La serie de los Premios Nobel recorre estos galardones desde su fundación en 1901, en sus ramas de Física y Química –generalmente con más calidad en la primera que la segunda, todo hay que decirlo–. En cada artículo, como bien sabéis los habituales del lugar, intentamos dar un contexto histórico al descubrimiento y a sus descubridores, explicar cómo se llegó a realizar y, cuando es posible, sus consecuencias e importancia en general.
El anterior episodio estuvo dedicado al Premio Nobel de Física de 1913, otorgado a Heike Kammerlingh Onnes por su obtención de helio líquido y su descubrimiento de la superconductividad. Hoy, por lo tanto, saborearemos juntos, si tienes a bien quedarte, el Premio Nobel de Química de 1913, el último de la relativa paz anterior a la Primera Guerra Mundial.
Este galardón fue entregado al suizo Alfred Werner, en palabras de la Real Academia Sueca de las Ciencias,
En reconocimiento de su trabajo sobre los enlaces atómicos en las moléculas, mediante el que ha arrojado nueva luz sobre investigaciones anteriores y ha abierto nuevos campos de investigación, especialmente en química inorgánica.
Sí, has leído bien: ¡química inorgánica! Como sabes si has leído el resto de la serie, es el primero de todos. El resto de los premios que hemos visto fueron de “borrado de líneas”: entre la física y la química o entre lo orgánico y lo inorgánico. La “vieja” química inorgánica de toda la vida había sido, hasta 1913, ignorada.
Me gustaría decir que la cosa cambió a partir de entonces, pero lo cierto es que no fue así, y Werner fue una excepción durante muchísimos años… pero eso ya lo verás según sigamos avanzando por el siglo XX. Además, tengo que decir que incluso el premio de Werner en cierto sentido supone un desdibujar de líneas entre la química orgánica y la inorgánica, aunque en este caso al revés de lo habitual: el suizo logró en inorgánica cosas que antes sólo se habían logrado en orgánica.
Antes de empezar, avisos varios: en primer lugar, este artículo no es demasiado bueno. No es falsa modestia, porque no tengo ese defecto: es que no soy tonto y sé perfectamente cuándo escribo bien y cuándo no. El caso es que no soy químico, sé menos de esto de lo que me gustaría y además, si profundizo más de cierto grado en cosas como ésta, me aburro. De manera que no sólo no lo explico demasiado bien, sino que además no sé hacerlo lo fascinante que realmente es (porque estoy seguro de que lo es). Lo siento. Podría simplemente abandonar esta rama de los Premios y centrarme en la Física pero, mientras pueda dar una crónica de cada uno, aunque sea concisa y no demasiado brillante, intentaré seguir haciéndolo; si veo que la cosa empeora con los años, lo dejo.
En segundo lugar, como he dicho antes en la rama de Química de los Nobel, agradezco enormemente que los químicos que me leéis corrijáis las barbaridades e inexactitudes que pueda decir. ¡Cuento con ello!
Dicho esto, veamos cómo Alfred Werner dio la vuelta a la tortilla de las químicas orgánica e inorgánica, tomando de ejemplo a la primera para mejorar la segunda, en vez de como suele ser habitual.
Una de las diferencias fundamentales entre ambas químicas es que la orgánica es mucho más compleja. Cuando empezó a desarrollarse la química orgánica en el siglo XIX, los científicos de la época no dejaban de sorprenderse no sólo por el número de átomos que podían llegar a tener las moléculas orgánicas –a veces monstruoso–, sino también por la aparición de complicaciones que no existían en química inorgánica (o, mejor dicho, que nadie nunca había percibido en química inorgánica). El mejor ejemplo de esto es el fenómeno de la isomería.
Durante mucho tiempo los químicos habían pensado que las moléculas venían definidas por el tipo de elementos que las formaban y el número de átomos de cada elemento. Por ejemplo, la sal común o cloruro de sodio tiene un átomo de cloro y uno de sodio; el sulfuro de sodio tiene un átomo de azufre y dos de sodio. En algunos casos era posible formar moléculas diferentes con los mismos elementos si las proporciones variaban: es posible tener, por ejemplo, cloruro de cobre (I) (CuCl) o cloruro de cobre (II) (CuCl2). El número de átomos que reaccionaban de cada elemento nos llevó a definir la valencia de cada uno –aún de manera empírica, porque no sabíamos a qué se debía en último término–, y aquí paz y después gloria.
Sin embargo, en 1827 llegaría una sorpresa tremenda en la química orgánica, y los responsables serían dos químicos alemanes.
El año anterior el químico alemán Justus von Liebig había determinado la composición de una sal denominada fulminato de plata. Se trataba de una sal terriblemente explosiva y peligrosísima: el impacto de una simple gota de agua o el roce de una pluma puede hacer que explote y, de hecho, parece que en sus años preuniversitarios von Liebig fue expulsado del colegio por cierto accidente con esta sal.
En 1826, tras años de experimentos, Justus pudo determinar la composición exacta del fulminato de plata: AgCNO, es decir, un átomo de plata, uno de carbono, uno de nitrógeno y otro de oxígeno. Esto no era la sorpresa, por cierto, sino simplemente la determinación de una más de las muchísimas moléculas orgánicas que se irían identificando a lo largo de todo el siglo. Lo interesante de ésta –que, en tamaño, es muy discreta– eran sus violentas propiedades.
Justus von Liebig (izquierda) y Friedrich Wöhler (derecha).
En 1827 hizo su aparición un viejo amigo nuestro, Friedrich Wöhler. Tal vez recuerdes a Wöhler porque fue el primer químico en sintetizar una molécula orgánica, la urea, lo que le produjo un gran disgusto y sorpresa. Bien, en este caso Wöhler se llevó una sorpresa parecida un año antes de la de la urea (sintetizó la urea en 1828), cuando identificó la fórmula del cianato de plata, una sal gris muy vulgar, y se encontró con que tenía un átomo de plata, otro de carbono, otro de nitrógeno y uno de oxígeno: AgCNO.
Exactamente igual que el fulminato de plata.
¡Pero los dos compuestos no podían ser el mismo, porque no tenían nada que ver! Uno era extremadamente peligroso y el otro completamente inerte. Había algo que se nos escapaba. En 1828 el propio Wöhler se percató, al sintetizar urea, de que tenía la misma composición que el cianato de amonio, pero ambos compuestos tampoco eran el mismo.
La explicación la dio, tres años más tarde, el sueco Jöns Jakob Berzelius. Esos compuestos no se comportaban igual porque, efectivamente, no eran la misma molécula: tenían los mismos átomos pero en diferente orden. En el fulminato de plata el átomo de plata estaba unido al de carbono, éste al de nitrógeno y ése a su vez al de oxígeno: AgCNO en ese orden.
Sin embargo, en el cianato de plata el átomo de plata estaba unido al de oxígeno, éste al de carbono y ése al de nitrógeno: AgOCN. En términos más modernos, ambos compuestos tenían la misma fórmula molecular en la que sólo se indica el número de átomos, pero diferían en la fórmula estructural. Y esa diferencia hacía que el comportamiento de cada compuesto fuera radicalmente diferente de la del otro, como puedes ver en este vídeo precisamente de estas dos sales de plata:
Berzelius denominó a este fenómeno isomería, del griego “partes iguales”, y a los compuestos que compartían fórmula molecular pero no estructural isómeros. Así, el fulminato y el cianato de plata son isómeros estructurales. Pero las sorpresas no se habían terminado.
Diecinueve años después de que Berzelius bautizara la isomería, el joven francés Louis Pasteur, en su tesis doctoral, identificó un nuevo tipo de isomería, algo de lo que hemos hablado ya aquí en el artículo dedicado precisamente a Pasteur. Los isómeros del ácido tartárico que descubrió Pasteur no sólo tenían los mismos átomos, ¡sino que además éstos estaban enlazados en el mismo orden!
La diferencia estaba en la posición espacial de los átomos. Por ejemplo, con dos átomos de carbono unidos cada uno a un átomo de hidrógeno y otro de cloro –es decir, una molécula de dicloroeteno– era posible tener dos moléculas prácticamente idénticas: una con los dos hidrógenos “al mismo lado” y los dos cloros al otro lado, y otra con hidrógenos y cloros “alternos”, como puedes ver en la figura:
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Esta isomería en la que todo era idéntico (no sólo el tipo y número de átomos sino también los enlaces entre ellos) excepto las posiciones en el espacio de algunos átomos se denominó isomería espacial o estereoisomería, y como puedes ver es muy sutil. De hecho, en cierto modo fue un difuminar de líneas más entre Química y Física, porque entender la estereosiomería requería imaginar las moléculas con átomos situados en el espacio de una manera concreta, sometidos a minúsculas fuerzas mutuas que mantenían esa estructura molecular.
Afortunadamente para todos, sin embargo, estas sutilezas sólo existían en química orgánica: los compuestos inorgánicos eran demasiado simples para que pasaran estas cosas, y con la fórmula molecular iban que chutaban. Hasta que, como te puedes imaginar, nos dimos cuenta de que no eran tan simples.
Por ejemplo, el cobalto es un metal de valencias 2,3. Al unirse al cloro (de valencia -1 al reaccionar con un metal) se forma una sal, CoCl3, en la que el cobalto actúa con valencia 3. Sin embargo, los químicos de mediados del XIX conocían una molécula que contenía un átomo de cobalto, tres de cloro… y nada menos que seis grupos NH3 (amoníaco). Pero ¿qué diablos pintaban ahí esos seis NH3 si el CoCl3 ya era estable?
Al principio, los químicos se resignaron a denotar esa molécula como CoCl3·(NH3)6, que no es ni una fórmula molecular, ni una estructural, ni nada exactamente. ¿Qué significaba, a nivel microscópico, ese punto entre el CoCl3 y los amoníacos? A saber.
Y aquí entra en acción nuestro héroe del día, Alfred Werner, nacido en 1866 en Mülhousen, en Alsacia –que por entonces era francesa pero sería tomada por Alemania poco más tarde–. Werner estudió Química en Zurich, y aunque luego pasaría algún tiempo en Francia desarrolló casi toda su carrera en Suiza y obtuvo la nacionalidad en 1895.
Alfred Werner (1866-1919).
Werner era un especialista en química orgánica y, dentro de ella, estaba muy interesado en la estereoisomería. Sin embargo, además de estudiar compuestos del carbono, también dedicó mucho tiempo a hacer lo propio con los del nitrógeno. Dado que Werner nació más de treinta años después del descubrimiento de la isomería por Berzelius y casi veinte del de la estereoisomería por Pasteur, estaba acostumbrado a pensar en las moléculas no como proporciones de átomos, sino de estructuras de átomos unidos en el espacio. De modo que aplicó desde el principio este modo de pensar en las moléculas no sólo a las orgánicas, sino también a las inorgánicas.
Dicho de otra manera: ¿cómo estaban situados los átomos del CoCl3·(NH3)6 en el espacio exactamente? ¿Quién estaba unido a quién? Responder a estas preguntas, evidentemente, no era nada fácil, y varios científicos antes de Werner (especialmente escandinavos), como los suecos Cleve y Blomstrand o el danés Jørgensen, habían realizado ya avances menores en este campo.
Parecía claro que, de todos los átomos de este tipo de moléculas, los del amoníaco (NH3) sí estaban realmente unidos entre sí, ya que al reaccionar con otros compuestos siempre se obtenían moléculas de amoníaco o iones amonio. Sin embargo, ¿estaban unidos realmente los cobaltos y cloro como CoCl3, y luego este conjunto de átomos a los amoníacos, o más bien el cobalto con los amoníacos y luego los cloros… o tal vez los amoníacos con los cloros y los cobaltos a ellos?
Werner realizó multitud de experimentos de una tremenda sutileza: al utilizar la electŕolisis, por ejemplo, la molécula no se comportará igual en un caso o en otro, ya que la unión electrostática entre iones no será la misma, y algunos de ellos serán más fáciles de separar de la molécula que otros. En el caso del CoCl3·(NH3)6 resultó que los iones más fácilmente extraíbles eran los de cloro. Por tanto, parecía que los átomos de cloro eran los menos “sujetos” y, por tanto, seguramente la notación clásica no era muy acertada, ya que sugería una unión cobaltos-cloros, con la del amoníaco algo así como “externa”.
La hipótesis de Werner, por tanto, fue que el átomo de cobalto no estaba unido a los de cloro, sino más bien a las seis moléculas de amoníaco, formando Co(NH3)6, ya que la dificultad en aislar tanto los amoníacos como el cobalto de la molécula –y unos de otros– era mayor que la de extraer los átomos de cloro. Posteriores experimentos, tanto de Werner como de otros químicos, confirmaron esta hipótesis.
A su vez, este Co(NH3)6 se unía a los tres átomos de cloro, formando la molécula final. Un modo más certero de escribirla, entonces, era [Co(NH3)6]Cl3. Desde luego, aunque los experimentos confirmasen la hipótesis de Werner, quedaban muchas dudas por resolver: ¿por qué seis amoníacos unidos al cobalto? ¿cómo estaban unidos a él, o unos a otros? ¿dónde se situaban los cloros?
Que yo sepa –pero, insisto, soy un ignorante– Werner no pudo responder a todas las preguntas, pero sí a algunas. Para ello trajo a la química inorgánica muchas de las técnicas y experimentos que se empleaban en la química orgánica para estudiar la estructura tridimensional de las moléculas, la isomería y fenómenos relacionados. Así, pudo construir otras moléculas complejas del cobalto y otros metales que no eran explicables mediante las teorías de valencia usuales, de modo que pudo extraer algunas conclusiones.
Este tipo de moléculas inorgánicas, que Werner llamó compuestos de coordinación, sólo existían con átomos de ciertos metales (cobalto, hierro, cromo…). En ellas, el átomo metálico central estaba unido a otros átomos, o a compuestos de varios átomos como los amoníacos de arriba, siempre en un número fijo para cada elemento, que el suizo denominó número de coordinación y que no era la valencia normal del elemento. Otros metales tenían diferentes números de coordinación, pero no había una gran cantidad de números arbitrarios: durante mucho tiempo sólo se determinaron dos valores posibles, 4 y 6, y posteriormente 8.
Como digo, este número no era el de oxidación: de hecho, Werner pensaba en el número de coordinación como una especie de valencia secundaria, no tan poderosa como la primaria. ¿Por qué para el cobalto era 6? Werner no lo sabía, pero por entonces tampoco se sabía por qué las valencias “normales” del cobalto eran 2 y 3. Piensa que estamos en el siglo XIX y no hay aún noción de orbitales, y si has leído la rama de Física de esta misma serie sabes que ni siquiera la naturaleza del electrón estaba clara por entonces.
La razón de que el suizo considerase este número de coordinación como secundario a la valencia era que estos conjuntos de átomos, como el Co(NH3)6, no eran estables. La molécula sólo era estable si luego se unía a otros átomos de manera idéntica, en número y naturaleza, al átomo de cobalto original. Por ejemplo, en la molécula de la que venimos hablando todo el tiempo, hacen falta tres átomos de cloro, los mismos que harían falta para formar una molécula con cobalto y cloro en ausencia de los amoníacos: CoCl3.
De modo que las uniones cobalto-amoníaco no eran del mismo tipo que las cobalto-cloro. Sin embargo, aunque fueran “menos importantes”, en la molécula completa los amoníacos eran mucho más difíciles de separar del cobalto que los cloros. La conclusión de Alfred Werner fue que la molécula estaba formada por un átomo metálico central, rodeado de los amoníacos en número igual al de coordinación, como una especie de “caparazón”, y este núcleo cobalto-amoníacos estaba a su vez rodeado por los tres cloros – de ahí que los átomos de cloro fueran fáciles de separar del resto, porque eran más externos.
La estructura del [Co(NH3)6]Cl3 según Alfred Werner.
Era algo así como el conjunto de cobalto-cloros se comportase, “desde fuera”, de manera parecida a la del cobalto solo… pero claro, la complejidad adicional de la molécula era tremenda. De modo que Werner fue mucho más lejos: trató de determinar la existencia de compuestos de coordinación que fueran isómeros unos de otros tratando de situar átomos, o grupos de átomos, en diferentes posiciones. Dicho de un modo más técnico –pero que seguro que entiendes a estas alturas del artículo–, el suizo trató de encontrar estereoisómeros inorgánicos, algo inaudito.
El modo en el que los químicos orgánicos lograban esto se basaba, por un lado, en la cristalización de sales disueltas en agua en diferentes condiciones que favoreciesen una alineación de átomos en unas posiciones u otras, añadiendo “impurezas” a la disolución. Por otro lado, esos mismos químicos –como Louis Pasteur– eran conscientes de que los estereoisómeros, debido a la diferente localización de sus átomos, polarizaban la luz de distinta manera. Por ejemplo, cambiar un átomo de hidrógeno por otro de cloro y viceversa en una molécula orgánica puede producir una polarización levógira en un caso y dextrógira en otro.
No es éste el lugar en el que explicar el fenómeno de la polarización pero, hablando mal y pronto: la luz es una onda electromagnética, producida por la oscilación de los campos eléctrico y magnético. Si se obliga a estos campos a oscilar en una dirección fija cada uno (algo que puede lograrse de distintas maneras) se dice que la luz está polarizada linealmente. Bien, determinadas sustancias, al ser atravesadas por luz polarizada en una dirección determinada, hacen que los campos eléctrico y magnético cambien su dirección de oscilación “a derechas” (dextrógiras) o “a izquierdas” (levógiras) dependiendo de si el giro se produce en el sentido de las agujas del reloj o viceversa.
Lo curioso es que dos moléculas isoméricas con los átomos en posiciones distintas pueden producir un tipo de polarización una y el contrario la otra, de modo que es posible identificar de qué isómero se trata a pesar de que, en muchas otras cosas, las dos moléculas se comporten igual. Se trata de un proceso enrevesado pero no me negarás que es una manera ingeniosa de “cazar” una u otra molécula a partir de fenómenos perceptibles a escala macroscópica… e, insisto, física más que química, de ahí este entremezclado de ambas ciencias en esta época.
Werner demostró, realizando experimentos de este tipo, que el ión de coordinación [Co(NH3)4Cl2]+ podía existir en varias formas isoméricas. En todas ellas el átomo de cobalto estaba en el centro, rodeado de cuatro amoníacos y dos cloros (en total seis, claro, su número de coordinación), en las seis direcciones del espacio. Sin embargo, los dos átomos de cloro podían estar enfrentados (arriba-abajo, izquierda-derecha, etc.), con los amoníacos en un plano, o los átomos de cloro podían estar adyacentes (izquierda-arriba, abajo-delante, etc.), con los amoníacos separados en un grupo de tres y otro aislado de ellos.
Formas cis (izquierda) y trans (derecha) del [Co(NH3)4Cl2]+. Los átomos de cloro se han señalado en verde.
En términos de química orgánica, la primera de las dos formas isoméricas del ión era cis (del latín “al mismo lado”), y la otra era trans (“al otro lado”) ya que los cloros estaban adyacentes. Sí, todo esto de la isomería cis-trans era bien conocido en química orgánica –y estoy convencido de que si eres químico estás bostezando ante algo tan mundano–, pero Werner fue el primero en determinar su existencia en compuestos inorgánicos, demostrando que estos compuestos de coordinación eran algo así como moléculas pseudo-orgánicas, muchísimo más complejas que las “normales”.
Pero Werner no se conformó con mostrar la existencia de estereoisómeros inorgánicos: en una serie de experimentos laboriosísimos (e imagino que tras muchos intentos infructuosos) fue el primero en crear estereoisómeros inorgánicos sintéticos. En 1914, un año después de obtener el Nobel de Química, Werner sintetizó en el laboratorio isómeros ópticos de una sal del hexol, un compuesto de coordinación del cobalto bastante más complicado que los que hemos usado de ejemplos antes: [Co(Co(NH3)4(OH)2)3]Br6.
De modo que, tras Werner, no sólo abrimos nuevos caminos prácticos a la química inorgánica, sino que abrimos los ojos: para comprender realmente el comportamiento de las moléculas inorgánicas debíamos pensar en ellas como estructuras tridimensionales con una geometría determinada. Desde luego, en este aspecto las sorpresas no habían apenas empezado, ya que la cuántica destriparía las bases físicas de la química muy poco tiempo después de la entrega de este Nobel, pero eso no le resta el menor mérito a Alfred Werner.
Por eso espero que, aunque haya sido un capítulo más bien gris de la serie, te des cuenta de que la culpa es mía y no de Werner, y puedas apreciar su contribución al avance de la Química, con mayúsculas. Y también por eso te dejo con las palabras de T. Nordström, Presidente de la Real Academia Sueca de las Ciencias, pronunciadas el 10 de diciembre de 1913, ya que tal vez él pueda expresar la importancia de los descubrimientos de Werner mejor que yo:
Su Majestad, Sus Altezas Reales, damas y caballeros.
La Real Academia de las Ciencias ha otorgado el Premio Nobel de Química de este año a Alfred Werner, catedrático de la Universidad de Zürich, por su trabajo en los enlaces atómicos en las moléculas, mediante el que ha arrojado nueva luz sobre investigaciones anteriores y ha abierto nuevos campos de investigación, especialmente en química inorgánica.
El concepto de valencia, en el que toda la teoría química moderna se basa, no había sido capaz de explicar un grupo grande e importante de compuestos inorgánicos, los así llamados compuestos complejos o moleculares, ya que era incapaz de proporcionar una explicación satisfactoria de su estructura interna. Al expandir y modificar considerablemente el concepto anterior de valencia, Werner iluminó el área en cuestión y abrió nuevos caminos a la investigación.
En contraste con la visión convencional, Werner no concibe las fuerzas de enlace de un átomo como algo dividido en ciertas unidades de afinidad con una cantidad y dirección fijas. Considera más bien que la afinidad es una fuerza que surge del centro del átomo, es atractiva de manera uniforme en todas las direcciones, y su expresión geométrica no es por lo tanto un número determinado de líneas sino una superficie esférica.
Los átomos, o los grupos de átomos, que pueden aparecer como iones, o cuya capacidad de enlace químico es equivalente a la suya, pueden crear enlaces del modo anteriormente indicado mediante las denominadas valencias primarias. Éstas, sin embargo, no representan la suma total de afinidades; el resto de afinidades residuales o valencias secundarias, cuyo contenido energético se supone menor que el de las valencias principales, pero que no se diferencian en ningún otro modo de ellas, crean complejos atómicos que no pueden existir como iones independientes, como el agua, el amoníaco, el cloruro de potasio, etc., y así permiten la existencia de compuestos de un orden mayor, los denominados complejos de adición e intercalación.
Werner llama número de coordinación al número de átomos, o grupos de átomos, que pueden enlazarse en una primera esfera con el átomo elemental en el centro, o que pueden, en otras palabras, coordinarse como radicales complejos mediante un enlace directo con un átomo. Se trata de un concepto numérico muy bien definido que es superior a otros diseñados para caracterizar la saturación de afinidad, ya que es independiente hasta cierto punto de la naturaleza y valencia de los átomos elementales conectados, en el sentido de que tiene el mismo valor para la mayor parte de los elementos. Sólo se han obtenido dos valores numéricos de este tipo hasta el momento: cuatro para algunos elementos y seis para otros.
Mediante este método, del cual sólo podemos mencionar las características principales aquí, Werner explica la estructura y origen de los compuestos inorgánicos complejos. Al ampliar y profundizar el concepto de valencia incorporando este método, ha conseguido unir los compuestos moleculares y atómicos bajo un mismo punto de vista. Ha incluido un gran número de compuestos muy diversos en este trabajo mental completo y experto, y ha conseguido así establecer un sistema uniforme que rige un gran número de compuestos inorgánicos. El método de Werner ha ejercido además una influencia significativa sobre la investigación en química orgánica.
La teoría de Werner ha sido apoyada de un modo muy valioso e importante por las investigaciones estereoquímicas que realizó al mismo tiempo, fundamentalmente en conexión con su trabajo en la constitución de compuestos químicos.
Mediante su teoría del átomo de carbono asimétrico, van ‘t Hoff se convirtió en el fundador real de la estereoquímica de los compuestos orgánicos, y es mérito indiscutible de Werner el haber logrado algo similar en el mundo de la química inorgánica. Ya en sus primeras investigaciones sobre ciertos compuestos metálicos del amonio pudo demostrar que numerosos casos de isomería en compuestos complejos de cobalto y platino sólo podían explicarse satisfactoriamente usando el método estereoquímico.
Para explicar los radicales complejos de cierto tipo propuso una teoría estereoquímica –la teoría octahédrica– que predecía que ciertos de estos compuestos deben aparecer en dos formas estereoisoméricas, una predicción que ha sido confirmada experimentalmente. Además, el gran interés en este campo está asociado también al descubrimiento que realizó hace pocos años: el hecho de que ciertos compuestos de cobalto, cromo, hierro y radio con un átomo metálico asimétrico en el radical complejo pueden dividirse en dos formas que se comportan como imágenes en un espejo, y que muestran las mismas diferencias entre sí que las que aparecen en los isómeros orgánicos del mismo tipo, es decir, son antípodas ópticos mutuos. Este descubrimiento es un apoyo espléndido para la teoría de Werner. Ha sido calificado como el más importante descubrimiento químico de los últimos tiempo, y su trabajo en estereoquímica lo hace el fundador de la estereoquímica inorgánica.
Sobre el trabajo de investigación de Werner en general podemos afirmar, como hizo un experimentador de renombre, que el trabajo teórico y práctico de Werner en química inorgánica ha abierto nuevos caminos de investigación química y es de una importancia indudablemente revolucionaria. Sus investigaciones han marcado sustancialmente el camino del desarrollo de la química inorgánica, y han inspirado de nuevo a esta rama de la ciencia que había sido ignorada, hasta cierto punto, durante el último cuarto del siglo XIX, proporcionándole un nuevo impulso que ya ha dado fruto en varios estudios diferentes por distintos investigadores.
En la siguiente entrada de la serie, el Premio Nobel de Física de 1914.
Para saber más: