La tabla periódica de Dimitri Mendeléiev ha tenido tal impacto científico y cultural que muchos piensan que se trata de una obra, en esencia, acabada. Tras 150 años, en pleno Año Internacional de la Tabla Periódica, ¿podemos limitarnos a celebrar sus numerosos éxitos, incorporando ocasionalmente algún elemento pesado creado artificialmente [véase «Disputas en la tabla periódica», por Edwin Cartlidge; Investigación y Ciencia, mayo de 2019]?

La respuesta es no. Esta inestimable compilación no está ni mucho menos cerrada. La posición que en ella ocupan ciertos elementos (incluidos el hidrógeno y el helio) es aún tema de discusión. Los químicos no se ponen de acuerdo sobre algunos agrupamientos, tales como qué elementos deben formar el grupo tres. Para los más tradicionalistas, este comprende el escandio, el itrio, el lantano y el actinio. Basándose en las estructuras electrónicas, un número cada vez mayor de investigadores considera que los dos últimos elementos deberían ser reemplazados por el lutecio y el lawrencio. La cuestión no es baladí. Mover un elemento a un grupo diferente podría revelar nuevas propiedades y convertirlo, por ejemplo, en candidato a formar superconductores de alta temperatura.

La descripción cuántica de la estructura electrónica de algunos átomos (en particular elementos de transición como el cobre y el cromo) es difícil de conciliar con los patrones globales de la tabla periódica. No está claro por qué hay más de 1000 variantes de la tabla, o si existe una versión óptima. Ni siquiera la autoridad internacional en este campo, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, por sus siglas en inglés) está segura. Esta organización afirma no respaldar ninguna ordenación concreta, aunque la versión de la tabla periódica que se encuentra en su página web muestra un bloque de 30 elementos bajo el cuerpo principal. Esto es inconsistente con la interpretación cuántica de los átomos, que predice tan solo 28 para este bloque.

En lo que sigue esbozaré algunos de los problemas pendientes de la tabla periódica y explicaré de qué manera su resolución sigue ayudando a físicos y químicos a comprender y predecir el comportamiento de la materia.

Poder predictivo

Mendeléiev no fue el primero en intentar ordenar los elementos por orden creciente de peso atómico, pero sí en extraer las consecuencias prácticas de esta ordenación. Su esquema de 1869 predecía la existencia de varios elementos entonces desconocidos, entre ellos el galio, el germanio y el escandio. En los 150 años transcurridos desde entonces, la tabla periódica ha servido a los químicos para predecir propiedades atómicas y ha sido fuente de inspiración de experimentos importantes. Físicos desde J. J. Thomson a Erwin Schrödinger la han usado también como banco de pruebas para teorías de la estructura atómica y la mecánica cuántica.

Mendeléiev no sabía por qué los elementos tenían propiedades que se repetían periódicamente. Hoy, gracias a los intentos de muchos físicos por explicar este hecho, sabemos que la estructura del átomo es la base para la ordenación de los elementos.

A principios del siglo XX, físicos como Charles Glover Barkla y Ernest Rutherford se dieron cuenta de que la carga eléctrica del núcleo atómico era aproximadamente la mitad del peso atómico del elemento. En 1911, un economista neerlandés poco conocido y científico aficionado, Antonius van den Broek, propuso una explicación a este fenómeno: los átomos diferentes del hidrógeno estaban constituidos por un número entero de «alfones», una partícula fundamental hipotética cuya masa era la mitad de la del núcleo de helio (dos unidades de masa atómica) y con una unidad de carga eléctrica positiva.

El «alfón» nunca fue observado, pero la hipótesis de Van den Broek está en el origen de la idea de número atómico. Esta cantidad determina la posición de un elemento en la tabla y se define como el número de protones en el núcleo del átomo, que es igual al de electrones orbitando a su alrededor. El físico Henry Moseley confirmó en 1913 la ordenación basada en el número atómico mediante espectroscopía de rayos X. Esta explicación física justificaba reordenaciones previas, tales como la del propio Mendeléiev, que intercambió las posiciones del telurio y el yodo. Aunque el peso atómico (el criterio usado originalmente por Mendeléiev para ordenar los elementos) del telurio es mayor que el del yodo, su número atómico es menor.

Con el desarrollo de la mecánica cuántica en la década de 1920, los físicos Niels Bohr y Wolfgang Pauli elaboraron una interpretación más sofisticada de la tabla periódica. El llamado principio de Aufbau (término alemán que significa «construcción») describe la distribución de los electrones que orbitan alrededor del núcleo atómico; se sigue enseñando en la actualidad. Los electrones orbitan en una serie de capas con energías y distancias al núcleo crecientes, etiquetadas por números enteros (1, 2, 3…). Dentro de cada capa hay orbitales de diferentes tipos, designados por las letras s, p, d y f. Las leyes de la mecánica cuántica limitan el número de electrones que pueden alojarse en cada capa y en cada orbital. Así, el hidrógeno tiene un solo electrón en el orbital 1s. El siguiente elemento, el helio, tiene dos en el mismo orbital. El tercer electrón que posee el litio se acomoda en el orbital 2s y así sucesivamente.

El principio de Aufbau usa una simple regla numérica para describir la secuencia en la que se llenan los orbitales. Esta se conoce como la regla de Madelung por el físico Erwin Madelung, que, entre otros, la formuló en la década de 1930. La secuencia de llenado es sencilla para las tres primeras filas de la tabla periódica, en las que los elementos solamente tienen electrones en los orbitales s y p.

Los orbitales 3p se van llenando en los elementos que van del aluminio al argón. Pero las cosas se complican cuando llegamos a la cuarta fila de la tabla. El orbital 4s se llena a continuación en el potasio y el calcio. Entonces aparecen los elementos de transición. El electrón adicional en el siguiente elemento, el escandio, no se sitúa en los orbitales 4p, sino en los 3d. Por eso los metales de transición también se llaman elementos del bloque d. La regla de Madelung incorpora estos pasos no intuitivos, tales como que el llenado del orbital 4s precede al de los 3d y que los 4p son ocupados antes que el 5s.

Hasta el momento, la regla de Madelung no ha sido derivada a partir de la mecánica cuántica u otros principios físicos fundamentales. En 1969, coincidiendo con el centenario de la tabla periódica, el químico Per-Orlov Löwdin declaró esta derivación como uno de los retos más importantes de la química teórica. Cincuenta años después, continúa siéndolo.

Romper las reglas

Pero la situación es aún peor: hay 20 elementos cuya estructura electrónica no parece seguir la regla de Madelung. Algunos filósofos de la ciencia han argumentado que ello demuestra el fracaso de la mecánica cuántica en su intento de explicar la tabla periódica. Tengo que admitir que yo también he caído en esta trampa. Sin embargo, desarrollos recientes indican que, si analizamos el problema con mayor profundidad, la mecánica cuántica puede reconciliarse con el principio de Aufbau y la regla de Madelung.

El cromo es uno de esos elementos anómalos. La regla de Madelung predice que debería tener cuatro electrones en sus orbitales 3d y dos en el 4s. Sin embargo, la espectroscopía muestra que el cromo tiene cinco electrones en los orbitales 3d y uno en el 4s. De forma análoga, el cobre, el niobio, el rutenio, el rodio y una docena más de elementos tienen un electrón adicional en los orbitales d o f, en lugar de en los orbitales s más exteriores como cabría esperar.

En 2006, el químico teórico Eugen Schwarz y sus colegas dieron un nuevo empuje al debate. Según el carácter probabilístico de la mecánica cuántica, un átomo puede existir en una superposición de diversas configuraciones electrónicas. Para una energía dada, es posible que un electrón esté en uno o varios orbitales. Todas estas opciones y sus probabilidades tienen que ser tenidas en cuenta al derivar la configuración más estable. Tomando promedios, los estados electrónicos de la mayoría de los átomos cumplen la regla de Madelung. Los cálculos predicen correctamente los estados anómalos y los resultados coinciden con los experimentos. Por lo tanto, la mecánica cuántica explica estos desconcertantes elementos. Sin embargo, la mayoría de químicos, físicos y autores de libros de texto no son conscientes de ello.

En 2010 Schwarz y su equipo explicaron otra peculiaridad de los metales de transición. El orden en el que los electrones salen de algunos átomos cuando estos se ionizan no parece seguir la regla de Madelung. Aunque el electrón adicional del escandio se aloja en un orbital 3d, los experimentos muestran que al ionizarse pierde primero el electrón que se encuentra en el orbital 4s. Esto no tiene sentido en términos energéticos, ya que, según los libros de texto, el orbital 4s tiene menor energía que los 3d. De nuevo, investigadores y profesores han corrido un tupido velo sobre este hecho.

Schwarz usó resultados espectrales de gran precisión para argumentar que, de hecho, en el escandio los orbitales 3d se ocupan antes que el orbital 4s. Aparte de los espectroscopistas atómicos, pocos se habían dado cuenta de ello. Los docentes de la química todavía describen la estructura atómica del elemento precedente en la tabla periódica (el calcio) y extienden el análisis al siguiente. Pero, en realidad, cada elemento tiene su ordenación única de niveles energéticos. Los orbitales 3d del escandio tienen una energía inferior a la del orbital 4s. Así, Schwarz animó a los químicos a abandonar tanto la regla de Madelung como el desafío propuesto por Löwdin de derivarla de principios fundamentales.

Schwarz tiene razón cuando dice que la regla de Madelung se viola al describir la ocupación progresiva de orbitales en un átomo particular. Pero sigue siendo cierto que los electrones que diferencian un elemento del anterior cumplen la regla de Madelung. En el caso del potasio y el calcio, el electrón que los distingue se halla en el orbital 4s. En el caso del escandio, en cambio, el electrón que lo hace diferente del calcio se encuentra en un orbital 3d, aunque este no sea el último electrón que se incorpora cuando el átomo se forma.

En otras palabras, un análisis simple a partir del principio de Aufbau y la regla de Madelung sigue siendo válido para entender la tabla periódica en su conjunto. Aunque falla cuando consideramos las ocupaciones de orbitales y energías de ionización de un átomo específico. Sigue, por tanto, vigente, el reto de derivar la regla de Madelung.

Se necesitan teorías

Estos resultados acerca de los orbitales electrónicos no cambian el orden o la localización de ningún elemento en la tabla, incluidos los 20 casos anómalos. Más bien resaltan la estructura teórica subyacente. Nos muestran la robustez de la tabla periódica, así como la de las reglas empíricas desarrolladas a su sombra, tales como la de Madelung.

La mecánica cuántica es muy exitosa a la hora de explicar propiedades específicas de los átomos, pero se necesita algo más para tener una imagen completa. A pesar de que Schwarz nos previene contra una descripción cuántica superficial de las propiedades químicas, un estudio cuántico más profundo podría revelar una explicación fundamental de la regla de Madelung o, al menos, una nueva manera de entenderla.

Tras 150 años, se requiere todavía el concurso de químicos teóricos, físicos y filósofos para comprender tanto la estructura global de la tabla periódica como la física que le da fundamento. Los experimentos pueden también arrojar luz sobre la cuestión. Tal es el caso del realizado en 2017 por Xiao Dong y sus colaboradores, que mostró que a muy altas presiones el helio puede combinarse con el sodio para formar el compuesto Na2He. El gran icono de la química merece sin duda toda la atención que le prestamos.

Fuente: investigacionyciencia.es