Historia de la tabla periódica - History of the periodic table

Forma actual de la tabla periódica

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, las filas y columnas se crean comenzando nuevas filas e insertando celdas en blanco, de modo que las filas ( puntos ) y columnas ( grupos ) muestren elementos con propiedades recurrentes (llamadas periodicidad). Por ejemplo, todos los elementos del grupo (columna) 18 son gases nobles que apenas tienen reacción química.

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 hechas por Antoine-Laurent de Lavoisier , Johann Wolfgang Döbereiner , John Newlands , Julius Lothar Meyer , Dmitri Mendeleev , Glenn T. Seaborg y otros.

Historia temprana

Desde la antigüedad se conocen varios elementos físicos ( carbono , azufre , hierro , cobre , plata , estaño , oro , mercurio y plomo ) , ya que se encuentran en su forma nativa y son relativamente simples de extraer con herramientas primitivas. Alrededor del 330 a. C., el filósofo griego Aristóteles propuso que todo está compuesto por una mezcla de una o más raíces , idea que originalmente había sido sugerida por el filósofo siciliano Empédocles . Las cuatro raíces, que luego fueron rebautizadas como elementos por Platón , eran tierra , agua , aire y fuego . También existían ideas similares sobre estos cuatro elementos en otras tradiciones antiguas, como la filosofía india .

Se conocieron algunos elementos adicionales en la era de la alquimia ( zinc , arsénico , antimonio y bismuto ).

Primeras categorizaciones

La historia de la tabla periódica es también la historia del descubrimiento de los elementos químicos . La primera persona en la historia registrada en descubrir un nuevo elemento fue Hennig Brand , un comerciante alemán en bancarrota . Brand trató de descubrir la piedra filosofal, un objeto mítico que se suponía que convertiría metales básicos económicos 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 ). Mantuvo su descubrimiento en secreto hasta 1680, cuando el químico angloirlandés Robert Boyle redescubrió el fósforo y publicó sus hallazgos. El descubrimiento del fósforo ayudó a plantear la cuestión de qué significaba que una sustancia fuera un elemento.

En 1661, Boyle definió un elemento como "aquellos Cuerpos primitivos y simples de los que se dice que están compuestos los mixtos y en los que finalmente se resuelven".

En 1789, el químico francés Antoine Lavoisier escribió 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. El libro de Lavoisier contenía una lista de "sustancias simples" que Lavoisier creía que no podían desglosarse más, que incluían oxígeno , nitrógeno , hidrógeno , fósforo , mercurio , zinc y azufre , que formaban la base de la lista moderna de elementos. La lista de Lavoisier también incluía " ligeros " y " calóricos ", que en ese momento se creía que eran sustancias materiales. Clasificó estas sustancias en metales y no metales. Si bien muchos de los principales químicos se negaron a creer en las nuevas revelaciones de Lavoisier, el Tratado elemental se escribió lo suficientemente bien como para convencer a la generación más joven. Sin embargo, las descripciones de Lavoisier de sus elementos carecen de integridad, ya que solo los clasificó como metales y no metales.

Dalton (1806): enumerar los elementos conocidos por peso atómico

En 1808–10, el filósofo natural británico John Dalton publicó un método para llegar a pesos atómicos provisionales para los elementos conocidos en su época, a partir de medidas 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 notó que los pesos atómicos parecían ser múltiplos de los del hidrógeno.

En 1817, el físico alemán Johann Wolfgang Döbereiner comenzó a formular uno de los primeros intentos de clasificar los elementos. En 1829, descubrió que podía formar algunos de los elementos en grupos de tres, teniendo los miembros de cada grupo propiedades relacionadas. Llamó a estos grupos tríadas .

Definición de la ley de la tríada: - "Los elementos químicamente análogos dispuestos en orden creciente de sus pesos atómicos formaron grupos bien marcados de tres llamados Tríadas en los que se encontró que el peso atómico del elemento medio era generalmente la media aritmética del peso atómico del otro. dos elementos de la tríada.

  1. cloro , bromo y yodo
  2. calcio , estroncio y bario
  3. azufre , selenio y telurio
  4. litio , sodio y potasio

En 1860, se presentó una lista revisada de elementos y masas atómicas en una conferencia en Karlsruhe . Ayudó a estimular la creación de sistemas más extensos. El primer sistema de este tipo surgió en dos años.

Formalizaciones integrales

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, formulando la ley periódica por primera vez en su artículo de 1871 "Regularidad periódica de los elementos químicos"

El geólogo francés Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois notó que los elementos, cuando estaban ordenados por sus pesos atómicos, mostraban propiedades similares a intervalos regulares. En 1862, ideó una carta tridimensional, denominada "hélice telúrica", en honor al elemento telurio , que caía cerca del centro de su diagrama. Con los elementos dispuestos en espiral sobre un cilindro por orden de peso atómico creciente, de Chancourtois vio que elementos con propiedades similares se alineaban verticalmente. El artículo original de Chancourtois en Comptes rendus de l'Académie des Sciences no incluía un gráfico y utilizaba términos geológicos en lugar de químicos. En 1863, amplió su trabajo al incluir un gráfico y agregar iones y compuestos .

El siguiente intento se realizó en 1864. El químico británico John Newlands presentó 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 masa; basándose 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. 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 mesa de Newlands fue ridiculizada por algunos de sus contemporáneos. La Sociedad Química se negó a publicar su trabajo. El presidente de la Sociedad, William Odling , defendió la decisión de la Sociedad diciendo que esos temas "teóricos" podrían ser controvertidos; Hubo una oposición aún más dura dentro de la Sociedad, lo que sugiere que los elementos podrían haber sido enumerados alfabéticamente. Más tarde ese año, Odling sugirió una mesa propia, pero no logró obtener reconocimiento después de su papel en oponerse a la mesa de Newlands.

El químico alemán Lothar Meyer también notó 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 obtuvo 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 anterior 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 para organizar los elementos por peso atómico se habían visto obstaculizados hasta entonces por mediciones inexactas de los pesos atómicos. En 1868, revisó su tabla, pero esta revisión se publicó como borrador solo después de su muerte. En un artículo fechado en 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 documento también incluía un gráfico de líneas de volúmenes atómicos relativos, que ilustraba las relaciones periódicas de las características físicas de los elementos y que ayudaba a Meyer a decidir dónde deberían aparecer los elementos en su tabla periódica. En ese momento ya había visto la publicación de la primera tabla periódica de Mendeleev, pero su trabajo parece haber sido en gran parte independiente.

En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev ordenó 63 elementos aumentando el peso atómico en varias columnas, notando propiedades químicas recurrentes en ellas. A veces se dice que jugaba al "solitario químico" en largos viajes en tren, utilizando cartas con los símbolos y los pesos atómicos de los elementos conocidos. Otra posibilidad es que se inspiró en parte en la periodicidad del alfabeto sánscrito , que le fue señalado por su amigo y lingüista Otto von Böhtlingk . Mendeleev usó las tendencias que vio para sugerir que los pesos atómicos de algunos elementos eran incorrectos y, en consecuencia, cambió su ubicación: por ejemplo, pensó que no había lugar para un berilio trivalente con el peso atómico de 14 en su trabajo, y cortó ambos el peso atómico y 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 mesa a varios químicos en Rusia y en el extranjero. Mendeleev argumentó en 1869 que había siete tipos de óxidos superiores. Mendeleev continuó mejorando su ordenación; en 1870, adquirió una forma tabular, y a cada columna se le dio su propio óxido más alto, y en 1871, lo desarrolló aún más y formuló lo que llamó la "ley de la periodicidad". También se produjeron algunos cambios con nuevas revisiones, con algunos elementos cambiando de posición.

Disputa y reconocimiento de prioridad

A esa persona se la considera, con razón, el creador de una idea científica particular que percibe no sólo su aspecto filosófico, sino su aspecto real, y que así lo entiende para ilustrar el asunto para que todos puedan convencerse de su verdad. Entonces solo 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.

Las predicciones de Mendeleev y su incapacidad para incorporar los metales de tierras raras

Las predicciones de Mendeleev
Nombre
Peso atómico de Mendeleiev

Peso atómico moderno
Nombre moderno
(año de descubrimiento)
Éter 0,17 - -
Coronium 0.4 - -
Eka-boro 44 44,6 Escandio
Eka-cerio 54 - -
Eka-aluminio 68 69,2 Galio
Eka-silicio 72 72,0 Germanio
Eka-manganeso 100 99 Tecnecio (1925)
Eka-molibdeno 140 - -
Eka-niobio 146 - -
Eka-cadmio 155 - -
Eka-yodo 170 - -
Tri-manganeso 190 186 Renio (1925)
Eka-cesio 175 - -
Dvi-telurio 212 210 Polonio (1898)
Dvi-cesio 220 223 Francio (1937)
Eka-tantalio 235 231 Protactinio (1917)

Incluso cuando Mendeleev corrigió las posiciones de algunos elementos, pensó que algunas relaciones que podía encontrar en su gran esquema de periodicidad no se podían encontrar porque algunos elementos aún estaban por descubrir, y por lo tanto, creía que estos elementos que aún estaban por descubrir tendrían propiedades que podrían deducirse de las relaciones esperadas con otros elementos. En 1870, trató por primera vez de caracterizar los elementos aún no descubiertos, y dio predicciones detalladas para tres elementos, a los que denominó eka-boro , eka-aluminio y eka-silicio , además de señalar más brevemente algunas otras expectativas. Se ha propuesto que los prefijos eka , dvi y tri , sánscrito para uno, dos y tres, respectivamente, son un tributo a Pāṇini y otros antiguos gramáticos sánscritos por su invención de un alfabeto periódico. En 1871, Mendeleev amplió aún más sus predicciones.

En comparación con el resto del trabajo, la lista de Mendeleev de 1869 extravía siete elementos conocidos en ese momento: indio , torio y los cinco metales de las tierras raras: itrio , cerio , lantano , erbio y didimio (se descubrió más tarde que los dos últimos eran un mezcla de dos elementos diferentes); ignorarlos le permitiría restaurar la lógica del aumento del peso atómico. Estos elementos (que se pensaba que eran divalentes en ese momento) desconcertaron a Mendeleev en el sentido de que no mostraban un aumento gradual en la valencia a pesar de sus pesos atómicos aparentemente consecuentes. Mendeleev los agrupó, pensando en ellos como en un tipo particular de serie. A principios de 1870, decidió que los pesos de estos elementos debían ser incorrectos y que los metales de las tierras raras debían ser trivalentes (lo que, en consecuencia, aumenta su peso a la mitad). Midió la capacidad calorífica del indio, el uranio y el cerio para demostrar su aumento de valencia contada (que pronto fue confirmado por el químico prusiano Robert Bunsen ). Mendeleev consideró el cambio evaluando cada elemento en un lugar individual en su sistema de elementos en lugar de continuar tratándolos como una serie.

Mendeleev notó que había una diferencia significativa en la masa atómica entre el cerio y el tantalio sin ningún elemento entre ellos; su consideración era 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 de molibdeno y un homólogo más ligero de wolframio (el nombre con el que Mendeleev conocía al tungsteno ). Esta fila comenzaría con un lantano trivalente, un cerio tetravalente y un didimio pentavalente. Sin embargo, no se había establecido la valencia más alta para el didimio, y Mendeleev intentó hacerlo él mismo. Al no haber tenido 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 llevada a cabo por el químico austriaco-húngaro Bohuslav Brauner , quien trató de encontrar un lugar en la tabla periódica para los metales de las tierras raras; Mendeleev se refirió más tarde a él como "uno de los verdaderos consolidadores de la ley periódica".

Además de las predicciones de escandio, galio y germanio que se realizaron rápidamente, la tabla de 1871 de Mendeleev 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 correspondía a elementos que se descubrieron más tarde.

Prioridad de descubrimiento

Ninguna de las propuestas fue aceptada de inmediato, y muchos químicos contemporáneos la encontraron demasiado abstracta para tener algún valor significativo. De los químicos que propusieron sus categorizaciones, Mendeleev se destacó por esforzarse por respaldar su trabajo y promover su visión de la periodicidad. Por el contrario, Meyer no promovió su trabajo de manera muy activa, y Newlands no hizo un solo intento por ganar reconocimiento en el extranjero.

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 utilizar un sistema formalizado para resolver diferentes problemas. La intención de Mendeleev era ayudar a la composición de su libro de texto, Fundamentos de la química , mientras que Meyer estaba más bien preocupado por la presentación de teorías. Las predicciones de Mendeleev surgieron fuera del alcance pedagógico en el ámbito de la ciencia de las revistas, mientras que Meyer no hizo predicciones en absoluto y declaró explícitamente que su tabla y su libro de texto en el que estaba contenido, Teorías modernas , no deberían usarse para la predicción con el fin de hacer el punto. a sus alumnos para que no hicieran demasiadas proyecciones construidas puramente teóricamente.

Mendeleev y Meyer diferían en temperamento, al menos en lo que respecta a la promoción de sus respectivas obras. Algunos químicos contemporáneos señalaron la audacia de las predicciones de Mendeleev, por muy escépticos que pudieran haber sido. 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 .

Reconocimiento de la mesa de Mendeleev

Finalmente, la tabla periódica fue apreciada por su poder descriptivo y por finalmente sistematizar la relación entre los elementos, aunque tal apreciación no fue universal. 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 a la noción de periodicidad y muchos más. 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 para entonces se habían descubierto dos de los elementos predichos de Mendeleev, las predicciones de Mendeleev no se mencionaron en absoluto en la justificación del premio.

El eka-aluminio de Mendeleev se descubrió en 1875 y se conoció como galio ; eka-boro y eka-silicium se descubrieron en 1879 y 1886, respectivamente, y se denominaron escandio y germanio . Mendeleev incluso pudo corregir algunas mediciones iniciales con sus predicciones, incluida la primera predicción del galio, que coincidía bastante con el eka-aluminio pero tenía una densidad diferente. Mendeleev aconsejó al descubridor, el químico francés Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , que volviera a medir la densidad; De Boisbaudran se mostró inicialmente escéptico (sobre todo porque pensó que Mendeleev estaba tratando de atribuirse el mérito), pero finalmente admitió que la predicción era correcta. Mendeleev 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 . 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. Sin embargo, el éxito de las predicciones de Mendeleev ayudó a correr la voz sobre su tabla periódica. Los químicos posteriores utilizaron los éxitos de estas predicciones de Mendeleev para justificar su tabla.

En 1890, su tabla periódica había sido reconocida universalmente como una pieza de conocimiento químico básico. Aparte de las predicciones correctas hechas por Mendeleev, varios aspectos pueden haber contribuido a esto. Una de ellas puede haber sido la correcta acomodación de muchos elementos cuyos pesos atómicos se pensaba que tenían valores incorrectos, pero luego se corrigieron. El debate sobre la posición de los metales de las tierras raras también ayudó a estimular la discusión sobre la mesa. En 1889, Mendeleev señaló en la Conferencia de Faraday a 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".

Gases inertes y éter

Se reconoce universalmente el gran valor de la generalización de Newland, Mendeleef y Lothar Meyer, conocida como la disposición periódica de los elementos. Pero hay que admitir que el estudio de esta disposición es un placer algo tentador; porque, aunque las propiedades de los elementos varían indudablemente cualitativamente y, de hecho, muestran relaciones cuantitativas aproximadas con su posición en la tabla periódica, existen desviaciones inexplicables de la regularidad, que albergan esperanzas del descubrimiento de un alcance aún más amplio. generalización. Aún no se ha adivinado cuál pueda ser esa generalización; pero que debe ser la base de lo que se conoce y debe proporcionar una pista para la explicación de las irregularidades, no se puede discutir.

-  Los químicos británicos William Ramsay y Morris Travers en 1900 discusión de su investigación de nuevos gases inertes.

Gases inertes

El químico británico Henry Cavendish , descubridor del hidrógeno en 1766, descubrió que el aire está compuesto por más gases que nitrógeno y oxígeno . Registró estos hallazgos en 1784 y 1785; entre ellos, encontró un gas no identificado en ese momento menos reactivo que el nitrógeno. El helio se informó por primera vez en 1868; el informe se basó en la nueva técnica de espectroscopia y algunas líneas espectrales emitidas por el Sol no coincidían con las de ninguno de los elementos conocidos. Mendeleev no quedó convencido por este hallazgo ya que la variación de templado llevó al cambio de intensidad de las líneas espectrales y su ubicación en el espectro; Esta opinión fue sostenida por algunos otros científicos de la época. Otros creían que las líneas espectrales podrían 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.

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. El argón, sin embargo, no participó en ninguna reacción química y fue, muy inusualmente para un gas, monoatómico; no encajaba en la ley periódica y, por tanto, cuestionaba su propia noción. No todos los científicos aceptaron este informe de inmediato; La respuesta original de Mendeleev a eso fue que el argón era una forma triatómica de nitrógeno en lugar de un elemento propio. Si bien había existido la noción de una 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 los halógenos y los metales alcalinos, especialmente porque los lugares en esta mitad del grupo VIII permanecían vacantes), 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. Como tal, se emplearon otras explicaciones; por ejemplo, Ramsay supuso que el argón podría ser una mezcla de diferentes gases. Durante un tiempo, Ramsay creyó que el argón podría ser una mezcla de tres gases de pesos atómicos similares; esta tríada se asemejaría a la tríada de hierro, cobalto y níquel, y se ubicaría de manera similar en el grupo VIII. 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.

En 1896, Ramsay probó un informe del químico estadounidense William Francis Hillebrand , quien encontró un vapor de un gas no reactivo de una muestra de uraninita . Deseando probar que era nitrógeno, Ramsay analizó un mineral de uranio diferente, cleveita , y encontró un nuevo elemento, al que llamó kriptón. Este hallazgo fue corregido por el químico británico William Crookes , quien comparó su espectro con el del helio del Sol. Después de este descubrimiento, Ramsay, utilizando la destilación fraccionada para separar el aire, descubrió varios gases de este tipo en 1898: metargón, criptón , neón y xenón ; El análisis espectroscópico detallado del primero de ellos demostró que era argón contaminado por una impureza a base de carbono. Ramsay se mostró inicialmente escéptico sobre la existencia de gases más pesados ​​que el argón, y el descubrimiento del kriptón y el xenón le sorprendió; 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. Aunque la tabla de Mendeleev predijo varios elementos no descubiertos, no predijo la existencia de tales gases inertes, y Mendeleev originalmente rechazó esos hallazgos también.

Cambios en la tabla periódica

Aunque la secuencia de pesos atómicos sugirió que los gases inertes deberían ubicarse entre halógenos y metales alcalinos, y hubo sugerencias para colocarlos en el grupo VIII desde 1895, tal ubicación contradecía una de las consideraciones básicas de Mendeleev, la de los óxidos más altos. . Los gases inertes no formaban óxidos ni otros compuestos, y como tal, su ubicación en un grupo donde los elementos debían formar tetraóxidos se consideraba meramente auxiliar y no natural; Mendeleev dudaba de la inclusión de esos elementos en el grupo VIII. Desarrollos posteriores, particularmente de científicos británicos, se centraron en la correspondencia de gases inertes con halógenos a su izquierda y metales alcalinos a su derecha. En 1898, cuando solo se conocía definitivamente el helio, el argón y el criptón, Crookes sugirió que estos elementos se colocaran en una sola columna entre el grupo hidrógeno y el grupo flúor. En 1900, en la Academia de Ciencias de Prusia , 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 halógenos y metales alcalinos, con lo que Mendeleev estuvo de acuerdo. Ramsay publicó un artículo después de sus discusiones con Mendeleev; las tablas mostraban halógenos a la izquierda de gases inertes y metales alcalinos a la derecha. Dos semanas antes de esa discusión, el botánico belga Léo Errera propuso poner esos elementos en un nuevo grupo 0, a la Real Academia de Ciencias, Letras y Bellas Artes de Bélgica . En 1902, Mendeleev escribió que esos elementos deberían incluirse en un nuevo grupo 0; dijo que esta idea era consistente con lo que le sugirió Ramsay y se refirió a Errera como la primera persona que sugirió la idea. El propio Mendeleev agregó estos elementos a la tabla como grupo 0 en 1902, sin alterar el concepto básico de la tabla periódica.

En 1905, el químico suizo Alfred Werner resolvió la zona muerta de la mesa de Mendeleev. Determinó que los elementos de tierras raras ( lantánidos ), 13 de los cuales eran conocidos, se encontraban dentro de ese espacio. Aunque Mendeleev conocía la existencia de lantano , cerio y erbio , anteriormente no figuraban en la tabla porque no se conocía su número total ni su orden exacto; Mendeleev todavía no podía caberlos en su tabla en 1901. Esto fue en parte una consecuencia de su química similar y la determinación imprecisa de sus masas atómicas. Combinado con la falta de un grupo conocido de elementos similares, esto dificultó la ubicación de los lantánidos en la tabla periódica. Este descubrimiento llevó a una reestructuración de la tabla y la primera aparición del formulario de 32 columnas .

Éter

En 1904, la tabla de Mendeleev 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 que eran elementos en ese momento. Aunque el experimento de Michelson-Morley en 1887 arrojó dudas sobre la posibilidad de un éter luminífero como medio que llena el espacio, los físicos establecieron restricciones para sus propiedades. Mendeleev 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, similares a los gases nobles de su grupo cero, y en cambio permearía sustancias a una velocidad de 2.250 kilómetros (1.400 millas) por segundo.

Mendeleev no estaba satisfecho con la falta de comprensión de la naturaleza de esta periodicidad; esto solo sería posible con la comprensión de la composición del átomo. Sin embargo, Mendeleev creía firmemente que el futuro solo desarrollaría la noción en lugar de desafiarla y reafirmó su creencia en la escritura en 1902.

Teoría atómica e isótopos

Radiactividad e isótopos

Registro fotográfico de las características líneas de emisión de rayos X de elementos con número atómico entre 20 y 29. (De obras de Henry Moseley).

En 1900 se conocían 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 aún quedaban más elementos radiactivos por descubrir y, durante la siguiente década, se estudiaron ampliamente las cadenas de desintegración del torio y el uranio. Se encontraron muchas sustancias radiactivas nuevas, incluido el gas noble radón , y se investigaron sus propiedades químicas. 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 unen estos radioelementos entre el uranio y el plomo. En ese momento, se pensó que eran nuevos elementos químicos, lo que aumentó sustancialmente el número de "elementos" conocidos y dio lugar a especulaciones de que sus descubrimientos socavarían el concepto de tabla periódica. 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.

Frederick Soddy y Kazimierz Fajans encontraron en 1913 que aunque estas sustancias emitían radiaciones diferentes, muchas de estas sustancias eran idénticas en sus características químicas, por lo que compartían el mismo lugar en la tabla periódica. Se les conoció como isótopos , del griego isos topos ("mismo lugar"). El químico austriaco Friedrich Paneth citó una diferencia entre "elementos reales" (elementos) y "sustancias simples" (isótopos), y también determinó que la existencia de diferentes isótopos era en su mayoría irrelevante para determinar las propiedades químicas.

Tras el descubrimiento del físico británico Charles Glover Barkla de los rayos X característicos emitidos por 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 , propuso que la carga nuclear ( Z ) o masa atómica puede estar relacionada matemáticamente con propiedades físicas. La importancia de estas propiedades atómicas se determinó en el experimento de Geiger-Marsden , en el que se descubrió el núcleo atómico y su carga.

Modelo de Rutherford y número atómico

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 los 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 elementos.

Moseley estaba decidido a probar la hipótesis de Van den Broek. 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. Con esto, Moseley obtuvo las primeras medidas precisas de números atómicos y determinó una secuencia absoluta a 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 medidas de longitudes de onda de rayos X le permitieron colocar correctamente argón ( Z  = 18) antes que potasio ( Z  = 19), cobalto ( Z  = 27) antes que níquel ( Z  = 28), así como telurio ( Z  = 52) antes que el 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 ( celtium ) no era válido, lo que le valió la aclamación de Moseley por esta técnica.

El físico sueco Karl Siegbahn continuó el trabajo de Moseley para elementos más pesados ​​que el oro ( Z  = 79) y descubrió que el elemento más pesado conocido en ese momento, el uranio , tenía el número atómico 92. Para determinar el número atómico identificado más grande, las brechas en la secuencia de números atómicos se determinaron de manera concluyente cuando un número atómico no tenía un elemento correspondiente conocido; las brechas se produjeron en los números atómicos 43 ( tecnecio ), 61 ( prometio ), 72 ( hafnio ), 75 ( renio ), 85 ( astato ) y 87 ( francio ).

Capa de electrones y mecánica cuántica

En 1914, el físico sueco Johannes Rydberg notó que los números atómicos de los gases nobles eran iguales a las sumas duplicadas de 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, hacia la derecha, en el grupo VIII. La falta de voluntad de los gases nobles para participar en una reacción química se explicó en la estabilidad aludida de las configuraciones cerradas de electrones de los gases nobles; de esta noción surgió la regla del octeto . 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 y la teoría del octeto del enlace químico, publicada en 1919 por el químico estadounidense Irving Langmuir . El enfoque de los químicos durante el período de la Vieja Teoría Cuántica (1913 a 1925) se incorporó a la comprensión de las capas de electrones y los orbitales en la Mecánica Cuántica actual. Un verdadero pionero que nos dio la base para nuestro modelo actual de electrones es Irving Langmuir . En su artículo de 1919, postuló la existencia de "células" que ahora llamamos orbitales, cada una de las cuales solo podría contener dos electrones cada una, y estos estaban dispuestos en "capas equidistantes" que ahora llamamos capas. Hizo una excepción porque 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 aplicar a las órbitas de los electrones alrededor del núcleo. En el artículo de Langmuir, introdujo la regla como 2N 2 donde N era un número entero positivo.

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 los 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. En algunos artículos iniciales, el modelo se llamaba "Átomo de Bohr-Bury". Introdujo la palabra transición para describir los elementos que ahora se conocen como metales de transición o elementos de transición.

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. Ya, en el siglo XIX, Mendeleev afirmó que había una periodicidad fija de ocho y esperaba una correlación matemática entre el número atómico y las propiedades químicas. El modelo de Bohr se desarrolló a partir de 1913 y defendió la idea de 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 habían llenado las capas de valencia ; esto forma la base de la regla moderna del octeto . El estudio de Bohr sobre espectroscopia y química no era habitual entre la física atómica teórica. Incluso Rutherford le dijo a Bohr que estaba luchando por "formarse una idea de cómo llegar a sus conclusiones". Esto se debe a que ninguna de las ecuaciones de la mecánica cuántica describe el número de electrones por capa y orbital. Bohr reconoció que fue influenciado por el trabajo de Walther Kossel en 1916, quien fue el primero en establecer una conexión importante entre el átomo cuántico y la tabla periódica. Notó 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 tales átomos orbitaban en 'capas cerradas'. El primero contenía solo 2 electrones, el segundo y el tercero, 8 cada uno. La investigación de Bohr llevó al físico austriaco Wolfgang Pauli a investigar la longitud 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. 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 en el orden de llenado de la capa. 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 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.

Protón y neutrón

El descubrimiento de protones y neutrones demostró que un átomo es divisible; esto hizo obsoleta la definición de Lavoisier de un elemento químico. Un elemento químico se define hoy como una especie de átomos con un número constante de protones 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 neutrones estaban compuestos por partículas aún más pequeñas llamadas quarks ; su descubrimiento explicó la transmutación de neutrones en protones en desintegración beta .

Expansiones posteriores y el final de la tabla periódica

Ya sentimos que nos hemos acercado al momento en que esta ley [periódica] comienza a cambiar, y cambia rápidamente.

-  El físico ruso Yuri Oganessian , co-descubridor de varios elementos superpesados , en 2019

Actínidos

Ya en 1913, la investigación de Bohr sobre la estructura electrónica llevó a físicos como Johannes Rydberg a extrapolar las propiedades de elementos no descubiertos más pesados ​​que el uranio. Muchos estuvieron de acuerdo en que el siguiente gas noble después del radón probablemente tendría el número atómico 118, del que se deducía que la serie de transición en el séptimo período debería parecerse a las del sexto . Aunque se pensó que estas series de transición incluirían una serie análoga a los elementos de tierras raras, caracterizados por el llenado de 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 del actinio al 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.

En 1940, el neptunio y el plutonio fueron los primeros elementos transuránicos que se descubrieron; se colocaron 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. Durante su investigación del Proyecto Manhattan en 1943, el químico estadounidense Glenn T. Seaborg experimentó dificultades inesperadas para aislar los elementos americio y curio , ya que se creía que eran 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 superiores , eran diferentes de las predicciones. En 1945, en contra del consejo de sus colegas, propuso un cambio significativo en la tabla de Mendeleev: la serie de actínidos .

El concepto de actínidos de Seaborg de estructura electrónica de elementos pesados ​​propuso que los actínidos forman una serie de transición interna análoga a la serie de tierras raras de elementos lantánidos : comprenderían la segunda fila del bloque f (la serie 5f), en la que se formaron los lantánidos la serie 4f. Esto facilitó la identificación química del americio y el curio, y experimentos posteriores corroboraron la hipótesis de Seaborg; un estudio espectroscópico en el Laboratorio Nacional de Los Alamos realizado por un grupo dirigido por el físico estadounidense Edwin McMillan indicó que los orbitales 5f, en lugar de los orbitales 6d , de hecho se estaban llenando. Sin embargo, estos estudios no pudieron determinar de manera inequívoca el primer elemento con electrones 5f y, por lo tanto, el primer elemento de la serie de actínidos; por lo tanto, también se la denominó serie "tórida" o "uranida" hasta que más tarde se descubrió que la serie comenzaba con actinio.

A la luz de estas observaciones y una aparente explicación de la química de los elementos transuránicos, ya pesar del temor entre sus colegas de que fuera una idea radical que arruinaría su reputación, Seaborg la envió a Chemical & Engineering News y obtuvo una amplia aceptación; así, nuevas tablas periódicas colocaron los actínidos debajo de los lantánidos. Tras su aceptación, el concepto de actínidos resultó fundamental en el trabajo preliminar para los descubrimientos de elementos más pesados, como el berkelio en 1949. También apoyó los resultados experimentales de una tendencia hacia +3 estados de oxidación en los elementos más allá del americio, una tendencia observada en el análogo 4f serie.

Efectos relativistas y expansiones más allá del período 7

Las elaboraciones posteriores de Seaborg del concepto de actínidos teorizaron una serie de elementos superpesados en una serie de transactínidos que comprende elementos de 104 a 121 y una serie de elementos de superactínidos de 122 a 153. Propuso una tabla periódica extendida con un período adicional de 50 elementos (alcanzando así 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. El modelo de Seaborg, sin embargo, no tuvo en cuenta los efectos relativistas resultantes del alto número atómico y la velocidad orbital de los electrones. Burkhard Fricke en 1971 y Pekka Pyykkö en 2010 utilizaron modelos informáticos para calcular las posiciones de los elementos hasta Z  = 172, y encontraron que las posiciones de varios elementos eran diferentes de las predichas por Seaborg. Aunque los modelos de Pyykkö y Fricke generalmente colocan 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, tal extensión contará con elementos que rompen la periodicidad en elementos conocidos, planteando así otro obstáculo para las futuras construcciones de la tabla periódica.

El descubrimiento de tennessine en 2010 llenó el último vacío restante en el séptimo período. Por lo tanto, cualquier elemento recién descubierto se colocará 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, Berkeley observó similitudes entre el rutherfordio y el plutonio y el dubnio y el protactinio, en lugar de una clara continuación de la periodicidad en los grupos 4 y 5. Experimentos más recientes sobre copernicio y flerovio han arrojado resultados inconsistentes, algunos de los cuales lo que sugiere que estos elementos se comportan más como el gas noble radón que como mercurio y plomo, sus respectivos congéneres . Como tal, la química de muchos elementos superpesados ​​aún no se ha caracterizado bien y no está claro si la ley periódica todavía se puede utilizar para extrapolar las propiedades de elementos no descubiertos.

Efectos de caparazón, la isla de la estabilidad y la búsqueda del final de la tabla periódica

Ver también

Notas

Referencias

Bibliografía

enlaces externos