La tabla periódica es una disposición de los elementos químicos , estructurada por su número atómico , configuración electrónica y propiedades químicas recurrentes . En la forma básica, los elementos se presentan en orden de número atómico creciente, en la secuencia de lectura. Luego, se crean filas y columnas iniciando nuevas filas e insertando celdas en blanco, de modo que las filas ( períodos ) y columnas ( grupos ) muestren elementos con propiedades recurrentes (llamadas periodicidad). Por ejemplo, todos los elementos del grupo (columna) 18 son gases nobles que son en gran parte, aunque no completamente, no reactivos.
La historia de la tabla periódica refleja más de dos siglos de crecimiento en la comprensión de las propiedades químicas y físicas de los elementos, con importantes contribuciones realizadas por Antoine-Laurent de Lavoisier , Johann Wolfgang Döbereiner , John Newlands , Julius Lothar Meyer , Dmitri Mendeleev , Glenn T. Seaborg y otros. [1] [2]
Alrededor del año 330 a. C., el filósofo griego Aristóteles propuso que todo está formado por una mezcla de una o más raíces , una idea sugerida originalmente por el filósofo siciliano Empédocles . Las cuatro raíces, a las que el filósofo ateniense Platón llamó elementos , eran tierra , agua , aire y fuego . Ideas similares sobre estos cuatro elementos existían en otras tradiciones antiguas, como la filosofía india . [ cita requerida ]
De los elementos químicos que aparecen en la tabla periódica, nueve ( carbono , azufre , hierro , cobre , plata , estaño , oro , mercurio y plomo ) se conocen desde la antigüedad , ya que se encuentran en su forma nativa y son relativamente fáciles de extraer con herramientas primitivas. [3] Se conocían cinco elementos más en la era de la alquimia: zinc , arsénico , antimonio y bismuto . [ cita requerida ] El platino era conocido por los sudamericanos precolombinos , pero su conocimiento no llegó a Europa hasta el siglo XVI. [ cita requerida ]
La historia de la tabla periódica es también la historia del descubrimiento de los elementos químicos . La primera persona en la historia registrada que descubrió un nuevo elemento fue Hennig Brand , un comerciante alemán en quiebra . Brand intentó descubrir la piedra filosofal , un objeto mítico que se suponía que convertía metales básicos baratos en oro. En 1669, o más tarde, sus experimentos con orina humana destilada dieron como resultado la producción de una sustancia blanca brillante, a la que llamó "fuego frío" ( kaltes Feuer ). [4] Mantuvo su descubrimiento en secreto hasta 1680, cuando el químico anglo-irlandés [5] Robert Boyle redescubrió el fósforo y publicó sus hallazgos. El descubrimiento del fósforo ayudó a plantear la cuestión de qué significaba que una sustancia (cualquier variedad dada de materia ) fuera un elemento , en un mundo donde las versiones de la teoría atómica eran solo especulativas y las comprensiones posteriores de la naturaleza de las sustancias solo comenzaban a ser posibles.
En 1661, Boyle definió los elementos como "aquellos cuerpos primitivos y simples de los que se dice que están compuestos los mixtos, y en los que finalmente se resuelven". [6]
En 1718, la tabla de afinidad de Étienne François Geoffroy utilizó varios aspectos (1) agrupación tabular y (2) correlación con la afinidad química ) que luego se retomarían.
En 1789, el químico francés Antoine Lavoisier escribió el Traité Élémentaire de Chimie ( Tratado elemental de química ), que se considera el primer libro de texto moderno sobre química . Lavoisier definió un elemento como una sustancia cuyas unidades más pequeñas no se pueden descomponer en una sustancia más simple. [8] El libro de Lavoisier contenía una lista de "sustancias simples" que Lavoisier creía que no se podían descomponer más, que incluían oxígeno , nitrógeno , hidrógeno , fósforo , mercurio , zinc y azufre , que formaron la base de la lista moderna de elementos. La lista de Lavoisier también incluía " ligero " y " calórico ", que en ese momento se creía que eran sustancias materiales. Clasificó estas sustancias en metales y no metales. Si bien muchos químicos destacados se negaron a creer las nuevas revelaciones de Lavoisier, el Tratado elemental estaba escrito lo suficientemente bien como para convencer a la generación más joven. Sin embargo, las descripciones que hace Lavoisier de sus elementos carecen de integridad, ya que sólo los clasificó como metales y no metales.
Entre 1808 y 1810, el filósofo natural británico John Dalton publicó un método para llegar a pesos atómicos provisionales de los elementos conocidos en su época, a partir de mediciones estequiométricas e inferencias razonables. La teoría atómica de Dalton fue adoptada por muchos químicos durante las décadas de 1810 y 1820.
En 1815, el médico y químico británico William Prout observó que los pesos atómicos parecían ser múltiplos del del hidrógeno. [9] [10]
En 1817, el físico alemán Johann Wolfgang Döbereiner comenzó a formular uno de los primeros intentos de clasificar los elementos. [11] En 1829, descubrió que podía formar algunos de los elementos en grupos de tres, en los que los miembros de cada grupo tenían propiedades relacionadas. A estos grupos los denominó tríadas . [12]
Definición de la ley de la tríada
"Los elementos químicamente análogos dispuestos en orden creciente de sus pesos atómicos formaban grupos bien marcados de tres llamados Tríadas en las que se encontró que el peso atómico del elemento del medio era generalmente la media aritmética del peso atómico de los otros dos elementos de la tríada.
Todos esos intentos de ordenar los elementos por pesos atómicos se vieron inhibidos por la determinación inexacta de los pesos, y no sólo ligeramente: se creía que el carbono, el oxígeno y muchos otros elementos tenían la mitad de sus masas reales (cf. la ilustración de Dalton arriba), porque se creía que sólo existían gases monatómicos . [13] Aunque Amedeo Avogadro e, independientemente de él, André-Marie Ampère , propusieron la solución en forma de moléculas diatómicas y la ley de Avogadro ya en la década de 1810, no fue hasta después de las publicaciones de Stanislao Cannizzaro a finales de la década de 1850 cuando la teoría comenzó a ser ampliamente considerada.
En 1860, en la primera conferencia química internacional, el Congreso de Karlsruhe , surgió el consenso científico moderno y se adoptó una lista revisada de elementos y masas atómicas. Esto ayudó a estimular la creación de sistemas más amplios. El primer sistema de este tipo surgió dos años después. [14]
Las propiedades de los elementos, y por tanto las propiedades de los cuerpos ligeros y pesados formados por ellos, dependen periódicamente de su peso atómico.
— El químico ruso Dmitri Mendeleev, quien formuló la ley periódica por primera vez en su artículo de 1871 "Regularidad periódica de los elementos químicos" [15]
El geólogo francés Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois se dio cuenta de que los elementos, cuando se ordenaban por sus pesos atómicos, mostraban propiedades similares a intervalos regulares. En 1862, ideó un diagrama tridimensional, llamado "hélice telúrica", en honor al elemento telurio , que se encontraba cerca del centro de su diagrama. [16] [17] Con los elementos dispuestos en espiral sobre un cilindro por orden de peso atómico creciente, de Chancourtois vio que los elementos con propiedades similares se alineaban verticalmente. El artículo original de Chancourtois en Comptes rendus de l'Académie des Sciences no incluía un diagrama y utilizaba términos geológicos en lugar de químicos. En 1863, amplió su trabajo incluyendo un diagrama y añadiendo iones y compuestos . [18]
El siguiente intento se realizó en 1864. El químico británico John Newlands presentó en Chemical News [19] una clasificación de los 62 elementos conocidos. Newlands notó tendencias recurrentes en las propiedades físicas de los elementos a intervalos recurrentes de múltiplos de ocho en orden de número másico; [20] basado en esta observación, produjo una clasificación de estos elementos en ocho grupos. Cada grupo mostró una progresión similar; Newlands comparó estas progresiones con la progresión de notas dentro de una escala musical. [17] [21] [22] [23] La tabla de Newlands no dejaba espacios para posibles elementos futuros, y en algunos casos tenía dos elementos en la misma posición en la misma octava. La tabla de Newlands fue ignorada o ridiculizada por algunos de sus contemporáneos. [19] La Chemical Society se negó a publicar su trabajo. El presidente de la Sociedad, William Odling , defendió la decisión de la Sociedad diciendo que tales temas "teóricos" podrían ser controvertidos; [24] Hubo una oposición aún más dura dentro de la Sociedad, sugiriendo que los elementos podrían haber sido igualmente enumerados en orden alfabético. [14] Más tarde ese año, Odling sugirió una tabla propia [25] pero no logró obtener reconocimiento luego de su papel en la oposición a la tabla de Newlands. [24]
El químico alemán Lothar Meyer también observó las secuencias de propiedades químicas y físicas similares repetidas a intervalos periódicos. Según él, si los pesos atómicos se trazaran como ordenadas (es decir, verticalmente) y los volúmenes atómicos como abscisas (es decir, horizontalmente) —la curva obtenida es una serie de máximos y mínimos— los elementos más electropositivos aparecerían en los picos de la curva en el orden de sus pesos atómicos. En 1864, se publicó un libro suyo; contenía una versión temprana de la tabla periódica que contenía 28 elementos y clasificaba los elementos en seis familias por su valencia —por primera vez, los elementos se habían agrupado según su valencia—. Los trabajos sobre la organización de los elementos por peso atómico se habían visto obstaculizados hasta entonces por mediciones inexactas de los pesos atómicos. [26] En 1868, revisó su tabla, pero esta revisión se publicó como borrador solo después de su muerte. [3] En un artículo de diciembre de 1869 que apareció a principios de 1870, Meyer publicó una nueva tabla periódica de 55 elementos, en la que la serie de períodos termina con un elemento del grupo de los metales alcalinotérreos. El artículo también incluía un diagrama de líneas de volúmenes atómicos relativos, que ilustraba las relaciones periódicas de las características físicas de los elementos y que ayudó a Meyer a decidir dónde debían aparecer los elementos en su tabla periódica. Para entonces, ya había visto la publicación de la primera tabla periódica de Mendeleev, pero su trabajo parece haber sido en gran medida independiente. [ cita requerida ]
En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev ordenó 63 elementos aumentando su peso atómico en varias columnas, anotando propiedades químicas recurrentes en ellas. A veces se dice que jugaba al "solitario químico" en largos viajes en tren, [27] usando cartas que contenían los símbolos, pesos atómicos y propiedades químicas de los elementos conocidos. [28] Otra posibilidad es que se inspirara en parte en la periodicidad del alfabeto sánscrito , que le señaló su amigo y lingüista Otto von Böhtlingk . [29] Mendeleev utilizó las tendencias que vio para sugerir que los pesos atómicos de algunos elementos eran incorrectos y, en consecuencia, cambió su colocación: por ejemplo, calculó que no había lugar para un berilio trivalente con un peso atómico de 14 en su trabajo, y redujo tanto el peso atómico como la valencia del berilio en un tercio, lo que sugiere que era un elemento divalente con un peso atómico de 9,4. Mendeleev distribuyó ampliamente hojas impresas de la tabla a varios químicos en Rusia y en el extranjero. [30] [31] [32] Mendeleev argumentó en 1869 que había siete tipos de óxidos más altos. [33] [a] Mendeleev continuó mejorando su ordenamiento; en 1870, adquirió una forma tabular, y a cada columna se le dio su propio óxido más alto, [34] y en 1871, lo desarrolló aún más y formuló lo que denominó la "ley de periodicidad". [15] También se produjeron algunos cambios con las nuevas revisiones, con algunos elementos cambiando de posición.
![Tabla periódica de Meyer, publicada en "Die modernen Theorien der Chemie", 1864[26]](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/70/Periodic_table_Meyer_1864.png/1280px-Periodic_table_Meyer_1864.png)
Se considera con razón como creador de una determinada idea científica a quien no sólo percibe su aspecto filosófico, sino también su aspecto real, y comprende la cuestión de tal modo que todo el mundo pueda convencerse de su verdad. Sólo entonces la idea, como la materia, se vuelve indestructible.
— Mendeleev en su artículo de 1881 en la revista británica Chemical News en un debate por correspondencia con Meyer sobre la prioridad de la invención de la tabla periódica [35]
Aunque Mendeleev corrigió las posiciones de algunos elementos, pensó que algunas relaciones que podía encontrar en su gran esquema de periodicidad no podían encontrarse porque algunos elementos aún no habían sido descubiertos, y que las propiedades de dichos elementos no descubiertos podían deducirse de sus relaciones esperadas con otros elementos. En 1870, primero intentó caracterizar los elementos aún no descubiertos, y dio predicciones detalladas para tres elementos, que denominó eka-boro , eka-aluminio y eka-silicio ; [38] también señaló más brevemente algunas otras expectativas. [39] Se ha propuesto que los prefijos eka , dvi y tri , que en sánscrito significan uno, dos y tres, respectivamente, son un tributo a Pāṇini y otros antiguos gramáticos sánscritos por su invención de un alfabeto periódico. [29] En 1871, Mendeleev amplió aún más sus predicciones.
En comparación con el resto de la obra, la lista de Mendeleev de 1869 coloca incorrectamente siete elementos entonces conocidos: indio , torio y cinco metales de tierras raras : itrio , cerio , lantano , erbio y didimio . Los dos últimos se descubrieron más tarde como mezclas de dos elementos diferentes; ignorarlos le permitiría restaurar la lógica del aumento del peso atómico. Estos elementos (todos considerados divalentes en ese momento) desconcertaron a Mendeleev ya que no mostraban un aumento regular en la valencia a pesar de sus pesos atómicos aparentemente consecuentes. [40] Mendeleev los agrupó, pensando en ellos como un tipo particular de serie. [c] A principios de 1870, decidió que los pesos de estos elementos debían ser incorrectos y que los metales de tierras raras debían ser trivalentes (lo que en consecuencia aumentó sus pesos atómicos predichos a la mitad). Midió la capacidad calorífica del indio, el uranio y el cerio para demostrar su supuesta valencia más alta (lo que pronto fue confirmado por el químico prusiano Robert Bunsen ). [41] Mendeleev trató el cambio evaluando cada elemento en un lugar individual en su sistema de elementos en lugar de seguir tratándolos como una serie.
Mendeleev notó que había una diferencia significativa en la masa atómica entre el cerio y el tántalo sin ningún elemento entre ellos; su consideración fue que entre ellos, había una fila de elementos aún no descubiertos, que mostrarían propiedades similares a los elementos que se encontrarían por encima y por debajo de ellos: por ejemplo, un eka-molibdeno se comportaría como un homólogo más pesado del molibdeno y un homólogo más ligero del wolframio (el nombre con el que Mendeleev conocía el tungsteno ). [42] Esta fila comenzaría con un lantano trivalente, un cerio tetravalente y un didimio pentavalente. Sin embargo, la valencia más alta para el didimio no se había establecido, y Mendeleev intentó hacerlo él mismo. [43] Al no tener éxito en eso, abandonó sus intentos de incorporar los metales de tierras raras a fines de 1871 y se embarcó en su gran idea del éter luminífero . Su idea fue continuada por el químico austrohúngaro Bohuslav Brauner , quien trató de encontrar un lugar en la tabla periódica para los metales de tierras raras; [44] Mendeleev más tarde se refirió a él como "uno de los verdaderos consolidadores de la ley periódica". [d]
Además de las predicciones del escandio, el galio y el germanio que se cumplieron rápidamente, la tabla de Mendeleev de 1871 dejó muchos más espacios para elementos no descubiertos, aunque no proporcionó predicciones detalladas de sus propiedades. En total, predijo dieciocho elementos, aunque solo la mitad correspondió a elementos que se descubrieron más tarde. [46]
Ninguna de las propuestas fue aceptada inmediatamente y muchos químicos contemporáneos las consideraron demasiado abstractas como para tener algún valor significativo. De aquellos químicos que propusieron sus categorizaciones, Mendeleev se esforzó por respaldar su trabajo y promover su visión de la periodicidad, Meyer no promovió su trabajo de manera muy activa y Newlands no hizo un solo intento por ganar reconocimiento en el extranjero. [ cita requerida ]
Tanto Mendeleev como Meyer crearon sus respectivas tablas para sus necesidades pedagógicas; la diferencia entre sus tablas se explica bien por el hecho de que los dos químicos buscaron usar un sistema formalizado para resolver diferentes problemas. [47] La intención de Mendeleev era ayudar a la composición de su libro de texto, Fundamentos de la química , mientras que Meyer estaba más preocupado por la presentación de teorías. [47] Las predicciones de Mendeleev surgieron fuera del ámbito pedagógico en el ámbito de la ciencia de revistas, [48] mientras que Meyer no hizo ninguna predicción y declaró explícitamente que su tabla y su libro de texto en el que estaba contenida, Modern Theories , no deberían usarse para predicciones con el fin de dejar en claro a sus estudiantes que no hicieran demasiadas proyecciones construidas puramente teóricamente. [49]
Mendeleev y Meyer diferían en temperamento, al menos en lo que se refiere a la promoción de sus respectivas obras. La audacia de las predicciones de Mendeleev fue notada por algunos químicos contemporáneos, por escépticos que hayan sido. [50] Meyer se refirió a la "audacia" de Mendeleev en una edición de Modern Theories , mientras que Mendeleev se burló de la indecisión de Meyer para predecir en una edición de Foundations of Chemistry . [50]
Finalmente, la tabla periódica fue apreciada por su poder descriptivo y por sistematizar finalmente la relación entre los elementos, [51] aunque dicha apreciación no fue universal. [52] En 1881, Mendeleev y Meyer tuvieron una discusión a través de un intercambio de artículos en la revista británica Chemical News sobre la prioridad de la tabla periódica, que incluía un artículo de Mendeleev, uno de Meyer, uno de crítica de la noción de periodicidad y muchos más. [53] En 1882, la Royal Society de Londres otorgó la Medalla Davy tanto a Mendeleev como a Meyer por su trabajo para clasificar los elementos; aunque dos de los elementos predichos por Mendeleev ya habían sido descubiertos para entonces, las predicciones de Mendeleev no fueron mencionadas en absoluto en la justificación del premio.
El eka-aluminio de Mendeléyev fue descubierto en 1875 y llegó a ser conocido como galio ; el eka-boro y el eka-silicio fueron descubiertos en 1879 y 1886, respectivamente, y fueron llamados escandio y germanio . [17] Mendeléyev incluso fue capaz de corregir algunas mediciones iniciales con sus predicciones, incluyendo la primera predicción del galio, que coincidía bastante con el eka-aluminio pero tenía una densidad diferente. Mendeléyev aconsejó al descubridor, el químico francés Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , que midiera la densidad de nuevo; de Boisbaudran se mostró inicialmente escéptico (sobre todo porque pensó que Mendeléyev estaba tratando de quitarle crédito) pero finalmente admitió la exactitud de la predicción. Mendeléyev se puso en contacto con los tres descubridores; Los tres notaron la estrecha similitud de sus elementos descubiertos con las predicciones de Mendeleev, y el último de ellos, el químico alemán Clemens Winkler , admitió que esta sugerencia no fue hecha primero por Mendeleev o él mismo después de la correspondencia con él, sino por una persona diferente, el químico alemán Hieronymous Theodor Richter . [e] Algunos químicos contemporáneos no estaban convencidos por estos descubrimientos, notando las diferencias entre los nuevos elementos y las predicciones o afirmando que las similitudes que existían eran una coincidencia. [52] Sin embargo, el éxito de las predicciones de Mendeleev ayudó a difundir la palabra sobre su tabla periódica. [55] Más tarde, los químicos utilizaron los éxitos de estas predicciones de Mendeleev para justificar su tabla. [14]
En 1890, la tabla periódica de Mendeléyev había sido universalmente reconocida como una pieza de conocimiento químico básico. [56] Aparte de sus propias predicciones correctas, varios aspectos pueden haber contribuido a esto, como la correcta acomodación de muchos elementos cuyos pesos atómicos se pensaba que tenían valores erróneos pero que luego se corrigieron. [55] El debate sobre la posición de los metales de tierras raras también ayudó a estimular la discusión sobre la tabla. [55] [f] En 1889, Mendeléyev señaló en la Conferencia Faraday en la Royal Institution en Londres que no esperaba vivir lo suficiente "para mencionar su descubrimiento a la Sociedad Química de Gran Bretaña como una confirmación de la exactitud y generalidad de la ley periódica". [57]
El gran valor de la generalización de Newland, Mendeleef y Lothar Meyer, conocida como la disposición periódica de los elementos, es universalmente reconocido. Pero hay que admitir que el estudio de esta disposición es un placer un tanto tentador, pues, aunque las propiedades de los elementos varían indudablemente cualitativamente y, de hecho, muestran relaciones cuantitativas aproximadas con su posición en la tabla periódica, existen, sin embargo, desviaciones inexplicables de la regularidad que hacen abrigar esperanzas de que se descubra una generalización de mayor alcance. Aún no se ha podido adivinar cuál puede ser esa generalización, pero no se puede discutir que debe ser la base de lo que se sabe y debe proporcionar una clave para la explicación de las irregularidades.
— Los químicos británicos William Ramsay y Morris Travers en 1900 discutiendo su investigación de nuevos gases inertes [58]
El químico británico Henry Cavendish , descubridor del hidrógeno en 1766, descubrió que el aire está compuesto de más gases que el nitrógeno y el oxígeno . [59] Registró estos hallazgos en 1784 y 1785; entre ellos, encontró un gas entonces no identificado menos reactivo que el nitrógeno. El helio fue reportado por primera vez en 1868; el informe se basó en la nueva técnica de espectroscopia ; algunas líneas espectrales en la luz emitida por el Sol no coincidían con las de ninguno de los elementos conocidos. Mendeleev no estaba convencido por este hallazgo ya que la variación de la temperatura conducía al cambio de intensidad de las líneas espectrales y su ubicación en el espectro. [60] Esta opinión fue sostenida por algunos otros científicos de la época, algunos de los cuales creían que las líneas espectrales se debían a un estado particular del hidrógeno existente en la atmósfera del Sol. Otros creían que las líneas espectrales podían pertenecer a un elemento que se encontraba en el Sol pero no en la Tierra; algunos creían que aún no se había encontrado en la Tierra. [61]
En 1894, el químico británico William Ramsay y el físico británico Lord Rayleigh aislaron el argón del aire y determinaron que era un elemento nuevo. Sin embargo, el argón no participaba en ninguna reacción química y era —algo muy inusual para un gas— monoatómico; [g] no encajaba en la ley periódica y, por lo tanto, desafiaba la noción misma de esta. No todos los científicos aceptaron de inmediato este informe; la respuesta original de Mendeleev fue que el argón era una forma triatómica del nitrógeno en lugar de un elemento propio. [63] Si bien existía la noción de la posibilidad de un grupo entre el de los halógenos y el de los metales alcalinos (algunos científicos creían que faltaban varios valores de peso atómico entre halógenos y metales alcalinos, especialmente porque los lugares en esta mitad del grupo VIII permanecían vacantes), [64] el argón no coincidía fácilmente con la posición entre el cloro y el potasio porque su peso atómico excedía los del cloro y el potasio. [65] Se propusieron otras explicaciones; por ejemplo, Ramsay supuso que el argón podía ser una mezcla de diferentes gases. [65] Durante un tiempo, Ramsay creyó que el argón podía ser una mezcla de tres gases de pesos atómicos similares; esta tríada se parecería a la tríada de hierro, cobalto y níquel, y se ubicaría de manera similar en el grupo VIII. [66] Seguro de que los períodos más cortos contienen tríadas de gases en sus extremos, Ramsay sugirió en 1898 la existencia de un gas entre el helio y el argón con un peso atómico de 20; después de su descubrimiento más tarde ese año (se llamó neón ), Ramsay continuó interpretándolo como un miembro de una tríada horizontal al final de ese período. [67]
En 1896, Ramsay probó un informe del químico estadounidense William Francis Hillebrand , quien encontró una corriente de un gas no reactivo de una muestra de uraninita . Deseando demostrar que era nitrógeno, Ramsay analizó un mineral de uranio diferente, la cleveíta , y encontró un nuevo elemento, al que llamó criptón. Este hallazgo fue corregido por el químico británico William Crookes , quien comparó su espectro con el del helio del Sol. [68] Después de este descubrimiento, Ramsay, utilizando la destilación fraccionada para separar los componentes aire, descubrió varios gases más de este tipo en 1898: [69] metargón, criptón , neón y xenón ; el análisis espectroscópico detallado del primero de estos demostró que era argón contaminado por una impureza basada en carbono. [70] Ramsay inicialmente era escéptico sobre la existencia de gases más pesados que el argón, y el descubrimiento del criptón y el xenón fue una sorpresa para él; Sin embargo, Ramsay aceptó su propio descubrimiento, y los cinco gases inertes recién descubiertos (ahora gases nobles ) se colocaron en una sola columna en la tabla periódica. [71] Aunque la tabla de Mendeleev predijo varios elementos no descubiertos, no predijo la existencia de tales gases inertes, y Mendeleev originalmente también rechazó esos hallazgos. [72] [h]
Aunque la secuencia de pesos atómicos sugería que los gases inertes debían estar ubicados entre los halógenos y los metales alcalinos, y hubo sugerencias para colocarlos en el grupo VIII desde 1895, [74] dicha colocación contradecía una de las consideraciones básicas de Mendeleev, la de los óxidos más altos. Los gases inertes no formaban óxidos, ni ningún otro compuesto en absoluto, y como tal, su ubicación en un grupo donde los elementos deberían formar tetróxidos se consideraba meramente auxiliar y no natural; Mendeleev dudaba de la inclusión de esos elementos en el grupo VIII. [74] Desarrollos posteriores, particularmente por científicos británicos, se centraron en la correspondencia de los gases inertes con los halógenos a su izquierda y los metales alcalinos a su derecha. En 1898, cuando solo se conocían definitivamente el helio, el argón y el criptón, Crookes sugirió que estos elementos se colocaran en una sola columna entre el grupo del hidrógeno y el grupo del flúor. [75] En 1900, en la Academia Prusiana de Ciencias , Ramsay y Mendeleev discutieron los nuevos gases inertes y su ubicación en la tabla periódica; Ramsay propuso que estos elementos se pusieran en un nuevo grupo entre los halógenos y los metales alcalinos, a lo que Mendeleev estuvo de acuerdo. [55] Ramsay publicó un artículo después de sus discusiones con Mendeleev; las tablas en él presentaban a los halógenos a la izquierda de los gases inertes y a los metales alcalinos a la derecha. [76] Dos semanas antes de esa discusión, el botánico belga Léo Errera había propuesto a la Real Academia de Ciencias, Letras y Bellas Artes de Bélgica poner esos elementos en un nuevo grupo 0. En 1902, Mendeleev escribió que esos elementos deberían colocarse en un nuevo grupo 0; dijo que esta idea era consistente con lo que Ramsay le sugirió y se refirió a Errera como la primera persona en sugerir la idea. [77] El propio Mendeleev añadió estos elementos a la tabla como grupo 0 en 1902, sin alterar el concepto básico de la tabla periódica. [77] [78]
En 1905, el químico suizo Alfred Werner resolvió la zona muerta de la tabla periódica de Mendeléyev. Determinó que los elementos de tierras raras ( lantánidos ), 13 de los cuales eran conocidos, se encontraban dentro de ese espacio. Aunque Mendeléyev conocía el lantano , el cerio y el erbio , anteriormente no se los había tenido en cuenta en la tabla porque no se conocía su número total ni su orden exacto; Mendeléyev todavía no podía incluirlos en su tabla en 1901. [72] Esto fue en parte una consecuencia de su química similar y de la determinación imprecisa de sus masas atómicas. Combinado con la falta de un grupo conocido de elementos similares, esto dificultó la colocación de los lantánidos en la tabla periódica. [79] Este descubrimiento condujo a una reestructuración de la tabla y a la primera aparición de la forma de 32 columnas . [80]
En 1904, la tabla de Mendeléyev reorganizó varios elementos e incluyó los gases nobles junto con la mayoría de los otros elementos recién descubiertos. Todavía tenía la zona muerta, y se agregó una fila cero sobre el hidrógeno y el helio para incluir el coronio y el éter , que se creía ampliamente que eran elementos en ese momento. [80] Aunque el experimento de Michelson-Morley en 1887 puso en duda la posibilidad de un éter luminífero como medio que llena el espacio, los físicos establecieron restricciones para sus propiedades. [81] Mendeléyev creía que era un gas muy ligero, con un peso atómico varios órdenes de magnitud menor que el del hidrógeno. También postuló que rara vez interactuaría con otros elementos, de manera similar a los gases nobles de su grupo cero, y en cambio permearía sustancias a una velocidad de 2250 kilómetros (1400 millas) por segundo. [i]
Mendeléyev no se conformaba con la falta de comprensión de la naturaleza de esta periodicidad, que sólo sería posible si se comprendiera la composición del átomo. Sin embargo, Mendeléyev creía firmemente que el futuro sólo desarrollaría la noción en lugar de cuestionarla, y reafirmó su creencia en un escrito de 1902. [82]
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En 1907 se descubrió que el torio y el radiotorio, productos de la desintegración radiactiva, eran físicamente diferentes pero químicamente idénticos; esto llevó a Frederick Soddy a proponer en 1910 que eran el mismo elemento pero con diferentes pesos atómicos. [83] Soddy propuso más tarde llamar a estos elementos con identidad química completa "isótopos". [84]
El problema de la colocación de los isótopos en la tabla periódica había surgido a partir de 1900, cuando se conocieron cuatro elementos radiactivos: radio , actinio , torio y uranio . Estos elementos radiactivos (denominados "radioelementos") se colocaron en consecuencia en la parte inferior de la tabla periódica, ya que se sabía que tenían mayores pesos atómicos que los elementos estables, aunque no se conocía su orden exacto. Los investigadores creían que todavía quedaban más elementos radiactivos por descubrir, y durante la siguiente década, las cadenas de desintegración del torio y el uranio se estudiaron ampliamente. Se encontraron muchas sustancias radiactivas nuevas, incluido el gas noble radón , y se investigaron sus propiedades químicas. [17] En 1912, se habían encontrado casi 50 sustancias radiactivas diferentes en las cadenas de desintegración del torio y el uranio. El químico estadounidense Bertram Boltwood propuso varias cadenas de desintegración que vinculaban estos radioelementos entre el uranio y el plomo. En su momento se pensó que se trataba de nuevos elementos químicos, lo que aumentaba sustancialmente el número de "elementos" conocidos y conducía a especulaciones de que sus descubrimientos socavarían el concepto de la tabla periódica, que desde hacía tiempo se había establecido para obedecer la regla del octeto . [46] Por ejemplo, no había suficiente espacio entre el plomo y el uranio para dar cabida a estos descubrimientos, incluso suponiendo que algunos descubrimientos fueran duplicados o identificaciones incorrectas. También se creía que la desintegración radiactiva violaba uno de los principios centrales de la tabla periódica, a saber, que los elementos químicos no podían sufrir transmutaciones y siempre tenían identidades únicas. [17]
Soddy y Kazimierz Fajans , que habían estado siguiendo estos desarrollos, publicaron en 1913 que aunque estas sustancias emitían radiaciones diferentes, [85] muchas de estas sustancias eran idénticas en sus características químicas, por lo que compartían el mismo lugar en la tabla periódica. [86] [87] Se conocieron como isótopos , del griego isos topos ("mismo lugar"). [17] [88] El químico austríaco Friedrich Paneth citó una diferencia entre "elementos reales" (elementos) y "sustancias simples" (isótopos), determinando también que la existencia de diferentes isótopos era en su mayoría irrelevante para determinar las propiedades químicas. [46]
Tras el descubrimiento por parte del físico británico Charles Glover Barkla de los rayos X característicos emitidos por los metales en 1906, el físico británico Henry Moseley consideró una posible correlación entre las emisiones de rayos X y las propiedades físicas de los elementos. Moseley, junto con Charles Galton Darwin , Niels Bohr y George de Hevesy , propusieron que la carga nuclear ( Z ) podría estar relacionada matemáticamente con las propiedades físicas. [89] La importancia de estas propiedades atómicas se determinó en los experimentos Geiger-Marsden , en los que se descubrió el núcleo atómico y su carga, realizados entre 1908 y 1913. [90]
En 1913, el físico aficionado holandés Antonius van den Broek fue el primero en proponer que el número atómico (carga nuclear) determinaba la ubicación de los elementos en la tabla periódica. Determinó correctamente el número atómico de todos los elementos hasta el número atómico 50 ( estaño ), aunque cometió varios errores con elementos más pesados. Sin embargo, Van den Broek no tenía ningún método para verificar experimentalmente los números atómicos de los elementos; por lo tanto, todavía se creía que eran una consecuencia del peso atómico, que seguía utilizándose para ordenar los elementos. [89]
Moseley estaba decidido a probar la hipótesis de Van den Broek. [89] Después de un año de investigación de las líneas de Fraunhofer de varios elementos, encontró una relación entre la longitud de onda de rayos X de un elemento y su número atómico. [91] Con esto, Moseley obtuvo las primeras mediciones precisas de números atómicos y determinó una secuencia absoluta de los elementos, lo que le permitió reestructurar la tabla periódica. La investigación de Moseley resolvió inmediatamente las discrepancias entre el peso atómico y las propiedades químicas, donde la secuenciación estrictamente por peso atómico daría como resultado grupos con propiedades químicas inconsistentes. Por ejemplo, sus mediciones de longitudes de onda de rayos X le permitieron colocar correctamente el argón ( Z = 18) antes del potasio ( Z = 19), el cobalto ( Z = 27) antes del níquel ( Z = 28), así como el telurio ( Z = 52) antes del yodo ( Z = 53), en línea con las tendencias periódicas . La determinación de los números atómicos también aclaró el orden de los elementos de tierras raras químicamente similares; También se utilizó para confirmar que el supuesto descubrimiento de Georges Urbain de un nuevo elemento de tierras raras ( celtio ) era inválido, lo que le valió a Moseley la aclamación por esta técnica. [89]
El físico sueco Karl Siegbahn continuó el trabajo de Moseley para elementos más pesados que el oro ( Z = 79), y encontró que el elemento más pesado conocido en ese momento, el uranio , tenía número atómico 92. Al determinar el mayor número atómico identificado, se determinaron de manera concluyente los huecos en la secuencia de números atómicos donde un número atómico no tenía un elemento correspondiente conocido; los huecos ocurrieron en los números atómicos 43 ( tecnecio ), 61 ( prometio ), 72 ( hafnio ), 75 ( renio ), 85 ( astato ) y 87 ( francio ). [89]
En 1888, [92] el físico sueco Johannes Rydberg, trabajando a partir de la fórmula de Balmer de 1885 , notó que los números atómicos de los gases nobles eran iguales a las sumas duplicadas de los cuadrados de números simples: 2 = 2·1 2 , 10 = 2(1 2 + 2 2 ), 18 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 ), 36 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 ), 54 = 2( 1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 + 3 2 ), 86 = 2(1 2 + 2 2 + 2 2 + 3 2 + 3 2 + 4 2 ). Este hallazgo fue aceptado como una explicación de las longitudes fijas de los períodos y condujo al reposicionamiento de los gases nobles desde el borde izquierdo de la tabla, en el grupo 0, a la derecha, en el grupo VIII. [77] La falta de voluntad de los gases nobles para participar en reacciones químicas se explicó en la aludida estabilidad de las configuraciones electrónicas cerradas de los gases nobles; de esta noción surgió la regla del octeto originalmente denominada Regla de Abegg de 1904. [93] Entre los trabajos notables que establecieron la importancia de la periodicidad de ocho se encuentran la teoría del enlace de valencia , publicada en 1916 por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis [94] y la teoría del octeto del enlace químico, publicada en 1919 por el químico estadounidense Irving Langmuir . [95] [96] El enfoque de los químicos durante el período de la Antigua Teoría Cuántica (1913 a 1925) se incorporó a la comprensión de las capas y orbitales de electrones bajo la mecánica cuántica actual . Un verdadero pionero que nos dio las bases para nuestro modelo actual de electrones fue Irving Langmuir. En su artículo de 1919, postuló la existencia de "celdas", que ahora llamamos orbitales, que solo podían contener dos electrones cada una, y que estaban dispuestas en "capas equidistantes" que ahora llamamos capas. Hizo una excepción: la primera capa solo contenía dos electrones. Estos postulados se introdujeron sobre la base de la regla de Rydberg que Niels Bohr había utilizado no en química, sino en física, para aplicarla a las órbitas de los electrones alrededor del núcleo. En el artículo de Langmuir, introdujo la regla como 2N 2, donde N era un entero positivo. [97]
El químico Charles Rugeley Bury dio el siguiente gran paso hacia nuestra teoría moderna en 1921, al sugerir que ocho y dieciocho electrones en una capa forman configuraciones estables. El esquema de Bury se basó en el de químicos anteriores y era un modelo químico. Bury propuso que las configuraciones electrónicas en los elementos de transición dependían de los electrones de valencia en su capa exterior. [98] En algunos artículos iniciales, el modelo se denominó "átomo de Bohr-Bury". Introdujo la palabra transición para describir los elementos que ahora se conocen como metales de transición o elementos de transición. [99]
En las décadas de 1910 y 1920, la investigación pionera en mecánica cuántica condujo a nuevos desarrollos en la teoría atómica y pequeños cambios en la tabla periódica. En el siglo XIX, Mendeleev ya había afirmado que había una periodicidad fija de ocho, y esperaba una correlación matemática entre el número atómico y las propiedades químicas. [100] El modelo de Bohr se desarrolló a principios de 1913 y defendió la idea de las configuraciones electrónicas que determinan las propiedades químicas. Bohr propuso que los elementos del mismo grupo se comportaban de manera similar porque tienen configuraciones electrónicas similares, y que los gases nobles tenían capas de valencia llenas; [101] esto forma la base de la regla del octeto moderna . El estudio de Bohr de la espectroscopia y la química no era habitual entre los físicos atómicos teóricos. Incluso Rutherford le dijo a Bohr que estaba luchando "para formarse una idea de cómo llega a sus conclusiones". [102] Esto se debe a que ninguna de las ecuaciones de mecánica cuántica describe el número de electrones por capa y orbital. Bohr reconoció que estaba influenciado por el trabajo de Walther Kossel , quien en 1916 fue el primero en establecer una conexión importante entre el átomo cuántico y la tabla periódica. Observó que la diferencia entre los números atómicos 2, 10, 18 de los primeros tres gases nobles, helio, neón, argón, era 8, y argumentó que los electrones en dichos átomos orbitaban en "capas cerradas". El primero contenía solo 2 electrones, el segundo y el tercero, 8 cada uno. [103] [104] La investigación de Bohr llevó al físico austríaco Wolfgang Pauli a investigar la duración de los períodos en la tabla periódica en 1924. Pauli demostró que este no era el caso. En cambio, el principio de exclusión de Pauli se desarrolló, no sobre una base matemática, sino sobre los desarrollos previos en alineación con la química. [105] Esta regla establece que ningún electrón puede coexistir en el mismo estado cuántico y mostró, junto con observaciones empíricas, la existencia de cuatro números cuánticos y la consecuencia sobre el orden de llenado de las capas. [101] Esto determina el orden en que se llenan las capas de electrones y explica la periodicidad de la tabla periódica.
Al químico británico Charles Bury se le atribuye el primer uso del término metal de transición en 1921 para referirse a los elementos entre los elementos del grupo principal de los grupos II y III. Explicó las propiedades químicas de los elementos de transición como consecuencia del llenado de una subcapa interna en lugar de la capa de valencia. Esta proposición, basada en el trabajo del químico estadounidense Gilbert N. Lewis , sugirió la aparición de la subcapa d en el período 4 y la subcapa f en el período 6, alargando los períodos de 8 a 18 y luego de 18 a 32 elementos, explicando así la posición de los lantánidos en la tabla periódica. [106]
El descubrimiento del protón y el neutrón demostró que el átomo era divisible, lo que hizo que la definición de elemento químico de Lavoisier quedara obsoleta. Hoy en día, un elemento químico se define como una especie de átomos con un número constante de protones [107] y ahora se sabe que ese número es precisamente el número atómico de un elemento. El descubrimiento también explicó el mecanismo de varios tipos de desintegración radiactiva, como la desintegración alfa .
Finalmente, se propuso que los protones y los neutrones estaban formados por partículas aún más pequeñas llamadas quarks ; su descubrimiento explicó la transmutación de neutrones en protones en la desintegración beta .
Hacia 1925, la tabla periódica cambió al desplazar algunas Reihen (series) hacia la derecha, en un conjunto adicional de columnas (grupos). Se repitieron los grupos originales I a VII, que se diferenciaban mediante la adición de "A" y "B". El grupo VIII (con tres columnas) permaneció único.
De esta forma, Reihen 4 y 5 se desplazaron y juntos formaron el nuevo periodo 4 con los grupos IA–VIIA, VIII, IB–VIIB.
Ya sentimos que nos hemos acercado al momento en que esta ley [periódica] empieza a cambiar, y a cambiar rápidamente.
— El físico ruso Yuri Oganessian , codescubridor de varios elementos superpesados , en 2019 [108]
Ya en 1913, las investigaciones de Bohr sobre la estructura electrónica llevaron a físicos como Johannes Rydberg a extrapolar las propiedades de elementos no descubiertos más pesados que el uranio. Muchos coincidieron en que el siguiente gas noble después del radón probablemente tendría el número atómico 118, de lo que se deducía que la serie de transición en el séptimo período debería parecerse a las del sexto . Aunque se pensaba que estas series de transición incluirían una serie análoga a los elementos de tierras raras, caracterizada por llenar la capa 5f, se desconocía dónde comenzaba esta serie. Las predicciones iban desde el número atómico 90 (torio) hasta el 99, muchas de las cuales proponían un comienzo más allá de los elementos conocidos (en o más allá del número atómico 93). En cambio, se creía que los elementos desde el actinio hasta el uranio formaban parte de una cuarta serie de metales de transición debido a sus altos estados de oxidación ; en consecuencia, se colocaron en los grupos 3 a 6. [109]
En 1940, el neptunio y el plutonio fueron los primeros elementos transuránicos en ser descubiertos; fueron colocados en secuencia debajo del renio y el osmio , respectivamente. Sin embargo, las investigaciones preliminares de su química sugirieron una mayor similitud con el uranio que con los metales de transición más ligeros, desafiando su ubicación en la tabla periódica. [110] Durante su investigación del Proyecto Manhattan en 1943, el químico estadounidense Glenn T. Seaborg experimentó dificultades inesperadas al aislar los elementos americio y curio , ya que se creía que formaban parte de una cuarta serie de metales de transición. Seaborg se preguntó si estos elementos pertenecían a una serie diferente, lo que explicaría por qué sus propiedades químicas, en particular la inestabilidad de los estados de oxidación más altos , eran diferentes de las predicciones. [110] En 1945, en contra del consejo de sus colegas, propuso un cambio significativo en la tabla de Mendeleev: la serie de los actínidos . [109] [111]
El concepto de Seaborg sobre la estructura electrónica de los elementos pesados de los actínidos proponía que los actínidos forman una serie de transición interna análoga a la serie de tierras raras de los elementos lantánidos : comprenderían la segunda fila del bloque f (la serie 5f), en la que los lantánidos formaban la serie 4f. Esto facilitó la identificación química del americio y el curio, [111] y otros experimentos corroboraron la hipótesis de Seaborg; un estudio espectroscópico en el Laboratorio Nacional de Los Álamos por un grupo dirigido por el físico estadounidense Edwin McMillan indicó que , de hecho, se estaban llenando orbitales 5f, en lugar de orbitales 6d. Sin embargo, estos estudios no pudieron determinar de forma inequívoca el primer elemento con electrones 5f y, por lo tanto, el primer elemento de la serie de los actínidos; [110] por lo tanto, también se la denominó serie del "toruro" o del "uranuro" hasta que más tarde se descubrió que la serie comenzaba con el actinio. [109] [112]
A la luz de estas observaciones y de una aparente explicación de la química de los elementos transuránicos, y a pesar del temor entre sus colegas de que fuera una idea radical que arruinaría su reputación, Seaborg la presentó a Chemical & Engineering News y obtuvo una amplia aceptación; las nuevas tablas periódicas colocaron así a los actínidos por debajo de los lantánidos. [111] Tras su aceptación, el concepto de actínido resultó fundamental en la base para los descubrimientos de elementos más pesados, como el berkelio en 1949. [113] También respaldó los resultados experimentales de una tendencia hacia estados de oxidación +3 en los elementos más allá del americio, una tendencia observada en la serie análoga 4f. [109]
Las elaboraciones posteriores de Seaborg del concepto de actínido teorizaron una serie de elementos superpesados en una serie transactínida que comprende elementos del 104 al 121 y una serie superactínida de elementos del 122 al 153. [110] Propuso una tabla periódica extendida con un período adicional de 50 elementos (llegando así al elemento 168); este octavo período se derivó de una extrapolación del principio de Aufbau y colocó los elementos 121 a 138 en un bloque g, en el que se llenaría una nueva subcapa g. [114] El modelo de Seaborg, sin embargo, no tuvo en cuenta los efectos relativistas resultantes del alto número atómico y la alta velocidad orbital del electrón. Burkhard Fricke en 1971 [115] y Pekka Pyykkö en 2010 [116] utilizaron modelos informáticos para calcular las posiciones de los elementos hasta Z = 172, y descubrieron que las posiciones de varios elementos eran diferentes de las predichas por Seaborg. Aunque los modelos de Pyykkö y Fricke generalmente ubican al elemento 172 como el siguiente gas noble, no existe un consenso claro sobre las configuraciones electrónicas de los elementos más allá de 120 y, por lo tanto, su ubicación en una tabla periódica extendida. Ahora se piensa que debido a los efectos relativistas, dicha extensión incluirá elementos que rompan la periodicidad en los elementos conocidos, lo que plantea otro obstáculo para futuras construcciones de tablas periódicas. [116]
El descubrimiento de la tenesina en 2010 llenó el último vacío que quedaba en el séptimo período. Por lo tanto, todos los elementos recién descubiertos se ubicarán en un octavo período.
A pesar de la finalización del séptimo período, se ha demostrado que la química experimental de algunos transactínidos es incompatible con la ley periódica. En la década de 1990, Ken Czerwinski, de la Universidad de California en Berkeley, observó similitudes entre el rutherfordio y el plutonio y entre el dubnio y el protactinio, en lugar de una clara continuación de la periodicidad en los grupos 4 y 5. Experimentos más recientes con copernicio y flerovio han arrojado resultados inconsistentes, algunos de los cuales sugieren que estos elementos se comportan más como el gas noble radón que como el mercurio y el plomo, sus respectivos congéneres . Como tal, la química de muchos elementos superpesados aún no se ha caracterizado bien, y sigue sin estar claro si la ley periódica todavía se puede utilizar para extrapolar las propiedades de elementos no descubiertos. [2] [117]
{{cite book}}: CS1 maint: location missing publisher (link)El primer uso del término "transición" en su sentido electrónico moderno parece deberse al químico británico CRBury, quien utilizó el término por primera vez en su artículo de 1921 sobre la estructura electrónica de los átomos y la tabla periódica.