Con la entrada de hoy completamos la tercera fila (o tercer período) de la tabla periódica de la serie Conoce tus elementos, con el elemento de dieciocho protones. Al igual que sucedió en el segundo período, en el que un elemento extraordinariamente reactivo (el flúor) era seguido por otro tremendamente inerte (el neón), inevitablemente va a pasar lo mismo ahora: en el último artículo de la serie hablamos acerca de un oxidante muy activo, el cloro (que, como el flúor, necesitaba un electrón más en la última capa para ser estable)… de modo que hoy hablaremos de un elemento con capas electrónicas completas, de una estabilidad muy grande.

Igual que pasó con el neón, al tratarse de un elemento inerte no va a tratarse hoy de un artículo largo, pero hay algunas cosas curiosas que contar, no sólo sobre el elemento en cuestión sino sobre cómo funciona la investigación científica y cómo avanza nuestro conocimiento de la Naturaleza. Hablemos del argón.

Puesto que el argón tiene dieciocho protones, en su estado normal (no ionizado) tiene también dieciocho electrones; dos de ellos llenan la primera capa electrónica (recuerda que ahí caben dos), ocho llenan la segunda capa y ocho llenan la tercera capa: de ahí que este elemento se encuentre en el tercer período (tiene electrones en tres capas diferentes), y en el octavo grupo (tiene ocho electrones en la última capa).

Respecto a los neutrones, existen tres isótopos estables de este elemento en la Tierra: el 36Ar con 18 neutrones (18 protones + 18 neutrones = 36 nucleones), el 38Ar con 20 neutrones y el 40Ar con 22 neutrones. Sin embargo, de estos tres prácticamente todo el argón de la Tierra es 40Ar (el 99,6%). Recuerda que, a casi todos los efectos, los isótopos estables de un elemento se comportan prácticamente igual, salvo que unos pesan algo más que otros. Lo que da a un átomo la mayor parte de sus propiedades fundamentales es la configuración electrónica, sobre todo la de la capa más exterior (por ejemplo, en el caso del argón lo que más lo define es que su última capa está completa).

¿Qué necesita el argón entonces, para ser estable? Absolutamente nada: ya lo es, pues no tiene capas electrónicas incompletas. De ahí que se trate de uno de los gases nobles o gases inertes, como el neón o el helio, de los que ya hemos hablado anteriormente en la serie. Esto no quiere decir que no reaccione jamás con nada, pero no suele suceder a menudo, y desde luego el argón no forma parte de moléculas orgánicas ni tiene un lugar en ningún proceso de importancia en nuestro entorno.

De hecho, el argón pasó absolutamente inadvertido a la gente durante muchísimo tiempo, y fue hace relativamente poco que nos dimos cuenta de que existía: al no reaccionar con nada, simplemente “está ahí” y no es fácil descubrirlo, ni siquiera es líquido o sólido a temperatura ambiente por su propia estabilidad electrónica, sino que sólo se encuentra en forma gaseosa. Además, es incoloro, inodoro, insípido… pero está a nuestro alrededor en cantidades nada despreciables.

Puede que te sorprenda, estimado lector, leer que al respirar inhalas y exhalas cantidades considerables de argón, sin siquiera notarlo, por supuesto – alrededor del 1,3% de la masa de la atmósfera es argón. Esto puede no parecer mucho, pero la atmósfera pesa unos 5,15·1018 kg, de modo que hay unos 6,7·1016 kg (casi setenta billones de toneladas) de argón en nuestra atmósfera.

Y es que este gas inerte es especial: aunque no es, ni de lejos, el más abundante en el Universo (hay muchísimo más helio, por supuesto), tiene la suficiente masa atómica como para que la gravedad terrestre haya sido capaz de retener una cantidad muy grande a lo largo de los eones. Otros gases nobles más pesados aún (como el xenón), al tener masas atómicas mayores, se producen menos frecuentemente y en menor cantidad en la fusión estelar, de modo que el argón tiene el “equilibrio perfecto”: es suficientemente ligero para ser abundante, y suficientemente pesado como para no escapar de la atmósfera con la facilidad del helio.

Pero, por su falta de reactividad, para darnos cuenta de su existencia hacía falta que alguien examinara cuidadosamente la composición de la atmósfera y echara cuentas para ver que algo no encajaba. El primero en sospecharlo fue Henry Cavendish, en 1785. Como recordarás de las entradas del nitrógeno y el oxígeno, a finales del siglo XVIII muchos científicos se encontraban haciendo experimentos para determinar la composición del aire: se habían identificado sin duda el oxígeno y el nitrógeno, además de otros gases (como el vapor de agua y el dióxido de carbono).

Sin embargo, a Cavendish algo le olía a chamusquina: en uno de sus experimentos, eliminó el dióxido de carbono, el oxígeno y el vapor de agua, quedándose sólo con nitrógeno. A continuación, puso el nitrógeno sobre una muestra de hidróxido de potasio (KOH), y lo sometió a descargas eléctricas que forzasen al nitrógeno a unirse al hidróxido. Poco a poco, el nitrógeno de la muestra se fue combinando con el KOH y formando nitrato potásico (KNO3).

Ah, pero tras producirse la reacción completamente, aún quedaba “nitrógeno” en el recipiente. Claro, esto era porque no era nitrógeno –era argón, el 1,3% del aire original–, pero Cavendish no tenía forma de saberlo. Sin embargo, la comunidad científica ya tenía una pista de que había algo en la atmósfera que no habían identificado todavía.

Sin embargo, hubo que esperar más de cien años, hasta 1894 (como quien dice, ayer por la mañana) para que Lord Rayleigh y Sir William Ramsay lograsen identificar al “gas invisible”, el “falso nitrógeno” de Cavendish. Rayleigh tenía sus propias razones, diferentes de las de Cavendish el siglo anterior, para sospechar algo: se había dado cuenta de que, al medir la densidad del nitrógeno obtenido en el laboratorio a partir de compuestos, el valor era consistentemente de 1,2506 kg/m3. Sin embargo, al medir la densidad del nitrógeno atmosférico, el valor era siempre de 1,2572 kg/m3. Sí, la conclusión de Rayleigh era la misma que la tuya: en el aire había algo mezclado con el nitrógeno, algo más pesado que el nitrógeno e inerte, ya que no se había logrado que reaccionase con nada.

John William Strutt, Lord Rayleigh (1842-1919).

Afortunadamente, Rayleigh tenía dos cosas de las que Cavendish carecía: en primer lugar, la espectroscopía, con la que determinar el espectro de absorción y emisión de cualquier substancia y así identificar la “huella dactilar” de cada elemento; de ese modo era posible identificar los elementos conocidos y saber si en una muestra había alguno nuevo. En segundo lugar –y no menos importante– tenía a su lado a William Ramsay, un científico experimental de una talla tan grande como la suya propia.

William Ramsay (1852-1916).

Juntos, Rayleigh y Ramsay hicieron prácticamente lo mismo que había hecho Cavendish un siglo antes (utilizando magnesio recalentado en vez de hidróxido de potasio), y cuando tuvieron aislado el “gas inerte y pesado” que había estado mezclado con el resto del aire, examinaron su espectro de emisión – se trataba de un elemento nuevo, el primer elemento inerte aislado (el helio, del que ya hemos hablado, sería aislado un año después por el mismo Ramsay). Los dos científicos de dieron el nombre de argón, del griego inerte, por esta razón. Ambos recibieron sendos Premios Nobel en 1904 por este descubrimiento – Ramsay en Química y Rayleigh en Física. Si dominas la lengua de Shakespeare, merece la pena leer al menos el comienzo del discurso de Rayleigh al aceptar el premio; puedes leerlo aquí. Por cierto, durante medio siglo el símbolo del argón fue A, hasta que fue reemplazado por Ar en 1957.

Desde su descubrimiento hemos logrado obtener compuestos de argón, como el HArF (aunque no son demasiado estables), y hemos observado que, en determinadas condiciones, átomos de argón pueden quedar encerrados entre las moléculas de H2O en hielo a altas presiones, formando clatratos. Sin embargo, el nombre de este elemento sigue haciéndole honor, ya que es dificilísimo hacer que reaccione con nada – aunque, desde luego, no es el único, ya que hay otros gases inertes.

¿Para qué sirve un elemento tan inerte? Pues para más cosas de las que parecería a primera vista. Cada año se producen en el mundo unas 700 000 toneladas de argón. Ya no se hace con los complicados métodos de Cavendish o Rayleigh: se utiliza la destilación fraccionada del aire (ya que sus constituyentes tienen temperaturas de ebullición diferentes), y esta enorme cantidad se emplea en multitud de propósitos, ya que es –dentro de lo que cabe– relativamente barato.

Para empezar, su principal propiedad (ser tan inerte) es ya muy útil: hay veces en las que el “gas inerte más barato” (el nitrógeno) no es lo suficientemente inerte cuando se quieren guardar productos muy reactivos. En ese caso se emplea argón – podría utilizarse cualquier otro gas noble, pero el argón es el más barato de todos (aunque claro, no tanto como el N2). Se emplea, por ejemplo, para cubrir medicamentos líquidos en la botella (como el paracetamol intravenoso), de modo que duren más tiempo sin deteriorarse – lo mismo se hace, aunque suene raro, con barriles de vino al envejecerlo.

Por la misma razón se emplea el argón para extinguir incendios cuando se quiere estar absolutamente seguro de que no se va a dañar nada al utilizar los extintores: el argón extingue las llamas perfectamente, al reemplazar al oxígeno, pero no reacciona con instrumentos electrónicos delicados, de modo que no los daña, y es un aislante muy bueno, de modo que no provoca cortocircuitos cuando entra en contacto con circuitos “vivos”.

Al igual que el nitrógeno, también se utiliza para rellenar las bombillas incandescentes: si hay oxígeno dentro de la bombilla se quema el filamento… pero si no hay nada dentro, la diferencia de presión rompería fácilmente el cristal de la bombilla; la solución es rellenar la bombilla de un gas inerte, y el argón es uno de los más comunes.

Aunque sea un uso bastante siniestro, no puedo dejar de mencionarlo: el argón se emplea a veces en la industria avícola para matar aves de una forma indolora. Como he dicho, no es venenoso por no ser reactivo, pero cuando reemplaza al oxígeno, evidentemente puede matarte (no el argón, sino la ausencia de oxígeno). Al ser un gas más pesado que el oxígeno, al soltarlo en una habitación se va al suelo mientras que el oxígeno flota sobre él, y las pobres aves (que son bajitas) se asfixian.

Además de su carácter inerte, el argón tiene una baja conductividad térmica, de modo que se emplea también como aislante: algunas ventanas de dos hojas tienen aire dentro, y ya son mejores que las ventanas de una hoja de vidrio. Las mejores de ellas no tienen aire dentro, sino únicamente argón, con lo que su capacidad aislante es aún mayor.

Finalmente, se utiliza también como refrigerante: se guarda comprimido a altas presiones y, cuando se quiere enfriar algo, se expande bruscamente, con lo que su temperatura disminuye mucho y absorbe enormes cantidades de calor de su alrededor. Así se refrigera, por ejemplo, el misil AIM-9 Sidewinder (en algunas de sus versiones se emplea nitrógeno en vez de argón), donde el argón se guarda comprimido a unas 350 atmósferas de presión.

En resumidas cuentas, que el argón, aunque no sea el elemento más fascinante de la tabla periódica, sí tiene su interés –aparte ya de su importancia en nuestra industria– y es un buen ejemplo de cómo los científicos, cuando algo no les encaja, no dejan de hacer trabajar las neuronas hasta que encuentran respuestas… aunque, muchas veces, esas respuestas engendren preguntas nuevas.

En el próximo artículo de la serie entraremos ya en el cuarto período de la tabla periódica, con el elemento de 19 protones – una vez más, de un elemento inerte a uno muy reactivo. Hablaremos sobre el potasio.

Para saber más:

• Argón (en español, escasito)
• Argon (en inglés, más extenso)
• Premio Nobel de Física 1904
• Premio Nobel de Química 1904