Durante milenios la idea de que toda la materia está hecha de pequeños e indivisibles trozos llamados átomos ha rondado por la cabeza de los investigadores de la naturaleza. Sin embargo hubo que esperar al siglo XX para obtener una confirmación experimental sin ningún género de dudas. Durante el siglo XIX se habían logrado grandes avances al atribuir las leyes termodinámicas y algunas de las propiedades de la materia, especialmente de los gases, a la teoría cinético-molecular; fue a partir de esta teoría que Einstein en 1905 propuso un modelo del movimiento browniano que Jean Perrin confirmó experimentalmente en 1908, probando más allá de toda duda la existencia de los átomos.

Por otra parte, durante siglos se supo que existen diferentes tipos de los llamados «elementos» fundamentales en la naturaleza: oro, plata, cobre, sodio, etc. Eran los componentes más simples en los que se pueden dividir las sustancias por medios químicos. Finalmente, se encontró útil dar a los elementos símbolos especiales: se empezó usando grafías elaboradas de distinta especie hasta acabar, por motivos puramente operativos, con simples letras, por ejemplo, «C» para el carbono, «O» para el oxígeno, «H» para el hidrógeno, etc.

Para muchas personas, aunque nadie lo expresó tan explícitamente como John Dalton, estos diferentes elementos indicaban que la naturaleza también está formada por diferentes tipos de átomos, un tipo de átomo para cada elemento. Cada elemento no sería más que una colección de átomos idénticos e indestructibles químicamente, una idea que se confirmó en durante todo el desarrollo de la química durante el siglo XIX.

Cuando dos o más átomos se unen, forman una molécula. La molécula puede ser un elemento en sí mismo si ambos átomos son iguales, como en el oxígeno, O₂, o puede ser un compuesto si los átomos son diferentes, como el agua, H₂O. Dado que los átomos no son divisibles, la idea de unir dos átomos de hidrógeno a, digamos, átomo y medio de oxígeno en lugar de exactamente un átomo de oxígeno no tiene sentido [1].

La ley de las proporciones definidas establecida por Joseph Proust en 1794 es una consecuencia natural de la idea de que los elementos están formados por átomos idénticos e indestructibles. De hecho, Dalton postula su teoría atómica en 1808 en un intento de explicar esta ley (su primera propuesta atómica, mucho más simple, es de 1803). Cuando los elementos se combinan para formar compuestos siempre es necesaria la misma proporción de masas de los constituyentes para hacer un compuesto en concreto. Por ejemplo, 23,0 g de sodio siempre se combinan con 35,5 g de cloro para producir 58,5 g de cloruro sódico (NaCl, sal común). Si tenemos 25,0 g de sodio y 35,5 g de cloro, seguiremos obteniendo solo 58,5 g de sal, y sobrarán 2,0 g de sodio. Esta regla, la ley de proporciones definidas, se aplica a todos los compuestos [2][3].

De la ley de proporciones definidas se deduce que los átomos de los elementos que se combinan para formar compuestos como el NaCl no tienen la misma masa. Dado que solo 23,0 g de sodio se combinan con 35,5 g de cloro para formar 58,5 g de NaCl, los átomos de cloro deben tener más masa que los átomos de sodio. Así, si un átomo de sodio tiene 23,0 «unidades» de masa, entonces un átomo de cloro tendría 35,5 unidades de masa. Las unidades de masa pueden ser gramos, kilogramos, libras o lo que sea. Por conveniencia, se denominan unidades de masa atómica, para las cuales el símbolo estándar es u.[4]

Ahora sabemos que solo existen 94 [5] elementos diferentes que ocurren naturalmente en toda la naturaleza y, de hecho, en todo el Universo. Los átomos de cada elemento tienen una masa concreta expresada en unidades de masa atómica . Hoy en día, las unidades de masa atómica se miden en relación con un tipo, o isótopo [6], del carbono conocido como carbono-12 (¹²C), que se define como una masa atómica de 12,0000 u. Las masas atómicas de todos los demás elementos se dan en relación con el carbono-12. Por ejemplo, en relación con el carbono-12, el sodio natural tiene una masa atómica de 22,990 u, el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,008 u, el oxígeno tiene una masa atómica de 15,999 u, el uranio tiene una masa de 238,029 u, y así todos los demás [7].

Algunos de estos elementos tienen propiedades similares: algunos son gases a temperatura ambiente; otros son metales sólidos. Existen diferencias en las densidades, los puntos de fusión y ebullición, la conductividad eléctrica, etc. Estas propiedades parecen seguir ciertas pautas. Para entender por qué son las que son y cómo varían iniciamos aquí un viaje al interior de los átomos. [8]

Notas:

[1] De la misma forma no tiene sentido diluir una sustancia por debajo de una concentración en la que haya menos de un átomo en la unidad de volumen considerado. Así de simple se demuestra que la homeopatía y sus diluciones cuasi infinitas es falsa. Dicho de otra forma: si los átomos existen, y existen, entonces la homeopatía es falsa. De aquí se sigue, primero, que cualquiera que quiera venderte o recomendarte homeopatía es o un ignorante o un estafador; segundo, que cualquier dinero empleado en demostrar una imposibilidad manifiesta es dinero tirado a la basura.

[2] La ley establece que para un compuesto dado las proporciones están definidas. Eso no quiere decir que dos elementos no puedan formar compuestos diferentes.

[3] Hoy sabemos que la ley de proporciones definidas no es estrictamente cierta. Si bien el argumento que exponemos es plenamente válido, la química de precisión actual sabe que existen proporciones variables en los compuestos debido a pequeñas impurezas (naturales o artificiales, como el dopado) y las características de las redes cristalinas.

[4] La unidad de masa atómica no forma parte del Sistema Internacional de unidades.

[5] Habrá lugares en los que leas 92. Depende de la antigüedad de la fuente.

[6] A lo largo del siglo XX se descubrió que todos los átomos de un elemento son iguales en sus características pero que pueden existir varios valores de la masa. Cada uno de los valores de masa corresponde a un isótopo. Ya llegaremos a esto más avanzada esta serie. Paso a paso.

[7] Aquí tienes la última tabla oficial publicada por la IUPAC (2013).

[8] Será un viaje largo pero muy entretenido, en el que, como siempre, solo emplearemos matemáticas elementales.

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