolos para confeccionar nosólo sus adornos, sino también muchos instrumentos necesarios para suvida doméstica, para cazar o defenderse de la agresión de animales y paraluchar contra otros hombres.

ELEMENTOS DESCUBIERTOS HASTA LOS INICIOS DE LA QUÍMICA MODERNA

213

10.1.1. Primeros metales

Según la opinión más extendida entre los expertos, el primer metal cono-cido fue el oro, algo antes del 5000 a. C., cuya presencia en forma de bri-llante oro nativo en las arenas de muchos ríos (arenas auríferas) o en depó-sitos de aluvión sería fácilmente detectada por el ojo humano. Precisamente,el vocablo que designaba a este metal en la lengua demótica egipcia, en lafenicia y en la hebrea era zahab, que deriva del término «brillar».

No obstante, también se ha llegado a proponer al cobre como primermetal conocido y trabajado por el hombre, aunque la opción más aceptadaes que cronológicamente su descubrimiento ocupa el segundo lugar, algodespués que el oro. Aunque existiese también libre, no habría mucho en esteestado, por lo que era extraído generalmente de dos minerales —muy abun-dantes en el Sinaí y en el territorio correspondiente al Irán actual—, cuyaconstitución química corresponde a carbonatos de cobre hidratados, la azu-rita y la malaquita (Figura 10.1). Estas «piedras azuladas», tratadas con fue-go de leña daban lugar al metal cobre. Posiblemente esta técnica fuera debi-da a un hallazgo accidental, proponiéndose que éste podía haber tenidolugar al encender el fuego de cocinar sobre esos minerales tan frecuentes enaquellas regiones, con lo que surgirían algunos puntos de un rojo brillantepor la formación de cobre metálico.

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


214

Se comienza así a utilizar el cobre tanto para herramientas y otras piezasde uso doméstico como para fabricar armas y piezas ornamentales, habién-dose encontrado un considerable número de objetos de cobre fundido entrerestos egipcios y sumerios del Extremo Oriente.

Las técnicas para tratar el oro y el cobre se extendieron pronto a la cuen-ca mediterránea. Primero a Chipre (isla muy rica en piritas de cobre y decuyo nombre, Cyprus, proviene el de este metal, cyprium, que luego seríacuprum, en latín), continuando con la cultura minoica de Creta y despuéscon la micénica.

Después se empezaron a obtener aleaciones de metales, con lo cual seconseguía un producto con algunas características más adecuadas paraciertos fines. Así, al conocimiento y uso del cobre siguió el descubrimientode la aleación del cobre y estaño, el bronce (hacia el 4300 a. C.), lo cual supu-so otro paso decisivo en el trabajo con metales y en la evolución de la cultu-ra de la humanidad (Edad del Bronce, que se extiende aproximadamentehasta el 1000 a. C.). El bronce era más duro que el cobre, por lo que podíanobtenerse con él armas muy poderosas. En un principio ésta y otras alea-ciones muy probablemente surgieron de forma natural, ya que en el mismoyacimiento aparecían con frecuencia distintos minerales mezclados (mezclasque para el hombre de entonces resultarían indistinguibles del mineral úni-co), con lo que al intentar obtener un determinado metal se obtendría en rea-lidad el metal aleado con otros. Por otra parte, dada la poca abundancia deminerales de estaño se ha llegado a suponer que éste era transportado porlos navegantes fenicios nada menos que desde las islas Casitérides, la actualGran Bretaña, aunque también se piensa que era extraído de minas situadasen Persia, hoy en día totalmente agotadas. Sin embargo, en cuanto al estañocomo 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 —llamadoelectron por los griegos y electrum por los romanos— que realmente era unaaleación natural de oro y plata, aunque en aquella época era considerado

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


215

como un metal diferente. Los griegos también lo conocían y daban al asem elmismo nombre que al ámbar (electron) porque ambos tenían un color ama-rillento. Y el término de «electrón» en el sentido actual proviene de ese nom-bre 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 plo-mo, la plata (en cuanto a plata nativa, pues su metalurgia será muy poste-rior, en época greco-romana, a partir de su sulfuro, la argentita, como menaprincipal) e, incluso, el hierro. Sin embargo, el hierro metálico era entoncesmuy escaso pese a la enorme abundancia de sus minerales en la cortezaterrestre, 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 muestrasque nos han llegado de aquella época.

No será hasta mucho después cuando los egipcios dispondrían de grancantidad de este metal, procedente de los hititas, pueblo guerrero por exce-lencia, asentado en Asia Menor en el territorio de la actual Turquía, concre-tamente en la región de Ankara (como puede comprobarse en el Museo delas Civilizaciones de Anatolia de esta ciudad). Los hititas fueron capaces deencontrar una técnica para poder extraer el metal de sus minerales, hacia el1400 a. C. Este proceso requería unas temperaturas mucho más elevadas quepara los otros metales entonces conocidos y las lograron mediante el empleode hornos calentados con carbón vegetal, en lugar de hacerlo en hornos de

Tabla 10.1. Elementos conocidos en la Antigüedad

ElementoComienzo de

su utilización (a. C.)

CarbonoAzufre

PrehistoriaPrehistoria

OroCobre nativo

Cobre de fundiciónPlomo

Plata (libre de oro)EstañoHierro

Mercurio

Antes del 5000Antes del 5000

430035002500

1800-16001400400


216

leña. Además, supieron transformar el hierro frágil que directamente seobtenía de este proceso en un producto duro y de gran tenacidad. De estamanera iniciaron lo que se conoce en la historia como Edad del Hierro(1000 a. C. hasta principios de nuestra era, aproximadamente), ya que elempleo de este metal proporcionaba no sólo armas de mayor dureza y efi-cacia para la guerra, sino también herramientas y objetos de mucha mejorcalidad para la vida cotidiana.

En cuanto al mercurio, si bien se afirma que se ha detectado su presenciaen algunas tumbas egipcias (1600-1500 a. C.), su obtención no tuvo lugar has-ta mucho después, en la época greco-romana, hacia el 400 a. C. El procesometalúrgico era muy sencillo, bien por simple calentamiento del cinabrio—sulfuro de mercurio (II), HgS— o bien agitando éste con vinagre. Los tex-tos romanos señalan también el descubrimiento del latón, al que en un prin-cipio se tomó como un tipo de cobre y no como lo que realmente era, su ale-ación con zinc. Este elemento, sin embargo, no fue conocido como materialaislado 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 sím-bolo de fuerza y victoria, hasta tal punto que se relacionaban esos sietemetales con los siete cuerpos celestes entonces conocidos (el Sol, la Luna ycinco planetas), representándolos incluso mediante los símbolos correspon-dientes a esos astros.

Los metales llegaron a ser de una importancia capital para el hombre deese periodo y los pueblos que los poseían eran los dueños del poder. De ahíque el conocimiento de las artes metalúrgicas para extraer los metales de susmenas, purificarlos y mejorar sus propiedades mediante diferentes técnicas,resultaba fundamental. Esa sería la causa del gran secreto con el que se lleva-ban a cabo estas prácticas, que en el mundo egipcio tenían lugar en sus tem-plos, verdaderos «laboratorios» de las primeras técnicas metalúrgicas o «divi-no arte». Y éste sería también, muy probablemente, el origen de la alquimia.

Precisamente, desde el punto de vista de la química la aparición de laalquimia constituyó un hecho importantísimo. Hacia el año 300 d. C. surge


217

en Alejandría, punto de convergencia del saber egipcio en química práctica(principalmente metalurgia, como se ha dicho, así como fabricación devidrio, tintes, etc..) con filosofías y corrientes de pensamiento orientales. Yallí se desarrolla esta alquimia llamada griego-egipcia, que dio lugar a lacreación y perfeccionamiento de muchas técnicas experimentales (comoextracción, filtración, calcinación... y, sobre todo la destilación). Pero no seprodujo el descubrimiento de ningún nuevo elemento.

Se extiende hasta el 300 d. C., aproximadamente, cuando los alquimistascomienzan a dispersarse por todo Oriente Medio, obligados por las perse-cuciones de los romanos. Y después, cuando en el siglo VII esos territoriosson invadidos por los habitantes de la Península Arábiga en su expansiónpolítico-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 laEdad Media.

10.2. ELEMENTOS CONOCIDOS EN LA EDAD MEDIAY EN EL RENACIMIENTO

Ante todo, hay que tener en cuenta que la idea de elemento que se teníaen la Antigüedad no era la actual, como ya se trató en el Tema 1. El concep-to de elemento en la cultura griega, según la filosofía aristotélica, era el de«principio general de la materia», concepto que prevaleció a lo largo detoda la Edad Media y la Edad Moderna, hasta que a finales de ésta irrumpela «Nueva» Química.

Los alquimistas árabes unen a sus profundos conocimientos una granhabilidad en las técnicas de laboratorio, en las que eran expertos e innova-dores. Descubren así nuevos compuestos; por ejemplo, el más conocido detodos 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 cris-tiano, aunque al menos en esta etapa ya se descubre un elemento. Los cris-tianos van aprendiendo poco a poco del conocimiento de los árabes, incre-mentándolo con sus propias experiencias. Una de sus más importantesfiguras es la del alemán Alberto Magno (ver Tema 4). Entre otros muchosméritos en alquimia, se le atribuye el descubrimiento del arsénico, del que


218

describe algunas propiedades y un método para prepararlo (aproximada-mente en 1250). Una teoría sobre el origen de este nombre es que provienede la palabra griega arsénicos, que significa bravo, masculino, ya que losmateriales de cobre mediante tratamiento con arsénico se hacían más durosy resistentes. Si bien en el mundo antiguo se trabajaba con compuestos dearsénico, sobre todo con sus sulfuros, como el rejalgar y el oropimente (deun fuerte color amarillo, por lo que se empleaban como colorantes y parapreparar oro falso), el elemento aislado no se conocía.

En cuanto al Renacimiento, con su llegada se produce una vuelta a lacultura clásica, que en muchas ciencias (como física o astronomía) se tra-duce en una verdadera revolución científica. Pero no así en la química, en lacual habrá que esperar más de dos siglos, hasta finales del siglo XVIII. Se vadesarrollando, lentamente, siguiendo tres líneas: la de la alquimia, la deciertos oficios tecnológicos (sobre todo, la minería y metalurgia, así comotintes, cerámica, etc.) y la de farmacia y medicina.

Y respecto al descubrimiento de elementos, esa tarea va remontando sibien tímidamente, con el hallazgo de tres. El primero de ellos fue el zinc,debido (con gran probabilidad) al médico y alquimista suizo Paracelso. Elzinc se empleaba —como ya se ha visto— en la fabricación del latón, pero nose conocía como tal metal. Sin embargo, se ha llegado a pensar que losantiguos persas lo habían obtenido, de lo que provendría su nombre, del tér-mino 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, aunquetodos los indicios señalan a Johann Thölde, fabricante de cerveza de la mismaépoca de publicación de ese texto, como verdadero autor. Aparte de otrosmuchos aspectos dedicados a la prácticas alquímicas, en el libro se señala eldescubrimiento por Basilio Valentín de dos nuevos elementos, el bismuto(en 1450) y antimonio (en 1492). Si bien existen numerosos datos de que yadesde la Antigüedad se conocían compuestos de antimonio (como su sulfuro,el famoso kohl, que aun hoy en día se sigue empleando en los países árabespara pintar los ojos) se tienen serias dudas de que el elemento aislado seconociera como tal. En cuanto al bismuto, fue llamado así por Agrícola (1494-1555), según latinización del nombre alemán wismuth (una interpretaciónposible es que provendría de weisse Masse, que quiere decir «masa blanca»).

Los elementos descubiertos en esta etapa son, pues, cuatro (Tabla 10.2).


219

10.3. ELEMENTOS DE LA ERA DEL FLOGISTO

En la segunda mitad del siglo XVII, Boyle había dado una clara defini-ción del concepto de elemento, rompiendo así con la tradicional idea de prin-cipio general de la naturaleza. Para ese gran químico británico elemento o,más bien, cuerpo simple según su denominación, era toda materia que ya nopodía descomponerse en otras más simples (según ya se trató más amplia-mente en el Tema 1).

Sin embargo, esto no significa que a partir de entonces los químicostuvieran las ideas tan claras. Y aunque de una sustancia aislasen otras mássimples, no se tenía la seguridad de que, a su vez, éstas pudieran seguirdescomponiéndose en otras, y así sucesivamente. No obstante, lo supieran ono, el hecho es que en el siglo XVIII con la química del flogisto se descubrie-ron y asilaron gran cantidad de sustancias, muchas de las cuales resultaronser lo que hoy entendemos como elementos.

En el Tema 4, asimismo, se señalaron las características generales de estateoría que, a pesar de ser errónea, tuvo en su favor el haber provocado lapolémica y haber promovido así gran número de experimentos para com-probar sus postulados. Los químicos flogísticos, en consecuencia, resultaronser muy expertos en los aspectos experimentales, crearon técnicas nuevas yperfeccionaron otras. Destacan entre ellas los procedimientos analíticos, elestudio de minerales y los experimentos con gases.

La gran cantidad de ensayos de distintos tipos que llevaron a cabo con-dujo a un notable aumento de elementos descubiertos. De éstos, entre los

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

ElementoDescubridor(atribuido)

Año descubrimiento(aproximado)

ArsénicoAntimonioBismuto

Zinc

Alberto MagnoBasilio ValentínBasilio 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).


220

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

10.3.1. Descubrimiento del fósforo y de elementos metálicos

En orden cronológico, el primer elemento que se descubre en la época delflogisto es el fósforo. Esto fue debido al alquimista y médico alemán HennigBrand (1625-1692). Intentaba, como todo buen alquimista, conseguir latransmutación a oro y para ello necesitaba la piedra filosofal. Comenzó porbuscarla, curiosamente, en la orina humana, para lo cual realizó una serie deoperaciones de destilación, concentración y extracción en su laboratorio. Elresultado final fue la aparición de un sólido blanco de aspecto céreo y quetenía una asombrosa particularidad: que brillaba en la oscuridad. Por esteemotivo 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 anéc-dotas y leyendas. Tal es el caso del cobalto.

En Sajonia, para conseguir vidrio de color azul, se empezaron a utilizarunos minerales que estaban próximos a las minas de cobre. Los mineros deesa región creían que esos minerales eran menas de cobre, con lo que inten-taban una y otra vez obtener este metal. Nunca lo conseguían y persistiendoen su error llegaron a pensar que esas menas estaban embrujadas por losduendes de las montañas y las conocían ya desde la Edad Media comoKobald, que significa «duende» en alemán.

Hay que decir que la industria minera se había desarrollado en granmanera a partir del Renacimiento, con lo que cada vez había mayornúmero de interesados en el estudio de los minerales, fueran o no quími-cos. Eso es lo que ocurrió con el médico sueco Georg Brandt (1694-1768), al que le llamó la atención nuestro misterioso mineral. Uno de losprocesos metalúrgicos más clásicos para extraer metales, conocido porotra parte desde tiempo inmemorial, era el tratamiento de los minerales


221

con carbón vegetal. Así hizo Brandt, y obtuvo un metal en 1735. Al estu-diar su comportamiento comprobó que era atraído por un imán, lo mismoque ocurría con el hierro. Pero no se trataba de hierro, ya que éste dabamuchos compuestos pardo-rojizos, mientras que los del metal desconoci-do eran azules. Era, pues, algo insólito, ya que esto nunca se había obser-vado anteriormente con ningún otro material. En recuerdo del sobre-nombre de Kobald que dieron los mineros a ese mineral, llamó cobalto alnuevo metal.

Seguía el interés por los minerales, como ocurría con un discípulo suecode Brandt, químico en este caso, Axel Fredrik Cronstedt (1722-1765),quien hizo por primera vez una clasificación de los minerales en función delos metales que contuvieran. Podríamos decir que se trata, pues, del primermineralogista. Algunos minerales que acompañaban al cobre se utilizaban enla fabricación de vidrio (ya hemos visto el caso del cobalto). Esto es lo queocurría con uno de color verde al que los mineros llamaban Kupfernickel, tér-mino 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 nodejaba 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 com-puestos verdosos y… también en este caso era atraído por un imán. Por suprocedencia le dio el nombre de níquel.

Estos dos metales, cobalto y níquel, fueron analizados por otro granquímico sueco, Torbern Olaf Bergman (1735-1784), mineralogista y grananalista, al que por esta razón se le enviaban minerales y metales «nuevos»para que, tras su análisis, confirmara o no tal calificativo. Ésta era unapráctica habitual en tales casos. Y, efectivamente, con el níquel y el cobaltocomprobó que no se trataban de compuestos de arsénico, como se habíatemido, sino de metales desconocidos hasta entonces.

Bergman tuvo gran número de discípulos que acudían de muchos paísespara aprender junto a él las técnicas analíticas más novedosas del momento,y algunos de ellos llegaron a ser descubridores de metales. Así fue JohanGottlieb Gahn (1745-1818), químico sueco que en 1774 extrajo un nuevometal de un mineral conocido como manganesia, término derivado de unamala pronunciación del nombre magnesia (magnesia nigri, nombre debido a


222

sus propiedades magnéticas). Por eso al metal se le llamó manganeso. Tam-bién fue discípulo de Bergman y descubridor de metales Peter Jacob Hjelm(1746-1813), que partiendo de un mineral llamado molibdena (nombre quederiva del griego molybdos, plomo, ya que en un principio se confundía conuna mena de plomo) aisló un metal de aspecto parecido a la plata, al que lla-mó molibdeno (1781).

Otro mineralogista, austriaco en este caso, Franz Josef Müller (1740-1825), de una mena de oro separó, en 1782, un nuevo metal, parecido al anti-monio. Se le dio el nombre de telurio (del latín Tellus, Tierra), a propuestadel químico alemán Martín Heinrich Klaproth (1743-1817). Asimismo ésteúltimo, que de aprendiz de farmacia llegó a ser profesor de la Universidad deBerlín y un gran mineralogista, unos años después, en 1789, descubrió otrometal. Trabajaba con un mineral pesado y oscuro de una mina de Bohemia,del que extrajo un óxido de color amarillo. Estaba seguro que contenía unnuevo metal y, a modo de lo que hacían los antiguos griegos, le llamó ura-nio, en referencia al planeta Urano descubierto pocos años antes (en 1781).En ese mismo año, algo después, extrajo otro óxido de una piedra semipre-ciosa, 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 esosnuevos elementos, sólo sus óxidos, aunque pese a ello se le considera des-cubridor de ambos metales.

Por otra parte, Klaproth sugirió el nombre de titanio (en referencia a losTitanes de la mitología griega) para un metal no encontrado por él. Su des-cubridor fue un sacerdote británico, William Gregor (1761-1817), a quien lellamó la atención una tierra negra hallada en su propia parroquia. La anali-zó y extrajo de ella, en 1791, ese nuevo metal.

Francia va a participar también en este proceso de descubrimiento demetales a través del químico y farmacéutico Louis Nicolas Vauquelin(1763-1829). Al estudiar un mineral nuevo encontrado en una mina de Sibe-ria, observó que daba lugar a compuestos de llamativos colores rojos, por loque cuando extrajo su metal, en 1797, lo llamó cromo (del griego chroma,color). Y al año siguiente en una piedra semipreciosa descubrió el óxido deotro metal desconocido, al que dio el nombre de berilio, ya que la gema sellamaba berilo (Figura 10.2).

Con esto se cierra el siglo XVIII en lo que a descubrimiento de metales serefiere, si bien hay que tratar en un apartado especial un punto que nos pue-


223

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

10.3.2. Implicación de científicos españoles en el descubrimientode elementos químicos

En toda esta etapa de descubrimiento de metales, como se ha visto, hanparticipado diferentes países de toda Europa: Suecia, Alemania, Gran Bre-taña o Francia. Pero también tuvo España una participación, por otra partela única en el terreno del descubrimiento de elementos químicos. Fueron doso, mejor dicho, tres (como se explicará más adelante) los metales descu-biertos por españoles. Veamos su pequeña historia:

Descubrimiento del platino

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

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


224

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

Descubrimiento del wolframio/tungsteno

En el caso de este elemento fueron dos sus descubridores, los hermanosJuan José (1754-1796) y Fausto Elhuyar (1755-1833), aunque parece serque el primero tuvo en este hecho una mayor participación. Riojanos, naci-dos en Logroño, recibieron una sólida educación, primero en París, y des-pués en Sajonia y diversos países centroeuropeos, completando así su for-mación en geología, mineralogía, minería y metalurgia. Después, Juan José(aunque no está muy claro que fuera sólo él), es pensionado por el rey CarlosIII y recibe una beca para ir a Suecia, a fin de aprender junto a Bergman, enla Universidad de Upsala, las técnicas analíticas más avanzadas del momen-to. Allí trabaja en el análisis de unos minerales.

Los Elhuyar no pudieron terminar los análisis en Suecia, por lo que a suvuelta a España se trajeron muestras de esos minerales y continuaron suestudio en los laboratorios del Real Seminario Patriótico de Vergara (Gui-púzcoa), fundado por la Sociedad Vascongada de Amigos del País. Hay quedecir 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 nuevometal al que dieron el nombre de wolframio.

¡De nuevo discípulos de Bergman se unen a la lista de descubridores de ele-mentos!

El nombre de wolframio proviene del mineral de donde los Elhuyar loaislaron, la «wolframita». Este mineral solía acompañar a las menas de esta-ño, y en los procesos metalúrgicos de obtención de este último, la wolframitadaba lugar a unas escorias que se conocían por los mineros como «espumade lobo», en alemán wolf-rahm (de wolf, lobo, y rahm, espuma); de ahí esadenominación.

Sin embargo, otros investigadores propusieron para este metal el nombrede tungsteno, debido al mineral llamado tungstena (en sueco «piedra pesa-da»), descubierto por otro gran químico sueco, Carl Wilhelm Scheele(1742-1786), por lo que a ese mineral se le llamó después «scheelita». Schee-le pudo aislar de este mineral el óxido de un metal desconocido, pero no asíeste metal. Pese a ello hubo cierta polémica con la paternidad del descubri-miento. Los Elhuyar fueron los ganadores, pero quedó el nombre de tungs-teno para este elemento, único admitido hoy por la IUPAC (InternationalUnion of Pure and Applied Chemistry), aunque sigue manteniéndose el sím-bolo W para representarlo, y el de wolframatos para sus sales.

En cuanto al tercer elemento cuyo descubrimiento debería correspondera un español, se trata del vanadio, detectado por vez primera en 1801. Perocomo ya corresponde al siglo XIX, aunque al principio, se deja su discusiónpara 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 unaespecialidad que resultó novedosa y de gran originalidad. Es la llamadaquímica neumática (del griego pneuma, aire), cuyo objetivo era el estudio delaire y, en general, de los gases. Si bien ya Boyle realizara estudios en estesentido, en realidad eran sobre el comportamiento físico de los gases, mien-tras que ahora lo que se investigaba era su comportamiento químico. En estaquímica 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 reaccionesfuesen recogidos en una vasija o cuba con agua. De esta manera, fue posiblela manipulación experimental del estado gaseoso.

Siguiendo un orden cronológico en cuanto al descubrimiento de ele-mentos gaseosos, hay que empezar por el físico y químico Henry Cavendish(1731-1810), que pertenecía a la aristocracia inglesa, lo que le permitiógozar de un estatus económico con el que pudo dedicarse casi exclusiva-mente a sus estudios científicos. Hombre de suma inteligencia y gran expe-rimentador, realizó importantes hallazgos. Era, sin embargo, extravagante ylleno de rarezas, misógino y solitario en extremo.

En 1766, cuando estudiaba la acción de los ácidos sobre metales descu-brió 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 gasesdesprendidos 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 fuellamado por Lavoisier. Ese nombre proviene del griego hydros, agua, y genos,generador, es decir, significa «generador de agua», ya que se produce aguaen su combustión. Pero Cavendish llegó a pensar que se trataba del mismoflogisto.

Por otra parte, el médico y químico escocés Daniel Rutherford (1749-1819) —tío del famoso novelista Sir Walter Scott, autor de Ivanhoe, entreotras conocidas novelas— descubrió un nuevo gas. Realizó una serie de estu-dios sobre la composición del aire, donde descubrió en 1772 un nuevo gas. Ainstancias de su maestro, el brillante físico y químico también escocés JosephBlack (1728-1799), Rutherford continuó las investigaciones de éste sobre lacomposición del aire. Estudió así el comportamiento de ratones dentro deuna cámara cerrada, y observó que al cabo de cierto tiempo, morían. Y conuna vela encendida, el resultado era que al poco tiempo la vela se apagaba. Locurioso era que en ambos casos aún quedaba «aire» en la cámara (inclusodespués de eliminar el dióxido de carbono). A este aire que no permitía la viday en el que no ardía una vela lo llamó aire flogistizado, ya que pensó que con lacombustión o con la respiración el aire se saturaba de flogisto. Lavoisier le dioel nombre de azoe (o azote), del prefijo griego a-, privado de, y zoé, vida; esdecir, «carente de vida». Este gas era, realmente, el nitrógeno, como se deno-minó 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 (1733-1804). Pertenecía a la Iglesia Inconformista de Inglaterra y compaginó suslabores como ministro de su iglesia con las de profesor e investigador en quí-mica. Así, empezó a interesarse por el estudio de los gases a raíz de estarsituada la capilla en la que estaba destinado en las proximidades de unafábrica de cerveza, en cuya fermentación se producía una enorme cantidadde 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 deloxígeno. 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 paraconcentrar los rayos solares. Se formó mercurio metálico, que se depositó enel 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 quesignifica «formador de ácidos» (del griego oxys, ácido, y genos, de generar),ya que erróneamente pensaba que el oxígeno estaba presente en todos losácidos. Por su parte, Priestley desgraciadamente, no supo apreciar la impor-tancia de su hallazgo.

En relación con el descubrimiento de gases, no se puede olvidar al granquímico sueco de origen alemán, Scheele, que ya ha aparecido con motivode los hermanos Elhuyar. De aprendiz de farmacia en su juventud (comotantos otros que llegaron a ser importantes químicos) pasó a ser un graninvestigador, llegando a descubrir numerosas sustancias, tanto orgánicascomo del mundo inorgánico (gases, principalmente). Así, entre otras sus-tancias gaseosas descubrió un gas de color verde, pero no se dio cuentaque se trataba de un elemento, por lo que no ha quedado para la historiacomo 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 defuego» porque hacía que las cosas ardiesen más fácilmente. Obviamente setrataba del oxígeno, y lo descubrió en 1772, dos años antes que Priestley. Sinembargo, por desgracia se retrasó la publicación de este hallazgo por culpade 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 tablaperiódica!

De nuevo, también, se produjo un descubrimiento simultáneo por dosinvestigadores distintos, de forma totalmente independiente. La verdad esque Scheele (Figura 10.5) tuvo bastante mala suerte en su vida: no se lereconocieron algunos de sus descubrimientos y murió envenenado muyprobablemente a causa de los mismos productos que manipulaba.

Tabla 10.3. Elementos descubiertos en la época de la química del flogisto

Elemento DescubridorAño del

descubrimiento

Fósforo Brand 1669

CobaltoPlatinoNíquel

ManganesoMolibdeno

TelurioTungsteno/Wolframio

UranioZirconioTitanioCromoBerilio

BrandtUlloa

CronstedtGahnHjelmMüller

Hnos. ElhuyarKlaprothKlaprothGregor

VauquelinVauquelin

173517481751177417811782178317891789179117981798

HidrógenoNitrógenoOxigeno

CavendishD. Rutherford

Priestley/Scheele

17661772

1774/1772


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CONCLUSIÓN

Desde la Antigüedad hasta el comienzo del siglo XVIII son muy pocos loselementos que se conocen. Pero a partir de esos momentos y con la nuevaetapa del flogisto, el proceso de descubrimiento de nuevos elementos tomaun ritmo acelerado. El gran avance en técnicas analíticas y el interés por elestudio de minerales serán los principales responsables de este fenómeno.

Se abre así nuevo siglo, el XIX, con una lista de un total de veintinueve delo que hoy entendemos por elementos químicos.

TEMA 11

ELEMENTOS DESCUBIERTOSEN LOS SIGLOS XIX, XX Y XXI

ESQUEMA-RESUMEN

INTRODUCCIÓN

11.1. ELECTROQUÍMICA Y SU APLICACIÓN AL DESCUBRIMIENTODE NUEVOS ELEMENTOS

11.1.1. Los metales de Davy

11.1.2. Aislamiento de los halógenos

11.2. DESCUBRIMIENTO DE ELEMENTOS POR MÉTODOS QUÍMICOSCLÁSICOS

11.3. IDENTIFICACIÓN DE NUEVOS ELEMENTOS PORESPECTROSCOPÍA

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 elementostuvieron la invención de algunas técnicas y el descubrimiento de ciertos

fenómenos químicos

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INTRODUCCIÓN

Con el siglo XIX se abre una nueva etapa para la Química. Su «revolu-ción», personificada en la figura de Lavoisier, ha tenido lugar en los últimosaños del siglo anterior, con lo que emerge la Nueva Química con un ímpetuextraordinario. Surgen teorías, técnicas nuevas y, asimismo, se realizanimportantes descubrimientos. Y unos descubrimientos irán dando paso aotros, en intima conexión, que contribuirán enormemente el desarrollo deesta ciencia experimental y a ampliar a gran velocidad el número de ele-mentos conocidos.

11.1. ELECTROQUÍMICA Y SU APLICACIÓN AL DESCUBRIMIENTODE NUEVOS ELEMENTOS

Uno de esos descubrimientos es el de la naturaleza eléctrica de la mate-ria, el cual llevó asociados ciertos inventos científico-tecnológicos, de los quehay que citar en primer lugar la pila Volta. Y este invento, a su vez, trajoentre otras consecuencias su aplicación al estudio de las sustancias y alsurgimiento de una nueva rama de la Química, la Electroquímica. Ésta seocupa, en términos generales, de las relaciones entre las corrientes eléctricasy las transformaciones químicas de la materia.

Para el aspecto que nos concierne, el del descubrimiento de nuevos ele-mentos, la vertiente electroquímica que aquí interesa es el estudio de lastransformaciones que puede sufrir una sustancia al aplicarle una corrienteeléctrica.

Las técnicas electrolíticas, aunque se conocían realmente desde hacíamucho tiempo, es ahora cuando se desarrollarán de una forma científica,buscando la interpretación a esos fenómenos. Tras la invención de la pilaVolta, 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 unadescomposición, es decir, se «rompían» por acción de la corriente. Es elfenómeno de la electrolisis (de electro, referente a la electricidad y lisis,rotura).

La afición por este tipo de experimentos se extendió rápidamente portoda Europa. Era el fenómeno de «moda». Gran cantidad de hombres deciencia se lanzó a estudiar estos procesos, pero los que destacaron sobretodos los demás fueron dos británicos, Davy y Faraday (de los que ya se tra-tó en el Tema 7). Pero Davy, en lo relativo a descubrir elementos, es el pri-mero en el ranking.

Davy se había hecho famoso por descubrir el poder anestésico del óxidonitroso, llamado también «gas de la risa», que actuaba como una verdaderadroga. Y también inventó una lámpara de seguridad para los mineros. Ade-más, era un excelente comunicador, y daba conferencias y hacía demostra-ciones sobre diversos temas de química que le dieron una gran popularidady a las que asistía también la nobleza británica e, incluso, miembros de larealeza. Pero tal vez su verdadera pasión era la electroquímica, que le con-dujo a descubrir un buen número de elementos (Figura 11.1).

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

ELEMENTOS DESCUBIERTOS EN LOS SIGLOS XIX, XX Y XXI

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11.1.1. Los metales de Davy

Davy en 1807 estudió la acción de la electricidad sobre la potasa, obteni-da al quemar ciertas plantas marinas (algas, principalmente), con lo que que-daban unas cenizas ricas en álcali. Colocaba esas cenizas en agua y hacíapasar la corriente eléctrica. Pero sólo se separaban dos gases, el hidrógeno yel oxígeno del agua. Pero después, al repetir el experimento en seco, el resul-tado fue muy distinto: se separaron unos pequeños glóbulos brillantes sobrelos electrodos de platino. Y supuso que eso era un nuevo elemento, al que lla-mó potasio (por la potasa, naturalmente). Repitió poco después ese experi-mento con sosa y en este caso obtuvo otro nuevo elemento, al que puso elnombre de sodio (aunque su símbolo es Na, que proviene del término egip-cio natron, sales de ciertos lagos ricas en carbonato de sodio).

Tanto el sodio como el potasio resultaron ser metales. Como se ha dicho lapotasa, y también la sosa, se obtenían de la calcinación de ciertas plantasmarinas, formándose unas cenizas muy oscuras, a las que los árabes llamabankali. 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 lamisma manera. Pero en este caso fue mucho más difícil, aunque finalmentesalió victorioso y consiguió al año siguiente, 1808, separar otro metal, al quellamó calcio (de la palabra latina calx). Lo mismo llevó a cabo con la baritay con la magnesia, obteniendo en esos casos los metales bario y magnesio,respectivamente. Animado por sus éxitos, continuó de la misma maneracon un mineral encontrado en la ciudad escocesa de Strontian, y de nuevotuvo éxito: a este metal por su procedencia lo llamó estroncio. Si el sodio y elpotasio eran metales alcalinos, estos cuatro, calcio, bario, magnesio y estron-cio, son conocidos como metales alcalinotérreos.

Tabla 11.1. Los metales de Davy

Elemento Descubridor Año

PotasioSodioCalcioBario

MagnesioEstroncio

Davy

180718071808180818081808


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11.1.2. Aislamiento de los halógenos

En 1774 Scheele descubre un gas de color verde y olor sofocante, y pen-só que se trataba de un compuesto. Pero Davy, en 1810 retomó el trabajo delquímico sueco y siguió experimentando con ese gas, con lo que concluyó quedebería tratarse de un elemento. Le dio el nombre de cloro (del griego chlo-ros, 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 (1777-1838) experimentando también con cenizas de algas (fuente de álcalis, comoya se ha dicho), había observado que al tratarlas con ácido fuerte se des-prendían unos vapores violáceos. Pensó que se trataba de un nuevo ele-mento, y le dio el nombre de yodo (del griego ioeides, color violeta). Resultóque 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 asuntosiguió quedando pendiente y hubo que esperar 15 años para que quedarazanjado. Así, en 1826 otro químico francés, Antoine Jérôme Balard (1802-1876), estudiando en su laboratorio sales de procedencia marina, observóque cuando les añadía ciertos reactivos producían una coloración parda.Continuó investigando este proceso y al final llegó a aislar un nuevo ele-mento, un vapor de color pardo-rojizo y olor irritante y desagradable. Porello, Balard le dio el nombre de bromos (de griego brômos, fetidez).

Este nuevo elemento daba compuestos parecidos a los de yodo y cloro, locual ratificó de forma indirecta la afirmación de Davy. Y como todos ellosproducían 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 esperaraún unos cuantos años, después de la presentación de Mendeleiev de susistema de clasificación periódica y cuando ya se habían llenado muchos delos huecos previstos por el gran químico ruso. Pero quedaban además otrosespacios, ya que había que completar familias y periodos. Tal era el caso deun halógeno, precisamente el que debía encabezar el grupo.

Sin embargo, el elemento en cuestión era tan sumamente activo que nohabía manera de separarlo de los compuestos de los que formaba parte.Davy, Faraday y Gay-Lussac lo habían intentado sin ningún éxito. Final-mente, 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 acasi todos los metales y también al vidrio, empleó un sofisticado procedi-miento electrolítico: como recipiente utilizó una aleación de platino e iridio,muy resistente, y enfrió el sistema todo lo posible a fin de disminuir esa acti-vidad. 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 utilizabacomo fundente en ciertos procesos metalúrgicos). Por este y otros trabajosMoissan recibió el Premio Nobel de Química de 1906. ¡Y triunfando sobreMendeleiev! (ver Tema 5). Se da la circunstancia de que murió relativa-mente pronto, a los 55 años, y se ha sugerido que tal vez sus estudios con flú-or hubieran podido contribuir a ello.

Tabla 11.2. Descubrimiento de los halógenos

Elemento Descubridor Año

CloroYodo

BromoFlúor

Scheele/DavyCourtoisBalard

Moissan

1774/1810181118261886

11.2. DESCUBRIMIENTO DE ELEMENTOS POR MÉTODOSQUÍMICOS CLÁSICOS

No todos los descubrimientos de nuevos elementos tuvieron lugar conminerales europeos. Estados Unidos también tuvo su participación, en estecaso con un mineral raro que fue analizado en Londres por el químico bri-tánico Charles Hatchett (1765-1847) y, como resultado, en 1801 se encontróun nuevo metal al que se llamó columbio (de Columbia, sobrenombre deEstados Unidos). Sin embargo, tal conclusión dio lugar a una polémica, yaque otros científicos afirmaron que en realidad se trataba del elemento tan-talio, descubierto en 1802 por el químico sueco Anders Gustaf Ekeberg(1767-1813), y cuyo nombre había sido dado en referencia a Tántalo, un per-sonaje de la mitología griega. Sin embargo, mucho después, en 1846, será unquímico alemán, Heinrich Rose (1796-1864) quien demostró que ambos ele-mentos eran diferentes. Rose, en lugar de respetar el nombre de columbio, ledio uno nuevo, niobio, en recuerdo de Níobe, hija de Tántalo, nombre queha quedado oficialmente.


238

También se descubrieron elementos que tenían bastantes similitudescon el platino. El químico y físico británico William Wollaston (1776-1828)encontró en 1803 dos nuevos metales en impurezas que acompañaban aaquel metal. Les llamó paladio (en honor del planetoide Palas, que se habíadescubierto por entonces) y rodio (del griego rhodon, de color rosa, como elde los compuestos a los que daba lugar). Y en ese mismo año otro químico,también británico, Smithson Tennant (1761-1815) añadió a esa lista dosmetales más, también descubiertos acompañando al platino: el osmio (delgriego osme, olor, pues sus compuestos tenían un olor desagradable) y el iri-dio (del griego iris, arco iris, por dar compuestos coloreados).

En esos momentos la tarea de descubrir elementos va pasando a manosde los científicos franceses. Gay-Lussac y Louis-Jacques Thénard (1777-1857), que frecuentemente trabajaban en colaboración, decidieron intentaraislar un nuevo elemento del bórax, descomponiendo este compuesto pormétodos electroquímicos. Pero al comunicarle una corriente eléctrica, trasmuchos 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, ahorasus esfuerzos se vieron coronados con el éxito, aislando en 1808 un nuevoelemento, el boro (derivado de la palabra «bórax»). Fue éste un triunfo anivel nacional, ya que Davy, que por entonces estaba ocupándose de la mis-ma tarea, aisló también este elemento. Pero..., unos días después.

Asimismo, científicos de otras nacionalidades empezaron a participar enesta competición de aislar elementos desconocidos, principalmente suecos yalemanes. En primer lugar, un alumno de Berzelius, Johan August Arf-vedson (1792-1841), que en 1817 descubrió un nuevo metal alcalino en unmineral 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 elmismo año, otro químico, alemán en este caso y alumno de Vauquelin,Friedrich Stromeyer (1776-1835), aisló un metal también desconocido deun 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 enuna ciudad minera de Suecia, detectó un metal del que pensaba que era telu-rio; pero al aislarlo, comprobó que era un metal desconocido. Le llamó sele-nio (del griego Selene, Luna, a semejanza del telurio, que recibe su nombrede 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 desilicio. Sin embargo, Davy con sus métodos electrolíticos había fracasado enel intento.

Se intentó tratar la alúmina de la misma manera para extraer algúnnuevo elemento, pero todos los intentos fueron fallidos, hasta que en 1827,un discípulo de Berzelius, Freidrich Wöhler (1800-1882), químico alemánmuy conocido por su síntesis de la urea, lo consiguió. Bien es cierto que enmuy poca cantidad y, además, por un método muy caro a base de potasiopuro, pero marcó la pauta para mejorar las condiciones de obtención de unelemento 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 quí-mico danés Hans Christian Oersted (1777-1851). El siguiente nuevo metalfue el torio, descubierto por Berzelius en 1828 al analizar un mineral deNoruega. Por eso le puso ese nombre, del dios escandinavo Thor.

Y, seguidamente, en 1830, es cuando aparece el metal de la discordia, elvanadio (ver Tema 10). El descubrimiento de este metal se atribuye oficial-mente al sueco Nils Gabriel Sefström (1787-1845), quien halló su oxidocuando estudiaba unos minerales de su país, en 1830. Él y Berzelius, dequien era discípulo, le dieron el nombre de vanadio, por la variedad decolores y belleza de sus sales (por Vanadis, diosa del amor y la belleza en lamitología nórdica).

Sin embargo, realmente se trata de un redescubrimiento, ya que este ele-mento fue detectado por primera vez mucho antes, en 1801, por el minera-logista y químico español Andrés Manuel del Río Fernández (1764-1849).Lo encontró en unas minas de plomo de México y le llamó eritronio (del grie-go eritros, rojo) por el color rojo que tomaban sus compuestos al calentarlos.Desgraciadamente cuando el mineral fue sometido a análisis para compro-bar el descubrimiento de del Río, se dio un resultado equivocado, con lo queéste retiró su reivindicación. Y aunque en 1831 Wöhler confirmó la auten-ticidad de su descubrimiento, ya era demasiado tarde para que la gloria seadjudicase al español.

Se trata de un caso algo parecido al de Scheele y el oxígeno, aunque en elcaso de del Río fue mucho más sangrante, ya que del Río descubrió estemetal 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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11.3. IDENTIFICACIÓN DE NUEVOS ELEMENTOS PORESPECTROSCOPÍA

Una vez construido el espectroscopio (ver Tema 6), rápidamente Bunseny Kirchoff se dieron cuenta de que su gran capacidad analítica podía apli-carse a la identificación de elementos aún desconocidos. Es decir, medianteel análisis espectroscópico no sólo podía confirmarse la presencia o la ausen-cia de un determinado elemento, sino que la aparición de unas líneas espec-trales nuevas eran un indicador de la existencia de un elemento también nue-vo, ya que cada elemento tenía su propio espectro. Y más aún, se podíanincluso predecir algunas propiedades de un elemento desconocido, simple-mente 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 enlas aguas minerales de Dürkheim (Alemania), en cuyo espectro aparecíandos líneas extrañas, de color azul. Demostraron que correspondían a unelemento nuevo, que sería un metal alcalino al que llamaron cesio (de lapalabra latina caesius, con la que se designa el azul del cielo). Al año siguien-te, observaron unas líneas de color rojo oscuro en el espectro de materialesalcalinos separados de un mineral llamado lepidolita. Correspondía a su

Tabla 11.3. Elementos descubiertos por métodos químicos clásicos

Elemento Descubridor/es Año

Niobio (columbio)TantalioPaladioRodioOsmioIridioBoroLitio

CadmioSelenioSilicio

AluminioTorio

Vanadio (eritronio)Germanio

HatchettEkeberg

WollastonWollastonTennantTennant

Gay-Lussac y ThénardArfvedsonStromeyerBerzeliusBerzeliusWöhler

BerzeliusSefström/del Río

Winkler

1801180218031803180318031808181718171817182418271828

1831/18011886


241

segundo elemento descubierto, que recibió el nombre de rubidio (del latínrubidius, rojo oscuro).

Tras estos éxitos de los dos científicos alemanes, numerosos investiga-dores decidieron continuar por este camino. Es así como Crookes, el mismoaño en que se descubriera el rubidio, 1861, encontró otro nuevo elemento alanalizar en el espectroscopio algunas sales procedentes de fábricas de ácidosulfúrico. Observó así una nueva línea de color verde, con lo que identificóun elemento desconocido hasta entonces, al que llamó talio (del griegotallós, tallo verde).

En 1863 y por el mismo procedimiento, otros dos investigadores alema-nes, Ferdinand Reich (1799-1882) y Hieronimus Theodor Richter (1824-1919), de la Escuela de Minas de Friburgo, al estudiar un mineral de zincdescubrieron el indio (nombre dado por la línea de color azul índigo de suespectro). Se da la curiosa circunstancia de que Reich era daltónico y, por

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


242

tanto, no podía distinguir los colores, por lo que fue muy oportuna su aso-ciación con Richter. De forma análoga, en 1875 Lecoq de Boisbaudran des-cubrió el galio, que resultó ser una de las predicciones cumplidas de Men-deleiev, su eka-aluminio (su descubrimiento fue tratado más detalladamenteen el Tema 6).

11.3.1. Los elementos del Sol

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

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


243

El químico inglés Edward Frankland (1825-1899) confirmó sus resul-tados. Lockyer propuso el nombre helium para el nuevo elemento, en honoral dios griego del sol, Helios, añadiendo el sufijo -ium, utilizado para los ele-mentos metálicos, ya que curiosamente entonces se pensaba que se tratabade 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 tratabadel mismo elemento, con lo cual se demostró que sí existía en nuestro Pla-neta 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 otrosgases inertes, empezando por el argon, detectado en nuestra atmósfera.

El químico británico Henry Cavendish en sus estudios sobre la natura-leza del aire había observado en 1783 lo que él llamaba una «burbuja» deaire no reactivo. Es decir, se trataba de un gas presente en el aire que noreaccionaba y que, por tanto, no sería ni el oxígeno ni el nitrógeno. Pasado eltiempo y basándose en estos experimentos como punto de partida, otros doscientíficos también británicos, John William Strutt (1842-1919), más cono-cido por Rayleigh (por ser el tercer lord Rayleigh) y Ramsay identifican enel aire un componente hasta el momento desconocido. En 1894 estudian suspropiedades físicas y su comportamiento químico, de lo que resulta que esun gas de gran inercia química, ya que no logran combinarlo con ningunaotra sustancia. Por medios espectroscópicos detectan en su espectro ciertosgrupos de líneas rojas y verdes, que no correspondían al espectro de ningúngas conocido. Todo ello les indica que se trata de un nuevo elemento, un gasal que por su falta de reactividad dan el nombre de argon, que en griego sig-nifica «inactivo».

Un dato de suma importancia que se encontró al estudiar el argon esque era un gas monoatómico. Es decir, su valencia era 0. Esto hizo sospe-char a Ramsay pue podía haber todo un grupo de gases con esta caracte-rística. Por otra parte, poco después el mismo Ramsay aísla el helio, comoacabamos de ver. Con esto, la idea de un grupo de gases con valencia 0 sehace más firme.


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Esto le impulsa a buscar esos gases en el aire, y lo consigue en 1898, encolaboración con otro químico británico, Morris William Travers (1872-1961). En 1898 obtuvieron una gran cantidad de aire líquido y lo sometierona destilación fraccionada. Encuentraron así tres gases inertes más: el neon(del griego neos, nuevo), el kripton (del griego kriptos, oculto) y el xenon (delgriego xenos, extraño). Por su descubrimiento de los gases nobles Ramsayconsiguió el Premio Nobel de Química de 1904.

El último gas de este grupo, el radón, fue descubierto mucho después, en1900, cuando el físico alemán Friedrich Ernst Dorn (1848-1916) encontróun gas radiactivo, producto a su vez de la desintegración del radio. De ahí sunombre. Ramsay demostró que se trataba de otro gas inerte, concretamenteel sexto y último de la familia. Sin embargo, hay cierta polémica en cuanto ala adjudicación de este descubrimiento, ya que Rutherford lo había detecta-do anteriormente en el torio.

Tabla 11.4. Elementos identificados por espectroscopía

Elemento Descubridor/es Año

CesioRubidoTalioIndioGalioHelioArgonNeon

KriptonXenon

Bunsen y KirchoffBunsen y Kirchoff

CrookesReich y Richter

Lecoq de BoisbaudranJanssen y Lockyer/Ramsay

Rayleigh y RamsayRamsay y TraversRamsay y TraversRamsay y Travers

18601861186118631875

1868/18951894189818981898

11.4. OTRA VEZ LAS TIERRAS RARAS

Al final del siglo XVIII se va a abrir el complicado capítulo —química-mente hablando— de las tierras raras, de las que ya se trató brevemente en elTema 6. Todo comienza con cuando un mineralogista aficionado encuentraen 1787 un mineral negro y denso en una mina del pueblo sueco de Ytterby.Unos años después, en 1794, el químico finlandés Johan Gadolin (Figu-ra 11.4) —otro discípulo de Bergman y profesor en la Universidad de Abo, enFinlandia—, analizó ese mineral y se dio cuenta de que contenía una tierra


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(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 ele-mento tantalio, como acabamos de ver.

Poco después, en 1803, el químico y farmacéutico alemán Martin Hein-rich Klaproth (1767-1813) identificó una tierra muy parecida. Y al mismotiempo y de forma independiente, los suecos Berzelius y Wilhelm Hisinger(1766-1852) en un extraño mineral encontraron otra tierra a la que dieron elnombre de ceria, por el asteroide Ceres, descubierto por entonces (1801).Berzelius convenció a Carl Mosander (1797-1858), su sucesor en el Institu-to Carolino de Estocolmo, de que investigase sobre ambas tierras, con el finde 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, consiguiéndoloseparar en dos: uno insoluble, al que siguió llamando ceria, y otro soluble, alque denominó lantana (del griego lanthanein, oculto, ya que estaba «oculto»en la ceria). Pero esto tampoco terminaba aquí, porque de la lantana separó

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


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en 1841 dos tierras: la lantana y la didimia, llamada así, «gemelo» (en griegodidymos) por su extraordinario parecido al lantano. Y con el tiempo, la didi-mia 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 químicoaustriaco Carl Auer (1858-1929), que después llegó a ser el barón von Wels-bach. Llamó a esas nuevas tierras praseodimia o gemelo verde, por el colorverde de sus compuestos (del griego praseios, verde y didimos, gemelo) y neo-dimia, o nuevo gemelo (del griego neos, nuevo).

Volviendo a Mosander, en 1843 se dedicó a analizar la itria de Gadolin ycomo resultado encontró que, en realidad, contenía tres tierras diferentes: unaincolora, a la que llamó itria (conservando el nombre del original), otra ama-rilla, erbia y la tercera de color rosa, terbia, nombres todos derivados delpueblo de origen Ytterby. Pero el trabajo con estos compuestos se iba hacien-do cada vez mas complicado a causa de un extraordinario parecido en sucomportamiento químico. Buena prueba de ello son los continuos desdobla-mientos 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 secuenta con los medios espectroscópicos. Así, en 1878, el químico suizoJean-Charles Galissard de Marignac (1817-1894) demostró que la erbia seseparaba en dos tierras: una roja, erbia, y otra incolora, iterbia. Y aún más:sólo un año después (1879) Nilson consiguió más separaciones aún, desdo-blando la iterbia en dos tierras, la iterbia y la escandia, la cual contenía elekaboro de Mendeleiev, es decir el escandio, cuyo descubrimiento ya seexpuso en el Tema 6.

Pese a la gran complicación se seguía trabajando con cada tierra, yafuera en nuevos minerales encontrados, ya en estas fracciones, intentandoestudiar si podían seguir desdoblándose. Fue así como en 1879 el suecoPer 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 samars-quita identifica por espectroscopía otra tierra rara, que denomina samaria(1879). Al año siguiente Marignac descubre una nueva tierra rara, a la que sedio el nombre de gadolinia, en honor de Gadolin. Ésta fue una propuesta deLecoq de Boisbaudran, quien por su parte, en 1886 separa la holmia de Cleveen dos tierras, holmia y disprosia (del griego dysprositos, de difícil acceso).


247

Y llega el siglo XX y la problemática química de las tierras raras aún con-tinúa. En 1901 el químico francés Eugène Demarçay (1852-1904), quehabía colaborado con los Curie en los estudios espectroscópicos del radio,descubre otra tierra rara, al fraccionar la samaria en samaria y europia, lla-mada así en honor de Europa. Y también otro químico francés, GeorgesUrbain (1872-1938) consigue desdoblar la iterbia en dos: iterbia y lutecia.Este trabajo lo realizó en la Sorbona, de ahí este nombre (de Lutecia, antiguonombre romano de París).

De cada una de estas tierras se aisló el elemento correspondiente, al quese le dio el mismo nombre, con la terminación -o en lugar de -a.

Se descubrieron así los elementos cerio, lantano, erbio, itrio, terbio, dis-prosio, holmio, iterbio, escandio, samario, tulio, gadolinio, neodimio,praseodimio, europio y lutecio (Tabla 11.5). Sólo quedaba una tierra rarapor descubrir, el elemento de número atómico 61, prometio, que fue detec-tado mucho después (1945) en procesos radiactivos, como ya se ha comen-tado 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. HisingerC. MosanderC. MosanderC. MosanderC. Mosander

P.E. Lecoq de BoisbaudranP. Cleve

J. MarignacP.E. Lecoq de Boisbaudran

L.F.NilsonP. Cleve

J. MarignacC. Auer von WelsbachC. Auer von Welsbach

E. DemarçayG. Urbain

J.A.Marinsky, L.E.Glendenin y C.D.Coryell

18031839184318431843188618781878187918791879188018851885190119071945


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al grupo de los lantánidos, por su comportamiento químico se les sueleincluir en el grupo de las tierras raras.

Todos estos desdoblamientos hubieran sido casi imposibles de llevar acabo sin la eficaz ayuda de la espectroscopía, mediante la cual se conseguíaidentificar más fácilmente la presencia de metales diferentes en las muestrasde tierras.

11.5. LA RADIACTIVIDAD Y EL DESCUBRIMIENTODE ELEMENTOS

Ya se trató en el Tema 7 la forma en que los Curie descubrieron en1898 dos nuevos elementos, el polonio y el radio, al medir la radiactividaden muestras de un mineral de uranio, concretamente en la pechblenda (Figu-ra 11.5). Para medir la intensidad de la radiactividad usaban el piezoeletró-metro, instrumento basado en el efecto piezoeléctrico. La piezoelecticidad esun 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 Jac-ques, 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 descu-brió un elemento que por sus características estaría después del lantano y ensu 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 detectadoentre los productos de desintegración del actinio, en 1939. De forma parecida

Figura 11.5. Pechblenda, mineral de uranio.


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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. CurieP. y M. Curie

A. L. DebierneF. E. Dorn

Hahn y Meitner/ Soddy y CranstonE. Segrè y C. Perrier

M PereyJ.A. Marinsky, L.E. Glendenin y C.D. Coryell

18981898189919001917193719391945

* 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 elTema 9, por lo que no se ha juzgado necesario repetirlos aquí. Solamente sehan presentado esquemáticamente en la Tabla 11.6. En los análisis de estoselementos también constituyó una poderosa ayuda la espectroscopía.

No obstante, donde la radiactividad juega un papel primordial en cuantoa proceso de descubrimiento de elementos es en la síntesis de elementos arti-ficiales.

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 laaparición de átomos de oxígeno. Esto reveló una sorprendente evidencia:que se podía transformar un elemento en otro, simplemente alterando lanaturaleza de su núcleo, añadiendo o arrebatando determinadas par-tículas.

Esto abrió una nueva vía de investigación en la química nuclear. Eneste sentido trabajaron la hija del matrimonio Curie, Irène Curie (1897-1956) y su marido, Frédéric Joliot (1900-1958) o, mejor, Joliot-Curie, yaque para conservar el «Curie» alteró su apellido. En 1934 bombardearon alu-minio con partículas alfa y entre los productos resultantes apareció unaespecie sumamente radiactiva, un isótopo de fósforo, cuyo peso atómico era30 (siendo 31 el del fósforo natural). Al estudiar este isótopo, se determinó su


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vida media, que resultó ser de 2,5 minutos, por lo que era lógico que no apa-reciera en estado natural.

Esta es la primera vez que se consiguió producir radiactividad artificial, porlo cual matrimonio Joliot-Curie recibió el Premio Nobel de Física en 1935.

Sin embargo, este procedimiento, ¿no podría utilizarse también para sin-tetizar elementos no existentes en la naturaleza? Es así como a partir de 1940comenzó la etapa de fabricación de elementos por medio del bombardeo denúcleos atómicos con distintas partículas (alfa, beta, neutrones, núcleos deátomos pequeños, como protones o núcleos de deuterio, etc.).

Esto ya ha sido tratado en el Tema 9, por lo que aquí no repetiremos esosprocesos, Pero sí matizaremos algunos aspectos. Tras el descubrimientodel neutrón por Chadwick en 1932 (ver Tema 7) los investigadores en pro-cesos radiactivos pensaron que esta partícula, al no estar cargada eléctrica-mente, podría constituir un buen proyectil para bombardear los núcleosatómicos. De esta manera, se podría investigar la naturaleza del corazón delátomo. Pero también podría ser ésta una vía para preparar nuevos elemen-tos. Fermi había sido el primero en intentarlo. En 1934, estando aún enRoma, él y sus colaboradores intentaron obtener elementos transuránidosbombardeando uranio con neutrones y también con otras partículas. Pero nollegaron a ningún resultado positivo.

Por otra parte, en Alemania también se llevaba a cabo una investigaciónen esta línea. En uno de estos experimentos Otto Hahn (1879-1968) descubreque sorprendentemente no se habían formado elementos de número atómicosuperior al del uranio, sino de número atómico inferior, ya que identificónúcleos de bario entre los productos de bombardeo. Será una mujer, LiseMeitner (1878-1968), física austriaca que en esos momentos se hallaba enSuecia huída del régimen nazi, la que dará la clave de este descubrimiento: albombardear uranio con neutrones, su núcleo se habría «roto» en dos núcleosmás 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 lafisión en cadena y, con ello, la obtención de la bomba atómica, con sus terri-bles consecuencias. Por otra, fue el origen de una alternativa energéticamediante la futura creación de centrales nucleares.


251

Pero sigamos con la investigación sobre los procesos de fisión. Una vezdescubierto ese proceso, se piensa en su posible potencialidad como armabélica. Por ello, en plena Segunda Guerra Mundial se crea un programallamado Proyecto Manhattan para la obtención de la bomba atómicamediante la fisión nuclear del uranio.

Ya se ha comentado (Tema 9) que el equipo de química estaba integradopor McMillan y Seaborg y Ghiorso. Las investigaciones llevadas a cabo den-tro de este proyecto Manhattan condujeron de esta manera a la identifica-ción de nuevos elementos. Los productos de fisión del uranio eran muynumerosos y entre esos productos aparecieron isótopos desconocidos hastael momento. El primero fue el de número atómico 93, procedente del bom-bardeo del isótopo 238 del uranio con núcleos de deuterio, identificado porMcMillan.

Como en la Tabla Periódica de aquellos momentos el uranio (92) por sussemejanzas con el tungsteno estaba colocado debajo de éste, se pensó que elelemento 93 seguiría al uranio y que estaría debajo del renio. Debería, portanto, parecerse a este elemento. Pero cuando Sègre analizó una muestra deese elemento 93, comprobó que no era así y se pensó que podría tratarse deotra tierra rara. A semejanza del uranio, cuyo nombre provenía de planetaUrano, al elemento 93 se le llamó neptunio, en referencia al planeta Neptu-nio, situado después de aquél.

Pronto, en 1940, se comprobó que el neptunio se desintegraba y daba unelemento de número atómico 94. Se interpretó porque al ser radiactivo y de-

El Proyecto Manhattan era el nombre de un proyecto desarrollado durante laSegunda Guerra Mundial, cuyo objetivo final era la construcción de la bombaatómica antes que Alemania lo lograra. Fue realizado por los Estados Unidoscon ayuda parcial del Reino Unido y Canadá. La investigación científica fuedirigida por el físico Julius Robert Oppenheimer (1904-1967), por lo que sele suele llamar «padre de la bomba atómica».

Este proyecto se llevó a cabo en numerosos centros de investigación (entreellos varias universidades), de los cuales el más importante fue el Distrito deIngeniería Manhattan, situado en el lugar conocido actualmente como Labo-ratorio Nacional de Los Álamos (Nuevo México, Estados Unidos). De ahí elnombre en clave dado a este proyecto.


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sintegrarse, un neutrón de su núcleo emitiría un electrón y se convertiría enun protón. De ahí que en el núcleo del nuevo elemento existiese un protónmás (94). Se le dio el nombre del plutonio, del planeta Plutón situado des-pués de Neptuno. Estos isótopos del neptunio y del plutonio eran muyradiactivos, de vidas medias tan cortas que se habrían desintegrado espon-táneamente y convertido en otros elementos. Por tanto no existirían en lanaturaleza como tales elementos. Sin embargo, aunque fueran consideradoscomo elementos artificiales, se han encontrado trazas de ambos en menas deuranio, producidos muy probablemente cuando núcleos procedentes de losrayos cósmicos inciden sobre esos minerales de la superficie terrestre. Porotra parte, estos dos elementos tenían un comportamiento químico muyparecido al de las tierras raras, confirmando así la idea de que se habría ini-ciado una nueva serie de elementos de este tipo.

En esos momentos Mc Millan, a causa de la guerra, se vio obligado ainterrumpir sus trabajos en la Universidad de Berkeley, con lo que sus inves-tigaciones quedaron en manos de Seaborg. Éste continúa con ímpetu en esaempresa de obtención de elementos transuránidos, elaborando un plan debombardeo sistemático de cada nuevo núcleo conseguido, a fin de ir pro-longando esa segunda serie de elementos de tierras raras (es la técnica lla-mada one atom at time, «un átomo cada vez»).

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


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En esta línea, y como ya se explicó en el Tema 9, se prepararon el ame-ricio (95) y el curio (96) por bombardeo con partículas alfa del uranio y delplutonio, respectivamente. Esto, aunque tuvo lugar en el año 1944, no sehizo público hasta 1946. Hay que decir que la comunicación del descubri-miento de esos elementos estuvo restringida en su momento por la condiciónde alto secreto impuesta por el carácter político-militar de un proyecto deinvestigación como era el de Manhattan.

Terminada la guerra, la investigación sobre la preparación de elementosartificiales continuó. Y así se fueron obteniendo los restantes elementostransuránidos: berkelio, californio, einstenio, fermio, mendelevio, nobelio...Por otra parte, hay que tener en cuenta que las partículas cargadas positi-vamente que se empleaban en estos bombardeos necesitaban adquirir unaenorme energía para poder vencer las enormes repulsiones del núcleo abombardear, por lo que habían de ser aceleradas. Un paso importante eneste sentido fue la invención en 1929 del ciclotrón, debida a Lawrence, encuyo honor se dio el nombre de lawrencio al elemento 103, preparado en1961 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 sevan situando en la tabla principal, a continuación del actinio y completandoel periodo séptimo.

Actualmente hay cuatro centros de investigación que cuentan con losequipos científicos y la tecnología adecuados para llevar a cabo la obtenciónde elementos artificiales: el Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL),en California (EE. UU.); el Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI), enDarmstadt (Alemania); el Paul Scherrer Institute (PSI), en Villigen (Suiza), yel 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 descu-brimiento se han descrito en el Tema 9, por lo que no se repetirán aquí. No

Es interesante destacar el importantísimo papel de mujeres científicas en todaesta etapa del estudio de fenómenos radiactivos, comenzando por MaríaCurie y siguiendo con su propia hija, Irène, con Ida Tacke, Lise Meitner,Marguerite Perey...


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obstante, aparecen sintetizados en la Tabla 11.7 y, además, es importanteresaltar en estos trabajos los nombres de McMillan, Seaborg y Ghiorso en supapel de descubridores de elementos artificiales.

TABLA 11.7. Elementos artificiales preparados mediante procesos radiactivos

Elemento(número atómico) Descubridor/es Año

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)

Segrè y col.McMillan y Abelson

Seaborg, Kennedy, McMillan y WahlSeaborg, James, Morgan y GhiorsoSeaborg, James, Morgan y Ghiorso

Thompson, Ghiorso y SeaborgThompson, Street, Ghiorso y Seaborg

Grupo de GhiorsoGrupo de Ghiorso

Seaborg, Ghiorso, Harvey, Choppin y ThompsonGhiorso, Sikkland, Walton y SeaborgGhiorso, Sikkland, Larsh y Latimer

Grupo de Ghiorso//Grupo de Duvna (URSS)Grupo de Duvna-Flerov y col./Grupo Ghiorso

Grupo GhiorsoArmbruster, Münzenber y col (Darmstadt, Alemania)Armbruster, Münzenber y col (Darmstadt, Alemania)Armbruster, Münzenber y col (Darmstadt, Alemania)

Grupo de Darmstadt, AlemaniaGrupo de Darmstadt, AlemaniaGrupo 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)



194019401940194419441949195019521952195519581961

1964/69196719741981198419821994199419962004

19992004

2006

2006


255

Guerra de nombres

A partir, de la década de 1960, aproximadamente, la entonces UniónSoviética participa también en la identificación y fabricación de elementosradiactivos. De ahí que cada equipo o cada nacionalidad quiera imponer sunombre al elemento identificado. Así, donde los estadounidenses decíannobelio, rutherfordio o hahnio, los soviéticos decían joliotium, kurchatovio onielsbohrio, si bien es verdad que solía prevalecer el nombre dado por losnorteamericanos. Y esto, en cualquier caso, daba lugar a disputas.

Tratando de evitarlas, la IUPAC propuso una solución: que ya no seadmitirían más nombres que aludieran a cuerpos celestes, lugares, cualida-des o personas. Y en contrapartida se adjudicaría el nombre mediante uncódigo numérico, que señalaría el número atómico, y se terminaría con elsufijo «-ium» («-o», en castellano). El código numérico vendría dado por lossiguientes prefijos: 0=nil; 1=un, 2=bi, 3=tri, 4=quad, etc.). Por ejemplo, el ele-mento 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 laredacción de este libro es el de número atómico 118, el ununoctio, obtenidomediante bombardeo de californio con iones calcio acelerados. Se le ha cla-sificado como un gas noble.

Este hecho parece ratificar la idea de que es posible la existencia de ele-mentos superpesados. Pero, ¿hasta dónde podrá llegarse en la lista de ele-mentos artificiales? ¿Habrá una limitación impuesta por las barreras de la mis-ma naturaleza o será capaz la ciencia de superarlas?

El tiempo tal vez nos dé las respuestas.

ANEXO

LISTA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

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Númeroatómico

Nombre SímboloPeriodo/Grupo

MasaAtómica

(referida a 12C)

Añodescubri-miento

Descubridor/es

1 Hidrógeno H 1/1 1.00794(7) 1766 Cavendish

2 Helio He 1/18 4.002602(2) 1868/1895Lockyer 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) 1808Gay-Lussacy 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 26.9815386(8) 1825/1827 Oersted/Wöhler

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) 1894Ramsay

y Rayleigh

19 Potasio K 4/1 39.0983(1) 1807 Davy

(continúa)


258

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) 1801/1830 del Río/Sefström

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) 1875Lecoq 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) 1861Bunsen

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

(continúa)

ANEXO. LISTA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

259

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) 1860Kirchhoffy 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) 1803von Hisingery 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] 1945Marinsky,

Glendenin yCoyyell

62 Samario Sm 6 150.36(2) 1879Lecoq de

Boisbaudran

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) 1886Lecoq de

Boisbaudran

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

74Tunsteno/Wolframio

W 6/6 183.84(1) 1783 Hnos. Elhuyar

(continúa)


260

75 Renio Re 6/7 186.207(1) 1925Noddack, 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 6/11 196.966569(4) Prehistoria Desconocido

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] 1898Marie y Pierre

Curie

85 Astato At 6/17 [209.9871] 1940Segre, Corsony MacKenzie

86 Radón Rn 6/18 [222.0176] 1900 Dorn

87 Francio Fr 7/1 [223] 1939 Perey

88 Radio Ra 7/2 [226] 1898Marie 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) 1917Soddy/Cranstony Hahn/Meitner

92 Uranio U 7 238.02891(3) 1789 Klaproth

93 Neptunio Np 7 [237] 1940McMillan 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.

(continúa)

ANEXO. LISTA DE ELEMENTOS QUÍMICOS

261

Nota

• Pesos atómicos estándar de los elementos, basados en su masa atómica relativa al12C (IUPAC, 2005).

• Se dan los valores con las cifras significativas consideradas como típicas de lamayoría de las muestras que se presentan en la naturaleza (entre paréntesis se dala cifra incierta).

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] 1964/69Gr.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

116Ununhexio(Flyorovio)

Uuh 7/16 [290] 2006 JINR, LLNL

117 Ununseptio Uus 7/17Aún no

descubierto

118 Ununoctio Uuo 7/18 [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


262

• En elementos radiactivos (excepto para el torio, protoactinio y uranio) se indicaentre corchetes la masa del isótopo de vida media más larga.

Abreviaturas

• GSI, Gesellschaft für Schwerionenforschung (Sociedad para la Investigación deIones Pesados), Wixhausen, Darmstadt, Alemania.

• JINR, Joint Institute for Nuclear Research (Instituto Unido para la InvestigaciónNuclear), Duvna, Moskvá Oblast, Rusia.

• LLNL, Lawrence Livermore National Laboratory (Laboratorio Nacional Lawren-ce de Livermore) Livermore, California, Estados Unidos.

263

BIBLIOGRAFÍA

Bibliografía básica

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Bibliografía complementaria

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Otras lecturas

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Artículos en revistas con referencias a la Historia de la Química

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265

A

Adet, Pierre Auguste (1763-1834), 67, 68Agrícola (1494-1555), 218Alberto Magno (1193-1280), 78, 217Ampère, André Marie (1775-1836), 50,

82, 93Anaxágoras (500-428 a. C.), 37Anaximandro de Mileto (aprox. 610-545

a. C.), 23Anaxímenes de Mileto (aprox. 544-484

a. C.), 23Arfvedson, Johan August (1792-1841),

238, 240Aristóteles de Estagira (384-322 a. C.),

24-26, 31, 38, 39,78Arrehnius, Svante (1859-1927), 112Aston, Francis William (1877-1945),

164Auer, Carl (barón von Welsbach), (1858-

1929), 246, 247Avogadro, Amedeo (1776-1856), 48-52,

58, 60, 63, 92, 93, 136

B

Bacon, Francis (1561-1626), 39Balard, Antoine Jérôme (1802-1876),

136, 236Balmer, Johann Jakob ,(1825-1898), 172Becher, Joachim (1635-1682), 80Becquerel, Antoine Henri (1854-1912),

112, 157, 158, 160, 161Bergman, Torbern Olaf (1735-1784), 80,

221, 224, 225, 244

Berthollet, Claude-Louis (1748-1822),49, 67

Berzelius, Jöns Jacob (1794-1863), 58-60, 63, 69, 70, 77, 84, 89-91, 93, 238,239, 240, 245, 247

Black, Joseph (1728-1799), 227Bohr, 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), 110Boyle, Robert (1627-1691), 17, 30-32, 37,

39-42, 44, 46, 78, 81, 112, 219, 225,227

Brand, Hennig (1625-1692), 220, 229Brandt, Georg (1694-1768), 220, 221,

229Brauner, Bohuslav (1855-1935), 127,

134, 200Broglie, Louis Victor de (1892-1987),

178Bunsen, Robert Wilhelm (1811-1899),

104, 110, 171, 240, 241, 244Butlerov, Alexander (1828-1886), 111

C

Celso (s. II d. C.), 29Cannizzaro, Stanislao (1826-1910), 51,

91-93, 97, 101, 102, 105, 136Cavendish, Henry (1731-1810), 33, 225-

227, 229, 243Chadwick, James (1891-1974), 156, 164,

250

ÍNDICE ONOMÁSTICO


266

Chancourtois, Alexandre Emile Béguyerde (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), 86Courtois, Bernard (1777-1838), 236, 237Cranston, John, 192, 249Cronstedt, Axel Fredrik (1722-1765),

221, 229Crookes, William (1832-1919) 101, 147,

163, 202, 241, 244Curie, Irène (1897-1956), 249, 253Curie, Marie (1867-1934), 112, 158, 159,

194, 196, 247-249, 253Curie, Pierre (1859-1906), 112, 158, 159,

196, 247-249Curie, Paul Jacques (1855-1941), 159, 248

D

Dalton, John (1766-1844), 37, 42-52, 55-58, 62, 63, 66-70, 83, 87-90, 165, 169

Darwin, Charles R. (1809-1882), 123Davy, Humphry (1778-1829), 146, 234-

239Debierne, André-Louis (1874-1949), 248,

249Demarçay, Eugène (1852-1904), 247Demócrito de Abdera (470-380 a. C.), 37-

38Descartes, René (1564-1642), 39, 169Döbereiner, Johann Wolfgang (1780-

1849), 83, 84, 86Dorn, Friedrich Ernst (1848-1916), 244,

249Dulong, Pierre Louis (1785-1838), 58,

59, 125Dumas, Jean Baptiste André (1800-

1884), 59, 64, 86, 101, 106

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. 495-435 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, 250Fourcroy, Antoine François (1755-1809),

67Frankland, Edgard (1825-1899), 243

G

Gadolin, Johan (1760-1852), 132, 244-247

Gahn, Johan Gottlieb (1745-1818), 221,229

Galileo (Galileo Galilei, 1564-1642), 39Gassendi, Pierre (1592-1655), 40Gay-Lussac, Joseph-Louis (1778-1850),

46-50,56, 58, 83, 236, 238, 240Geissler, Heinrich (1814-1879), 146Geoffroy, Claude-François (1729-1753),

219Geoffroy, Etienne-François (1672-1731),

79Gerhardt, Charles (1816-1856), 59, 60,

90, 91, 93, 115, 116Ghiorso, Albert (n.1915), 195, 251, 254Gladstone, John Hall (1827-1902), 86

ÍNDICE ONOMÁSTICO

267

Gmelin, Leopold (1788-1853), 84, 87, 90,91, 106

Goldstein, Eugen (1850-1930) , 147, 149Graham, Thomas (1805-1869), 69Gregor, William (1761-1817), 222, 229Guettard, Jean-Etienne (1715-1786), 33Guyton de Morveau, Louis Bernard

(1737-1811), 67

H

Hahn, Otto (1879-1968), 161, 192, 249,250

Hales, Stephan (1677-1761), 225, 226Hassenfratz, Jean Henri (1755-1827), 67,

68Hatchett, Charles (1765-1847), 237, 240Heisenberg, Werner (1901-1976), 178Heráclito de Éfeso, en Jonia (aprox. 544-

484 a. C.), 23Hess, Germain Henri (1802-1850), 84Higgins, William (1762-1825), 46Hinrichts, Gustavus (1836-1923), 102, 103Hisinger, Wilhelm (1766-1852), 61, 245,

247Hjelm, Jacob (1746-1813), 222, 229Hofmann, August Wilhelm (1818-1892),

100Humboldt, Alexander von (1769-1895),

56

J

Jabir o Geber (siglo VIII), 217Janssen, Pierre J.C. (1824-1920), 242,

244Joliot o Joliot-Curie, Frédéric, (1900-

1958), 249, 250

K

Kant, Immanuel (1724-1804), 65

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

Lao Tsé (s. IV a. C.), 76Laplace, Pierre Simon (1749-1827), 33Laue, Max von ((1879-1950), 151, 152Lavoisier, 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), 173Leucipo de Mileto (aprox. 450 a. C.), 37Liebig, Justus von (1803-1878), 69, 85,

91, 109, 110Linneo o Linné, Carl von (1707-1778), 75Lockyer, Norman (1836-1920), 242, 244

M

Macpherson, José (1839-1902), 139Marggraf, Andreas Sigismund (1709-

1782), 170, 219Marignac, Jean-Charles Galissard de

(1817-1894), 246, 247Mc Millan, Edwin M., (1907-1991), 195,

251, 254Meitner, Lise (1878-1968), 192, 249, 250,

253Melvill, Thomas (1726-1753), 170Mendeleiev, 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


268

Meyer, Julius Lothar (1830-1895), 15,91, 93, 98, 102-108, 111, 118-120,130, 135-7, 204, 206, 229

Meyer, Victor (1848-1897), 64Mitscherlich, Eilhard (1794-1863), 59,

91Moissan, Henri (1852-1907), 112, 236,

237Mosander, Carl (1797-1858), 245, 246,

247Moseley, Henry Gwyn-Jeffreys (1887-

1915), 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), 173Newlands, John Alexander Reina (1837-

1898), 100-103, 124, 125, 153Newton, Isaac (1642-1727), 43, 44, 78,

123, 131, 169Nilson, Lars Friedrik (1840-1899), 129,

246, 247Noddack, Walter (1893-1960), 193, 194,

249

O

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

161, 251

P

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

Paracelso o Philippus Theofrastus Bom-bast von Hohenheim (1493-1541), 28-31, 218

Parménides de Elea (540-470 a. C.), 23,218

Pasteur, Louis (1822-1895), 91Pauli, Wolfgang (1900-1958), 180, 181,

183Pauling, Linus C. (1901-1994), 187Perey, Marguerite (1909-1975), 194, 249,

253Perrier, Carlo (1905-1989), 194, 249Petit, Alexis Thérèse (1791-1820), 58, 59,

125Pettenkofer, Max Joseph von (1818-

1901), 85, 106Piria, Raffaele (1814-1865), 92Pitágoras de Samos (582-507 a. C.), 23Planck, Max Karl (1858-1947), 175, 176Platón (aprox. 427-347 a. C.), 24Poincaré, Henri (1854-1912), 157Priestley, Joseph (1733-1804), 33, 43,

227-229Proust, Joseph-Louis (1754-1826), 42, 56Prout, 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), 110Reich, Ferdinand (1799-1882), 241, 244Rey, Jean (1585-1645), 32Rhases o Al-Razi (860-940), 77Richter, Hieronimus Theodor (1824-

1898), 241, 242, 244Richter, Jeremias Benjamin (1762-1807),

64-66del Río Fernández, Andrés Manuel

(1764-1849), 239, 240Rodríguez Carracido, José (1856-1928),

139

ÍNDICE ONOMÁSTICO

269

Rodríguez Mourelo, José (1857-1932),139

Röntgen, Wilhelm Konrad (1845-1923),150, 151, 157

Rose, Heinrich (1796-1864), 237Rouelle, François (1703-1770), 33Rutherford, Daniel (1749-1819), 227, 229Rutherford, Ernest (1871-1937), 152,

153, 156, 160-164, 173-176, 244, 249Rydberg, 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, 251Séneca, Lucio Anneo, (4 a. C.-65 d. C.),

26, 169Silvio, Franciscus (1614-1672), 77Sklodowska, Marja (ver Marie Curie)Soddy, Frederick (1877-1956), 161-163,

192, 249Sommerfeld, Arnold (1868-1951), 177Stahl, Georg Ernest (1660-1734), 80Stas, Jean Seravais (1813-1891), 89Stoney, George Johnstone (1826-1911),

148Stromeyer, Friedrich (1776-1835), 238,

240Strutt, John William, lord Raleigh (1842-

1919), 243, 244

T

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

253

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), 218Thomson, Joseph John (1856-1940), 113,

148, 149, 161, 163, 164, 173Thomson, Thomas (1773-1852), 88, 89,

90Tito Lucrecio Caro (95- 55 a. C.), 39Tomás de Aquino (1225-1274), 78Torres Muñoz de Luna, Ramón (1822-

1890), 91, 138Travers, 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), 218van der Broek, Anton, 155van Helmont, Joan Baptista (1577-1644),

30, 40, 41, 76, 227Vauquelin, Louis Nicolas (1763-1829),

222, 229, 238Volta, Alessandro (1745-1827), 145, 233

W

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

204


270

Wien, Wilhelm (1864-1928), 149Winkler, Clemens (1838-1904), 130, 239,

240Wöhler, Freidrich (1800-1882), 91, 239,

240Wollaston, William (1776-1828), 90, 238,

240Woskressensky, Alexander (1809-1880),

109

Wurtz, Adolph (1817-1884), 91

Z

Zeemann, Pieter (1865-1943), 177Zenón de Kitión (aprox.342-270 a. C.),

26Zósimo (comienzos del siglo IV d. C.), 77

0135296CU01A01

Editorial

ISBN: 978-84-362-5899-8

9 788436 258998

35296

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.

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La Historia Del Sistema Periódico