La tabla periódica de los elementos químicos

José Elguero Bertolini, Pilar Goya Laza y Pascual Román Polo

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La tabla periódica es la piedra Rosetta de la naturaleza. Para el no iniciado es solo un centenar largo de recuadros numerados, cada uno de ellos con una o dos letras, dispuestos con una extraña simetría asimétrica. Sin embargo, para los químicos revela los principios organizativos de la materia, es decir, los principios organizativos de la química. En un nivel básico, toda la química está contenida en la tabla periódica.

Eso no quiere decir, naturalmente, que toda la química sea evidente a partir de la tabla periódica. Ni mucho menos, sin embargo, la estructura de la tabla refleja la estructura electrónica de los elementos y, por tanto, sus propiedades químicas y su comportamiento. Tal vez, lo más apropiado sería decir que toda la química comienza con la tabla periódica.

Rudy Baum, número especial de

Chemical & Engineering News sobre los elementos, 2003 ACS

Introducción

La ONU designó el año 2011 como el Año Internacional de la Química. Unos años más tarde, el 20 de diciembre de 2017, la Asamblea General de la ONU declaró el año 2019 como el Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos. La tabla periódica es uno de los pilares esenciales en los que se apoyan la química y la ingeniería química, pero también lo hacen la arqueología, astronomía, biología, bioquímica, ciencia de materiales, ciencia medioambiental, física, geología, paleontología y todas las ingenierías. La tabla periódica es el icono de la ciencia y la tecnología y una de las imágenes más fácilmente reconocibles de nuestra civilización.

La tabla periódica es una organización tabular de los elementos químicos en orden creciente de su número atómico (Z) y sus configuraciones electrónicas, ordenados en filas (periodos) y columnas (grupos) para enfatizar sus propiedades físicas y químicas recurrentes. Este ordenamiento muestra las relaciones periódicas que los elementos presentan resaltando un comportamiento similar en el mismo grupo.

Es fácil reconocer la tabla periódica en alguna de sus múltiples y muy variadas representaciones. Tal vez, las más conocidas son las de 18 (estándar o media-larga) y 32 columnas (larga), ambas con una estructura de castillo almenado. La más usual es la de 18 columnas con cuatro bloques rectangulares de elementos que exhiben algunas propiedades físicas y químicas similares entre ellos.

La tabla periódica tiene dos partes esenciales comunes en todas las lenguas del mundo: el número atómico y el símbolo —que representa el nombre del elemento con una o dos letras, la primera de ellas siempre se escribe con mayúscula—. Los nombres se pueden representar de forma distinta y con caracteres muy diversos en las diferentes lenguas. No obstante, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, en sus siglas inglesas), institución encargada de velar por el nombre de los elementos químicos, ha adoptado el inglés como lengua universal. Los nombres de los elementos químicos en las lenguas nacionales se refieren a los nombres establecidos por la IUPAC en inglés.

Desde el 28 de noviembre de 2016 se conocen 118 elementos químicos, tras la aprobación y adopción por la IUPAC de los elementos de números atómicos 113 (nihonio, Nh), 115 (moscovio, Mc), 117 (teneso, Ts) y 118 (oganesón, Og). De esta manera, se completa el periodo séptimo de las tablas periódicas de 18 y 32 columnas. Los elementos químicos se acomodan en la tabla periódica siguiendo el orden creciente de los números naturales que se corresponde con el orden creciente del número atómico. Es preciso recordar que los nombres de los elementos químicos en español deben escribirse con letras minúsculas, ya que se trata de nombres comunes, y debe evitarse transcribirlos con letras mayúsculas por muy importante que sea el elemento, como oro, platino y radio. Sin embargo, sus símbolos se escriben con la primera letra mayúscula, es decir, Au, Pt y Ra, respectivamente.

Cada elemento químico se caracteriza por tener un único número atómico, pero la mayoría de los elementos tiene diferente número de neutrones entre sus distintos átomos, que forman sus isótopos. Por ejemplo, el elemento hidrógeno tiene tres isótopos naturales. Todos sus átomos tienen un único protón. El protio, hidrógeno-1 o 1H es el isótopo de hidrógeno más común con una abundancia del 99,98% y contiene un protón nuclear y un electrón. El deuterio, hidrógeno-2 o 2H es el otro isótopo de hidrógeno más estable con una abundancia de 0,0115% y contiene un protón, un neutrón y un electrón. El tritio, hidrógeno-3 o 3H es el tercer isótopo natural del hidrógeno. Este es radiactivo, decae por desintegración beta a helio-3 y tiene una vida media de 12,32 años. Solo está presente en pequeñas trazas y contiene un protón, dos neutrones y un electrón. Además, el hidrógeno tiene cuatro isótopos artificiales (4H, 5H, 6H y 7H).

El capítulo 1 recoge las primeras ordenaciones de los elementos químicos en forma de listas y las primeras tablas con valores de sus pesos atómicos inexactos. Más tarde, se muestran, una vez establecidos los símbolos por el químico sueco Jöns Jacob Berzelius, tablas de elementos en donde se resaltan algunas relaciones matemáticas y ordenaciones parciales de elementos hasta llegar al año 1860, cuando tuvo lugar el Primer Congreso Internacional de Químicos celebrado del 3 al 5 de septiembre en la ciudad alemana de Karlsruhe. En este congreso, el químico italiano Cannizzaro pudo difundir sus ideas acerca de los pesos atómicos determinados por él.

La difusión y expansión de las ideas de Cannizzaro y las ventajas que representaban para los químicos de la época se recogen en el capítulo 2. En el periodo 1862-1872 se produjeron grandes avances en la tabla periódica de los elementos químicos gracias a las propuestas de de Chancourtois, Newlands, Odling, Hinrichs, Meyer y Mendeléiev, entre otros. Estos avances culminaron con la primera versión de la tabla periódica moderna de Mendeléiev de 1869. Sin embargo, la tabla periódica no es una obra individual, sino una obra colectiva de un gran número de científicos.

Los grandes éxitos de la propuesta de Mendeléiev vendrían en los años siguientes tras el desafío del químico ruso a la comunidad científica con sus predicciones sobre la existencia de nuevos elementos químicos que no se conocían todavía. En el capítulo 3 se muestran los descubrimientos del galio (Lecoq de Boisbaudran, 1875), escandio (Nilson, 1879) y germanio (Winkler, 1886). También se subrayan las dificultades que tuvo que superar la propuesta de Mendeléiev por la falta de precisión en los pesos atómicos y la aparición de descubrimientos científicos —los rayos X, la radiactividad natural, el electrón, los primeros elementos radiactivos, primeros modelos nucleares, la mecánica cuántica, los isótopos, el protón, el neutrón y los elementos de las tierras raras—, que cuestionaban la tabla periódica de Mendeléiev organizada en orden creciente de su peso atómico. Entre 1913-1914, el físico inglés Moseley estableció la ley que lleva su nombre, en la que demostró que los elementos químicos se organizaban en orden creciente de su número atómico. Con posterioridad, ha habido aportaciones notables como las del químico estadounidense Seaborg, que, además de codescubrir diez nuevos elementos transuránidos, incorporó las series de los actínidos y los superactínidos debajo de la de los lantánidos. La tabla periódica ha llegado hasta el último elemento aceptado por la IUPAC (oganesón, Z=118) gracias al ciclotrón y los potentes aceleradores lineales de partículas. Desde 1914 hasta hoy se han propuesto más de mil tablas y sistemas periódicos, todos ellos basados en la ley de Moseley.

En el capítulo 4 se revisa el concepto de isótopo, sus tipos y su influencia en el peso atómico, así como los diferentes tipos de emisiones de los isótopos y sus consecuencias. La tabla periódica se caracteriza por que los isótopos estables están ausentes a partir del elemento de número atómico 82. Los isótopos radiactivos pueden ser naturales y artificiales. Se destacan algunos de ellos por sus importantes aplicaciones en ciencia, medicina y tecnología como la resonancia magnética nuclear (RMN), la tomografía por resonancia magnética (TRM) y la espectrometría de masas (EM).

El origen del nombre de los elementos, su significado y su símbolo junto con el año de su descubrimiento se muestran en el capítulo 5. También se representan en una tabla periódica los países que han contribuido a su descubrimiento a través de sus banderas. De ellos destacan cinco, Gran Bretaña, Suecia, Estados Unidos, Alemania y Francia, que descubrieron 86 elementos de los 118 que actualmente se conocen. Además, se aborda la controversia de los nombres tungsteno y wolframio, y se reivindican los tres elementos descubiertos o aislados por científicos españoles, platino (Antonio de Ulloa, 1748), wolframio (Juan José y Fausto Delhuyar, 1783) y vanadio (Andrés Manuel del Río, 1801).

La tabla periódica de los elementos químicos es un icono de la ciencia y la cultura universales. En el capítulo 6 se revisa su importancia en la literatura y se destacan algunas obras literarias como El sistema periódico, del químico y escritor italiano Primo Levi, o El tío Tungsteno: recuerdos de un químico precoz, del neurólogo y escritor británico, divulgador de la ciencia y apasionado de la química, Oliver Sacks. También se reseñan algunos libros relacionados con el wolframio como El año del wolfram, del farmacéutico y escritor español Raúl Guerra Garrido, La batalla del wolframio: Estados Unidos y España de Pearl Harbor a la Guerra Fría, 1941-1947, del historiador español Joan María Thomas Andreu, Breves historias del wolfram, del fotógrafo y escritor español Ramón Cela López, El tungsteno, del escritor y poeta peruano César Abraham Vallejo Mendoza, y con otros elementos químicos como A is for arsenic: the poisons of Agatha Christie, de la química y divulgadora de la ciencia británica Kathryn Harkup, y El caballo pálido, de la escritora británica Agatha Christie, entre otros. La tabla periódica también ha sido llevada al teatro, cine y televisión. Asimismo, la tabla periódica y los elementos químicos han sido musicados por diferentes autores. Por último, la tabla periódica y los elementos que la componen han sido tratados como un elemento decorativo y en la filatelia mundial.

Este libro es un proyecto de los autores para colaborar en la divulgación de la tabla periódica de los elementos químicos entre estudiantes, profesores y estudiosos amantes de la misma con ocasión de la declaración por la Asamblea General de Naciones Unidas del año 2019 como el Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos con la pretensión de ayudar a entender este icono de la ciencia y la cultura universales.

CAPÍTULO 1

Antecedentes de la tabla periódica (hasta 1860)

La evolución de la tabla periódica está vinculada con el descubrimiento, aislamiento y creación de los elementos químicos. El hallazgo de los primeros elementos se pierde en la noche de los tiempos y es imposible asignar el nombre de sus descubridores. Los avances de la humanidad condujeron a la utilización de nuevos elementos químicos y sus aleaciones sin saber de qué tipo de materiales se trataba. Se conocían sus propiedades y la importancia de los metales fue de gran transcendencia en el desarrollo de la humanidad. Uno de los periodos recibió el nombre de Edad de los Metales —una de las dos grandes etapas tecnológicas en las que tradicionalmente se ha subdividido la Prehistoria euroasiática—. Este periodo siguió a la Edad de Piedra y se conocen tres etapas: la Edad del Cobre, la Edad del Bronce (aleación de cobre y estaño) y la Edad del Hierro. Se aprendió la mecanización por martilleado de los metales nativos en el Neolítico y, más tarde, se empleó la técnica de la fundición que comenzó con los minerales de cobre.

En la Antigüedad se conocían nueve elementos químicos (cobre, plomo, oro, plata, hierro, carbono, estaño, azufre y mercurio), según unos autores, y tres más (zinc, arsénico y antimonio), según otros. Entre ellos destacan los siete metales de la Antigüedad (tabla 1) que aparecen no por el orden de su descubrimiento, sino para que correspondan con los días de la semana desde el domingo hasta el sábado. En español hay dos días que no encajan con los dioses o los astros debido a nuestra cultura judeocristiana (sábado y domingo), pero que sí se mantienen en inglés.

Tabla 1

Los dioses de las mitologías griega y romana, los siete metales de la Antigüedad, sus nombres y símbolos, los astros y los días de la semana.

Mitología

Símbolo

Metal

Origen

Astro

Idioma

Griega

Romana

Alquimistas

IUPAC

Español

Inglés

Febo

Helios

Au

oro

aurum

Sol

domingo

Sunday

Artemisa

Diana

Ag

plata

argentum

Luna

lunes

Monday

Ares

Marte

Fe

hierro

ferrum

Marte

martes

Tuesday

Hermes

Mercurio

Hg

mercurio

hydrargyrum

Mercurio

miércoles

Wednesday

Zeus

Júpiter

Sn

estaño

stannum

Júpiter

jueves

Thursday

Afrodita

Venus

Cu

cobre

cuprum

Venus

viernes

Friday

Crono

Saturno

Pb

plomo

plumbum

Saturno

sábado

Saturday

La importancia del uso y dominio de los elementos químicos y sus compuestos ha tenido un papel decisivo en el desarrollo de la humanidad. Las distintas civilizaciones y culturas se interesaron por el conocimiento del origen y composición del cosmos. Entre ellas destacan las culturas egipcia, babilónica, hinduista, budista, china, griega y tibetana. Los filósofos griegos, tras largos periodos de reflexión, llegaron a la conclusión de que el cosmos estaba constituido por cuatro elementos (agua, aire, fuego y tierra), a los que Aristóteles añadió el quinto elemento, quintaesencia o éter, representación de la perfección y la pureza. Además, establecieron las cualidades que exhibía la materia al combinarlos. Así, lo cálido surgía al mezclar el aire y el fuego; la sequedad resultaba al combinar el fuego y la tierra; el frío aparecía por la acción del agua sobre la tierra, y la humedad al mezclar el agua con el aire. Estos elementos se relacionaron con los cinco poliedros platónicos. Aristóteles, discípulo de Platón, asoció estos cinco elementos con otros tantos poliedros: el fuego al tetraedro, el aire al octaedro, la tierra al cubo, el agua al icosaedro y el éter al dodecaedro. Así fueron recogidos por Johannes Kepler en su obra Mysterium Cosmographicum, publicada en 1595.

Por otra parte, los filósofos chinos creían que el universo estaba constituido por cinco elementos (agua, fuego, madera, metal y tierra). Establecieron entre ellos las siguientes relaciones para explicar su generación: la madera alimenta el fuego, el fuego crea la tierra (cenizas), la tierra contiene al metal, el metal recoge al agua y el agua nutre la madera.

En la Edad Media se propagaron las ideas de Aristóteles junto con las de los alquimistas. La alquimia se transmitió a través de los siglos desde Egipto y Arabia a Grecia y Roma y, finalmente, a Europa occidental y central, gracias a los alquimistas árabes y chinos. La palabra “alquimia” procede del árabe ‘al-kimia’, que se refiere a la preparación de la piedra o elixir de los egipcios. ‘Kimia’ proviene de copto ‘khem’, que se refería al fértil suelo negro del delta del Nilo. Otros autores consideran que ‘kimia’ procede del griego ‘chymeía’, que significa el arte de extraer los jugos de los animales o las plantas.

Los objetivos de los alquimistas eran tres: hallar la piedra filosofal o piedra del conocimiento, revelar los secretos de la eterna juventud y la salud y descubrir la transmutación de los metales. Los alquimistas medievales pensaban que los distintos elementos eran una misma sustancia con diversos grados de pureza. El oro era el más puro de todos y la plata lo seguía de cerca. Los alquimistas utilizaban los signos astronómicos de los planetas para representar los elementos químicos. Fueron capaces de desarrollar equipos de laboratorio, procesos experimentales y obtuvieron nuevas sustancias que han llegado hasta nuestros días. La principal aportación de los alquimistas fueron los metales y sus compuestos derivados. Cuando calentaban los metales al aire prepararon la calx metallica, lo que hoy se conoce como el óxido metálico, que se forma por la reacción del metal con el oxígeno del aire.

Noción de elemento

El alquimista Robert Boyle publica en 1661 el libro El químico escéptico. Con él comienza a aplicarse el método científico a la alquimia y asienta las bases de la química moderna. A Boyle se le considera el primer químico moderno; fue el pionero en tratar de definir un elemento químico como la sustancia que no se puede descomponer en otras y lo diferencia de un compuesto en que este último está constituido por dos o más elementos. Se percató de que existían más elementos que los cuatro propuestos por los griegos y los alquimistas, aunque no pudo probarlo por carecer de los equipos apropiados. En el siglo XVII y comienzos del XVIII, además de ser uno de los fundadores de la Royal Society, instituida el 28 de noviembre de 1660, Boyle y sus discípulos realizaron diversos experimentos con gases, que les condujo a identificar la importancia del aire para llevar a cabo la combustión y su papel en las reacciones con los metales.

En esa misma época tuvo lugar la aparición de la teoría del flogisto, propuesta por Johann Joachim Becher y continuada y revitalizada por su discípulo George Stahl. Esta teoría trataba de explicar la combustión a través de una sustancia hipotética llamada terra pinguis, flogisto o principio inflamable. Esta teoría sostenía que cuando una sustancia ardía, se liberaba el flogisto, de modo que cuando un metal, formado por la cal metallica y el flogisto, se calentaba en el aire, se desprendía el flogisto y se obtenía la cal. La teoría mostraba algunos errores científicos: el aumento de peso al calentar el metal suponía que el flogisto debía tener un peso negativo; además, el aire absorbía el flogisto, por tanto, el aire debía aumentar de volumen, cuando sucedía lo contrario al calentar un metal en un recipiente cerrado. Esta teoría fue desplazada por la teoría de la combustión de Antoine-Laurent de Lavoisier, aunque se resistió a su desaparición por la importancia de algunos de sus seguidores como Guillaume François Rouelle, Joseph Priestley, Carl Wilhelm Scheele y Torbern Olof Bergman, entre otros.

El comienzo de la química moderna

El descubrimiento casi simultánea e independientemente por Priestley (Wiltshire, Inglaterra) y Scheele (Upsala, Suecia) del oxígeno marca el comienzo de la química moderna. El químico y farmacéutico Scheele obtuvo el oxígeno por primera vez en 1772; lo llamó “aire ígneo”, pero no publicó sus resultados hasta el año 1777 en un libro titulado Tratado químico del aire y el fuego, a pesar de que su editor lo recibió dos años antes. Lo consiguió por diversos métodos: por calentamiento de óxidos y sales como óxido de mercurio(II), óxido de manganeso(IV), carbonato de plata, nitrato de potasio y varios nitratos de metales pesados. Sin embargo, el hallazgo del oxígeno se atribuye al clérigo británico Joseph Priestley, cuando realizó un ingenioso experimento el 1 de agosto de 1774 al calentar el óxido de mercurio(II) dentro de un tubo de vidrio por la acción de los rayos del sol procedentes de una lupa, que liberó un gas al que denominó “aire desflogistizado”. Observó que en presencia de dicho gas, las velas ardían con luz más brillante y un ratón se volvía más activo y vivía más tiempo cuando respiraba este gas. Él mismo notó que se sentía muy “ligero y cómodo”. El oxígeno para Priestley era un aire atmosférico desprovisto de flogisto. Priestley publicó sus resultados en 1775 en su artículo titulado “An Account of Further Discoveries in Air”, que incluyó en el segundo volumen de su libro Experiments and Observations on Different Kinds of Air. Generalmente, se atribuye la prioridad del descubrimiento del oxígeno a Priestley porque fue el primero en publicar sus hallazgos.

Tabla 2

Evolución del descubrimiento de los elementos en función del tiempo.

Periodo

Nº elementos

SEQ

Elemento (año)

< 1750

15

15

Ca, Sa, Cub, Auc, Snd, Fed, Agd, Pbd, Hge, Sbc, As (1250), P (1669), Co (1735), Zn (1746), Pt (1748)

1751-1775

7

22

Ni (1751), Bi (1753), H (1766), N (1772), Cl (1774), Mn (1774), O (1774)

1776-1800

8

30

Mo (1781), Te (1782), W (1783), U (1789), Zr (1789),Ti (1791), Cr (1797), Be (1798)

1801-1825

20

50

Nb (1801), V (1801), Ta (1802), Ce (1803), Ir (1803), Os (1803), Pd (1803), Rh (1803), K (1807), Na (1807), Ba (1808), B (1808), Ca (1808), Mg (1808), Sr (1808), I (1811), Cd (1817), Li (1817), Se (1817), Si (1824)

1826-1850

8

58

Br (1826), Al (1827), Th (1828), La (1839), Er (1842), Y (1843), Tb (1843), Ru (1844)

1851-1875

6

64

Cs (1860), Rb (1861), Tl (1861), In (1863), He (1868), Ga (1875)

1876-1900

19

83

Sc (1876), Ho (1878), Yb (1878), Sm (1879), Tm (1879), Gd (1880), Nd (1885), Pr (1885), Dy (1886), F (1886), Ge (1886), Ar (1894), Kr (1898), Ne (1898), Po (1898), Ra (1898), Xe (1898), Ac (1899), Rn (1900)

1901-1925

5

88

Eu (1901), Lu (1907), Pa (1913), Hf (1923), Re (1925)

1926-1950

10

98

Tc (1937), Fr (1939), At (1940), Np (1940), Pu (1940), Pm (1941), Am (1944), Cm(1944), Bk (1949), Cf (1950)

1951-1975

8

106

Es (1952), Fm (1952), Md (1955), No (1958), Lr (1961), Rf (1964), Db (1967), Sg (1974)

1976-2000

8

114

Bh (1976), Mt (1982), Hs (1984), Ds (1994), Rg (1994), Cn (1996), Fl (1999), Lv (2000)

2001-2017

4

118

Og (2002), Nh (2004), Mc (2004), Ts (2010)

Total

118

a Prehistoria; b 9000 a. c.; c 5000 a. c.; d 3000 a. c.; e 2000 a. c.

Algunos autores piensan que es más trascendente la comprensión que el propio hallazgo de las nuevas sustancias. Este es el caso del descubrimiento del oxígeno. Lavoisier dio a este elemento el nombre de oxígeno (del griego oxys ‘ácido’ y genēs ‘engendrador’), es decir, que engendra los ácidos, porque creía que entraba en la constitución de todos ellos. Hoy sabemos que este nombre es erróneo, porque existen ácidos que no contienen oxígeno —el elemento que mejor se corresponde con la creencia de Lavoisier es el hidrógeno—; sin embargo, a pesar del error, se mantiene el nombre asignado por Lavoisier. La palabra oxygen comenzó a utilizarse en la Gran Bretaña en 1788.

En la tabla 2 se muestra la evolución del descubrimiento de los elementos químicos en función del tiempo. Se aprecia que hasta el año 1750 solo se conocían 15 elementos. En esa época el concepto de elemento químico no estaba perfectamente definido. Con tan escaso número de elementos y la falta de precisión en el concepto de elemento no era factible establecer relaciones entre los elementos conocidos. No es hasta 1789 cuando Lavoisier publica su lista de 33 sustancias simples divididas en cuatro grandes grupos en su libro Traité élémentaire de chimie (figura 1). De estas 33 sustancias simples solo 23 se han incorporado en la tabla periódica actual. Algunos elementos eran erróneos como el calórico y la luz, otros no eran elementos químicos sino radicales (muriático, fluórico y borácico) o alguno de sus compuestos como las cinco cales que aparecen al final de la tabla. Además faltaba el cloro, al que Lavoisier consideraba un compuesto y que había sido descubierto en 1774 por Scheele. Inicialmente, los nombres de los elementos estaban relacionados con sus propiedades, su origen o con el nombre de los minerales de los que procedían.

Figura 1

Portada del libro Traité élémentaire de chimie.

En las recomendaciones de 2016, la IUPAC, manteniendo la tradición, aconseja que se den a los nuevos elementos descubiertos los nombres de:

Un concepto o carácter mitológico (incluyendo un objeto astronómico).

Un mineral o sustancia similar.

Un lugar o región geográfica.

Una propiedad del elemento.

Un científico.

Tabla 3

Clasificación de los nombres de algunos elementos químicos en la tabla periódica actual.

Centros de investigación (Bk, 1949 – Db, 1967; Ds, 1994)

Científicos ilustres (Gd, 1880; Cm, 1944 – Mt, 1982; Rg, 1994; Cn, 1996)

Cuerpos celestes (Ce, 1803 – Pu, 1940)

Geográficos (Cu, Antigüedad – Hs, 1984)

Ciudades (Lu, 1907 – Hf, 1923; Ds, 1994)

Continentes (Eu, 1901 – Am, 1944)

Países (Ru, 1844 – Fr, 1939)

Regiones (Cf, 1950 – Hs, 1984)

Ríos (Re, 1925)

Mineral, mena o metal (Zr, 1789 – Sm, 1879; Rn, 1900)

Mitológicos (Au, Antigüedad – Pm, 1945)

Propiedades físicas o químicas (Sn, Antigüedad – At, 1940)

Color (Cl, 1774 – In, 1863)

Densidad (Mo, 1781; Ba, 1808)

Generadores de compuestos (H, 1766; N, 1772; O, 1774)

Reactividad (Ar, 1894)

Sistemáticos (IUPAC) (Uut, 2004 – Uuo, 2006)

Superstición (As, 1250 – W, 1783)

Otros (Ne, 1898; Kr, 1898; Xe, 1898)

La revisión de los nombres de los elementos químicos conocidos en la actualidad permite clasificarlos en las categorías que se muestran en la tabla 3. Los distintos grupos se acompañan con algunos ejemplos. Entre estos hay que destacar la presencia de los nombres sistemáticos, aconsejados por la IUPAC con el uso de prefijos griegos o latinos para indicar su número atómico mientras se determina la prioridad de sus descubridores. Estos prefijos son: un (1), bi (2), tri (3), quad (4), pent (5), hex (6), sept (7) oct (8) enn (9) y nil (0). Así, el elemento de número atómico 118 tuvo como nombre “ununoctio” antes de ser denominado “oganesón”. Entre los elementos químicos que proceden de la superstición se pueden citar el arsénico y el wolframio. En el grupo de otros se recogen varios gases nobles como el neón (que significa ‘nuevo’), kriptón (‘oculto’) y xenón (‘extraño’, ‘extranjero’).

Primeros intentos de clasificación: pesos atómicos y símbolos

La aplicación de nuevas técnicas jugó un papel determinante en el avance de la química y en el descubrimiento de nuevos elementos en los albores del siglo XIX. En 1800, el físico italiano Alessandro Volta inventa la pila eléctrica, que lleva su nombre. Este invento tendría una aplicación inmediata en el descubrimiento de nuevos elementos químicos. Ese año se conocían 30 elementos químicos, pero se desconocían sus pesos atómicos. Dos químicos destacaron en esta tarea: Humpry Davy y Jöns Jacob Berzelius. A Davy se le atribuye el aislamiento de seis nuevos elementos: sodio (1807), potasio (1807), boro (1808), magnesio (1808), calcio (1808) y bario (1808), mientras que a Berzelius se le reconoce el hallazgo de cuatro: cerio (1803), selenio (1817), silicio (1824) y torio (1828). Es decir, ellos dos incrementaron en un tercio los elementos conocidos a comienzos del siglo XIX.

En esta época la química acababa de ser considerada como una ciencia exacta y se habían establecido las principales leyes estequiométricas. John Dalton había enunciado la teoría atómica de la materia en 1803 que, más tarde, recogió en la primera parte de su libro A New System of Chemical Philosophy (1808). Después, se desarrollarían otras leyes, hipótesis y principios que conducirían a la elaboración de otras teorías. Amedeo Avogadro publica en 1811 el artículo “Essai d’une manière de déterminer les masses relatives des molécules élémentaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons”. En 1814, André-Marie Ampère formula la hipótesis de Avogadro de manera independiente: “Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas”. Por su parte, en 1815 y 1816, el químico, médico y teólogo inglés William Prout publicó dos artículos en los que estableció la hipótesis que lleva su nombre, en la que el peso atómico de cualquier elemento es un número entero múltiplo del peso atómico del hidrógeno y que los átomos de los demás elementos eran en realidad agrupaciones de varios átomos de hidrógeno. Quizás esto quería decir que los átomos de los elementos estaban compuestos de átomos de hidrógeno. Sin embargo, algunos pesos atómicos se alejaban de su hipótesis por lo que consideró que las medidas experimentales de los pesos atómicos eran incorrectas. La repetición de medidas más precisas condujo a la conclusión de que la hipótesis no era correcta.

Durante el siglo XIX un gran número de científicos fueron ampliando y mejorando la tabla de elementos propuesta por Lavoisier. Así, John Dalton presentó, en 1803, una tabla con 20 elementos, sus símbolos, sus pesos atómicos y sus compuestos. Los pesos atómicos se basaban en la hipótesis de Prout. Cinco elementos eran compuestos (magnesia, lima, soda, potasa y baritas). Los símbolos de los elementos los representaba con círculos en los que introducía signos o letras para diferenciarlos. En 1808, Dalton había completado esta tabla hasta alcanzar 36 elementos. Además, formuló los compuestos químicos utilizando sus símbolos como se aprecia en la parte inferior de la tabla derecha (figura 2). Sus pesos atómicos le condujeron a formular el agua como HO.

Una gran aportación al desarrollo de la formulación y clasificación de los elementos químicos vino de la mano de Jöns Jacob Berzelius, quien inspirado en el sistema de Linneo para clasificar los seres vivos, propuso en 1813-1814 una tabla con 19 elementos y una nueva nomenclatura para los elementos químicos derivándolos del latín y los representó por símbolos utilizando una o dos letras derivadas de sus nombres latinos. A finales de 1814 había completado una tabla con 47 elementos y sus respectivos símbolos, la mayoría de los cuales se conservan en la actualidad. Además, Berzelius representó los compuestos químicos por fórmulas basadas en sus símbolos. Así, el agua la formuló como H2O, expresando de esta manera la contribución de cada elemento en la composición del agua, dos átomos de hidrógeno por uno de oxígeno. El número de átomos de cada elemento lo escribió por medio de superíndices. Fueron los químicos alemanes quienes, más tarde, los representaron como subíndices (H2O). Berzelius también publicó una tabla con valores de los pesos atómicos muy precisos en la que daba al oxígeno el valor de 100.

Figura 2

Tabla de 20 elementos químicos propuesta por Dalton en 1803.

Una gran aportación al desarrollo de la tabla periódica fue el principio general propuesto por el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner que contribuyó a la necesidad de medir con mayor rigor y precisión los pesos atómicos de los elementos. De este modo allanó el camino hacia la tabla periódica de los elementos químicos. Döbereiner fue probablemente el primero en observar una conexión lógica entre los elementos. Comenzó su trabajo en 1817 y se percató que existían grupos de elementos en los que uno de ellos tenía las propiedades físicas, como el peso atómico y la densidad, que eran aproximadamente la media de las que exhibían los otros dos elementos. A estos grupos les dio el nombre de tríadas. En 1829, publicó en la revista Annalen der Physik und Chemie la ley de las tríadas al observar que familias de tres elementos adyacentes mostraban propiedades físicas semejantes como litio, sodio y potasio; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y telurio; cloro, bromo y yodo; y manganeso, cromo y hierro. Utilizó el trabajo de Berzelius para la determinación de los pesos atómicos del bromo y del yodo. Por ejemplo, el peso atómico del sodio (23) era la media entre el del litio (7) y el del potasio (39). Un patrón que se repetía en las otras tríadas. Döbereiner también encontró que la densidad del elemento central en la mayoría de las tríadas es aproximadamente igual a la media de las densidades de los otros dos elementos. Así, la densidad del estroncio (2,60 g/cm3) es muy cercana a la media de las densidades del calcio (1,55 g/cm3) y del bario (3,51 g/cm3). Este descubrimiento tuvo una gran importancia en el desarrollo de la tabla periódica porque daba una pista de una regularidad numérica y sugería un orden matemático y una relación química entre los elementos de las tríadas. Aunque Döbereiner formuló uno de los primeros intentos de clasificar los elementos químicos no supo profundizar y conectar estas relaciones físico-matemáticas. El modelo de las tríadas de Döbereiner no era útil porque no permitía el encaje de varios elementos descubiertos más recientemente dentro de él.

Desde 1820 hasta 1860 otros químicos, precursores de Dimitri Ivánovich Mendeléiev, intentaron organizar los elementos. Cabe citar a Leopold Gmelin (1827, 1843, 1850), Max von Pettenkofer (1850, 1858), Jean-Baptiste Dumas (1851, 1857, 1859), Peter Kremers (1852, 1856), John Hall Gladstone (1853), Josiah Parsons Cooke (1854, 1855), William Odling (1857), John Mercer (1858) y Mathew Carey Lea (1860). Muchos de estos investigadores desarrollaron variaciones de las tríadas de Döbereiner, sugiriendo complejas relaciones aritméticas entre los elementos y creando tablas periódicas avanzadas.

En 1831, el británico Charles Daubeny presentó una tabla con varios elementos químicos junto con sus pesos atómicos y símbolos en su obra Introduction to the Atomic Theory, siguiendo la teoría de Dalton, a quien dedica su libro. De entre los autores que utilizaron el método de Döbereiner y encontraron nuevas tríadas destacan Leopold Gmelin, Erns Lenssenn y Peter Kremers. Gemelin ordenó 55 elementos en varias tríadas y tétradas en una tabla en forma de V. Ernst Lenssen organizó 58 elementos químicos en 20 tríadas, a excepción del niobio. Diez de ellas constaban de no metales y metales que no formaban ácidos y las otras diez formadas por metales. Además, Lenssen sugirió otras relaciones que implicaban grupos de tríadas. De este modo, identificó un total de siete supertríadas. Fue otro de los pioneros capaz de hacer predicciones sobre la base de su sistema. Por ejemplo, predijo los pesos atómicos del erbio y terbio, que todavía no habían sido encontrados. Es decir, que Mendeléiev no fue el primero en hacer predicciones utilizando clasificaciones de elementos como se suele creer. No obstante, las predicciones que realizó Lenssen fueron incorrectas. La primera persona que desarrolló una relación horizontal fue el alemán Peter Kremers, quien, en 1852 y en 1856 sugirió que determinados elementos podían pertenecer a dos tríadas colocadas perpendicularmente, adelantándose a Mendeléiev en esta idea, donde ya se empieza a atisbar su futura tabla periódica. No se avanzó más en esta idea por la inexactitud de los pesos atómicos de los elementos conocidos. De entre estos precursores destacaron por méritos propios Dumas y Odling. Dumas ya en 1851 estableció relaciones numéricas entre los pesos atómicos de algunas familias de elementos, que aumentó en 1857 y 1859. Odling publicó en 1857 una clasificación de 13 grupos, muchos de ellos de tríadas, y en 1865 comunicó un sistema basado en los pesos atómicos crecientes.

El Congreso de Karlsruhe y los pesos atómicos

En los sesenta primeros años del siglo XIX se produjo un gran progreso de la química en el descubrimiento de nuevos elementos, en las ideas precursoras para su ordenación en sistemas y tablas, y en la propuesta de nuevas hipótesis, principios, leyes y teorías para entender la naturaleza y composición de las sustancias químicas. En 1800 se conocían 30 elementos químicos, y en 1860 ya se habían descubierto 29 nuevos elementos llegando a los 59, con lo que casi se duplicó el número de elementos conocidos a principios de siglo. A pesar del escaso número de elementos conocidos y la poca fiabilidad de sus pesos atómicos hubo una pléyade de precursores de la tabla periódica que avanzaron ideas originales como el uso del peso atómico para su clasificación, la periodicidad y la predicción de algunos elementos inexistentes e incluso se adelantaron en la definición de sus propiedades físicas y químicas.

La teoría atómica de Dalton (1808) estaba lejos de ser universalmente aceptada por todos los químicos. Hubo quienes la adoptaron enseguida, pero un importante grupo se opuso a ella radicalmente. Entre estos últimos estaba William Hyde Wollaston, quien enunció la teoría de los equivalentes. En 1813 propuso el uso de los pesos equivalentes como las unidades fundamentales de la química. Estos resultaron muy atractivos para muchos químicos, ya que parecía que podían determinarse experimentalmente sin recurrir a ninguna teoría. La confusión aumentó debido a que no se podían normalizar muchas fórmulas empleadas para representar los compuestos químicos.

Berzelius propuso la teoría dualista en la década de 1830, en la que suponía que los átomos y sus compuestos estaban formados por una parte positiva y otra negativa. Esta teoría permitía comprender los fenómenos electroquímicos. Cuando August Laurent y Charles Frédéric Gerhardt intentaron en la década de 1840 recuperar la hipótesis de Avogadro, desarrollaron una nueva teoría: la teoría unitaria. Fueron demasiado lejos en su propuesta y aumentaron la confusión en la química con el desarrollo de su teoría. A finales de la década de 1850 la química se hallaba en una difícil situación por el enconamiento entre los químicos de distintos grupos y países en defensa de sus teorías. Entre las polémicas más duras y crueles que se recuerda en la historia de la ciencia se halla la que enfrentó a atomistas y equivalentistas. Estos últimos negaban la existencia de los átomos y las moléculas, basándose en que nadie los había podido observar, que eran defendidos a ultranza por los atomistas. Dos equivalentistas de gran peso científico, político y social fueron los químicos franceses Jean-Baptiste Dumas y Marcellin Pierre Eugène Berthelot. En el lado de los atomistas se hallaban los químicos franceses August Laurent y Charles Frédéric Gerhardt, que se defendían de la hostilidad de sus poderosos compatriotas y otros eminentes químicos europeos.

La teoría unitaria o de la sustitución, propuesta por Jean-Baptiste Dumas fue desarrollada por su discípulo August Laurent y el alumno de este, Charles Frédéric Gerhardt, en oposición a la teoría dualista. Los descubrimientos por Dumas del ácido tricloroacético a partir del ácido acético y por Laurent de la sustitución de algunos átomos de hidrógeno por cloro llevada a cabo en el alcohol etílico enfurecieron a Berzelius porque echaban por tierra su teoría dualista. Ante la irritación de Berzelius, Dumas se retractó de sus ideas sobre la teoría unitaria y no reconoció el trabajo de su discípulo Laurent, con quien terminó enemistándose. Berzelius y otros ilustres químicos eran incapaces de reconciliar la sustitución de un elemento electropositivo por otro electronegativo. Sin embargo, estos avances científicos dieron a Gerhardt la idea para desarrollar la teoría de los tipos —una gran mejora de la teoría unitaria— al observar que los compuestos orgánicos y otros similares se podían obtener de los compuestos hidrogenados de los que derivaban.

En la misma época se fueron desarrollando nuevos principios, leyes e hipótesis. Entre ellos, merecen ser destacadas las hipótesis de Avogadro (1811), de Ampère (1814) y la ley de Gay-Lussac (1802) sobre la constitución de las sustancias en estado gaseoso. Para determinar los pesos moleculares de los líquidos se utilizaba el método de Dumas (1826). Con él, Dumas pudo demostrar que el peso molecular de algunos compuestos orgánicos era directamente proporcional a su densidad de vapor. Para calcular el peso atómico de los elementos sólidos se empleaba la ley formulada en 1819 por Pierre Louis Dulong y Alexis Thérèse Petit que establece que “el producto del calor específico de cualquier elemento sólido por su peso atómico es constante e igual a 6,3 (expresado en cal/ºC at-g)”.

El personaje que colaboró en gran medida a resolver el problema en el que se hallaba la química fue el italiano Stanislao Cannizzaro. Este se incorpora a la Universidad de Génova en octubre de 1855, donde permanece hasta finales de 1861. Uno de los años más importantes en su vida es el de 1858, cuando publica su artículo seminal “Sunto di un corso di filosofía chimica, fatto nella Regia Università di Genova” (“Compendio de un curso de filosofía química, realizado en la Real Universidad de Génova”), en Il Nuovo Cimento. Este revolucionario artículo, fechado el 12 de marzo, aparece publicado en el número de mayo en forma de carta dirigida a su amigo Sebastiano de Luca, editor de la revista y profesor de Química en Pisa. En él se recogen los primeros ocho capítulos del curso que imparte a sus alumnos. Más tarde, aparece publicado en forma de opúsculo que va a tener una gran importancia para la difusión de sus ideas en el Congreso de Karlsruhe. Este artículo clarifica el concepto de peso atómico, relacionándolo correctamente con el peso molecular, y sienta las bases a través de la teoría atómica, despejando la incertidumbre que imperaba en la época en la definición de los conceptos fundamentales de la química. Con este trabajo Cannizzaro abre una nueva ruta, con bases experimentales, alejadas de suposiciones conceptuales y utilizando un lenguaje sencillo y fácil de entender.

Cannizzaro construye una tabla con 33 sustancias y determina el peso atómico de 31 elementos químicos. Es la primera gran relación con pesos atómicos y moleculares semejantes a los que hoy conocemos. Establece la ley de los átomos en la que introduce el concepto de átomo: “Las diferentes cantidades del mismo elemento contenido en distintas moléculas son todas ellas múltiplos enteros de una misma cantidad, que, siendo entera siempre, debe llamarse por esta razón átomo”.

Los químicos hablaban distintos lenguajes a la hora de nombrar los compuestos, formulaban el mismo compuesto de manera diversa y había graves enfrentamientos personales entre los representantes de las diferentes escuelas, a veces, incluso, entre los de la misma escuela. Además, la situación llegaba a alcanzar cotas inimaginables a la hora de expresar los compuestos. Baste recordar que el agua se podía representar con cuatro fórmulas diferentes: H2O, HO, ĦO y H2O2. Friedrich August Kekulé, químico alemán, catedrático de Química en la Universidad de Gante, denunció en 1858 que el ácido acético se podía formular de 19 maneras diferentes y, lo que era peor, todo químico orgánico debería tener sus propias fórmulas para sentirse más importante. Ante tan anárquica situación, Kekulé creyó necesario celebrar un congreso internacional de químicos dedicado a la definición de los conceptos químicos de átomo, molécula, equivalente, atomicidad, basicidad, las fórmulas químicas y la uniformidad de la notación y nomenclatura químicas. En el otoño de 1859 hizo partícipes de su idea a los profesores Carl Weltzien, catedrático de Química en el Instituto de Tecnología de Karlsruhe, y Charles Adolphe Wurtz, catedrático de Química Orgánica de la Facultad de Medicina de París. Wurtz fue un gran defensor de la teoría atómica.

A finales de marzo de 1860, se encontraban Kekulé, Weltzien y Wurtz en París para definir las etapas siguientes y poner en marcha el plan de trabajo. Se elaboró una comunicación que fue enviada a los 45 químicos más importantes de Europa solicitando su participación y colaboración para la distribución de la invitación entre sus círculos científicos. La carta fue escrita en alemán, francés e inglés. La versión alemana está fechada en Karlsruhe el 10 de julio de 1860, mientras que la versión inglesa está datada con fecha del 1 de julio. El verdadero objetivo del congreso, tal como se exponía en la carta, era: “La definición de importantes conceptos químicos, tales como los expresados por las palabras átomo, molécula, equivalente, atomicidad, basicidad, etc.; discusión de los equivalentes verdaderos de los cuerpos y sus fórmulas; la institución de una notación uniforme y una nomenclatura racional”. Parecía que los temas a debatir durante el congreso estaban hechos a la medida de las ideas sostenidas por Cannizzaro en su publicación de 1858. De los químicos invitados, solo asistieron 20. Los químicos estadounidenses no fueron invitados, aunque algunos de ellos estaban muy interesados en el desarrollo de la teoría unitaria y de la nueva teoría de los tipos de Gerhardt.

El Primer Congreso Internacional de Químicos comenzó el 3 de septiembre de 1860 y finalizó el 5 del mismo mes. A este congreso acudieron 127 participantes de 11 países europeos y México. Entre ellos hay que destacar la presencia de tres jóvenes y entusiastas químicos: el inglés William Odling, el alemán Julius Lothar Meyer y el ruso Dimitri Ivánovich Mendeléiev, que tenían 31, 30 y 26 años, respectivamente.

El congreso no logró sus objetivos de poner de acuerdo a los químicos participantes, pero sin duda alguna brindó a Cannizzaro la oportunidad de defender y difundir sus ideas entre la comunidad de químicos asistentes. Angelo Pavesi, profesor de química en la Universidad de Pavía y amigo de Cannizzaro, distribuyó entre los participantes algunas copias del artículo de Cannizzaro “Sunto di un corso di filosofia chimica”, publicado en forma de fascículo en Pisa dos años antes. Lothar Meyer y Dimitri Ivánovich Mendeléiev se hicieron con sendas copias del artículo.

CAPÍTULO 2

Distintas propuestas de tablas periódicas (1862-1872)

La proyección del Congreso de Karlsruhe en el desarrollo de la tabla periódica

Además de su contribución al desarrollo de la teoría atómica y molecular, el Congreso de Karlsruhe representa el primer congreso internacional de química para abordar grandes problemas a escala supranacional. Fue el modelo a imitar en los años venideros para que los químicos pudieran resolver los problemas a nivel internacional cuando no podían solucionarse a nivel local. Nuevas dificultades obligaron a convocar otros congresos internacionales. El Congreso Internacional de Químicos continuó reuniéndose con regularidad hasta la Primera Guerra Mundial. Después de la guerra, era necesaria una organización internacional de químicos reconocida que hiciera posible el rápido progreso de la química en las últimas décadas. En 1911 nace en París la Asociación Internacional de Sociedades Químicas (IACS, en sus siglas en inglés), que daría paso en 1919 a la IUPAC.

Desde que se dieron a conocer en el Congreso de Karlsruhe los pesos atómicos determinados por Cannizzaro, muchos fueron los científicos que vieron en ellos la posibilidad de buscar una ordenación que permitiera su organización. Entre las más de 50 propuestas de clasificación periódica se pueden destacar las realizadas por De Chancourtois, Newlands, Odling, Hinrichs, Meyer y Mendeléiev. La clave estaba en los pesos atómicos propuestos por Cannizzaro en Karlsruhe. En menos de una década, todos ellos colaboraron para llegar a la propuesta de la tabla periódica moderna de los elementos químicos.

El sistema propuesto por Cannizzaro presentaba para los químicos las siguientes ventajas: 1) un único peso atómico para cada elemento químico; 2) las fórmulas de las sustancias simples tienen sentido y se pueden determinar con exactitud al dividir su peso molecular por el peso atómico del elemento y se obtiene la atomicidad de la sustancia simple; de igual modo, los polímeros tienen fórmulas diferentes a las de los correspondientes monómeros; y 3) los pesos atómicos y sus fórmulas derivadas están de acuerdo con la ley de Dulong y Petit y el isomorfismo.

Tanto Odling como Meyer y Mendeléiev, participantes en el Congreso de Karlsruhe, utilizaron los pesos atómicos adoptados por Cannizzaro, lo que significaba trabajar con los datos más fiables de la época, a pesar de que alguno de ellos fuera inexacto —como era el caso del peso atómico del titanio— y tuviera que ser corregido con posterioridad. Hoy sabemos que en 1860, se conocían 59 elementos químicos. En cualquier caso, las ideas expresadas por Cannizzaro en su artículo “Sunto di un corso di filosofía chimica” y defendidas con tanta energía, claridad y brillantez en Karlsruhe, supusieron un gran progreso no solo en la química moderna, sino en la ciencia en general, al poner orden en el caos reinante y establecer con claridad los conceptos de átomo, molécula, atomicidad, basicidad, peso atómico y peso molecular, que permitieron avanzar en el desarrollo de la tabla periódica de los elementos químicos y las pautas que orientaron el futuro de esta ciencia en los siguientes años.

En 1912, Tilden resumió su trabajo en la conferencia en memoria de Cannizzaro ante los miembros de la Chemical Society y concluyó: “Hay, de hecho, una única ciencia química y un único conjunto de pesos atómicos”. Era la mejor forma de reconocer al químico italiano su aportación por haber conseguido que los verdaderos pesos atómicos permitieran a Odling, Meyer, Mendeléiev y otros científicos formular la ley periódica en la década de los años 1860.

Los avances en la tabla periódica entre 1862 y 1872

La década de 1860 fue un periodo fructífero para el desarrollo de la tabla periódica. La mayoría de los químicos tomaron los pesos atómicos consistentes y precisos propuestos por Cannizzaro en el Congreso de Karlsruhe. En la tabla 4 se muestran los científicos que contribuyeron al desarrollo de la tabla periódica con sus principales aportaciones y los años de su contribución.

Tabla 4

Científicos que contribuyeron al desarrollo de la tabla periódica entre 1862 y 1872.

Año

Científico

Aportación

1862, 1863

Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois

Tornillo telúrico o hélice telúrica

1863, 1864, 1865, 1866

John Alexander Reina Newlands

Relación entre los equivalentes. Ley de las octavas

1864, 1868

William Odling

Tabla periódica con 57 elementos. Predice elementos por descubrir

1864, 1866

1867, 1869

Gustavus Detlef Hinrichs

Sistema periódico en espiral. Libro Programme der Atommechanik (1867)

1862, 1864, 1868, 1870, 1872

Julius Lothar Meyer

Sistema periódico de 1862. Sistema periódico de 1868 (extraviado)

1869, 1870, 1871

Dimitri Ivánovich Mendeléiev

Ley periódica y primera versión de la tabla periódica (1869). Forma corta de la tabla periódica de Mendeléiev (1871)

El descubrimiento de la tabla periódica es uno de los mejores ejemplos de descubrimiento simultáneo o múltiple. Puede pensarse que estos hallazgos son excepcionales cuando son más habituales de lo que puede imaginarse. Tal como se observa en la tabla 4, en el periodo 1862-1869 al menos seis autores contribuyeron al hallazgo del sistema periódico, siendo uno de los ejemplos más valiosos de descubrimiento múltiple. Los historiadores y filósofos de la ciencia tienden a centrarse en descubridores individuales y consideran los hallazgos múltiples como una anomalía. Sin embargo, los sociólogos de la ciencia tienen una visión más amplia de los descubrimientos científicos. Consideran estos hechos como fenómenos colectivos que implican a numerosos individuos. Los sociólogos consideran el caso de los hallazgos simultáneos o múltiples como algo natural y los consideran más como la norma que como la excepción.

De Chancourtois (1862, 1863)

El 7 de abril de 1862, 19 meses después del Congreso de Karlsruhe, el geólogo y mineralogista francés Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois fue el primero en percatarse de la periodicidad de los elementos al clasificarlos según su peso atómico creciente y el primero en publicar un sistema periódico en forma de hélice de papel enrollada en un cilindro metálico vertical. Dispuso los 59 elementos conocidos en orden creciente de sus pesos atómicos, sin citar a Cannizzaro y con pequeñas diferencias en los valores de los pesos atómicos propuestos por el químico italiano. Una vuelta completa del cilindro representaba 16 elementos —el peso atómico del oxígeno— y el siguiente elemento aparecía debajo del primero. En este sistema, una hélice en espiral abarca el cilindro, formando un ángulo de 45º con la base. De este modo, litio, sodio y potasio se encontraban en la misma línea vertical del cilindro, en la que también incluía el manganeso y el torio. De igual modo, berilio, magnesio, calcio y estroncio se hallaban dispuestos en otra línea vertical al lado de la anterior junto con los elementos hierro, rodio y uranio. Continuó ordenando los elementos restantes en las siguientes columnas junto con algunos errores respecto a la actual tabla periódica.

En 1862, De Chancourtois publicó este sistema periódico en la revista Comptes Rendus de l’Académie des Sciences. Por la incompetencia del editor, desgraciadamente, el diagrama original no apareció en la publicación con la figura del tornillo telúrico o hélice telúrica de De Chancourtois, lo que hacía muy difícil comprender el texto. Le dio este nombre porque el telurio se hallaba en el centro de la gráfica. Este diagrama apareció en 1863 en una publicación geológica de menor impacto que no llegó a los lectores interesados. De Chancourtois fue un adelantado a su tiempo y el hecho de que fuera geólogo hizo que su capital aportación al sistema periódico fuera desconocida para los químicos de su época. De Chancourtois adoptó como un principio básico que las propiedades de los cuerpos son las propiedades de los números.

El trabajo de De Chancourtois fue citado por Mendeléiev en la conferencia Faraday que impartió a los miembros de la Chemical Society de la Gran Bretaña en Londres, el 4 de junio de 1889, pero restándole importancia a su contribución por no considerar su sistema periódico como algo natural. Esto provocó la indignación del químico inglés sir Philip Joseph Hartog, quien había estudiado en Francia y conocía las aportaciones de De Chancourtois. Aquel mismo año publicó un artículo en Nature reivindicando que había sido el científico francés el primero en publicar el concepto de que las propiedades de los elementos son una función periódica de sus pesos atómicos. También los científicos franceses reivindicaron la prioridad del descubrimiento de su compatriota, como el físico y químico Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran y el geólogo y profesor universitario Albert-Auguste Cochon de Lapparent.

Newlands (1863-1866)

El químico inglés de madre italiana, John Alexander Reina Newlands, trabajó en una refinería de azúcar y combatió como voluntario con las tropas de Garibaldi para la unificación de Italia. En 1863, de vuelta a Inglaterra, publicó su primer trabajo sobre la ordenación de los elementos químicos basado en los pesos equivalentes y estableció 11 grupos, aunque no utilizó los pesos atómicos de Cannizzaro, pues los desconocía. El 30 de julio de 1864 continuó su trabajo de ordenación de los elementos químicos basándose en los pesos equivalentes establecidos por el profesor Williamson y publicados en la revista Journal of the Chemical Society. De esta manera, reordenó los grupos de elementos en diez grupos.

El 20 de agosto de ese mismo año introduce el concepto de repetición y anuncia la ley de las octavas, aunque sigue utilizando los pesos equivalentes. Dice así: “Aquí la diferencia entre el número del miembro más bajo de un grupo y el inmediatamente superior es 7; en otras palabras, el octavo elemento a partir de uno dado es una repetición del primero, como las ocho notas de una octava en música”. También introduce el concepto de tríadas —establecido con anterioridad por Döbereiner— para predecir la existencia de nuevos elementos cuando dice: “En resumen, puedo remarcar que como ya tenemos varios ejemplos de la aparente existencia de tríadas, las extremidades de las cuales son conocidas, mientras sus centros están deseando (tales como los metales del grupo del platino, que pueden concebirse que son las extremidades de tres tríadas distintas, y quizás también la plata y el oro pueden ser relacionados entre sí de esta forma), de modo que podemos mirar a ciertos elementos, por ejemplo, Mn, Fe, Co, Ni y Cu, como los centros de tríadas, cuyos extremos son de momento desconocidas, o, quizás, en algunos casos solamente no reconocidas”. En la tabla 5 se muestra el primer sistema periódico de Newlands de 1864 con cinco grupos encabezados por el nitrógeno, oxígeno, flúor, sodio y magnesio hasta completar un total de 24 elementos. Se aprecia que Newlands ubica el talio erróneamente en el grupo d, que encabeza el sodio, descubierto independientemente por William Crookes y Claude-Auguste Lamy en 1861. Asimismo, coloca inapropiadamente los elementos osmio y plomo.

Tabla 5

Primer sistema periódico de Newlands (1864).

Group

No.

No.

No.

No.

No.

a

N

6

P

13

A

26

Sb

40

Bi

54

b

O

7

S

14

Se

27

Te

42

Os

50

c

Fl

8

Cl

15

Br

28

I

41

-

-

d

Na

9

K

16

Rb

29

Cs

43

Tl

52

e

Mg

10

Ca

17

Sr

30

Ba

44

Pb

53

Nota: Actualmente, el símbolo Fl del flúor se representa por F.

El 18 de agosto de 1865 Newlands publicó en la revista Chemical News la ley de las octavas en la que recogía 62 elementos a los que enumera desde el 1 hasta el 56 y los ordena en ocho grupos (tabla 6). Al pie de la tabla remarca que donde hay dos elementos que tienen el mismo peso equivalente, ambos se designan por el mismo número. El 9 de marzo de 1866 leyó ante los miembros de la Chemical Society el artículo titulado “The Law of Octaves, and the Causes of Numerical Relations among the Atomic Weights”. En este trabajo reivindica la periodicidad de las propiedades de los elementos entre un elemento y el que se halla en octavo lugar, como las notas musicales. Dice que utiliza los pesos atómicos de Cannizzaro, comenzando por el peso atómico más bajo (hidrógeno = 1) y finaliza con el más alto (torio = 231,5). Las octavas están encabezadas por los elementos H (hidrógeno), Li (litio), G (glucinio, más tarde berilio), Bo (boro), C (carbono), N (nitrógeno) y O (oxígeno). Sin embargo, agrupa varios elementos por parejas y les da el mismo número. Estas son: Co (cobalto) y Ni (níquel); Ce (cerio) y La (lantano); Di (didimio) y Mo (molibdeno); Ro (rodio) y Ru (rutenio); Ba (bario) y V (vanadio); y Pt (platino) e Ir (iridio). De esta manera, ordena los 62 elementos conocidos en ocho octavas. Newlands no era químico ni profesor universitario por lo que tuvo que soportar algunas burlas de los químicos. La más ofensiva fue la del profesor Foster que le preguntó si había intentado ordenar los elementos químicos por orden alfabético de las iniciales de los nombres de los elementos. Le sugirió que cualquier ordenación presentaría coincidencias ocasionales, pero rechazaba la que colocaba el manganeso tan lejos del cromo, o el hierro alejado del níquel y el cobalto. El artículo de Newlands no se publicó en las actas de la sociedad, aunque sí se publicó con otros en revistas de química.

Tabla 6

Ley de las octavas de Newlands (1865).

No.

No.

No.

No.

No.

No.

No.

No.

H

1

F

8

Cl

15

Co & Ni

22

Br

29

Pd

36

I

42

Pt & Ir

50

Li

2

Na

9

K

16

Cu

23

Rb

30

Ag

37

Cs

44

Tl

53

G

3

Mg

10

Ca

17

Zn

24

Sr

31

Cd

38

Ba

& V

45

Pb

54

Bo

4

Al

11

Cr

19

Y

25

Ce & La

33

U

40

Ta

46

Th

56

C

5

Si

12

Ti

18

In

26

Zr

32

Sn

39

W

47

Hg

52

N

6

P

23

Mn

20

As

27

Di & Mo

34

Sb

41

Nb

48

Bi

55

O

7

S

14

Fe

21

Se

28

Ro & Ru

35

Te

43

Au

49

Os

51

Nota: Cuando dos elementos tienen el mismo equivalente, ambos se designan por el mismo número.

En 1884, Newlands publicó el libro On the Discovery of the Periodic Law and on Relations among the Atomic Weights en el que reivindica la prioridad del descubrimiento de la tabla periódica antes que Lothar Meyer y Mendeléiev, para lo cual hace un resumen de sus aportaciones en los artículos publicados entre 1863 y 1866. Sin embargo, decía que había tomado como sinónimos los “pesos equivalentes” y los “pesos atómicos”.

Odling (1864, 1868)

El químico inglés William Odling fue un destacado profesor de química, ocupó una cátedra en la Universidad de Oxford, sucedió a Faraday en la dirección de la Royal Institution y asistió al Congreso de Karlsruhe, donde tuvo conocimiento de primera mano de las ideas de Cannizzaro, además de ser uno de sus más acérrimos defensores y divulgadores en Gran Bretaña. Fue uno de los primeros autores en publicar una tabla periódica en 1864 semejante a la de Lothar Meyer con avances significativos sobre la de Mendeléiev. Ese mismo año, Newlands solo incluyó 24 elementos en su tabla. En un artículo aparecido en 1864 en la revista The Quaterly Journal of Science titulado “On the Proportional Numbers of the Elements” Odling recogió 61 elementos en una tabla y los ordenó por orden creciente del peso atómico en tres columnas verticales de 20, 20 y 21 elementos, respectivamente (tabla 7). En ese mismo trabajo presentó una segunda tabla periódica con 57 elementos ordenados horizontalmente para resaltar sus propiedades numéricas en cinco columnas. Las tres primeras siguen una secuencia numérica casi perfecta, pero las otras dos muestran algunas irregularidades (tabla 8). Además, se observa que faltan los elementos Yt (64, itrio), La (92, lantano), Dy (96, didimio) y Cb (195, niobio), y cuatro parejas de elementos muestran sus pesos atómicos invertidos (Sn - U, estaño - uranio), (I - Te, iodo - telurio), (V - Ta, vanadio - tántalo) y (Au - Os, oro - osmio). La tabla periódica de Odling muestra la inversión del telurio y el yodo.

Tabla 7

Tabla de Odling (1864) con 61 elementos ordenados en tres columnas por su peso atómico creciente.

H

1

Hydrogen

Fe

56

Iron

Cd

112

Cadmium

L

7

Lithium

Co

59

Cobalt

Sn

118

Tin

G

9

Glucinum

Ni

59

Nickel

U

120

Uranium

B

11

Boron

Cu

63●5

Copper

Sb

122

Antimony

C

12

Carbon

Yt

64

Yttrium

I

127

Iodine

N

14

Nitrogen

Zn

65

Zinc

Te

129

Tellurium

O

16

Oxygen

As

75

Arsenic

Cs

133

Caesium

F

19

Fluorine

Se

79●5

Selenium

Ba

137

Barium

Na

23

Sodium

Br

80

Bromine

V

137

Vanadium

Mg

24

Magnesium

Rb

85

Rubidium

Ta

138

Tantalum

Al

27●5

Aluminum

Sr

87●5

Strontium

W

184

Tungsten

Si

28

Silicon

Zr

89●5

Zirconium

Cb

195

Niobium

P

31

Phosphorus

Ce

92

Cerium

Au

196●5

Gold

S

32

Sulphur

La

92

Lanthanum

Pt

197

Platinum

Cl

33●5

Chlorine

Dy

96

Dydymium

It

197

Iridium

K

39

Potassium

Mo

96

Molybdenum

Os

199

Osmium

Ca

40

Calcium

Ro

104

Rhodium

Hg

200

Mercury

Ti

50

Titanium

Ru

104

Ruthenium

Tl

203

Thallium

Cr

52●5

Chromium

Pd

106●5

Palladium

Pb

207

Lead

Mn

55

Manganese

Ag

108

Plata

Bi

201

Bismuth

Th

231●5

Thorinum

Tabla 8

Tabla periódica de Odling (1864) con 57 elementos ordenados por su peso atómico creciente en cinco columnas.

En 1864, Odling colocó correctamente el talio entre el mercurio y el plomo, pero no como un homólogo del aluminio, porque parece que no sabía qué hacer con los grupos del cobre y el zinc. No resolvió el problema hasta su sistema periódico de 1868. En su clasificación periódica de 1864 aparecen unos huecos, que indica por el signo ‘‘, para mostrar un elemento que todavía no había sido descubierto. Así, se hallan huecos entre los valores 40 y 50, entre 50 y 52.5, entre 65 y 75, entre 112 y 120, entre 207 y 210 y entre 201 y 231.5. Odling predijo la existencia del galio y el germanio, entre otros elementos.

Hinrichs (1864-1869)

El químico y filósofo natural danés Gustavus Detlef Hinrichs, tras graduarse en la Universidad de Copenhague en 1860, emigró a Estados Unidos en 1861 por motivos políticos. Fue uno de los primeros codescubridores de la tabla periódica de los elementos químicos, estableció sus ideas en 1855 y las publicó en su libro Contributions to Molecular Science or Atomechanics en 1867. Presentó una clasificación con 43 elementos. Su sistema periódico tenía forma de espiral y los elementos se colocaban dentro de ella por orden creciente de sus pesos atómicos de forma radial. Los elementos aumentaban su peso atómico desde el centro hacia el exterior. Los elementos que mostraban propiedades semejantes los alojó en cada uno de los 11 radios, que dividió en dos grandes grupos, el primero de tres radios con los elementos no metálicos y el segundo de ocho radios con los elementos metálicos, aunque incluyó entre estos el carbono y el silicio junto con el titanio, paladio y platino (figura 3). Obsérvese que tomó un peso atómico para el carbono igual a 24, es decir, el doble del propuesto por Cannizzaro. De ahí que sus pesos atómicos sean aproximadamente el doble que los aceptados en aquella época. Hinrichs defendió tres años antes que Mendeléiev que “las propiedades de los elementos químicos son función de sus pesos atómicos”. No reconoció la periodicidad de los elementos químicos y se opuso a ley periódica de Mendeléiev. Continuó perfeccionando su sistema periódico hasta el año 1869.

Figura 3

Sistema periódico en espiral de Hinrichs (1867) adaptado por Van Spronsen.

Meyer (1862-1872)

El químico, profesor y médico alemán Julius Lothar Meyer estudió Medicina en 1851 en la Universidad de Zúrich y, más tarde, cursó estudios de patología en la Universidad de Würzburg, donde se graduó como doctor en Medicina en 1854. Realizó estudios posdoctorales con Robert Bunsen en la Universidad de Heidelberg. En 1858 recibió el título de doctor en Química por la Universidad de Breslau (en la actualidad, Breslavia, Polonia), en la que fue profesor de Física y Química. En 1876, fue nombrado catedrático de Química de la Universidad de Tubinga, cargo que desempeñó hasta su muerte. Fue uno de los codescubridores de la tabla periódica de los elementos químicos. Meyer y Mendeléiev fueron discípulos de Robert Bunsen en la Universidad de Heidelberg.

Meyer asistió al Congreso de Karlsruhe y recordó el gran impacto que le causó el químico italiano Cannizzaro. Sus ideas fueron entendidas tras una detenida lectura del artículo “Sunto di un corso di filosofia chimica” por Lothar Meyer a su regreso a Breslau, quien lo manifestó de este modo: “Yo también recibí un ejemplar que metí en mi bolsillo con el objeto de leerlo luego. Lo leí repetidas veces en el viaje de regreso y también en casa y me sorprendió la claridad del pequeño folleto y lo acertado de la solución que en él se daba a la mayor parte de las cuestiones discutidas. Sentí como si las escamas cayeran de mis ojos y las dudas desaparecieran y fueron reemplazadas por una sensación de pacífica seguridad”. El Congreso de Karlsruhe permitió el conocimiento mutuo de científicos que trabajaban en química y a este hecho se refería Meyer de este modo: “Para nosotros, que nos iniciábamos en la docencia, el encuentro con tantos respetados colegas representó un aliciente tan grande que hizo que aquellos tres días de Karlsruhe fueran para nosotros inolvidables”. Meyer fue uno de los primeros químicos en adoptar el sistema de Cannizzaro y divulgarlo entre los químicos alemanes al incorporarlo en su libro Die modernen Theorien der Chemie und ihre Bedeutung für die chemische Statik (“Las modernas teorías de la química y su importancia para la química estática”, 1864), contribuyendo de este modo a la difusión de las nuevas ideas desarrolladas por Cannizzaro sobre la teoría atómica y sus pesos atómicos.

Meyer publicó en 1862 su primera tabla periódica horizontal que contenía 28 elementos ordenados no por sus pesos atómicos, sino por sus valencias (tabla 9). Dos años más tarde, publicó un libro de texto con una tabla periódica vertical de 50 elementos. En 1868 halló una interesante relación de 53 elementos químicos y sus pesos atómicos, que organizó en 15 grupos diferentes, pero no fue publicada hasta 1895, poco después de su muerte (tabla 10). Mientras Mendeléiev utilizó su ley periódica de los pesos atómicos y la mandó a imprenta el 1 de febrero de 1869, según el calendario juliano. Además, las conclusiones de Meyer eran más inciertas y no sabía cómo justificar las anomalías de su tabla: los elementos que no seguían el orden establecido, los que no encajaban en el grupo que aparentemente les correspondía y la presencia de huecos de difícil explicación. No supo rebatir las críticas entre los hechos y su clasificación periódica; Mendeléiev, por el contrario, pasó al ataque, ya que estaba dispuesto a defender su ley periódica hasta sus últimas consecuencias. Meyer publicó en 1870 en la revista Annalen der Chemie una tabla periódica vertical que contenía 55 elementos (tabla 11) y los organizó en 9 grupos. En esa misma publicación presentó un sistema periódico basado en los volúmenes atómicos de los elementos químicos. Continuó enriqueciendo su tabla periódica hasta 1872. En 1882, Meyer y Mendeléiev recibieron conjuntamente la Medalla Davy de la Royal Society en reconocimiento a su trabajo sobre la ley periódica.

La segunda edición del libro de Meyer apareció en 1872. En este texto publicó una tabla en espiral. Si se une el grupo del berilio con el del boro se forma un cilindro (tabla 12). Meyer tomó este sistema para comparar las propiedades de los elementos químicos como la densidad, el punto de fusión y el coeficiente de expansión. Este libro se tomó como prototipo en el que el sistema periódico de los elementos se utilizaba como la base para el estudio de la química inorgánica.

Tabla 9

Tabla de Lothar Meyer de 1862 con 28 elementos.

Tabla 10

Tabla de Lothar Meyer de 1868 con 53 elementos que apareció publicada en 1895.

Tabla 11

Tabla de Lothar Meyer publicada en Annalen der Chemie, Supplementband 7, 354 (1870).

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

IX

B=11,0

Al=27,3

--

?In=113,4

Tl=202.7

--

--

--

C=11,97

Si=28

--

Sn=117,8

Pb=206,4

Ti=48

Zr=89,7

--

N=14,01

P=30,9

As=74,9

Sb=122,1

Bi=207,5

V=51,2

Nb=93,7

Ta=182,2

O=15,96

S=31,98

Se=78

Te=128?

--

Cr=52,4

Mo=95,6

W=183,5

--

F=19,1

Cl=35,38

Br=79,75

J=126,5

--

Mn=54,8

Ru=103,5

Os=198,6 ?

Fe=55,9

Rh=104,1

Ir=196,7

Co=Ni=58,6

Pd=106,2

Pt=196,7

Li=7,01

Na=22,99

K=39,04

Rb=85,2

Cs=132,7

--

Cu=63,3

Ag=107,66

Au=196,2

?Be=9.3

Mg=23,9

Ca=39,9

Sr=87,0

Ba=136,8

--

Zn=64,9

Cd=111,6

Hg=199,8

Tabla 12

Tabla en espiral de Lothar Meyer (1872).

Mendeléiev (1869-1871)

El químico y profesor ruso Dimitri Ivánovich Mendeléiev es el científico ruso más famoso en nuestros días. Fue el codescubridor más reconocido de la tabla periódica, que basó en la ley periódica descubierta por él y que creía que era una ley de la naturaleza. Mendeléiev fue el último de los seis codescubridores de la tabla periódica a quien se atribuye su paternidad que le llevó a la fama cuando propuso la primera versión de la tabla periódica en 1869. Perteneció al grupo de codescubridores de la tabla periódica y, sin duda alguna, es el más consistente de todos ellos. Se distingue Mendeléiev de los pioneros y codescubridores de la tabla periódica por su fe en su descubrimiento, que continuó estudiando, enriqueciendo y situando los nuevos elementos a lo largo de los años. Su dedicación al estudio de la tabla periódica, al ordenar los elementos químicos por su peso atómico creciente, le condujo a la predicción de nuevos elementos y a avanzar algunas de sus propiedades. Se permitió corregir el peso atómico de algunos elementos que consideraba erróneos, a otros los situó en un lugar distinto al que les correspondía por su peso atómico, dando prioridad a las propiedades químicas del grupo en el que lo clasificaba. Cuando se celebró el Congreso de Karlsruhe, Mendeléiev se encontraba en la Universidad de Heidelberg, investigando al lado de Bunsen becado por el gobierno de su país, a menos de 50 kilómetros de distancia. Tuvo la suerte de encontrarse en el lugar apropiado en el momento preciso de su vida. En aquella época Mendeléiev era un joven químico poco conocido que tenía tan solo 26 años.

Mendeléiev también quedó muy impactado durante el Congreso de Karlsruhe. La trascendencia del congreso para el futuro desarrollo de la química lo manifiesta el mismo Mendeléiev, quien hizo su resumen personal del Congreso, el 7 de septiembre de 1860 en Heidelberg, y dirigido a su maestro y mentor Alexander Voskresenski: “La tercera sesión, 5 de septiembre, se dedicó al problema de los pesos atómicos, principalmente del carbono: si se acepta el nuevo peso de 12 o permanece el anterior de 6, hasta que sea empleado por casi todos. Tras un largo debate, en su última sesión, 5 de septiembre, J. Dumas hizo una brillante disertación proponiendo usar el nuevo peso atómico solo en química orgánica y dejar el viejo para la inorgánica. Contra esto Cannizzaro habló apasionadamente, mostrando que todos deberían usar el mismo nuevo peso atómico. No hubo votación sobre esta cuestión, pero la gran mayoría se puso del lado de Cannizzaro”.

Mendeléiev en uno de sus escritos dejó un breve resumen sobre el imborrable recuerdo que produjo el Congreso de Karlsruhe en el mundo científico: “En 1860, químicos de todas partes del mundo se reunieron en Karlsruhe, si no para unificar sus concepciones acerca de los átomos, al menos para entenderse sobre su representación definitiva. Muchos de los que entonces asistieron al Congreso se acordarán probablemente de cómo fueron vanas las esperanzas de llegar a un acuerdo, y cómo entonces los partidarios de la teoría unitaria, tan brillantemente representada por Cannizzaro, ganaron terreno… A pesar de que no se llegó a un acuerdo, se alcanzaron los fines de la reunión, pues en pocos años se reconoció que las ideas de Cannizzaro eran las únicas que podían resistir a la crítica, y que representaban el átomo como la porción más pequeña de un elemento que entra en la molécula de sus compuestos”.

La influencia que ejerció el Congreso de Karlsruhe y las ideas de Cannizzaro en el desarrollo de la ley periódica fueron reconocidas por Mendeléiev cuando escribió: “Considero como una etapa decisiva en el desarrollo de mi pensamiento sobre la ley periódica el año 1860, el del Congreso de químicos de Karlsruhe, en el que participé, y las ideas expresadas en este congreso por el químico italiano S. Cannizzaro. Le tengo por mi verdadero precursor, pues los pesos atómicos establecidos por él me han dado un punto de apoyo indispensable. He observado que los cambios de los pesos atómicos que él proponía aportaban una nueva armonía a las agrupaciones de Dumas, y desde entonces tuve la intuición de una posible periodicidad de las propiedades de los elementos siguiendo el orden creciente de los pesos atómicos. Me detuve, sin embargo, por la inexactitud de los pesos atómicos adoptados en la época; una sola cosa estaba clara: que había que trabajar en esa dirección”.

En 1861 regresó a San Petersburgo y escribió el libro Química orgánica, por el que recibió el prestigioso Premio Demídov en 1862. En 1865 defendió su tesis doctoral sobre la interacción del alcohol y el agua con el título Consideraciones sobre la combinación del alcohol y el agua. Desde ese año, Mendeléiev fue profesor de Química en la Universidad de San Petersburgo y desde 1867 lo fue de Química Inorgánica. En 1868 publicó el primer tomo de su obra Principios de química para sus estudiantes. Al tratar de escribir el segundo volumen se percató de que necesitaba un guion para la descripción ordenada de los elementos químicos restantes.

Figura 4

Borrador de la tabla periódica de Mendeléiev realizado el 17 de febrero de 1869 (según el calendario juliano).

Mendeléiev descubrió el sistema periódico el 17 de febrero de 1869. Fue su amigo, el profesor de química analítica Nikolai Menschutkin, quien informó el 6 de marzo del descubrimiento a los miembros de la Sociedad Química Rusa al hallarse Mendeléiev enfermo. Sin embargo, Mendeléiev, el 1 de marzo, había enviado a la imprenta un folleto con la tabla periódica para hacerlo llegar a los químicos rusos que conocía y a los de otros países. La primera versión de su tabla periódica apareció publicada en ruso y poco después un resumen en alemán. En la figura 4 se muestra el borrador de la primera versión de la tabla periódica propuesta por Mendeléiev en la que recoge 63 elementos químicos conocidos. Los representó al dorso de la invitación de la fábrica de quesos que debía visitar el 17 de febrero de 1869 y que canceló para dedicarse a trabajar sobre la tabla periódica que le serviría de índice y guía para continuar el segundo volumen de su libro Principios de química, que publicó en 1871. En el recuadro del borrador se puede leer “Essai d’une système des éléments d’aprés leurs poids atomiques et fonctions chimiques par D. Mendeleeff [sic]” (“Ensayo de un sistema de los elementos según sus pesos atómicos y funciones químicas por D. Mendeleeff”). En la figura 5 se muestra la tabla periódica de Mendeléiev, que publicó en ruso en 1869 con algunos cambios respecto del borrador de la tabla periódica inicial. Los elementos que muestran propiedades físicas y químicas semejantes se hallan en filas horizontales. En la forma corta de la tabla periódica de 1871 (figura 6), Mendeléiev giró su tabla inicial noventa grados a la derecha e introduce importantes mejoras.

Figura 5

Tabla periódica de Mendeléiev en ruso (1869).

Cuando se compara el sistema periódico de Meyer de 1870 con el de Mendeléiev de 1869 se aprecia que este aborda casi todos los aspectos de una clasificación periódica. Se observa que Mendeléiev enfatiza la división de los elementos en grupos y subgrupos, deja huecos vacíos para los elementos sin descubrir (cuyos pesos atómicos son: 8, 22, 45, 68, 70 y 180), predice algunas de sus propiedades, clasifica los elementos de transición, introduce la inversión de la pareja telurio-yodo, los interrogantes de algunos elementos y de sus pesos atómicos y las objeciones a los pesos atómicos de Te, Au y Bi.

Figura 6

Tabla periódica de Mendeléiev (1871).

Mendeléiev profundizó más que sus competidores en el concepto de elemento, al indicar que el sistema periódico era un clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su peso atómico, teniendo en cuenta el sentido más abstracto del término elemento frente al concepto de elemento como algo concreto y aislable de algunos de sus precursores como de Chancourtois, Newlands, Odling y Meyer, que también emplearon el concepto de los pesos atómicos, pero en un sentido más material.

Desde 1869, Mendeléiev fue revisando algunos pesos atómicos, a otros los cambió de lugar y de este modo fue mejorando la primera versión de su propuesta inicial. En la versión de la forma corta de la tabla periódica de 1871 coloca los elementos con propiedades físicas y químicas semejantes en ocho grupos verticales, que subdivide en subgrupos. Establece 12 series de elementos, que comienza con el H (serie 1) y acaba con el Th y U (serie 12). Se aprecia que define los óxidos e hidruros de cada grupo de elementos y los coloca en la cabecera del grupo correspondiente. Continúa dejando huecos para ubicar los elementos todavía sin descubrir, pero les asigna pesos atómicos de 44, 68, 72 y 100, que serán descubiertos años más tarde. Además, deja otros huecos por medio de guiones sin definir sus pesos atómicos. Delante de algunos símbolos escribe un signo de interrogación para expresar sus dudas acerca del peso atómico de los elementos Y, Di, Er, Ce y La.

CAPÍTULO 3

Mendeléiev, la tabla periódica y actualizaciones posteriores

Primeros éxitos de Mendeléiev

Mendeléiev estaba convencido de la validez universal de su ley periódica en la que los elementos químicos se ordenaban según sus pesos atómicos crecientes tras la publicación de las primeras versiones de sus primeras tablas periódicas (1869 y 1871). Entre las dos versiones de sus tablas periódicas hay algunas diferencias notables en el valor de los pesos atómicos de algunos elementos como el itrio, indio, didimio, cerio, erbio, lantano, torio y uranio.

Había lanzado un desafío a la comunidad científica mundial con notable osadía. Observó que algunos elementos no encajaban en la columna que les correspondía por su peso atómico. En estos casos sugirió que los pesos atómicos habían sido defectuosamente calculados y precedía sus símbolos con un interrogante. En otros casos, dejó huecos en la tabla periódica al no existir el elemento químico que se acomodara en esa posición, aunque adelantó su peso atómico. Confiaba en la existencia de nuevos elementos químicos, que todavía no habían sido aislados, a los que atribuía propiedades físicas y químicas con todo lujo de detalles. Así, empleó la versión de 1871 de su tabla periódica con 63 elementos químicos para predecir la existencia de cuatro nuevos elementos. Estos se hallaban debajo del boro con un peso atómico de 44, al que llamó eka-boro; entre el aluminio y el indio con un peso atómico igual a 68, al que denominó eka-aluminio; el situado entre el silicio y el estaño con un peso atómico de 72, al que llamó eka-silicio, y el ubicado debajo del manganeso con peso atómico igual a 100, al que llamo eka-manganeso. Utilizó los prefijos procedentes del sánscrito eka (uno) y dvi (dos) para designar la posición del nuevo elemento respecto de los que le precedían. Además, fue capaz de predecir para los nuevos elementos algunas propiedades físicas y químicas como la densidad, el punto de fusión, el calor específico, el peso atómico, sus valencias y la capacidad de combinación como la formación de óxidos e hidruros y sus fórmulas. Los elementos que se hallaban en una misma fila vertical tenían propiedades semejantes (ocho grupos) y los que se encontraban en una misma fila horizontal variaban sus valencias siguiendo la secuencia 1, 2, 3, 4, 3, 2, 1 hasta completar 12 filas. Estas subidas y bajadas periódicas se repetían de forma regular en toda la serie de los pesos atómicos crecientes de la tabla periódica. Además, en esa misma tabla de 1871 se observan otros huecos que representó por un solo guion, donde indicó que deberían situarse nuevos elementos químicos todavía sin descubrir y sin avanzar sus pesos atómicos.

El carácter predictivo de sus tablas periódicas le condujeron a sus primeros grandes éxitos y reconocimientos. El 27 de agosto de 1875, con ayuda de las técnicas espectroscópicas, el químico francés Paul Émile Lecoq de Boisbaudran comunicó a la Academia de Ciencias de París el descubrimiento de un nuevo elemento que se hallaba en un mineral de esfalerita (sulfuro de zinc) procedente de una mina de Pierrefitte en los Pirineos franceses, al que llamó galio para honrar a su país Francia (Gallia en latín) o a él mismo (Lecoq, el gallo, procede del latín gallus) como sugirieron algunos autores, aunque Lecoq lo negó. Sus propiedades coincidían con el eka-alumnio, que había predicho Mendeléiev años antes.

Había una importante discrepancia entre la densidad del galio determinada por Lecoq (4,7 g/cm3) y el valor avanzado por Mendeléiev para el eka-aluminio (5,9 g/cm3). Cuando Mendeléiev conoció el valor que Lecoq había calculado para la densidad del galio y que se alejaba de sus predicciones, publicó en la misma revista de la Academia de Ciencias de París que el valor de la densidad no era correcto y que debía hallarse comprendido entre 5,9 y 6,0 g/cm3, por lo que sugirió a su autor que repitiera el experimento con una muestra de mayor pureza. Tras la repetición del ensayo, Lecoq halló que el verdadero valor de la densidad era 5,9 g/cm3, exactamente el valor predicho por Mendeléiev. Este hecho supuso un fuerte espaldarazo a la ley periódica del químico ruso. La comunidad científica se dividió en dos bandos: los defensores y los detractores de las ideas de Mendeléiev. Estos últimos fueron silenciados cuando, en 1879, el químico sueco Lars Fredrik Nilson descubrió el escandio, un nuevo elemento que llamó así en honor de su patria, Escandinavia. El químico sueco Per Teodor Cleve fue el primero en percatarse de que las propiedades de este elemento coincidían con las predichas por Mendeléiev para el eka-boro.

El 6 de febrero de 1886, 17 años después de que Mendeléiev propusiera la primera versión de su tabla periódica, el químico alemán Clemens Alexander Winkler examinó una muestra del mineral argirodita (Ag8GeSe6, sulfuro de plata y germanio), que se había encontrado en una mina de plata cerca de Freiberg (Sajonia) y halló un nuevo metal. Tras repetir los ensayos llegó a la conclusión de que había un nuevo elemento, al que llamó germanio por su país, Alemania (Germania en latín). Veinte días después, Winkler escribió a Mendeléiev comunicándole que el nuevo elemento descubierto coincidía con el eka-silicio predicho por el químico ruso. Este había estimado un valor para el peso atómico entre 70 y 72, aunque más próximo a este último, que sería un metal de color gris oscuro y con propiedades intermedias entre las del silicio y las del estaño. Además, las densidades del metal, su óxido y su cloruro serían 5,5, 4,7 y 1,9 g/cm3, respectivamente. Estos valores coincidían con los hallados por Winkler para el germanio. Ya nadie podía poner en duda la ley periódica de Mendeléiev y la veracidad de la periodicidad de los elementos.

Las predicciones de Mendeléiev no eran fruto de la casualidad, como habían sugerido algunos de sus detractores. Dimitri Mendeléiev junto con Lothar Meyer fueron reconocidos por la Royal Society de Londres en 1882 con la Medalla Davy “por sus descubrimientos de las relaciones periódicas de los pesos atómicos”. En 1889, Mendeléiev fue nombrado socio extranjero de la Royal Society (ForMemRS, en sus siglas inglesas) y recibió la Medalla Faraday de la Chemical Society de Gran Bretaña. En 1905 fue distinguido con la Medalla Copley de la Royal Society de Londres. Sin embargo, Mendeléiev no recibió el Premio Nobel de Química en 1906. Aquel año le fue entregado al químico francés Henry Moissan “en reconocimiento a los grandes servicios proporcionados por él en su investigación y aislamiento del elemento flúor, y por la adopción en el servicio de la ciencia del horno eléctrico nombrado en su honor”.

Mendeléiev revisó su tabla periódica hasta su muerte. En 1889 publicó la quinta edición rusa de su libro Principios de química, del que se sentía especialmente orgulloso, e incluyó los retratos de Lecoq de Boisbaudran, Nilson, Winkler y Bohuslav Brauner, un químico checo que le ayudó a ubicar las tierras raras al pie de la tabla periódica, en la serie octava, bajo la leyenda “Científicos que habían reforzado la ley periódica”. En la edición de 1903, incorporó a William Ramsay, cuando este añadió el grupo de los elementos de los gases nobles en la tabla periódica.

A finales del siglo XIX se descubrió una serie de nuevos elementos que no tenían cabida en la tabla periódica: los gases nobles. Ni Mendeléiev ni ningún otro científico fueron capaces de prever este grupo de elementos. En 1868, Pierre Jules César Janssen y Joseph Norman Lockyer identificaron al helio a partir de las líneas espectrales del sol. Fue aislado por el americano William Hillebrand en 1889 en el mineral uraninita (UO2 y proporciones variables de U3O8). Los suecos Per Teodor Cleve y Nils Abraham Langer repitieron el experimento de Hillebrand en Upsala en 1895, confirmaron su existencia y determinaron su peso atómico. En 1894, William Ramsay, junto con John William Strutt, lord Rayleigh, hallaron el argón. Ramsay se percató que estos dos elementos —helio y argón— formaban parte de un nuevo grupo y predijo la existencia de tres nuevos elementos. Se dedicó a investigar los restantes gases nobles por licuefacción y destilación fraccionada de un gran volumen de argón. En 1898, William Ramsay y Morris William Travers descubrieron el kriptón, el neón y el xenón en Londres. En 1900, el químico alemán Friedrich Ernst Dorn halló el radón, al que llamó “emanación del radio”. Fue el cuarto elemento radiactivo descubierto después del polonio, el radio y el actinio. Los gases nobles ocuparon un nuevo grupo —el octavo— entre los halógenos y los metales alcalinos. Superadas las amenazas iniciales, el descubrimiento de los gases inertes supuso un nuevo espaldarazo para la gloria de Mendeléiev y su ley periódica.

Dificultades de la tabla periódica

Una vez realizadas las correcciones oportunas de los pesos atómicos, se observaba que algunos elementos químicos no seguían en las tablas periódicas de Meyer y Mendeléiev el orden creciente de sus pesos atómicos. Había tres parejas en las que el primer elemento tenía un peso atómico inferior al segundo: argón-potasio, cobalto-níquel y telurio-yodo. Mendeléiev creía que era preciso realizar esta inversión en el orden creciente de sus pesos atómicos para acomodar correctamente los elementos químicos en el grupo que mejor les correspondía con el fin de enfatizar sus propiedades físicas y químicas, aunque siguió insistiendo en que había que revisar los pesos atómicos de estos elementos. Este problema se resolvió años más tarde cuando se llegó a profundizar en la estructura interna del átomo.

Mendeléiev era un ferviente seguidor de Isaac Newton, de ahí la importancia que atribuyó al peso atómico y su ley periódica, aunque dudaba de la existencia real de los átomos. Resuelto el problema de la ubicación de los gases nobles gracias al ingenio de Ramsay con un nuevo grupo, aparecieron casi simultáneamente otros grandes descubrimientos científicos que cuestionaron la universalidad de la ley periódica de Mendeléiev. Los átomos eran más complejos que lo que se suponía y que se desvelaría en los años siguientes. El 8 de noviembre de 1895, el ingeniero mecánico, físico alemán y primer premio Nobel de Física en 1901, Wilhelm Conrad Röntgen, produjo y detectó por primera vez los rayos X en la Universidad de Wurzburgo.

El descubrimiento de Röntgen despertó la curiosidad de un gran número de científicos. Entre ellos se encontraba el físico francés Antoine Henry Becquerel, quien a principios de 1896 descubrió accidentalmente la radiactividad natural mientras realizaba investigaciones sobre la fluorescencia de las sales de uranio. Anunció sus resultados el 2 de marzo de aquel mismo año, adelantándose por unos días al físico inglés Silvanus Phillips Thompson, que trabajaba en Londres sobre el mismo tema. A finales de 1897, Marie Curie comenzó su tesis doctoral bajo la dirección de Becquerel para analizar la naturaleza y propiedades de la radiactividad natural. Pocos meses después se le unió en esta labor investigadora su esposo Pierre y en 1898 consiguieron aislar los dos primeros elementos radiactivos: el polonio (en junio) y el radio (en diciembre). El 25 de junio de 1903, Marie Curie, quien acuñó el término de radiactividad, defendió su tesis doctoral Recherches sur les substances radioactives (Investigaciones sobre las sustancias radiactivas) y aquel mismo año recibió el Premio Nobel de Física junto con Becquerel y su esposo Pierre “en reconocimiento de los servicios extraordinarios que han prestado sus investigaciones conjuntas [Marie y Pierre Curie] sobre los fenómenos de radiación descubiertos por el profesor Henri Becquerel”.

Mendeléiev creía que los átomos eran individuales y no aceptaba que pudieran transformarse los unos en los otros. Cuando los esposos Curie comenzaron a publicar los resultados de sus experimentos, que implicaban la ruptura de los átomos, Mendeléiev, unos pocos años antes de su muerte, se desplazó hasta París para ver los experimentos de los Curie con sus propios ojos. Tras su visita, no está claro si lo que vio le hizo cambiar sus ideas por la evidencia de los hechos experimentales encontrados por los Curie.

El 30 de abril de 1897, el físico inglés y premio Nobel de Física en 1906, Joseph John Thomson, descubrió e identificó el electrón, la primera partícula subatómica en ser hallada, cuando estaba estudiando la naturaleza de los rayos catódicos en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge. Este descubrimiento fue otra contrariedad para Mendeléiev. Los átomos estaban constituidos por partículas más pequeñas y, por tanto, eran divisibles.

Tabla 13

Predicciones correctas e incorrectas de Mendeléiev (adaptada de Eric Scerri).

Nombre del elemento dado por Mendeléiev

Peso atómico predicho

Peso atómico adoptado por la IUPAC

Nombre aprobado por la IUPAC

coronio

éter

eka-boro

eka-cerio

eka-aluminio

eka-silicio

eka-manganeso

eka-molibdeno

eka-niobio

eka-cadmio

eka-yodo

eka-cesio

tri-manganeso

dvi-telurio

dvi-cesio

eka-tántalo

0,4

0,17

44

54

68

72

100

140

146

155

170

175

190

212

220

235

no hallado

no hallado

44,96

no hallado

69,72

72,63

97

no hallado

no hallado

no hallado

no hallado

no hallado

186,21

209

223

231,04

no hallado

no hallado

escandio (1879)

no hallado

galio (1875)

germanio (1886)

tecnecio (1937)

no hallado

no hallado

no hallado

no hallado

no hallado

renio (1925)

polonio (1898)

francio (1939)

protactinio (1913)

Todos estos grandes avances científicos junto con el descubrimiento de nuevos elementos químicos ponían en cuestión la universalidad de la ley periódica de Mendeléiev y su tabla periódica. Mendeléiev predijo 16 nuevos elementos, de los cuales ocho se incorporaron a la tabla periódica, mientras que otros ocho eran erróneos y no se encontraron (tabla 13). También predijo algunas tierras raras, que por la proximidad de sus pesos atómicos y la semejanza en sus propiedades físicas y químicas eran difíciles de ubicar fielmente en la tabla periódica.

Tras el descubrimiento del electrón, la aplicación de los rayos X y la radiactividad en la investigación de la materia y en medicina, aparecieron los primeros modelos para explicar la estructura del átomo. En 1901, antes del descubrimiento del protón y del neutrón, el físico francés Jean Baptiste Perrin propuso el primer modelo nuclear del átomo a semejanza de un sistema solar en miniatura en el que los electrones de carga negativa giran en torno al núcleo de carga positiva. En 1902, Gilbert Newton Lewis propuso la teoría del modelo del átomo cúbico en el que los electrones se hallan situados en los vértices de un cubo, que publicó en 1916 en el artículo “The Atom and the Molecule” (“El átomo y la molécula”), que utilizó para explicar el fenómeno de la valencia. En 1903, Thomson formuló su modelo atómico, que se denominó “modelo de pudín de pasas”. El átomo se consideraba como una esfera de carga positiva con los electrones distribuidos uniformemente como pequeñas pasas dispersadas en la masa positiva. Un año más tarde, el físico japonés Hantaro Nagaoka realizó una propuesta basada en la de Perrin. En el modelo saturnal de Nagaoka, los átomos estaban cargados positivamente en el centro, rodeados por los electrones, del mismo modo que Saturno y sus anillos donde se ubicaban los electrones.

Tras la muerte de Mendeléiev, el 2 de febrero de 1907, Ernest Rutherford y sus colaboradores Hans Geiger y Ernst Marsden realizaron en 1909 con éxito el “experimento de la lámina de oro”, que consistía en lanzar un chorro de partículas alfa contra una fina lámina de oro. La explicación de este experimento por Rutherford en mayo de 1911 condujo al modelo atómico de Rutherford o modelo del sistema solar en el que los átomos de oro, y por extensión los de cualquier otro elemento, constan de un diminuto y denso núcleo central donde se concentra la carga positiva y a grandes distancias de él giran los electrones de carga negativa en órbitas circulares. En 1913, Niels Bohr y Ernest Rutherford introdujeron el modelo atómico de Rutherford-Bohr o modelo atómico de Bohr semejante a la estructura del sistema solar. El átomo se representa por un núcleo diminuto y positivamente cargado rodeado de electrones que giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, pero con una atracción proporcionada por fuerzas electrostáticas en lugar de fuerzas gravitatorias. Este modelo podía explicar el comportamiento del átomo de hidrógeno, pero fallaba para átomos con más de un electrón. Por ello, Bohr desarrolló un modelo en capas en el que las órbitas circulares solo podían contener un número determinado de electrones.

En el estudio del “experimento de la lámina de oro”, Rutherford concluyó que la carga del núcleo atómico era aproximadamente la mitad del peso atómico (Z ≈ A/2). A esta misma conclusión llegó el físico británico y premio Nobel de Física en 1917 Charles Glover Barkla utilizando experimentos de rayos X. Sin embargo, fue el abogado, matemático economista y físico aficionado holandés Anton van den Broek quien definió el concepto de número atómico en un artículo que publicó en 1911 en la revista Nature. Cada elemento de la tabla periódica tendría una carga nuclear igual a una unidad más que la del elemento anterior. En 1913, Van den Broek publicó otro artículo en la revista Nature en el que establecía la relación entre el número de serie de cada átomo con la carga atómica. Por tanto, era la carga nuclear la que definía la posición de cada elemento en la tabla periódica y no su peso atómico.

Los avances en la tabla periódica hasta 1914

Otra grave dificultad con la que se encontró la tabla periódica de Mendeléiev fue el descubrimiento de los primeros isótopos en el tránsito del siglo XIX al XX. Así, en 1898 los esposos Curie descubrieron el polonio y el radio, André-Louis Debierne, un estrecho colaborador de los esposos Curie, el actinio en 1899 y Dorn encontró el radón en 1900. La palabra isótopo fue acuñada en 1913 por el radioquímico inglés y premio Nobel de Química en 1921 Frederick Soddy, procede de las palabras griegas isos (ἴσος ‘igual’) y topos (τόπος ‘lugar’), y significa ‘el mismo lugar’, es decir, diferentes isótopos de un mismo elemento ocupan la misma posición en la tabla periódica. Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones (el mismo número atómico), pero diferente número de neutrones. Tienen las mismas propiedades químicas, pero diferentes propiedades físicas. Los isótopos pueden ser naturales y se hallan en la naturaleza en estado natural, como el carbono-12, carbono-13 y carbono-14, ese último es radiactivo, y artificiales, se producen en los laboratorios y centrales nucleares por bombardeo de algunos núcleos como el uranio-233 con otras partículas más ligeras. Los isótopos se pueden clasificar en estables (hay 339) y no estables o isótopos radiactivos (existen unos 3.000).

En muy pocos años se descubrieron más de treinta “nuevos elementos” que recibieron los nombres de actinio X, emanación del radio, torio X, uranio X y otros para indicar los elementos de los que se suponía que procedían. Las X indicaban especies desconocidas, que resultaron ser isótopos de otros elementos. Así, el actinio X era el isótopo de radio-223; la emanación del radio, el radón-222; el torio X, el radio-224, y el uranio X, el torio-234. Para ubicar estos “nuevos elementos” se utilizaron distintos métodos, por ejemplo van den Broek amplió la tabla periódica para ubicarlos en ella, mientras que Daniel Strömholm y Teodor Svedberg los colocaron en el mismo lugar de la tabla periódica. El químico norteamericano Herbert Newby McCoy observó en 1907 que el radiotorio es inseparable del torio mediante procesos químicos. La interpretación de estos fenómenos la llevó a cabo Soddy, discípulo de Rutherford y a quien debemos el nombre de isótopo, al comprobar que dos o más átomos del mismo elemento eran inseparables químicamente, pero tenían diferentes pesos atómicos. Gracias a la ley de los desplazamientos radiactivos o ley de Soddy-Fajans, que gobierna la transmutación de los elementos durante la desintegración radiactiva, que enunciaron ambos científicos independientemente en 1913, se pudo explicar el origen de los isótopos en los procesos de desintegración alfa y desintegración beta (desintegración β-). Más tarde, fueron descubiertas otras formas de desintegración beta: la desintegración β+ y la captura de electrones. En 1914, el químico norteamericano y premio Nobel de Química en 1914, Theodore Williams Richards, encontró variaciones entre el peso atómico del plomo dependiendo del mineral de procedencia. Se trataba de dos isótopos diferentes del plomo. De esta manera reforzó el concepto de isotopía de Soddy.

Aunque no hay duda de que Anton van den Broek avanzó el concepto de número atómico, no llegó a demostrarlo. Esta tarea estaba reservada al joven físico británico Henry Gwyn Jeffreys Moseley, a quien se le atribuye el honor de haber descubierto el número atómico. Tras graduarse en la Universidad de Oxford en Física y Matemáticas, entró como demostrador de física en la Universidad de Mánchester bajo la supervisión de Ernest Rutherford. En 1913 publicó su primer artículo, que realizó en solitario, en Philosophical Magazine. Su investigación consistía en analizar los espectros de rayos X de alta frecuencia cuando enviaba la radiación de electrones o rayos catódicos contra la superficie de diferentes muestras metálicas. Para ello, registraba sobre placas fotográficas la frecuencia característica de los rayos X emitidos por cada uno de ellos. De esta manera, estudió 12 muestras metálicas, entre las que se hallaba la serie del calcio al zinc (faltaba el escandio e incluyó el latón, aleación de cobre y zinc) donde obtuvo su famosa escalera de Moseley. En noviembre de 1913 rechazó una plaza que le ofreció Rutherford y abandonó Mánchester para hacerse cargo de una plaza de profesor en la Universidad de Oxford, donde continuó sus investigaciones, aunque con menos medios.

En 1914 publicó en la misma revista un segundo artículo continuación del anterior. En este confirmó la ley que lleva su nombre (o de los números atómicos), en la que relacionaba la raíz cuadrada de la frecuencia de las líneas espectrales de rayos X de los elementos químicos con el número atómico, n = A (N – b)2, donde n es la frecuencia de las líneas espectrales de los rayos X, N es el número atómico (actualmente se representa por Z), y A y b son dos constantes de las líneas espectrales. Aunque su estudio abarcó los elementos del aluminio al oro, su ley permite predecir la existencia de nuevos elementos con gran precisión, por los huecos que se generan en su gráfica en la que representa los elementos químicos por su número atómico frente a la raíz cuadrada de la frecuencia de sus líneas espectrales de rayos X (figura 7). Esta ley es históricamente importante por tres razones: la ordenación de los elementos químicos sigue una relación matemática en función del número atómico creciente de una unidad en una unidad, prueba experimentalmente el concepto de número atómico y justifica el modelo nuclear del átomo de Rutherford.

Figura 7

La tabla periódica de Moseley ordenada por el número atómico creciente.

Desgraciadamente, Moseley murió el 10 de agosto de 1915 a los 27 años en la batalla de Galípoli, en la Primera Guerra Mundial. Tras su muerte, otros científicos emplearon su ley para la búsqueda de los nuevos elementos que predecía que se hallaban entre el hidrógeno (Z = 1) y el uranio (Z = 92). Así, entre 1913 y 1945 se encontraron los elementos químicos de los números atómicos 43, 61, 72, 75, 85, 87 y 91. Además, estableció la pauta para la búsqueda de los demás elementos químicos restantes. Hasta la actualidad, la ley periódica de Moseley ha resistido el paso del tiempo, más de cien años, sin que haya que recurrir a alguna modificación como la inversión del orden de los valores del número atómico, como ocurre cuando se ordenan los elementos químicos por el peso atómico.

Los progresos en la tabla periódica desde 1914 hasta hoy

La mecánica cuántica irrumpió en 1900 de la mano del físico alemán y premio Nobel de Física en 1918 Max Planck, cuando resolvió el problema de la radiación del cuerpo negro a diferentes temperaturas al postular que la energía del cuerpo negro consistía en paquetes o cuantos discretos. En 1905, el físico alemán y premio Nobel de Física en 1921 Albert Einstein aplicó la teoría de Planck con éxito para explicar el efecto fotoeléctrico, demostrando el carácter cuantizado o corpuscular de la energía. En 1913, Niels Bohr aplicó la teoría cuántica para explicar el comportamiento del átomo de hidrógeno. Utilizó el modelo de Rutherford-Bohr y estableció tres postulados: 1) el electrón describe órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía; 2) las únicas órbitas permitidas para el electrón son aquellas para las cuales el momento angular del electrón sea un múltiplo entero de h/2π, y 3) el electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En ese cambio emite o absorbe un fotón, cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.

La extensión de la teoría de Bohr a átomos hidrogenoides (con un solo electrón y más de un protón) parecía que se cumplía, pero sus líneas espectrales de desdoblaban en pares de líneas. Esta complicación la resolvió en 1916 el físico alemán Arnold Sommerfeld al perfeccionar el modelo de Bohr con la ayuda de la teoría de la relatividad de Einstein, al introducir tres modificaciones: 1) los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas; 2) a partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel, y 3) el electrón es una corriente eléctrica minúscula. Tras estas aportaciones de Sommerfeld, Bohr modificó en el año 1923 sus configuraciones electrónicas de 1913 en las que solo tenía en cuenta el número cuántico n, considerando los dos números cuánticos n y l. La incorporación de los números cuánticos m por Edmund Stoner y s por Wolfgang Pauli permitió establecer las relaciones entre los números cuánticos y determinar las configuraciones electrónicas para los elementos químicos. El orden de llenado de los orbitales atómicos se realiza siguiendo las flechas de arriba abajo según la regla de Madelung (figura 8).

Figura 8

Regla de Madelung para seguir el orden de llenado de los orbitales atómicos.

Las capas electrónicas se llenan en orden secuencial al añadir un electrón para cada nuevo elemento; esto se puede explicar por la regla para la combinación de los cuatro números cuánticos, pero no da cuenta de cuando se cierran los periodos. Sin embargo, conocemos dónde se cierran los periodos, que coincide con los números atómicos de los gases nobles: 2, 10, 18, 36, 54, 86 y 118. Por todo ello, la mecánica cuántica no puede explicar determinados aspectos generales de la tabla periódica.

Aunque el protón había sido observado por Eugen Goldstein en 1886 en los rayos canales o rayos anódicos, fue Ernest Rutherford quien lo identificó entre 1917 y 1920, y en ese mismo año le dio el nombre de “protón” tomado del griego con el significado de primero. Esta partícula subatómica tiene una carga positiva de igual valor y signo contrario a la del electrón y una masa 1.836 veces superior a la del electrón. El neutrón es una partícula subatómica, sin carga eléctrica, presente en todos los átomos, salvo en el protio. Tiene una masa ligeramente superior a la del protón. Es inestable fuera del núcleo y se descompone en un electrón, un protón y un antineutrino. Rutherford propuso su existencia en 1920, pero el mérito de su hallazgo se lo llevó su discípulo James Chadwick, quien lo descubrió en 1932 en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge. Tres años más tarde, recibió el Premio Nobel de Física por su descubrimiento. El hallazgo del protón y el neutrón junto con otros importantes avances de la física nuclear supusieron un trascendental progreso en la tabla periódica. Entre ellos hay que destacar la invención del ciclotrón por el químico nuclear y premio Nobel de Física en 1939 Ernest Orlando Lawrence, que lo patentó en 1934 en la Universidad de California. El ciclotrón permitía acelerar protones, neutrones y partículas alfa a miles de veces la velocidad de estas partículas cuando se producían de forma espontánea. Esta técnica permitió el descubrimiento de un importante número de elementos transuránidos entre 1940 y 1974 en el Berkeley Radiation Laboratory (ahora Lawrence Berkeley National Laboratory), de la Universidad de California, dirigido por Edwin McMillan, Glenn T. Seaborg y Albert Ghiorso entre 1945 y 1974.

Tabla 14

Descubrimiento de los elementos de número atómico entre el 93 y el 101.

Z

Elemento

Año

Reacción nuclear

Descubridores

93

neptunio

1940

U +n → U*→ U + g

U +n → U → Np + b–

E. M. McMillan y P. H. Abelson

94

plutonio

1940

U +D → Np + 2 10n

Np → Pu + b–

G. T. Seaborg, E. M. MacMillan, J. W. Kennedy y A. C. Wahl

95

americio

1944

U +n → U + g

U → Np + b–

Np → Pu + b–

Pu + 2n → Pu + g

Pu → Am + b–

G. T. Seaborg, R A. James y L. O. Morgan

96

curio

1944

Np + 2n → Pu + g

Pu → Am + b–

Am +n → 24295Am + g

Am → Cm + b–

G. T. Seaborg, R. A. James y A. Ghiorso

97

berkelio

1949

Pu + 4n → Pu + g

Pu → Am + b–

Am +n → Am + g

Am → Cm +b–

Cm + 5n → Cm + g

Cm → Bk + b–

Bk → Cf +b–

S. G. Thompson, A. Ghiorso y G. T. Seaborg

98

californio

1950

Cm + 4He → Cf +n

S. G. Thompson, K. Street, A. Ghiorso y G. T. Seaborg

99

einstenio

1952

El einstenio fue identificado por Albert Ghiorso y sus colaboradores (Berkeley, California) en los residuos radiactivos (1953) procedentes de la explosión explosión termonuclear Ivy Mike detonada en el atolón Enewetak del Pacífico Sur (1952).

U + 15 n → Cf + 6b–

Cf → Es + b–

A. Ghiorso, S. G. Thompson, G. H. Higgins, G. T. Seaborg, M. H. Studier, P.R. Fields, S. M. Fried, H. Diamond, J. F. Mech, G. L. Pyle, J. R. Huizenga, A. Hirsch, W. M. Manning, C. I. Brwne, H. L. Smith y R. W. Spence

100

fermio

1952

El fermio fue identificado por Albert Ghiorso y sus colaboradores (Berkeley, California, EE UU) en los residuos radiactivos (1953) procedentes de la explosión termonuclear. Ivy Mike, detonada en el atolón Enewetak del Pacífico Sur (1952). Se formaron elementos de número atómico del 93 al 100 y entre estos se halló el isótopo del elemento 100, el fermio-255

A. Ghiorso, S. G. Thompson, G. H. Higgins, G. T. Seaborg, M. H. Studier, P.R. Fields, S. M. Fried, H. Diamond, J. F. Mech, G. L. Pyle, J. R. Huizenga, A. Hirsch, W. M. Manning, C. I. Brwne, H. L. Smith y R. W. Spence

101

mendelevio

1955

Es +He → Md +n

A. Ghiorso, B. Harvey, G. R. Choppin, S. G. Thompson y G. T. Seaborg

Figura 9

a) Tabla periódica propuesta por Seaborg en diciembre de 1951; b) tabla periódica propuesta por Seaborg para ubicar los elementos superpesados hasta el 168.

a)

b)

En el año 1915 se conocían 87 elementos químicos. Entre el primero —el hidrógeno (1)— y el último —el uranio (92)— faltaban por descubrir cinco elementos: tecnecio (43, 1937), hafnio (72, 1923), astato (85, 1940), francio (87, 1939) y prometio (61, 1945)1. En 1945, cuando se habían sintetizado 96 elementos, cuatro de ellos después del uranio: neptunio (93, 1940), plutonio (94, 1940), americio (95, 1944) y curio (96, 1944), Glenn Theodore Seaborg introdujo una importante modificación en la tabla periódica al incluir una nueva serie: la de los actínidos, que colocó debajo de la serie de los lantánidos como recogió en la publicación de su Conferencia Nobel pronunciada el 12 de diciembre de 1951 en la que aparecen 98 elementos químicos. Más tarde, Seaborg amplió la tabla periódica para ubicar los elementos superpesados hasta el de número atómico 168 e introdujo la serie de los elementos superactínidos (del 122 al 153) (figura 9).

La síntesis de los elementos con número atómico superior al 102 se logró gracias al desarrollo de potentes aceleradores lineales de partículas en lugar de ciclotrones, que permitió acelerar partículas más pesadas que los protones, neutrones y las partículas alfa. Se activaron haces de iones de alta intensidad con energías perfectamente definidas. Inicialmente, solo dos grandes potencias fueron capaces de sintetizar nuevos elementos transférmicos durante la Guerra Fría: la Unión Soviética y los Estados Unidos de Norteamérica. Después, se unieron a esta labor de creación de nuevos elementos Alemania, Japón y Suecia. Como proyectiles de bombardeo se utilizaron núcleos de boro, carbono, nitrógeno, oxígeno, neón, calcio, cromo, hierro, níquel y zinc. En la tabla 15 se muestran los elementos, su número atómico, su nombre, el año de su descubrimiento, las reacciones que condujeron a la creación de los elementos 102-118 y los investigadores a quienes la IUPAC reconoció su descubrimiento. En la síntesis de alguno de los últimos elementos han contribuido equipos de científicos de más de un centro de investigación del mismo país o de países distintos. En la actualidad, la IUPAC ha aprobado la existencia de 118 elementos químicos, siendo el de mayor número atómico el 118, de nombre oganesón y con símbolo Og.

Tabla 15

Descubrimiento de los elementos de número atómico entre el 102 y el 118.

Z

Elemento

Año

Reacción nuclear

Descubridores

102

nobelio

1957

Cm +C →No + 4 n

Cm +C →No + 6 n

P. R. Fields, A. M. Friedman, J. Milsted, H. Atterling, W. Forsling, L. W. Holm y B. Åström

103

lawrencio

1961

Cf +B →Lr*→ Lr + 5n Am +O→Lr*→Lr + 5 n

A. Ghiorso, T. Sikkeland, A. Larsh, y R. M. Latimer

104

rutherfordio

1964

Cf +C →Rf + 4n

Cf +C →Rf + 3n

Cm +O →Rf + 6n

Pu +Ne → Rf → RfCl4

G. N. Flerov, Yuri T. Oganessian, Yu. V. Lobanov, V. I. Kuznetsov, V. A. Druin, V. P. Perelygin, K. A. Gavrilov, S. P. Tretiakova, V. M. Plotko, Albert Ghiorso, M. Nurmia, J. Harris, K. Eskola y P. Eskola

105

dubnio

1967

Am +Ne → 265−x105 + x n (x = 4, 5)

Cf +N → 260105 + 4n

G. N. Flerov, V. A. Druin, A.G. Demin, Yu. V. Lobanov, N. K. Skobelev, G. N. Akap’ev, B. V. Fefilov, I.V. Kolesov, K. A. Gavrilov, Yu. P. Kharitonov, L. P. Chelnokov, A. Ghiorso, M. Nurmia, K. Eskola, J. Harris y P. Eskola

106

seaborgio

1974

Pb+Cr →Sg + 2n

Pb +Cr →Sg +n

Cf +O →Sg* + 4n →Rf +He →No + He

A. Ghiorso, J. M. Nitschke, J. R. Alonso, C. T. Alonso, M. Nurmia, Glenn T. Seaborg, E. Kenneth Hulet y R. W. Lougheed,

107

bohrio

1981

Bi +Cr →Bh +n

G. Münzenberg, S. Hofmann, F. P. Heßberger, W. Reisdorf, K.-H. Schmidt, J.R.H. Schneider, W.F.W. Schneider, P. Armbruster, C.-C. Sahm y B. Thuma

108

hasio

1984

Pb +Fe →Hs +n

G. Münzenberg, P. Armbruster, H. Folger, F. P. Heßberger, S. Hofmann, J. Keller, K. Poppensieker, W. Reisdorf, K.-H. Schmidt, H.-J. Schött, M. Leino y R. Hingmann

109

meitnerio

1982

Bi +Fe →Mt +n

G. Münzenberg, P. Armbruster, F. P. Heßberger, S. Hofmann, K. Poppensieker, W. Reisdorf, J. H. R. Schneider, W. F. W. Schneider, K.-H. Schmidt, C.-C. Sahm y D. Vermeulen

110

darmstatio

1994

Pb +Ni →Ds +n

Pb +Ni →Ds +n

S. Hofmann, V. Ninov, F. P. Heßberger, P. Armbruster, H. Folger, G. Münzenberg, H. J. Schött, A. G. Popeko, A. V. Yeremin, A. N. Andreyev, S. Saro, R. Janik y M. Leino

111

roentgenio

1994

Bi +Ni →Rg +n

S. Hofmann, V. Ninov, F. P. Heßberger, P. Armbruster, H. Folger, G. Münzenberg, H. J. Schött, A. G. Popeko, A. V. Yeremin, A. N. Andreyev, S. Saro, R. Janik y M. Leino

112

copernicio

1996

Pb +Zn →Cn* →Cn +n

S. Hofmann, V. Ninov, F. P. Heßberger, P. Armbruster, H. Folger, G. Münzenberg, H. J. Schött, A. G. Popeko, A. V. Yeremin, A.N. Andreyev, S. Saro, R. Janik, y M. Leino

113

nihonio

2004

Bi +Zn →*→ 278 113 +n

Pu +Ca → 292114* → 290114 + 2n + e− → 290 113 + νe

K. Morita, K. Morimoto, D. Kaji, T. Akiyama, S. Goto, H. Haba, E. Ideguchi, R. Kanungo, K. Katori, H. Koura, H. Kudo, T. Ohnishi, A. Ozawa, T. Suda, K. Sueki, H. Xu, T. Yamaguchi, A. Yoneda, A. Yoshida y Y. Zhao

114

flerovio

1999

Pu +Ca →Fl* →Fl + 3n

Yu. Ts. Oganessian, V. K. Utyonkov, Yu. V. Lobanov, F. Sh. Abdullin, A. N. Polyakov, I. V. Shirokovsky, Yu. S. Tsyganov, G. G. Gulbekian, S. L. Bogomolov, B. N. Gikal, A. N. Mezentsev, S. Iliev, V. G. Subbotin, A. M. Sukhov, O. V. Ivanov, G. V. Buklanov, K. Subotic, M. G. Itkis, K. J. Moody, J. F. Wild, N. J. Stoyer, M. A. Stoyer y R. W. Lougheed

115

moscovio

2004

Am +Ca →Mc + 3n →Nh +He Am +Ca →Mc + 4n →Nh +He

Yu. Ts. Oganessian, V. K. Utyonkoy, Yu. V. Lobanov, F. Sh. Abdullin, A. N. Polyakov, I. V. Shirokovsky, Yu. S. Tsyganov, G. G. Gulbekian, S. L. Bogomolov, A. N. Mezentsev, S. Iliev, V. G. Subbotin, A. M. Sukhov, A. A. Voinov, G. V. Buklanov, K. Subotic, V. I. Zagrebaev, M. G. Itkis, J. B. Patin, K. J. Moody, F. J. Wild, M. A. Stoyer, N. J. Stoyer, D. A. Shaughnessy, J. M. Kenneally y R. W. Lougheed

116

livermorio

2000

Cm +Ca →Lv* →Lv + 3n →Fl +He

Yu. Ts. Oganessian, V. K. Utyonkov, Yu. V. Lobanov, F. Sh. Abdullin, A. N. Polyakov, I. V. Shirokovsky, Yu. S. Tsyganov, G. G. Gulbekian, S. L. Bogomolov, B. N. Gikal, A. N. Mezentsev, S. Iliev, V. G. Subbotin, A. M. Sukhov, O. V. Ivanov, G. V. Buklanov, K. Subotic, M. G. Itkis, K. J. Moody, J. F. Wild, N. J. Stoyer, M. A. Stoyer, R. W. Lougheed, C. A. Laue, Ye. A. Karelin y A. N. Tatarinov

117

teneso

2010

Bk +Ca → 297117* → 294117 + 3n (1 evento)

Bk +Ca → 297117* → 293117 + 4n (5 eventos)

Yu. Ts. Oganessian, F. Sh. Abdullin, P. D. Bailey, D. E. Benker, M. E. Bennett, S. N. Dmitriev, J. G. Ezold, J. H. Hamilton, R. A. Henderson, M. G. Itkis, Yu. V. Lobanov, A. N. Mezentsev, K. J. Moody, S. L. Nelson, A. N. Polyakov, C. E. Porter, A. V. Ramayya, F. D. Riley, J. B. Roberto, M. A. Ryabinin, K. P. Rykaczewski, R. N. Sagaidak, D. A. Shaughnessy, I. V. Shirokovsky, M. A. Stoyer, V. G. Subbotin, R. Sudowe, A. M. Sukhov, Yu. S. Tsyganov, V. K. Utyonkov, A. A. Voinov, G. K. Vostokin y P. A. Wilk

118

oganesón

2006

Cf + Ca →Og 

+ 3n 

Yu. Ts. Oganessian, V. K. Utyonkov, Yu. V. Lobanov, F. Sh. Abdullin, A. N. Polyakov, R. N. Sagaidak, I. V. Shirokovsky, Yu. S. Tsyganov, A. A. Voinov, G. G. Gulbekian, S. L. Bogomolov, B. N. Gikal, A. N. Mezentsev, S. Iliev, V. G. Subbotin, A. M. Sukhov, K. Subotic, V. I. Zagrebaev, G. K. Vostokin, M. G. Itkis, K. J. Moody, J. B. Patin, D. A. Shaughnessy, M. A. Stoyer, N. J. Stoyer, P. A. Wilk, J. M. Kenneally, J. H. Landrum, J. F. Wild y R. W. Lougheed

Los estudios realizados sobre algunos de los elementos superpesados han conducido a nuevos retos para la tabla periódica. Se ha observado que las propiedades físicas y químicas no se corresponden con las de los elementos del grupo que les antecede al aparecer en los más pesados los efectos relativistas, que son cada vez más importantes al incrementarse la carga nuclear. Cuanto mayor es esta, más rápido es el movimiento de los electrones en sus capas internas, provocando una mayor atracción de estos electrones por el núcleo y generando un mayor efecto de apantallamiento sobre los electrones más externos. Estos electrones son los que dan cuenta de las propiedades químicas de los elementos, que se ven alteradas por los efectos relativistas. Entre los casos más notorios está el distinto comportamiento de los elementos rutherfordio y dubnio respecto de los elementos que les preceden en sus grupos respectivos. En la actualidad, se están realizando ensayos para crear los elementos de número atómico 119, 120 y 121. La tabla periódica sigue estando sometida a continuos retos y desafíos.

Por otra parte, quedan algunos problemas por resolver. La comunidad científica no se ha puesto de acuerdo en su solución hasta el presente. Entre ellos se hallan: la ubicación del hidrógeno y el helio en la tabla periódica, la constitución del grupo 3 y la forma más adecuada de la tabla periódica de los elementos químicos. Al hidrógeno unos autores lo sitúan en la cabecera del grupo de los metales alcalinos, otros lo colocan encabezando el grupo de los halógenos, otros prefieren situarlo sobre el carbono y, por último, otros científicos proponen acomodarlo aparte como un elemento singular. La ubicación del helio también ocasiona problemas; la mayoría de autores lo sitúan encima de los gases nobles, mientras que otros lo disponen sobre el berilio en el grupo de los metales alcalinotérreos. Esta situación es muy criticada. El grupo 3 y los elementos químicos que lo componen es otro de los problemas que trae en jaque a la comunidad científica. Tras el escandio y el itrio, unos científicos se inclinan por ubicar al lantano y al actinio, mientras que otros prefieren incluir el lutecio y el lawrencio, en tanto que otro grupo —entre los que se halla la IUPAC— dejan un hueco para ubicar los elementos entre el lantano y el lutecio en la serie de los lantánidos y los elementos entre el actinio y el lawrencio los colocan en la serie de los actínidos. A ambas series las sitúan debajo de los elementos del periodo séptimo en la forma media larga. El tercer problema es que no existe una tabla periódica única universalmente aceptada.

La tabla periódica es una obra maestra de información química organizada y la evolución de la tabla periódica de los elementos químicos en la forma actual es un logro sorprendente, aunque hay un gran número de formas de representarla.

Las diversas formas de la tabla periódica

En 1957, Edward G. Mazurs escribió una historia del sistema periódico de los elementos químicos publicada por él mismo —considerada una obra clásica— que fue revisada y publicada en 1974; en ella clasificó más de 700 tablas periódicas en 146 tipos diferentes. Recogió sistemas periódicos publicados desde 1862 hasta 1956. De entre los criterios empleados por Mazurs deben destacarse los tres siguientes: las tablas periódicas tridimensionales (3D) frente a las bidimensionales (2D); las tablas periódicas cortas y medias frente a las largas, y las tablas periódicas químicas frente a las basadas en la configuración electrónica. Mazurs prefiere las tablas periódicas basadas en la configuración electrónica y toma como modelo las de Charles Janet (1928) con su forma de escalera a izquierdas, aunque este no tiene en cuenta la configuración electrónica, y la propia modificación de Mazurs de 1969 (figura 10). Desde entonces se han añadido más de trescientas tablas periódicas, si se consideran las que han ido apareciendo a lo largo de estos años en Internet.

Figura 10

Tabla periódica en forma de escalera a izquierdas propuesta por Charles Janet en 1928.

Dentro de estas más de mil formas de representar el sistema periódico existen algunas que son confusas y otras son variaciones de otras propuestas con anterioridad, de modo que la aportación de unas y otras es escasa. En cualquier caso, si se eliminan estas, el número sigue siendo muy elevado. Las formas más habituales de representar la tabla periódica en artículos y libros de texto son las representaciones planas rectangulares que adoptan las formas corta, media larga y larga. En todas ellas se recoge la misma información con algunas variaciones. Hay representaciones bidimensionales de la tabla periódica que adoptan formas circulares, elípticas y espirales. Janet también propuso una tabla periódica en espiral basada en la de escalera a izquierdas (figura 11).

Figura 11

Tabla periódica en espiral propuesta por Charles Janet en 1928.

Entre las múltiples formas de la tabla periódica se han seleccionado algunas de las más usuales. En el sistema periódico de Theodor Benfey de 1964, que recuerda a la espiral de Janet, los elementos forman una espiral bidimensional con el hidrógeno en el centro, la espiral se alarga en tres áreas para acomodar a los elementos de transición, los lantánidos y actínicos y los superactínidos (imagen 6).

En 1989, Timothy Stowe creó una tabla periódica tridimensional con los tres ejes representan los números cuánticos n, l y m para los físicos. El origen de esta tabla periódica permaneció oculto hasta que fue redescubierto por Eric Scerri.

La tabla periódica ADOMAH, conocida también como la tabla periódica tetraédrica, fue construida por Valery Tsimmerman en 2006 y se basa en los cuatro números cuánticos de la configuración electrónica. Esta representación explica la ley periódica en términos de la geometría introducida por Janet en 1928 y los números cuánticos (imagen 7).

Existen muchas otras formas alternativas de representar la tabla periódica; aquí solo se han representado algunas de las más conocidas. Es de esperar que a lo largo del Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos (2019) se producirá un gran debate mundial con el fin de hallar la forma que pueda ser mayoritariamente aceptada por la comunidad científica. Este debate debería liderarlo la IUPAC con la colaboración de las sociedades químicas nacionales y la participación de los científicos interesados en este tema.

CAPÍTULO 4

Los isótopos en la tabla periódica

Cualquier civilización inteligente de otra galaxia tiene una tabla periódica muy parecida a la nuestra: es un icono universal en el sentido más amplio.

John Emsley

Introducción

Empecemos con una cuestión sencilla, pero esencial, para entender lo que expondremos en este capítulo: la estructura del átomo y su relación con los isótopos (del griego iso ‘igual’ y topos ‘lugar’).

El átomo consta de núcleo y uno o más electrones que orbitan en torno a él. El núcleo está formado por nucleones, esto es, protones y neutrones. Los protones están cargados positivamente mientras que los neutrones, presentes en número variable en relación con el de los protones, carecen de carga. En un átomo neutro, los electrones, cargados negativamente, son iguales en número a los protones del núcleo. No consideraremos aquí iones (aniones y cationes) ni radicales. Los isótopos son átomos de un mismo elemento cuyos núcleos contienen igual número de protones, pero difieren en el número de neutrones. La regularidad de la tabla periódica es debida a que está basada en el número de protones.

Cuando se empezó a descubrir que los elementos del sistema periódico eran mezclas de isótopos (Joseph John Thomson, el neón, 1911; Frederick Soddy, el radio, 1913), se creyó que eso podría llegar a destruir la tabla periódica. Aunque más tarde se demostró que este temor era infundado, hay un problema conceptual añadido si, como vamos a proponer, los isótopos son la tercera dimensión de la tabla periódica.

Nosotros vivimos en un mundo de tres dimensiones espaciales pero nuestros sistemas de representación son, muy mayoritariamente, bidimensionales: libros, fotos, cine, televisión, mapas y tablas periódicas. Una tabla tridimensional resultaría muy engorrosa de manejar. Es verdad que se venden mapas en tres dimensiones con el eje de las zetas muy exagerado (si no, apenas se verían unas arruguitas en un mapa casi plano), pero si lo extrapolásemos al caso de la tabla periódica, el resultado sería similar y todavía más complicado, pues los isótopos carecen totalmente de las regularidades que presentan, por ejemplo, los potenciales de ionización (imagen 1).

Figura 12

Tesis de Enrique Moles, Ginebra, 1916.

Los isótopos naturales pueden ser estables (la gran mayoría) o radiactivos (y por tanto inestables). Una primera y muy importante consecuencia es que el peso atómico varía en función del lugar y del tiempo. Así, por ejemplo, el boro de Turquía tiene un peso atómico menor que el boro de California. Estos hechos hacen que las referencias deban ser siempre las de un isótopo determinado, para lo que se adoptó el carbono-12 a propuesta del español Tomás Batuecas con la denominación de unidad de masa atómica (uma), cuyo símbolo es u. Por ello, la IUPAC proporciona los pesos atómicos con un intervalo. También hay que destacar a Enrique Moles (figura 12), que fue vicepresidente de la IUPAC desde 1934 a 1938 y se distinguió mundialmente por sus determinaciones de pesos atómicos.

Isótopos estables

Al igual que ocurre en las definiciones basadas en fenómenos temporales (por ejemplo, la definición de un elemento como sólido o líquido “a temperatura ambiente”, como es el caso del galio que funde a 29,76 ºC o del cesio, a 28,44 ºC), la separación entre isótopos estables y radiactivos no es precisa. Se considera estable aquel isótopo cuya inestabilidad es tan lenta que no es medible; por ejemplo, la que resulta de la emisión de un protón.

De los primeros 82 elementos de la tabla periódica, 80 tienen isótopos estables. El elemento 83, el bismuto, considerado el que tiene el isótopo estable más pesado, el bismuto 209, cambió de estatus en 2003. Un grupo de investigadores de Orsay (Francia) midió la vida media del 209Bi, que resultó ser 1,9 x 1019 años, billones de veces más larga que la edad estimada actual del universo. Este isótopo emite radiación alfa (desintegración α) y se convierte en 205Tl (talio-205). Debido a su extraordinariamente largo periodo de semidesintegración, para casi todas las aplicaciones el 209Bi todavía puede ser tratado como si no fuese radiactivo. A pesar de que al isótopo 209Bi le corresponde el mayor registro de vida media para una desintegración alfa, el bismuto no es el radionucleido de vida media más larga encontrado experimentalmente; esta distinción pertenece al 128Te (telurio-128), con una vida media estimada a 2,2 x 1024 años por desintegración beta.

El tecnecio y el prometio (números atómicos Z = 43 y Z = 61), así como todos los elementos con un número atómico mayor de 82 (el plomo), únicamente tienen isótopos que se descomponen por desintegración radiactiva. Ningún elemento aún no descubierto será estable. Por lo tanto, el plomo, con sus cuatro isótopos 204Pb, 206Pb, 207Pb y 208Pb, es el elemento estable más pesado.

Desintegración alfa: el elemento radiactivo de número atómico Z emite un núcleo de helio (He2+, dos protones y dos neutrones). Como resultado, el número atómico disminuye en dos unidades y el número másico A en cuatro unidades, produciéndose un nuevo elemento situado en el lugar Z-2 de la tabla periódica.

Desintegración beta: el núcleo del elemento radiactivo emite un electrón (desintegración β–). En consecuencia, su número atómico aumenta en una unidad, pero el número másico no se altera porque un neutrón se transforma en un protón, un electrón y un antineutrino electrónico. El nuevo elemento producido se encuentra en el lugar Z+1 de la tabla periódica. También se puede emitir un positrón (desintegración β+).

Desintegración gamma: el núcleo del elemento radiactivo emite un fotón de alta energía. La masa y el número atómico no cambian, solamente ocurre un reajuste de los niveles de energía ocupados por los nucleones.

Puede resultar útil resumir las desintegraciones α, β– y β+ listando las consecuencias que tienen sobre Z (número atómico, que equivale al número de protones y a la posición en la tabla periódica) y sobre A (número másico, que es la suma del número de protones y el número de neutrones, lo que define a los isótopos). Esta información se recoge en la tabla 16, en la cual hemos supuesto que las masas en reposo del neutrón y del protón son idénticas, aunque hay una pequeñísima diferencia.

Tabla 16

Las propiedades de los tres tipos de emisiones importantes para el sistema periódico.

Emisión

Número másico (A)

Número atómico (Z)

Ejemplos

α un átomo de He2+:

2 protones +

2 neutrones

La masa disminuye 4 unidades A-4

El número atómico disminuye 2 unidades, Z-2

U → Th + α

A de 238 a 234

de uranio a torio

Z de 92 a 90

β– un electrón, e–

La masa no cambia porque un neutrón se transforma en un protón

El número atómico aumenta 1, Z+1, porque hay un protón más

C →N + e-

A de 14 a 14

de carbono a nitrógeno

Z de 6 a 7

β+ un positrón, e+

La masa no cambia porque un protón se transforma en un neutrón y un neutrino (νe)

El número atómico disminuye 1, Z-1, porque hay un protón menos

Mg →Na + e+ + νe

A de 23 a 23

de manganeso a sodio

Z de 12 a 11

Hemos representado en la imagen 2 del cuadernillo una visión tridimensional de la tabla periódica. El plano horizontal corresponde a una tabla clásica y el vertical al número de isótopos estables (unos pocos elementos han sido identificados). Lo que figura delante corresponde a la parte superior de la tabla, con los huecos que deja la representación más usual entre el H y el He y entre Be/Mg y B/Al. El hueco del tecnecio, 43Tc, está tapado por el manganeso, 25Mn, un isótopo estable del grupo 7. La única regularidad evidente que tiene la tabla periódica es la ausencia de isótopos estables a partir del elemento de número atómico 82, pero estos se sitúan en la parte inferior de una tabla periódica estándar y en la parte posterior de la imagen 2 no se ven.

El elemento con el mayor número de isótopos estables es el estaño (grupo 14), que tiene 10. Le sigue de cerca el xenón (grupo 18), que tiene 8. En el otro extremo, hay hasta 26 elementos que únicamente tienen un isótopo estable cada uno, siendo isótopos naturales 22 de ellos, entre los que se cuentan por ejemplo el berilio (9Be, Z = 4), el flúor (19F, Z = 9), el sodio (23Na, Z = 11), el aluminio (27Al, Z = 13), el fósforo (31P, Z = 15), el cobalto (59Co, Z = 27), el arsénico (75As, Z = 33), el yodo (127I, Z = 53) o el oro (197Au, Z = 79).

Isótopos radiactivos

Las relaciones entre isótopos y las radiaciones asociadas con sus trasmutaciones corresponden a un campo de la física de considerable complejidad. El siguiente texto es una aproximación lo más rigurosa posible, pensada para lectores no especializados.

Isótopos radiactivos naturales

¿Cómo es que los elementos radiactivos naturales de vida media moderada aún se encuentran en la Tierra? Tiene que haber algún mecanismo que los genere. Vamos a citar algunos de los más conocidos.

Tritio-3. De los tres isótopos del hidrógeno (protio, deuterio y tritio), únicamente el tritio, ³H, cuyo núcleo está compuesto por un protón y dos neutrones, es radiactivo. El tritio tiene un periodo de semidesintegración de 12,32 años, dando lugar al desintegrarse a radiación beta (la más baja emisión posible de todos los isótopos existentes) y ³He+1, un isótopo no radiactivo. Un dato interesante es que el tritio es más ventajoso que el protio para realizar la fusión nuclear, ya que hay tres nucleones participando en las fuerzas que cohesionan el núcleo atómico.

El tritio se encuentra de manera natural en la atmósfera como fruto de la interacción de los rayos cósmicos con los gases presentes en ese medio, aunque también se puede generar en el laboratorio a partir de otros elementos (Li, B, N) mediante bombardeo con neutrones libres. El tritio puede ser utilizado para producir helio mediante fusión nuclear con deuterio. El premio Nobel de Química en 1946, Willard Frank Libby, ideó el usó del tritio como marcador para el agua atmosférica y poder así seguir su ciclo al llegar a aguas oceánicas.

Carbono-14. El 14C se origina como consecuencia del bombardeo de átomos de nitrógeno atmosféricos por rayos cósmicos. El 14C así producido se encuentra mezclado homogéneamente con otros átomos de carbono no radiactivos que están presentes en la atmósfera, como el que forma parte del dióxido de carbono. Cuando las plantas incorporan carbono a través de la fotosíntesis asimilan también 14C, y lo hacen en una proporción similar a la presente en la atmósfera. Es así como este isótopo radiactivo se incorpora a la cadena trófica. Cuando se produce la muerte de una planta o animal no se acumulan nuevas cantidades del isótopo y su concentración decrece a medida que este transmuta a 14N en su proceso de desintegración natural.

El isótopo del carbono 14C debe su popularidad a ser la base de la técnica usada para la datación de muestras orgánicas de menos de 60.000 años de edad. La determinación de la edad de las muestras orgánicas es posible gracias a que conocemos la vida media del 14C, 5.730 años. Conociendo por tanto la cantidad de este isótopo radiactivo en una muestra orgánica es posible estimar su antigüedad, cuya medida directa se expresa en años BP (del inglés before present). Sin embargo, desde mediados del siglo XX y debido a la actividad nuclear humana, se han producido severas alteraciones en las concentraciones relativas de isótopos radiactivos en la atmósfera. Comparando los resultados con los obtenidos por otras técnicas de datación, y teniendo en cuenta que se conoce con razonable precisión cómo ha evolucionado la concentración de 14C en los últimos 15.000 años, las medidas de edad de una muestra orgánica obtenidas se corrigen mediante una calibración adecuada y se expresan finalmente en años Cal BP.

El 14C también se ha usado para aplicaciones industriales. Así, en España, Concepción Llaguno y Carmen Polo propusieron utilizar la determinación de 14C para distinguir el vinagre de vino del sintético. El vino, al estar en contacto con la atmósfera contiene ácido acético con mayor porcentaje de 14C que el ácido acético de síntesis que proviene del petróleo, protegido del aire (la atmósfera contiene un 1,2 x 10–10%) y del sol durante muchos miles de años. Al impedir el fraude hizo posible vender el natural (más caro) y permitió el desarrollo de una industria del vinagre en nuestro país.

Radón-86. El radón (Rn) es un gas noble de número atómico 86 y ninguno de sus isótopos es estable. Desde su descubrimiento en 1899 por Rutherford y Owens y su caracterización por Dorn en 1900, se han identificado hasta 22 isótopos radiactivos del radón, cuya masa atómica varía entre 193 y 229 uma. El de mayor tiempo de vida es el isótopo 222Rn, cuya vida media es de 3,8 días. Al emitir partículas alfa, da lugar a un isótopo del polonio, 218Po, que es también radiactivo y a su vez dará lugar a otros elementos. El isótopo 222Rn es fruto de la desintegración de un isótopo del radio, 226Ra, que a su vez proviene de la descomposición del uranio, 238U. Por este motivo, la presencia de radio en un medio es señal de la presencia de uranio. En contraste con el 222Rn, el isótopo 219Rn tiene un periodo de semidesintegración de 3,96 segundos únicamente y recibe el nombre de actinón por ser el resultado de la desintegración del actinio 227Ac.

Pese a que se encuentra presente en el aire que respiramos en proporciones muy bajas, la posible acumulación de radón en un entorno determinado es muy peligroso, dada su elevada toxicidad (y la de los elementos que resultan de su descomposición, como determinados isótopos de polonio). Los mayores riesgos de exposición al radón se dan en edificios o interiores con un grado de ventilación muy insuficiente. La Organización Mundial para la Salud indica que no debería superarse un nivel de concentración de radón de 100 Bq/m3, aunque algunas agencias nacionales como la Agencia de Protección Ambiental de Estados Unidos (EPA) recomiendan actuar ya a partir de 74 Bq/m3. Además, es bien conocida la capacidad del radón para producir mutaciones celulares en el ser humano debidas a la inhalación de las partículas alfa que resultan de la radiactividad del radón. Existen multitud de estudios que relacionan el radón con la aparición del cáncer de pulmón, siendo después del tabaco el segundo mayor causante de esta enfermedad. Según la EPA, el tabaco y el radón actúan sinérgicamente aumentando la incidencia del cáncer de pulmón. Paradójicamente, muchos balnearios son célebres por sus propiedades curativas debidas a la presencia de radón (radonterapia) en sus aguas (Las Caldas de Besaya en Cantabria, Arnedillo en La Rioja, Bad Gastein en Austria, Schlema en Alemania, San Diego de Baños en Cuba, etc.).

Rubidio-87. Algunos elementos poseen dos isótopos, uno estable y otro radiactivo, ambos naturales. Ese es el caso del 87Rb, que se desintegra dando lugar a 87Sr y a radiación β–, con un tiempo de vida media de 50.000 millones de años. El isótopo estable, el 85Rb, tiene una abundancia del 72,2%, frente a un 27,8% del 87Rb. El 87Rb se usa para construir relojes atómicos y para determinar la edad de las rocas.

Isótopos radiactivos artificiales

Hasta la fecha se han identificado 3.386 nucleidos, de acuerdo con la base de datos NuDat2 (versión 2.7) del National Nuclear Data Center del Brookhaven National Laboratory (EE UU). De ellos, 253 se consideran estables. La radiactividad artificial se ha revelado un fenómeno particularmente útil; unos doscientos nucleidos son usados en medicina y bioquímica.

Flúor-18. El 18F es un isótopo del flúor que tiene una masa atómica de 18,0009380 uma y una vida media de 109,771 minutos, por captura electrónica se desintegra dando lugar al isótopo estable 18O por emisión de positrones.

En su proceso de desintegración, el 18F emite positrones (antielectrones), lo que lo convierte en un recurso importante en aplicaciones farmacológicas y médicas. Es fundamental su uso en la técnica PET (positron emission tomography), una técnica que nos permite seguir y rastrear procesos metabólicos, donde se detecta la emisión de un elemento radiactivo engarzado a una biomolécula concreta. Dicha biomolécula es la fluorodesoxiglucosa, un derivado de la glucosa donde un grupo hidroxilo ha sido sustituido por un átomo de 18F.

Cobalto-60. El 60Co es un isótopo radiactivo del cobalto que se obtiene a partir de la reacción de otro isótopo del cobalto, el 59Co, con un neutrón. El isótopo artificial 60Co tiene una vida media de 5,27 años. Al desintegrarse, origina níquel (60Ni) y desprende rayos gamma y radiación beta (un electrón y un antineutrino electrónico).

La radiación gamma resultante de la desintegración del 60Co, que tiene una energía en torno a 1,3 MeV, podría ser cancerígena si se produce su ingesta, dañando órganos y huesos. Por ello, el manejo de este isótopo es siempre delicado, ya que se usa como fuente de radiación en la industria y en medicina. Se usa también para irradiar alimentos y verificar su salubridad para el consumo humano. Como elemento que se utiliza en la fabricación de acero, la mezcla accidental de este isótopo con el acero produce acero radiactivo que es muy peligroso y ha dado lugar a desafortunados accidentes en los últimos 35 años.

Diagramas de Segrè

Los llamados diagramas de Segrè sirven para determinar el carácter estable o radiactivo de un determinado isótopo. Dichos diagramas deben su nombre al físico ítaloestadounidense Emilio Segrè, premio Nobel de Física en 1959. Estos diagramas representan en el plano el número de neutrones (N) frente al número de protones (Z), tal y como se ve en la imagen 3 del cuadernillo. La relación neutrón-protón (relación N/Z o relación nuclear) varía desde valores inferiores a 1 en solo dos casos, el protio (N/Z = 0) y el 3He (N/Z = 0,5); en valores iguales a 1, por ejemplo, 12C, 16O, etc. (N/Z = 1), y en valores superiores a 1, la mayoría, entre los que los dos mayores corresponden a 238U (N/Z = 1,587) y a 244Pu (N/Z = 1,596).

Se añade con la ayuda de una escala de color una tercera dimensión, el tiempo. En la imagen 3 del cuadernillo aparecen destacados algunos elementos ya comentados en secciones precedentes, como son los dos elementos con más isótopos, estaño y xenón, asociados a las líneas negras verticales; el elemento más pesado estable, el plomo, y los dos elementos más ligeros que el plomo que no tienen ningún isótopo estable, el prometio (Pm) y el tecnecio (Tc).

El hecho de que un isótopo sea estable o radiactivo es el resultado del compromiso entre la fuerza nuclear, una interacción muy fuerte que mantiene unido al núcleo atómico, y la repulsión que experimentan los protones entre sí. La primera decae muy rápidamente, por lo que al crecer el número de protones y aumentar, por tanto, el tamaño del núcleo, la fuerza electromagnética de repulsión entre los protones predomina haciendo al núcleo globalmente inestable. La acumulación de estudios a lo largo de los años ha llevado a establecer las reglas de estabilidad, de las que se derivan observaciones importantes como la llamada “capa completa” de 50 protones del estaño, la excepcionalidad de la existencia de únicamente cuatro isótopos con un número impar de protones y un número impar de neutrones (2H, 6Li, 10B, 14N) o los efectos del apareamiento nuclear, que indican que para N par y Z par los isótopos resultantes son mucho más estables.

Los isótopos, la resonancia magnética nuclear y la imagen por resonancia magnética

La resonancia magnética nuclear (RMN) es una técnica para determinar la estructura de las moléculas y también de diagnóstico clínico de tejidos biológicos, utilizando un campo magnético homogéneo que actúa sobre los medios sometidos a un campo de radiofrecuencia. Se basa en el hecho de que algunos núcleos atómicos actúan como dipolos cuando se los coloca en un campo magnético. Cuando los dipolos se alinean en un campo magnético, pueden estimularse de manera controlada mediante irradiación de energía de radiofrecuencia y, en la recuperación del sistema, se emiten señales de radiofrecuencia que contienen una gran cantidad de información sobre el entorno químico. Cuando se trata de los núcleos de hidrógeno, presentes en el agua de todos los tejidos, la señal emitida es capaz de originar imágenes detalladas de la anatomía correspondiente. En muchos aspectos, las imágenes obtenidas por este sistema son superiores a las producidas por rayos X.

Las imágenes obtenidas con esta técnica reciben varios nombres: imagen de resonancia magnética (IRM), también conocida como tomografía por resonancia magnética (TRM). También es común llamarlas IRMN (imagen de resonancia magnética nuclear) o con sus siglas inglesas, NMRI (nuclear magnetic resonance imaging). Estas imágenes ayudan a identificar tumores o patologías varias.

Las aplicaciones de los distintos isótopos en RMN dependen de su espín, su abundancia natural y de su grado de sensibilidad. La tabla 17 enumera los isótopos que se usan con esta finalidad, indicando su espín. Los más usados son el protio (1H, el más sensible), el 13C y el 15N. Se usan también, en menor grado, otros elementos, como por ejemplo 2H, 10B, 11B, 17O, 19F, 23Na, 29Si, 31P, 35Cl, 113Cd o 195Pt.

Tabla 17

Isótopos utilizados en RMN salvo los de espín 0.

Espín

Estable

Radiactivo

0

12C, 16O

14O

½

1H, 19F, 31P

3He, 13C, 15N

3H

>½

14N

2H, 17O

22Na, 53Mn

Nota: En negrita, muy abundante; el resto, muy escaso.

Los isótopos y la espectrometría de masas

El físico británico J. J. Thomson es considerado el inventor de la espectrometría de masas. Fue en 1911 cuando observó por primera vez que el neón daba dos señales cuando se sometía a la acción combinada de un campo eléctrico y un campo magnético, que correspondían a los isótopos 20Ne y 22Ne (figura 13). En aquella época se llamaba rayos catódicos a los electrones y rayos de electricidad positiva a los protones. Es bien sabido que fue Thomson (Premio Nobel de Física en 1906) quien identificó los electrones en 1897.

Figura 13

Segunda edición del célebre trabajo de sir J. J. Thomson.

A partir de la intensidad de las señales del neón 20 y 22, Thomson estimó una relación entre ellos de 9:1, dato muy cercano a la composición exacta, 90,4%:9,3%. Apenas se adivina la ligera señal del 21Ne (valor exacto 0,3%). Thomson realizó más trabajos en esta materia en los años siguientes en colaboración con F. W. Aston (Premio Nobel de Química en 1922).

El uso combinado de la espectrometría de masas y los isótopos radiactivos ha sido esencial para la datación geológica de la Tierra, la Luna y los meteoritos. No menos importante ha sido el uso combinado de espectrometría de masas e isótopos estables para estudiar el metabolismo. Para finalizar, la imagen 4 del cuadernillo explica cómo se formaron los elementos del sistema solar; cuando hay dos o tres colores, las superficies son proporcionales a la contribución de cada proceso.

Conclusiones

Cerramos este capítulo con algunas reflexiones. Nos hemos preguntado por qué el descubrimiento de los isótopos no acabó con la ordenación de los elementos en la tabla periódica. La respuesta sencilla sería porque las propiedades de los elementos dependen del número atómico (Z) y no del número másico (A). En una primera aproximación podemos decir que todos los isótopos de un mismo elemento tienen propiedades químicas idénticas; no así las propiedades físicas, como el espín, del que depende el uso de la RMN. Cuanto más pequeño es A, más difieren entre sí las propiedades químicas, ejemplo de lo cual es el caso límite de los tres isótopos del hidrógeno (figura 14).

Figura 14

Esquema de los núcleos de los tres isótopos del hidrógeno.

Sin duda, de todos los isótopos que hemos visto, los del hidrógeno merecen un lugar especial. El hidrógeno o protio es muy abundante; por eso una masa atómica de 1 fue una buena aproximación para el átomo de hidrógeno. Se ha revelado además muy importante en la búsqueda de energías alternativas, si es que finalmente se consigue la fotólisis abiótica del agua. El deuterio también tiene fama, ¿quién no ha oído hablar del sabotaje del deuterio noruego (hace falta mucha electricidad para producirlo) para impedir que Hitler consiguiese una bomba atómica (trágica historia, pero célebre descubrimiento)? Y, por último, hoy día la prensa habla del tritio iraní, el único de los tres que es radioactivo. Una nota para curiosos: cuando se habla del hidrógeno sin precisar a qué isótopo nos referimos se debería usar el término hidrón, pero no se suele hacer. Sorprendentemente, los tres isótopos se pueden usar en RMN.

CAPÍTULO 5

Los nombres de los elementos químicos. Elementos descubiertos por españoles

Número atómico, nombre, símbolo, origen y definición

Hemos resumido en la tabla 18 el origen del nombre de los 118 elementos conocidos a día de hoy. En ella figuran los metales que ya se usaban en la Antigüedad y cuyo nombre depende de cada país; por ejemplo, elemento 26, símbolo Fe, se dice hierro (español), fer (francés), iron (inglés), eisen (alemán), ferro (italiano y portugués), järn (sueco), tie (chino), tetsu (japonés), etc. Pero todos los químicos saben lo que significa Fe.

El origen es un poco arbitrario debido a su complejidad y a los meandros que ha seguido su evolución. En varios casos existen diversas etimologías. Predomina la cultura grecorromana prevalente en Europa cuando se descubrieron muchos elementos naturales. En cuanto a los preparados en los grandes aceleradores llevan nombres de los lugares donde se descubrieron y nombres de grandes científicos (tabla 18).

Tabla 18

Número atómico, nombre, símbolo (S), año del descubrimiento (año, los que son conocidos desde la antigüedad, A), origen (M, mitología) y definición.

Z

Nombre

S

Año

Origen 

Definición

1

hidrógeno

H

1776

Propiedad

Que genera agua

2

helio

He

1895

M. griega

Griego Helios, dios del Sol

3

litio

Li

1817

Propiedad

Griego lithos, roca

4

berilio

Be

1797

Propiedad

Berilo, esmeralda verde

5

boro

B

1808

M. islámica

Árabe buraq (relacionado con bórax)

6

carbono

C

A

Antigüedad

De carbón, en latín carbo

7

nitrógeno

N

1772

Propiedad

Que genera nitro

8

oxígeno

O

1774

Propiedad

Que genera ácido

9

flúor

F

1886

Mineral

Latín fluere, fluir (rel. con fluorita)

10

neón

Ne

1898

Propiedad

Griego neos, nuevo

11

sodio

Na

1807

Procedencia

Latín sodanum (sosa). Na de natrium

12

magnesio

Mg

1755

Topónimo

Magnesia, Grecia

13

aluminio

Al

1825

Procedencia

Latín alumen, sal amarga

14

silicio

Si

1824

Procedencia

Latín silex, pedernal

15

fósforo

P

1669

Propiedad

Griego phos (luz) y phoros (dador)

16

azufre

S

A

Propiedad

Latín sulphur, etimología dudosa

17

cloro

Cl

1774

Propiedad

Griego chloros, amarillo verdoso

18

argón

Ar

1894

Propiedad

Griego argon, inactivo

19

potasio

K

1807

Procedencia

Inglés pot ashes, cenizas. K de kalium

20

calcio

Ca

1808

Procedencia

Latín calx, cal

21

escandio

Sc

1879

Topónimo

Sueco Scandia, Escandinavia

22

titanio

Ti

1791

M. griega

Griego Titanes, hijos de Urano y Gea

23

vanadio

V

1801

M. escandinava    

Sueco Vanadis (Freya), diosa de la belleza

24

cromo

Cr

1797

Propiedad

Griego chroma, color

25

manganeso

Mn

1774

Topónimo

Magnesia, Grecia (magnesia nigra)

26

hierro

Fe

A

Antigüedad

Latín ferrum, hierro, espada

27

cobalto

Co

1735

M. alemana

Alemán kobold, gnomo

28

níquel

Ni

1751

Procedencia

Alemán Kupfernickel, minas de cobre

29

cobre

Cu

A

Antigüedad

Latín cuprum (Chipre)

30

zinc

Zn

1746

Propiedad

Alemán Zinken, diente (mineral calamina)

31

galio

Ga

1875

Topónimo

Latín Gallia, Francia

32

germanio

Ge

1886

Topónimo

Latín Germania, Alemania

33

arsénico

As

A

Antigüedad

Persa al zarnikh, oropimente amarillo

34

selenio

Se

1817

Propiedad

Griego selénion, resplandor de Luna

35

bromo

Br

1826

Propiedad

Griego bromos, hedor

36

kriptón

Kr

1898

Propiedad

Griego kryptos, oculto, secreto.

37

rubidio

Rb

1861

Propiedad

Latín rubidius, rojo oscuro

38

estroncio

Sr

1790

Topónimo

Gaélico escocés Strontian, Escocia

39

itrio

Y

1794

Topónimo

Sueco Ytterby, Suecia

40

circonio

Zr

1789

Propiedad

Persa zargun, color dorado

41

niobio

Nb

1801

M. griega

Griego Niobe, hija de Tántalo

42

molibdeno

Mo

1781

Propiedad

Griego molybdos, como el plomo

43

tecnecio

Tc

1937

Propiedad

Griego teknos, primer elemento artificial

44

rutenio

Ru

1844

Topónimo

Latín Ruthenia, Rusia

45

rodio

Rh

1803

Propiedad

Griego rhodos, rosa

46

paladio

Pd

1803

M. griega

Griego Palas, diosa de la sabiduría

47

plata

Ag

A

Antigüedad

Latín plattus, lámina. Ag de argentum

48

cadmio

Cd

1817

M. griega

Griego Cadmo, fundador de Tebas

49

indio

In

1863

Propiedad

Latín indigo, de su espectro atómico

50

estaño

Sn

A

Antigüedad

Latín stagnum o stannum

51

antimonio

Sb

A

Antigüedad

Latín antimonium, Sb del griego stibi

52

telurio

Te

1783

M. romana

Latín Tellus, diosa de la Tierra

53

yodo

I

1811

Propiedad

Griego ioeides, púrpura (vapores)

54

xenón

Xe

1898

Propiedad

Griego xenos, extraño

55

cesio

Cs

1860

Propiedad

Latín caesius, cielo azul

56

bario

Ba

1808

Propiedad

Griego barys, pesado

57

lantano

La

1839

Propiedad

Griego lanthénein, escondido (en el Ce)

58

cerio

Ce

1803

M. romana

Latín Ceres, planeta enano

59

praseodimio

Pr

1885

Propiedad

Griego prasinos verde, didymos gemelo

60

neodimio

Nd

1885

Propiedad

Griego neos nuevo, didymos gemelo

61

prometio

Pm

1945

M. griega

Prometeo, titán que robó el fuego a los dioses para entregarlo a los hombres

62

samario

Sm

1879

Procedencia

Mineral samarskita (coronel Samarskii)

63

europio

Eu

1901

Topónimo

Europa

64

gadolinio

Gd

1880

Científico

Johan Gadolin

65

terbio

Tb

1843

Topónimo

Sueco Ytterby, Suecia

66

disprosio

Dy

1886

Propiedad

Griego dysprositos, difícil de obtener

67

holmio

Ho

1878

Topónimo

Latín Holmia, Estocolmo

68

erbio

Er

1843

Topónimo

Sueco Ytterby, Suecia

69

tulio

Tm

1879

Topónimo

Sueco Thule, Escandinavia

70

iterbio

Yb

1878

Topónimo

Sueco Ytterby, Suecia

71

lutecio

Lu

1907

Topónimo

Latín Lutetia, París

72

hafnio

Hf

1923

Topónimo

Latín Hafnia, Copenhague

73

tántalo

Ta

1802

M. griega

Griego Tántalo, rey de Frigia

74

wolframio

W

1783

M. alemana

Véase discusión a continuación

75

renio

Re

1925

Topónimo

Latín Rhenus, nombre latino del río Rin

76

osmio

Os

1803

Propiedad

Griego osme, olor (del OsO4)

77

iridio

Ir

1803

Propiedad

Griego Iris, diosa del arco iris

78

platino

Pt

1735

Propiedad

Español platina, pequeña plata

79

oro

Au

A

Antigüedad

Latín aurum, aurora

80

mercurio

Hg

A

Antigüedad

Latín mercurio. Hg del latín hydrárgyros, agua de plata

81

talio

Tl

1861

Propiedad

Griego thallos, rama verde

82

plomo

Pb

A

Antigüedad

Latín plumbum

83

bismuto

Bi

1753

Propiedad

Nuevo latín bisemutum, en alemán weisse Masse, masa blanca

84

polonio

Po

1898

Topónimo

Polonia, en honor de Marie Curie

85

astato

At

1940

Propiedad

Griego astatos, inestable

86

radón

Rn

1900

Propiedad

Emanación del radio

87

francio

Fr

1939

Topónimo

Francia

88

radio

Ra

1898

Propiedad

Latín radius, rayo

89

actinio

Ac

1899

Propiedad

Griego aktinos, rayo de luz

90

torio

Th

1829

M. escandinava

Sueco Thor, dios de la guerra

91

protactinio

Pa

1913

Propiedad

Progenitor del actinio

92

uranio

U

1789

M. griega

Griego Urano, dios del cielo

93

neptunio

Np

1940

M. romana

Latín Neptuno, dios de los mares

94

plutonio

Pu

1940

M. griega

Griego Plutón, dios de la muerte

95

americio

Am

1944

Topónimo

América

96

curio

Cm

1944

Científico

Pierre y Marie Curie (PNF 1903)

97

berkelio

Bk

1949

Topónimo

Berkeley, California

98

californio

Cf

1950

Topónimo

California

99

einstenio

Es

1952

Científico

Albert Einstein (PNF 1921)

100

fermio

Fm

1952

Científico

Enrico Fermi (PNF 1938)

101

mendelevio

Md

1955

Científico

Dimitri I. Mendeléiev

102

nobelio

No

1957

Científico

Alfred Nobel

103

lawrencio

Lr

1961

Científico

Ernest O. Lawrence (PNF 1939)

104

rutherfordio

Rf

1964

Científico

Ernest Rutherford (PNQ 1908)

105

dubnio

Db

1967

Topónimo

Dubna, Rusia

106

seaborgio

Sg

1974

Científico

Glenn T. Seaborg (PNQ 1951)

107

bohrio

Bh

1981

Científico

Niels Bohr (PNF 1922)

108

hasio

Hs

1984

Topónimo

Hesse, Alemania

109

meitnerio

Mt

1982

Científico

Lisa Meitner

110

darmstatio

Ds

1994

Topónimo

Darmstadt, Alemania

111

roentgenio

Rg

1994

Científico

Wilhelm Röntgen (PNF 1901)

112

copernicio

Cn

1996

Científico

Nicolás Copérnico

113

nihonio

Nh

2004

Topónimo

Japonés Nihon, Japón

114

flerovio

Fl

1999

Científico

Georgy Flyorov

115

moscovio

Mc

2004

Topónimo

Moscú

116

livermonio

Lv

2000

Topónimo

Livermore, California

117

teneso

Ts

2010

Topónimo

Tennessee (EE UU)

118

oganesón

Og

2006

Científico

Yuri Oganessian

PNF: Premio Nobel de Física. PNQ: Premio Nobel de Química.

El descubrimiento de los elementos

Hemos representado en la imagen 5 del cuadernillo una tabla periódica con las banderas (actuales) de los países de los científicos que han descubierto elementos químicos. Los elementos que son conocidos desde la Antigüedad están representados por el símbolo de una columna griega jónica, entre ellos los “siete metales”: hierro (Fe, 26), cobre (Cu, 29), plata (Ag, 47), estaño (Sn, 50), oro (Au, 79), mercurio (Hg, 80) y plomo (Pb, 82). En la figura 15 se recoge el número de elementos aportados por cada país a la tabla periódica en octubre de 2018 en un orden decreciente a lo largo de los años.

Figura 15

Contribución de los diferentes países a la tabla periódica en octubre de 2018 (número de elementos descubiertos).

Los valores fraccionarios corresponden al descubrimiento simultáneo de un mismo elemento por científicos de dos países. Los elementos descubiertos o aislados por científicos españoles son el platino (Pt, 78), el wolframio (W, 74) y medio vanadio (V, 23) (la otra mitad del vanadio le corresponde a Suecia).

En resumen, cinco países, Gran Bretaña, Suecia, Estados Unidos, Alemania y Francia, descubrieron 86 elementos, es decir, el 73% del total, y si se tienen en cuenta los 12 conocidos desde la Antigüedad, entonces son el 83%; solo quedan 20, el 17%, a repartirse entre el resto del mundo.

Creación de los nombres provisionales de los nuevos elementos químicos

En relación con las pautas de la IUPAC para la creación de los nombres provisionales de los nuevos elementos químicos y el conflicto que se plantea con la norma ortográfica del español que obliga a escribir m antes de p o b (por ejemplo, inglés ununpentium y en español unumpentio), se sugiere que, si no se quiere aplicar esa norma ortográfica por considerar que oscurece la formación numérica composicional de esos nombres, se emplee la grafía inglesa (con terminación –ium), en cursiva hasta tanto se apruebe el nombre definitivo y su adaptación a nuestra lengua. El uso de la grafía original inglesa permite mantener las secuencias etimológicas np y nb inalteradas, mientras que su mantenimiento en la forma española (ununpentio, por ejemplo) supone la creación de formas semiadaptadas, híbridos que no responden ya ni a las pautas ortográficas inglesas ni a las españolas.

La controversia wolframio-tungsteno

Ambos nombres, tungsteno y wolframio, se han utilizado tradicionalmente para el elemento con número atómico 74. De hecho, la única referencia al nombre original del elemento es una nota al pie de indicación “el elemento con el símbolo W deriva del nombre wólfram”.

En este caso, porque el nombre está directamente relacionado con el aislamiento del elemento y no se refiere a una raíz latina, como en antimonio, cobre, oro, hierro, plomo, mercurio, potasio, plata, sodio y estaño. Nuestra propuesta se basa en las siguientes razones:

Si volvemos a los hechos históricos, está bien documentado y generalmente aceptado que los verdaderos descubridores del elemento 74 fueron Juan José Delhuyar y Fausto Delhuyar, los primeros científicos en aislar el metal puro a partir de la wolframita (Fe, Mn)WO4, en España en 1783.

También es un hecho que Carl Wilhelm Scheele y Torbern Olaf Bergman fueron los primeros en obtener el trióxido (WO3) de la scheelita (CaWO4) dos años antes, pero no aislaron el elemento puro.

La palabra wolframio deriva del alemán wolfrahm, que significa literalmente ‘espuma de lobo’ o spuma lupi, y que es como la wolframita era tradicionalmente conocida por los mineros sajones. El elemento puro se aisló de este mineral. El tungsteno se deriva del tung (en sueco pesado) y sten (en sueco piedra), que significa ‘piedra pesada’ en referencia al mineral del que se aisló el trióxido.

Como el símbolo del elemento es W es lógico y se explica por sí mismo que deriva del wolframio y no del tungsteno.

En la página 88 del artículo científico original publicado en 1783 por los hermanos Delhuyar justifican el nombre volfram de la siguiente manera: “Daremos á este nuevo metal el nombre de volfram, tomándolo del de la materia de la qual lo hemos sacado… Este nombre le corresponde mejor que el de tungusto ó tungsteno, que pudiéramos darle en atención a haber sido la tungstene ó piedra pesada la primera materia de que se ha sacado su cal, por ser el volfram un mineral que se conocía mucho antes que la piedra pesada, á lo menos entre los mineralogistas, y que el término volfram está ya recibido en casi todos los idiomas de Europa, aun en el mismo sueco”. Téngase en cuenta que en ese momento la letra W no existía en el alfabeto español, ya que apareció por primera vez en 1914.

Esta no es la primera vez que se plantea este problema. Muchos químicos españoles han defendido el nombre de wolframio durante años. En varios libros de texto se puede leer: “El nombre ‘wolframio’, del que se deriva el símbolo del elemento, se usa ampliamente en la literatura alemana y se recomienda por la IUPAC, pero la alternativa permitida ‘tungsteno’ se usa en el mundo de habla inglesa”.

En resumen, muchas voces se han levantado a favor del wolframio. Según Roald Hoffmann y Oliver Sacks, “las generaciones futuras de químicos serán desconcertadas con el símbolo W”. Sobre la base de todo esto, proponemos que en la tabla periódica de los elementos el nombre de wolframio aparezca junto con el de tungsteno.

Los españoles que descubrieron nuevos elementos químicos: pequeñas biografías

Nos hemos permitido insertar una pequeña cronología para situar los descubrimientos de los tres elementos en su tiempo (figura 16). Es una cronología muy simplificada (por ejemplo, no figura Luis I), pero permite situar los descubrimientos españoles en la Ilustración, definida como el periodo que va desde el primer rey Borbón a la invasión de España por Napoleón.

Las dos fechas del platino corresponden a su descubrimiento y a la publicación del descubrimiento, como luego se explicará. Algunos datos de la historia de Europa y algunos grandes descubridores también figuran: Newton, Fahrenheit, Franklin, Lavoisier, Gay-Lussac y Dalton.

Figura 16

Cronología de los descubrimientos de elementos químicos por españoles encuadrada en hechos históricos.

Platino. En 1735 (reinando el duque de Anjou con el nombre de Felipe V, 1700-1746), don Antonio de Ulloa y de la Torre Giral, astrónomo y marino, en su viaje con don Jorge Juan y Santacilia a la América Meridional observó un mineral denominado “platina” (pequeña plata) en las minas de oro del río Pinto en lo que hoy es Colombia. Al regresar a España en 1745 su barco fue atacado por corsarios y finalmente Ulloa fue capturado por la marina británica. Fue conducido a Londres y sus documentos confiscados, pero sus amigos de la Royal Society lo liberaron, sus documentos le fueron devueltos y él fue elegido miembro de dicha sociedad en 1746. Mientras tanto, en 1741, sir Charles Wood llevó a Inglaterra las primeras muestras del metal y siguiendo la publicación de Ulloa de 1748 (ya reinaba en España Fernando VI, 1746-1759), comenzaron a estudiar sus propiedades en Inglaterra y Suecia. Se le empezó a conocer como “oro blanco” (ese término se usa hoy día para describir una aleación oro-paladio) y como “el octavo metal” (en referencia a los siete metales oro, plata, mercurio, cobre, hierro, estaño y plomo, conocidos desde la Antigüedad), pero hubo muchas dificultades para trabajarlo debido a su alto punto de fusión y su carácter quebradizo (por impurezas de hierro y cobre).

Wolframio. El único elemento químico aislado en suelo español fue el wolframio, y lo hicieron en 1783 los riojanos Juan José y Fausto de Delhuyar (o Elhuyar o De Luyart), que trabajaban en el Real Seminario Patriótico Bascongado de Vergara (Guipúzcoa). Aunque no hay ninguna duda sobre la paternidad de este elemento, es el único elemento de la tabla periódica para el que la IUPAC admite (o admitía) dos nombres: wolframio y tungsteno (curiosamente, el diccionario Espasa lo llama tungsteno). En 1781, el gran Carl Wilhelm Scheele tiene en su haber el descubrimiento del oxígeno, nitrógeno, cloro, bario, manganeso y molibdeno, describió el tungsteno, aunque de este último no aisló el elemento, sino su óxido, WO3, a partir de un mineral llamado hoy día scheelita en su honor. El elemento puro lo aislaron los hermanos Delhuyar dos años más tarde, de la wolframita. A pesar de los esfuerzos realizados por químicos españoles de la Real Sociedad Española de Química, parece ser que la IUPAC se ha inclinado por el nombre tungsteno, aunque el símbolo sigue siendo W y, en español, su nombre es wolframio y las sales se seguirán llamando wolframatos.

Los hermanos Delhuyar son claros representantes de la Ilustración, viajaron mucho por Europa y forman parte de un entramado de grandes científicos: Klaproth (otro gran “descubridor” de elementos), Werner, el gran geólogo, Mohr, Weiss, Neumann, etc.

Vanadio. En 1801 (reinando Carlos IV), Andrés Manuel del Río Fernández dijo haber descubierto el elemento 23 de la tabla periódica de los elementos, hasta entonces desconocido, en una mina de plomo mexicana (Zimapán), y como sus sales eran rojas, lo denominó eritronio. Cuatro años más tarde, el francés Hippolyte Victor Collet-Descotils manifestó que lo que había aislado era en realidad cromato básico de plomo, lo cual condujo a Del Río a retirar su reivindicación. En 1830, el elemento fue redescubierto (de ahí el reparto entre España y Suecia) por Nils Gabriel Sefström en ciertos minerales de hierro suecos. Por la riqueza y variedad de colores de sus sales, lo denominó vanadio en recuerdo de Vanadis, la diosa escandinava de la belleza. Un año más tarde, 1831, Friedrich Wöhler (el que sintetizó la urea) estableció la identidad del vanadio y eritronio.

CAPITULO 6

La tabla periódica en la cultura

La tabla periódica en la cultura popular

La ley periódica de Mendeléiev ha tenido un amplio eco en la cultura popular. La imagen de una naturaleza ordenada, previsible, sujeta a una bella estructura, ha ido seduciendo a todo tipo de creadores. Los elementos de la tabla periódica pasaron a percibirse como individuos dotados de un carácter particular, una forma de ser y de comportarse: una personalidad, en suma. Esta humanización de los elementos es una de las constantes de la recepción que la obra de Mendeléiev ha tenido en el imaginario colectivo. En la época de la ebullición de los nacionalismos, este fenómeno se vio reforzado por las pugnas entre países para descubrir y dar nombre a los nuevos elementos cuya existencia había anticipado el genial químico ruso.

En este capítulo haremos mención de la tabla periódica de los elementos químicos en la cultura y el arte, en concreto en la literatura, el cine, la música, la filatelia y la decoración, pero no se ha incluido la pintura. No se trata de ofrecer una recopilación exhaustiva y seguro que se omiten libros, películas y obras musicales en las que hay alguna referencia, así que vamos a comentar algunas de las obras que consideramos más representativas y nos referiremos tanto a la tabla periódica como icono como a algunos elementos por separado.

La tabla periódica en la literatura

La novela por excelencia en esta materia es la de Primo Levi: El sistema periódico, publicado en 1975, y que no en vano fue elegido por la prestigiosa Royal Institution del Reino Unido como el mejor libro de ciencia jamás escrito. Dicho esto, no es un libro estrictamente de química, ya que, además, incluye notas de carácter autobiográfico, referencias históricas y dos pequeños relatos, que son puramente ficción.

La obra de Primo Levi está estructurada en 21 capítulos cada uno con el nombre de un elemento: argón, hidrógeno, zinc, hierro, potasio, níquel, plomo, mercurio, fósforo, oro, cerio, cromo, azufre, titanio, arsénico, nitrógeno, aluminio, uranio, plata, vanadio y carbono. El primero, el argón, relata la historia de los ancestros judíos del escritor, en el Piamonte italiano y compara su pasividad para rebelarse con la inercia de los gases nobles. También autobiográficos son, entre otros, el capítulo del hidrógeno, donde relata sus experiencias químicas a los 16 años, o el de la plata, en el que evoca una reunión con sus antiguos compañeros de clase en el 25º aniversario de su graduación. Relacionados con su estancia en el campo de concentración de Monowitz, el campo de trabajo industrial que formaba parte del complejo de Auschwitz, están el capítulo del vanadio, donde narra el encuentro que al cabo del tiempo tiene el autor con un antiguo supervisor del campo de exterminio, y el del cerio, en el que relata cómo intenta producir cerillas mientras piensa que puede morir en cualquier momento. El último capítulo de la novela es especial: está dedicado al carbono, y en él Levi describe la conexión entre la vida y la química, ya que la base de toda forma de vida son átomos de carbono. Levi describe de manera magistral y poética el viaje de un átomo de carbono a través de distintos procesos biológicos para terminar en una célula nerviosa que pertenece a su cerebro, el cerebro con capacidad de escribir, de manera que “guía su mano para impresionar en el papel este punto, aquí este otro…”.

Primo Levi nació en Turín en 1919 y se graduó en Química en 1941. En 1943 se unió a un movimiento de resistencia antifascista denominado Justicia y Libertad. Fue capturado en 1944 y deportado al campo de Auschwitz. De los 650 judíos italianos que iniciaron su viaje, Levi fue uno de los 20 que sobrevivieron a la guerra. La dura experiencia vivida la plasmó en su libro titulado Si esto es un hombre, una obra fundamental para comprender lo que fue el Holocausto. Después de la guerra volvió a Turín, donde continuó trabajando como químico en el laboratorio de una fábrica de pinturas, empleo que mantuvo hasta el año 1977. En 1987 falleció como consecuencia de una caída, seguramente intencionada, en el patio de su casa, la casa donde había nacido y vivido toda su vida, exceptuando los años que estuvo preso en el campo de exterminio.

El otro gran libro sobre la tabla periódica es conocido en castellano como El tío Tungsteno: recuerdos de un químico precoz (lamentablemente se titula así y no El tío Wolframio, como ya hemos reivindicado en otro capítulo). En él, su autor Oliver Sacks recuerda parte de sus años de infancia y nos describe lo que en el título original se llama su “infancia química”. Sacks creció en Londres, en el seno de una familia intelectual judía. Sus padres eran médicos, y el tío Dave, hermano de su madre, da título al libro, ya que tenía una fábrica de lámparas incandescentes, cuyo elemento esencial era el wolframio para la fabricación de los filamentos.

Su interés por la química era excepcional para un chico de 12 años, y en ella se refugió para superar el maltrato recibido en un internado de Braefield, al que fue enviado cuando tenía solo 6 años durante la Segunda Guerra Mundial. Como él mismo cita, “quería entrar en la química, empezar a descubrirla por mí mismo, de la misma manera que sus primeros practicantes… quiero vivir la historia de la química en primera persona”.

Y así lo hizo; no solo realizaba experimentos caseros descritos detalladamente en el libro, sino que también estudió a sus “héroes”: Lavoisier, Scheele y, especialmente, Mendeléiev. Se puede afirmar que su fascinación por la tabla periódica no ha sido superada y a él se deben los textos más hermosos sobre ella:

La tabla periódica era increíblemente hermosa, lo más hermoso que yo había visto. Jamás pude analizar de manera adecuada lo que yo quería dar a entender por belleza en este caso: ¿simplicidad?, ¿coherencia?, ¿ritmo?, ¿inevitabilidad? O quizá se trataba de la simetría, del hecho de que cada elemento quedara firmemente en su lugar sin huecos ni excepciones, de que todo implica la existencia de todo.

Finalmente, no estudió Química y se convirtió en un gran neurólogo muy conocido por algunos de sus libros como El hombre que confundió a su mujer con un sombrero, pero su amor por la tabla periódica y los elementos permaneció hasta el fin de sus días. En una de sus últimas entrevistas dijo:

Es casi seguro que no seré testigo de mi cumpleaños de polonio (el número 84), ni tampoco querría tener polonio cerca de mí, con su radiactividad intensa y asesina. Pero en el otro extremo de mi mesa —de mi tabla periódica— tengo un bonito trozo de berilio (elemento 4) elaborado mecánicamente para que me recuerde mi infancia y lo mucho que hace que empezó mi vida próxima a acabar.

Curiosamente las vidas de estos dos autores de los dos grandes libros sobre la tabla periódica, Primo Levi y Oliver Sacks tienen elementos comunes. Ambos eran judíos, en una época en la que en Europa existía un fuerte antisemitismo, por lo que fueron perseguidos, si bien solo Primo Levi estuvo en un campo de concentración. Los dos compartieron una pasión por la ciencia en general y la química en particular, aunque solo Primo Levi ejerció esta profesión. También comparten una gran capacidad narrativa, a la vez precisa y poética, y una apasionada defensa del ser humano. Su final fue diferente: Primo Levi, superviviente del Holocausto, según todos los indicios, se quitó la vida en su casa de Turín. Por su parte, Oliver Sacks murió a los 82 años, tras una penosa enfermedad que sobrellevó de manera más que digna, sin perder nunca su pasión por los elementos químicos.

Como ya se ha comentado en anteriores capítulos, el wolframio fue aislado por españoles y en España, así que mencionaremos algunos libros en castellano sobre este metal. El año del wolfram, del escritor Raúl Guerra Garrido, fue finalista del Premio Planeta de 1984. La acción transcurre en El Bierzo, donde en la primera mitad de los años cuarenta se encontró este metal, lo que marcó la vida en esta comarca leonesa. Estamos al final de la Segunda Guerra Mundial, son los años de la posguerra española, por lo que se busca fortuna en este precioso metal codiciado tanto por los alemanes como por los aliados.

La batalla del Wolframio: Estados Unidos y España de Pearl Harbor a la Guerra Fría, 1941-1947, del historiador español Joan María Thomàs Andreu, describe las tensas negociaciones entre Estados Unidos y el franquismo en 1944, a consecuencia del preciado metal, fundamental para la industria del armamento, y en las que intervinieron Roosevelt, Churchill y Franco. El objetivo de los aliados era evitar que España proporcionara wolframio a los alemanes, que carecían de este metal estratégico. Una importancia que queda patente en las palabras del ministro alemán de Industria y Comercio: “Para nosotros el wolframio es prácticamente lo que la sangre para el hombre”.

A su vez, el mensaje del embajador británico en España, sir Samuel Hoare, a Anthony Eden, secretario de la Oficina de Asuntos Exteriores del Reino Unido, da una idea de lo dura que fue esta batalla: “Después de seis meses de continuas controversias, la palabra ‘wolframio’ estará probablemente escrita en mi tumba”.

Más reciente es el libro Breves historias del wolfram del fotógrafo y escritor berciano Ramón Cela López, que como él mismo dice: “Yo nací con el wólfram, toda mi vida ha estado relacionada con él”. Durante más de veinte años, Cela ha recopilado testimonios y recuerdos de 96 personas que durante los años 1940-1945 se dedicaron a la búsqueda del preciado “oro negro” en la Peña del Seo.

El poeta y escritor peruano César Vallejo escribió en 1931 una novela titulada El tungsteno. La acción transcurre en Quivilca, un pequeño pueblo de Perú, en el que la empresa norteamericana Mining Society explota la mina de wolframio. En la obra se denuncia la brutal explotación de los indígenas por parte de los americanos, en connivencia con las autoridades locales.

Una de las escritoras que ha descrito muchos elementos de la tabla periódica, especialmente los que tienen que ver con los venenos, ha sido Agatha Christie. Por su formación conocía bien la química, ya que había sido enfermera en las dos guerras mundiales, en particular en los dispensarios de los hospitales de Torquay y del University College de Londres. En un libro sobre ella escrito por Kathryn Harkup, titulado A is for arsenic: the poisons of Agatha Christie, su autora analiza las novelas, algunas de ellas llevadas al cine, en las que el agente homicida es un veneno, ya sea un elemento único o complejas sustancias naturales.

Agatha Christie se basaba generalmente en datos lo más exactos posibles en términos de disponibilidad y trazabilidad de sus venenos, que le eran bien conocidos por su trabajo en la farmacia. Hay que recordar que algunos elementos tóxicos como el arsénico y el talio estaban presentes en algunas formulaciones médicas en los primeros años del siglo XX.

El elemento sin duda que más aparece en las novelas de Christie es el arsénico, “el veneno de los reyes y el rey de los venenos”. Ocho personajes de cuatro novelas y cuatro cuentos cortos mueren por esta causa. El arsénico es conocido como veneno desde la Antigüedad, aunque en realidad no es el elemento puro, sino el trióxido de arsénico, que se absorbe más fácilmente por el organismo. Cuenta la leyenda que cuando Cleopatra decidió acabar con su vida, ensayó distintos venenos en sus sirvientas, entre ellos el arsénico, pero al final optó por la mordedura de áspid, porque le pareció una muerte menos desagradable. En tiempos más recientes, el envenenamiento por arsénico fue popular durante el Renacimiento, en particular por los Borgia. Parece ser que añadían arsénico a las entrañas de un cerdo sacrificado y lo dejaban pudrir. Esa masa se secaba y el polvo resultante llamado “la cantarella” se incorporaba a la comida o bebida, de forma que lo que no hacía el veneno lo remataban las toxinas del animal. Entre las ventajas de este método estaba que, increíblemente, era bastante insípido y que los síntomas se confundían con el cólera o la disentería. En general, el envenenamiento por arsénico puede confundirse con causas naturales. Como ya se ha comentado, se utiliza el trióxido, que si bien no se disuelve en agua fría, sí en agua caliente, lo que lo hace muy apto para camuflarlo en infusiones.

Además, en la época en la que transcurren las primeras novelas de Agatha Christie era fácil comprar compuestos de arsénico en el Reino Unido, como herbicidas y matarratas, pero también se podían comprar tónicos que contenían arsénico.

Otro elemento venenoso al que hace referencia Agatha Christie es el talio, que aparece en su novela El misterio de Pale Horse. El talio es conocido como el “veneno de los envenenadores”, y produce síntomas que pueden atribuirse a causas naturales. Christie solo utiliza el talio como veneno en esta novela, que trata de una organización criminal que ofrece asesinatos “a demanda”. El libro dio cierta notoriedad al talio, ya que en la fecha de su publicación, 1961, esta forma de envenenamiento era poco conocida, si bien en la novela de Ngaio Marsh, escrita en 1947, Final Curtain, aparece el talio como veneno. El misterio de Pale Horse suscitó cierta polémica ya que se sugirió que podía haber inspirado algunos asesinatos en la vida real, pero, por otra parte, la minuciosa descripción de los síntomas del envenenamiento con talio fue útil para salvar algunas vidas. El primer caso de un envenenamiento real con talio fue el de Molly Young, ocurrido en el Reino Unido en 1962, solo unos meses después de que se publicara la novela. Graham Young, autor de este crimen y otros más negó haber leído la novela, lo que probablemente fuera cierto, ya que Young era un verdadero experto en venenos.

A favor de la novelista está otro caso real, acontecido en 1977, después de que ella hubiera fallecido. Una niña de 19 meses fue llevada a un hospital de Londres procedente de Qatar con síntomas de una enfermedad extraña. La enfermera Marsha Maitland, que había leído El misterio de Pale Horse sugirió que podía tratarse de un envenenamiento con talio. Se analizaron muestras en el laboratorio forense de Scotland Yard y se encontró efectivamente la presencia de talio. El origen parecía ser un producto utilizado por los padres para acabar con cucarachas y ratas, al que la niña de alguna forma había tenido acceso y había ingerido. Finalmente, la niña se recuperó y en el artículo que apareció en el British Journal of Hospital Medicine los autores agradecen a “Agatha Christie sus excelentes descripciones clínicas y a la enfermera por mantenerles al día con la bibliografía”.

El talio vuelve a aparecer en la novela de Philip Kerr, de la saga del policía Bernie Gunther, Azul de Prusia, que además de usarse como pigmento en pintura, es precisamente el único antídoto que puede paliar parcialmente el envenenamiento por este metal.

En 1955, el escritor Isaac Asimov escribió un cuento corto denominado Sucker Bait, en el que una expedición espacial se dirige a un planeta aparentemente compatible con la vida humana denominado Junior, pero en el que los colonos padecían una enfermedad misteriosa que hacía muy difícil la respiración y que está provocando su muerte. El planeta tenía abundantes plantas y parecía ideal para un asentamiento humano, entonces, ¿qué estaba ocurriendo? Los síntomas mostraban un envenenamiento lento pero todos los ensayos conocidos no revelaron nada importante, hasta que se descubrió que la tierra del planeta contenía altos niveles de berilio y eso era la causa de su muerte.

Otro texto bien conocido, y relacionado con el tema de este capítulo, es La guerra de los mundos, novela de ciencia ficción publicada por vez primera por Herbert George Wells en 1898, que fue adaptada para la radio en 1938 por Orson Wells. En el epílogo se habla del humo negro que dejan los marcianos que probablemente es un elemento desconocido y que puede combinarse con argón para formar compuestos que actúan de manera letal. Desde el punto de vista científico se puede objetar que el argón es un gas noble que no reacciona, pero cuando Wells escribió el libro hacía muy poco que John William Strutt, barón de Rayleigh, y William Ramsay habían descubierto este elemento.

La tabla periódica también aparece en la poesía. Así, Pablo Neruda, en su obra Canto general, incluye el poema “Minerales”, donde recoge los siguientes versos:

El vanadio se vestía de lluvia

para entrar a la cámara del oro,

afilaba cuchillos el tungsteno

y el bismuto trenzaba

medicinales cabelleras.

Además, hay referencias a los elementos que han sido una fuente de riqueza para los países latinoamericanos y el objeto de la codicia de conquistadores de todo el mundo.

Hay que mencionar también al poeta mallorquín Ángel Terrón, profesor de Química Inorgánica, que ha dedicado versos a elementos como el platino, el cobalto y el vanadio, entre otros.

Otro elemento que ha sido objeto de versos es el litio, ya que este elemento, en concreto sus sales, se utiliza para el tratamiento de la depresión. “Llega el litio”, de José Agustín Goytisolo, es una loa a las propiedades de este frente a otros antidepresivos como el haloperidol o la electroterapia:

Pero el litio llegó y está en su sangre,

y ahora es su compañero de por vida

hasta la oscuridad o la luz total.

La tabla periódica en el teatro, la música y el cine

La tabla periódica o algunos de sus elementos químicos se han llevado al teatro. El 19 de abril de 1776 el afamado químico francés Lavoisier, el padre de la química moderna, presentó en la Académie des Sciences de París sus investigaciones sobre la combustión, reclamando la prioridad del descubrimiento del nuevo elemento, al que llamó “oxígeno”. Este hallazgo está magistralmente recogido por Carl Djerassi y Roald Hoffmann en su obra teatral Oxygen. A play in 2 acts. Los autores plantean el problema de tratar de conocer al verdadero descubridor del oxígeno con el fin de otorgarle el Primer Premio Nobel Retrospectivo con ocasión de celebrarse en 2001 el centenario de la concesión de los primeros Nobel. La obra fue interpretada por siete actores que representan 11 personajes donde discuten quién de los tres investigadores es el verdadero descubridor del oxígeno. Scheele y Priestley, que eran socialmente revolucionarios pero conservadores desde el punto de vista científico y seguidores de la teoría del flogisto, no supieron captar la importancia de su descubrimiento. Sin embargo, Lavoisier era social y políticamente conservador, pero un revolucionario desde el punto de vista científico y tuvo conocimiento de los hallazgos de Priestley y Scheele porque se lo comunicaron personalmente por carta. Fue el químico francés quien se percató de la enorme importancia del hallazgo del oxígeno del que quiso apropiarse, aunque se le adelantaron en esta hazaña científica Scheele y Priestley. Aquel mismo año de 1774 utilizó los experimentos de Priestley y Scheele junto con otros nuevos para explicar de forma correcta y cuantitativa el fenómeno de la oxidación y el funcionamiento de la combustión y la respiración. Sus experimentos sobre la combustión fueron publicados en 1777 en su obra Sur la combustion en général. Estos trabajos realizados entre 1774 y 1780 condujeron al descrédito de la teoría del flogisto y probaron que la sustancia aislada por Scheele y Priestley era un nuevo elemento químico.

En El mercader de Venecia, de William Shakespeare, los pretendientes a la mano de Porcia tienen que elegir entre tres cofres: uno de oro, otro de plata y un tercero de plomo. Los tres cofres tienen inscripciones: en el primero, el de oro dice “quien me elija ganará lo que muchos desean”, el segundo de plata, “quien me elija cumplirá sus anhelos”, y el tercero de vil plomo lleva una sentencia tan dura como el metal, “quien me elija tendrá que arriesgarlo todo”.

El primero, el príncipe de Marruecos, elige el cofre de oro y al abrirlo solo se encuentra una calavera que tiene un papel en el hueco de sus ojos que dice la famosa frase “No es oro todo lo que reluce”. El infante de Aragón escoge el de plata y encuentra la siguiente sentencia: “Bajo este blanco metal has encontrado la faz del estúpido, muchos necios hay en el mundo que se ocultan así”. Basanio, el protagonista, razona de la siguiente manera: “Por eso desdeño los fulgores del oro, alimento y perdición del avaro Midas, y también el pálido brillo de la mercenaria plata. Tu quebrado color, oh plomo, que pasas por vil y anuncias más desdichas que felicidad, me atraes más que todo eso. Por ti me decido”. Efectivamente, era la elección correcta y consigue la mano de su amada.

La obra de teatro de 1939, Arsénico y encaje antiguo, del dramaturgo estadounidense Joseph Kesserling, se estrenó por primera vez en España en 1945. Se repuso en otras ocasiones y se hicieron versiones para televisión. Además, es la base de la película de Frank Capra, Arsénico por compasión.

Antonio Marchal Ingrain, profesor de la Universidad de Jaén, ha escrito una obra de teatro didáctica titulada Estáis hechos unos elementos: una historia de la tabla periódica, que está dedicada a todas aquellas personas que creen que una forma diferente de enseñar química es posible. Es una obra amena en la que parecen distintos personajes relacionados con los descubrimientos de algunos elementos de la tabla periódica, como San Alberto Magno, Lavoisier, Davy, Mendeléiev y Marie Curie, entre otros.

En Evolución, película americana cómica de ciencia ficción de 2001, se utiliza la tabla periódica para aniquilar a unos alienígenas que aparentemente están mayoritariamente compuestos por nitrógeno. Mirando las posiciones relativas en la tabla periódica del nitrógeno y del carbono, los científicos protagonistas razonan de la siguiente manera: si el arsénico es venenoso para la vida humana, que sobre todo es carbono, el selenio acabará con los seres mayoritariamente compuestos por nitrógeno. La forma de conseguir ingentes cantidades de selenio es utilizar todo tipo de champús y productos capilares donde es frecuente encontrar sulfuro de selenio. Al final, el razonamiento químico da resultado y la tabla periódica “salva” a la humanidad.

La genial película Encadenados de 1946 de Alfred Hitchcock es una trama sobre espías. Ingrid Bergman se infiltra en una organización nazi que se ha trasladado a Brasil después de la Segunda Guerra Mundial. El protagonista, interpretado por Cary Grant, descubre que en la bodega de la mansión de un perverso nazi se esconde una gran cantidad de botellas que, en vez de vino, guardan un mineral de uranio.

En Gilda, de 1948, de Charles Vidor, protagonizada por Rita Hayworth y Glenn Ford, que da vida al aventurero Johnny Farrell, el marido de ella es el propietario de un club nocturno; pero en realidad lo que pretende es establecer un cártel para controlar la producción de wolframio. Según él, “el hombre que pueda controlar un material estratégico puede controlar el mundo”. A pesar de esta reivindicación del wolframio como elemento valioso, la película no será recordada por esto, sino por la tumultuosa relación entre Gilda y Johnny y la famosa escena del guante.

La película española de 2015 Lobos sucios, dirigida por Simón Casal, cuenta la historia de dos hermanas gallegas en el año 1944, una que trabaja en una mina de wolframio y otra que se dedica al estraperlo. Está basada en un documental de 2006 de Felipe Rodríguez Lameiro del mismo título.

El nombre kriptón, que en realidad es un gas noble, elemento con número atómico 36 de la tabla periódica, se ha hecho popular sobre todo por los cómics y películas de Supermán. El mineral ficticio kriptonita no es otra cosa que restos radiactivos del planeta Kriptón, de donde es originario el héroe. Es algo así como su talón de Aquiles, ya que tiene efectos devastadores sobre Supermán y los otros habitantes de su planeta.

Arsenico por compasión es una deliciosa comedia de Frank Capra de 1944, en la que las encantadoras y ancianas tías de un escritor, interpretado por Cary Grant, ayudan caritativamente a hombres solitarios a morir con una sonrisa, efecto que consiguen adulterando su vino con arsénico.

El arsénico aparece también como potencial veneno en la película española de José María Forn de 1962, Los culpables, que es una buena muestra del cine policiaco catalán de esos años. Está basada en la obra homónima de Jaime Salom, y hay que destacar la escena cargada de suspense y tensión que transcurre en un laboratorio químico de la época, hasta que se descarta el tóxico, confirmándose que la muerte investigada se ha debido a causas naturales.

El oro ha sido a lo largo de todas las civilizaciones símbolo de riqueza y se ha usado para comerciar y acuñar monedas. Desde el punto de vista químico es un elemento poco reactivo, bastante inerte, por lo que no se combina con muchos otros elementos. Ahora bien, la característica que lo hace diferente a todos los demás es la de ser el único metal dorado, pues todos los otros metales nobles son blancos o plateados, menos el cobre, pero el cobre se oxida y pierde su color. Por tanto, el oro como objeto de codicia y símbolo de poder aparece en multitud de manifestaciones artísticas. Muchas películas tienen como argumento la búsqueda del oro, concretamente dos periodos de la historia: uno el asociado a los primeros conquistadores españoles en el nuevo mundo, y otro relacionado con la “fiebre del oro”, California Gold Rush, cuando se descubrió oro cerca de San Francisco, en 1848.

En sus expediciones, los conquistadores españoles buscaron sin cesar El Dorado, mito que en un principio se asociaba a una ciudad construida por completo de oro, pero que más recientemente se ha sugerido que podía ser un rey que practicaba el ritual de sumergirse en un lago cubierto de polvo de oro. Varias películas han tratado este tema: Aguirre o la cólera de Dios, de Werner Herzog, en 1972, muestra el personaje violento y paranoico que fue el explorador vasco, Lope de Aguirre, al que da vida el actor alemán Klaus Kinski. Aparece de nuevo en El Dorado de Carlos Saura, de 1988, esta vez interpretado por Omero Antonutti. Estrenada en 2018, la película Oro, de Agustín Díaz Yanes, refleja magistralmente la atmósfera violenta y peligrosa que caracterizaba estas expediciones.

La llamada fiebre del oro californiana ha aparecido en muchas películas como La conquista del Oeste, La leyenda de la ciudad sin nombre, El jinete pálido, El oro de Mackenna, entre otras. Mención especial merece El árbol del ahorcado, en la que un médico de oscuro pasado interpretado por Gary Cooper llega a un pueblo minero de Montana. La película transmite el ambiente de violencia y codicia que imperaba entre estos buscadores de oro.

El tratamiento que la música ha hecho de la tabla periódica ha sido coherente con la naturaleza abstracta de esta forma de expresión artística. En consecuencia, el recurso a los elementos químicos es eminentemente alegórico y busca establecer relaciones entre las diferentes sustancias y los rasgos de la personalidad humana. En las óperas, sin embargo, los argumentos suelen ser similares a los que se dan en la literatura y el teatro. En cuanto a la música, hay algunas composiciones dedicadas a la tabla periódica como tal, pero, sobre todo, a los elementos bajo el título Los elementos, sinfonía de Jean-Féry Rebel, la ópera-ballet de André Cardinal-Destouches y del español Antonio de Literes, una ópera armónica al estilo italiano. Esta obra se representó en Madrid en abril de 2018. Más recientes son Los cuatro elementos de Frank Martin, de 1963-1964, y Una tabla periódica de elementos compuesta por Andrew Stiller, en 1988. Mayoritariamente se refieren a los elementos tradicionales: tierra, fuego, agua y aire. El químico español Santiago Álvarez, verdadero erudito en este tema, ha sugerido un paralelismo entre estos y los cuatro elementos de la composición musical: ritmo, melodía, armonía y timbre.

Recientemente, una colaboración entre el químico mexicano Eusebio Juaristi y el músico Héctor Rasgado ha dado lugar a la suite Los Elementos. Los elementos protagonistas de esta composición musical son el hidrógeno, helio, titanio, carbono, mercurio, plomo, magnesio, francio, cobre, cobalto, oro, calcio, vanadio y oxígeno.

Hay otros textos musicales relacionados como la canción “The Elements”, de Tom Lehrer, un clásico entre los químicos británicos y estadounidenses. Merece la pena destacar la ingeniosa canción “La química”, del cantaor flamenco Diego Carrasco, cuya letra compuesta por Jesús Bola hace referencia a los isótopos, el núcleo y los catalizadores, y en la que aparecen juegos de palabras como:

Llevo barios días que berilio por ti

y me siento bisminuto

me enaboro de ti y no bromeo,

cadmio mío, si a calcio me quieres

te lo digo en cerio, zinc ti me siento estaño.

Pascual Román ha compuesto una jota aragonesa dedicada a los padres de la tabla periódica de los elementos químicos:

La tabla periódica es

un icono de la ciencia

que la ideó el genial ruso

Dimitri Mendeléiev,

pero quien le dio sentido

fue el inglés Moseley.

El litio, por sus propiedades antidepresivas, aparece en algunas letras actuales. El cantante Kurt Cobain, líder del grupo Nirvana, aquejado de depresión hasta su muerte tiene una canción denominada “Lithium” y Sting otra llamada “Lithium Sunset”. Mención especial merece la famosa composición “Oxígeno”, de Jean-Michael Jarre, buena muestra de la música electrónica.

Una vez más aparece en diferentes composiciones el oro, entre otras “El oro es demasiado vil”, aria de la cantata de J. S. Bach BWV 64, “Todos vendrán de Saba”; el aria de Rocco “Si no se dispone además de oro”, de Fidelio, única ópera de Beethoven; el trío (terzetto) “Oro, cuánto oro”, de la ópera Ernani de Verdi. El oro del Rin, primera ópera de la tetralogía de Wagner El anillo del Nibelungo, una historia de ambición y poder, en la que el anillo permitirá a su dueño gobernar el mundo si renuncia al amor. Es un buen ejemplo de lo que Joao Paulo André ha denominado “óperas de la metalurgia”. En la ópera de Berlioz, Benvenuto Cellini, de 1838, inspirada parcialmente en la vida del escultor florentino, este realiza una escultura de bronce para el Papa, y la ópera finaliza con una alabanza para todos aquellos que trabajan los metales.

En La Fanciulla del West, de Puccini, los protagonistas son los buscadores de oro en la California de mediados del siglo XIX.

Además, los argumentos de las óperas versan frecuentemente sobre pociones y venenos; así, nos referiremos una vez más al arsénico. En Simon Boccanegra, de Verdi, inspirada en el duce de Génova del mismo nombre, obra del español Antonio García Gutiérrez, el protagonista es envenenado posiblemente con arsénico. En Lucrezia Borgia, de Donizzetti, a Gennaro le obliga a beber un vino envenenado el marido de su madre, pero ella finalmente le proporciona el antídoto.

El movimiento “Mercurio” de la sinfonía Los Planetas, de Holst, y el ballet del mismo nombre de Eric Satie hacen referencia al planeta, mientras que la sinfonía Mercurio, de Haydn, sí parece estar relacionada con el elemento.

La tabla periódica como elemento decorativo y en la filatelia

La tabla periódica aparece también como elemento decorativo. Cabe destacar la célebre tabla periódica gigante que decora la fachada de la Facultad de Química de la Universidad de Murcia. Tanto es así que su foto aparece en la página oficial de la celebración en 2019 del Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos. La construcción duró varios años y es fruto de la colaboración entre la comunidad científica y varias empresas de la región de Murcia. Cada uno de los 118 elementos químicos está representado por su símbolo, número atómico y masa atómica, y está recogido sobre un panel de 0,75 x 0,75 m con colores significativos. La superficie de la obra, dirigida por el arquitecto de la Universidad de Murcia Eduardo Batán, es de 150 m2, lo que probablemente la convierte en la tabla periódica mural más grande del mundo y se ha convertido en un edificio icónico para la ciudad (imagen 8).

Otra manifestación cultural y artística la constituyen los sellos. Son mucho más que la tasa que hay que pagar por un envío ya que algunos pueden considerarse pequeñas obras de arte. Suelen ser de colores vivos y los motivos incluyen artistas, plantas, minerales, retratos de reyes y gobernantes, edificios, etc. Hay también sellos dedicados a la ciencia y los científicos. A continuación nos referiremos únicamente a algunos de los que ha emitido Correos de España en relación con la tabla periódica y sus elementos.

En 1983 se emitió un sello para conmemorar el segundo centenario del aislamiento del wolframio por los hermanos Delhuyar, en la que aparecen los dos científicos y el mineral wolframita del que se aisló. En 2007, gracias a la iniciativa de la Real Sociedad Española de Química, coincidiendo con el centenario de la muerte de Mendeléiev, se puso en circulación un sello que es una versión moderna y colorista de la tabla periódica. El sello, diseñado por el químico español Javier García Martínez, es muy diferente a los emitidos por otros países para conmemorar al gran químico ruso. Es muy didáctico ya que quedan cuatro casillas en blanco que corresponden a los cuatro elementos que predijo Mendeléiev y que fueron aislados posteriormente: galio, escandio, germanio y tecnecio.

En 2011 se celebró el Año Internacional de la Química y el centenario de la concesión del Premio Nobel de Química a Marie Curie. Con este motivo, Correos emitió un sello con una imagen de la gran científica que conserva la Residencia de Estudiantes de su estancia en Madrid, en 1931.

Por otra parte, la vida de Maria Skłodowska Curie, la gran científica, descubridora de dos elementos importantes, el polonio y el radio, ha merecido la atención de la literatura y el cine. De las numerosas biografías sobre ella, la más emotiva y que se convirtió en un best seller es la de su hija Eva publicada por primera vez en 1937. Recientemente, Rosa Montero se ha acercado al personaje en su obra La ridícula idea de no volver a verte. Ha habido también dos películas sobre ella, una de 1946 interpretada por Greer Garson, y la segunda de 2016 por la actriz Karolina Gruszka. En 2011 Elzbieta Sikora escribió una ópera titulada Madame Curie.

En 2019, Correos de España ha emitido un sello dedicado al Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos donde se muestran los tres elementos descubiertos o aislados por científicos españoles (imagen 9).

También para conmemorar el Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos, EuChemS ha editado en 2019 una artística tabla periódica, inspirada en la publicada en 1976 por W. F. Sheehan, en la que se muestran los 90 elementos naturales que entran a formar parte de todas las cosas con referencias a la disponibilidad actual, a su escasez y a los problemas de riesgo de abastecimiento en los próximos años por el aumento de uso creciente (imagen 10).

Glosario

Becquerel. También denominado becquerelio (símbolo Bq), es una unidad derivada del Sistema Internacional de Unidades que mide la actividad radiactiva. Unidad de radiactividad del SI. Radiactividad de una muestra de corpúsculos radiactivos que experimenta, en promedio, una desintegración por segundo.

Captura electrónica. Unidad de radiactividad equivalente a 3,7×1110 Bq. Es, aproximadamente, la radiactividad de 1 g de 226Ra. Símbolo: Ci (Curio).

Electrón. Partícula elemental de carga negativa, muy probablemente estable, que participa en interacciones electromagnéticas y débiles. Su masa en reposo es 9,109 383 56(11) x 10-31 kg, siendo c la velocidad de la luz en el vacío, y se sabe que su vida media es de más de 1024 años. Es componente esencial del enlace químico, al ser compartido o cedido entre átomos para formar las diferentes especies químicas. Símbolo: e–.

Leptón. Partícula con espín 1/2 en el caso de los neutrinos y ±1/2 en los demás leptones (un fermión) que no experimenta interacción fuerte. Los leptones forman parte de una familia de partículas elementales conocida como la familia de los fermiones.

Neutrino. Partícula elemental del género de los leptones, de masa extraordinariamente pequeña, inferior a 4 x 10-36 kg, que solo participa en las interacciones débiles. Hay tres clases de neutrinos: el electrónico (νe), el muónico (νμ) y el tauónico (ντ).

Neutrón. Partícula sin carga constituyente del núcleo atómico, compuesto a su vez por dos quarks de tipo d (down), y uno de tipo u (up) libre o ligado en ciertos átomos, se desintegra en un protón, un electrón y un antineutrino de tipo electrón. Su masa en reposo es mn = 1,674 927 471(21) x 10-27 kg, con c la velocidad de la luz en el vacío, y su vida media es de 886,7 ± 1,9 s. Símbolo: n.

Número atómico. Número de protones que existen en el núcleo de un átomo dado. Es el de orden del elemento en el sistema periódico. Se representa con la letra Z.

Número másico. También llamado número de masa, es la suma del número de protones y el número de neutrones del núcleo de un átomo. Se simboliza con la letra A. Número másico (A) = número atómico (Z) + número de neutrones (N), A = Z + N.

Periodo de semidesintegración. También llamado semivida, es el tiempo necesario para que la cantidad de un radionucleido presente en una muestra se reduzca espontáneamente a la mitad. Se toma como referencia la mitad de ellos debido al carácter aleatorio de la desintegración nuclear. Símbolos: T1/2, t1/2.

Peso atómico. Cantidad física adimensional, definida como la razón del promedio de las masas de los átomos de un elemento (de una muestra dada o fuente) con respecto a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (conocida como una unidad de masa atómica unificada). El concepto se utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso atómico estándar, que a intervalos regulares publica la Comisión sobre Abundancia de Isótopos y Pesos Atómicos de la IUPAC.

Positrón. Partícula elemental, antipartícula del electrón. Posee la misma cantidad de masa y espín; sin embargo, su carga es positiva. No forma parte de la materia ordinaria, sino de la antimateria, aunque se producen en numerosas transformaciones nucleares. Hoy día, los positrones son utilizados en medicina nuclear, por ejemplo, en tomografía por emisión de positrones (PET).

Protón. Partícula constituyente del núcleo atómico, constituida a su vez por dos quarks de tipo u y uno de tipo d. Su masa en reposo es mp = 1,672 621 898(21) x 10-27 kg, siendo c la velocidad de la luz en el vacío y su vida media es superior a los 1031 años. Su carga eléctrica es positiva y vale 1,602 176 6208(98) x 10-19 culombios. Constituye por sí sola el núcleo del átomo de hidrógeno 1H. Símbolo: p.

Radionucleido. También llamado radioisótopo. Es un nucleido radiactivo.

Sensibilidad. Los isótopos utilizables en RMN tienen sensibilidades diferentes. Con respeto al 1H cuya sensibilidad es 100 por definición, el 19F tiene 83,3, el 23Na 9,3, el 31P 6,6, el 13C 0,02 y el 15N 0,0004 (el 3H es el único que supera al 1H con un valor de 121).

Unidad de masa atómica. La unidad de masa atómica unificada (símbolo u) o dalton (símbolo Da) es una unidad estándar de masa definida como la doceava parte (1/12) de la masa de un átomo, neutro y no enlazado, de carbono-12, en su estado fundamental eléctrico y nuclear, y equivale a 1,660 538 921(73) x 10-27 kg. La masa de 1 mol de unidades (NA) de masa atómica equivale a 1 g.

Vida media. Tiempo requerido para que la concentración de una especie química que decae o desaparece según un proceso de primer orden se reduzca a 1/e de la concentración inicial, independientemente de esta. Cuando el proceso no es de primer orden, el tiempo requerido sí depende de la concentración inicial y se denomina “vida media aparente”. Símbolo: τ.

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Notas

1. Entre paréntesis se indica el número atómico y el año de su descubrimiento.

Cuadernillo

Imagen 1

Tabla periódica en la que el eje vertical corresponde a los potenciales de ionización.

Imagen 2

Vista ‘desde arriba’ de la tabla periódica. Los lantánidos y actínidos no están incluidos.

Imagen 3

Diagrama de Segrè. Número de neutrones (ordenadas) frente al número de protones (abscisas).

Imagen 4

Origen de los elementos del sistema solar. Adaptada de una de Jennifer Johnson (ESA/NASA).

Imagen 5

Tabla periódica que refleja el descubrimiento de los elementos químicos.

Imagen 6

Sistema periódico en espiral propuesto por Theodor Benfey en 1964.

Imagen 7

Tabla periódica ADOMAH propuesta por Valery Tsimmerman en 2006.

Imagen 8

Tabla periódica de los elementos químicos de la Facultad de Química de la Universidad de Murcia.

Imagen 9

Sello emitido por Correos de España en 2019 para conmemorar el Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos.

Imagen 10

Tabla periódica de EuChemS (European Chemical Society), editada en 2019.