Tabla periódica de los elementos

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite colocar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.

Historia

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

• El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
• El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
• La noción de masa atómica (inicialmente denominada “peso atómico”) y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.
• Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.

Descubrimiento de los elementos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII, cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

Noción de elemento y propiedades periódicas

Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo un mayor conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos elementos nuevos.

La palabra “elemento” procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra El químico escéptico, donde denomina elementos “ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos”. En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.

A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra Tratado elemental de química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlas.

El descubrimiento de gran cantidad de elementos nuevos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.

Los pesos atómicos

A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una concepción nueva del atomismo, a la que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un “atomismo químico” que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).

Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.

Dalton sabía que una parte de hidrógeno se combinaba con siete partes (ocho, afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton), que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las inexactitudes antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que solo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, en el congreso de Karlsruhe en 1860.

Metales, no metales, metaloides y metales de transición

La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctica y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias tanto en las propiedades físicas como en las químicas.

Noción de número atómico y mecánica cuántica

La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las “tierras raras” y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.

Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.

La explicación que aceptamos actualmente de la “ley periódica” descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.

Estructura y organización de la tabla periódica

La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.

Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.

Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

Grupos

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.

Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia atómica, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns1 y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados gases inertes.

Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense,8 los grupos de la tabla periódica son:

• Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
• Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos.
• Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actinidos).
• Grupo 4 (IV B): familia del Titanio.
• Grupo 5 (V B): familia del Vanadio.
• Grupo 6 (VI B): familia del Cromo.
• Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso.
• Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro.
• Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto.
• Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel.
• Grupo 11 (I B): familia del Cobre.
• Grupo 12 (II B): familia del Zinc.
• Grupo 13 (III A): los térreos.
• Grupo 14 (IV A): los carbonoideos.
• Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos .
• Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos .
• Grupo 17 (VII A): los halógenos.
• Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.

Períodos

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:

Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas diferentes.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

• Período 1
• Período 2
• Período 3
• Período 4
• Período 5
• Período 6
• Período 7

Bloques

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos, de acuerdo al principio de Aufbau.

Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.

• Bloque s
• Bloque p
• Bloque d
• Bloque f
• Bloque g (bloque hipotético)

Gases

Elemento	Símbolo	Grupo	Período	Átomo	Masa	Protones	Neutrones	Electrones
Hidrógeno	H	1	1	1	1	1	0	1
Nitrógeno	N	15	2	7	14	7	7	7
Oxígeno	O	16	2	8	16	8	8	8
Flúor	F	17	2	9	19	9	10	9
Cloro	Cl	17	3	17	36	17	19	17
Helio	He	18	1	2	4	2	2	2
Neón	Ne	18	2	10	20	10	10	10
Argón	Ar	18	3	18	40	18	22	18
Criptón	Kr	18	4	36	84	36	48	36
Xenón	Xe	18	5	54	131	54	77	54
Radón	Rn	18	6	86	222	86	136	86

 

Líquidos

Elemento	Símbolo	Grupo	Período	Átomo	Masa	Protones	Neutrones	Electrones
Cesio	Cs	1	6	55	133	55	78	55
Francio	Fr	1	7	87	223	87	136	87
Mercurio	Hg	12	6	80	201	80	121	80
Galio	Ga	13	4	31	70	31	39	31
Bromo	Br	17	4	35	80	35	45	35

Preparados de transición

Elemento	Símbolo	Grupo	Período	Átomo	Masa	Protones	Neutrones	Electrones
Rutherfordio	Rf	4	7	104	261	104	157	104
Dubnio	Db	5	7	105	262	105	157	105
Seaborgio	Sg	6	7	106	263	106	157	106
Tecnecio	Tc	7	5	43	99	43	56	43
Bohrio	Bh	7	7	107	262	107	155	107
Hassio	Hs	8	7	108	265	108	157	108
Meitnerio	Mt	9	7	109	266	109	157	109
Darmstadtio	Ds	10	7	110	271	110	161	110
Roentgenio	Rg	11	7	111	272	111	161	111
Copernicio	Cn	12	7	112	272	112	160	112
Ununtrio	Uut	13	7	113	283	113	170	113
Ununcuadio	Uuq	14	7	114	285	114	171	114
Ununpentio	Uup	15	7	115	288	115	173	115
Ununhexio	Uuh	16	7	116	289	116	173	116
Ununseptio	Uus	17	7	117	291	117	174	117
Ununoctio	Uuo	18	7	118	293	118	175	118

Preparados lantánidos y actínidos

Elemento	Símbolo	Período	Átomo	Masa	Protones	Neutrones	Electrones
Prometio	Pm	Lantánido	61	147	61	86	61
Neptunio	Np	Actínido	93	237	93	144	93
Plutonio	Pu	Actínido	94	244	94	150	94
Americio	Am	Actínido	95	243	95	148	95
Curio	Cm	Actínido	96	247	96	151	96
Berkelio	Bk	Actínido	97	247	97	150	97
Californio	Cf	Actínido	98	251	98	153	98
Einstenio	Es	Actínido	99	252	99	153	99
Fermio	Fm	Actínido	100	257	100	157	100
Mendelevio	Md	Actínido	101	258	101	157	101
Nobelio	No	Actínido	102	259	102	157	102
Laurencio	Lr	Actínido	103	262	103	159	103

 Sólidos alcalinos y alcalinotérreos

Elemento	Símbolo	Grupo	Período	Átomo	Masa	Protones	Neutrones	Electrones
Litio	Li	Alcalino	2	3	7	3	4	3
Sodio	Na	Alcalino	3	11	23	11	12	11
Potasio	K	Alcalino	4	19	39	19	20	19
Rubidio	Rb	Alcalino	5	37	86	37	49	37
Berilio	Be	Alcalinotérreo	2	4	9	4	5	4
Magnesio	Mg	Alcalinotérreo	3	12	24	12	12	12
Calcio	Ca	Alcalinotérreo	4	20	40	20	20	20
Estroncio	Sr	Alcalinotérreo	5	38	88	38	50	38
Bario	Ba	Alcalinotérreo	6	56	137	56	81	56
Radio	Ra	Alcalinotérreo	7	88	226	88	138	88

 Sólidos de la familia del escandio, titanio y vanadio

Elemento	Símbolo	Familia	Período	Àtomo	Masa	Protones	Neutrones	Electrones
Escandio	Sc	Escandio	4	21	45	21	24	21
Itrio	Y	Escandio	5	39	89	39	50	39
Lantano	La	Escandio	6	57	139	57	82	57
Actinio	Ac	Escandio	7	89	227	89	138	89
Titanio	Ti	Titanio	4	22	48	22	26	22
Circonio	Zr	Titanio	5	40	91	40	51	40
Hafnio	Hf	Titanio	6	72	179	72	105	72
Vanadio	V	Vanadio	4	23	50	23	27	23
Niobio	Nb	Vanadio	5	41	93	41	52	41
Tantalio	Ta	Vanadio	6	73	181	73	108	73