En los trabajos que realizó durante las décadas de los setenta y ochenta del siglo XVIII Antoine-Laurent Lavoisier tomó el peso como la medida principal y central de la cantidad de materia; cuando definió el elemento químico como aquella sustancia no descomponible químicamente tomó la pérdida de peso como el criterio para establecer la existencia o no de una descomposición.

La generación de químicos que siguió tras la muerte de Lavoisier desarrolló conceptos e hipótesis acerca de átomos cuya única propiedad medible era el peso. Pero, dado que el peso absoluto de algo tan sumamente pequeño como un átomo no podía medirse, los pesos atómicos siempre se han expresado en unidades relativas a un patrón convencional.

La determinación de los pesos atómicos relativos de los átomos de cada elemento implicaba tres cuestiones de orden práctico: en primer lugar elegir el patrón; segundo, determinar las fórmulas de los compuestos a partir de las cuales se deducirían los pesos; y tercero, conseguir la máxima exactitud posible en la medición.

Dentro de la primera generación de atomistas químicos (recordemos que existieron atomistas filósofos y que no todos los químicos eran atomistas, incluso a comienzos del siglo XX), John Dalton, Humphry Davy y William Prout optaron por tomar el átomo de hidrógeno como patrón asignándole arbitrariamente un valor de exactamente H = 1. Por otra parte, Thomas Thomson prefirió el oxígeno con O = 1; William Wollaston también se decantó por el oxígeno pero con O = 10, así como Jöns Jacob Berzelius pero éste prefirió O = 100. Con todo, a mediados del siglo XIX prácticamente todos los químicos habían adoptado el hidrógeno como patrón (que, por cierto es el que, modificado, se usa hoy en la forma de ¹²C = 12, lo que deja al protio muy próximo a 1).

A lo largo del siglo XIX los químicos tenía que determinar (o asumir, si la determinación empírica probaba ser imposible) las fórmulas de los compuestos químicos usados para calcular los pesos atómicos. Así, por ejemplo, los datos de Dalton (1810) indicaban que el agua estaba compuesta por 87,5 % de oxígeno y un 12,5 % de hidrógeno. Asumía que las moléculas de agua estaban compuestas por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno (HO) , por lo que si se toma H = 1 entonces O = 7. Por contra, Davy (1812) y Berzelius (1814) partían de H₂O como fórmula del agua, por lo que Davy llegó a la conclusión de que O = 14. Berzelius por su parte, muchísimo más preciso en el proceso analítico llegó a determinar que el oxígeno representaba el 88,8% lo que significaba que si H = 1 entonces O ≈ 16. Esto le llevó a una disputa con Dalton.

Dado que a comienzos del XIX no existían métodos físicos para determinar las fórmulas de los compuestos, las distintas asunciones de fórmulas llevaron a sistemas contradictorias de pesos atómicos, muchos de los cuales daban pesos para los átomos de un elemento que diferían en un número natural pequeño (como O = 8 y O = 16). Se necesitó casi medio siglo para conseguir llegar gradualmente a unos métodos que permitiesen el consenso. Para comienzos de los años sesenta del siglo XIX la mayoría de los químicos europeos habían conseguido ponerse de acuerdo en un solo sistema de pesos atómicos y fórmulas, casi idéntico al que se usa hoy. Sin embargo, un grupo de galos irreductibles aún mantuvo que la fórmula del agua era HO hasta la última década del siglo.

La disputa entre Dalton y Berzelius sobre el oxígeno, el hidrógeno y el agua también pone de relieve la importancia de la exactitud y la precisión en los análisis gravimétricos de los compuestos para poder llegar a una determinación correcta de los pesos atómicos. La variabilidad que incorporaban las mediciones dejaba hueco para algunas hipótesis “elegantes”. Así, dado que muchos de los pesos atómicos parecían estar próximos a números naturales si H = 1, Prout y Thomson pensaban que que todos los números atómicos debían de ser números naturales. Si esto era cierto, todos los átomos tendrían que estar constituidos por partículas subatómicas que representasen las unidades de peso; posiblemente estas partículas eran los mismos átomos de hidrógeno. La “hipótesis de Prout” fue propuesta originalmente en 1815.

Berzelius rechazó la hipótesis basándose en los datos experimentales. Thomson y otros, dijo, están dejando que sus gustos y predilecciones afecten a su objetividad. A pesar de ello, el intercambio de datos y discusiones entre Berzelius, Justus von Liebig, Jean-Baptiste-André Dumas, Charles Marignac y otros entre 1838 y 1849 en relación a los pesos de los elementos cruciales hidrógeno, carbono y oxígeno llegó a la conclusión de que los datos experimentales de Berzelius para el carbono le atribuían un peso del orden de un 2% superior al que debería ser. Los pesos revisados eran 1, 12 y 16 casi exactamente, lo que dio nuevo ímpetu a la hipótesis de Prout. Los trabajos posteriores de Jean Servais Stas (usando O = 16 como patrón) demostraron más allá de toda duda razonable que los pesos atómicos no eran números naturales, lo que parecía dar el golpe definitivo a la hipótesis de Prout, y dejaron asentados los valores que después se usarían en la construcción de la tabla periódica de los elementos.

Las determinaciones puramente químicas de los pesos atómicos más precisas las llevarían a cabo Edward Morley (oxígeno, 1895) y, sobre todo, Theodore W. Richards, que determinó el peso atómico de 55 elementos con una precisión tal que fue el primero en encontrar indicios de la existencia de isótopos por métodos químicos al comparar muestras de plomo mineral y plomo obtenido por desintegración nuclear. Por estos trabajos Richards recibió el premio Nobel en 1914.

Tras el desarrollo del espectrómetro de masas los pesos atómicos ya se podían determinar con gran precisión y mucho más fácilmente.

Sobre el autor: César Tomé López es divulgador científico y editor de Mapping Ignorance

Esta anotación participa en la XXXV Edición del Carnaval de Química que acoge Ciencia para todos