Historia de la Tabla Periódica

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Historia de la Tabla Periódica
La evolución de la tabla periódica, desde la primera ordenación de los elementos, ha
tenido lugar a lo largo de más de un siglo de historia y ha ido pareja al desarrollo de la ciencia.
Aunque los primeros elementos conocidos, como el oro, el hierro se conocían desde antes de
Cristo (recuerda que el hierro, por su importancia en la evolución de la humanidad ha dado
nombre a una época), todavía hoy se investiga la posible existencia de elementos nuevos para
añadir a la tabla periódica.
Como en la naturaleza la mayoría de los elementos se encuentran combinados formando
compuestos, hasta que no fue posible romper estos compuestos y aislar sus elementos
constituyentes, su conocimiento estuvo muy restringido. Fue en el año 1800 cuando se descubrió
el fenómeno de la electrólisis (ruptura de un compuesto mediante el uso de energía eléctrica). Este
descubrimiento impulsó hacia delante el descubrimiento de nuevos elementos. Así, de poco más
de diez que se conocían hasta el Siglo XVIII, en el que se habían descubierto los elementos
gaseosos (hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y cloro) y algunos metales (platino, níquel, manganeso,
wolframio, titanio vanadio y plomo), en las primeras décadas del siglo XIX se descubrieron más
de 14 elementos, y posteriormente, a ritmo algo más lento se siguieron descubriendo otros nuevos.
Así, en 1830 se conocían ya 55 elementos diferentes, cuyas propiedades físicas y químicas
variaban extensamente. Fue entonces cuando los químicos empezaron a interesarse realmente por
el número de elementos existentes. Preocupaba saber cuántos elementos diferentes existían y a
qué se debía la variación en sus propiedades. Sería Berzelius quien llevase a cabo la primera
agrupación de los elementos, ordenándolos alfabéticamente e incluyendo el dato de su peso
atómico. Sin embargo, esta agrupación no atrajo el interés de los científicos de la época.
Hasta ese momento, nadie parecía haber advertido la posible
periodicidad en las propiedades de los elementos químicos, entre otras
razones, porque el número de elementos que quedaban por descubrir
dejaba demasiados huecos como para poder atisbar orden alguno en
las propiedades de los mismos. Además, todavía no existía un criterio
claro para poder ordenar sus propiedades, ya que el peso atómico de
un elemento, que fue el primer criterio de ordenación de los
elementos, no se distinguía con claridad del peso molecular.
Fue en 1829 cuando 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 la había un gran número de elementos por descubrir, que impedían
establecer nuevas conexiones, sus trabajos fueron desestimados.
Ante la dificultad que la falta de definición del concepto de los pesos de las especies
suponía, y el creciente interés que el descubrimiento de los elementos y de otros avances
científicos suscitaba, otro ilustre químico, Kekulé, tomo una histórica iniciativa, que consistió
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en convocar a los químicos más importantes de toda Europa para llegar a un acuerdo acerca de los
criterios a establecer. Esta convocatoria dio lugar a la primera reunión internacional de científicos
de la historia y tuvo consecuencias muy importantes, sobre todo gracias a los trabajos del italiano
Avogadro, que brillantemente expuestos en la reunión por su
compatriota Cannizzaro, llevaron a la consecución del esperado
acuerdo que permitiría distinguir al fin los pesos atómico, molecular y
equivalente. Así, algunos químicos empezaron a realizar intentos de
ordenar los elementos de la tabla por su peso atómico.
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, ya que el
octavo elemento da comienzo a una nueva columna. 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.
Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso
atómico, Mendeliev 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. Además, observando la existencia de huecos en su
tabla, Mendeliev 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, el descubrimiento de nuevos elementos se aceleró y
aparecieron los que había predicho Mendeliev. Los sucesivos elementos encajaban en esta tabla.
Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitio en esta nueva ordenación. La tabla de
Mendeliev fue aceptada universalmente y hoy se usa una tabla muy similar a la que él elaboró
más de un siglo atrás.
¿Qué es la tabla periódica?
Se trata de una ordenación de los elementos de acuerdo con el criterio de número atómico, (es
decir, el número de protones que contiene el núcleo del átomo). La tabla periódica indica ciertas
propiedades químico físicas de cada elemento. La tabla se puede dividir en filas horizontales y
columnas verticales. Las filas constituyen periodos, a lo largo de los cuales el número atómico
aumenta (y el peso atómico, por tanto aumenta también). A su vez, los electrones van
completando la capa de valencia, lo que provoca variaciones armónicas en las propiedades físicoquímicas de los elementos. Todos los elementos de un periodo tienen el mismo número de capas
electrónicas completas. Es la última capa la que se va completando a medida que se avanza por
éste.
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Las columnas de la tabla constituyen familias de elementos, que tienen en común la
estructura electrónica. Debido a ello presentan importantes similitudes en sus propiedades
químicas y físicas y variaciones muy regulares de las mismas. Ejemplos de familias importantes
son la de los metales alcalinos (IA), familia del oxígeno (VIA) halógenos (VIIA).
De izquierda a derecha aumenta el número atómico y la electronegatividad, a la vez que
disminuye el radio. De arriba a abajo aumenta el radio y el número atómico, y disminuye la
electronegatividad. Teniendo en cuenta la periodicidad de los elementos de la tabla, podemos
hacernos una idea de lo enormemente útil que nos resulta la tabla periódica, ya que nos permite
predecir las propiedades de un elemento a partir de su posición en la tabla periódica, por similitud
con las de otros conocidos de su familia o periodo.
Energía de Ionización
El potencial de ionización es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro,
gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido.
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Podemos expresarlo así:
Átomo neutro gaseoso + Energía
Ion positivo gaseoso + e-
Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. El segundo potencial de
ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial
de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el
del átomo y la fuerza electrostática es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva
la misma carga nuclear. Por ejemplo, en el caso del Aluminio:
Al (g)
Al + (g)
Al +2 (g)
Al +3 (g)
Al + (g) + eAl +2 (g) + eAl +3 (g) + eAl +4 (g) + e-
I1 = 580 kJ/mol
I2 = 1815 kJ/mol
I3 = 2740 kJ/mol
I4 = 11600 kJ/mol
El potencial o energía de ionización se expresa en
electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6.10-19 culombios . 1 voltio = 1,6.10-19
julios
Si el potencial de ionización de un átomo fuera 1
eV, para ionizar un mol (6,02.1023 átomos) de dichos
átomos serían necesarios 96,5 kJ.
En los elementos de una misma familia o grupo
el potencial de ionización disminuye a medida que
aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.
En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de
mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, pues
el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, a su vez, los
electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento de la atracción nuclear
sobre los electrones periféricos.
En los elementos de un mismo período, el potencial de ionización crece a medida que
aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha. Esto se debe a que el electrón
diferenciador o último de los elementos de un período está situado en el mismo nivel energético,
mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción, y, a su
vez, el número de capas interiores no varía y el efecto pantalla no aumenta.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su
configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para
arrancar un electrón.
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Afinidad Electrónica (Electroafinidad)
La Afinidad Electrónica o Electroafinidad, EA , es el cambio de energía asociado a
la adición de un electrón extra a un átomo gaseoso:
X (g) + e -
X - (g) + energía liberada
De acuerdo con las convenciones, el signo de esta energía liberada tendrá un valor + si
la recibe el agente exterior, o bien negativa desde el punto de vista del átomo que la pierde.
Ambas escalas positivas y negativas existen, así es que debemos darnos cuenta del sentido que
se le asigna. Los siguientes valores dan cuenta de la tendencia en un periodo y en un grupo.
En un período aumenta hacia la derecha debido a que los elementos situados en esta
zona (no metales) tienen más tendencia a captar electrones, aunque existen muchas
irregularidades:
ELECTROAFINIDAD
crece a la derecha
Átomo
Electroafinidad
(KJ/mol)
Li
Be B
C
N
O
F
Ne
59,81 38,2 26,7 122,5 -6,8 140,9 328,0 -19,9
En un mismo grupo, disminuye hacia abajo, debido a que los átomos cada
vez son más grandes y el electrón adquirido está más alejado del núcleo y por lo tanto
menos atraído:
ELECTROAFINIDAD
disminuye hacia abajo
Átomo
Electroafinidad
(KJ/mol)
F
Cl
Br
I
328,0
324,0
316,0
295,0
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La importancia de esta propiedad estriba en su utilidad para predecir el carácter
oxidante de un elemento químico, ya que un elemento actúa como oxidante cuando es capaz
de aceptar electrones.
Electronegatividad
De acuerdo con L. Pauling, la electronegatividad es "la fuerza con que un átomo, en
una molécula, atrae hacia sí los electrones que lo unen con otro átomo".
La electronegatividad de un elemento depende de su estado de valencia y, por lo
tanto, no es una propiedad atómica invariable. La escala original, propuesta por Pauling en
1932, se basa en asignar valores arbitrarios de la siguiente forma:
El radio atómico e iónico
El radio atómico
El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de un
mismo elemento unidos entre sí. Estas distancias se calculan mediante técnicas de difracción de
rayos X, neutrones o electrones.
Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el valor de Z, es decir, hacia
abajo, ya que el número de niveles electrónicos aumenta en el mismo sentido.
En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico, pues
el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y la carga nuclear va aumentando.
Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza, para igual distancia, a los electrones
periféricos, lo que produce la correspondiente disminución. En los períodos largos la variación
es más irregular, existiendo dos mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno
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correspondiente.
Los elementos del grupo primero son los de mayor radio atómico.
El radio iónico
El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones,
adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.
Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 (alcalinos) tienen una configuración
electrónica del tipo ...ns1; lo más fácil es que pierdan ese electrón del orbital del nivel superior,
más débilmente atraído por el núcleo, y que adquieran la estructura electrónica del gas noble
anterior. Por tanto, la carga nuclear será mayor que la electrónica, con lo que el núcleo atraerá
con más fuerza a los electrones, y el radio iónico será menor que el radio atómico.
Todo lo contrario ocurre en los elementos del grupo VIIA (halógenos). En éstos la
configuración electrónica es del tipo ...ns2 np5, con lo que es más fácil que completen el orbital
p ganando un electrón, luego su carga nuclear será menor que la electrónica y la atracción que
ejercerá el núcleo sobre los electrones será también menor. Por tanto, los radios iónicos, en este
caso, son mayores que los atómicos.
Podemos generalizar diciendo que los iones cargados negativamente (aniones) son
siempre mayores que los átomos de los que derivan, aumentando su tamaño con la carga
negativa, aunque no significativamente; los iones positivos (cationes), sin embargo, son siempre
menores que los átomos de los que derivan, disminuyendo su tamaño significativamente al
aumentar al carga positiva.