Número atómico

La tabla periódica de los elementos crea un ordenamiento de los elementos, y así se pueden numerar en orden. ^{[ 11 ] : 222} Dmitri Mendeleev ordenó sus primeras tablas periódicas (publicadas por primera vez el 6 de marzo de 1869) en orden de peso atómico ("Atomgewicht"). ^{[ 12 ]} Sin embargo, en consideración de las propiedades químicas observadas de los elementos, cambió ligeramente el orden y colocó el telurio (peso atómico 127,6) por delante del yodo (peso atómico 126,9). ^{[ 12 ] [ 13 ]} Esta colocación es consistente con la práctica moderna de ordenar los elementos por número de protones, Z , pero ese número no se conocía ni se sospechaba en ese momento.

Una numeración simple basada en la posición del peso atómico nunca fue del todo satisfactoria. Además del caso del yodo y el telurio, se demostró posteriormente que varios otros pares de elementos (como el argón y el potasio , el cobalto y el níquel ) tenían pesos atómicos casi idénticos o invertidos, lo que requirió que su ubicación en la tabla periódica se determinara por sus propiedades químicas. ^{[ 11 ] : 222} Sin embargo, la identificación gradual de elementos lantánidos químicamente más y más similares , cuyo número atómico no era obvio, condujo a inconsistencia e incertidumbre en la numeración periódica de los elementos al menos desde el lutecio (elemento 71) en adelante ( el hafnio no se conocía en ese momento).

En 1911, Ernest Rutherford propuso un modelo atómico en el que un núcleo central albergaba la mayor parte de la masa del átomo y una carga positiva que, en unidades de la carga del electrón, sería aproximadamente igual a la mitad del peso atómico del átomo, expresado en número de átomos de hidrógeno. Esta carga central sería, por lo tanto, aproximadamente la mitad del peso atómico (aunque difería en casi un 25 % del número atómico del oro ( Z = 79 , A = 197 ), el único elemento a partir del cual Rutherford realizó su estimación). Sin embargo, a pesar de la estimación de Rutherford de que el oro tenía una carga central de aproximadamente 100 (pero era el elemento Z = 79 en la tabla periódica), un mes después de la publicación de su artículo, Antonius van den Broek sugirió formalmente que la carga central y el número de electrones en un átomo eran exactamente iguales a su posición en la tabla periódica (también conocido como su número de elemento o su número atómico, y simbolizado como Z ). Esto finalmente se confirmó.

La situación experimental mejoró drásticamente después de la investigación de Henry Moseley en 1913. ^{[ 14 ]} Moseley, después de discutir con Bohr, que estaba en el mismo laboratorio (y que había utilizado la hipótesis de Van den Broek en su modelo atómico de Bohr), decidió probar directamente la hipótesis de Van den Broek y Bohr, viendo si las líneas espectrales emitidas por átomos excitados se ajustaban a la postulación de la teoría de Bohr de que la frecuencia de las líneas espectrales es proporcional al cuadrado de Z.

Para ello, Moseley midió las longitudes de onda de las transiciones de fotones más internas (líneas K y L) producidas por los elementos desde el aluminio ( Z  =  13) hasta el oro ( Z  =  79) utilizados como una serie de blancos anódicos móviles dentro de un tubo de rayos X. ^{[ 15 ]} La raíz cuadrada de la frecuencia de estos fotones (rayos X) aumentaba de un blanco al siguiente en una progresión aritmética . Esto llevó a la conclusión ( ley de Moseley ) de que el número atómico se corresponde estrechamente (con un desplazamiento de una unidad para las líneas K, en el trabajo de Moseley) con la carga eléctrica calculada del núcleo, es decir, el número del elemento Z. Entre otras cosas, Moseley demostró que la serie de los lantánidos (desde el lantano hasta el lutecio inclusive) debe tener 15 miembros —ni menos ni más— lo cual estaba lejos de ser obvio a partir de la química conocida en ese momento.

Tras la muerte de Moseley en 1915, se examinaron los números atómicos de todos los elementos conocidos, desde el hidrógeno hasta el uranio ( Z  = 92), mediante su método. Había siete elementos (con Z < 92) que no se habían encontrado y, por lo tanto, se identificaron como aún no descubiertos, correspondientes a los números atómicos 43, 61, 72, 75, 85, 87 y 91. ^{[ 16 ]} Entre 1918 y 1947, se descubrieron estos siete elementos faltantes. ^{[ 17 ]} Para entonces, también se habían descubierto los primeros cuatro elementos transuránicos , de modo que la tabla periódica quedó completa sin huecos hasta el curio ( Z = 96).     

En 1915, no se comprendía la razón por la que la carga nuclear se cuantizaba en unidades de Z , que ahora se reconocía que eran iguales al número atómico del elemento. Una antigua idea, la hipótesis de Prout, postulaba que todos los elementos estaban formados por residuos (o "protilos") del elemento más ligero, el hidrógeno, que en el modelo de Bohr-Rutherford tenía un solo electrón y una carga nuclear de uno. Sin embargo, ya en 1907, Rutherford y Thomas Royds habían demostrado que las partículas alfa, con una carga de +2, eran los núcleos de los átomos de helio, cuya masa era cuatro veces mayor que la del hidrógeno, no dos. Si la hipótesis de Prout era cierta, algo debía estar neutralizando parte de la carga de los núcleos de hidrógeno presentes en los núcleos de los átomos más pesados.

En 1917, Rutherford logró generar núcleos de hidrógeno a partir de una reacción nuclear entre partículas alfa y gas nitrógeno , ^{[ 18 ]} y creyó haber demostrado la ley de Prout. En 1920, denominó a las nuevas partículas nucleares pesadas protones (nombres alternativos: proutones y protilos). Desde el trabajo de Moseley, se había evidenciado que los núcleos de los átomos pesados ​​tienen más del doble de masa de la que se esperaría al estar formados por núcleos de hidrógeno , por lo que se requería una hipótesis para la neutralización de los protones adicionales que se suponía presentes en todos los núcleos pesados. Se suponía que un núcleo de helio tenía cuatro protones más dos "electrones nucleares" (electrones ligados dentro del núcleo) para cancelar dos cargas. En el otro extremo de la tabla periódica, se creía que un núcleo de oro con una masa 197 veces mayor que la del hidrógeno contenía 118 electrones nucleares en el núcleo, lo que le daba una carga residual de +79, consistente con su número atómico.

El descubrimiento del neutrón por James Chadwick en 1932 puso fin a toda consideración sobre los electrones nucleares. A partir de entonces, se consideró que un átomo de oro contenía 118 neutrones en lugar de 118 electrones nucleares, y se comprendió que su carga nuclear positiva provenía enteramente de sus 79 protones. Dado que Moseley había demostrado previamente que el número atómico Z de un elemento es igual a esta carga positiva, quedó claro que Z es idéntico al número de protones de su núcleo.