Historia de la tabla periódica (I)

El descubrimiento de los primeros elementos químicos

La idea moderna de elemento químico surgió en el siglo XVII, y podemos encontrar un precedente en la obra El químico escéptico (1661), de Robert Boyle, donde se menciona que «ciertos cuerpos primitivos y simples», que no están formados por otros cuerpos, son los que se combinan y componen los «cuerpos mixtos».

Las civilizaciones antiguas ya conocían y empleaban metales como el cobre, el plomo, el oro, la plata, el hierro, el estaño, el mercurio o el zinc, y también algunos no metales como el carbono, el azufre, el arsénico o el antimonio (antiguamente llamados metaloides). Sin embargo, el primer descubrimiento científico de un elemento químico no se produjo hasta 1670, cuando el alquimista Henning Brandt consiguió aislar el fósforo a partir de residuos de orina destilada.

El establecimiento de la química como disciplina científica permitió que durante el siglo XVIII se conocieran el cobalto (G. Brandt; 1730), el platino (A. de Ulloa; 1735), el níquel (A. F. Cronstedt; 1751), el bismuto (C. Geoffroy, 1753), el manganeso (T. Bergman; 1774), el molibdeno (C. W. Scheele; 1781) y el wolframio (T. Bergman; 1783). El desarrollo de la química neumática extendió el campo de estudio también a los gases, lo que condujo al descubrimiento del hidrógeno (H. Cavendish; 1766), el oxígeno (C. W. Scheele (1771) y el nitrógeno (D. Rutherford; 1772).

La clasificación de los elementos de Lavoisier

La culminación de estos estudios llegó de la mano del francés Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, y la publicación de su Tratado elemental de química (1789). Lavoisier afianzó el concepto de elemento químico y elaboró una lista de 33 sustancias simples, que incluía los 23 elementos metálicos y no metálicos ya mencionados (en la imagen). Sin embargo, en ella también incorporaba la luz o el calórico, como entidades consustanciales a todo tipo de materia, y algunas sustancias que hoy sabemos que son compuestos.

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Lista de elementos elaborada por Lavoisier

Durante los siguientes años se descubrieron nuevos elementos y, en 1828, ya eran 54 los conocidos con seguridad y se preveía que la lista se iría incrementando con el tiempo. Es por ello que los químicos buscaban la manera de organizar los elementos y  los conocimientos acumulados.

Las tríadas de Döbereiner

En 1829, el alemán J. W. Döbereiner observó que el bromo, descubierto tres años antes, tenía propiedades afines, pero intermedias, a las del cloro y el yodo. Análoga observación había llevado a cabo con otros grupos de tres elementos, como el que forman el calcio, el estroncio y el bario, o el del azufre, el selenio y el teluro. En estas tríadas, hizo notar que el elemento central tenía un peso atómico era, aproximadamente, el promedio de los pesos atómicos de los otros dos elementos (ley de las tríadas). Sin embargo, como los elementos que se podían agrupar en tríadas eran poco numerosos dentro del conjunto de todos los conocidos, las tríadas de Döbereiner no pasaron de ser una curiosidad que se consideró sin interés real.

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Tríadas de Döbereiner

El alemán Leopold Gmelin trabajó con el sistema de clasificación de Döbereiner y para 1843 había identificado diez tríadas, además de un grupo con cuatro y otro con cinco elementos relacionados. Posteriormente, en 1857, Jean Baptiste Dumas publicaría una descripción de las relaciones que mantienen varios grupos de metales. Sin embargo, aún no se había vislumbrado el esquema con el que organizar estos grupos de elementos.

El caracol telúrico de Chancourtois

En 1862, el geólogo francés A. Beguyer de Chancourtois identificó la periodicidad de los elementos químicos, e ideó una ingeniosa manera de representarlos. Al disponerlos en espiral sobre un cilindro en orden creciente de sus masas atómicas, encontró que aquellos elementos de propiedades semejantes se alineaban en la misma generatriz. Este diseño se conoce como hélice telúrica, espiral telúrica o caracol telúrico:

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Las octavas de Newlands

En 1864, el químico inglés John Newlands comprobó que al ordenar los elementos por su masa atómica, las propiedades análogas aparecían recurrentemente en intervalos de ocho, de manera similar a las octavas musicales (por lo que se la conoce como ley de las octavas).

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Un año después, Newlands presentaría su artículo La ley de las octavas y las causas de las relaciones numéricas de los pesos atómicos ante la Royal Society of Chemistry, pero no encontró sino incomprensión, hasta el punto de que, en broma, se le sugería que buscase mejores resultados disponiendo los elementos en orden alfabético. Conviene recordar que por entonces eran muchos los elementos desconocidos, por lo que la ordenación de los elementos mostraba ciertas irregularidades y dejaba de cumplirse a partir del calcio. Además, se le reprochaba que el descubrimiento de nuevos elementos desbarataría por completo la armonía de su propuesta.

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Octavas de Newlands. En ella, el berilio aparece con el símbolo G, pues antiguamente era conocido como glicinium, e incluye el elemento Di, de nombre didinium, que posteriormente se demostró estar formado por una mezcla de praseodimio y neodimio.

Hacia la tabla periódica actual

Uno de los problemas al que se enfrentaban los químicos de la época era la confusión entre los conceptos de peso atómico, peso molecular y peso equivalente, lo que provocaba agrias polémicas entre atomistas y equivalentistas. Este motivo impulsó al químico August Kekulé a celebrar un congreso que pusiera orden sobre la nomenclatura, la formulación y los pesos atómicos y que tuvo lugar en Karlshure en septiembre de 1860. En el congreso, Stanislao Cannizzaro hizo, basándose en la hipótesis de Avogadro, una apasionada defensa del concepto de peso atómico frente al de equivalente y estableció la importancia de distinguir entre átomos y moléculas. Estas ideas calaron en dos jóvenes asistentes, Julius L. Meyer y Dmitri I. Mendeléyev quienes empezaron a imaginar un orden dentro de los elementos, lo que daría como resultado la primera tabla periódica.

Continuará…

Formulación y nomenclatura: las sustancias simples

Cuando hablamos de sustancias simples nos estamos refiriendo a los elementos químicos, formados exclusivamente por átomos con idéntico número atómico. Pero debemos tener en cuenta que el hecho de que los elementos estén formados por el mismo tipo de átomos no implica que estos, en estado natural, se encuentren aislados individualmente, sino que muchos de ellos aparecen asociados de dos en dos, de tres en tres, etc. Debido a esto:

Las sustancias simples se representan mediante el símbolo del elemento y un subíndice que indica el número de átomos de dicho elemento que las forman.

Por ejemplo:

  • Los gases nobles aparecen siempre en forma monoatómica, es decir, se encuentran en la naturaleza como átomos individuales, y se representan mediante el símbolo del elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe o Rn.
  • Los halógenos y los demás elementos gaseosos se presentan siempre como moléculas diatómicas, formadas por la unión de dos átomos idénticos, por lo que se representan mediante el símbolo del elemento en cuestión con un 2 como subíndice: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2 o I2.
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La molécula de oxígeno es diatómica

  • El oxígeno también se encuentra en el ozono como molécula triatómica: O3.
  • El fósforo y el arsénico suelen presentar una estructura tetraatómica: P4 o As4.
  • El azufre y el selenio pueden formar moléculas con un mayor número de átomos por molécula: S6, S8 o Se8.
  • El carbono es capaz de generar estructuras con más de 20 átomos, de las cuales la más estable es la molécula C60, conocida como fullereno.
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Fullereno

  • Los metales forman grandes redes, en las cuales todos los átomos participan en el enlace metálico, por lo que suelen representarse únicamente mediante el símbolo del elemento o, a lo sumo, cuando la estructura cristalina está bien definida, añadiendo el subíndice n (por ejemplo, Fen).

En muchas ocasiones, nos referimos a estas moléculas mediante el nombre del elemento (al decir hidrógeno u oxígeno, damos por hecho que nos referimos a la molécula diatómica de hidrógeno u oxígeno), aunque la IUPAC recomienda emplear los nombres sistemáticos para distinguir claramente cuándo nos referimos al elemento en sí, y cuándo a la forma molecular con la que aparece en la naturaleza.

En las sustancias simples se añade un prefijo multiplicador (di–, tri–, tetra–…) al nombre del elemento, para indicar el número de átomos que forman la molécula. 

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Nombre de los prefijos multiplicadores en la nomenclatura química

Según esto, el H2 sería dihidrógeno, el O3 se nombraría como trioxígeno, el P4 como tetrafósforo, el S6 es hexaazufre y el C60 se denominaría hexacontacarbono. En algunas ocasiones se puede añadir al nombre información adicional, como en el caso del S8 que, al presentar una estructura cíclica, se le puede añadir el prefijo ciclo–, y su nombre sería ciclo–octaazufre:

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Molécula de ciclo-octaazufre

Finalmente, es interesante valorar que, cuando se unen átomos idénticos entre sí, no existe polarización de los enlaces, ya que no hay diferencia de electronegatividades, por lo que:

El número de oxidación de un elemento cuando está combinado consigo mismo es cero.

Los nuevos elementos de la tabla periódica

De los 118 elementos químicos actualmente conocidos, todos aquellos que tienen un número atómico superior a 95 son sintéticos (elementos transuránidos), y se han ido incorporando a la tabla periódica a lo largo de las últimas décadas según se iban descubriendo. La IUPAC establece un procedimiento para asignar sistemáticamente un nombre provisional (y un símbolo) a cada nuevo elemento en función de su número atómico:

El nombre se obtiene por unión de las raíces numéricas asociadas a cada una de las cifras que constituyen su número atómico, en el mismo orden en que aparecen en él, añadiendo la terminación –io (en inglés, –ium).

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Raíces numéricas para la nomenclatura provisional de nuevos elementos.

El símbolo químico se construye a partir de las raíces numéricas que forman el nombre (con la primera letra en mayúscula)

Así, los elementos químicos con números atómicos comprendidos entre 111 y 120 se nombrarían como: unununio (Uuu), ununbio (Uub), ununtrio (Uut), ununquadio (Uuq), ununpentio (Uup), ununhexio (Uuh), ununseptio (Uuh), ununoctio (Uuo), ununenio (Uue) y unbinilio (Ubn).

La IUPAC se encarga de asignar un nombre definitivo a cada nuevo elemento químico, a propuesta de los responsables de su síntesis, una vez que una comisión evaluadora ha ratificado el descubrimiento. Actualmente, están pendientes de confirmar los nombres de los elementos 113, 115, 117 y 118, para los cuales se han propuesto los siguientes: nihonium (¿nihonio?), moscovium (¿moscovio?), tennessine (¿tenesino?) y oganesson (¿oganesón?); cuya asignación oficial se producirá, previsiblemente, a finales de 2016.

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Formulación y nomenclatura: valencia y número de oxidación

Experimentalmente se comprueba que en cada compuesto los elementos se combinan en una determinada proporción. Por ejemplo, en el cloruro de hidrógeno encontramos que la proporción de átomos de cloro es la misma que la de átomos de hidrógeno, es decir, hay un empate 1:1, lo que significa que un átomo de cloro se une con un átomo de hidrógeno para formar una molécula de HCl. Sin embargo, en el hidruro de calcio (CaH2), por cada átomo de calcio hay dos de hidrógeno, así que en este caso la proporción es 1:2. En la molécula de agua (H2O) hay dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno, por lo que la proporción es 2:1. Mientras que en la cal (CaO) la proporción es 1:1, con un átomo de oxígeno por cada átomo de calcio.  Es fácil darse cuenta que cada elemento tiene una capacidad de combinarse con otros elementos distinta, y a esta capacidad la denominamos valencia química.

Tradicionalmente, la valencia de un elemento se define como el número de hidrógenos que pueden combinarse con él.

En los ejemplos anteriores, vemos que el cloro se une a un hidrógeno mientras que el calcio y el oxígeno se unen a dos hidrógenos. En consecuencia, la valencia del cloro es 1 y tanto la del calcio como la del oxígeno es 2. De manera similar, podríamos decir que la valencia del nitrógeno es 3 en el amoniaco (NH3), y la del carbono es 4 en el metano (CH4). Esta capacidad de unión es característica de cada elemento químico y condiciona la manera en la que se unen con otros elementos distintos de hidrógeno.

Vamos a imaginar por un momento que los átomos son como piezas de lego, con tamaños y formas diferentes para cada elemento químico. La valencia indicaría el número de salientes o cavidades que posee cada átomo, de manera que al formar una molécula, los salientes de uno deben encajar en las cavidades de otro. Un átomo de cloro se une a un átomo de hidrógeno, ya que entre ellos sólo hay un punto de unión. Pero el oxígeno y el calcio tienen valencia dos, es decir, poseen dos puntos de unión, y en cada uno se encaja un hidrógeno, por lo que en los compuestos correspondientes hay el doble de átomos de hidrógeno que de oxígeno o de calcio. ¿Y qué ocurre cuando el calcio se une al oxígeno? Pues que como ambos tienen dos puntos de unión, solo hace falta uno de cada para formar una molécula de CaO. ¿Y si es el nitrógeno el que se une al oxígeno? Como el nitrógeno tiene valencia 3 y el oxígeno valencia 2, nos encontraríamos en una situación en la que las piezas no encajan a la perfección, y la opción preferida por las moléculas es la de encontrar la combinación de átomos más sencilla posible que equilibre la situación, es decir, aquella en la que el número de salientes coincida con el de cavidades, para garantizar que la estructura que se forma sea resistente y estable. Por eso, en la combinación de nitrógeno y oxígeno, se emplean dos nitrógenos (con valencia tres cada uno) y tres oxígenos (con valencia dos cada uno), obteniéndose la molécula N2O3.

En realidad, en los átomos no existen salientes y cavidades, sino que la combinación de átomos se explica por la captación o la aceptación de electrones en su capa más externa, llamada capa de valencia. Como la forma más estable de un átomo es aquella en la que todas sus capas están completas, pueden darse dos posibilidades:

  • Que el átomo tenga muchos electrones en su última capa, por lo que la opción más sencilla es aceptar los electrones necesarios hasta que esta capa quede completa. Esto es típico de los elementos no metálicos, que tienden a aceptar electrones y, por tanto, a formar aniones (cargados negativamente).
  • Que el átomo tenga pocos electrones en su última capa, por lo que sería complicado encontrar otros átomos tan generosos como para cederles todos los electrones que necesitan para completar su capa de valencia, y la opción más fácil es desprenderse de los electrones que tienen en ella (de esta manera, perderían los electrones de su última capa y la inmediatamente inferior sería la que queda completamente llena). Esta situación es propia de los elementos metálicos que, al perder electrones, forman con facilidad cationes (cargados positivamente).

Así, nos encontramos que en realidad la valencia de los átomos está relacionada con la capacidad para aceptar o ceder electrones, y como en este proceso se ganan o pierden cargas, se puede hablar de una valencia negativa y de una valencia positiva, respectivamente. Esto es lo que se conoce como número de oxidación:

El número de oxidación es el número de electrones (indicado en números romanos) que un elemento cede o acepta cuando se combina con otro: si los cede, su número de oxidación tiene signo + (pues adquiere carga positiva) y si los acepta, su número de oxidación tiene signo – (pues adquiere carga negativa).

Lo que ocurre es que no siempre los átomos consiguen todos los electrones que necesitan, o no siempre encuentran otros átomos que acepten todos los que no quieren. Digamos que, a veces, negocian entre ellos situaciones intermedias, conformándose con un número de electrones comprendido entre los que tienen y los que desearían tener. Esto significa que los átomos de un cierto elemento no tienen siempre el mismo número de oxidación. En realidad pueden mostrar varios números de oxidación, con preferencia de unos sobre otros. A veces, incluso, cuando ambos compiten por llevarse un electrón (los dos átomos tienen tendencia a coger electrones) hay alguno que es más insistente y acaba ganándolo, a costa del otro que lo pierde. Por eso nos encontramos también con elementos (los no metálicos) que no solo pueden tener estados de oxidación de diferente valor numérico, sino que también los tienen de signo contrario, en función del elemento químico con el que se asocien.

La tendencia a ceder o captar electrones está íntimamente ligada con una magnitud denominada electronegatividad. Los elementos muy electronegativos tienen gran tendencia a captar electrones y formar aniones (en general, los elementos no metálicos); mientras que los menos electronegativos tienen mayor tendencia a cederlos y formar cationes (en general, los metales). Una regla sencilla para conocer el orden de electronegatividades de los elementos es: cuanto más arriba y más a la derecha de la tabla periódica se encuentre un elemento, más electronegativo es; y, a la inversa, cuanto más abajo y más a la izquierda se sitúa, menos electronegativo. Este orden es muy importante, ya que, por regla general, los elementos en una fórmula están ordenados por orden de electrogatividades:

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Secuencia de los elementos

Teniendo esto en cuenta, es fácil deducir que:

  • Cuando se combinan un metal y un no metal, el metal siempre cede electrones (número de oxidación positivo) y el no metal los acepta (número de oxidación negativo).
  • Cuando se combina un metal con hidrógeno, el metal es el que cede el electrón al hidrógeno (que tendrá un número de oxidación negativo).
  • Cuando se combina un no metal con hidrógeno, pueden darse dos situaciones: si se trata del boro, el carbono, el silicio o alguno de los elementos de la columna del nitrógeno, son estos los que ceden el electrón al hidrógeno (que tendría número de oxidación negativo); pero si se trata de elementos de la columna del oxígeno o del flúor, es el hidrógeno el que tiene que ceder su electrón (por lo que en este caso su número de oxidación es positivo).
  • Cuando se unen no metales entre sí, puede pasar de todo: en este caso el comportamiento de uno depende del que tenga el otro (por eso los no metales tienen números de oxidación positivos y negativos).
  • Cuando se une un elemento con flúor, es el flúor el que gana, pues es el elemento más electronegativo de todos, así que siempre es él el que se lleva el electrón (por eso su número de oxidación solo puede ser negativo).
  • ¿Y los gases nobles? Pues como tienen completa su última capa, se puede decir que su tendencia a ceder o captar electrones es nula, por lo que su número de oxidación es 0. De ahí su nombre de gases nobles, por su aversión a juntarse con el resto de humildes y plebeyos elementos (aunque en la actualidad se han descubierto y sintetizado algunos compuestos en los que intervienen).

En resumen, para comprender la manera en que se combinan debemos tener unos conocimientos básicos de la tabla periódica, de las valencias o números de oxidación de los elementos y de la estructura atómica que poseen. Y aquí es donde los alumnos preguntan: ¿pero hay que saberse la tabla periódica? ¿y los números de oxidación? Y esta es la respuesta que los alumnos no esperan oír: SÍ. El único consuelo es que todos, lo que se dice todos, no.

Para utilizar correctamente el lenguaje hay que saberse primero el alfabeto y ciertas reglas ortográficas y gramaticales. Para ser bueno en matemáticas hay que aprenderse los números y dominar las operaciones básicas. Pues para sumergirse en el mundo de la química, hay que conocer su lenguaje, la nomenclatura y la formulación, y esto no es posible si no conocemos sus elementos básicos.

Pero os voy a confesar un secreto: no creo que ningún químico (yo lo soy) se sepa completamente TODA la tabla periódica. No por no haberla estudiado, que sí, sino porque muchos elementos son tan poco habituales, que rara vez nos encontramos con sus compuestos. Sin embargo, hay una cantidad importante de elementos que son muy abundantes y comunes, tanto en química como en el día a día, y estos sí debemos memorizarlos, conocer su símbolo y número de oxidación, y saber situarlos en la tabla periódica. Sin ello, sería imposible aprender a nombrar y formular los compuestos.

Como ayuda, os podéis descargar la siguiente tabla con los elementos metálicos y no metálicos más importantes, en la que se indican sus números de oxidación habituales. No están todos los que son, pero sí son todos los que hay que saber…

Formulación y nomenclatura: la IUPAC y sus “recomendaciones”

Muchos compuestos son conocidos desde la antigüedad, por lo que tienen nombres comunes que prevalecen en la actualidad, como la sosa cáustica (NaOH), el yeso (CaSO4·2H2O) o la cal (CaO). Otros muchos son de gran importancia industrial o comercial y son generalmente conocidos por su nombre tradicional, como ocurre con el amoniaco (NH3), el ácido sulfúrico (H2SO4) o el bicarbonato sódico (NaHCO3). Sin embargo, el número de compuestos es tan grande que no tendría sentido asignar a cada uno de ellos un nombre propio, y mucho menos, aprendérselo.

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Diferentes nombres y fórmulas de un mismo compuesto

Pensemos que en la actualidad se conocen 118 elementos distintos y, si cualquier combinación entre ellos fuese posible, podríamos obtener 13 924 compuestos binarios (de dos elementos), 1 643 032 compuestos ternarios (con tres elementos cada uno) o 193 877 776 compuestos cuaternarios (de cuatro elementos), siendo posible, desde luego, combinaciones con un mayor número de elementos por cada compuesto. Y esto sería solo una parte, pues estas combinaciones entre metales y no metales se corresponden con ese grupo que denominamos compuestos inorgánicos. Existe un conjunto mucho más numeroso y variado de compuestos orgánicos, caracterizados por la presencia de carbono, elemento que tiene la capacidad de unirse a sí mismo formando cadenas largas y ramificadas, de gran tamaño, que pueden tener cientos o miles de átomos (incluso más, en moléculas orgánicas de importancia biológica).

La realidad es que no todas las combinaciones posibles son probables, y de ellas sólo algunas se han conseguido identificar en la naturaleza o sintetizar en un laboratorio. Aun así, la Chemical Abstracts Service (CAS), organismo que se encarga de asignar un número identificativo a cada sustancia química que se descubre o se sintetiza, incluye en su registro más de 55 millones de sustancias únicas, orgánicas e inorgánicas, y cada día se añaden más de diez mil.

Con la intención de poner un poco de orden a semejante enjambre de compuestos, se establecen una serie de criterios con los que poder nombrar sin ambigüedades a cada uno de ellos (nomenclatura) y asignarles una fórmula única que los identifique (formulación). De ello se encargan la mencionada CAS, que edita el semanario de resúmenes Chemical Abstracts (CA) y mantiene la base de datos SciFinder, y la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), cuyas recomendaciones para la formulación y la nomenclatura de los compuestos orgánicos e inorgánicos se recogen en dos publicaciones, conocidas como Libro Azul y Libro Rojo, respectivamente.

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La última actualización del Libro Rojo (inorgánica) se hizo en 2005, mientras que la versión más reciente del Libro Azul (orgánica) es de 2013 (imagen).

Las directrices marcadas por la IUPAC son aceptadas internacionalmente y, aunque en ocasiones provocan polémicas o discrepancias, coinciden en lo esencial con las del CAS. Con ellas, es posible asignar un nombre y una fórmula a cada sustancia, de manera unívoca e inequívoca. El aprendizaje y el dominio de estas normas puede resultar un auténtico quebradero de cabeza para los estudiantes de química, complicándose, además, por el uso extendido de nombres comunes, tradicionales o de antiguas nomenclaturas, actualmente en desuso pero que, en ocasiones, debido a la amplia difusión que tienen entre los químicos, los textos científicos o los catálogos comerciales, son aceptados (a veces a regañadientes), aunque no recomendados.

No hay que olvidar, tampoco, la importancia que tiene la traducción del inglés al castellano, pues los anglohablantes tienen la “mala” costumbre de adjetivar antes del nombre, algo que nos obliga a adaptar a nuestra lengua no solo los nombres de los compuestos, sino también el orden que deben tener cada una de las palabras en el nombre. Por ejemplo, la sal común es, químicamente, una sal binaria formada por cloro y sodio. Los ingleses denominan a este compuesto sodium chloride, y en la fórmula aparecen en ese mismo orden, NaCl. Sin embargo, en castellano no tendría sentido decir sodio cloruro, como si sodio fuese un adjetivo, y optamos por invertir el orden de las palabras, de lo que resulta el nombre cloruro de sodio (o cloruro sódico). A veces resulta útil recurrir a nuestros conocimientos elementales de inglés para leer adecuadamente las fórmulas, no de izquierda a derecha, que sería lo natural, sino de derecha a izquierda. Esto, que parece una tontería, antes no se hacía, y en algún libro antiguo aún podemos encontrar ejemplos del tipo ClNa, con los elementos situados en el mismo orden en el que aparecen en el nombre, pero esta costumbre afortunadamente desapareció, adoptándose internacionalmente el orden inglés, lo cual ha facilitado enormemente la comunicación científica a nivel global (aunque a todos los hispanohablantes nos hubiese gustado que la opción elegida fuera la nuestra…).

Con esta entrada se inaugura en el blog una serie dedicada a la formulación y la nomenclatura de las principales sustancias químicas, especialmente enfocada a alumnos de secundaria que tienen su primer contacto con este “lenguaje químico“. En ellas se ofrecerá una explicación detallada de cómo se construyen las fórmulas y los nombres recomendados, aunque se valorará, en cada caso, la utilidad o la necesidad de conocer otras nomenclaturas. Puedes acceder a todas las entradas de esta serie a través de este enlace:

Acceso a Formulación y Nomenclatura

El nombre de los elementos químicos

La tabla periódica actual ya contiene 118 elementos químicos. ¿De dónde proceden los nombres de los elementos químicos? ¿Qué significan? ¿Qué nombre han recibido los últimos elementos químicos descubiertos? Nombres latinos, de dioses, de países, de ciudades, de científicos famosos… En la siguiente tabla encontrarás el origen etimológico y el significado de los nombres de todos los elementos químicos conocidos. Descárgatela, ¡es gratis!