Contrariamente a la mayor parte de los ensayos de este libro, el presente trabajo no fue escrito para una revista. Un amigo mío, Tom Purdom, tuvo la idea de publicar un libro que contuviese los relatos de descubrimientos científicos concretos, contados por escritores profesionales que poseyeran unos sólidos conocimientos científicos. Naturalmente, mi amigo encontró a los escritores que necesitaba en la lista de quienes escribían para revistas de ciencia ficción, dado que era ésta la forma más lógica de dar con la doble habilidad requerida.

Escribí este ensayo para dicho libro, y dado que éste se halla agotado, según creo, puedo rescatar el ensayo e incluirlo en la presente obra.

El descubrimiento del argón

Uno de los mayores alicientes de la investigación científica es que, de vez en cuando, si sales a cazar un conejo acabas matando un oso.

Y John William Strutt, el físico inglés (mejor conocido como Lord Rayleigh, un título que heredó en 1873, cuando tenía treinta y unos años), cazó un gran oso, con indecible sorpresa por su parte.

La clave para comprender a Lord Rayleigh y su gran aventura, debe hallarse en su mente matemática ciento por ciento, su absoluta obsesión con aquel punto decimal final, aquel pequeño fragmento de claridad. En Cambridge obtuvo el título de Senior Wrangler: el más destacado en su clase de matemáticas. Y cuando escribía un trabajo, lo hacía con tal precisión que podía ser enviado a los editores tal cual, sin revisión.

Rayleigh era un físico que abarcó casi todas las ramas de su disciplina. En 1877 escribió un tratado sobre el sonido, con lo cual redujo el fenómeno a una rama de la mecánica: materia en movimiento. Expuso de manera detallada y satisfactoria la forma en que la luz se dispersa en la atmósfera, explicando de este modo por qué es azul el cielo. Este fenómeno aún es denominado "dispersión Rayleigh".

Aun cuando su análisis no encajó con los hechos, de todos modos resultó importante. Una ecuación que derivó de los detalles de la radiación del calor no explicó lo que se observaba que sucedía. Aquello constituía una pieza matemática y lógica tan clara e irrefutable que, por supuesto, el fallo resultaba algo de gran importancia. Rayleigh fundamentó su análisis en una base física y, por lo tanto, aquella base debía de ser errónea. Su ecuación mató la "Física clásica", y lo que ahora llamamos "Física moderna" tuvo que ser elaborado por los trabajos conjuntos de una generación de físicos, lo cual llevó a un gran aumento de nuestra comprensión del Universo.

Esta mente meticulosa, en 1882, se ocupó de la cuestión de la estructura de los átomos de los elementos.

La Química no era el fuerte de Rayleigh; a él no le gustaba. Sin embargo, un importante problema químico atraía el interés del formidable y preciso instrumento que constituía su mente.

Por lo general, los científicos suelen ser partidarios de la tesis de que la Naturaleza es fundamentalmente simple. Donde parece existir desorden y confusión, la investigación se orienta en la búsqueda de un posible orden subyacente, una posible relación que ponga en claro el lío.

En 1882 ya se conocían unos setenta elementos químicos diferentes, cada cual con un peso atómico distinto. Aquellos pesos atómicos no parecían tener lógica. Los átomos de cada elemento poseían una masa que no guardaba ninguna relación particular con la de los átomos de otro cualquier elemento.

No obstante, cuando los pesos atómicos empezaron a ser determinados ochenta años antes, dio la impresión de que se vislumbraba cierto orden. Parecía que el átomo de oxígeno tenía justamente dieciséis veces la masa de un átomo de hidrógeno; el átomo de nitrógeno poseía precisamente catorce veces la masa de un átomo de hidrógeno; el átomo de carbono tenía doce veces tal masa.

En 1815, un físico inglés, William Prout, sugirió que esto se debía a que todos los átomos de elementos aparte el hidrógeno estaban formados por átomos de hidrógeno. El átomo de oxígeno poseía dieciséis veces la masa de un átomo de hidrógeno porque estaba compuesto de dieciséis átomos de hidrógeno, y así sucesivamente. Esto hubiera reducido todos los elementos a diferentes combinaciones de un solo átomo, con lo cual hubiese aumentado mucho la simplicidad del Universo.

Desgraciadamente para la "hipótesis de Prout", se fue haciendo evidente, conforme se fueron determinando cada vez más pesos atómicos, que un número de elementos poseían átomos con masas que ni siquiera eran múltiplos de la del hidrógeno. Que esto fuera así resultaba bastante decepcionante, y químico tras químico volvía a ocuparse, desalentado, del problema. Quizá si los pesos atómicos eran determinados más cuidadosamente (lo cual habría sido un trabajo de chinos) pensaban que podrían establecer algún orden con ellos.

Por desgracia, no era así. Cuanto más costosas eran las determinaciones, menos orden y mayor confusión parecían existir.

Sin embargo, un gran número de los elementos tenían pesos atómicos que parecían múltiplos exactos del de hidrógeno. Si los átomos no estaban compuestos de hidrógeno, ¿por qué había tantos múltiplos exactos? Para ser una coincidencia, resultaba excesivo.

Pero, ¿eran acaso aquellos átomos con pesos atómicos múltiplos de hidrógeno, realmente múltiplos exactos? Quizás eran sólo múltiplos aproximados. Algunas determinaciones parecían mostrar que era una cuestión de aproximación más bien que de exactitud.

Resultaba importante saber esto. Si los pesos atómicos no representaban múltiplos exactos, era sin duda contraproducente suponer que lo eran. Cualquier cosa que indujera a aferrarse a conceptos atractivos, aunque falsos, dañaban a la Ciencia al retrasar la investigación, la cual debía tomar direcciones más auténticas y fructíferas.

Y en esto fue en lo que intervino Rayleigh. Lo que se necesitaba eran mediciones precisas; más precisas que las hechas hasta entonces, mediciones que dejaran atrás cualquier duda y aclarasen la cosa una vez por todas.

Rayleigh decidió concentrarse en unos pocos elementos y buscar la precisión a toda costa. Empezó con la clásica pareja: hidrógeno y oxígeno. Desde los primeros días de determinaciones de pesos atómicos, había parecido que el átomo de oxígeno tenía una masa que era alrededor de dieciséis veces la del átomo de hidrógeno. Bien, pero, ¿era exactamente dieciséis veces?

El oxígeno y el hidrógeno son gases compuestos de moléculas que, a su vez, están formadas por pares de átomos. Esto significa, de acuerdo con la teoría química, que si ambos son gases perfectos, sus densidades estarán en exacta proporción con sus pesos atómicos. Si Rayleigh medía las densidades del oxígeno y del hidrógeno con gran precisión, obtendría lo que deseaba. Sucede, sin embargo, que el hidrógeno y el oxígeno no son gases perfectos por completo; casi, pero no del todo. Sin embargo, cuanto más rarificados están menor es la presión ejercida por ellos y sobre ellos, más se aproximan a la perfección. Pueden llegar a dicha perfección cuando la presión alcanza el punto cero, pero a una presión cero, no se pueden hacer mediciones exactas significativas.

Lo que Rayleigh hizo fue medir la densidad a diferentes presiones, observando cómo cambiaba la densidad conforme disminuía la presión. De ello él podía calcular cómo sería a presión ordinaria, si el gas era perfecto.

Esto se dice en pocas palabras, pero a Rayleigh le costó diez años realizar meticulosas mediciones en diferentes condiciones. Realizó comprobaciones y más comprobaciones, una búsqueda laboriosa para determinar cualquier causa de error y, finalmente, su empleo del oxígeno y del hidrógeno obtenidos de una variedad de fuentes mediante diversos procedimientos químicos.

Para 1892 él estuvo en condiciones de anunciar que el peso atómico del oxígeno no era exactamente dieciséis veces el del hidrógeno: era 15, 882 veces, en realidad.

La hipótesis de Prout se desmoronó. Cuando un átomo parecía tener una masa que era un múltiplo exacto de la del hidrógeno, en realidad no la tenía. Al menos esto era cierto con respecto al oxígeno y cualquier otro elemento. Aun cuando se estaba aproximando a la decisión final con relación al oxígeno, Rayleigh había empezado a trabajar con el nitrógeno.

El nitrógeno, como el oxígeno, es un gas; éste también está formado por moléculas las cuales, a su vez, están compuestas de pares de átomos. El nitrógeno, aunque no es un gas perfecto, está muy cerca de serlo, y se aproxima mucho a la perfección al descender la presión. En resumidas cuentas, los procedimientos que Rayleigh había desarrollado para el hidrógeno y el oxígeno también eran aplicables al nitrógeno y darían resultados en mucho menos de diez años.

La fuente lógica del nitrógeno era el aire, que es una mezcla compuesta de nitrógeno y oxígeno, a razón de 4 a 1, junto con la mezcla de pequeñas cantidades de otros materiales: vapor de agua, dióxido de carbono, humo, polvo, etcétera.

Es fácil obtener el nitrógeno, ya que, de todos los componentes del aire, era el único conocido que permanecía inalterable ante un ataque ordinario físico y químico. Filtrando el aire se le puede limpiar de polvo, por ejemplo; puede ser reducido a bajas temperaturas para congelar el agua; puede ser sometido a tratamiento químico para apartar el dióxido de carbono y el oxígeno. El nitrógeno, al ser "inerte", soporta y sobrevive a todo esto. Al final, pues, lo que era aire es alterado en nitrógeno, y este nitrógeno fue el que Rayleigh utilizó para sus determinaciones de densidad.

La densidad del nitrógeno hasta entonces estaba establecida en 14 veces la del hidrógeno. Las cuidadosas mediciones de Rayleigh demostraron que era sólo 13,97 veces, muy aproximado al múltiplo exacto, pero no por completo. Rayleigh confió lo bastante en su resultado como para tener en cuenta la pequeña diferencia entre 13, 97 y 14, 00.

De todos modos, él consideró que se sentiría más tranquilo si preparaba el nitrógeno de otra forma y volvió a comprobar la densidad. Él ajustó su procedimiento de modo que parte del nitrógeno que obtenía procediera de un compuesto que contenía nitrógeno y se llamaba "amoniaco".

¡Y aquí surgió la sorpresa!

La cifra de densidad que obtuvo ahora era ligeramente inferior a la que había obtenido del nitrógeno sólo del aire. ¿Es que aquel amoniaco tenía algo malo? Él alteró sus procedimientos más, a fin de obtener más nitrógeno del amoniaco, con lo que la diferencia resultó mayor. Por último, trabajó con nitrógeno obtenido enteramente de amoniaco y la cifra de densidad fue entonces de 13, 90 en lugar del 13, 97 que había hallado del nitrógeno tomado del aire.

A otro, esa pequeña diferencia, que sólo representaba la mitad de un 1 por ciento, apenas le habría parecido importante. En definitiva, ni el 13, 90 ni el 13, 97 representaban un múltiplo exacto, de modo que, una vez más, la hipótesis de Prout había sido refutada, ¿por qué seguir preocupándose por aquella pequeña diferencia?

Sin embargo, a Rayleigh tal diferencia le resultaba insoportable. Que pudiera existir aquello constituía un insulto a su precisión. Además, simplemente, no tenía que existir. Después de todo, él había duplicado sus cifras en el caso, del hidrógeno y del oxígeno, a partir de una diversidad de fuentes. ¿Por qué no con el nitrógeno?

Rayleigh apartó su pensamiento de la hipótesis de Prout y dedicó su intelecto a este nuevo e inesperado problema. La diferencia, a pesar de lo pequeña que era, actuaba en él como un prurito que lo obligaba a rascarse.

Rayleigh hubiera tenido que presumir la existencia de dos clases de nitrógeno ligeramente distintas, una de las cuales se hallaba en el aire y otra en el compuesto, en el amoniaco. Sin embargo, esto en el contexto de los descubrimientos científicos de los siglos XVIII y XIX parecía altamente improbable.

Lo mucho más probable era que una (o dos) de sus muestras de nitrógeno tuvieran una pequeña aunque consistente impureza... una impureza cuya presencia alterase las cifras de densidad.

Por ejemplo, una molécula de amoniaco está compuesta de un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno. Supongamos que además del nitrógeno obtenido del amoniaco se añadiese una pequeña cantidad del hidrógeno. El hidrógeno es mucho menos denso que el nitrógeno, e incluso una pequeña cantidad de hidrógeno -alrededor del 0, 5 por ciento- mezclada con el nitrógeno bastaría para reducir la densidad total del pretendido nitrógeno puro y hacerla suficientemente inferior que la densidad del nitrógeno del aire (que no contiene hidrógeno) para calcularse en la diferencia.

El problema de tal noción era que el hidrógeno es considerablemente distinto del nitrógeno en sus propiedades, e incluso el 0, 5 por ciento de hidrógeno en el nitrógeno habría sido fácil de detectar. El meticuloso Rayleigh no pudo detectar nada y se vio forzado a llegar a la conclusión de que no había presente ninguna cantidad significativa de hidrógeno.

Sin embargo, había una segunda posibilidad. Las moléculas de nitrógeno consisten en dos átomos de nitrógeno cada una, y los dos átomos están tan estrechamente asociados que la molécula puede ser considerada como una sola partícula. Pero, supongamos que algunas de las moléculas de nitrógeno se descompusieran y liberasen átomos de nitrógeno solos.

El átomo de nitrógeno solo tendría únicamente la mitad de la densidad de las dos moléculas de nitrógeno de dos átomos. Si el 1 por ciento de las moléculas se dividieran, la densidad del nitrógeno del amoniaco sería reducida por la cantidad observada, comparada con la densidad del nitrógeno del aire.

Pero aquí había dos trampas. Parecía un hecho químico bien establecido que las moléculas de nitrógeno no se dividían en átomos individuales en las condiciones que eran empleadas para aislar el nitrógeno del amoniaco. Y si, de alguna manera, las moléculas de nitrógeno se dividían y conseguían permanecer separadas después de haber sido preparadas con amoníaco, ¿por qué no se dividían las moléculas del nitrógeno del aire cuando eran sometidas a las mismas condiciones? No era así. Su densidad permanecía alta.

Debía eliminarse la idea del nitrógeno de un solo átomo y no parecía haber nada más que pudiera afectar la densidad del nitrógeno del amoniaco.

Rayleigh procedió a aclarar aún más esta variedad de nitrógeno. Preparó nitrógeno a partir de otros compuestos que contuvieran nitrógeno distintos al amoniaco. Esto significa que se emplearon otros tipos de reacciones químicas y que se hallaron otras posibles impurezas.

Las densidades que obtuvo con el nitrógeno conseguido de cualquier compuesto correspondían con las que había hallado en el nitrógeno obtenido del amoniaco. ¿Sería posible que, con una variedad de orígenes y de preparaciones, todas las muestras de nitrógeno obtenidas de varios compuestos acabaran, en cierto modo, con la misma cantidad de las mismas impurezas indetectables que hacían descender su densidad por la misma cantidad? ¿O con cantidades de una variedad de impurezas indetectables que siempre, de algún modo, conseguían disminuir su densidad en la misma cantidad?

¡No! Aquello no podía admitirse.

Era más fácil creer que cada una de las muestras de nitrógeno obtenidas de diferentes compuestos era puro nitrógeno y, por aquella razón, todas presentaban la misma cifra de densidad.

Al margen de la situación unánime entre las muestras de nitrógeno de los diferentes compuestos se hallaba la única excepción: el nitrógeno del aire. Tenía que haber algo incorrecto en el nitrógeno del aire. Era demasiado denso; por lo tanto, debía de contener alguna impureza que fuera más densa que el propio nitrógeno.

Lo que es más, tenía que existir alguna impureza sistemática que no fuera local o temporal, porque Rayleigh siempre obtenía la misma cifra demasiado alta de cualquier muestra de nitrógeno tomado del aire.

Rayleigh había obtenido el nitrógeno del aire mediante el método común generalmente utilizado por los químicos. Había sustraído todo lo demás, confiando en lo inerte del nitrógeno para mantenerlo intacto, mientras que las sustancias químicas combinadas con y limpias de dióxido de carbono, oxígeno y, quizá, de todo menos nitrógeno.

Pero, ¿era esto así? Se trataba sólo de una suposición, y a lo mejor injustificada. ¿Podía ser dejado atrás algo de dióxido de carbono, u oxígeno, o ambas cosas, por una escoba química que no acababa de barrer con limpieza? Tanto el dióxido de carbono como el oxígeno eran más densos que el nitrógeno, y cualquiera de los dos, si era dejado atrás, elevaría la densidad del nitrógeno del aire por encima de la cifra del nitrógeno puro.

Tomemos primero dióxido de carbono. Es una vez y media tan denso como el nitrógeno, y si el nitrógeno del aire fuera sólo 0, 5 dióxido de carbono, esto contaría en la diferencia. Sin embargo, hay muy poco dióxido de carbono en el aire; supone sólo el 0, 03 por ciento del total. Aun cuando se hubiera dejado atrás todo el dióxido de carbono, ni siquiera así habría sido suficiente como para contar en la diferencia.

¿Y el oxígeno, qué? Bien, es sólo alrededor de 1/7 veces tan denso como el nitrógeno. El nitrógeno final obtenido tendría un 4 por ciento de oxígeno para poseer una densidad lo suficientemente alta como para que contase en la diferencia.

Y tanta cantidad de oxígeno era imposible. Si el nitrógeno del aire, con el que estaba trabajando Rayleigh, hubiera sido 4 % oxígeno en realidad, tal cantidad de oxígeno habría sido fácilmente detectable y, lo que es más, fácilmente separable. Si tanta cantidad de oxígeno hubiera sido añadida al nitrógeno del amoniaco, por ejemplo, a fin de eliminar la diferencia, ese oxígeno podría haber sido fácilmente separado y la diferencia restablecida plenamente. Así que el nitrógeno del aire no veía aumentada su densidad por cantidades apreciables de las evidentes impurezas.

¿Y qué con respecto a las impurezas no evidentes? El oxígeno consiste en moléculas compuestas de dos átomos cada una, pero existen medios por los que el oxígeno puede ser forzado en moléculas de tres átomos cada una. Una descarga eléctrica a través del oxígeno, por ejemplo, formaría pequeñas cantidades de tales moléculas de tres átomos, lo que se llama "ozono". El ozono, con sus moléculas de tres átomos, es una vez y media tan denso como el oxígeno ordinario con sus moléculas de dos átomos.
¿Podría ser, entonces, que el nitrógeno, también, pudiera formar moléculas de tres átomos?

Propongamos el nombre "nitrozono" para tal molécula de tres átomos. Tal nitrozono sería, pues, una vez y media tan denso como el nitrógeno ordinario de dos átomos. Si el 1 por ciento del supuesto nitrógeno del aire fuera realmente nitrozono, eso habría servido para la diferencia.

Pero, aguardemos. El ozono puede ser formado del oxígeno a base de bastantes dificultades y, dejado solo, pronto se descompone de nuevo en oxígeno ordinario. Las mismas condiciones que fuerzan al oxígeno a formar ozono, no fuerzan al nitrógeno a formar nitrozono. Uno puede sólo suponer que el nitrozono es más difícil de formar que el ozono y que se descompone más fácilmente cuando se forma.
Entonces, ¿por qué se formaba el nitrozono y permanecía en el nitrógeno del aire, si no se forma nunca ni permanece en el nitrógeno de alguna sustancia química?

El único modo de hallar una explicación a este dilema es suponer que el nitrozono no se forma en realidad.

Rayleigh había llegado a un callejón sin salida. Resultaba evidente que había algo incorrecto en el nitrógeno que obtenía del aire, que su densidad era demasiado elevada y que, por lo tanto, contenía alguna impureza que era más densa que el propio nitrógeno, quizá considerablemente más densa.

Lo que lo detuvo fue que todas las posibles impurezas parecían haber sido eliminadas, y si no había impureza alguna, entonces la diferencia entre las densidades no podía ser explicada. Rayleigh recurrió a la medida poco usual en él de pedir ayuda. El 24 de setiembre de 1892, expuso el problema abiertamente a la comunidad científica, escribiendo una carta al periódico científico Nature, bosquejando el problema y solicitando sugerencias.

Nature publicó la carta en su edición del 29 de setiembre de 1892, pero durante un año no recibió respuesta alguna. La comunidad científica permaneció muda frente a aquella solicitud; al menos durante un tiempo.

Rayleigh continuó trabajando por su cuenta. Siguió jugando con la teoría del nitrozono; no es que le pareciera finalmente probable, sino porque las demás alternativas que había considerado parecían aún más improbables.

Sin embargo, la carta había sido leída por un químico escocés, William Ramsay, diez años más joven que Rayleigh, y Ramsay meditó sobre el asunto durante cierto tiempo.

Ramsay era un hombre polifacético. De jovencito se había interesado en la música, los idiomas y, posteriormente, sintió especial interés por las matemáticas y la ciencia en general. También era un hombre de aficiones atléticas: por ejemplo, era un espectacular buzo. Tocara lo que tocase, lo hacía bien, y cuando, aún de jovencito, montó un laboratorio químico en su casa, aprendió solo a soplar vidrio como un experto. Hacia el final de su vida, se había hecho solo casi todo su equipo de objetos de cristal,
Mientras Rayleigh estaba luchando con las densidades del gas, Ramsay era profesor de Química en el University College de Londres. Aquel joven estaba sobre todo interesado en Química orgánica (la química de los compuestos del carbono), y nadie hubiera esperado que le interesaran las materias relativas al gas de nitrógeno puro y las mediciones de densidad. Pero el asunto lo atrajo.

Ramsay se acercó al problema con mentalidad de químico, y se mostró menos satisfecho que Rayleigh con el método básico de obtener nitrógeno del aire. Quizá sea razonable suponer que Rayleigh aceptaba el método de sustracción de separar todo del aire porque éste era un procedimiento operacional químico convencional. ¿Quién era él, un físico, para discutir a los químicos en su propio terreno? Ramsay, que era químico, sí que se hallaba en condiciones de poner en tela de juicio tal extremo.

Ramsay razonó que era peligroso obtener nitrógeno separando todo lo demás. Era un proceso que asumía que el nitrógeno y sólo el nitrógeno permanecería intacto. Acabó por definir el nitrógeno mediante una serie de negativas. El nitrógeno no se filtraba como el polvo; no se congelaba como el vapor de agua; no reaccionaba con una base como el dióxido de carbono; no reaccionaba con una sustancia reductora como el oxígeno.

Pero, ¿y si junto al nitrógeno había algún otro gas (u otros diez gases) que no se filtraba, ni se congelaba, ni reaccionaba con una base, ni reaccionaba con una sustancia reductora? Se quedaría con el nitrógeno y sería denominado nitrógeno en virtud de su acuerdo sobre negativas.

No, no, seguramente alguien tenía que encontrar algo que hiciera el nitrógeno, y utilizara esta propiedad positiva para distinguirlo de otras sustancias: como en el caso de cualquier otro elemento.
Ramsay tenía otra ventaja sobre Rayleigh (así como sobre otros muchos químicos, por desgracia). Él conocía la historia de su propia ciencia. Él sabía que un siglo antes, en 1785, un químico inglés, Henry Cavendish, también tenía su teoría acerca de atrapar el nitrógeno mediante términos positivos en lugar de términos negativos.

Esto se había producido muy temprano en la historia de la investigación química del aire, pero Cavendish había sido un extraordinario experimentador que se había adelantado un siglo a su tiempo en un montón de materias. Él descubrió que el nitrógeno no era enteramente inerte. Se podía lograr que combinara con otros elementos en condiciones extremas.

Por ejemplo, si una descarga eléctrica atravesaba el aire, se combinarían parte del nitrógeno y del oxígeno existente en el aire. Así, pues, Cavendish decidió separar el nitrógeno del aire forzándolo a combinarse con oxígeno en esta forma y, a continuación, disolviendo el compuesto de nitrógeno-oxígeno formado. Después él podía determinar si había algo en el aire que no obraba de esta forma y, por lo tanto, no era nitrógeno.

Cuando la descarga eléctrica no producía más reducción en el volumen del aire con el que estaba trabajando Cavendish, podía ser que todo el nitrógeno se hubiera escapado y lo que permaneciese fuera otro gas que no combinara con el oxígeno. En tal caso, añadir más oxígeno no produciría ningún cambio.
Por otro lado, podía ser que todo el gas se hubiera escapado y lo que permaneciese fuera un exceso de nitrógeno. En tal caso, si se añadía más oxígeno, el volumen continuaría reduciéndose.

Cavendish añadió más oxígeno y el volumen, en efecto, continuó reduciéndose. Se redujo hasta que su muestra original de aire quedó limitada a una burbuja que él calculó representaba 1/120 de la cantidad original. Aquella burbuja final se mantuvo. Aunque añadió más oxígeno en cantidad, no se operó ningún cambio. Cuando se quitaba el oxígeno, la burbuja seguía igual.

La conclusión parecía clara, al menos para la impenitente mente lógica de Cavendish. Él mantenía que había un gas adicional en el aire, presente en pequeñas cantidades: menos del 1 por ciento del total. Este gas adicional era aún más inerte que el nitrógeno y no combinaría con otros elementos aun en condiciones en que el nitrógeno lo hiciera. Así, pues, el gas adicional era diferente del nitrógeno.

Cavendish anunció todo esto, pero, por desgracia, era un hombre excéntrico, que evitaba cualquier compañía humana hasta un grado casi demencial. Era por completo indiferente a la fama y la mayor parte de su principal obra no la publicó y sólo fue conocida hasta años después de su muerte. Cuando publicó algo no quiso que la gente se enterara. Si las personas no querían creerlo o no deseaban escucharlo, a él no le importaba lo más mínimo.

Así que el descubrimiento de Cavendish acerca de un nuevo gas en el aire se fue por la borda y su trabajo fue olvidado por casi todos, excepto por Ramsay.

Ramsay supuso que el experimento de Cavendish estaba relacionado con el problema de Rayleigh. ¿Qué sucedería si el nitrógeno del aire contenía una pequeña cantidad de este gas adicional del que Cavendish había hablado y qué sucedería si aquel gas adicional era considerablemente más denso que el nitrógeno?

Cuando el nitrógeno del aire fue forzado (por la descarga eléctrica de relámpagos, o por otro cualquier fenómeno) a combinar con oxígeno o cualquier otro elemento, este otro gas, más inerte que el nitrógeno, permanecería intacto. Se formarían compuestos de nitrógeno, pero no compuestos de este otro gas.

Cuando el nitrógeno se formaba de compuestos, aparecería puro, incontaminado por el otro gas. Cuando el nitrógeno fuera preparado para la atmósfera, sería contaminado. En tal caso, el nitrógeno (o supuesto nitrógeno) del aire sería naturalmente un poco más denso que el puro nitrógeno de los compuestos.

Sin embargo, no era suficiente el solo razonamiento. La presencia de tal impureza gaseosa de mayor densidad que el nitrógeno, tenía que ser demostrada. Dominado por la excitación, Ramsay escribió a Rayleigh a principios de 1894 y le pidió permiso para plantear el problema en estos términos. Rayleigh, más bien aliviado por tener un químico de primera clase a su lado, concedió su permiso enseguida, la mar de contento.

Ramsay no deseaba seguir exactamente el método de Cavendish. Añadir oxígeno al nitrógeno siempre produciría problemas al introducir una impureza gaseosa. Podía plantearse la pregunta de si todo el oxígeno añadido había sido separado nuevamente.

Ramsay optó por escoger un sólido, el metal muy activo llamado magnesio. El magnesio, al calentarse, combina con el oxígeno tan rápidamente que estalla en una llama al rojo blanco. Es tan activo que, a falta de algo como el oxígeno, llegaría a prender en el habitualmente inerte nitrógeno. Si el magnesio es elevado al rojo vivo en una pura atmósfera de nitrógeno, combina con nitrógeno para formar un sólido amarillo: nitruro de magnesio. De esta manera, Ramsay no podía utilizar ni formar un gas.

Preparando nitrógeno del aire en la forma usual, Ramsay lo pasó una y otra vez sobre magnesio al rojo y observó cómo se formaba el nitruro. Aguardó lleno de excitación. Si, desde luego, hubiera más inerte que nitrógeno, entonces no combinaría ni siquiera con magnesio calentado al rojo.

La cantidad de nitrógeno cada vez fue menor, hasta convertirse en una simple burbuja de alrededor de 1/80 el tamaño del volumen original del gas.

¡Y eso era!

Esta burbuja final no reaccionó con magnesio, ni con nada que pudiera probar Ramsay. Estaba completamente inerte, mucho más inerte que el nitrógeno y era, por lo tanto, un gas que debería de ser distinto del nitrógeno. Pudo reunir la suficiente cantidad como para medir su densidad, descubriendo que era alrededor de una vez y media más densa que el nitrógeno. La cantidad y densidad de este gas ya significaba bastante con respecto a la diferencia que había estado desconcertando a Rayleigh durante, al menos, tres años.

Cuando Rayleigh fue informado de estos resultados, se mostró más cauto. Sugerir un nuevo elemento para explicar la diferencia era tan molesto como un deus ex machina. Él prefería una explicación basada en lo que ya era conocido: algo así como la sustancia que hemos llamado nitrozono, la molécula de nitrógeno de tres átomos. Después de todo, el nitrozono era considerado como poseedor de una densidad una vez y media superior a la del nitrógeno.

Ramsay, el químico, no podía aceptar el nitrozono tan fácilmente. Rayleigh, el físico, se concentraba en una propiedad física como la densidad, pero Ramsay, el químico, sabía que, según todas las leyes de la química, el nitrozono hubiera tenido que ser extremamente activo. Quizá no podía ser tan inerte como parecía ser este nuevo gas.

Por lo tanto, Ramsay, el químico, buscó algún método adicional para distinguir entre un nuevo elemento y algo que era sólo una nueva forma de un viejo elemento.

Una generación antes había sido desarrollada la técnica del espectroscopio. Mediante esta técnica, una sustancia desconocida podía ser calentada hasta que brillara con una luz desarrollada dentro de sí misma. Esta luz, pasada a través de un espectroscopio, era descompuesta en los colores separados que la formaban, apareciendo como una serie de líneas. Cada elemento produce una línea que es única y que, en efecto, equivale a una "huella digital" de ese elemento.

Así, pues, el nuevo gas fue calentado, hasta que brilló, y la luz fue pasada a través de un espectroscopio. Débiles líneas, asociadas con nitrógeno, estaban sin duda presentes, lo cual demostraba que el magnesio caliente no había quitado todo el nitrógeno. Quedaba el suficiente como para ser detectado por la delicada técnica de la espectroscopia. Además, se observaban varias líneas de color rojo y verde que antes nunca se habían visto asociadas con ningún otro elemento.

¡Aquello era definitivo! Se debía abandonar cualquier idea acerca del nitrozono, y Rayleigh admitió que lo que Ramsay había descubierto era un nuevo elemento. En agosto de 1894, estos resultados fueron anunciados ante una asamblea de químicos británicos.

El presidente de la asamblea, al oír la descripción de este nuevo y extrañamente inerte gas, sugirió el nombre de "argón", que en griego significa "inerte".

La sugerencia fue aceptada y, de este modo, el argón, descubierto mediante un procedimiento investigativo que había sido orientado en una dirección por completo distinta, entró en la familia de los elementos.

Una vez que se hubo hecho esto, Rayleigh (quizá con una sensación de alivio) volvió a su adorada Física y dejó en manos de Ramsay la investigación posterior del asunto. Ramsay siguió con su búsqueda de otros gases como el argón y, en el curso de los siguientes cuatro años, descubrió cuatro más -helio, neón, criptón y xenón- los cuales eran mucho más raros que el argón.

Poco después de que fuera descubierto el argón, fue detectado el fenómeno de la radiactividad y lanzado como un cometa por los cielos de la Ciencia. A la luz de la radiactividad y de todo lo que siguió, los físicos y químicos llegaron a advertir que los átomos poseían una compleja estructura interna. Las propiedades del recientemente descubierto argón y sus gases hermanos demostraron ser de especial ayuda en determinar la naturaleza de ciertos aspectos de su estructura.

La nueva visión de la estructura atómica demostró que la hipótesis de Prout, en definitiva, era más acertada que errónea. Había parecido errónea sólo porque, en realidad, existían diferentes variedades de los elementos; variedades tan sutilmente diferentes que las técnicas del siglo XIX no bastaron para demostrar su existencia.

La meticulosa determinación de las densidades por parte de Rayleigh, en otras palabras, era interesante, aunque, según se vio luego, no un asunto de primera importancia. Los pesos atómicos no eran, después de todo, fundamentales para la estructura de los elementos.

Así, pues, a partir del trabajo de Rayleigh sobre las densidades (que ni él ni cualquier otro científico advirtieron que carecían de importancia básica para la teoría atómica), surgió una pequeña diferencia que tuvo como resultado un descubrimiento completamente inesperado, descubrimiento que (ni él así como tampoco otro científico hubiera podido prever) tuvo gran importancia para la teoría atómica.

Así es cómo la Ciencia avanza a veces.

Rayleigh y Ramsay no tuvieron que aguardar mucho para que se reconociera su trabajo. En 1904 ambos recibieron un Premio Nobel... un Premio Nobel diferente. Rayleigh recibió un Premio Nobel de Física por sus determinaciones de densidades, y Ramsay recibió un Premio Nobel de Química por haber detectado el argón.

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