Historia de la Tabla Periódica

Johann Wolfgang Döbereiner

Döbereiner estudió el fenómeno de la catálisis, proceso por el cual se aumenta o disminuye la velocidad de una reacción química, y realizó algunos intentos de clasificación de elementos en tríadas, agrupándolos por sus afinidades y semejanzas.

Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois

Fue el primero en arreglar los elementos químicos según su peso atómico, poniendo en evidencia cierta periodicidad entre los elementos. Construyó una hélice de papel en la que estaban ordenados por pesos atómicos los elementos conocidos. Observó que las propiedades se repetían cada 8 elementos, pero esta observación no podía aplicarse más allá del calcio.

John Alexander Reina Newlands

Publicó una clasificación según el orden creciente de la masa atómica y agrupó los elementos en series de 7, de manera que cada uno tenía propiedades similares al octavo elemento. Llamó a estas series la Ley de las Octavas porque simulaba la escala musical.

Julius Lothar Meyer

Desarrolló una versión mejorada de la clasificación de los elementos. Meyer conoció la versión alemana del trabajo de Mendeleev, por lo que fueron dos descubrimientos paralelos e independientes. Las dos tablas eran muy similares y había muy poca diferencia. Meyer no separó los elementos en grupos principales como lo hizo Mendeleev, sino que los colocó intercalados. Meyer clasificó 55 elementos, mientras que Mendeleev incluyó todos los demás conocidos en su época. La clasificación de Meyer se basaba en la señalización de las propiedades físicas de los elementos, como el volumen atómico y el punto de ebullición.

Dmitri Ivanovich Mendeleev

Considerado el creador de la tabla periódica moderna, Mendeleev se ocupó de problemas químico-físicos relacionados con el espectro de emisión de los elementos, realizó determinaciones de volúmenes y analizó las condiciones de licuefacción de los gases, así como también el origen de los períodos. Organizó los elementos por peso atómico en una tabla de filas y columnas, y dejó cuadros vacíos que correspondían a elementos desconocidos en ese momento. Su genialidad radica en que predijo las propiedades de estos elementos aún no descubiertos, y sus predicciones se confirmaron con el descubrimiento del galio, el escandio y el germanio.

Henry Moseley

Su principal contribución fue la justificación cuantitativa del concepto del número atómico en la Ley de Moseley. Descubrió que los núcleos atómicos contienen cargas positivas iguales a su número atómico. Moseley estudió los espectros de rayos X y la relación entre las frecuencias de las líneas de emisión de rayos X, llegando a la conclusión de que la carga nuclear del átomo, a la que denominó número atómico, era la base fundamental para la organización de la tabla periódica.

Werner Karl Heisenberg

Heisenberg desarrolló un sistema de mecánica cuántica en el que la formulación matemática se basaba en las frecuencias y amplitudes de las radiaciones absorbidas y emitidas por el átomo, así como en los niveles de energía del sistema abierto. Sus contribuciones fueron fundamentales para comprender la estructura electrónica de los átomos y, por lo tanto, el comportamiento químico de los elementos.

Glenn Theodore Seaborg

Seaborg añadió 9 elementos nuevos a la tabla periódica, de los cuales uno fue el plutonio. Los otros elementos que descubrió fueron: americio, curio, berkelio, californio, einstenio, fermio, mendelevio, nobelio y seaborgio (nombrado en su honor). Además, desarrolló un centenar de isótopos atómicos y se le concede el crédito de haber realizado una contribución importante en la separación de los isótopos.

Propiedades Periódicas de los Elementos

Energía de Ionización (Potencial de Ionización)

Es la cantidad de energía que se requiere para desprender un electrón de un átomo en estado gaseoso y así obtener un ion, también en estado gaseoso. El electrón desprendido es el que se encuentra menos atraído al núcleo.

Afinidad Electrónica

Es el cambio de energía que se da al agregar un electrón a un átomo en estado gaseoso o a un ion, también en estado gaseoso.

Número de Oxidación

También conocido como estado de oxidación, es la carga con la que actúa un átomo en un compuesto o la valencia que el átomo ejerce en un compuesto.

Valencia

Es la capacidad de combinación de un átomo. Representa todos los posibles estados de oxidación con los que un átomo puede actuar al formar enlaces químicos.

Algunas reglas para determinar estados de oxidación y valencias:

1. Cualquier elemento en estado natural trabaja con valencia cero.
2. El hidrógeno generalmente actúa con +1, excepto en hidruros donde trabaja con -1.
3. El oxígeno generalmente actúa con -2, excepto en peróxidos donde trabaja con -1.
4. Los metales actúan con valencias positivas.
5. Los no metales pueden tener valencias positivas y negativas (por ejemplo: +5, +2, +4, +6, -2).
6. Los elementos representativos que se encuentren en la tabla periódica en grupos trabajarán con valencias pares.

Carácter Metálico o Conductividad Eléctrica

• Metales: Buenos conductores térmicos y eléctricos.
• No metales: Aislantes térmicos y eléctricos.
• Semiconductores: Elementos con propiedades intermedias entre metales y no metales. También llamados metaloides.

En los metales, al aumentar la temperatura, disminuye la conductividad eléctrica.

Propiedades de los Metales:

• Maleables y dúctiles.
• Por lo general, tienen puntos de fusión y ebullición altos (superiores a 400 grados Celsius).
• Poseen brillo característico.
• Poseen pocos electrones en su última capa, se consideran donadores de electrones.
• La mayoría son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio).
• Poseen una alta densidad.

Propiedades de los No Metales:

• Pobres conductores térmicos y eléctricos.
• No son maleables ni dúctiles.
• Generalmente son opacos y quebradizos.
• Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
• Tienen muchos electrones en su última capa, es fácil que atraigan electrones.
• La mayoría se encuentran como sólidos a temperatura ambiente, menos el bromo (Br), que se encuentra en estado líquido, y el hidrógeno (H₂) y el oxígeno (O₂), que son gases.

Propiedades de los Semiconductores:

• Contienen propiedades intermedias entre metales y no metales.

Carácter Magnético

Representa el comportamiento de los átomos frente a un campo magnético. Se distinguen dos grupos de elementos:

• Paramagnéticos: Son aquellos que atraen las líneas de fuerza del campo magnético porque sus orbitales están semillenos.
• Diamagnéticos: Repelen las líneas de fuerza del campo magnético porque sus orbitales están saturados.

Carga Nuclear Efectiva

Es el efecto protector de los electrones internos sobre los electrones externos. La carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha en un periodo y de abajo hacia arriba en un grupo de la tabla periódica.

Tamaño Atómico

El tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo, debido a la mayor atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones a medida que aumenta el número atómico. En un grupo, el tamaño atómico aumenta de arriba hacia abajo, ya que se incrementa el número de niveles de energía.

Radio Atómico

Es la distancia entre el núcleo del átomo hasta el orbital más externo ocupado por un electrón.

Radio Covalente

Es la distancia desde el centro del núcleo de un átomo hasta el punto medio entre este y otro átomo con el que forma un enlace covalente. Se presenta en moléculas.

Radio Iónico

• Positivo: Es el radio de un catión, que es más pequeño que el átomo neutro debido a la pérdida de electrones.
• Negativo: Es el radio de un anión, que es más grande que el átomo neutro debido a la ganancia de electrones.

Electronegatividad

Es la capacidad o fuerza de atracción que tiene un átomo por los electrones de enlace en un enlace químico.

• Enlace Covalente: Se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen está entre 0 y 1.7.
• Enlace Iónico: Se forma cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen es mayor a 1.7.