Tipos de Tablas Periódicas Abundancia A partir del diseño clásico de la tabla, dibujando el tamaño de las casillas de los elementos en función de su abundancia en la Tierra expresada en poercentaje en peso, se obtiene una tabla periódica como ésta, promovida y editada por la Societat Catalana de Química.
Benfey Tabla en forma de espiral diseñada por el profesor Thoedor Benfey. La tabla deja espacio para colocar los elementos del período octavo y t ambién para una serie de dieciocho elementos, llamados superactínidos, superactínidos, que surgen de llenar los 9 orbitales 5g.
Melinda Green
Perley Dado el carácter cíclico del llenado de orbitales de los elementos, Ed Perley diseña una tabla con estructura circular. Partiendo de una tabla de períodos cortos (con los subgrupos A y B juntos), el esquema muestra la estructura habitual de las capas electrónicas excepto que agrupa los orbitales s y p. Así las capas sp son de color amarillo, los orbitales d de color azul y los f de color rojo. Entonces los elementos se colocan en las capas que son responsables de sus propiedades. Esto hace que haya algunos saltos que se representan en el esquema mediante lineas de puntos. Los metales de transición comienzan en el grupo III y acaban en el II gracias a que el grupo VIII contine las tríadas y los gases nobles. Los lantánidos no se disgregan en la capa correspondiente porque en la tabla tradicional están todos en el mismo grupo. Solo están dibujados los elementos hasta el número 51.
Clark En 1950 Clark presentó un modelo con una forma similar a la proyección de un estadio sobre su base. Con este diseño, Clark, conseguía que la distancia entre los elementos de un subgrupo y los dos que hacen de representativos del grupo estuvieran en relación directa a la diferencia entre sus propiedades. Así el subgrupo del Cu está más alejado del Li y del Na que el subgrupo del K por ser mayores sus diferencias respecto a los representativos del grupo. Los homólogos en la figura están unido mediante lineas rojas.
Emerson Edgar Emerson hace en 1944 un intento de expresar las diferencia entre los períodos largos y cortos mediante un sistema en espiral. Según este modelo, el Be y Mg podían situarse sobre el Ca y Sr o bien al otro extremo sobre le Zn. Emerson propone una solución de compromiso como de puente entre los subgrupos del Ca y el Zn y como homólogos de los dos grupos. Además el H aparece como homólogo de los alcalinos y de los halógenos. En la cúspide del grupo de los gases nobles Emerson coloca el neutrón, como elemento cero pues aducía que tenía propiedades de gas noble.
Extendido 1 2 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 3 4 5 6 7 8 9
1 1 1 1 1 1 1 1 1 0 1 2 3 4 5 6 7 8
H B e NM a g C S K a c R Sr Y b C B L s a a F RA r a c Li
B C NOF
C e T h
PN P S E r d m m u P N P A U a p u m
G d C m
T b B k
DH y o C E f s
E r F m
T m M d
Y b N o
T C M F CN V i r n e o i ZNM R R P Tc r b o u h d LHT R O P W Ir u f a e s t LRD S B H M r f b b h s t
C u A g A u
A C Si P S l l Z GGAS B n a e s e r C S ST In I d n b e H P BPA Tl g b i o t
H e N e A r K r X e R n
Janet Charles Janet, geólogo y entomólogo, diseñó (1929) una tabla circular con cuatro tipos de períodos. El primer tipo comprende los dos primeros períodos cortos, que integran los cuatro primeros elementos del sistema. El segundo tipo comprende a los elementos representativos de los períodos 3 y 4. El tercero a las dos primeras series de transición (incluidos los elementos representativos) y el cuarto ti po comprende además los lantánidos y actínidos.
También en 1929 Janet publicó un modelo simplificado, de una t abla suya del año anterior, hecha en 3 dimensiones y con forma helicoidal. La tabla simplificada, que llamó escaliforme por su aspecto en forma de escalera, es similar a la de arriba solo que desplegada por los extremos desde el La hasta el He (ver modelo de Janet adaptado por Albert Tarantola).
Quebecium Piere Demers, profesor de la Universidad de Montreal, propuso en 1995 un sistema peródico basado en el elemento 118 al que llamó Quebecium, de la misma manera que existe el Lutecium o Francium. Con el elemento Quebecium queda cerrado el sistema periódico y a partir de él, quitando electrones se obtendrian el resto de los elementos hasta el hidrogeno.
Romanoff Romanoff presentó en 1934 un sistema con los elementos distribuidos en una curva similar al infinito matemático. En el anillo superior se encuentran los elementos representativos y en el inferior los elementos de transición. Las tierras raras se encuentran en una extensión transversal que enlaza los dos círculos y da continuidad a los elementos con el Celtio (Ct, hoy Hf) hasta el U.
Scheele Este modelo es uno de los varios que Scheele diseñó en los años 50. Basado en la teoría electrónica coloca los elementos en capas: K, L, M, N, etc. de 2, 8, 18, 32 elementos. Tiene el inconveniente de que no existe continuidad creciente en el número atómico.
Stowe La tabla diseñada por el Dr. Timmothy Stowe presenta los elementos en capas según el número cuántico principal y diferenciando el resto de los números cuánticos según el color.
Tarantola
Albert Tarantola, profesor en la Universidad de la Sorbonne , recuperó en 1970 la tabla poco conocida de Charles Janet. Esta tabla, que tiene forma de escalera, sigue el orden de llenado de las capas electrónicas. En esta tabla el He figura junto con los alcalinotérreos por poseer una configuración similar. La configuración electrónica de un átomo se obtiene de un modo simple a partir del esquema inferior. De manera que el Al por ejemplo, tendría que tener una configuración electrónica de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Si el orden de llenado de los orbitales electrónicos da lugar a una clasificación como la de arriba, el orden de "vaciado" de los orbitales electrón por electrón no da la misma clasificación, sino una diferente. Albert Tarantola recopiló las energías de i onización de los elementos y organizió esta otra tabla:
Torre Los elementos se ordenan de abajo a arriba, es decir por períodos que ahora son verticales. Sin embargo no se completan los elementos por número atómico, sino por capas electrónicas y no por su orden energético de llenado sino por orden numérico. De este modo los elementos de transición como el Sc (donde se inicia el llenado de orbitales 3d ) y siguientes figuran detrás del Ar (donde se acaban de llenar los orbitales 3p). Es decir se mantiene el orden nominal de los orbitales sin aplicar el diagrama de Moeller.
Zmaczynski El sistema propuesto por E. Zmaczynski en 1937, bautizado por él mismo como Sistema Periódico de los Elementos por Chancourtois-Mendeleiev-Werner-Bohr , fue utilizado durante años en la Universidad de Minsk. Divide los grupos en metagrupos y ortogrupos, según sean períodos largos o cortos. De este modo el Li y Na pasan a ser análogos del Cu, Ag y Au, lo mismo que ocurre al Be y Mg que lo son del Zn, Cd y Hg. Al igual que Bohr no incluye al Ac, Th, Pa y U entre las tierras raras sino como homólogos de los metales de transición Lu, Hf, Ta y W.
Otra tabla creada por Emil Zmaczyinski recuerda la propuesta por Bohr. Utiliza lineas para unir los grupos. La forma triangular permite introducir los lantánidos y actínidos dentro del cuerpo de la tabla y en el lugar correspondiente.
3D Hay algunos modelos en tres dimensiones que se pueden hacer fácilmente, en papel o madera,. Uno de ellos es el llamado Elementouch, del professor Yoshiteru Maeno de la Universitat de Kyoto. Su particularidad es que desde el H hasta el último elemento hay continuidad, es decir que el He está tocando al Li, el Ne al K, etc. No hay saltos como en la tabla tradicional. Los aros de color rojo corresponden a los metales de transición y los de color lila a las tierras raras. El cuerpo central es una helice.
Otro ejemplo es la DeskTopper de Roy Alexander. Coloca los lantánidos y actínidos en el lugar que les corresponde adosados al cuerpo de los metales de transición y éstos a su vez al de los elementos representativos. El H tiene una posición ambigua desde su lugar original, el grupo I, hasta el grupo de los halógenos. No obstante el diseño curvado de las cartulinas no permite ver cómodamente los elementos.
En 1925 Marcel Courtines diseñó un sistema periódico sobre una cartulina que después de recortada se puede formar una tabla trridimensional con una forma que recuerda a un estadio. La tabla separa los grupos principales de los subgrups. Los grupos representativos quedan así juntos con continuidad. Las tríadas, en color azul, hacen de unión entre los subgrupos y coloca los lantánidos juntos en una especie de fuelle.
Otro ejemplo de tabla en 3D es el Element tree o arbol de los elementos creado por Fernando Dufour, profesor de Química del College Ahuntsic de Montreal en Canadá.
Un modelo sencillo que se puede hacer en madera es el de Paul Giguere
Dentro de los actos de conmemoración del 75 aniversario de la creación de la Escola del Treball, el autor de este sitio, B. Navarro, junto con J. Semis y J. Gràcia han construido un modelo de tabla periódica en madera. La tabla se ha dividido en 5 zonas: elementos representativos, gases nobles, elementos de transición, tierras raras y finalmente los grupos I y II de alcalinos y alcalinoterreos juntos. Cada una de estas zonas de la tabla está hecha con un tipo de madera diferente. El bloque de los elementos de transición está hecho con madera de roble, los gases nobles en fresno, los elementos representativos en cerezo, las tierras r aras en sapeli y los alcalinos/alcalinoterros con madera de haya. La idea central del modelo es que cada elemento está representado por un cubo de 3 cm de arista de modo que se pueda ver por los cuatro lados, de izquierda a derecha o de derecha a izquierda sin que se pierda el orden creciente de número atómico ni la posición relativa de los elementos.
Tipos de Clasificaciones de los Elementos Johann Wolfgang Döbereiner Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849), profesor de Química en la universidad de Jena, hizo uno de los primeros intentos de clasificación de los elementos, cuando en 1817 mostró que el estroncio tenía una masa atómica aproximadamente igual a la media aritmética de las masas atómicas del Ca y del Ba, elementos similares a él. Posteriormente mostró la existencia de más grupos como éste, a los que llamó triadas, por ejemplo:: Cl - Br - I Ca - Sr - Ba S - Se - Te Li - Na - K Otros químicos de aquella época como: Pettenkofer, Dumas, Lenssen, Gladstone contribuyeron también a buscar relaciones entre diferentes elementos. Odling incluyó más de tres elementos en algun grupo y encontró cierta analogía entre los primeros elementos de cuatro grupos contiguos como C, N, O y F cuya diferencia de pesos atómicos era menor que la que había entre dos elementos del mismo grupo. Incluso Kremers sugirió que algunos elementos podian pertenecer a dos triades diferentes perpendiculares una a la otra. Esto fue el inicio de la cuadrícula que posteriormente Newlands, Odling, Meyer y el mismo Mendeleiev utilizaron hasta llegar a la clasificación periódica algunos años más tarde.
Alexander Emile Beguyer de Chancourtois
Alexander Emile Beguyer de Chancourtois, geólogo y profesor de l' Ecole de Mines de Paris estudió la clasificación y sistematización en Mineralogia. Necesitaba un sistema de sustancies simples para estudios litológicos y por eso comenzó a trabajar en una clasificación basada en los principios entonces en uso: clase, orden, etc. En 1862 envió a la Academie de Sciences de Paris un informe donde proponía una clasificación de los elementos químicos colocados sobre la superfície de un cilindro. Los elementos se disponían sobre una linia diagonal formando un angulo de 45 º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente (expresados en números enteros), de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línia vertical. Chancourtois fue el primero en darse cuenta de que las propiedades de los elementos eran una función de su peso atómico. El sistema era más complejo pues también incluía compuestos (óxidos, amoníaco,) y aleaciones. Además el esquema resultaba complicado técnicamente de imprimir por lo que en su comunicación no se incluyó. Probablemente este hecho influyó en que su propuesta no fue demasiado conocida.
William Odling William Odling presentó en 1864, el mismo año que Newlands publicó la ley de las octavas, una clasificación según un orden creciente de pesos atómicos. Era partidario de la distinción entre grupos y subgrupos (Newlands, no) pues sólo esta separación de las series en dos partes permitía obtener una periodicidad de las propiedades de los elementos.
H " Li Be B C N O F Na Mg
" " " " Al Si P S Cl K Ca Ti " Cr Mn Fe Co Ni Cu
Zn " " " " As Se Br Rb Sr Zr Ce Mo
Ro Ru Pd Ag Cd " " U Sn Sb Te I Cs Ba Ta " V W
Pt Ir Os Au Hg Tl Pb " " " " " Th
La tabla contenía 57 de los 60 elementos conocidos frente a los 24 de la tabla de Newlands del mismo año. Fue el primero que alteró el orden I (127), Te (129) para colocarlos correctamente. Dejó huecos (") en alguno de los cuales se podía incluir el Ga y el Ge aún no descubiertos, aunque no el V (bajo el Ti) pues su peso atómico conocido entonces era 137 y no 51. No obstante en el año 1868 Odling presentó una modificación de esta tabla mejorada, pero en la que solo había 46 elementos muy probablemente porque el resto no había sabido donde colocarlos.
John A. R. Newlands John A. R. Newlands publicó en 1864 una clasificación según un orden creciente de la masa atómica y en grupos de siete elementos, de manera que cada uno tenía propiedades similares al octavo elemento posterior. Las series eran: H Li *G B C N O
F Na Mg Al Si P S
Cl K Ca Cr Ti Mn Fe
Co, Ni Br Cu Rb Zn Sr Y Ce, La In Zr As Di**, Mo Se Rh, Ru
Pd Ag Cd U Sn Sb Te
I Cs Ba, V Ta W Nb Au
Pt, Ir Os Hg Tl Pb Bi Th
Newlands llamó a estas series ley de las octavas porque simulaba la escala musical. No obstante la siguiente serie comenzaba con tres elementos (Cl, K y Ca) pero después habíai 12 más hasta llegar al más parecido que era el Br. Parecía una arbitrariedad la periodicidad de ocho elementos, incluso le sugirieron que tal vez encontraría una periodicidad similar colocando los elementos por orden alfabético. En la tabla estaban todos los elementos conocidos entonces, incluidos los que hacía pocos años que se habían descubierto. El descubrimentode elementos nuevos podía cuestionar la tabla que parecía cerrada. Su propuesta fue rechazada por la Sociedad Química de Londres. A pesar de esto era la primera vez que se utilizaba una secuencia de masas atómicas. * Glucinium o glucinum es el berili o ** Didimium , elemento conocido hasta 1885, que resuló ser una mezcla de praseodimio y neodimio.
Mendeleiev Durante la preparación de su llibro de texto, Principios de Química , para sus clases en la universidad de San Petersbourgo y de sus investigaciones, Mendeleiev consiguió hacer una clasificación de los elementos conocidos hasta aquellos momentos. Esta clasificación, que se basaba en la periodicidad de las propiedes químicas y su relación con los pesos atómicos, fue presentada en la Sociedaa Química de Rusia en marzo de 1869. Como se puede ver en la tabla, la ordenación de los elementos era vertical y contenía algunas consideraciones:
Los elementos ordenados según su peso atómico presentan una periodicidad en sus propiedades. La magnitud del peso atómico determina el carácter químico del elemento. Se descubrirán más elementos, algunos de ellos parecidos al Al y al Si con un peso atómico comprendido entre 65 y 75. El peso atómico de un elemento se puede corregir a partir de sus propiedades y de sus análogos. Así el peso atómico del Te tiene que ser entre 123 y 126 en lugar de 128. Algunas de las propiedades características de un elemento se pueden deducir de su peso atómico.
I
II
III
IV
V
VI
Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104,4 Ru =104,4 Pd = 106,6 Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137
? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = 197,4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200
Mg = 24 Al = 27,4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35,5 K = 23 Ca = 40 ? = 45 ?Er = 56 ?Yt = 60 ?In = 75,6
Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63,4 Zn = 65,2 ? = 68 ? = 70 As = 75 Se = 79,4 Br = 80 Rb = 85,4 Sr = 87,6 Ce = 92 La = 94 Di =95 Th = 118?
H=1
Li = 7
Be = 9,4 B= 11 C = 12 N =14 O = 16 F = 19 Na = 23
Au = 197? Bi = 210
Tl = 204 Pb = 207
Julius Lothar Meyer Julius Lothar Meyer (1830-1895) era profesor de Química en la Universidad de Wroclaw cuando asistió al congreso de Karlsruhe. Las conclusiones del mismo l e permitieron revisar las relaciones numéricas existentes entre los elementos químicos apoyándose en la teoría atómica de Dalton y la hipótesis de Avogadro. Pensaba, como Mendeleiev, que su libro de texto debería estar basado en una clasificación de elementos y consiguió preparar una primera versión en 1864. Esta clasificación estaba basada en la valencia de los elementos aunque no era el único factor que determinaba el orden, eran también los pesos atómicos y sus relaciones entre los de elementos homologos. En diciembre de 1869 cuando tenía lista una versión mejorada de su clasificación conoció la versión alemana de la tabla de Mendeleiev, fueron así dos descubrimientos paralelos e independientes. Las dos tablas eran muy similares y había poca diferencia entre ellas. Meyer no separó los elementos de los grupos principales y subgrupos (Mendeleiev si) sino que los colocó intercalados. Meyer clasificicó 55 elementos y Mendeleiev consiguió colocar todos los elementos conocidos, hidrógeno incluido,
aunque algunos de ellos formaban series de longitud variable debido al erróneo valor del peso atómico. El trabajo de Meyer se basaba en la serialización de las propiedades físicas de los elementos como el volum atómico, punto de fusión, de ebullición, etc. mientras Mendeleiev tuvo más en cuenta las propiedades químicas. I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
IX
B = 11,00 C = 11,97
A l= 27,3 Si = 28
-
-
-
?In = 113,4 Sn = 117,8
-
Tl = 202,7 Pb = 206,4
Ti = 48 N = 4,01
P = 30,9
Zr = 89,7 As = 74,9
V = 51,2 O = 15,96
S = 31,98
Se = 78
Cl = 35,38
Na = 22,99 Mg = 23,9
J = 126,5
Rb = 85,2
Ca= 63,3
Os = 198,6? Ir = 196.7 Pt = 196,7
Cs = 132,7 Ag = 107,66
Sr = 87,0 Zn = 64,9
W = 183,5
Ru =103,5 Rh = 104,1 Pd = 106,2
Cu = 63,3 ? Be = 9,3
Te = 128?
Br = 79,75
K = 39,04
Bi = 207,5 Ta = 182,2
Mo = 95,6
Mn = 54,8 Fe = 55,9 Co=Ni=58,6 Li = 7,01
Sb = 122,1 Nb = 93,7
Cr = 52,4 F = 19,1
-
Au = 196,2
Ba = 136,8 Cd = 111,6
Hg = 199,8
Mendeleiev En el año 1871 Mendeleiev presentó una nueva versión de la tabla en la que mejoró la localización de algunos elementos cuya posición no era satisfactoria. Recolocó el Pb como homólogo del Sn, separándolo así del Ba (Meyer ya lo había presentado así). Cambió la posición del U que estaba en el grupo del B (con un nuevo valor del peso atómico de 240) al grupo del Cr, justo debajo del W. Cambió el peso atómico del In y lo situó en el grupo del B, como Meyer había hecho un año antes. También el Ce, La y Th fueron cambiados de lugar y pasaron al grupo del Ti y Zr gracias a un cambio en los pesos atómicos. De esta manera eliminó los ocho elementos de transición que en la propuesta anterior habían quedado por abajo y separados del resto. No obstante algunos de ellos, como Yt, Er o Di, quedaban con valores de pesos atómicos aún no muy definidos. Al mismo tiempo hizo un cambio de filas por columnas quedando la tabla así, prácticamente igual a la que manejamos actualmente. Sólo el U fue desplazado al grupo de los actínidos por Seaborg. La tabla había sido pesentada como una ley general para todos los elementos sin ninguna excepción. Además de dejar casillas vacías, lo cual no era ninguna novedad pues ya Odling y Meyer lo habían hecho, se atrevió a predecir las propiedades de esos elementos aun por descubrir, deducidas a partir de los valores de los cuatro elementos que los rodeaban. La exactitud de estos valores se demostró cuando fueron descubiertos y dejó a los elementos no como entes aislados e independientes sino como nudos dentro de una red interrelacionada y bien definida.
I
II
III
IV
V
VI
VII
Li = 7
Be = 9,4
B = 11
C=12
N = 14
O = 16
F = 19
Na = 23
Mg=24
Al=27,4
Si=28
P = 31
S = 32
Cl = 35,5
VIII
H=1
K =39
Ca=40
(Cu=63) Rb=85
?=44 Zn=65
Sr=87
(Ag=108) Cs=133
? =68 ?Yt =88?
Cd=112 Ba=37
-
Ti=50?
(Au=197)
Zr=90
? =137
Hg=200
-
Ta=182
-
W=184
-
Ur =240
Ru=104, Rh=104, Pd=104, Ag =108 J =127
-
Bi=208 -
Br =80
Te =128?
-
Fe=56, Co=59, Ni=59, Cu=63
?=100
-
-
Th=232
Se =78
Sb =122
Pb=207
Mn =55
Mo =96
-
Tl=204
As =75
Sn=118
-
Cr =52
Nb =94
Ce=138?
-
-
?=72
In =113
-
V =51
Os=199, Ir=198?, Pt=197, Au=197 -
-
Bayley Bayley (1882) es el primero que hace satisfactoriamente la separación entre grupos principales y subgrupos. Para ello une mediante lineas aquellos elementos de los dos primeros períodos que tiene análogos en el resto de períodos. Así une el Mg con el Ca y siguientes, pero también con el Zn y siguientes, separando de este modo los dos subgrupos. También creía que cada elemento del período IV tenía igualmente dos homólogos (excepto las tríadas) por lo que dejó espacio suficiente para ellos y las tierras raras. Consideró a los elementos que siguen al La como homólogos del Zr y siguientes y no dejó espacio para el U. Así solo el Th aparece como homólogo del I (J) en l a 2ª serie. No obstante este sistema puede ser considerado como un precursor de l os de Thomsen y Bohr.
Otto Si todos los elementos con propiedades análogas han de colocarse en un mismo grupo ha de hacerse una separación en los períodos cortos. El lugar en que se haga el corte determinará qué elementos de los periodos largos pertenecen al grupo principal y cuales pertenecen a un subgrupo. Surgieron diferentes opciones, Otto (1885) hizo el corte tras el C y Si. Otros lo hicieron tras el Li, el Be o el B. Por otro lado la colocación del La y siguientes como homólogos del Y dentro del período V dió origen a la formación de espacios libres para elementos aun no descubiertos.
Thomsen
El sistema de Thomsen (1895), profesor de Química en la universidad de Copenhague, supone un perfeccionamiento del de Bayley. Contiene las tierras raras agrupadas no conectadas a elementos homólogos como hacía Bayley. Solo el Ce y el Yb están unidos mediante lineas al Zr y Cd, aunque las lineas que unen al Yb y siguientes hasta el W son a trazos, lo que parece indicar una analogía menor o de segundo orden. Lamentablemente no clasificó ni el Th ni el U.
Gases Nobles
Es sabido que el descubrimiento de los elementos Ga, Sc y Ge no solamente no supuso ningún problema de cara a la consistencia de la tabla periódica, sino que resultó un refuerzo dada la coherencia de sus propiedades. A pesar de esto no resultó lo mismo cuando se aïslaron (por Ramsey y Rayleigh) dos nuevos elementos, Ar y He. La tabla estaba completa, todavía no eran muy fiables sus pesos atómics y además no formaban compuestos con otros elementos y por eso tenían valencia cero. Ramsey se preguntaba si no formarían parte d e una nueva tríada con otro elemento aún no descubierto. Cuando se determinó el peso atómico del Ar, 40, nadie lo quería colocar entre el K y el Ca que sería su lugar natural y se dudaba de su validez. Otros químicos pensaban que estos elementos no pertenecían a la taba o que ésta no era del todo válida. También podría ser que el gas fuera una mezcla de dos nuevos elementos de pesos atómicos 37 y 82. El primero estaría a continuación del Cl y el segundo a continuación de Br. El año del descubrimiento de estos dos elementos, 1895, y posteriores fueron muy prolíficos en cuanto al estudio y publicación de trabajos sobre la tabla periódica y fue una época de incertidumbre por cuanto los fundamentos de la tabla periódica parecían tambalearse. Más tarde (1898) Ramsey descubrió el Ne, Kr y Xe, la determinación más cuidadosa de sus pesos atómicos y la idea definitiva de que la inversión Te-I podría repetirse nuevamente con el Ar-K encaminó el problema hacia la introducción de un nuevo grupo cero después del VII donde se agruparon los gases llamados nobles. El sistema periódico superó la prueba y quedaba acabado. Mendeleiev escribió el año 1905 "Parece que el futuro no amenaza la ley periódica con su destrucción; solo augura su superestructuración y desarrollo". Como reconocimiento al descubrimento de los gases nobles y a su colocación dentro de la tabla, Ramsey recibió el cuarto premio Nobel de Química de la historia, era el año 1904. Gruрo
Gruрo
Gruрo
Gruрo
Gruрo
Gruрo
Gruрo
Gruрo
I
II
III
IV
V
VI
VII
0
H=1
He = 4
Li = 7
Be = 9,4
B= 11
C = 12
N =14
O = 16
F = 19
Ne = 20
Na = 23
Mg = 24
Al = 27,4
Si = 28
P = 31
S = 32
Cl = 35,5
Ar=39,9
K = 39
Gruрo VIII, de transición al I.
Ca = 40 Sc=44
Ti = 50?
V = 51
Cr = 52
Mn = 55
Fe=56, Co=59, Ni=59, Cu=63
(Cu = 63) Zn = 65
Rb = 85
Sr = 87
Ga=68 Ge= 72 As = 75 Se = 78 Br = 80 Kr = 83
?Yt = 88?
Zr = 90 Nb = 94
Mo = 96
?= 100
Ru=104, Rh=104, Pd=104
Ag =108 (Ag=108) Cs = 133
Cd = In = 113 112 Ba = 137
?= 137
Sn = 118
Sb = 122
Te = J = 127 Xe = 131 128?
Ce = 138?
Ta = 182
W= 184
Os=199, Ir=198?, Pt=197, Au = 197
(Au =197)
Hg = Tl = 204 200
Pb = 207
Bi = 208
Th = 232
Ur = 240
Henry Moseley Van den Broek había propuesto en 1912 que la mitad del peso atómico correspondía a la carga nuclear del átomo y que l a clasificación periódica se había de hacer en base a este dato. Al año siguiente Henry Moseley estudió los espectros de rayos X de una serie de elementos contiguos de la tabla periódica. Los espectros presentaban unas rayas características que se desplazaban hacia menores longitudes de onda al tiempo que se avanzaba de un elemento al siguiente de la clasificación periódica. La frecuencia de esas rayas se podía determinar mediante una fórmula empírica que era función de un número Z que correspondía a la posición del elemento en cuestión en la tabla. Este número recibió el nombre de número atómico y representa además del lugar que ocupa un elemento en la tabla, el número de protones del nucleo y por tanto de electrones en la corteza. La tabla periódica pasaba entonces a ordenarse por número de protones o electrones de cada elemento. Consecuencia inmediata de este cambio fue que las parejas que estaban invertidas según una ordenación del peso atómico, ahora estaban correctamente colocadas. Así los casos del Te-I, Co-Ni y Ar-K, que desde las primeras clasificaciones eran una incógnita, fueron finalmente resueltos. El caso del Os, Ir y Pt que también estaban invertidos se solucionó cuando se rectificaron, posteriormente, sus pesos atómicos. Además el trabajo de Moseley estableció, sin duda, que entre el H y el He no había ningún elemento, pues había surgido la hipótesis de que existían dos elementos más entre ellos. También permitió asegurar que entre el Ba y el Ta había 16 elementos, los llamados lantánidos. No resolvió sin embargo la situación de éstos, se tendría que esperar a la introducción de la teoría atòmica. Grup 0 Grup I a b H1
Grup II a b
Grup III Grup IV a b a b
Grup V a b
Grup VI Grup VII Grup VIII a b a b
He 2 Li 3 Be 4 B5 C6 N7 O8 F9 Ne 10 Na 11 Mg 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17 K 19 Ca 20 Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 Mn 25 Ar 18 Cu 29 Zn 30 Ga 31 Ge 32 Ag 33 Se 34 Br 35 Rb 37 Sr 38 Y 39 Zr 40 Nb 41 Mo 42 Kr 36 Ag 47 Cd 48 In 49 Sn 50 Sb 51 Te 52 I 53 Cs 55 Ba 56 57-71 Hf 72 Ta 73 W 74 Re 75 Xe 54 Au 79 Hg 80 Tl 81 Pb 82 Bi 83 Po 84 -
Fe 26, Co 27, Ni 28 Ru 44, Rh 45, Pd 46 Os 76, Ir 77, Pt 78
Alfred Werner Alfred Werner, profesor de Química en Zurich, recibió el Nobel por su trabajo sobre la teoria de coordinación de los compuestos complejos. En 1905 dió una forma diferente a la tabla periódica, solo con la ayuda de comparaciones y analogías entre las propiedades. La forma se asemeja a la tabla larga que manejamos hoy en dia. Hay que señalar la posición del Be y Mg, colocados como análogos del Zn. Ver en este sentido las versiones de Otto y Riesenfeld con distintas separaciones. El orden inverso del Nd y Pr y la presencia de isótopos del La, Pb, Bi y Te son otros detalles a observar asi como la colocación del U y el Ac.
H
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Li
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B
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P
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Cl
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Ca
Sc
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V
Cr
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Y
Zr
Nb
Cs
Ba
La
Ce
Ta
Ra
La*
Th
Nd
Pr
Sa
Eu
U
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Tb
Ho
Er
Tu
Yb
Ac
* Isótopos de los correspondientes elementos .
Niels Bohr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
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Se
Br
Kr
Mo
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
W
Os
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Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Pb* Bi*
Te*
Niels Bohr propuso un modelo atómico según el cual los electrones se agrupan alrededor del nucleo formando capas concéntricas de modo que cumplen unas condiciones determinadas. Como las propiedade químicas de los elementos dependen en gran medida de la estructura electrónica, aquellos elementos que pertenecen a un mismo grupo habrían de tener una configuración electrónica similar. En 1922 Bohr actualizó las tablas propuestas por Bayley y Thomsen en las que se había iniciado una separación entre los grupos principales y secundarios aunque conectados con una línia. Bohr alargó el sistema de Thomsen introduciendo un grupo de elementos (período 7º) que comenzaba con el Ac como homólego del La y donde se iniciaba el llenado del orbital 5f . Los elementos siguientes al Ac: Th, Pa y U los colocó como homólogos del elemento 72 (Hf), Ta y W respectivamente, señalado en el esquema con línias. Dejó también 14 espacios para colocar las tierras raras que comenzaban después del U, señalado en la tabla por un rectángulo.
Nekrasov La forma de la tabla presentada por Bohr es consecuencia de la consideración de las propiedades de los elementos como sustancias simples y para las reacciones que se produzcan con intervención de dichas sustancias. Pero para el estudio de los compuestos y las reacciones que se producen entre ellos, el factor clave son las configuraciones electrónicas de los átomos en aquellos estados de valencia que les corresponden en los compuestos dados. De lo anterior se deduce que una visión más completa de la tabla periódica sería cuando se tuvieran en cuenta las peculiaridades de los átomos tanto en su estado neutro como en
todos sus estados de valencia particulares. Esta es la propuesta de Boris Nekrasov, miembro de la Academia de Ciencias de Moscu. Nekrasov distingue tres tipos de analogías entre elementos: análogos totales que son aquellos en los que la analogía se muestra en todas sus valencias, análogos respecto a todas las valencias excepto para la valencia correspondiente al número del grupo que puede llamarse característica y análogos para la valencia característica . De esta manera en la tabla que aquí se muestra se distinguen los elementos totalmente análogos unidos por lineas continuas, como es el caso del Na y el K. Los que tienen analogías en todas sus valencias excepto en la característica unidos por lineas a trazos. Es el caso del Na y el Cu que en ambos casos si pierden un electrón (valencia característica) su configuración es diferente. En el primer caso es 8 (1s2, 2p6) y en el segundo 18 (3s2, 3p6, 3d10). Por último los que presentan analogías exclusivamente en la valencia carcetrística están unidos con lineas de puntos. Es el caso del S y el Cr. Ambos elementos en su valencia +6 poseen una configuración electrónica similar en la última capa 8 (2s2, 2p6) para el S y 8 (3s2, 3p6) para el Cr.
Riesenfeld
Esta tabla procede del libro "Prácticas de Química Inorgánica" de E.H. Riesenfeld de editorial Labor, Barcelona (1950). Es una reimpresión de l a segunda edición (1943) que a su vez es una traducción de una edición alemana, cuya séptima edición data de 1928. Esto hace pensar que sea el propio Riesenfeld el autor de la misma. Es una tabla pre-Seaborg en el sentido que los actínidos conocidos figuran a lo largo del periodo 7. Igualmente no figura el Tc puesto que fue descubierto en 1937. Estos hechos avalan la datación de la tabla. Pero lo más interesante de ella es que al hacer la separación entre los subgrupos y los grupos principales se corta t ras el Be en el primer período y tras el Al en el segundo. Lo cual deja al B aislado en el grupo 2b sin ningún elemento debajo de él.
Glenn Seaborg
Durante los primeros años 40 los elementos Th, Pa, U, Np y Pu estaban a continuación del actinido dentro del período 7 como elementos de transición. A partir de que se descubrió el Plutonio, Glenn Seaborg consideró que se había cometido un error en la colocación de estos elementos. El los trasladó a una serie nueva paralela a la de los lantánidos que llamó actínidos.
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H
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Fr
Ra
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Pa
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Np
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Lantánids*
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En años posteriores el mismo Seaborg descubrió el Americio, el Curio, el Berkelio y el Californio y todos los colocó en la serie de los actínidos. Así el Neptunio era homólogo del Promecio, el Plutonio del Samario, el Americio del Europio y el Curio del Gadolinio. La tabla quedó de esta manera en el año 1950.
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H
He
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Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
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Xe
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Cs
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Actínids**
Th
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Pu
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Cf
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Am Cm 95
96
Deming En 1923 H. G. Deming escribió un texto de Química en el que figuraba la versión larga de la tabla de Mendeleiev. Aunque no fue él, el primero en escribir esta versión de tabla, nombró a los grupos desde el Ss hasta el Zn como grupos "b". Mientras que los grupos desde el B hasta los gases nobles eran grupos "a". Esta tabla fue tomada como modelo por una multinacional de productos químicos y se popularizó.
IA
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II A
III B
IV B
VB
VI B VII B
VIII B
IB
II B
III A
IV A
VA
VI A VII A VIII A
H
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Sr
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Zr
Nb
Mo
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Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
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Cs
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Hf
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Pt
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Tl
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Fr
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Lantánids*
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Ce
Pr
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Actínids**
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Am Cm 95
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Bk
Cf
Es
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102
103
Por otro lado en Europa se utilizaba una tabla parecida, pero que consideraba como grupos "a" los contiguos al grupo del Be, a la parte izquierda de la tabla y comenzando los grupos "b" por el Cu hasta los gases nobles. En 1970 la IUPAC adoptó la tabla europea (aqui abajo) como referencia.
IA
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II A
III A
IV A
VA
VI A VII A
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II B
III B
IV B
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VI B VII B VIII B
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Cs
Ba La*
Hf
Ta
W
Re
Os
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Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
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56
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73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
Fr
Ra Ac**
87
88
57
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Lantánids*
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
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60
61
62
63
64
65
66
67
68
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Actínids**
Th
Pa
U
Np
Pu
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
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99
100
101
102
103
IUPAC
Am Cm 95
96
La tabla adoptada por la IUPAC como referencia, con los grupos A colocados todos juntos a la izquierda no se extendió entre los químicos americanos y seguían existiendo las dos tablas. Por esta razón la IUPAC, en 1983, resolvió el problema de una vez eliminando los grupos A y B y adoptando una única numeración del 1 al 18. La tabla quedó como la conocemos actualmente.
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Lantánids*
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Pu
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Am Cm 95
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León Garzón León Garzón, catedrático de energía nuclear de la Universidad de Oviedo, ha estudiado la variación de algunas propiedades físicas y químicas (densidad, punto de ebullición, volumen atómico, estados de oxidación) en función de la masa atómica en los elementos de las series 6 y 7 de transición, en los elementos representativos del período 6 y 7, en los lantánidos y en los actínidos. La variación de estas propiedades muestran que los elementos que siguen al actinio son más parecidos a los elementos representativos del periodo 6 (Hf, Ta, W, etc...) que no a los lantánidos. Este hecho sugiere que estos elementos estarían mejor colocados como séptima serie de transición. Esta serie de transición parece acabar con el Cf que quedaría
