Los gases nobles



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Licuación


Sin embargo, es en relación con la baja temperatura cuando el helio es más extraordinario y más insustituible.

En primer lugar, si la temperatura es lo bastante baja, un elemento se halla en estado sólido, en el cual los átomos (o las moléculas) que lo integran se mantienen en una posición fija; pueden vibrar, pero no desintegrarse.

Si se eleva la temperatura, los átomos o moléculas vibran más rápidamente y energéticamente hasta que ya no permanecen en la vecindad de ninguna posición fijada en absoluto, sino que se deslizan y circulan libremente entre ellos. El elemento ha pasado al estado líquido y la temperatura de transición es el punto de fusión.

En un líquido, los átomos o moléculas, aunque libres para moverse, deben permanecer en virtual contacto entre ellos. No obstante, al continuar elevándose la temperatura, la vibración atómica aumenta hasta que finalmente los átomos o moléculas se separan, moviéndose después de eso con completa independencia. El elemento ha pasado al estado gaseoso y la temperatura de transición es el punto de ebullición.

En el caso de cada elemento, existen fuerzas de atracción que mantienen juntos los átomos o moléculas. La energía de vibración debe superar a esas fuerzas si el sólido debe primero fundirse, y si el líquido resultante ha de hervir. Naturalmente, cuanto más estrechamente juntos se mantienen los átomos o moléculas, tanto más elevado tiene que ser el punto de fusión y ebullición10.

El carbono es un ejemplo de un elemento en el cual existen desacostumbradas íntimas atracciones interatómicas. Los electrones del átomo de carbono (número atómico 6) tienen la distribución 2/4. Para alcanzar estabilidad, el átomo de carbono debe ganar parte o todo de los cuatro electrones adicionales para poder presentar la configuración estable 2/8 (véase pág. 46). Si un átomo de carbono está próximo a un segundo átomo de carbono, cada uno de ellos puede aportar un electrón a una combinación común; y si los dos átomos de carbono permanecen en contacto, ambos electrones compartidos pueden ser computados en la capa más externa de cada átomo. Cada uno ha ganado uno de los cuatro electrones adicionales que necesita.

Si un átomo de carbono hace esto con otros cuatro átomos de carbono, formando una combinación de dos-carbonos con cada una, habrá ganado cuatro electrones en conjunto y tendrá los ocho electrones requeridos en su capa más externa. Cada uno de los otros átomos de carbono debe hacer lo mismo y cada uno de los átomos de carbono que se agregan también deben hacer igual, y así sucesivamente en una especie de cadeneta. El resultado es que en cualquier fragmento ordinario de carbono, innumerables átomos de carbono están juntos con el fin de presentar una organización estable de ocho electrones en la capa más externa. Impulsar a esos átomos a separarse supone alterar esa organización estable; y para lograrlo se requiere una temperatura muy elevada. A la presión atmosférica, el carbono no se funde hasta que se alcance una temperatura de más de 3.500° C; su punto de ebullición es de 4.200° C.

Un cierto número de metales tienen unas estructuras electrónicas que permiten que átomos individuales estén tan íntimamente ligados como para tener elevados puntos de fusión y ebullición. El tantalio se funde aproximadamente a los 3.000° C y el tungsteno a los 3.400° C. Ambos tienen un punto de ebullición de casi 6.000° C.

En otros casos, los átomos se adhieren con menos fuerza y basta una temperatura inferior para separarlos. El mercurio se funde a –39° C, de modo que se halla en estado líquido a la temperatura ambiente (y también en días muy fríos), siendo el único metal con esta característica. Su punto de ebullición es de 357° C.

Los átomos pueden mantenerse muy apretados, pero al hacerlo así pueden formar pequeñas moléculas, las cuales presentan muy poca atracción mutua. Así, el átomo de oxígeno (número atómico 8), con su disposición electrónica de 2/6, requiere tan sólo dos electrones para alcanzar la disposición estable de 2/8. Forma una combinación de dos electrones con cada dos átomos de hidrógeno. Cuando se ha hecho esto, el átomo de oxígeno tiene ocho electrones en su capa más externa, y cada uno de los átomos de hidrógeno tienen dos (Los átomos de hidrógeno, con sólo un electrón en su capa, necesitan únicamente dos electrones para su estabilidad).

Esto significa que la combinación de átomos H2O debe continuar siendo así para mantener esta organización electrónica, y esto comprende la molécula de agua. La molécula de agua no necesita combinarse con otros átomos para conseguir la estabilidad para los átomos de los cuales está compuesta, de modo que es ampliamente autónoma. Existe una débil atracción entre una molécula de agua y la contigua; el punto de fusión del agua es de 0° C y su punto de ebullición, de 100° C.

Un átomo de oxígeno puede formar una combinación de cuatro electrones compartida con otro átomo de oxígeno. Formará entonces una molécula, O2, la cual es todavía más autosuficiente. Las moléculas vecinas de oxígeno ejercen una atracción tan débil entre sí que una temperatura muy baja, –183° C, basta para la ebullición.

Con el fin de considerar con una perspectiva mejor los puntos de ebullición de sustancias como el oxígeno, empecemos por el principio. Existen numerosas razones teóricas para suponer que existe una hipotética temperatura mínima de –273° C. Esta hipotética temperatura mínima se llama cero absoluto11.

En 1848, William Thomson, más tarde Lord Kelvin (1824-1907), sugirió que podía emplearse una escala de temperatura que partiese del cero absoluto y luego fuese ascendiendo por grados centígrados. Dicha escala sería una escala absoluta, que mediría temperaturas absolutas. Tales temperaturas se representan ahora con una A (absoluta) o una K (Kelvin).

El punto de fusión del hielo (cero grados) es de 273° C por encima del cero absoluto, de modo que el punto de fusión del hielo puede ser expresado como de 273° K. Cualquier temperatura centígrada puede ser convertida en temperatura absoluta añadiendo 273, a la cifra centígrada. Así, el punto de ebullición del agua (100° C) es de 100 + 273, o sea, 373° K.

Con referencia al punto de ebullición de gases como el oxígeno, es particularmente útil emplear temperaturas absolutas. Si decimos que el oxígeno hierve a –183° C, sabemos únicamente que es una temperatura muy baja. Sin embargo, si, en cambio, decimos que hierve a 90° K, sabemos que hierve a una temperatura que es tan sólo 90° más elevada que el límite absoluto del frío.

He comentado anteriormente en este libro que los químicos de fines del siglo xix estaban intentando con ahínco alcanzar temperaturas lo suficientemente bajas para convertir todos los gases en líquidos. En la década de 1890, el oxígeno, el nitrógeno y el monóxido de carbono habían sido ya licuados y el aire líquido se había convertido en un producto comercialmente asequible. Tan sólo el hidrógeno permanecía inconquistable. No obstante, en 1898, el químico escocés James Dewar (1842-1923) tuvo éxito y logró reducir la temperatura hasta el punto en que el hidrógeno quedase licuado.

En la tabla 27 aparecen los puntos de ebullición de los gases más recalcitrantes (excluyendo los gases nobles), aquellos cuyos puntos de ebullición corresponden a temperaturas inferiores a 100° K.



Tabla 27. Puntos de ebullición de algunos gases que hierven a baja temperatura

Gases

Punto de ebullición
(grados K)


Oxígeno

90

Flúor

85

Monóxido de carbono

81

Nitrógeno

77

Hidrógeno

20

No es sorprendente que el hidrógeno se mantuviese durante veinte años como el único gas sin licuar. Su punto de ebullición es 57° inferior al del nitrógeno, sólo poco más de una cuarta parte alejado del cero absoluto que el punto de ebullición del hidrógeno.

Pero, en 1898, los gases nobles ya habían sido descubiertos. Al ser licuado el hidrógeno, se descubrió que ya no era el campeón por lo que a puntos de baja ebullición se refería.

Los átomos de gas noble poseen ya ocho electrones en la capa más externa (dos en el caso de la única capa del helio) y no necesitan formar combinaciones para alcanzar aquella marca. Son autosuficientes en el plano individual y existe un grado desacostumbradamente escaso de atracción entre sus átomos. Esta atracción disminuye al ir reduciéndose el peso atómico; de manera similar, el punto de ebullición se va haciendo más bajo a medida que disminuye el peso atómico, como puede verse en la tabla 28.


Tabla 28. Puntos de ebullición de los gases nobles12

Gas noble

Punto de ebullición
(grados K)


Radón

211,3

Xenón

165,1

Criptón

119,8

Argón

87,3

Neón

27,1

Helio

4,2

El punto de ebullición del radón es bastante elevado, –62° C. Esto significa que en un día de máximo frío en la Antártida, el radón apenas puede licuarse. El xenón y el criptón hierven a temperaturas inferiores, pero no son excepcionales en este aspecto.

Los tres gases nobles más ligeros, argón, neón y helio, pertenecen al círculo exclusivo de aquellos gases con puntos de ebullición inferiores a los 100° K: un grupo que incluye tan sólo ocho miembros: siete elementos (oxígeno, argón, flúor, nitrógeno, neón, hidrógeno y helio) y un compuesto (monóxido de carbono).

El punto de ebullición del argón es algo inferior al del oxígeno, y el punto de ebullición del neón es un poco superior al del hidrógeno. Realmente, en casos en que se necesita hidrógeno líquido en pequeñas cantidades y en los que existe peligro de incendio, el neón líquido (muchísimo más caro, pero por completo inerte) es un excelente sustituto.

No obstante, el helio posee el punto de ebullición que bate la marca. En 1908, el físico holandés Heike Kamerlingh-Onnes (1853-1926) logró licuar el helio. Con ello, la victoria final sobre los gases quedaba ganada. Kamerlingh-Onnes fue recompensado con el Premio Nobel de Física, en 1913, por esta proeza. Hoy día, el helio es licuado fácilmente y algunos aparatos especiales refrigeradores pueden producir más de 100 litros de helio líquido por hora. En los Estados Unidos se producen cerca de 80.000 litros anuales, por lo que su precio no supera los 6 dólares por litro.

El helio líquido introdujo a los científicos en un mundo completamente nuevo. Su punto de ebullición está cinco veces más próximo al del cero absoluto que el del hidrógeno. En lo que se refiere a la retención de temperaturas ultrafrías, nada puede sustituir al helio, nada en absoluto. Mientras exista el helio líquido, nada que le sea expuesto puede alcanzar una temperatura superior a la de 4,2° K. La nueva ciencia que desarrolla el estudio de fenómenos a tan bajas temperaturas recibe el nombre de criogenia13.

Naturalmente, una vez que se habían conseguido temperaturas ultrafrías, era posible no sólo licuar los gases de bajo punto de ebullición, sino también solidificarlos. Los puntos de fusión para los gases nobles, más aquellos otros gases con puntos de ebullición inferiores a 100° K, aparecen expuestos en la tabla 29. Puede observarse que a la temperatura del helio líquido (4,2° K e inferior) no sólo no hay otros gases, sino tampoco otros líquidos. Incluso el hidrógeno es un sólido.



Tabla 29. Puntos de fusión de algunos gases

Gas

Punto de fusión
(grados K)


Radón*

202,0

Xenón*

161,0

Criptón*

117,0

Argón*

84,0

Monóxido de carbono

74,0

Nitrógeno

64,3

Oxígeno

54,8

Flúor

50,0

Neón*

25,5

Hidrógeno

14,0

Helio*

- -

En cuanto al propio helio, aparece sin ninguna cifra como punto de fusión en la tabla 29. La razón es que incluso a cero absoluto todavía queda alguna energía en un sistema. Esta energía de punto cero no puede ser eliminada; por consiguiente, no se puede alcanzar nada más frío que el cero absoluto, pero este punto cero está de todos modos allí. Aunque es ínfimo, es suficiente para impulsar a los átomos de helio fuera de cualquier posición fija que intenten adoptar, dada la muy débil atracción que existe entre los átomos de helio. Por esta razón, el helio no se solidifica a presiones ordinarias, incluso al cero absoluto. En un universo de cero absoluto, todas las sustancias serían sólidas con la única excepción del helio, que permanecería en estado líquido. Sin embargo, el helio sólido puede existir a presiones que no son normales. Si se alcanza una temperatura inferior de 1,1° K, y, al mismo tiempo, una presión igual a veinticinco veces la de nuestra atmósfera, entonces el helio se solidificará. El helio fue solidificado por vez primera con éxito, en 1926, en el laboratorio de Kamerlingh-Onnes, justamente unos pocos meses después de la muerte del propio Kamerlingh-Onnes.


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