Evolución Histórica de la Clasificación de los Elementos Químicos: De Lavoisier a la Tabla Periódica Actual
Evolución Histórica de la Clasificación de los Elementos Químicos
Concepto de elemento por Boyle y desarrollado por Lavoisier.
Primero en clasificar los elementos fue Lavoisier: metálicos, formadores de sales y no metálicos, formadores de ácidos.
Dumas estableció varias familias naturales.
En 1829, Döbereiner estableció las triadas: Li-Na-K, Ca-Sr-Ba, Cl-Br-I.
En 1862, Chancourtois propuso un diagrama tridimensional.
En 1866, Newlands enunció la ley de las octavas.
En 1869 se desarrolla la tabla periódica paralelamente por Meyer y Mendeléyev.
Meyer presentó una tabla periódica incompleta, que amplió más tarde hasta incluir 56 elementos en grupos y subgrupos.
Mendeléyev enunció la relación de las propiedades de los elementos con su peso atómico, dejando lugares vacíos y dudosas las masas de algunos.
En 1871, Mendeléyev y Meyer, conjuntamente, establecieron los grupos I al VII, subgrupos A y B y un grupo central de tres elementos análogos (grupo VIII). Los periodos quedaron así dispuestos en filas horizontales y los grupos distribuidos en columnas.
El descubrimiento de los gases nobles (el helio primero) supuso un desconcierto, pero más tarde fue confirmada su ubicación.
En su tabla periódica, Mendeléyev dejó diez huecos.
En la actualidad se han encontrado 8 de los 10 elementos predichos por Mendeléyev, que son:
- Eka-aluminio = galio
- Eka-silicio = germanio
- Eka-boro = escandio
- Eka-cesio = francio
- Eka-tantalo = protactinio
- Dwi-teluro = polonio
- Eka-manganeso = tecnecio
- Dwi-manganeso = renio
Fallos de la Tabla Periódica
- La posición del hidrógeno varía en las distintas tablas periódicas.
- La distribución de elementos no sigue siempre el orden creciente de masas atómicas.
- La continuidad aparente de los elementos se rompe en el lantano (La).
- Clasificación incorrecta de los elementos por sus valencias.
- No establece una frontera definida entre metales y no metales.
- No establece relaciones cuantitativas entre las variaciones de la masa y las variaciones en las propiedades periódicas, no existiendo una uniformidad en estas variaciones.
Actualidad del Sistema Periódico
En la actualidad, el sistema periódico (forma larga) ordena los elementos por número atómico creciente, empezando por el hidrógeno (Z = 1) y aumentando en una unidad en cada lugar que se avanza.
Los periodos comienzan siempre por un metal alcalino y acaban en un gas noble.
Hay seis periodos completos y uno, el séptimo, incompleto, siendo el número de elementos de cada periodo 2, 8, 18, 18, 32 y 19 sucesivamente.
- Primer periodo (súper corto): hidrógeno y helio.
- Periodos segundo y tercero (cortos): ocho elementos. Al desplazarnos en ellos hacia la derecha, disminuye el carácter metálico.
- Periodos cuarto y quinto (largos): 18 elementos, entre los dos primeros y los seis últimos diez son «elementos de transición».
- Sexto periodo (súper largo): tiene 32 elementos, 14 de ellos lantánidos.
- Séptimo periodo: se encuentra incompleto.
Los dos subgrupos correspondientes a cada grupo en la forma corta quedan claramente separados en la forma larga como grupos independientes, aunque se conservan las denominaciones antiguas (IA, IB, IIA, IIB, …).
Lantánidos y actínidos se encuentran respectivamente en las casillas del lantano y el actinio, y se escriben fuera de la tabla.
Periodicidad de las Propiedades y Relación con la Configuración Electrónica
La periodicidad de las propiedades de los elementos supone una estructura atómica.
La periodicidad de las propiedades es consecuencia de la repetición de la configuración electrónica.
Configuración Electrónica
Principio de construcción ideado por Pauli:
- Los orbitales de los átomos polielectrónicos son análogos a los del átomo de hidrógeno, aunque no idénticos.
- Principio de exclusión de Pauli: «En un átomo polielectrónico no pueden haber dos electrones en el mismo estado cuántico». En un nivel de número cuántico n, 2n² electrones como máximo.
- Principio de mínima energía: «los electrones ocupan en primer lugar los orbitales de mínima energía y siguen por los orbitales de energía creciente». Diagrama de Moeller.
- Regla de máxima multiplicidad de Hund: «cuando varios electrones están en un subnivel incompleto (conjunto de orbitales degenerados) se disponen de modo que exista el mayor número posible de electrones desapareados (orbitales semiocupados), de forma que la repulsión entre electrones es mínima».
Descripción de los Periodos
- Primer periodo: súper corto. Hidrógeno (1s¹) y helio (1s²).
- Segundo periodo: corto. Litio (1s²2s¹) a neón (1s²2s²2p⁶). n = 2: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne.
- Tercer periodo: corto. Sodio ([Ne]3s¹) a argón ([Ne]3s²3p⁶). n = 3: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar.
- Cuarto periodo: largo. Orbitales 4s, 3d y 4p. Potasio K ([Ar]4s¹) a kriptón Kr ([Ar]4s²3d¹⁰4p⁶). Subnivel d, elementos de transición, dos pequeñas irregularidades para satisfacer la estabilidad: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr.
- Quinto periodo: análogo al anterior, con 18 elementos: Rb ([Kr]5s¹), Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe ([Kr]5s²4d¹⁰5p⁶).
- Sexto periodo: súper largo con 32 elementos. Cs ([Xe]6s¹), Ba, La, (14 lantánidos), Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn ([Xe]6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶).
- Séptimo periodo: incompleto. Elementos radiactivos de vidas medias muy cortas. Uranio y plutonio.
Bloques s, p, d y f: cuyos elementos están llenando el nivel correspondiente.
Propiedades Periódicas
Radio atómico. Mitad de la distancia internuclear entre dos átomos de un elemento químico. En un grupo aumenta al bajar, junto con el número atómico y con el número de capas electrónicas. Al avanzar en un periodo, el radio disminuye.
Energía de ionización. Energía necesaria para arrancar el electrón más externo a un átomo en su estado fundamental. Disminuye al bajar en un grupo y, en un periodo, aumenta con el número atómico. La segunda energía de ionización es superior a la primera, ambas condicionadas por la configuración que se destruye al arrancar el electrón.
Afinidad electrónica. Energía desprendida por un átomo al captar un electrón. En un grupo disminuye al bajar, y a lo largo de un periodo aumenta conforme aumenta el número atómico (número de protones y electrones).
Electronegatividad. Tendencia de un átomo, dentro de una molécula, a atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. Relacionada con la EI y la AE, y por tanto varía igual que ellas: aumenta al avanzar en un periodo y disminuye al descender en un grupo.
Propiedades Químicas
- Los gases nobles son muy estables y muy poco reactivos, desconociéndose compuestos naturales de ellos.
- Bloque s: excepto el hidrógeno y el helio, reaccionan generalmente perdiendo sus electrones s y formando cationes (+1 alcalinos y +2 alcalinotérreos).
- Bloque p: varían mucho de un grupo a otro. Además, al descender en un grupo existen diferencias importantes, en parte debidas a la posibilidad de expandir el octeto a los orbitales d a partir del tercer periodo. El carácter metálico se acentúa al descender en un grupo y disminuye al avanzar en un periodo.
- Bloque d: varían poco en sus propiedades químicas, diferencias electrónicas en la penúltima capa semillena.
- Bloque f: tienen sus electrones diferenciadores en la antepenúltima capa y presentan extrema uniformidad química.
Estudio Experimental de Algunas Propiedades Periódicas
Estudio de los Alcalinos
Son sólidos con brillo metálico, blandos, fusibles, ligeros y de gran actividad química.
La reacción con el agua a temperatura ordinaria es enérgica y da lugar a un hidróxido soluble.
Tienden a perder un electrón. Son metales muy activos, aumentando su actividad al aumentar el número atómico. Son reductores fuertes.
Sus hidróxidos son sustancias sólidas, blancas, solubles en agua y constituyen bases fuertes.
Las sales son sólidos blancos y solubles en agua.
Las disoluciones conducen la corriente eléctrica: compuestos iónicos.
Estudio experimental en el laboratorio: en 2 cristalizadores grandes con agua y 2 vidrios para cubrirlos, dejaremos caer un guisante de sodio y un grano de arroz de potasio, observándose reacción con el agua.
Una vez disuelto, comprobar el carácter básico de la disolución añadiendo fenolftaleína.
Analizar sus espectros, sumergiendo alambre de platino en disoluciones de los elementos y acercando la llama de un mechero Bunsen: se observa que el litio da un color rojo intenso, el sodio un color naranja y el potasio violeta.
Estudio de los Alcalinotérreos (la tríada Ca-Sr-Ba frente al ion carbonato CO₃²⁻)
Presentan propiedades químicas semejantes. Son sólidos con brillo metálico, más densos que los alcalinos y, en general, con puntos de fusión más elevados. Con el agua forman hidróxidos, aumentando su reactividad al aumentar el número atómico.
Tienden a perder dos electrones para convertirse en iones positivos. Son reductores fuertes, aunque más débiles en conjunto que los alcalinos.
Los sulfatos y carbonatos de estos metales son poco solubles, disminuyendo su solubilidad conforme aumenta el número atómico.
En el laboratorio: en 3 tubos con nitratos de calcio, estroncio y bario se les añadirá una disolución de carbonato amónico. Se observará la formación de un precipitado de carbonato metálico correspondiente.
Analizar sus espectros: alambre de platino en disoluciones de los elementos y acercando la llama de un mechero Bunsen, observándose que el calcio da un color naranja, el estroncio rojo y el bario amarillo.
Estudio de los Halógenos (F, Cl, Br, I frente al ion Ag⁺)
Gran actividad química, combinándose con casi todos los elementos restantes salvo el oxígeno o los gases nobles. Reaccionan enérgicamente con los metales alcalinos dando lugar a sales en las que el halógeno es el ion negativo.
Tienden a ganar electrones, por lo que son oxidantes. Su reactividad disminuye al descender en el grupo. Con el hidrógeno se combinan dando lugar a haluros; en disolución acuosa, hidrácidos.
El fluoruro de plata (AgF) es soluble en agua, pero las sales de plata del cloro, bromo y yodo son insolubles, disminuyendo la solubilidad al descender en el grupo.
En el laboratorio: formación de precipitados de sales de plata. En tres tubos de ensayo con disoluciones de cloruro, bromuro y yoduro, añadiremos nitrato de plata, observando precipitados: blanco cuajoso en el cloruro, blanco amarillento en el bromuro y amarillo en el yoduro. Estos precipitados presentan solubilidades distintas, mayor para el cloruro de plata y menor para el yoduro de plata.
Son muy tóxicas y su manejo ha de seguir ciertas precauciones. Generalmente las encontraremos en forma de soluciones.