HISTORIA DEL DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA

A finales de la década de 1790, el científico francés Antoine Lavoisier recopiló una lista de los elementos conocidos hasta ese momento. La lista contenía 23 elementos, muchos de los cuales como la plata, el oro, el carbono y el oxígeno, se conocían desde tiempos prehistóricos. La década de 1800 trajo muchos cambios al mundo, incluido el aumento del número de elementos conocidos. El advenimiento de la electricidad, que se utilizó para dividir compuestos en sus elementos componentes, y el desarrollo del espectrómetro, que se utilizó para identificar los elementos aislados hacía poco, jugaron papeles importantes en el avance de la química. De igual forma lo hizo la revolución industrial de mediados de la década de 1800, que condujo al desarrollo de muchas nuevas industrias que se basaban el la química, como la industria de los petroquímicos, jabones, tintes y fertilizantes. Para 1870 se conocían cerca de 70 elementos, casi tres veces el número conocido en la época de Lavoisier. Junto con el descubrimiento de nuevos elementos llegaron grandes cantidades de datos científicos relacionados con los elementos y sus compuestos. Los químicos de la época estaban colmados con el aprendizaje de las propiedades de tantos elementos y compuestos nuevos. Pero necesitaban una herramienta para organizar los muchos hechos relacionados con los elementos. Un paso significativo hacia esta meta se logró en 1860, cuando los químicos acordaron un método para determinar con exactitud las masas atómicas de los elementos. Hasta ese momento, muchos químicos utilizaron distintos valores de masa en sus trabajos, lo cual dificultaba que los resultados del trabajo de uno fueran reproducidos por los otros. Con las recién acordadas masas atómicas de los elementos, la búsqueda de las relaciones entre masa atómica y propiedades de los elementos comenzó en serio.

El descubrimiento de la tabla periódica

En 1859 Johan W. Dóbeeiner, químico alemán, observó que ciertos grupos de elementos tenían propiedades similares. Las triadas de Döbreiner, como él las llamó, incluían cloro, bromo y yodo (parte de una familia ahora conocida como los halógenos); calcio, estroncio y bario (de los metales alcalino-térreos); y azufre, selenio y telurio (de los calcógenos). Döbereiner destacó el hecho de que el miembro de la mitad de cada triada tenía un peso atómico muy cercano a la media aritmética (promedio) de los pesos atómicos de los otros dos elementos. Muchos químicos de la época no parecieron impresionarse. La relación de Döbereiner parecía ser sólo comparativamente válida para pocos elementos. No obstante, él fue aparentemente el primero en salir adelante con una relación sistemática entre algunos elementos.

En 1859 el químico alemán R. W. Bunsen (inventor del mechero Bunsen) y el físico G:R: Kirchhoff desarrollaron el espectroscopio, que condujo rápidamente al descubrimiento de muchos nuevos elementos. Luego, en 1860, el químico italiano Stanislav Cannizzaro aclaró la distinción entre átomos y moléculas y demostró que muchos de los “pesos atómicos” previamente determinados eran realmente pesos moleculares. Esto permitió la tabulación razonablemente precisa y consistente de un conjunto de pesos atómicos de los elementos.

El siguiente intento que se conoce para correlacionar las propiedades en el peso atómico no sucedió sino en 1852, cuando un geólogo francés, Alexandre de Chancourtois, ordenó los elementos entonces conocidos en una línea espiral alrededor de un cilindro desde el fondo hasta la punta. Dividió la circunferencia del cilindro en 16 subdivisiones y procedió a demostrar que los elementos con propiedades similares terminaban en la parte superior de cada uno entre sí en vueltas adyacentes de la espiral. Chancourtois denominó su representación el tornillo telúrico. Tampoco atrajo mucho la atención.

John Newlands. En 1864, el químico inglés John Newlands (1837-1898), propuso un esquema de organización de los

elementos. Newlands observó que cuando los elementos se organizaban por orden ascendente de masa atómica, sus propiedades se repetían cada octavo elemento. Es decir, que el primer elemento con el octavo tenían propiedades similares, el segundo con el noveno y así sucesivamente. Un patrón como éste se llama periódico porque se repite de manera específica. Esta relación periódica de las propiedades químicas Newlands la denominó ley de octavas, debido a que una octava es un grupo de notas musicales que se repite cada octavo tono.En 1864 el químico inglés John Newlands, gran amante de la música, afirmó que si los elementos se ordenaban según su peso atómico ascendente, había una repetición de las propiedades en cada octavo elemento. Newlands creyó que había algún tipo de relación mística entre la química y la música y sus colegas químicos se burlaban de él por hacer esta asociación. Este aspecto oscureció aparentemente el significado real del trabajo de Newlands, y no fue reconocido públicamente sino 23 años más tarde. Pero mucho antes estas diferentes versiones de la tabla periódica se habían publicado.

En 1869, el químico alemán J. L. Meyer y el químico ruso D. I. Mendeleiev presentaron, en forma independiente, clasificaciones periódicas muy semejantes basadas en el incremento del peso atómico.

No obstante a Mendeleiev se le da mayor crédito que a Meyer porque publicó primero su esquema de organización y persistió en demostrar mejor su utilidad.

El término periódico significa repetición a intervalos regulares y en estas clasificaciones los elementos se han agrupado basándose en las similitudes de sus propiedades y en el incremento de los pesos atómicos.

En tiempo de Medeleev se conocían 63 elementos, cuyas combinaciones producían millares de compuestos. Para ordenarlos cortó 68 cuadros de cartón y escribió en cada uno el nombre de uno de los elementos, su peso atómico y sus características principales, ordenándolos de distintas maneras hasta que en 1869 encontró un arreglo natural

que empezaba por el hidrógeno, que es el más ligero, y terminaba con el uranio, cuyos átomos eran los más pesados; entre ellos se encontraban clasificados los demás y había un incremento gradual de los pesos atómicos. Las propiedades de cualquiera de los elementos dependían del lugar que ocupaba en el ordenamiento periódico.

Mendeleev propuso una ley periódica: “cuando los elementos se estudian en orden creciente de sus pesos atómicos, la similitud de las propiedades ocurre periódicamente, es decir, las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos”;; por lo tanto, ordenó de tal manera los elementos, que aquellos similares aparecen en columnas verticales llamas grupos.

La tabla periódica larga que en 1895 presentó Alfred Werner, es sin lugar a dudas una de las que más se utiliza actualmente con algunas adaptaciones y fue el primer sistema periódico con la estructura larga que permite separar a los grupos A de los B, la colocación de los elementos dentro de la tabla coincide con las configuraciones electrónicas de los elementos aun cuando fue realizada muchos años antes de que éstas se conocieran, pero la serie de los lantánidos y la de los actínidos sólo tienen una casilla para cada una.

Al ordenar los elementos en la tabla periódica, fue natural dar a cada uno un número que indicara su posición en ella, aunque no se le concedió ningún significado físico hasta que Rutherford impuso su modelo de átomo con un núcleo central diminuto y positivo.

En 1918, el físico inglés Henry Gwyn Moseley generó rayos X de diferentes longitudes de onda la bombardear sucesivamente con rayos catódicos el núcleo de 42 elementos sólidos diferentes; la frecuencia de los rayos X depende del metal que forma el ánodo en el tubo de rayos X.

Moseley encontró que las longitudes de onda de los rayos X se hacen más cortas a medida que aumenta la carga del núcleo, es decir, aumenta el número atómico.

El número atómico es el número de orden de un elemento en la tabla periódica y representa, además el valor de la carga del núcleo y el número de protones.

Al ordenar los elementos de acuerdo con los números atómicos se obtiene un sistema periódico más satisfactorio y se deriva una ley periódica que se conoce con el nombre de Ley periódica de Moseley que dice: las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos.

QUIMICAZARRAGAMC GRAW HILL TERCERA EDICIÓN

RADIO ATÓMICOEs la mitad de la distancia internuclear entre 2 átomos enlazados

ENERGIA IONIZACIÓNEs la energía necesaria para arrancar proa completo un electrón a un átomo aislado en fase gaseosa, se mide experimentalmente por medio de la espectroscopia.

AFINIDAD ELECTRONICAEs la energía liberada en la formación de un anión a partir de un átomo neutro y aislado en estado gaseoso.

ELECTRO NEGATIVIDAD

Es la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones hacia él con un enlace químico.

QUIMICA MEGATOMO 1EDITORES LIDA ERRANOVACARLOS JAVIER MOSQUERA SUAREZ

RADIO ATÓMICOEs la mitad de la distancia entre 2 átomos

ENERGIA DE IONIZACIÓNEs la energía mínima requerida para sacar un electrón de un átomo gaseoso neutro.

AFINIDAD ELECTRONICAEs la energía que libera un átomo gaseoso neutro cuando ha ganado un electrón.

ELECTRO NEGATIVIDADEs una propiedad periódica que se refiere a la tendencia de un átomo o de una molécula para atraer electrones.

QUIMICAT. FLORES PUBLICACION CULTURAL7 REIMIPRESIÓNMEXICO 1999

RADIO ATÓMICOEs la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos no unidos entre sí.

ENERGIA DE IONIZACIÓNEs una medición cuantitativa de la facilidad en la que el átomo neutro cede un electrón periférico.

AFINIDAD ELECTRONICAEs la energía que se despende cuando un átomo gaseoso neutro gana un electrón. En este proceso el átomo queda con una carga negativa.

ELECTRO NEGATIVIDADEs una medida de la atracción de un átomo combinado por un electrón de enlace.

QUÍMICA: MATERIA Y CAMBIOLAUREL PINGRANDOMc Graw Hill

RADIO ATÓMICOSe define como la mitad de la distancia entre núcleos adyacentes en un cristal del elemento.NO METALESSe define como la mitad de la distancia entre núcleos de átomos idénticos químicamente enlazados

RADIO IÓNICO Es el radio de los iones ya sea catión o anión

ENERGÍA DE IONIZACIÓN. Se define como la energía necesaria para remover un electrón de átomos gaseosos

ELECTRONEGATIVIDADLinda la capacidad relativa de sus átomos de atraer electrones

QUIMICAJ.B. RUSSELL / A. LORENAMc. GRAW HILL1 EDICIÓN 1998

RADIO ATÓMICOEs la mitad de la distancia entre los centros de átomos adyacentes.

ENERGIA DE IONIZACIÓN La energía mínima no requerida para realizar la ionización

AFINIDAD ELECTRONICAEs la cantidad de energía suministrada con un átomo (aislado) gaseoso en el estado fundamental gana un electrón.

TU Y LA QUIMICAA. GARRITA – J. A CHAMICOPRENTICE HALL1RA. EDICIÓN 2001

ENERGIA DE IONIZACIÓNSe define como la energía necesaria para formar un ión uní positivo mediante la eliminación del electrón que se encuentre menos ligada a la atracción nuclear.

QUIMICA: CIENCIA DE LA NATURALEZA Y DE LA SALUDDULCE MARIA ANDRESEDITEX

RADIO ATÓMICOSe calcula en función de las distancias a las que se sitúan los átomos cuando forman enlaces

ENERGIA DE IONIZACIÓN

La energía que se requiere para arrancar un electrón o un átomo.

AFINIDAD ELECTRONICAEs la energía que acompaña al proceso de incorporación de un electrón a un átomo en estado gaseoso para dar unión negativo (anión) en estado gaseoso.

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA GENERALGUILLERMO GARZANMc GRAU HILL2ª. EDICIÓN

ENERGÍA DE IONIZACIÓNEs una medida de la energía necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso neutro y formar un ión positivo.

AFINIDAD ELECTRONICAEs la energía liberada cuando un átomo gaseoso adquiere un electrón.

RADIO ATÓMICOTamaño de un átomo

RADIO IÓNICOEstán relacionados siempre con los radios de los átomos neutros

ELECTRO NEGATIVIDADHabilidad de un átomo para atraer y sostener los electrones de enlace

QUÍMICAMORTIMERGRUPO EDITORIAL IBERO AMERICANA

RADIO ATOMICOLa distancia entre el núcleo de los átomos que están entrelazados

ENERGIA DE IONIZACIÓNCantidad de energía requerida para eliminar los electrones menos retenidos por un átomo que se haya en su estado fundamental

AFINIDAD ELECTRÓNICAEs el cambio de energía asociado con el proceso por el cual un electrón se agrega a un átomo gaseoso en su estado fundamental.

RADIO IONICOLa distancia entre los centros de dos iones adyacentes.

ELECTRONEGATIVIDAD

Propiedad periódica, es la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones hacia él en un enlace químico.Se mide según una escala relativa que asigna un valor de 0 a 7 para el Cesio (átomo de menor electro negatividad) o para el Floúr (átomo de mayor electro negatividad).Disminuye a manera de que aumenta el número atómico porque mientras menor sea el radio de un átomo mas tendera a traer electrones.También existe la electropositividad que es la tendencia de un átomo a ceder electrones. Es lo contrario de electro negatividad

AFINIDAD ELECTRONICALos átomos no solo pierden electrones para formar iones con carga positiva también ganan electrones para formar iones con carga negativa.Es la energía liberada en la formación de un anión a partir de un átomo neutro y aislado en estado gaseoso o se puede decir que es la energía que libera un átomo gaseoso neutro cuando ha ganado un electrón.

Cuando mayor sea la atracción entre los átomos y los electrones adicionados más negativa será la afinidad electrónica.

ENERGÍA DE IONIZACIÓNEs la energía mínima requerida para sacar un electrón de un átomo gaseoso neutro, se obtiene un catión.Cuanto mayor sea el tamaño atómico los electrones de valencia se encuentran a mayor distancia del núcleo y la atracción nuclear es débil por lo que aumenta la energía de ionización.

RADIO ATÓMICOUn orbital electrónico no esta bien definido, no se puede conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón.El radio atómico es la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos enlazados.

RADIO IÓNICO

El radio de un catión siempre es menor que el del átomo del cual se deriva.El radio de un anión es mas grande que de los átomos que se derivan.