Los gases nobles



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El gas atrapado


Al declinar el siglo xix se habían realizado dos descubrimientos de los gases nobles, que fueron registrados y después ignorados. Un tercer caso falló aun más lastimosamente.

Un mineralogista americano, William Francis Hillebrand (1853-1925), estaba tratando un mineral con ácido, un procedimiento de rutina. El mineral era uranita (más corrientemente conocido por pechblenda, óxido natural del uranio), el cual es rico en metal uranio pesado.

Hillebrand halló que, con este tratamiento, burbujeaban pequeñas cantidades de gas. Esto no era sorprendente, ya que los minerales, mientras van formándose, atrapan a menudo diminutas burbujas de gas que se solidifican en su sustancia. Tales minerales suele decirse que contiene gas ocluido.

El gas que Hillebrand obtuvo no era soluble en agua, no reaccionaba con el oxígeno cuando se le calentaba, era incoloro, inodoro e insípido. En aquellos días, un gas incoloro, inodoro, insípido e inerte solamente tenía una definición: nitrógeno. La conclusión era razonable, puesto que el nitrógeno estaba siempre presente en el aire y, por consiguiente, siempre al alcance para ser absorbido por minerales mientras se iban formando.

Hillebrand estudió el espectro del gas; en efecto, halló rayas representando al nitrógeno. Esto parecía dejar resuelto el asunto, y, por consiguiente, Hillebrand publicó sus resultados en 1890, informando de la presencia de nitrógeno ocluido en la uranita.

Pero había otras rayas en el espectro del gas; Hillebrand también se refirió a estas rayas, pero no pudo identificarlas. De hecho, no pudo identificarlas, pero, por alguna razón, decidió no continuar adelante con esta investigación. Al tomar esta decisión, perdió su oportunidad de conseguir gran renombre. Lo mismo que Cavendish, tuvo realmente a su alcance una muestra de gas noble (Por el momento, me referiré a éste como el «gas de Hillebrand»).


2. ARGÓN

La hipótesis de Prout


Con dos aciertos y un fallo descartados, podemos ahora pasar al descubrimiento que finalmente se hizo notar por sí mismo. Se consiguió mediante un procedimiento de investigación del cual nadie probablemente pudo haber sospechado que daría los resultados que produjo. Se trata de un caso clásico de científicos que buscan una cosa e inesperadamente encuentran otra de naturaleza mucho más sorprendente2.

El procedimiento de investigación comenzó con el químico inglés John Dalton (1766-1844), quien, en 1803, fue el primero en exponer su teoría atómica, que implicaba la sugerencia de que toda materia está compuesta por minúsculos átomos. Todos los átomos de un determinado elemento eran similares, de acuerdo con esta teoría, pero los átomos de cualquier otro elemento eran diferentes a los de todos los demás.

Dalton se percató de que la característica distintiva de las diferentes clases de átomos, era su peso; fue el primero que intentó descubrir en qué podía consistir el peso atómico de los distintos elementos. Por entonces, no se disponía de una técnica (ni se dispuso de ella hasta un siglo después) mediante la cual pudiera ser determinado el verdadero peso de un átomo individual, pero los pesos relativos sí podían ser fijados. Es decir, si se asignaba un número arbitrario a un átomo de algún elemento, entonces sería posible establecer si el átomo de otro elemento era la mitad de pesado, o dos veces más pesado, en cuyo caso se le podía asignar también un número arbitrario. Por ejemplo, se estableció la costumbre de asignar el número 16 al átomo de oxígeno, de modo que podía decirse que el peso atómico del oxígeno era 16. Resultó que el átomo de hidrógeno tenía un peso aproximadamente de 1/16 con respecto al átomo de oxígeno, por lo cual al hidrógeno se le podía asignar el peso atómico de 1. El átomo de carbono pesaba 3/4 con relación al átomo de oxígeno; en consecuencia, al carbono se le podía asignar un peso atómico de 12. Del mismo modo, se podía determinar que el nitrógeno tenía un peso atómico de 14; el azufre, 32; el sodio, 23, y así sucesivamente.

En las primeras listas establecidas por Dalton todos los pesos atómicos estaban representados por números enteros. Esto mostraba el aspecto de ser más de lo que cabía esperar de una coincidencia. En 1815, se publicó un artículo anónimo que sugería que todos los átomos estaban formados por hidrógeno. Puesto que el hidrógeno tenía un peso atómico de 1, todos los demás pesos atómicos tenían que ser números enteros. El autor anónimo resultó ser el físico inglés William Prout (1785-1850), y la sugerencia se llamó hipótesis de Prout.

Era una sugerencia atractiva, ya que reducía el Universo a una simple sustancia: el hidrógeno. Todo lo demás estaba formado por combinaciones de esta única sustancia básica. Tanto los científicos como los filósofos habían estado investigando para hallar una evidencia de esta creencia, incluso desde los tiempos de la antigua Grecia, aproximadamente unos 2.500 años antes. ¿Podía ahora realmente existir tal evidencia? En caso de ser cierta la hipótesis de Prout, todos los pesos atómicos necesariamente tenían que ser números enteros. A medida que se iban consiguiendo más datos, esto no quedó confirmado.

En 1828, el químico sueco Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) publicó una lista de pesos atómicos que eran el resultado de un trabajo mucho más concienzudo y meticuloso que lo había sido el de Dalton. Una cierta cantidad de elementos demostraban tener pesos atómicos que no eran números enteros. Empleando ejemplos de tablas modernas, el cloro tiene un peso atómico aproximado de 35,5; el boro, de alrededor de 10,8; el cobre, aproximadamente, 63,5; el magnesio, de 24,3, y así sucesivamente. En efecto, parecía que Berzelius había refutado la validez de la hipótesis de Prout.

No obstante, los químicos seguían teniendo sus dudas. No es fácil determinar los pesos atómicos. El químico debe trabajar con material completamente puro. Debe provocar reacciones químicas de tal modo que conozca con toda exactitud qué cambios químicos están teniendo lugar. Debe pesar los diversos elementos que toman parte en estos cambios, así como los compuestos de que están formados, y todo ello con gran exactitud.

Los pequeños errores que pueden cometerse en cualquiera de estos cálculos influyen de manera decisiva en la determinación del peso atómico.

En consecuencia, durante todo el siglo xix, los químicos intentaron determinar y volver a determinar los pesos atómicos con el máximo posible de exactitud para comprobar si la hipótesis de Prout era realmente válida o no. A lo largo del siglo xix, los resultados parecieron confirmar plenamente el trabajo de Berzelius una y otra vez. La hipótesis de Prout fue eliminada una docena de veces.

En 1882, John William Strutt, tercer barón Rayleigh (1842-1919), por lo general mencionado como Lord Rayleigh, emprendió la tarea de intentar la comprobación del problema una vez más. Trabajó con aquellos elementos que, en condiciones corrientes, existen como gases: en particular, oxígeno, hidrógeno y nitrógeno.

Por entonces, los químicos tenían buenas razones para creer que la densidad de estos gases estaba en relación directa con su peso atómico. En otras palabras, si era verdad que los pesos atómicos del hidrógeno, nitrógeno y oxígeno eran exactamente 1, 14 y 16, respectivamente, entonces la densidad del nitrógeno debía ser 14 veces mayor que la del hidrógeno y la del oxígeno tenía que ser dieciséis veces superior que la del hidrógeno.

Expuesto de esta manera, parece sencillo; pero, en la práctica, medir la densidad de los gases con la suficiente exactitud para determinar sus pesos atómicos puede resultar muy difícil. Rayleigh persistió en esta tarea, a intervalos, durante diez años, antes de que pudiera informar con certeza, en 1892, que la densidad del oxígeno no era, con toda exactitud, dieciséis veces mayor que la del hidrógeno. Era solamente 15,882 veces mayor.

Esto significaba que si al átomo de oxígeno se le había atribuido un peso atómico de 16, al átomo de hidrógeno había que asignarle el de 1,007, puesto que 16/15,882 = 1,007.

También significaba que si el átomo de oxígeno estaba formado por átomos de hidrógeno, en tal caso tenía que estar formado por 15,882 átomos de hidrógeno. En 1892, los químicos seguían estando convenidos de que era imposible que los átomos pudieran ser desmenuzados en fracciones. Los átomos de oxígeno podían ser formados por 15 átomos de hidrógeno, o 16, pero nunca por 15,882 átomos de hidrógeno.

Una vez más, la hipótesis de Prout parecía quedar rebatida.



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