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HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA
En cualquier tentativa de clasificación de objetos, el fin es reunir aquellos que se parecen en algunos aspectos, y separar los que difieren. En cualquier caso real, existirán varios criterios de semejanza: y de acuerdo con el adoptado como base para la clasificación, la agrupación puede diferir, de modo que los objetos agrupados por su similitud en un aspecto, pueden ser separadas si la clasificación se basa en algún otro fundamento.
La mejor clasificación será aquella que reúna las cosas que se asemejan en el mayor número de aspectos. La clasificación de los elementos químicos ha sido desde hace mucho tiempo un tema atractivo. Los elementos han sido clasificados en metales y no metales; en ácidos y básicos, o lo que es lo mismo, en electropositivos y electronegativos; se han clasificado según su valencia y de acuerdo con muchas otras propiedades.
En todos estos sistemas muchos elementos aparecían en más de una clase, o bien elementos con pocas propiedades en común aparecían agrupados. Además las propiedades de los elementos usadas como base de la clasificación pueden variar con as condiciones en las cuales se observan dichas propiedades. El método mencionado en primer término, a saber, la división en metales y no metales, es a menudo conveniente; aunque, como en la mayoría de los sistemas, no es posible hacer una subdivisión exacta. Sin embargo, como una base general, pueden oponerse los metales y no metales de acuerdo a una serie de criterios, entre los que mencionaremos: reacción con el oxígeno y el hidrógeno, solubilidad en ácidos minerales, estado físico, peso específico, conducción del calor y la electricidad, ductilidad y maleabilidad, etc.
Para demostrar cuan difícil es trazar una línea rígida de demarcación entre metales y no metales, observamos que los no metales Arsénico, Antimonio y Teluro serían clasificados como metales si nos basáramos solamente en sus pesos específicos (alto para los metales) y su comportamiento como conductores del calor y la electricidad; por eso algunos introducen una tercera clasificación "los metaloides", para incluir los híbridos, o sea los elementos que tienen a la vez propiedades características de metales y no metales.
Los metales Litio, Magnesio y Aluminio tienen peso específico bajo, los no metales Carbono, Boro y Silicio son menos volátiles que la mayoría de los metales. El no metal Hidrógeno es un buen conductor del calor y la electricidad. Por tanto la división en metales y no metales no constituye sino un sistema grosero de clasificación adoptado arbitrariamente porque es conveniente.
En todos los cambios químicos, por lo menos una propiedad permanece inalterada, y los sistemas de clasificación de más éxito se basaron en primera instancia, en esta propiedad, a saber, en los PESOS ATÓMICOS DE LOS ELEMENTOS.
Los primeros esfuerzos en esta dirección fueron dificultados seriamente por la incertidumbre con respecto a los valores numéricos de los pesos atómicos, pero después de aclarar los químicos la confusión asociada con la teoría atómica de Dalton, y de obtener un sistema estable de pesos atómicos, los resultados fueron más prometedores.
Entre 1.826 y 1.829 J. D. Dobereiner observó algunas regularidades entre los pesos atómicos de ciertos elementos relacionados entre sí, pues encontró que la mayoría de los elementos químicamente relacionados presentaban casi el mismo peso atómico (por ejemplo el Hierro, Cobalto y Níquel) o sino exhibían una diferencia constante cuando se disponían en grupos de tres elementos.
Otra característica interesante es que el elemento del medio tenía aproximadamente el peso atómico igual a la semisuma de los pesos atómicos de los elementos del extremo. Estos grupos se llamaron Tríadas de Dobereiner, pero pronto se notó que su lista no era sino un fragmento de una ley más general.
Entre 1.863 y 1.866 J. A. R. Newlands publicó una serie de trabajos en que disponía a los elementos en orden ascendente de pesos atómicos, y notó que cada octavo elemento sucesivo era una especie de repetición del primero.
Según Newlands, los integrantes del mismo grupo están entre sí en la misma relación que los extremos de una o más octavas en música, y denominó provisionalmente a esta relación particular LEY DE LAS OCTAVAS.
Newlands notó que los elementos que pertenecían al mismo grupo "usualmente" aparecían en la misma columna y declaró que todas las relaciones numéricas que se habían observado entre los pesos atómicos (incluyendo las conocidas tríadas), son simplemente resultados aritméticos que fluyen de la existencia de la Ley de las Octavas. Esta ley de las octavas no llamó mucho la atención, probablemente porque los pesos atómicos erróneos interferían seriamente con la disposición. La ley de las octavas se presentó en 1.866 en una reunión de la Sociedad Química de Londres. Observaciones similares se aplican a algunas publicaciones de A. E. B de Chancourtois, en 1.862, donde también se proponía clasificar a los elementos por sus pesos atómicos.
Una de las dificultades de las octavas es que a partir del calcio los elementos no guardan la progresión regular en su valencia y propiedades de los elementos de las dos octavas anteriores. Newlands no encontró solución a este problema, no previó la necesidad de colocar el elemento en la columna que le correspondía sobre la base de sus propiedades, aunque tuviera que dejar algún espacio vacío, que podía ser ocupado en el futuro.
D. I. Mendeléiev y L. Meyer, con absoluta independencia y, tanto como podemos afirmar, desconociendo los trabajos de Newlands y Chancourtois, obtuvieron una visión mucho más clara de la ley de las octavas. Alrededor de 1.869 Mendeléiev dijo "cuando dispuse los elementos de acuerdo con la magnitud de sus pesos atómicos, empezando por el más pequeño, se hizo evidente que existe una especie de periodicidad en sus propiedades".
Expresado en otra forma: si los elementos se disponen en orden de pesos atómicos crecientes, sus propiedades varían de miembro a miembro en forma definida, pero retroceden acercándose más o menos a los mismos valores, en puntos fijos de la serie. Mendeléiev designó con el nombre de LEY PERIÓDICA a las relaciones mutuas entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos; estas relaciones son aplicables a todos los elementos y tienen el carácter de una función periódica, es decir que las propiedades de los elementos son una función periódica de sus pesos atómicos.
En consecuencia, Mendeléiev pudo construir una tabla donde los elementos se disponían horizontalmente en el orden de sus pesos atómicos y verticalmente de acuerdo con la semejanza en sus propiedades.
Las primeras tablas eran muy imperfectas debido a la poca seguridad de muchos pesos atómicos asignados entonces, pero, luego fueron corregidas y modificadas según los datos más exactos disponibles.
La tabla de Mendeléiev fue construida sobre la base de los pesos atómicos de los elementos, la propiedad más fundamental del átomo conocida entonces. Se sabe ahora, sin embargo, que las propiedades de los elementos son en realidad una función periódica de un número más fundamental que el peso atómico, a saber, el número atómico (Ley de Moseley).
Para salvar los inconvenientes de la tabla periódica de 8 columnas, en la cual, por ejemplo, los lantánidos y actínidos ocupan el lugar de un solo elemento, no existe una clara diferencia entre metales y no metales y no es satisfactoria la ubicación del conjunto Fe, Co, Ni, se propuso una tabla de 18 columnas o tabla extendida.
En esta tabla los elementos están ordenados de acuerdo a su número atómico creciente, es decir, que a lo largo de un período cada elemento tiene un electrón diferencial respecto al anterior.
En los tres primeros períodos este electrón diferencial se ubica en orbitales "s" o "p" de último nivel, estos son llamados elementos representativos. Al comenzar el cuarto período el electrón diferencial se ubica en el orbital "4s" en lugar del "3d", y, desde el Sc (21) hasta el Zn (30), los electrones completan el subnivel "3d", estos son los elementos de transición, desde el Zn al Kr (36) se completan los orbitales "4p".
Esta distribución se repite nuevamente en el período siguiente desde el Rb (37) hasta el Xe (54). En el sexto período desde el Ce (58) hasta el Lu (71) se ocupan los orbitales "4f", estos son los llamados lantánidos (por seguir al La), luego se completan los orbitales "5d" hasta el Hg (80) y los "5p" hasta el Rn (86). En el séptimo período ocurre algo similar, los actínidos del Th (90) al Lw (103) son elementos de transición interna.
Teniendo en cuenta la configuración electrónica, podemos distinguir cuatro grupos de elementos en la tabla de 18 columnas, a saber:1-. Gases inertes: tienen los subniveles "s" y "p" completos.
2-. Elementos representativos: tienen un subnivel "s" o un subnivel "p" incompletos, forman los grupos A de la tabla y se dividen en metales y no metales.
3-. Elementos de transición: en su penúltimo nivel hay orbitales "d" incompletos, todos son metales y forman los grupos B.
4-. Elementos de transición interna: en su antepenúltimo nivel tienen orbitales "f" incompletos, se dividen en lantánidos y actínidos.
Comenzando con el Hidrógeno, que es el elemento de peso atómico más bajo, y escribiendo los elementos en línea horizontal en el orden de sus pesos atómicos, llegamos a elementos que muestran una recurrencia de las propiedades de otros ya citados, a intervalos de 2, 8, 8, 18, 18 y 32 elementos respectivamente.
Si comenzamos una nueva línea de la tabla en cada una de estas recurrencias, esto es, al comienzo de cada nuevo período, encontramos los elementos dispuestos verticalmente en familias o grupos de propiedades químicas similares. Los períodos están numerados desde el 1 hasta el 7, los tres primeros se llaman períodos cortos, los otros como períodos largos. Los períodos están divididos en dos subgrupos, diferenciados como A (para elementos representativos) y B (para elementos de transición).
En los períodos 4 y 5 entran no 8 sino 18 elementos antes de alcanzar uno de propiedades similares. Así el Potasio es un metal alcalino íntimamente relacionado con el Sodio, el metal siguiente es el Rubidio, de entre los elementos colocados entre el K y el Rb (elementos del primer período largo) los diez elementos de la tabla se relacionan con elementos de períodos anteriores, pero de propiedades algo diferentes. Están colocados en el subgrupo B y tres de ellos, Fe, Co y Ni forman por si solos el grupo VIII B, pues su relación es demasiado estrecha para colocarlos en grupos separados, estos elementos de transición están colocados entre los ocho elementos en los períodos cortos.
Un fenómeno singular ocurre en el segundo período largo, pero en el tercero se advierte una nueva característica en la notable serie de catorce elementos, conocidos actualmente como lantánidos, intercalada entre los elementos típicos y los de transición, ellos constituyen una serie de elementos diferentes, que sin embargo tienen propiedades muy semejantes y determinan la extensión de este período a 32 elementos.
En tres ocasiones el orden asignado a los elementos se aparta del orden de los pesos atómicos, ello sucede con tres pares de elementos: Argón - Potasio; Cobalto - Níquel y Teluro - Yodo. En cada caso el orden asignado por los pesos atómicos esta invertido, para que estos elementos puedan ubicarse en los lugares que les corresponden por sus propiedades.
Esta inversión fue hecha por el mismo Mendeléiev, quien creía que posteriores determinaciones demostrarían que los pesos atómicos entonces aceptados eran inexactos, y que cuando fueran conocidos, los verdaderos valores coincidirían con el orden de la tabla periódica.
En consecuencia se han hecho nuevas determinaciones de los pesos atómicos de estos elementos; pero ellas no han podido indicar que los pesos atómicos habitualmente aceptados tengan errores. A pesar de ello, la concepción de Mendeléiev ha sido ampliamente justificada por descubrimientos más recientes, que han demostrado que la verdadera propiedad que fundamenta la clasificación periódica es el número atómico, constante a la que el peso atómico es aproximadamente proporcional.
La mayoría de las propiedades físicas y químicas bien definidas de los elementos son periódicas: valencia, peso específico, volumen atómico, dureza y maleabilidad, conductividad eléctrica, etc. Cuando se tabulan en función de los pesos atómicos de los elementos se obtiene una curva dividida en períodos.
Esto fue evidenciado por primera vez por Lothar Meyer para el volumen atómico (calculado como el cociente entre el peso atómico y su peso específico en el estado sólido), donde el volumen atómico disminuye del Litio al Boro, creciendo a través del Carbono, el Oxígeno y el Flúor hasta el Sodio y desciende pasando por el Magnesio hasta el Aluminio, y de aquí crece hasta el Potasio.
Los elementos Boro, Aluminio, Cobalto y Níquel ocupan los mínimos de la curva, mientras que los metales alcalinos ocupan las crestas, correspondiendo así con el hecho de tener volúmenes atómicos más grandes, es decir más espacio entre los átomos.
Mendeléiev y Meyer consideran necesario dejar en sus tablas espacios vacíos para elementos no descubiertos, y más particularmente para disponer a ciertos elementos relacionados entre sí en la misma columna vertical y predijeron que los elementos ausentes serían descubiertos mas tarde, y hasta en algunos casos pronosticó sus propiedades con minuciosidad considerable.
Cuando Mendeléiev anunció su tabla, había dos espacios vacíos en el grupo III, siendo denominados los elementos ausentes eka-Aluminio y eka-Boro respectivamente; y otro espacio en blanco debajo del Titanio en el grupo IV, cuyo elemento ausente fue llamado eka-Silicio (eka = análogo).
El carácter hipotético de estos elementos fue considerado como una debilidad de la ley, pero la debilidad se transformó en fuerza cuando aparecieron posteriormente el Galio, el Escandio y el Germanio, debidamente revestidos de las propiedades que concordaban tan íntimamente con los audaces pronósticos de Mendeléiev.
Este sistema es indudablemente superior a los métodos más antiguos, pues la ley periódica permite construir un sistema del máximo acabado posible, libre de excesiva arbitrariedad, y da poderosas evidencias circunstanciales de la corrección de los razonamientos empleados por Cannizzaro para reducir los valores de los pesos atómicos de los elementos (los pesos atómicos eran inciertos debido a las dificultades para determinar densidad de vapor y pesos específicos).
Los gases inertes descubiertos luego (no podían ser pronosticados sobre la base de la ley periódica), fueron ubicados entre la familia de los halógenos (fuertemente ácidos) y los metales alcalinos (fuertemente básicos).
La colocación del hidrógeno en la tabla ha dado lugar a muchas discusiones,"al ser univalente se asemeja a los metales alcalinos" (D. Mendeléiev) "o a los halógenos" (O. Masson). En general el hidrógeno es electropositivo como todos los metales alcalinos, pero no se considera un metal, es desplazado de los compuestos orgánicos por lo halógenos, y forma hidruros con los metales no muy diferentes de las sales hidrogenadas, parece ser un elemento errante y completamente fuera de lugar en el plan general y ocupa una posición única, como si fuera, la piedra angular de la estructura (Algunos han propuesto que es un miembro de una serie de elementos independientes todavía desconocidos).
Otra dificultad es la ubicación de las entonces llamadas tierras raras, algunas están ubicadas en base a sus pesos atómicos (Sc -45,10- e Y -88,92-), y otras relegadas a una clase propia.
Un estudio de B. Brauner consideró que debían agruparse como los asteroides de un sistema planetario (teoría asteroide de las tierras raras), de acuerdo con este punto de vista a excepción de Sc e Y, se colocaron en el sexto y séptimo período."Si las propiedades de los elementos son dependientes de los pesos atómicos, la existencia de dos elementos con propiedades diferentes y aproximadamente los mismos pesos atómicos debe ser imposible" (D. Mendeléiev).
De aquí nace la dificultad que se presente con los elementos Co y Ni, Ru y Rh, etc., las propiedades de estos elementos no hubieran sido sospechadas nunca en base a la ley periódica.
Algunos elementos están ubicados en la tabla en base a sus pesos atómicos, en oposición a sus propiedades, como es el caso de Cu, Ag y Au, la trivalencia del oro parece ser incompatible con la valencia de sus compañeros, aunque en su posición inicial la serie: PtCl4; AuCl3; HgCl2; TlCl es sugestiva. El Tl es muy parecido al Pb, pero el sulfato y algunas otras sales son completamente diferentes a las sales de plomo.
Otros elementos que parecen ser químicamente semejantes están separados en la tabla, por ejemplo, el Cu y el Hg, el Ba y el Pb, etc. la posición de dichos elementos en la tabla no da ningún indicio de esos caracteres, sin embargo, podría argumentarse que presentan muchas diferencias esenciales, así, las propiedades del Hg y Cu, y las propiedades de sus cloruros y sulfatos muestran grandes contrastes, también es muy diferente la estabilidad de los cloruros cuproso y mercurioso. Los peróxidos de Pb y Ba parecen tener constitución distinta. El sesquióxido de talio (Ta2O3, corresponde a otros sesquióxidos - más estables - del grupo, pero hay muchos puntos importantes de semejanza entre el Tl y los metales alcalinos y entre la Ag y el Pb.
En 1.903 Rutherford y Soddy adelantaron la teoría de la desintegración espontánea, según la cual, el átomo de un elemento radioactivo es una estructura compleja, potencialmente inestable, y se produce su desintegración espontánea en una proporción dependiente de las características de la naturaleza del elemento en cuestión, con emisión de una partícula y formación simultánea de un átomo de otro elemento.
A partir de esta teoría se comenzó a investigar la naturaleza química de los distintos elementos que comprende la serie radioactiva, con el objeto de caracterizarlos y poder asignar sus lugares propios en la tabla periódica. Hay dos hechos importantes a ser comentados; el primero es que, a pesar de ser sus propiedades radioactivas completamente distintas, no todos estos variados elementos, son químicamente distintos entre sí, y, en algunos casos, no son diferentes de otros elementos ya conocidos anteriormente. En segundo lugar, la posición de los elementos en la tabla esta estrechamente relacionada con la naturaleza del cambio que los ha engendrado.
A principio de 1.913 varios investigadores establecieron que la expulsión de una partícula alfa por un elemento radioactivo, determina que el producto residual traslade su posición en la tabla "dos lugares" en la dirección de las masas decrecientes, de modo que el producto residual no se encuentra en la familia próxima, sino en la subsiguiente. Análogamente, cuando un elemento emite una partícula beta, el producto traslada "un lugar" en dirección opuesta a la correspondiente, por lo tanto dos cambios acompañados por la emisión de partículas beta, y uno por la emisión de partículas alfa, llevarían al producto nuevamente a su posición de origen en la tabla, esta es la regla del desplazamiento.
Cuando cualquier número de elementos radioactivos ocupan el mismo lugar en la tabla, estos no pueden ser separados por ningún procedimiento químico conocido, Soddy, los denominó ISÓTOPOS.
Los isótopos de elementos no radioactivos se estudiaron con el espectrógrafo de masas construido por Aston.
En general, los compuestos se ubican en dos clases, electrolitos (que fundidos o en solución conducen la corriente eléctrica) y no electrolitos.
La unión de los átomos que constituye una valencia "no ionizable" debe diferir en algún aspecto importante de la unión correspondiente a una valencia ionizable.
G. N. Lewis y W. Kosel han conseguido aplicar a este problema las consecuencias del concepto moderno del átomo (en ese entonces), y los de la valencia en general, con considerable éxito. Ambos supusieron que la disposición de los electrones más externos que se encuentran en los gases inertes constituyen las estructuras más estables, y que la combinación de los átomos se produce de modo de alcanzar dichas estructuras estables -esto es dos electrones en el caso del Helio y ocho electrones en todos los demás casos-.
En todo esto se supone que los electrones externos son electrones valencia. La teoría de Kosel explica satisfactoriamente la unión iónica, donde por ganancia o pérdida de electrones, el átomo, ahora ion, adquiere la configuración de un gas inerte.
Esta teoría es inaplicable a compuestos "no ionizables", ahora denominados covalentes, el 1.916 Lewis propuso la teoría que obvia esta dificultad (Teoría del octeto electrónico), dando la idea que la unión se formaba por la coparticipación de electrones de ambos elementos.
Esto se representa actualmente con el símbolo del elemento considerado, rodeado de tantos puntos como electrones tenga en su órbita externa.
Con el advenimiento de la teoría cuántica de Planck y al considerar (Einstein - 1.905 y De Broglie - 1.925) que las radiaciones y partículas elementales de un átomo tienen un comportamiento dual, Heisemberg mostró la imposibilidad teórica de determinar simultáneamente la velocidad y posición del electrón (Principio de incertidumbre). Esto trajo como consecuencia inmediata abandonar el concepto de órbita del modelo de Bohr en reemplazo de la idea de región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima, es decir nace el concepto de orbital electrónico.
La representación de esta situación para átomos complejos se hace a través de cuatro parámetros llamados números cuánticos, que permiten, caracterizar el nivel energético y delimitar la región de mayor probabilidad de encontrar al electrón, lo que permite, armar un nuevo modelo llamado vectorial (por la representación de los electrones por flechas) o de las cajas cuánticas.
En términos prácticos se representa un orbital por un rectángulo cruzado por una diagonal, donde se ubican, ninguno, uno o dos flechas, que representan a ninguno uno o dos electrones, de acuerdo al nivel energético que debido a la combinación de los distintos números cuánticos, le corresponda a cada elemento.
Los elementos con número mayor de 92, llamados transuránicos, son producidos por aceleradores de partículas, por ejemplo, ciclotrones y tradicionalmente el grupo que produce el elemento por primera vez le asigna el nombre.
Al descubrirse los elementos 104 y 105 surgió un problema, ya que para el elemento 105 un grupo de Berkeley, California, propuso el nombre Rutherforio y otro grupo de Dubna, Rusia, propuso el nombre Kurchatovio, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) decidió entonces recomendar que los elementos nuevos que se descubrieran llevarán los nombres correspondientes a su número atómico hasta que se estableciera fehacientemente la prioridad de su descubrimiento.
Los símbolos de estos elementos se forman de acuerdo a su número atómico y consisten en tres letras, cada una de las cuales es la primera de las siguientes raíces:
