La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con
varios aspectos del desarrollo de la química y la física:
- El descubrimiento de los
elementos de la tabla periódica.
- El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los
elementos.
- La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y,
posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
- Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número
atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.
El
descubrimiento de los elementos
Aunque algunos elementos como el
oro (Au),
plata (Ag),
cobre (Cu),
plomo
(Pb) y el
mercurio (Hg) ya eran conocidos desde
la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento
ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista
Henning Brand descubrió el
fósforo (P). En el
siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más
importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la
química neumática:
oxígeno (O),
hidrógeno
(H) y
nitrógeno (N). También se consolidó en esos años
la nueva concepción de elemento, que condujo a
Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de
sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo
XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos
químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales
alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de
Humphry
Davy. En
1830
ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX,
con la invención del
espectroscopio, se descubrieron nuevos
elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas
espectrales características:
cesio (Cs,
del latín
caesĭus, azul),
talio (Tl,
de tallo, por su color verde),
rubidio
(Rb, rojo), etc.
La
noción de elemento y las propiedades periódicas
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la
tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de
elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en
comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos
siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades,
así como descubriendo muchos nuevos elementos.
La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción
moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso
claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso
generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de
Robert
Boyle en su famosa obra
El químico escéptico, donde
denomina elementos "
ciertos cuerpos primitivos y simples que no están
formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los
ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en
último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad,
esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los
cuatro elementos aristotélicos.
A lo largo del siglo XVIII, las
tablas de afinidad recogieron un nuevo modo
de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por
Lavoisier en su obra
Tratado elemental de química.
Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué
sustancias
de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran
sus propiedades y cómo aislarlos.
El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el
estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas
entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún
tipo de clasificación.
Los pesos
atómicos
A principios del siglo XIX,
John
Dalton (
1766–
1844)
desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus
estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal
aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que
permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por
Antoine Lavoisier (
1743–
1794) y las
leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones
múltiples, proporciones recíprocas).
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que
reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones
sobre el modo como se combinaban los
átomos
de las mismas. Estableció como unidad de referencia la
masa de un
átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió
el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un
sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del
oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un
compuesto binario, formado por un átomo de
hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este
punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a
priori.
Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8
afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo
tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo
de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las
masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la
actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas
relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton) que fue
posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las
incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de
polémicas y disparidades respecto a las
fórmulas y los
pesos atómicos, que sólo comenzarían a superarse, aunque no
totalmente, con el
congreso de Karlsruhe en
1860.
Metales,
no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por
Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se
clasificaran en
metales,
no metales y
metaloides
o
metales de transición. Aunque muy
práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue
rechazada debido a que había muchas diferencias en las
propiedades físicas
como
químicas.
Tríadas
de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de
propiedades
análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se
debe al químico alemán
Johann Wolfgang Döbereiner (
1780–
1849) quien en
1817 puso
de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de
ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero
al último. Posteriormente (
1827) señaló la existencia de otros grupos de tres
elementos en los que se daba la misma relación (
cloro,
bromo y
yodo;
azufre,
selenio
y
telurio;
litio,
sodio y
potasio).
A estos grupos de tres elementos se les denominó
tríadas y
hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta
regularidad entre los elementos químicos.
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos
elementos (y de sus
compuestos) con los
pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y
una variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos)
Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los
elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en
medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos
son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre
dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a
nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80
es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de
tríadas.
Chancourtois
En
1864,
Chancourtois
construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos
atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un
cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban
separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban
prácticamente sobre la misma
generatriz,
lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy
complicado y recibió poca atención.
Ley
de las octavas de Newlands
En 1864, el químico inglés
John Alexander Reina Newlands
comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su
observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus
pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a
partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al
primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún
descubiertos.
Ley de las octavas de Newlands
| 1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
Li
6,9
Na
23,0
K
39,0 |
Be
9,0
Mg
24,3
Ca
40,0 |
B
10,8
Al
27,0
|
C
12,0
Si
28,1
|
N
14,0
P
31,0
|
O
16,0
S
32,1
|
F
19,0
Cl
35,5
|
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias
(grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados
por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de
relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas
musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las
octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta
ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo
menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por
la
Royal Society, que concedió a Newlands su más alta
condecoración, la
medalla Davy.
Tabla periódica de
Mendeléyev
En 1869, el ruso
Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla
Periódica en
Alemania. Un año después lo hizo
Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación
periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la
masa atómica de los elementos.
Por ésta fecha ya eran conocidos 63
elementos de los 90 que existen en la
naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de
acuerdo con los criterios siguientes:
- Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
- Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes
como la valencia.
Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para
elementos por descubrir.
La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena
acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año
1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas
desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron
familia A y B.
En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los
hidruros
y
óxidos
de cada grupo y por tanto, implícitamente, las
valencias de esos elementos.
Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más,
el grupo cero, constituido por los
gas
noble descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no
aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían
cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química
(valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó
más completa.
El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia
de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos
cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las
propiedades de algunos de ellos: el
galio (Ga),
al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del
aluminio;
el
germanio
(Ge), al que llamó eka–silicio; el
escandio
(Sc); y el
tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir
de restos de un
sincrotrón en
1937, se
convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente
artificial.
La
noción de número atómico y la mecánica cuántica
La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y
problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los
descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos
radioactivos. Otro problema adicional eran las
irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación
por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades
químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las
parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace
necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de
la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.
Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse
satisfactoriamente hasta que
Henry
Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los
espectros de
rayos X
en 1913. Moseley comprobó que al representar la
raíz cuadrada de la
frecuencia
de la
radiación en función del número de orden en el
sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este
orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la
estructura
atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el
número atómico (Z) o número de
cargas
positivas del
núcleo.
La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica"
descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras
los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del
siglo XX.
En el primer tercio del siglo XX se construyó la
mecánica cuántica. Gracias a estas
investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la
ordenación de los
elementos en el sistema periódico está
relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos
elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes
propiedades químicas.
Para una tabla más detallada, puedes consultar:
Anexo:Tabla periódica
Clasificación
Grupos
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como
grupos.
Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma
valencia atómica, y
por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por
ejemplo, los elementos en el grupo
IA tienen valencia de 1 (un
electrón en su último
nivel de energía) y todos tienden a
perder ese electrón al enlazarse como
iones positivos
de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los
gases nobles, los cuales tienen lleno su último
nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos
extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según
la última recomendación de la
IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC)
de 1988,
[2]
los grupos de la tabla periódica son:
- Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
- Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos
- Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
- Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
- Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
- Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
- Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
- Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
- Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
- Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
- Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
- Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
- Grupo 13 (III A): los térreos
- Grupo 14 (IV A): los carbonoideos
- Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos
- Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
- Grupo 17 (VII A): los halógenos
- Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
Períodos
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas
períodos.
Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica,
los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes
pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo
número de
orbitales. Siguiendo esa norma, cada
elemento se coloca según su
configuración electrónica. El
primer período solo tiene dos miembros:
hidrógeno
y
helio;
ambos tienen sólo el
orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:
La tabla también está dividida en cuatro grupos,
s, p, d, f,
que están ubicados en el orden
sdp, de izquierda a derecha, y
f
lantánidos
y
actínidos.
Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo,
según el
principio de Aufbau.
Bloques o
regiones
Tabla periódica dividida en
bloques.
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos
según el orbital que estén ocupando los
electrones
más externos.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace
referencia al orbital más externo:
s,
p,
d y
f.
Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se
han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden
alfabético para nombrarlos.
Otras formas de
representar la tabla periódica
- Varias formas (en espiral, en 3D) [1];
- 1951. Forma en espiral, [2] ;
- 1960. Forma en espiral, profesor Theodor Benfey[3];
- 1995. Forma en espiral-fractal, Melinda E Green *[4];
- 2004, noviembre. Forma en espiral sobre dibujo de galaxia, Philip J.
Stewart [5];
Ovada: 
![[2]](http://en.wikipedia.org/wiki/Image:ChemicalGalaxy_Longman_1951.jpg){kind=link}