8. La tabla periódica

Los elementos en desorden

Hay un curioso paralelismo entre las historias de la química orgánica y de la inorgánica, a lo largo del siglo XIX. Las primeras décadas del siglo pasado contemplaron una desesperante proliferación en el número de compuestos orgánicos, y también en el número de elementos. El tercer cuarto de siglo vio el mundo de los compuestos orgánicos puesto en orden, gracias a las fórmulas estructurales de Kekulé. También vio ordenado el mundo de los elementos, y al menos parte del mérito de ambos cambios se debió a determinada reunión internacional de químicos.

Pero empecemos con el desorden existente a comienzos de siglo.

El descubrimiento de nuevos elementos, además de los nueve conocidos por los antiguos y los cuatro estudiados por los alquimistas medievales, se ha mencionado en el capitulo 4. Los elementos gaseosos, nitrógeno, hidrógeno, oxígeno y cloro, habían sido descubiertos todos ellos en el siglo XVIII. Y lo mismo los metales cobalto, platino, níquel, manganeso, tungsteno, molibdeno, uranio, titanio y cromo.

En la primera década del siglo XIX se añadieron a la lista no menos de catorce nuevos elementos. Entre los químicos ya mencionados en este libro, Davy había aislado al menos seis por medio de la electrólisis (véase capítulo 5). Guy-Lussac y Thénard habían aislado boro; Wollaston había aislado paladio y rodio, mientras que Berzelius había descubierto el cerio.

El químico inglés Smithson Tennant (1761-1815), para el que Wollaston había trabajado como ayudante, descubrió también el osmio y el iridio. Otro químico inglés, Charles Hatchett (aproximadamente 1765-1847), aisló el colombio (ahora llamado oficialmente niobio), mientras que el químico sueco Anders Gustaf Ekeberg (1767-1813) descubrió el tántalo.

El impulso en las décadas sucesivas no fue tan fuerte, pero el número de elementos continuó en aumento. Berzelius, por ejemplo, descubrió cuatro elementos más: selenio, silicio, circonio y torio (véase fig. 12). Louis Nicolas Vauquelin, en 1797, descubrió el berilio.

Fig. 12. Lista de los cincuenta y cuatro elementos conocidos y descubiertos en la época de Berzelius, con sus pesos atómicos calculados tomando como base el del oxígeno igual a 16,0000. (Tomado de The Search for the Elements, Basic Books).

Hacia 1830 se conocían cincuenta y cinco elementos diferentes, un buen paso desde los cuatro elementos de la antigua teoría. De hecho, el número era demasiado grande para no inquietar a los químicos. Los elementos variaban extensamente en sus propiedades, y parecía existir poco orden entre ellos. ¿Por qué había tantos? Y ¿cuántos más quedaban todavía por descubrir? ¿Diez? ¿Cien? ¿Mil? ¿Un número infinito?

Era tentador buscar un orden en el conjunto de los elementos ya conocidos. Quizá de esta manera podría encontrarse alguna razón que explicase su número, y alguna manera de justificar la variación de las propiedades que poseían.

El primero en captar un atisbo de orden fue el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849). En 1829 observó que el elemento bromo, descubierto tres años antes por el químico francés Antoine-Jérôme Balard (1802-76), parecía tener propiedades que estaban justo a mitad de camino entre las del cloro y las del yodo. (El yodo había sido descubierto por otro químico francés, Bernard Courtois [1777-1838], en 1811.) El cloro, bromo y yodo no sólo mostraban una progresiva gradación en propiedades como color y reactividad, sino que el peso atómico del bromo parecía estar justo a medio camino entre los del cloro y el yodo. ¿Sería una coincidencia?

Döbereiner llegó a encontrar otros dos grupos de tres elementos que exhibían claras gradaciones de propiedades: calcio, estroncio y bario; y azufre, selenio y teluro. En ambos grupos el peso atómico del segundo elemento estaba a mitad de camino entre los de los otros dos. ¿Se trataba de una nueva coincidencia?

Döbereiner llamó a estos grupos «tríadas», y buscó otras infructuosamente. El hecho de que cinco sextas partes de los elementos conocidos no pudieran colocarse en ninguna tríada hizo que los químicos decidieran que los hallazgos de Döbereiner eran mera coincidencia. Además, el modo en que los pesos atómicos encajaban con las propiedades químicas entre los elementos de las tríadas de Döbereiner no impresionó generalmente a los químicos. En la primera mitad del siglo XIX, los pesos atómicos tendían a subestimarse. Resultaban convenientes para hacer cálculos químicos, pero no parecía haber ninguna razón para usarlos en la confección de listas de elementos, por ejemplo.

Incluso era dudoso que los pesos atómicos fueran útiles en los cálculos químicos. Algunos químicos no distinguían con detalle el peso atómico del peso molecular; otros no distinguían entre peso atómico y peso equivalente. Así, el peso equivalente del oxígeno es 8 (véase cap. 5), su peso atómico es 16, y el peso molecular 32. En los cálculos químicos, el peso equivalente, 8, es el más socorrido; ¿por qué usar entonces el número 16 para colocar al oxígeno en la lista de los elementos?

Esta confusión entre peso equivalente, peso atómico y peso molecular extendió su influencia desorganizadora no sólo a la cuestión de la lista de elementos, sino al estudio de la química en general. Los desacuerdos sobre los pesos relativos que debían atribuirse a los diferentes átomos condujeron a desacuerdos sobre el número de átomos de cada elemento que había en una molécula dada.

Kekulé, poco después de haber publicado sus sugerencias conducentes a las fórmulas estructurales, se dio cuenta de que esta idea quedaría en nada si los químicos no se ponían de acuerdo, para empezar, acerca de las fórmulas empíricas. Por lo tanto propuso una conferencia de químicos importantes de toda Europa para discutir el asunto. Como resultado de ello se convocó la primera reunión científica internacional de la historia. Se llamó Primer Congreso Internacional de Química y se reunió en 1860 en la ciudad de Karlsruhe, en Alemania.

Asistieron ciento cuarenta delegados, entre los que se hallaba el químico italiano Stanislao Cannizzaro (1826-1910). Dos años antes, Cannizzaro había topado con el trabajo de su compatriota Avogadro (véase cap. 5). Comprendió que la hipótesis de Avogadro podía utilizarse para distinguir entre peso atómico y peso molecular de los elementos gaseosos importantes, y que esta distinción serviría para aclarar la cuestión de los pesos atómicos de los elementos en general. Además, comprendió la importancia de distinguir cuidadosamente el peso atómico del peso equivalente.

En el Congreso hizo una gran exposición del tema, y a continuación distribuyó copias de un folleto en el que explicaba con detalle sus argumentos. Lenta y laboriosamente, sus opiniones ganaron adeptos en el mundo de la química. A partir de entonces, se clarificó la cuestión del peso atómico, y se apreció la importancia de la tabla de pesos atómicos de Berzelius (véase cap. 5).

Para la química orgánica, este desarrollo significaba que los científicos podían ahora entenderse sobre las fórmulas empíricas y seguir añadiendo detalles a la fórmula estructural, primero en dos dimensiones y después en tres. La forma en que esto se llevó a cabo ha sido descrita en el capítulo anterior.

Para la química inorgánica los resultados fueron igualmente fructíferos, dado que ahora existía un orden racional para ordenar los elementos según su peso atómico creciente. Una vez hecho esto, los químicos podrían mirar la tabla periódica con nuevos ojos.

La organización de los elementos

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837-98) ordenó los elementos conocidos según sus pesos atómicos crecientes, y observó que esta ordenación también colocaba las propiedades de los elementos en un orden, al menos parcial (ver fig. 13). Al disponer los elementos en columnas verticales de siete, los que eran semejantes tendían a quedar en la misma fila horizontal. Así, el potasio quedó cerca del sodio muy semejante a él; el selenio quedó en la misma línea que el azufre, muy parecido; el calcio próximo al magnesio, y así sucesivamente. Y efectivamente, las tres tríadas de Döbereiner se hallaban en dichas filas.

Newlands llamó a esto la ley de las octavas (en música, siete notas forman una octava, siendo la octava nota casi un duplicado de la primera y principio de una nueva octava). Desgraciadamente, mientras unas filas de esta tabla contenían elementos semejantes, otras contenían elementos enormemente dispares. Los demás químicos pensaron que lo que Newlands trataba de demostrar era más una coincidencia que algo significativo. No pudo conseguir que su trabajo fuese publicado.

Fig. 13. La «ley de las octavas», publicada en 1864 por J. A. R. Newlands, fue una precursora de la tabla periódica de Mendeleiev.

Dos años antes, el geólogo francés Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois (1820-86) también había ordenado los elementos según su peso atómico creciente y los había distribuido en una especie de gráfico cilíndrico. También aquí los elementos semejantes tendían a coincidir en columnas verticales. Publicó su trabajo, pero no su gráfico, y sus estudios pasaron también inadvertidos (véase figura 14).

Fig. 14. Un trazo en espiral fue el resultado que obtuvo Béguyer de Chancourtois, en 1862, al ordenar los elementos por su peso atómico y relacionar los que poseían propiedades análogas.

Más éxito tuvo el químico alemán Julius Lothar Meyer (1830-95). Meyer consideró el volumen ocupado por determinados pesos fijos de los diversos elementos. En tales condiciones, cada peso contenía el mismo número de átomos de su elemento. Esto significaba que la razón de los volúmenes de los diversos elementos era equivalente a la razón de los volúmenes de los átomos simples que componían a dichos elementos. Así, pues, se podía hablar de volúmenes atómicos.

Al representar los volúmenes atómicos de los elementos en función de los pesos atómicos, se obtenían una serie de ondas que alcanzaban valores máximos en los metales alcalinos: sodio, potasio, rubidio y cesio. Cada descenso y subida a un máximo o mínimo correspondería a un período en la tabla de elementos. En cada período, también descendían y subían otras propiedades físicas, además del volumen atómico (véase figura 15).

Fig. 15. El gráfico de Meyer representaba los volúmenes de un peso fijo de los distintos elementos.

El hidrógeno, el primero de la lista de elementos (porque tiene el peso atómico más bajo), es un caso especial, y puede considerarse que constituye él solo el primer período. El segundo y tercer periodos de la tabla de Meyer comprendían siete elementos cada uno, y repetían la ley de Newlands de las octavas. Sin embargo, las dos ondas siguientes comprendían más de siete elementos, y esto demostraba claramente que Newlands había cometido un error. No se podía forzar a que la ley de las octavas se cumpliese estrictamente a lo largo de toda la tabla de elementos, con siete elementos en cada fila horizontal. Los últimos períodos tenían que ser más largos que los primeros.

Meyer publicó su trabajo en 1870, pero llegó demasiado tarde. Un año antes, el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907) había descubierto también el cambio en la longitud de los períodos de los elementos, pasando luego a demostrar las consecuencias de manera particularmente espectacular.

Mendeleiev estaba escribiendo su tesis en Alemania en la época en que se celebró el Congreso de Karlsruhe, y fue uno de los que escuchó y oyó a Cannizzaro sus opiniones sobre el peso atómico. De vuelta a Rusia, comenzó también él a estudiar la lista de elementos según su peso atómico creciente.

Mendeleiev atacó las cuestiones desde el punto de vista de la valencia (véase cap. 7). Observó que los primeros elementos de la lista mostraban un cambio progresivo en sus valencias. Es decir, el hidrógeno tenía una valencia de 1, el litio de 1, el berilio de 2, el boro de 3, el carbono de 4, el nitrógeno de 3, el azufre de 2, el flúor de 1, el sodio de 1, el magnesio de 2, el aluminio de 3, el silicio de 4, el fósforo de 3, el oxígeno de 2, el cloro de 1, y así sucesivamente.

La valencia subía y bajaba estableciendo períodos: en primer lugar, el hidrógeno solo; después, dos períodos de siete elementos cada uno; a continuación, períodos que contenían más de siete elementos. Mendeleiev utilizó su información para construir no un gráfico, como Meyer y Béguyer de Chancourtois habían hecho, sino una tabla como la de Newlands.

Dicha tabla periódica de elementos era más clara y llamativa que un gráfico, y Mendeleiev evitó el error de Newlands de insistir en la repetición de períodos iguales.

Mendeleiev publicó su tabla en 1869, un año antes de que Meyer publicase su trabajo (véase figura 16). Pero la razón de que la mayor parte del mérito en el descubrimiento de la tabla periódica se le haya atribuido a él y no a los demás contribuyentes, no es sólo una cuestión de prioridad, sino que reside en el uso espectacular que Mendeleiev hizo de su tabla.

Fig. 16. Primera edición de la tabla periódica de los elementos de Mendeleiev, aparecida en el Journal of the Russian Chemical Society, en 1869.

Con el fin de que los elementos cumpliesen la condición de tener la misma valencia cuando estuviesen en una columna determinada, Mendeleiev se vio obligado en uno o dos casos a colocar un elemento de peso atómico ligeramente superior delante de otro de peso atómico inferior. Así, el teluro (peso atómico 17,6, valencia 2) tuvo que colocarlo delante del yodo (peso atómico 126,9, valencia 1) con el fin de mantener el teluro en la columna de valencia 2 y el yodo en la columna de valencia 1^[20].

Por si esto fuera poco, descubrió que era necesario dejar huecos enteros en su tabla. En lugar de considerar estos huecos como imperfecciones de la tabla, Mendeleiev los tomó intrépidamente como representantes de elementos todavía no descubiertos.

En 1871 se fijó de modo especial en tres huecos: los que quedaban junto a los elementos boro, aluminio y silicio en la tabla, tal como se había modificado aquel año. Llegó incluso a dar nombres a los elementos desconocidos, que —insistió— correspondían a aquellos huecos: eka-boro, eka-aluminio, eka-silicio («eka» es la palabra sánscrita que significa «uno»). También predijo varias propiedades de tales elementos, estimando que la predicción debía hacerse a partir de las propiedades de los elementos situados encima y debajo de los huecos de la tabla, siguiendo y completando así el razonamiento de Döbereiner.

El mundo de la química seguía siendo escéptico, y quizá hubiese continuado siéndolo si las audaces predicciones de Mendeleiev no se hubiesen verificado de modo espectacular. Este hecho se debió en primer lugar al uso de un nuevo instrumento químico: el espectroscopio.

Rellenando los huecos

En 1814, un óptico alemán, Joseph von Fraunhofer (1787-1826), estaba experimentando los excelentes prismas que él mismo fabricaba. Hacía que la luz pasase primero a través de una rendija, y a continuación a través de sus prismas triangulares de vidrio. Halló que la luz formaba un espectro de colores, cruzado por una serie de líneas oscuras. Contó unas seiscientas de estas líneas, anotando cuidadosamente sus posiciones.

Estas líneas estaban destinadas a proporcionar una sorprendente información a finales de la década de 1850, gracias al físico alemán Gustav Robert Kirchhoff (1824-87), trabajando en colaboración con el químico alemán Robert Wilhelm Bunsen (1811-99).

La fuente básica de luz que usaban era el mechero Bunsen, inventado por Bunsen y conocido desde entonces por cualquier estudiante que se inicia en el laboratorio químico. Este ingenio quema una mezcla de gas y aire para producir una llama caliente y escasamente luminosa. Cuando Kirchhoff colocó cristales de diversos compuestos en la llama, ardieron con luz de diferentes colores. Al pasar esta luz a través del prisma se separaba en líneas luminosas.

Cada elemento, mostró Kirchhoff, produce un modelo característico de líneas luminosas cuando se calienta hasta la incandescencia, un modelo que es diferente del de cualquier otro elemento. Kirchhoff había inventado así un método de obtener la «huella dactilar» de cada elemento por la luz que producía al calentarlo. Una vez que los elementos fueron identificados, pudo dar la vuelta a su razonamiento y deducir los elementos de un cristal desconocido a partir de las líneas brillantes del espectro producido por éste. El ingenio utilizado para analizar los elementos de esta manera se llamó espectroscopio (ver figura 17).

Fig. 17. El espectroscopio, que se utilizó en el descubrimiento de diversos elementos, capacitó a los investigadores para comparar los espectros de líneas luminosas de los metales incandescentes.

Como sabemos en la actualidad, la luz se produce como resultado de ciertos fenómenos que ocurren dentro del átomo. En cada tipo de átomo este fenómeno se da de un modo particular. Por lo tanto, cada elemento emitirá luz de una cierta longitud de onda y no de otra.

Al incidir luz sobre vapor, esos mismos fenómenos que tienen lugar dentro de los átomos del vapor ocurren a la inversa. La luz de cierta longitud de onda es entonces absorbida en vez de emitida. Es más, puesto que en ambos casos están implicados los mismos fenómenos (en un sentido en un caso, en sentido contrario en el otro), las longitudes de onda de la luz absorbida por el vapor en un conjunto de condiciones determinado son exactamente las mismas que las que ese vapor particular emitiría bajo otro conjunto de condiciones.

Las líneas oscuras del espectro de la luz solar eran debidas muy probablemente a la absorción de la luz del cuerpo incandescente del Sol por los gases de su relativamente fría atmósfera. Los vapores de la atmósfera solar absorbían luz, y de la posición de las líneas oscuras resultantes podría deducirse qué elementos estaban presentes en la atmósfera solar.

El espectroscopio se usó para mostrar que el Sol (así como las estrellas y el material gaseoso interestelar) estaba formado por elementos idénticos a los de la Tierra. Esta conclusión desbarató finalmente la creencia de Aristóteles (véase cap. 1) de que los cuerpos celestes estaban hechos de sustancias de naturaleza distinta a aquellas de las que está formada la Tierra.

El espectroscopio ofrecía un nuevo y poderoso método para la detección de nuevos elementos. Si un mineral incandescente revelaba líneas espectrales pertenecientes a un elemento no conocido, parecía razonable suponer que estaba en juego un elemento nuevo.

Bunsen y Kirchhoff comprobaron hábilmente esta suposición cuando, en 1860, examinaron un mineral con líneas espectrales desconocidas y empezaron a estudiarlo por si se trataba de un nuevo elemento. Encontraron el elemento y probaron que era un metal alcalino, relacionado en sus propiedades con el sodio y el potasio. Lo llamaron cesio, del vocablo latino que significa «azul cielo», debido al color de la línea más prominente de su espectro. En 1861 repitieron su triunfo al descubrir otro metal alcalino más, el rubidio, de la palabra latina que significa rojo, de nuevo por el color de la línea del espectro.

Otros químicos empezaron a hacer uso de esta nueva herramienta. Uno de ellos fue el químico francés Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran (1838-1912), que pasó quince años estudiando los minerales de su Pirineo natal por medio del espectroscopio. En 1875 rastreó ciertas líneas desconocidas y halló un nuevo elemento en el mineral de cinc. Lo llamó galio, de Galia (Francia).

Algún tiempo después preparó una cantidad suficiente del nuevo elemento para estudiar sus propiedades. Mendeleiev leyó la comunicación de Lecoq de Boisbaudran e inmediatamente señaló que el nuevo elemento no era sino su propio eka-aluminio. Una investigación posterior confirmó la identificación; la predicción de Mendeleiev de las propiedades del eka-aluminio correspondía en todo a las del galio.

Los otros dos elementos predichos por Mendeleiev se encontraron por medio de viejas técnicas. En 1879, un químico sueco, Lars Fredrik Nilson (1840-99), descubrió un nuevo elemento al que llamó escandio (de Escandinavia). Cuando sus propiedades fueron publicadas, uno de los colegas de Nilson, el químico sueco Per Theodor Cleve (1840-1905), señaló inmediatamente su parecido con la descripción del eka-boro de Mendeleiev.

Por último, en 1866, un químico alemán, Clemens Alexander Winkler (1838-1904), analizando un mineral de plata, halló que todos los elementos conocidos que contenía alcanzaban solamente el 93 por 100 de su peso. Investigando el restante 7 por 100, encontró un nuevo elemento que llamó germanio (de Alemania). Éste venía a ser el eka-silicio de Mendeleiev.

Así, dentro de los quince años siguientes a la descripción por Mendeleiev de tres elementos desconocidos, todos habían sido descubiertos y se halló que sus descripciones coincidían con asombrosa exactitud. Nadie podía dudar, después de esto, de la validez o utilidad de la tabla periódica.

Los nuevos elementos por grupos

El sistema de Mendeleiev aún tenía que resistir el impacto del descubrimiento de nuevos elementos adicionales, para los que podría, o no podría, encontrarse sitio en la tabla periódica.

Ya en 1794, por ejemplo, el químico finlandés Johan Gadolin (1760-1852) había descubierto un nuevo óxido metálico (o tierra) en un mineral obtenido de la cantera de Ytterby, cerca de Estocolmo, Suecia. Como la nueva tierra era mucho menos corriente que otras como la sílice, caliza y magnesia, se le dio el nombre de tierra rara. Gadolin llamó a su óxido iterbia, por la cantera de procedencia; quince años después, se obtuvo el elemento iterbio. Los minerales de tierras raras se analizaron a mediados del siglo XIX y se averiguó que contenían todo un grupo de elementos, los llamados tierras raras. El químico sueco Carl Gustav Mosander (1797-1858), por ejemplo, descubrió no menos de cuatro tierras raras a finales de los años 30 y comienzo de los 40 del pasado siglo. Eran el lantano, erbio, terbio y didimio. En realidad eran cinco, puesto que cuarenta años después, en 1885, el químico austriaco Carl Auer, Baron von Welsbach (1858-1929), halló que el didimio era una mezcla de dos elementos, que llamó praseodimio y neodimio. Lecoq de Boisbaudran descubrió otros dos, el samario, en 1879, y el disprosio en 1886. Cleve también descubrió dos: holmio y tulio, ambos en 1879. Hacia 1907, cuando el químico francés Georges Urbain (1872-1938) descubrió la tierra rara lutecio, se había descubierto ya un total de catorce de tales elementos.

Las tierras raras poseían propiedades químicas muy similares, y todas tenían una valencia de 3. Cabría suponer que deberían entrar todas en una única columna de la tabla periódica. Pero tal ordenamiento era imposible. Ninguna columna era suficientemente larga para contener catorce elementos. Además, las catorce tierras raras tenían unos pesos atómicos muy próximos. Sobre la base de los pesos atómicos debían colocarse todas ellas en una sola fila horizontal, en un solo período. Podía hacerse sitio para ellas en el sexto período, que era más largo que el cuarto y el quinto, igual que éstos eran más largos que el segundo y el tercero. La similitud en propiedades de las tierras raras permaneció, no obstante, sin explicar hasta 1920 (véase cap. 13). Hasta entonces, esa falta de explicación arrojó ciertas sombras sobre la tabla periódica.

Fig. 18. Hoy día, la tabla periódica ordena los elementos por su número atómico (el número de protones existentes en el núcleo) e incluye los elementos descubiertos desde la época de Mendeleiev, y los producidos artificialmente desde la Segunda Guerra Mundial.

Había otro grupo de elementos cuya existencia era completamente inesperada en tiempo de Mendeleiev, y que no causaron tantos problemas. En realidad, encajaron perfectamente en la tabla periódica.

El conocimiento relativo a ellos llegó con el trabajo del físico inglés John William Strutt, lord Rayleigh (1842-1919), en 1880, quien estaba midiendo con gran cuidado los pesos atómicos del oxígeno, hidrógeno y nitrógeno. En el caso del nitrógeno halló que el peso atómico variaba con la fuente del gas. El nitrógeno del aire parecía tener un peso atómico ligeramente más alto que el nitrógeno de los compuestos del suelo.

Un químico escocés, William Ramsay (1852-1916), se interesó en este problema y recordó que Cavendish (véase capítulo 4), en un experimento olvidado hacía mucho, había tratado de combinar el nitrógeno del aire con el oxígeno. Halló que al final se liberaban unas burbujas de un gas que no podía combinarse con el oxígeno en ninguna circunstancia. Esas burbujas finales podrían no haber sido nitrógeno. ¿Sería que el nitrógeno, tal como se extrae normalmente del aire, contiene otro gas levemente más denso a modo de impureza, y que fuese ese gas el que hacía que el nitrógeno del aire pareciese un poco más pesado de lo que cabría esperar?

En 1894, Ramsay repitió el experimento de Cavendish y aplicó unos instrumentos analíticos que éste no poseía. Ramsay calentó las burbujas finales de gas que no podía reaccionar, y estudió las líneas luminosas de su espectro. Las líneas más fuertes estaban en posiciones que coincidían con las de un elemento desconocido. Se trataba en consecuencia de un nuevo gas, más denso que el nitrógeno, que constituía alrededor del 1 por 100 del volumen de la atmósfera. Era químicamente inerte y no se le podía hacer reaccionar con ningún otro elemento, así que fue denominado argón, de la palabra griega que significa «inerte».

El argón resultó tener un peso atómico justo por debajo de 40. Esto significaba que debía encajarse en alguna parte de la tabla periódica hacia la región de los siguientes elementos: azufre (peso atómico 32), cloro (peso atómico 35,5), potasio (peso atómico 39) y calcio (peso atómico justo por encima de 40).

Si el peso atómico del argón fuese la sola condición a tener en cuenta, el nuevo elemento debería haber ido entre el potasio y el calcio. Pero Mendeleiev había establecido el principio de que la valencia era más importante que el peso atómico. Ya que el argón no se combinaba con ningún elemento, podía decirse que tenía una valencia de 0. ¿Cómo encajar esto?

La valencia del azufre es 2, la del cloro 1, la del potasio 1, y la del calcio 2. La progresión de la valencia en esa región de la tabla periódica es 2,1,1,2. Una valencia de 0 encajaría claramente entre los dos unos: 2, 1,0,1,2. Por tanto el argón no podía existir solo. Tenía que haber una familia de gases inertes, cada uno de ellos con una valencia de 0. Tal familia encajaría limpiamente entre la columna que contiene los halógenos (cloro, bromo, etc.) y la de los metales alcalinos (sodio, potasio, etcétera), todos ellos con una valencia de 1.

Ramsay empezó a investigar. En 1895 supo que en los Estados Unidos se habían obtenido muestras de un gas (que se había tomado por nitrógeno) a partir de un mineral de uranio. Ramsay repitió el trabajo y halló que el gas, examinado al espectroscopio, mostraba líneas que no pertenecían ni al nitrógeno ni al argón. Lo más sorprendente era que en lugar de ellos se trataba de las líneas que había observado en el espectro solar el astrónomo francés Pierre Jules César Janssen (1824-1907) durante un eclipse solar ocurrido en 1868. En aquel entonces, el astrónomo inglés Joseph Norman Lockyer (1836-1920) las había atribuido a un nuevo elemento que denominó helio, de la palabra griega que significa Sol.

Los químicos habían prestado en general poca atención en aquel tiempo al descubrimiento de un elemento desconocido en el Sol, basado en una prueba tan frágil como la espectroscopia. Pero el trabajo de Ramsay demostró que ese mismo elemento existía en la Tierra, y mantuvo el nombre dado por Lockyer. El helio es el más ligero de los gases nobles, y, después del hidrógeno, el elemento de menor peso atómico.

En 1898, Ramsay hirvió aire líquido cuidadosamente buscando muestras de gases inertes, que él esperaba burbujeasen primero. Encontró tres, que llamó neón («nuevo»), criptón («oculto») y xenón («extranjero»).

Los gases inertes fueron considerados al principio como mera curiosidad, de interés solamente para químicos encerrados en su torre de marfil. Pero en investigaciones que comenzaron en 1910, el químico francés Georges Claude (1870-1960) mostró que una corriente eléctrica forzada a través de ciertos gases como el neón producía una luz suave y coloreada.

Los tubos llenos con dicho gas podían moldearse formando las letras del alfabeto, palabras o dibujos. En la década de 1940 las bombillas de luz incandescente de la celebrada Great White Way y otros centros de diversión semejantes de la ciudad de Nueva York fueron reemplazadas por luces de neón.