La Historia Del Sistema Periódico

cuadernos

La Historia del Sistema Periódico Soledad Esteban Santos

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CUADERNOS DE LA UNED

La Historia del Sistema Periódico

SOLEDAD ESTEBAN SANTOS

UNIVERSIDAD NACIONAL DE EDUCACIÓN A DISTANCIA

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

ÍNDICE

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

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

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

19 21 22 22 24 26 27 30 30 32 34

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

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

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

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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

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

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

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

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ÍNDICE

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

209 211 211 213 216 217 219 220 223 225 230

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

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

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

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PRESENTACIÓN

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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INTRODUCCIÓN GENERAL

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

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BLOQUE TEMÁTICO I

SOBRE ÁTOMOS Y ELEMENTOS

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

TEMA 1

EVOLUCIÓN DE LA IDEA DE ELEMENTO

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

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

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EVOLUCIÓN DE LA IDEA DE ELEMENTO

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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EVOLUCIÓN DE LA IDEA DE ELEMENTO

Figura 1.1. Aristóteles de Estagira.

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

TIERRA

seco

frío

AGUA

FUEGO

caliente

húmedo

AIRE

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

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

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EVOLUCIÓN DE LA IDEA DE ELEMENTO

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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TEMA 2

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

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

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

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Figura 2.1. Demócrito de Abdera.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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ÁTOMOS O CORPÚSCULOS

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

2 volúmenes de hidrógeno

1 volumen

1 volumen

1 volumen oxígeno

+

1 volumen

2 volúmenes de vapor de agua

1 volumen

1 volumen

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

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ÁTOMOS O CORPÚSCULOS

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

+ 2 volúmenes de hidrógeno (H2)

1 volumen oxígeno (O2)

2 volúmenes de vapor de agua (H2O)

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

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ÁTOMOS O CORPÚSCULOS

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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TEMA 3

EL PESO DE LOS ÁTOMOS

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

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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EL PESO DE LOS ÁTOMOS

Tabla 3.1. Algunos de los pesos atómicos calculados por Dalton

Átomos

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

Pesos atómicos relativos al hidrógeno 1803

1808

1810

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

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

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

Tabla 3.2. Algunos de los pesos atómicos calculados por Berzelius

Elemento

Oxígeno Hidrógeno Carbono Nitrógeno Azufre Calcio Hierro Potasio Sodio Plata Cobre

1814

1818

1826

Pesos atómicos modernos 1960

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

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

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

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

Pesos atómicos relativos al oxígeno

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

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

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EL PESO DE LOS ÁTOMOS

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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EL PESO DE LOS ÁTOMOS

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

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

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

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

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

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Figura 3.2. Símbolos de Hassenfratz y Adet.

Figura 3.3. Símbolos de Dalton.

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

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

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

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BLOQUE TEMÁTICO II

HACIA EL SISTEMA PERIÓDICO

Dmitri Mendeleiev en sus años jóvenes.

TEMA 4

PRIMERAS CLASIFICACIONES EN QUÍMICA

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

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

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

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

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

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PRIMERAS CLASIFICACIONES EN QUÍMICA

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

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

Tabla 4.1. Clasificación de Rhases de los cuerpos minerales Cuerpos

Metales

Espíritus

Azufre, arsénico, mercurio y sal de amoniaco

Piedras

Marcasita, magnesia, etc.

Vitriolos

Sulfatos

Bóraces

Bórax, natrón (carbonato sódico), cenizas de plantas

Sales

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

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

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

Figura 4.2. Tabla de afinidades de Geoffroy.

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

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

Figura 4.3. Tabla de sustancias elementales de Lavoisier.

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

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

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

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

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

Cloro

Litio

Azufre

Estroncio

Bromo

Sodio

Selenio

Bario

Yodo

Potasio

Telurio

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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TEMA 5

ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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

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

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

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

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

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(A)

(B)

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

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

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

Figura 5.2. John A. R. Newlands.

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

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

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

1 2 3 4 5 6 7

F Na Mg Al Si P S

8 9 10 11 12 13 14

Cl K Ca17 Cr Ti Mn Fe

Elem./Nº orden

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

22 23 24 25 26 27 28

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

29 30 31 33 32 34 35

Elem./Nº orden Pd Ag Cd U Sn Sb Te

36 37 38 40 39 41 43

Elem./Nº orden I Cs Ba y V Ta W Nb Au

42 44 45 46 47 48 49

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

50 51 52 53 54 55 56

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

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

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

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

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

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

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

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ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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

3 werthig

2 werthig

1 werthig

Differenz =

Differenz =

Li = 7.03

(Be =9,3?)

16,02

(14,7)

N = 14,04

O=16,00

Fl = 19,0

Na =23,05

Mg = 24,0

16,5

16,96

16,07

16,46

16,08

16,0

Si = 28,5

P = 31,0

S = 32,07

Cl = 35,46

K = 39,13

Ca = 40,0

89,1/2 = 44,55

44,0

46,7

44,51

46,3

47,6

As = 75,2

Se = 78,8

Br = 79,97

Rb = 85,4

Sr = 87,6

89,1/2 = 44,55

45,6

49,5

46,8

47,6

49,5

Sn = 117,6

Sb = 120,6

Te = 128,3

J = 126,8

Cs = 133,0

Ba = 137,1

89,4/2 = 44,7

87,4/2 = 43,7

—

—

71/2=35,55

Pb = 207,0

Bi = 208,0

—

—

(Tl = 204?)

— Differenz =

2 werthig

C = 12,0 Differenz =

Differenz =

1 werthig

—

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Tabla 5.3. Tabla periódica de Meyer de 1870 I.

II.

III.

B=11,0

Al=27,3

IV.

V.

— C=11,97

Si=28

—

P=30,9

S=31,98

F=19,1

Cl=35,38

Li=7,01

Na=22,99

Mg=23,9

Pb=206,4

Sb=122,1

Se=78

Bi=207,5 Ta=182,2

Te=128? Mo=95,6

Br=79,75

— W=183,5

J=126,5

—

Mn=54,8

Ru=103,5

Os=198,6?

Fe=55,9

Rh=104,1

Ir=196,7

Co=Ni=58,6

Pd=106,2

Pt=196,7

K=39,04

Rb=85,2

Ca=39,9

Cs=132,7 Ag=107,66

Sr=87,0 Zn=64,9

— Au=196,2

Ba=136,8 Cd=111,6

IX.

—

Nb=93,7

Cu=63,3 ?Be=9.3

Sn=117,8

As=74,9

Cr=52,4 —

VIII. Tl=202.7 —

Zr=89,7

V=51,2 O=15,96

VII. ?In=113,4

—

Ti=48 N=14,01

VI.

—

— Hg=199,8

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

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ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

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ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

Figura 5.4. Imagen clásica de Mendeleiev.

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ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Figura 5.5. Borrador del primer sistema periódico de Mendeleiev.

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

Typische H = 1

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

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

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

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

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

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

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

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

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ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

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

1 2 3 4

GRUPO I — R2O.

GRUPO II — RO.

GRUPO III — R2O3.

GRUPO IV RH4.

GRUPO V RH3.

GRUPO VI RH2.

RO2.

R2O5.

RO3.

GRUPO VII RH. R2O7.

GRUPO VIII RO4.

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

Be=9,4

B=11

Mg=24 Ca=40

Al=27,3 – =44

C=12

Zn=65

– =68

N=14

O=16

Si=28 Ti=48

F=19

P=31 V=51

S=32 Sr=52

Cl=35,5 Mn=55

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

5 6

(Cu=63) Rb=85

7 8 9 10

(Ag=108) Cs=133

11 12

Sr=87

?Yt=88

Zr=90

Cd=112 Ba=137

In=113 ?Di=138

Sn=118 ?Ce=140

—

—

—

— —

— (Au=199)

—

– =72

?Er=178 Hg=200

—

Tl=204 —

As=75 Nb=94

?La=180

Sb=122 —

—

Ta=182

– =100

Ru=104 Rh=104 J=127

Pb=106 Ag=108 — — ——

— —

W=184

Bi=208 —

Br=80

Te=125

—

Pb=207 Th=231

Se=78 Mo=96

— —

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

— U=240

119

LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

120

TEMA 6

EL ÉXITO DE MENDELEIEV

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

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

123

LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

124

EL ÉXITO DE MENDELEIEV

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

125

LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

126

EL ÉXITO DE MENDELEIEV

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

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

127

LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

128

EL ÉXITO DE MENDELEIEV

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

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

Observación experimental

Peso atómico Densidad Punto de fusión Volumen atómico Fórmula del óxido

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

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

Peso atómico Óxido Sulfato

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

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

Peso atómico Densidad Volumen atómico Valencia Calor específico Óxido Tetracloruro

Eka-silicio (predicción: 1871) 72 5,5 13 4 0,073 EsO2 ; densidad: 4,7 EsCl4, p.eb. E1 E1

E2

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

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

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

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LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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MODELOS ATÓMICOS

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

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

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

179

LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

Representación

Principal

n

1, 2, 3, 4,....∞

nivel principal de energía

Azimutal

l

0, 1, 2, 3,....(n–1)

subnivel de energía y «forma» de los orbitales

Magnético

m

–l, ...0... +l

orientación espacial de los orbitales

De spin

s

+1/2 y –1/2

sentido del giro del electrón

180

Valores posibles

Información

MODELOS ATÓMICOS

Tabla 8.2. Tipo de orbital según el valor de l

Valor de l

Número de orbitales

Número máximo de electrones

0

1

2

–1 , 0, +1

3

6

–2, –1, 0, +1, +2

5

10

–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

7

14

Tipo de orbital

0

s

1

p (px py pz) 2 2 x –y

2

d (dxy dyz dxz d

3

f

Valores de m

2

dz )

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

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

181

LA HISTORIA DEL SISTEMA PERIÓDICO

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

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

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

182

MODELOS ATÓMICOS

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