Historia de la tabla periódica (II)

Continuación de Historia de la tabla periódica (I).

La tabla periódica de Mendeléyev y Meyer

Con la idea de organizar los elementos de cara a sus clases, Meyer publicó en 1864 Las modernas teorías de química, un libro que contenía una primera versión de su tabla periódica en la que clasificaba, de acuerdo a su valencia, 28 elementos en 6 familias, dejando ya un hueco entre el silicio y el estaño, correspondiente al germanio, por entonces desconocido. En 1868 preparó una segunda edición con una nueva tabla periódica, ya con 55 elementos, y que incluía un estudio comparativo de los volúmenes de los átomos frente a sus pesos atómicos, un primer esbozo de la periodicidad de las propiedades de los elementos químicos, aunque este libro no fue publicado hasta 1872.

Sin embargo, el mérito de la tabla periódica se le concedió principalmente al ruso Mendeléyev quien se adelantó a Meyer al presentar en 1869 en la Sociedad Química Rusa de San Petersburgo la comunicación La relación de las propiedades de los elementos químicos con su peso atómico, que contenía su primera tabla y su ley periódica expresada en ocho puntos que se pueden resumir en:

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.

A diferencia de sus antecedentes, la de Mendeléyev es la primera tabla basada, de forma conjunta, en los pesos atómicos de Cannizzaro y en las propiedades químicas de los elementos. La primera tabla de Mendeléyev contenía los 63 elementos conocidos e incluía cuatro más, a los que asignó los pesos atómicos 45, 68, 70 y 180, pronosticando el descubrimiento de escandio, el galio, el germanio y el tecnecio, respectivamente:

Primera tabla periódica Mendeléyev

Aunque la idea de dejar huecos donde se preveía la existencia de un elemento aun sin descubrir no fue única de Mendeléyev, pues otros científicos antes ya lo habían hecho, el logro de este fue que, además, había predicho con acierto algunas de las propiedades que el hipotético elemento tenía que mostrar.

Mendeléyev también corrigió algunos pesos atómicos y tuvo el arrojo de alterar el orden de tres parejas de elementos: el teluro (128) con el yodo (127), el mercurio (200) con el oro (197) y el bismuto (210) con el talio (204), porque el orden creciente de pesos atómicos no encajaba con la semejanza de propiedades químicas, priorizando el dictado de la ley periódica.

En 1871, Mendeléyev propuso una tabla con ocho columnas en la que los elementos se reagrupaban en base a su capacidad para formar óxidos o hidruros diferentes. Los periodos quedaron dispuestos en filas horizontales y los grupos distribuidos en columnas:

tabla ocho columnas Mendeléyev

El descubrimiento del helio causó a Mendeléyev una gran contrariedad pues el nuevo elemento no encajaba en ningún lugar de la tabla, pero más tarde resultó ser una valiosa y definitiva confirmación de la ley periódica, ya que el helio, y los demás gases inertes, que se descubrieron seguidamente, constituyeron el grupo 0 de la tabla ubicado en el extremo derecho de ella.

En 1882, la Royal Society of Chemistry reconoció tanto a Mendeléyev como a Meyer con la medalla Davy por su trabajo en la tabla periódica. Cinco años después, y tras cierta insistencia por su parte, Newlands también fue reconocido por el descubrimiento de la ley periódica.

A pesar de todo, la clasificación periódica de Mendeléyev también presenta defectos, algunos de los cuales persisten en las versiones actualizadas de la misma como tendremos ocasión de apreciar:

  • El hidrógeno no tiene un lugar adecuado en la tabla.
  • En ocasiones, las propiedades químicas de algunos elementos requieren una inversión en el orden establecido de acuerdo con sus pesos atómicos. En la época de confección de la tabla ocurrió con los pares yodo–teluro y oro–platino, más adelante volvió a plantearse la cuestión con los pares argón–potasio, cobalto–níquel y torio–protactinio.
  • Conforme fueron conociéndose elementos de las series que hoy conocemos como lantánidos y actínidos se constató que no tenían un lugar adecuado en la tabla. Para sortear este inconveniente, el químico checo Bohuslav Brauner sugirió que podían constituir una serie de transición interna
  • Da demasiada importancia a la valencia como elemento de juicio para determinar la adscripción de un elemento a un grupo de la tabla, lo que determina que elementos de comportamiento poco afín puedan encontrarse juntos como ocurre con los metales alcalinos Li, Na, K…, que se encuentran en un mismo grupo junto con Cu, Ag y Au.
  • El peso atómico, según el cual se ordenan los elementos, no varía periódicamente.

La tabla larga de Werner y Paneth

La tabla periódica fue aproximándose poco a poco a la que conocemos en la actualidad,  aunque su forma de presentación se debe a Alfred Werner y Friedrich Adolf Paneth.

En 1905 Werner propuso una forma larga de la tabla periódica, que separaba los grupos de la tabla corta (excepto gases nobles y grupo VIII) en dos subgrupos, A y B. En ella los elementos de tierras raras estaban colocados a continuación del lantano, por lo que la tabla resultaba demasiado engorrosa. Fue Paneth quien lo solucionó, simplemente, sacándolos de la tabla y colocándolos debajo, tal y como figuran en la gran mayoría de las tablas y que tan familiar nos resulta actualmente. Es decir, hizo lo mismo que Brauner solo que no por motivos conceptuales, como aquel, sino solo por motivos gráficos.

La ordenación por número atómico de Moseley

De la misma manera que está plenamente establecida la contribución de Mendeléyev a la creación de la tabla periódica, no hay duda que el autor intelectual del concepto de tabla periódica tal y como lo entendemos actualmente, cuyo ordenamiento sigue los números atómicos de los elementos, es Henry G. J. Moseley. Este físico inglés comenzó estudiando, supervisado por Rutherford, los rayos X emitidos por los metales cuando se bombardean con electrones. Moseley encontró, en 1913, que cada metal presentaba una frecuencia de emisión característica que era proporcional al cuadrado de un número entero que indicaba la posición de cada elemento en la tabla. Esta es, en esencia, la ley de Moseley:

Ley-Moseley

Donde f es la frecuencia de los rayos X, k1 y k2 son constantes y Z es el número atómico, el cual ya había sido relacionado con la carga del núcleo atómico del elemento por el físico holandés Antonius J. van den Broek, en 1911. Así lo contaba Moseley en su artículo, publicado en la revista Nature:

Tenemos aquí una prueba de que en el átomo hay una cantidad que se incrementa regularmente al pasar de un elemento al siguiente. Esta cantidad sólo puede ser la carga positiva del núcleo central, de cuya existencia tenemos ya una prueba definitiva.

A partir de la contribución de Moseley, se asignó un ordinal a cada elemento y se pudo saber, de forma inequívoca, qué huecos faltaban por rellenar (en esos momentos eran: 43, 61, 72, 75, 85, 87 y 91) estableciendo además, de forma inequívoca, el número exacto de lantánidos. El descubrimiento de los elementos que corresponden a esos huecos se llevó a cabo en los años siguientes.

No obstante, la tabla sufrió un cambio de aspecto en 1940, cuando Glenn T. Seaborg incluyó la serie de los actínidos para situar los elementos transuránidos descubiertos por él. Posteriormente se descubrirían los transactínidos del séptimo periodo. Recientemente se ha publicado el descubrimiento del elemento 118 (bautizado oficialmente como oganesón), que completa el séptimo periodo.

Elementos, isótopos e iones

La primera definición de elemento químico se debe al gran Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), quien es considerado el padre de la Química moderna (pues la elevó a la categoría de actividad científica fundamentada en la investigación). En su Tratado elemental de química (1789) hace una clasificación de los elementos conocidos (un total de 32, incluyendo la luz y el calórico, la supuesta materia del fuego), entendiendo como tales las sustancias puras que no pueden descomponerse en otras más sencillas.

Unos años después, el científico inglés John Dalton asentó definitivamente la naturaleza atómica de la materia, entendiendo que los átomos de un mismo elemento eran siempre iguales entre sí y distintos a los de otros elementos. A simple vista, las diferencias entre elementos eran obvias: estado físico, color, brillo, olor, sabor… Incluso había algunas pautas para identificarlos por su comportamiento químico, pero ¿qué distinguía a un elemento de otro a nivel atómico?

Con el descubrimiento de las leyes ponderales, se hicieron las primeras clasificaciones de los elementos en función de sus masas atómicas y se comprobó que se podían ordenar de tal manera que formaban grupos de elementos con propiedades análogas. De este modo surgió la tabla periódica de los elementos, que se ha ido perfeccionando y completando con el tiempo. Esto fue posible gracias a una serie de científicos, como Thomson, Rutherford o Chadwick, que, a finales del siglo XIX y principios del siglo XX, descubrieron las tres partículas elementales que constituyen el átomo: el protón y el neutrón, que concentran casi toda la masa del átomo en una pequeña región central llamada núcleo; y el electrón, de masa insignificante (en comparación con la del protón o el neutrón) y en continuo movimiento alrededor del núcleo a gran distancia de él. Según esto, la masa de un átomo se puede considerar que coincide con la de su núcleo y, en consecuencia, es en el núcleo donde radica la diferencia entre átomos, es decir, entre unos elementos y otros.

Número atómico y número másico

Dado que la masa de un átomo es, básicamente, la masa de su núcleo, y este está formado por protones y neutrones, se define:

Número másico: es el número de protones y de neutrones de un átomo.

El número de neutrones puede variar entre átomos de un mismo elemento, por lo que definimos:

Número atómico: es el número de protones de un átomo.

Por tanto, es el número atómico el que caracteriza y diferencia unos átomos de otros:

Los átomos de un mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones.

Se conocen elementos con números atómicos comprendidos entre 1 y 118. El más pequeño es el hidrógeno, con un único protón, mientras que el elemento químico de mayor número atómico que está presente en la naturaleza es el americio, con 95 protones. Los de mayor número atómico han sido obtenidos artificialmente, mediante bombardeo de átomos de menor tamaño con partículas alfa.

Normalmente, el número atómico se simboliza con la letra Z y el número másico con la letra A, representándose con un subíndice y un superíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo químico al que corresponden:

Número-atómico-másico-simbolo-elemento

Isótopos

Hemos dicho que los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico (número de protones), pero no tienen por qué tener el mismo número másico (número de protones más neutrones). Por ello, definimos:

Isótopos: átomos de un mismo elemento (con el mismo número atómico) que difieren en el número de neutrones (distinto número másico).

La mayoría de los elementos químicos tienen más de un isótopo, aunque algunos son inestables. La existencia de isótopos implica que no todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa (ya que pueden tener más o menos neutrones), motivo por el cual el número atómico es el criterio elegido para su clasificación. Además, tiene otra consecuencia importante:

La masa atómica de un elemento es una media ponderada de las masas atómicas de sus isótopos.

masa-atomica-ponderada

Es decir, al calcular la masa atómica de cada elemento, se ha de tener en cuenta la masa de sus isótopos y la proporción relativa en la que se presentan en la naturaleza. Esta diferencia de masa es especialmente notoria en los tres isótopos del hidrógeno, que reciben el nombre de protio (ningún neutrón), deuterio (un neutrón) y tritio (dos neutrones):

isotopos-hidrogeno

Si tenemos en cuenta que la masa de un protón es prácticamente la misma que la de un neutrón, el deuterio tiene aproximadamente el doble de masa que el protio, y la masa del tritio sería, más o menos, el triple. Sin embargo, como la abundancia natural del protio es del 99’98 % (de cada 10 000 átomos de hidrógeno, 9 998 son de protio), la media ponderada de sus masas atómicas es próxima a la unidad: 1’00794 u.

Iones

En general, la materia es eléctricamente neutra, por lo que el número de electrones de un átomo coincide con el número de protones presentes en su núcleo. Sin embargo, en ocasiones nos encontramos con átomos que presentan carga eléctrica y esto es debido a la pérdida o ganancia de un cierto número electrones:

  • Los átomos que han perdido electrones adquieren carga positiva (tienen más protones que electrones) y se denominan cationes:

formacion-de-cation

  • Los átomos que han ganado electrones adquieren carga negativa (tienen más electrones que protones) y se denominan aniones:

Formacion-de-anion.JPG

Los elementos metálicos tienen tendencia a formar cationes, mientras que los no metálicos suelen dar lugar a aniones. Evidentemente, la variación del número de electrones no afecta al núcleo, por lo que tanto los cationes como los aniones siguen perteneciendo al mismo elemento que el átomo de procedencia (ya que no cambian su número atómico).

La carga eléctrica de un ion se indica con un superíndice a la derecha del símbolo del elemento químico: Na+, Mg2+, Fe3+, N3–, O2–, Cl.

Ejemplo resuelto

ejercicio-resuelto-numero-atomico-masico-neutrones