La Tabla Periodica

Historia de la Tabla Periodica

1ra

Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849), profesor de Química en la universidad de Jena, hizo uno de los primeros intentos de clasificación de los elementos, cuando en 1817 mostró que el estroncio tenía una masa atómica aproximadamente igual a la media aritmética de las masas atómicas del Ca y del Ba, elementos similares a él. Posteriormente mostró la existencia de más grupos como éste, a los que llamó triadas, por ejemplo::

Cl - Br - I

Ca - Sr - Ba

S - Se - Te

Li - Na - K

2da

Alexander Emile Beguyer de Chancourtois, geólogo y profesor de l'Ecole de Mines de Paris estudió la clasificación y sistematización en Mineralogia. Necesitaba un sistema de sustancies simples para estudios litológicos y por eso comenzó a trabajar en una clasificación basada en los principios entonces en uso: clase, orden, etc.

En 1862 envió a la Academie de Sciences de Paris un informe donde proponía una clasificación de los elementos químicos colocados sobre la superfície de un cilindro. Los elementos se disponían sobre una linia diagonal formando un angulo de 45 º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente (expresados en números enteros), de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línia vertical. Chancourtois fue el primero en darse cuenta de que las propiedades de los elementos eran una función de su peso atómico. El sistema era más complejo pues también incluía compuestos (óxidos, amoníaco,) y aleaciones. Además el esquema resultaba complicado técnicamente de imprimir por lo que en su comunicación no se incluyó. Probablemente este hecho influyó en que su propuesta no fue demasiado conocida.

3ra

John A. R. Newlands publicó en 1864 una clasificación según un orden creciente de la masa atómica y en grupos de siete elementos, de manera que cada uno tenía propiedades similares al octavo elemento posterior. Las series eran:

H

F

Cl

Co, Ni

Br

Pd I Pt, Ir

Li Na K Cu Rb Ag Cs Os

*G Mg Ca Zn Sr Cd Ba, V Hg

B Al Cr Y Ce, La U Ta Tl

C Si Ti In Zr Sn W Pb

N P Mn As Di**, Mo Sb Nb Bi

O S Fe Se Rh, Ru Te Au Th

Newlands llamó a estas series ley de las octavas porque simulaba la escala musical. No obstante la siguiente serie comenzaba con tres elementos (Cl, K y Ca) pero después habíai 12 más hasta llegar al más parecido que era el Br. Parecía una arbitrariedad la periodicidad de ocho elementos, incluso le sugirieron que tal vez encontraría una periodicidad similar colocando los elementos por orden alfabético. En la tabla estaban todos los elementos conocidos entonces, incluidos los que hacía pocos años que se habían descubierto. El descubrimentode elementos nuevos podía cuestionar la tabla que parecía cerrada. Su propuesta fue rechazada por la Sociedad Química de Londres. A pesar de esto era la primera vez que se utilizaba una secuencia de masas atómicas.

4ta

En el año 1871 Mendeleiev presentó una nueva versión de la tabla en la que mejoró la localización de algunos elementos cuya posición no era satisfactoria. Recolocó el Pb como homólogo del Sn, separándolo así del Ba (Meyer ya lo había presentado así). Cambió la posición del U que estaba en el grupo del B (con un nuevo valor del peso atómico de 240) al grupo del Cr, justo debajo del W. Cambió el peso atómico del In y lo situó en el grupo del B, como Meyer había hecho un año antes. También el Ce, La y Th fueron cambiados de lugar y pasaron al grupo del Ti y Zr gracias a un cambio en los pesos atómicos. De esta manera eliminó los ocho elementos de transición que en la propuesta anterior habían quedado por abajo y separados del resto. No obstante algunos de ellos, como Yt, Er o Di, quedaban con valores de pesos atómicos aún no muy definidos.

Al mismo tiempo hizo un cambio de filas por columnas quedando la tabla así, prácticamente igual a la que manejamos actualmente. Sólo el U fue desplazado al grupo de los actínidos por Seaborg.

La tabla había sido pesentada como una ley general para todos los elementos sin ninguna excepción. Además de dejar casillas vacías, lo cual no era ninguna novedad pues ya Odling y Meyer lo habían hecho, se atrevió a predecir las propiedades de esos elementos aun por descubrir, deducidas a partir de los valores de los cuatro elementos que los rodeaban. La exactitud de estos valores se demostró cuando fueron descubiertos y dejó a los elementos no como entes aislados e independientes sino como nudos dentro de una red interrelacionada y bien definida.

I II III IV V VI VII VIII

H = 1

Li = 7 Be = 9,4 B = 11 C=12 N = 14 O = 16 F = 19

Na = 23 Mg=24 Al=27,4 Si=28 P = 31 S = 32 Cl = 35,5

K =39 Ca=40 ?=44 Ti=50? V =51 Cr =52 Mn =55 Fe=56, Co=59, Ni=59, Cu=63

(Cu=63) Zn=65 ? =68 ?=72 As =75 Se =78 Br =80

Rb=85 Sr=87 ?Yt =88? Zr=90 Nb =94 Mo =96 ?=100 Ru=104, Rh=104, Pd=104, Ag =108

(Ag=108) Cd=112 In =113 Sn=118 Sb =122 Te =128? J =127

Cs=133 Ba=37 ? =137 Ce=138? - - -

- - - - - - -

- - - - Ta=182 W=184 - Os=199, Ir=198?, Pt=197, Au=197

(Au=197) Hg=200 Tl=204 Pb=207 Bi=208 - -

- - Th=232 - Ur =240 -

5ta

Van den Broek había propuesto en 1912 que la mitad del peso atómico correspondía a la carga nuclear del átomo y que la clasificación periódica se había de hacer en base a este dato. Al año siguiente Henry Moseley estudió los espectros de rayos X de una serie de elementos contiguos de la tabla periódica. Los espectros presentaban unas rayas características que se desplazaban hacia menores longitudes de onda al tiempo que se avanzaba de un elemento al siguiente de la clasificación periódica.

La frecuencia de esas rayas se podía determinar mediante una fórmula empírica que era función de un número Z que correspondía a la posición del elemento en cuestión en la tabla. Este número recibió el nombre de número atómico y representa además del lugar que ocupa un elemento en la tabla, el número de protones del nucleo y por tanto de electrones

...