Tabla periódica y su historia

 

Los químicos se dieron cuenta desde los comienzos del desarrollo de la Química, que ciertos elementos tienen propiedades semejantes.

En 1829 el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de establecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las similitudes entre los elementos cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus propiedades por otro.

Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad era de nuevo el peso atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía un significado preciso y Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como había un gran número de elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron desestimados.

Desde 1850 hasta 1865 se descubrieron muchos elementos nuevos y se hicieron notables progresos en la determinación de las masas atómicas, además, se conocieron mejor otras propiedades de los mismos.

Fue en 1864 cuando estos intentos dieron su primer fruto importante, cuando Newlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado los elementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una, observó que en muchos casos coincidían en las filas horizontales elementos con propiedades similares y que presentaban una variación regular.

Esta ordenación, en columnas de siete da su nombre a la ley de las octavas, recordando los periodos musicales. En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas similitudes ya había señalado Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue el considerar que sus columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual) debían tener siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas filas horizontales de elementos totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos fueran desestimados.

En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.

Meyer al estudiar los volúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al peso atómico observó la aparición en el gráfico de una serie de ondas. Cada bajada desde un máximo (que se correspondía con un metal alcalino) y subido hasta el siguiente, representaba para Meyer un periodo. En los primeros periodos, se cumplía la ley de las octavas, pero después se encontraban periodos mucho más largos. Aunque el trabajo de Meyer era notablemente meritorio, su publicación no llego a tener nunca el reconocimiento que se merecía, debido a la publicación un año antes de otra ordenación de los elementos que tuvo una importancia definitiva.

Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso atómico, Mendelyev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se rellenaban de acuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica dentro de los distintos periodos) de los elementos.

Esta ordenación daba de nuevo lugar a otros grupos de elementos en los que coincidían elementos de propiedades químicas similares y con una variación regular en sus propiedades físicas.

La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en sus primeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando la existencia de huecos en su tabla, Mendelyev dedujo que debían existir elementos que aun no se habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla.

Años más tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos elementos se aceleró y aparecieron los que había predicho Mendelyev. Los sucesivos elementos encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitio en esta nueva ordenación.

La tabla de Mendelyev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos descubrimientos relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy similar a la que él elaboró más de un siglo atrás.

Los últimos cambios importantes en la tabla periódica son el resultado de los trabajos de Glenn Seaborg a mediados del siglo XX, empezando con su descubrimiento del plutonio en 1940 y, posteriormente, el de los elementos transuránidos del 94 al 102 (Plutonio, Pu; Americio, Am; Curio, Cm; Berkelio, Bk; Californio, Cf; Einstenio, Es; Fermio, Fm; Mendelevio, Md; y Nobelio, No).

Seaborg, premio Nobel de Química en 1951, reconfiguró la tabla periódica poniendo la serie de los actínidos debajo de la serie de los lantánidos.

En las tablas escolares suele representarse el símbolo, el nombre, el número atómico y la masa atómica de los elementos como datos básicos y, según su complejidad, algunos otros datos sobre los elementos

Utilidad de la tabla

Otra clasificación que resulta importante conocer y es de gran utilidad en la nomenclatura es la que nos brinda información sobre la capacidad de combinación de los elementos o sea su valencia así como su estado o número de oxidación.

Existe una clasificación que ubica a los elementos representativos en ocho grupos identificados como A y a los de transición en B. Los elementos representativos son conocidos así porque el número de grupos representa la cantidad de electrones en su capa de valencia o sea el último nivel, y la cantidad de electrones en esa capa nos indica la valencia máxima que el elemento puede presentar.

La valencia de un elemento se refiere a la capacidad de combinación que presenta; en el caso de los no metales se relaciona con el número de átomos de hidrógeno con que se puede enlazar y en los metales con cuántos átomos de cloro se une.

Ejemplos:

El Calcio se puede unir a dos átomos de Cloro por lo que su valencia es dos. CaCl2

El Oxígeno forma agua uniéndose a dos hidrógenos, su valencia también será dos. H2O

El Nitrógeno se une a tres Hidrógenos en la formación de Amoníaco,su valencia es tres. NH3

En la nomenclatura de las sustancias inorgánicas resulta de mayor importancia aún conocer el estado de oxidación, este regularmente es la valencia con un signo que expresa la carga adquirida por el elemento al enlazarse con otros diferentes a él; es decir, átomos de distinta electronegatividad. El estado o número de oxidación generalmente expresa la cantidad de electrones que un átomo aporta en la formación de enlaces con otros átomos de elementos diferentes. (Ver: PSU: Química, Pregunta 02_2005)

Ejemplos:

El calcio se une al cloro formando el compuesto CaCl2; en este caso el Calcio tiene estado de oxidación +2 ya que emplea dos electrones al unirse con el Cloro quien presenta -1, al emplear sólo un electrón.

El oxígeno forma agua al unirse con un estado de oxidación de -2 con el hidrógeno que presenta +1.

Existen compuestos que nos permiten establecer diferencias entre valencia y número de oxidaxión.

Ejemplos:
El oxígeno al formarse el peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) presenta valencia dos mientras que su número de oxidación es -1; su fórmula es H2O2 y puede representarse con una estructura en donde se aprecia que cada oxígeno solo emplea un electrón para unirse al Hidrógeno quien sería el átomo diferente; sin embargo, son dos los enlaces que forma.

Ver: Tabla Periódica de los Elementos

Para más datos sobre la tabla y sus elementos, ir a:

http://personal1.iddeo.es/romeroa/latabla/Historiaelementos.htm

http://www.educaplus.org/sp2002/index_sp.php

http://www.lafacu.com/apuntes/quimica/Clasificacion_Periodica_de_Elementos/default.htm

 

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