Desarrollo De La Tabla Periódica

Desarrollo de la tabla periódica

En el siglo XIX, cuando los químicos sólo tenían una vaga idea respecto de los átomos y las moléculas, y sin saber aún de la existencia de los electrones y protones, desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas. Ya se habían hecho mediciones exactas de la masa atómica de muchos elementos. Ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas en una tabla periódica parecía una idea lógica para los químicos de aquella época, quienes pensaban que el comportamiento químico debería estar relacionado, de alguna manera, con la masa atómica. En 1864, el químico inglés John Newlandsl observó que cuando los elementos se ordenaban según sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes.

Newlands se refirió a esta peculiar relación como la ley de las octavas. Sin embargo, tal "ley" resultó inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio, por lo cual el trabajo de Newlands fue rechazado por la comunidad científica.

La tabla periódica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta entonces. En 1900 ya se habían incorporado en la lista alrededor de 30 elementos más, con lo que se completaron algunos de los espacios vacíos. En la figura 8.1 se muestra una tabla cronológica del descubrimiento de los elementos. A pesar de que esta tabla periódica tuvo gran éxito, sus primeras versiones mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma; amu del inglés) es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado sólo de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica actual (véase la parte interna de la cubierta del libro ). Pero ningún químico colocaría al argón, un gas inerte, en el mismo grupo que el litio y el sodio, dos metales muy reactivos. Dichas discrepancias sugirieron que otra propiedad diferente a la masa atómica debería ser la base de la periodicidad observada. Resultó que dicha propiedad se relaciona con el número atómico, concepto desconocido para Mendeleev y sus contemporáneos.

8.2 Clasificación periódica de los elementos

En la figura 8.2 se muestra la tabla periódica junto con la configuración electrónica en estado fundamental de los electrones externos de los elementos. (Las configuraciones electrónicas de los elementos también se encuentran en la tabla 7.3.) Empezando con el hidrógeno, se observa que los subniveles se llenan en el orden que se aprecia en la figura 7.24. De acuerdo con el tipo de subnivel que se ha llenado, los elementos se dividen en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y los actínidos. Los elementos representativos (llamados también elementos del grupo principal) son los elementos de los grupos lA a 7A, todos los cuales tienen incompletos los subniveles s o p del máximo número cuántico principal. Con excepción del helio, los gases nobles (los elementos del grupo 8A) tienen el subnivel p completamente lleno. (Las configuraciones electrónicas son 1s2 para el helio y ns2np6 para el resto de los gases nobles, donde n es el número cuántico principal del nivel más alto.)

Los metales de transición son los elementos de los grupos lB y 3B hasta 8B, los cuales tienen incompleto el subnivel d, o forman fácilmente cationes con el subnivel d incompleto. (Algunas veces se hace referencia a estos metales como los elementos de transición del bloque d.) La numeración no secuencial de los metales de transición en la tabla periódica (es decir, 3B-8B, seguida por lB-2B) obedece a la correspondencia que existe entre la configuración electrónica externa de estos elementos con la de los elementos representativos.

Por ejemplo, tanto el escandio como el galio tienen tres electrones externos. Sin embargo, como se encuentran en diferentes tipos de orbitales atómicos, se colocan en distintos grupos (3A y 3B). Los metales hierro (Fe), cobalto (Co) y níquel (Ni) no cumplen con esta clasificación y los tres se colocan en el grupo 8B. Los elementos del grupo 2B, Zn, Cd y Hg, no son elementos representativos ni metales de transición. Este grupo de metales no tiene un nombre especial. Cabe hacer notar que la designación de grupo A y B no es universal. En Europa, se utiliza B para los elementos representativos y A para los metales de transición, que es justamente lo opuesto al convenio de Estados Unidos.

Al analizar la configuración electrónica de los elementos de un grupo en particular se observa con claridad que siguen un patrón. Las configuraciones electrónicas para los grupos lA y 2A se indican en la tabla 8.1. Todos los miembros del grupo lA, los metales alcalinos, tienen configuraciones electrónicas externas semejantes; todos tienen un núcleo de gas noble y un electrón externo nsl. De igual manera, los metales alcalinotérreos que conforman el grupo 2A, tienen un núcleo de gas noble y una configuración electrónica externa ns2 Los electrones externos de un átomo, que son los implicados en el enlace químico, a menudo reciben el nombre de electrones de valencia. La semejanza en la configuración electrónica externa (es decir, que tienen el mismo número y tipo de electrones de valencia) es lo que hace que los elementos del mismo grupo se parezcan entre sí en comportamiento químico. Esta observación es válida para el resto de elementos representativos.

Representación de los elementos libres en las ecuaciones químicas

Una vez que se han clasificado los elementos de acuerdo con su configuración electrónica en estado fundamental, es posible estudiar la forma en que los químicos representan los metales, metaloides y no metales que aparecen como elementos libres en las ecuaciones químicas. Debido a que los metales no existen en unidades moleculares discretas, siempre se utilizan sus fórmulas empíricas en las ecuaciones químicas. Las fórmulas empíricas son los símbolos que representan a los elementos. Por ejemplo, la fórmula empírica del hierro es Fe, la misma que el símbolo del elemento. Para los no metales no hay una regla sencilla. Por ejemplo, el carbono existe como una red tridimensional de átomos, por lo que se utiliza su fórmula empírica (C) para representar el carbono elemental en las ecuaciones químicas. El hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y los halógenos existen como moléculas diatómicas, por lo que se utiliza su fórmula molecular (H2, N2, 02> F2, C12,Br2, 12)en las ecuaciones. La forma estable del fósforo es la molecular (P4), por lo que se utiliza P4.

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