Tabla periódica de los elementos

Tabla periódica de los elementos: su construcción, periodicidad, isótopos y radiactividad, su extensión, historia y usos

La creación de la tabla periódica se atribuye al químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev y se remonta a 1869. Su tabla es diferente de la que utilizamos hoy en día, pero se basa en el mismo principio. El objetivo también es idéntico: ofrecer una organización sistemática de los elementos conocidos para resaltar la periodicidad de sus propiedades químicas. La tabla de Mendeléyev también permite identificar los elementos químicos y predecir ciertas propiedades de elementos que aún estaban por descubrir.Hasta la presentación actual, la tabla periódica ha sufrido varios reajustes. Sin embargo, hoy en día constituye una verdadera herramienta de referencia a la que se relacionan todos los comportamientos químicos y físicos de los elementos. La última actualización de esta tabla por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) data del 28 de noviembre de 2016. Desde entonces, la forma estándar de la tabla incluye 118 elementos, desde el hidrógeno hasta el oganesón.

La tabla periódica estándar de los elementos

A continuación se presenta la representación más común de la tabla periódica de los elementos. Otras versiones han sido propuestas por algunos químicos. Sin embargo, estaban limitadas al ámbito científico.La tabla periódica estándar de los elementos incluye 118 elementos químicos divididos en tres tipos:
- 83 elementos se consideran primordiales dado que poseen al menos un isótopo estable o lo suficientemente estable como para ser más antiguo que la Tierra. Cabe recordar que los isótopos son átomos que tienen el mismo número de protones, pero un número diferente de neutrones. Tres de los elementos primordiales son radiactivos, en particular el uranio 92U, el bismuto 83Bi y el torio 90Th.
- 11 elementos están presentes de manera natural en el entorno terrestre y se forman continuamente a través de la desintegración radiactiva de otros elementos químicos como el torio y el uranio. El más ligero de ellos, el tecnecio (43Tc), se forma por la fisión del uranio. En cambio, el más pesado (el plutonio 94Pu) se produce al bombardear el uranio 238 con deuterio. Hablando del uranio 238, que es el principal isótopo natural del uranio, su cadena de desintegración genera continuamente protactinio, así como radio. También produce torio 230 y 234, radio, radón y polonio 210, 214 y 218. Además, genera bismuto 210 y 214, así como plomo 206, 210 y 214. Sin embargo, estos 11 elementos son extremadamente radiactivos, por lo que sus isótopos ya no existen en la actualidad, aunque estuvieron presentes durante la formación del sistema solar.
- Los últimos 24 elementos de la tabla periódica se consideran sintéticos, ya que no existen de manera natural en la Tierra. Son creados experimentalmente en laboratorios o de manera artificial en reactores nucleares. Sin embargo, algunos de ellos se encuentran en el medio ambiente como resultado de accidentes nucleares o pruebas nucleares atmosféricas. Por ejemplo, algunas zonas contaminadas contienen americio, curio, berkelio y californio. Además, en ocasiones, algunos de estos elementos sintéticos se encuentran naturalmente en lugares fuera de la Tierra. De hecho, su presencia habría sido detectada en el espectro de la estrella de Przybylski. Tal es el caso del einsteinio, que fue producido de manera natural por procesos ocurridos durante una supernova.
Es importante señalar que 103 de los 118 elementos químicos se encuentran en un estado estándar conocido bajo condiciones normales de presión y temperatura. Concretamente, estas condiciones establecen la temperatura normal en 0 °C y la presión normal en 1 atm. Entre estos 103 elementos, hay 90 sólidos, 11 gaseosos y 2 líquidos (el bromo y el mercurio). Sin embargo, varios elementos químicos sólidos tienen un punto de fusión cercano a la temperatura ambiente. Tal es el caso del francio (a 27 °C), el galio (a 29,8 °C) y el cesio (a 28,5 °C). También se encuentran el rubidio (a 39,3 °C) y el fósforo blanco (a 44,2 °C).

Construcción de la tabla periódica

La tabla periódica se crea según las propiedades físico-químicas de los elementos que la componen. Sin embargo, dado que estas propiedades dependen de su configuración electrónica, esta última también se toma en cuenta.Cada fila de la tabla se denomina "período" y corresponde a una capa electrónica que se identifica por el número cuántico principal, notado como n. La numeración del período indica el número de capas electrónicas existentes. Está numerada del 1 al 7, ya que ningún elemento conocido hasta la fecha tiene más de siete capas. Por ejemplo, la primera fila correspondiente al primer período contiene el hidrógeno y el helio. Los elementos de un período están colocados de izquierda a derecha según el orden creciente de su número atómico. Todos los elementos que se encuentran en una misma fila pertenecen, por lo tanto, a un mismo período y tienen el mismo número de capas electrónicas. Por ejemplo, el potasio pertenece al período 4, ya que posee cuatro capas electrónicas.Cada período se divide en uno a cuatro bloques que corresponden a las subcapas electrónicas identificadas por su número cuántico secundario, denominado ℓ. Se reconocen cuatro tipos de subcapas electrónicas en el estado fundamental, designadas con las letras s, p, d y f. Estas letras provienen de las abreviaciones utilizadas originalmente en espectroscopía. Estas subcapas contienen respectivamente 1, 3, 5 y 7 orbitales atómicos identificables por su número cuántico magnético mℓ. Cabe destacar que cada orbital atómico es ocupado por un máximo de dos electrones, identificados por su número cuántico magnético de espín ms.Los números cuánticos permiten describir un electrón dentro de un átomo. Estos valores determinan cómo los electrones llenan sucesivamente los orbitales atómicos. También explican por qué los elementos químicos están agrupados en bloques de la tabla y por qué ciertos elementos tienen propiedades similares. Se distinguen en cuatro tipos, a saber, el número cuántico:
- Número cuántico principal n: un número entero natural no nulo (n ≥ 1) ;
- Número cuántico azimutal ℓ : un número entero positivo o nulo que cumple 0 ≤ ℓ ≤ n – 1 ;
- Número cuántico magnético mℓ : un número entero que cumple - ℓ ≤ mℓ ≤ ℓ ;
- cuántico magnético de espín ms puede tener el valor de – ½ o + ½ y los electrones suelen representarse con los símbolos ↓ y ↑ respectivamente.
Según el principio de exclusión de Pauli, dos fermiones (en este caso, dos electrones) en un mismo sistema (aquí, el átomo) no pueden compartir el mismo estado cuántico. Las subcapas electrónicas s, p, d y f pueden contener respectivamente un máximo de 2, 6, 10 y 14 electrones. Así, en la tabla periódica, estas subcapas materializan los bloques s, p, d y f, que contienen cada uno 2, 6, 10 y 14 elementos por período.Basándose en la construcción de la tabla periódica de los elementos por bloques según las configuraciones electrónicas, el helio debería colocarse encima del berilio. En esta columna, los átomos de estos elementos tienen una subcapa externa ns². Sin embargo, el helio se encuentra encima del neón en la 18ª columna, cuyos átomos tienen una subcapa externa np⁶. Esto se explica por el hecho de que se trata de la columna de los gases nobles, a la cual el helio pertenece químicamente.

Regla Klechkowski

Las subcapas de un período no necesariamente pertenecen a una misma capa electrónica. Este es el caso de los elementos situados a partir del tercer período. Aunque estos elementos están en el mismo período, sus subcapas pertenecen a capas electrónicas diferentes.También conocida como la regla de Madelung, la regla de Klechkowski dicta el orden de llenado de los electrones en las subcapas electrónicas. En otras palabras, las subcapas se llenan de manera que los valores de n + ℓ y n sean crecientes. En cuanto a la distribución de los electrones en los niveles de energía cuántica alrededor del átomo, sigue el principio de Aufbau.La sucesión de las subcapas electrónicas en cada uno de los períodos determina la estructura de la tabla en bloques. Estas se definen por el retorno de una subcapa s después de una subcapa p del período anterior, con un número cuántico principal incrementado en una unidad.

Las excepciones y la regla Hund

Se observa que el 80 % de los 103 elementos químicos presentan, en su estado fundamental, una configuración electrónica similar a la deducida de la regla de Klechkowski. Cabe recordar que el estado fundamental se define como el estado de energía más baja. El número cuántico magnético de espín de los electrones contribuye a determinar esta energía. En efecto, el término espectroscópico de energía más baja es aquel cuya multiplicidad de espín 2s + 1 es la más alta. En otras palabras, cuanto mayor es el espín derivado de los electrones en un orbital atómico, más estable es la configuración de estos electrones en dicho orbital. Esto se refiere a la regla de Hund.Así, los elementos de los bloques d y f no tienen interés en seguir la regla de Klechkowski. Para ellos, es energéticamente más favorable priorizar la ocupación impar de las subcapas más externas cuando la capa d o f está completamente llena, vacía o semi llena. Esto se debe a que la diferencia de energía entre estas subcapas es menor que el incremento de energía obtenido por la redistribución de los electrones. Esto resulta en un número cuántico magnético de espín más alto.

La periodicidad de las propiedades químicas

El objetivo principal de la tabla periódica es listar los elementos químicos de manera que sus propiedades físico-químicas puedan ser ampliamente predichas por su posición en la clasificación. Estas propiedades evolucionan de manera diferente según si se lee la tabla horizontal o verticalmente.

Períodos y grupos en la clasificación periódica

Para recordar, el período corresponde a una fila en la clasificación periódica de los elementos. Se forma tras el llenado progresivo de las subcapas electrónicas hasta alcanzar la subcapa s de la capa siguiente. A menudo, las propiedades de los elementos que la componen cambian considerablemente a lo largo de un período. Sin embargo, también pueden ser localmente bastante similares y formar familias completas. Tal es el caso del bloque d, que está compuesto por metales denominados "de transición", y del bloque f, que incluye a los lantánidos en el período 6 y a los actínidos en la fila 7.Si se lee verticalmente, una columna de la tabla representa un grupo. La clasificación periódica tiene 18 grupos estándar, cada uno compuesto por varios elementos con propiedades distintas a las de los grupos vecinos. Con el tiempo, algunos grupos han recibido nombres de uso común. Estos incluyen:
- Los metales alcalinos (los elementos del grupo 1 que pertenecen al bloque s, con excepción del hidrógeno);
- Los metales alcalinotérreos (los del grupo 2 que pertenecen al bloque s);
- Los pnicógenos (los del grupo 15 que pertenecen al bloque p);
- Los calcógenos (los del grupo 16 que pertenecen al bloque p);
- Los halógenos (los del grupo 17 que pertenecen al bloque p);
- Los gases nobles (los del grupo 18 que pertenecen al bloque p, incluyendo el helio del bloque s).Les termes « chalcogène » et « pnictogène » sont actuellement assez obsolètes. Toutefois, les quatre autres sont encore très utilisés et se confondent généralement avec des familles du même nom.Los términos « calcógeno » y « pnicógeno » están actualmente bastante obsoletos. Sin embargo, los otros cuatro todavía se usan mucho y generalmente se confunden con familias del mismo nombre.

Grupo 1: Metales alcalinos

A excepción del hidrógeno, los elementos que constituyen el primer grupo de la clasificación periódica de los elementos forman la familia de los metales alcalinos. Estos incluyen el litio, el sodio, el potasio, el rubidio, el cesio y el francio. Estos metales, poco densos, son de color plateado y tienen un punto de fusión bajo. Son blandos a temperatura ambiente y forman compuestos iónicos con los halógenos. Químicamente muy reactivos, reaccionan violentamente con el agua y producen hidróxidos (bases fuertes). Esto explica por qué no se encuentran en forma elemental en la naturaleza.

Grupo 2: Metales alcalinotérreos

Son más densos y duros que los metales alcalinos. En esta familia se encuentran el berilio, el magnesio, el calcio, el estroncio, el bario y el radio. Los metales alcalinotérreos también forman compuestos iónicos con los halógenos. Sin embargo, el agua a temperatura ambiente no tiene ningún efecto sobre ellos. Solo el vapor de agua provoca la formación de hidróxidos muy básicos.

Grupo 17: Halógenos

Forman la familia de los halógenos. Estos elementos del grupo 17 existen en forma elemental diatómica. Con el hidrógeno, forman ácidos fuertes. Con los metales alcalinos y los alcalinotérreos, forman compuestos iónicos. Este grupo es el único cuyo estado estándar de los elementos puede ser sólido (yodo), líquido (bromo) o gaseoso (flúor y cloro) en condiciones normales de temperatura y presión.

Grupo 18: Gases nobles

También llamados gases raros, estos gases monoatómicos son incoloros e inodoros. Esta familia incluye el helio, el neón, el argón, el criptón, el xenón y el radón. Estos elementos casi no provocan ninguna reacción química en condiciones normales de presión y temperatura.El grupo 3 constituye un caso particular, ya que su composición no es unánimemente aceptada entre los químicos. De hecho, los períodos 4 y 5 siempre están constituidos por escandio e itrio. En cambio, los períodos 6 y 7 están compuestos bien por lantano y actinio o por lutecio y lawrencio. Dado que este grupo pertenece al bloque d, la composición de los bloques d y f también varía según los autores. La primera hipótesis, que incluye el lantano y el actinio en el grupo 3, por lo tanto en el bloque d, dominaba ampliamente hasta principios de siglo. Sin embargo, ha habido un cambio de tendencia a raíz de una convención. Dado que las propiedades químicas del escandio, del itrio y de los 15 lantánidos (incluyendo el lantano y el lutecio) son suficientemente similares, estos elementos pueden ser colectivamente denominados tierras raras. En enero de 2021, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) propuso un compromiso para respetar los principios generales. Esto incluye, entre otras cosas, colocar el lutecio y el lawrencio en el grupo 3.

Variaciones de las propiedades de los elementos a través de la tabla

Según la descripción cuántica de la configuración electrónica de los átomos, la similitud de las propiedades químicas dentro de un grupo se explica por una configuración similar de los electrones en la capa de valencia. El radio atómico de los elementos presentes en la tabla aumenta de arriba hacia abajo en un grupo, ya que se añade una capa electrónica en cada período. Por lo tanto, la electronegatividad y la energía de ionización disminuyen, ya que los electrones periféricos están menos unidos al núcleo en la parte inferior de la tabla.Además de este análisis por columna y fila, la tabla periódica también ayuda a establecer relaciones diagonales entre ciertos elementos de los períodos 2 y 3 situados en diagonal. Esto se refiere a la lectura desde la esquina superior izquierda hacia la esquina inferior derecha. Analizar un período hacia la derecha y descender por una columna muestran efectos opuestos en la capa de valencia de los átomos. Se observa respectivamente una disminución y un aumento del radio atómico, lo que lleva a un aumento y una disminución de la electronegatividad. Luego, se pueden destacar algunas similitudes entre ciertos elementos diagonales, aunque no compartan ni el mismo grupo ni el mismo período. Tal es el caso de la distribución de los metaloides en la tabla.

Radio atómico

En general, cuanto más a la derecha se avanza en un mismo período de la tabla, especialmente de los metales alcalinos a los gases nobles, menor es el radio atómico. Esta disminución se debe a que la carga eléctrica del núcleo atómico aumenta a lo largo de cada período. Esto incrementa la atracción del núcleo sobre los electrones y reduce el volumen de las orbitales atómicas. Este fenómeno se puede ilustrar con la contracción de los lantánidos durante el llenado de la subcapa 4f, por ejemplo. Concretamente, el radio atómico del osmio es casi similar al del rutenio que se encuentra justo arriba en la tabla. También se puede observar esta particularidad en el sexto período, desde el hafnio hasta el platino. Después de este elemento, se ve oculto por un efecto relativista denominado efecto de par inerte. Este es la tendencia de los electrones en la orbital s exterior a permanecer no ionizados y no compartidos en los compuestos de los metales del bloque p. Este fenómeno también se observa con el llenado de las subcapas nd del bloque d. Sin embargo, es menos pronunciado que el observado con los lantánidos, aunque tiene el mismo origen.En cambio, el radio atómico aumenta cuando se recorre un grupo de arriba hacia abajo. Además, aumenta bruscamente al pasar de un período a otro, especialmente entre el gas noble del período p y el metal alcalino del período p + 1. Esto se explica por las capas electrónicas que forman los átomos. Estas observaciones juegan un papel importante en la elaboración y confirmación de las teorías de la mecánica cuántica.A continuación se muestra una tabla que representa los radios de covalencia medios medidos para la mayoría de los átomos. Estos datos ilustran las tendencias observadas para los radios atómicos a través de la clasificación periódica de los elementos.

Energia de ionización

La energía de ionización corresponde indirectamente a la energía de primera ionización. Esta magnitud, siempre positiva, es la energía mínima necesaria para retirar un electrón de un átomo y formar un catión. El electrón retirado se encuentra en la capa de valencia y, por lo tanto, es el menos unido al núcleo atómico. En consecuencia, la energía de segunda ionización es la que se requiere para retirar un segundo electrón del catión previamente formado, y así sucesivamente. Las energías de ionización sucesivas aumentan con el grado de ionización. Por ejemplo, la energía de primera ionización del magnesio es de 738 kJ/mol, lo que permite formar el catión Mg+. La energía de segunda ionización, por otro lado, asciende a 1,450 kJ/mol para formar el catión Mg2+. Esta teoría refuerza la hipótesis de que los electrones están más unidos al núcleo atómico que en las subcapas interiores. También explica el aumento de la energía de primera ionización al acercarse a la parte superior y a la derecha de la tabla periódica de los elementos.La energía de ionización aumenta bruscamente cuando se arranca un electrón de una configuración electrónica de gas noble. Tal es el caso del magnesio Mg2+, cuya configuración es similar a la del neón. La energía de tercera ionización, necesaria para formar el catión Mg3+, alcanza 7,730 kJ/mol. Esta energía corresponde a la extracción de un electrón de la subcapa 2p después de haber eliminado los dos electrones de la subcapa 3s durante la primera y segunda ionización.A continuación, se muestra una tabla representativa de la primera energía de ionización medida para la mayoría de los elementos químicos. Al observar las variaciones de esta magnitud a través de la tabla, se observan varios mínimos locales alrededor de la esquina inferior izquierda de los bloques. Esto se refiere especialmente al cesio y al francio para el bloque s, al actinio para el bloque f, al lawrencio para el bloque d y al talio para el bloque p.

Electronegatividad

La electronegatividad es una magnitud que traduce la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo. Se determina mediante la escala de Pauling. Esta indicación depende tanto del número atómico como de la distancia de los electrones de valencia con respecto al núcleo. Un átomo con alta electronegatividad atrae fuertemente los electrones, y viceversa. La electronegatividad generalmente sigue el mismo patrón que la energía de ionización en la tabla periódica: aumenta a medida que se avanza hacia arriba y hacia la derecha. El elemento con la electronegatividad más baja es el francio (0.7), mientras que el que tiene la electronegatividad más alta es el flúor (3.98).Sin embargo, se deben mencionar algunas excepciones, en particular aquellas relacionadas con las excepciones en la evolución del radio atómico. Se trata principalmente del galio y del germanio, cuya electronegatividad es respectivamente mayor que la del aluminio y el silicio debido a la contracción del bloque d. Situados justo después de los metales de transición, los elementos de la cuarta período también tienen una electronegatividad más alta, ya que sus radios atómicos son menores. Finalmente, se observa una electronegatividad particularmente alta y creciente hacia abajo en la tabla. Este es el caso de los metales nobles, los metales del grupo del platino y a lo largo del grupo 6.

Afinidad electrónica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía liberada cuando un electrón es añadido a un átomo neutro para formar un anión. Cuanto mayor sea esta cantidad de energía, mayor será la tendencia del átomo a capturar un electrón. Esta magnitud, generalmente denotada como AE, A o simplemente A, varía entre los diferentes elementos químicos. No obstante, se han observado tendencias a lo largo de la tabla periódica, lo que permite afirmar algunas similitudes con la electronegatividad. La afinidad electrónica de los halógenos es notablemente superior a la de otros elementos. El elemento con la afinidad electrónica más alta es el cloro, a diferencia de la electronegatividad, cuyo máximo es para el flúor.En general, los no metales tienen una afinidad electrónica más positiva que la de los metales. Sin embargo, la afinidad electrónica de los gases nobles no ha sido medida, ya que estos reaccionan muy poco. A lo largo de una período, esta magnitud tiende a aumentar. Por otro lado, no se destaca una tendencia clara a lo largo de los grupos. En principio, se esperaría que disminuyera a medida que se desciende en un grupo, ya que las capas de valencia están menos unidas al núcleo atómico. No obstante, solo el grupo de los metales alcalinos (grupo 1) muestra una disminución regular en la afinidad electrónica. Las experiencias demuestran que un tercio de los elementos de la tabla no sigue esta tendencia. Por el contrario, estos elementos tienen una afinidad electrónica superior a la del elemento situado justo encima de ellos en la tabla.

Carácter metálico

Según sus propiedades químicas y físicas generales, los elementos se pueden clasificar en tres categorías: metales, metaloides y no metales. Los metales suelen ser sólidos brillantes capaces de formar compuestos iónicos con no metales, así como aleaciones con otros metales. Son excelentes conductores de electricidad. Los no metales, por su parte, son aislantes, generalmente gaseosos, y tienen la capacidad de formar compuestos covalentes con otros no metales. Los metaloides, en cambio, tienen propiedades intermedias entre las dos primeras categorías y se encuentran precisamente entre los metales y los no metales en la tabla periódica.Cuanto menores son la afinidad electrónica, la electronegatividad y la energía de ionización, más pronunciado es el carácter metálico del elemento químico. Por el contrario, el elemento para el cual estas magnitudes son altas es no metálico. Dado que la mayoría de los elementos tienen un carácter metálico más o menos pronunciado, los más metálicos se agrupan alrededor del ángulo inferior izquierdo de la tabla, especialmente el francio y el cesio. Entre estos dos extremos, se pueden distinguir diferentes tipos de metales:
- los metales alcalinos (los más reactivos);
- los metales alcalinotérreos (más reactivos que los metales alcalinos, aunque en menor grado);
- los lantánidos y actínidos (todos los metales del bloque f se incluyen en esta categoría);
- los metales de transición (incluyendo la mayoría de los metales del bloque d);
- los metales pobres (incluyendo todos los metales del bloque p).Por otro lado, los no metales se encuentran principalmente alrededor del ángulo superior derecho de la tabla, especialmente en torno al flúor y al cloro. Dentro de esta categoría de elementos, se identifican tres tipos de no metales, además de las familias convencionales.Se pueden mencionar los no metales poliatómicos, que son similares a los metaloides y pueden exhibir un carácter metálico. Ejemplos de esto son el carbono en forma de grafito y el selenio gris.También se encuentran los no metales diatómicos, que son principalmente no metálicos, excepto en condiciones particulares. Este es el caso del hidrógeno metálico y el oxígeno sólido.Finalmente, se encuentran los no metales monoatómicos, que son los gases nobles, esencialmente inertes químicamente.

Familias de elementos químicos y otros agrupamientos

Más allá de leer las columnas, las filas y las diagonales, también es posible interpretar la tabla según las familias. Una familia agrupa elementos con propiedades físico-químicas homogéneas. Hay diez familias en la clasificación periódica de los elementos, que incluyen:
- la familia de los metales alcalinos (grupo 1, sin hidrógeno);
- la familia de los metales alcalinotérreos (idéntica al grupo 2);
- la familia de los lantánidos (compuesta por los elementos del bloque f del período 6 y el lutecio);
- la familia de los actínidos (que incluye los elementos del bloque f del período 7 y el lawrencio);
- la familia de los metales de transición (que abarca los elementos del bloque d y el copernicio, pero excluye el lutecio, el lawrencio, los elementos del grupo 12 y algunos elementos del período 7);
- la familia de los metaloides (elementos con propiedades intermedias entre no metales y metales);
- la familia de los no metales (incluye todos los elementos no metálicos que no pertenecen a los grupos 17 y 18);
- la familia de los halógenos (compuesta por los primeros cuatro elementos del grupo 17);
- la familia de los gases nobles (compuesta por los primeros seis elementos del grupo 18).
Estas familias a menudo se confunden con los grupos en los extremos derecho e izquierdo de la tabla periódica. En el centro, se confunden con los bloques y los períodos. Sin embargo, estas agrupaciones son imperfectas en el sentido de que las propiedades químicas y físicas de los elementos varían a menudo de manera más o menos continua. Por ejemplo, el berilio sigue formando parte de los metales alcalinotérreos, aunque sus óxidos son anfóteros y tiende a formar compuestos covalentes. Estos dos puntos caracterizan, sin embargo, a un metal pobre como el aluminio. El caso del radón también es interesante: sigue perteneciendo a la familia de los gases nobles aunque no es químicamente inerte. Además, tiende a formar compuestos iónicos, una característica que lo aproxima a los metales.Existen otras agrupaciones de elementos que son comunes. Se pueden citar, por ejemplo, las tierras raras que comprenden el itrio, los lantánidos y el escandio. También está el grupo del platino, que agrupa los elementos de los grupos 7 a 10 de los períodos quinto y sexto. Finalmente, también existe la clasificación geoquímica de los elementos, que designa a los elementos litófilos, calcófilos, atmófilos y siderófilos.

Limitaciones de la periodicidad en los confines de la tabla

Hasta mediados del séptimo período, el modelo de orbitales atómicos describe de manera satisfactoria la configuración electrónica de los elementos. Para los elementos con un número atómico (Z) superior a 100, los efectos relativistas son significativos sobre los electrones cuando interactúan con un núcleo altamente cargado. Ya no es posible ignorar ciertas correcciones provocadas por la electrodinámica cuántica. La aproximación del campo central, que considera los electrones de manera individual para identificar los orbitales atómicos, ya no es válida. Los efectos de acoplamiento espín-órbita distribuyen los niveles de energía y los subniveles electrónicos. Por lo tanto, la modelización de la distribución de electrones alrededor del núcleo se vuelve delicada para estos elementos, y sus propiedades químicas se vuelven más difíciles de predecir.Hasta ahora, las propiedades químicas y físicas de todos los elementos por encima del hassio (108Hs) son bien conocidas. En cambio, solo se han estudiado particularmente dos elementos con un número atómico superior a 108. Estos son el copernicio (112Cn) y el flerovio (114Fl). Por lo tanto, existe muy poca información sobre estos elementos.Según estudios experimentales, el copernicio resulta ser un homólogo más volátil del mercurio y prolonga así el grupo 12. Se puede clasificar como un metal pobre similar al mercurio, pero también puede ser considerado entre los elementos de transición. Según la IUPAC, un elemento de transición es « un elemento químico cuyos átomos tienen un subnivel electrónico d incompleto, o que pueden formar cationes cuyos subniveles electrónicos d están incompletos ». Esto se debe a efectos relativistas que estabilizan el subnivel electrónico s en detrimento del subnivel d, de ahí la configuración electrónica del catión Cn2+ como sigue: [Rn]5f14 6d8 7s2. Además, el copernicio también podría ser gaseoso, ya que presenta algunas características de los gases nobles.Por su parte, el flerovio tiene propiedades bastante ambiguas. Se considera más como un metal que como un gas noble, lo que contradice los primeros resultados obtenidos en 2008. Este elemento químico también sería volátil, pero más reactivo que el copernicio. Podría pertenecer a una nueva familia de "metales volátiles" intermedios entre gases nobles y metales desde el punto de vista de sus propiedades de adsorción sobre el oro. Dado que sus propiedades químicas también son similares a las del plomo, el flerovio también se considera un metal pobre, aunque no puede ser clasificado en una familia de elementos con el conocimiento actual de los investigadores.Aunque el oganesón está clasificado en la columna 18, entre los gases nobles, sus propiedades no han sido objeto de estudios experimentales. Las modelizaciones sugieren que este elemento podría ser un sólido semiconductor con propiedades propias de los metaloides.

Isótopos y radiactividad

La tabla periódica de los elementos agrupa 80 elementos que tienen isótopos estables. En cambio, el resto de los elementos es radiactivo y, por lo tanto, no tiene isótopos estables.

Isótopos

En la tabla periódica, los elementos químicos se clasifican según su número atómico (conocido por el símbolo Z). Este último representa el número de protones contenidos en el núcleo del átomo. Sin embargo, puede haber átomos diferentes para un mismo elemento. Estos difieren entre sí por el número de neutrones en su núcleo. Los átomos que ocupan la misma casilla en la tabla se llaman « isótopos ». De hecho, esta palabra proviene del griego antiguo « isos » que significa igual, y « topos » que significa lugar. Por lo tanto, significa « en el mismo lugar ». En general, los isótopos de un elemento tienen las mismas propiedades químicas, ya que su configuración electrónica es idéntica. Sin embargo, se observa un efecto isotópico más pronunciado debido a la diferente masa del núcleo. Tal es el caso del hidrógeno 1H, el helio 2He y el litio 3Li.Hablando del hidrógeno, su isótopo 2H denominado deuterio es suficientemente diferente del isótopo 1H (protio). Por esta razón, la IUPAC admite, aunque no lo recomienda, el uso de un símbolo químico propio para el deuterio (« D »). Este último es efectivamente diferente del símbolo del hidrógeno que es « H ».

Radiactividad

Los elementos químicos, cuyo número atómico está entre 1 y 82, desde el hidrógeno hasta el plomo, tienen al menos un isótopo estable. El tecnecio y el prometio, elementos radiactivos, son una excepción a esta regla. A partir del bismuto (Z = 83), todos los elementos conocidos son radiactivos. La vida media del isótopo 209Bi, por ejemplo, es mil millones de veces la edad del universo. Cuando la vida media supera los cuatro millones de años, la radiactividad producida por estos isótopos es despreciable y presenta poco riesgo para la salud a corto plazo. Tal es el caso del uranio 238, que tiene una vida media de aproximadamente 4,5 mil millones de años. Su toxicidad es más química a través de algunos compuestos poco solubles que son radiotóxicos (UO2 y U3O8) y de compuestos solubles. Entre estos últimos se encuentran UF6, UO2F2, UO2Cl2, UO2(NO3)2, UF4, UCl4 y UO3.En cuanto a los elementos con un número atómico superior a 110, sus isótopos tienen una vida media radiactiva de menos de 30 segundos. Los de los elementos a partir de Z = 115 tienen menos de una décima de segundo.El modelo en capas de la estructura nuclear ayuda a clasificar la estabilidad de los núcleos atómicos en función de su composición en nucleones. Los estudios experimentales han permitido observar números mágicos de nucleones que confieren a los átomos una cierta estabilidad. Por ejemplo, el plomo (el núcleo más pesado estable que existe) está compuesto por los números mágicos de 126 neutrones y 82 protones.En extrapolación de estos resultados, algunas teorías suponen la existencia de una isla de estabilidad entre los nucleidos superpesados. Se trata de núcleos atómicos compuestos por un número mágico de 184 neutrones y, según los modelos y teorías, de 114, 120, 122 o 126 protones. Sin embargo, un enfoque más moderno demuestra mediante cálculos basados en el efecto túnel que si estos nucleidos doblemente mágicos son probablemente estables desde el punto de vista de la fisión espontánea, deberían sin embargo experimentar desintegraciones α con una vida media radiactiva de unos pocos microsegundos. Además, podría existir una isla de estabilidad relativa alrededor del darmstadtium. Esto corresponde a los nucleidos, cuyo Z está entre 104 y 116, y N entre 176 y 186. La vida media radiactiva de los isótopos de estos elementos puede ser del orden de un minuto.

Extensión de la tabla periódica

Surgen preguntas sobre el número máximo de protones que puede tener un átomo y más allá de la séptima período.

Límite de la tabla periódica de los elementos

Hasta el día de hoy, el número máximo de electrones y protones contenidos en un mismo átomo no está definido. La observabilidad práctica nos permite estimarlo en Z = 130 como máximo, en el caso de que la existencia de átomos superpesados se enfrente al límite de estabilidad de los núcleos. Por ello, la tabla periódica de los elementos termina en uno de los valores sugeridos por la última isla de estabilidad, que está centrada alrededor de Z = 126. En 1948, el físico estadounidense Richard Phillips Feynman avanzó que es imposible representar las orbitales atómicas cuando Z > 1/α ≈ 137, según la interpretación de la ecuación de Dirac semi-relativista. α es la constante de estructura fina. Esto hace imposible la existencia de átomos eléctricamente neutros más allá de 137 protones. Por lo tanto, el elemento 137 a veces se denomina "feynmanio".Además, el modelo de Bohr concede a los electrones de la subcapa 1s una velocidad superior a la de la luz si Z > 137. Se realizó un estudio más detallado que tuvo en cuenta el tamaño no nulo del núcleo. Este estudio demostró que el número crítico de protones para el cual la energía de enlace electrón-núcleo se vuelve superior a 2m0c2 es Zcrit ≈ 173, siendo m0 la masa en reposo de un positrón o un electrón. En este caso, si la subcapa 1s no está llena, el campo electrostático del núcleo crea una pareja electrón-positrón, de donde resulta la emisión de un positrón. Este resultado indica que no debemos olvidar por completo la posibilidad de observar más tarde átomos con más de 173 protones. Sin embargo, destaca un factor adicional de inestabilidad

Conjeturas más allá del séptimo período

Se contempla la existencia de un octavo período que agruparía elementos con más de 118 protones, aunque aún no se ha observado. Este sería el primero en reunir elementos químicos del bloque g, que se caracterizan en su estado fundamental por electrones en una orbital g. Sin embargo, teniendo en cuenta los límites de la periodicidad en los extremos de la tabla, hay pocas probabilidades de que la configuración electrónica de tales elementos siga las reglas observadas a lo largo de los siete períodos estándar. Determinar el número de elementos que contienen este bloque g es particularmente delicado. De hecho, el método de Hartree-Fock predice 22, mientras que la regla de Klechkowski predice diez.A veces se menciona la existencia de un noveno período. Sin embargo, los elementos químicos con Z > 130 parecen ser una pura extrapolación matemática dada la incertidumbre real sobre la posibilidad de observar más de una docena de nuevos elementos en el período 8. Cabe destacar que se ha propuesto una clasificación alternativa de los elementos por Fricke et al. en 1971 y revisada por Pekka Pyykkö en 2011. Esta variante de la tabla distribuye los 172 elementos en nueve períodos y los organiza de manera no periódica. Así, los elementos 139 y 140 se colocan entre los de número atómico 164 y 169, en el bloque p y no en el bloque g. Los elementos 165 a 168 se agrupan en un noveno período en los bloques s y p.

Historia

El primer intento de clasificación de los elementos químicos fue realizado por Antoine Lavoisier en 1789. Durante casi dos siglos, varios científicos de diversas disciplinas contribuyeron para llegar a la tabla periódica de Glenn Seaborg que se utiliza en la actualidad.

Primera clasificación de los elementos químicos realizada por Antoine Lavoisier

El químico francés Antoine Lavoisier publicó « Tratado elemental de química, presentado en un orden nuevo y según los descubrimientos modernos » en 1789. Esta obra, dividida en dos volúmenes, sentó las bases de la química moderna al resumir los conocimientos del final del siglo XVIII en este campo. Allí precisó el concepto de elemento químico, que se refiere a una sustancia simple que no puede descomponerse en otras sustancias. Por lo tanto, también se observó la ley fundamental de conservación de la masa de cada una de estas sustancias simples durante las reacciones químicas. Antoine Lavoisier también avanzó que algunas sustancias previamente consideradas simples resultaron ser compuestos químicos. Tal es el caso del aceite y la sal marina. Este químico esperaba que algunos minerales se consideraran pronto como sustancias compuestas por nuevos elementos. En esta obra, Antoine Lavoisier publica una tabla resumida de las « sustancias » que anteriormente se consideraban elementos químicos. Creó una equivalencia con el vocabulario utilizado por los alquimistas para evitar cualquier ambigüedad. Esta tabla se quería exhaustiva y servía de referencia. Aunque en esa época todavía se consideraban principios « químicos », la luz y el fuego se encontraban en esta lista de elementos químicos, aunque Antoine Lavoisier refutaba la teoría del flogisto.La clasificación de los elementos químicos realizada por Antoine Lavoisier preveía cuatro familias:
- los metales;
- los no metales;
- los elementos imponderables, es decir, los gases y otras « esencias »;
- las « tierras », incluyendo los minerales (sulfatos y óxidos) considerados como cuerpos simples.En su tabla, el cloro se llama « radical muriático » dado que Antoine Lavoisier consideraba todos los ácidos como oxoácidos (ácidos que contienen oxígeno) y buscaba el « radical » que habría sido acidificado por el oxígeno (palabra que etimológicamente significa « que forma ácidos »). Por lo tanto, el ácido muriático se refería al ácido clorhídrico, que, sin embargo, no contiene oxígeno.La clasificación de este químico fue útil para aclarar ciertos conceptos fundamentales. No obstante, aún no preveía ninguna periodicidad en las propiedades de los elementos químicos clasificados. En este caso, los metales se clasifican simplemente en orden alfabético.

Triadas de Johann Döbereiner

El primer intento de clasificación moderna de los elementos químicos fue realizado por Johann Wolfgang Döbereiner. En 1817, este químico alemán propuso que la masa atómica del estroncio es idéntica a la media aritmética de las masas atómicas del bario y del calcio, dos elementos con propiedades químicas similares. En 1829, descubrió dos triadas similares, comenzando por la de los halógenos. En efecto, la masa atómica del bromo es igual a la media aritmética de las del yodo y del cloro. La segunda es la de los metales alcalinos, ya que la masa atómica del sodio es igual a la media aritmética de las del potasio y del litio.Otras series de elementos fueron descubiertas por otros químicos. En 1843, el químico alemán Leopold Gmelin mencionó triadas y luego tetradas en la primera edición de su libro «Handbuch der Chemie». También predijo una «pentada» que agrupa al nitrógeno, al fósforo, al arsénico, al antimonio y al bismuto, que hoy en día componen el grupo 15 de la tabla periódica.

Tetradas de Jean-Baptiste Dumas

En 1859, Jean-Baptiste Dumas generalizó las triadas de Johann Döbereiner en tetradas, e incluyendo los elementos más ligeros. Estas, definidas anteriormente por las medias aritméticas, se determinan ahora por una progresión similar de una tetrada a otra. A título de ejemplo:
- Flúor = 19 (+ 16,5) Cloro = 35,5 (+ 44,5) Bromo = 80 (+ 47) Yodo = 127
- Magnesio = 24 (+ 16) Calcio = 40 (+ 48) Estroncio = 88 (+ 49) Bario = 137
Aunque el enfoque del químico francés Jean-Baptiste Dumas es similar al de Johann Döbereiner, era potencialmente más fructífero. De hecho, era aplicable de manera pertinente a muchos elementos. Las progresiones aritméticas se limitan a ciertos elementos, mientras que el incremento observado por Dumas entre propiedades similares y elementos sucesivos mide precisamente la longitud del período que separa estos dos elementos. Se observa un incremento de aproximadamente 16 entre los primeros elementos de una tetrada, luego otro de aproximadamente 48 entre el segundo y el tercer elemento, y finalmente entre el tercer y el cuarto.

Visión telúrica de Chancourtois

En 1858, el químico italiano Stanislao Cannizzaro clasificó los elementos químicos conocidos hasta esa fecha según su masa atómica. Luego, en 1862, el geólogo y mineralogista francés Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois observó por primera vez la periodicidad de las propiedades químicas de estos elementos. Normalizó la masa atómica de todos los elementos basándose en la del oxígeno, que es de 16 unidades. También los organizó en forma de espiral sobre un cilindro según la hipótesis "las propiedades de los elementos son las propiedades de los números". Este cilindro se dividió en 16 partes de manera que los elementos con propiedades similares se colocaran uno sobre el otro.A través de este gráfico, Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois observó que algunas triadas y la tetrada oxígeno – azufre – selenio – telurio estaban alineadas en esta representación. Además, notó que los tres últimos elementos tenían masas atómicas más o menos múltiplos de 16, a saber, 32, 79 y 128. En referencia al telurio (52Te), este geólogo denominó a esta representación "visión telúrica" y fue el primer esbozo de la clasificación periódica de los elementos. Sin embargo, la comunidad científica se mostró indiferente ante este gráfico debido a que Chancourtois no era químico. Además, en su publicación dirigida a la Academia de Ciencias, utilizó términos del ámbito de la geoquímica que dificultaban la comprensión del texto.Según el enfoque conceptual del método, fue un gran avance. Sin embargo, en la práctica, este geólogo no había detectado el período correcto para los elementos químicos más pesados. Así, en su gráfico, el boro, el aluminio y el níquel se encontraban en la misma columna. Los dos primeros elementos están correctos, pero el tercero está completamente fuera de lugar desde el punto de vista químico.

La Ley de los octavos de John Newlands

Un año después, en 1863, John Alexander Reina Newlands publicó una clasificación periódica que tuvo un impacto considerable. Este químico inglés organizó los primeros elementos conocidos según la masa atómica creciente, es decir, por masa equivalente creciente. Lo hizo en una tabla de siete filas de manera que cada fila agrupaba elementos con propiedades químicas similares. Colocó dos elementos en la misma casilla, si era necesario, en lugar de dejar casillas vacías. Además, identificó una nueva triada. El silicio y el estaño fueron colocados en los extremos, mientras que el elemento central aún estaba por descubrir. John Newlands predijo así la existencia del germanio, asignándole una masa atómica de aproximadamente 73. Sin embargo, no dejó ninguna casilla vacía en su tabla para acomodar al germanio o a cualquier otro posible elemento por descubrir. Su tabla estaba completa, aunque intuía el descubrimiento de nuevos elementos. Además, este químico inglés también enfrentó un problema de periodicidad, al igual que Chancourtois. Los elementos ligeros entonces conocidos mostraban una periodicidad cada siete elementos, pero esto se detenía en el calcio. Más allá de este último elemento, la tabla de John Newlands era ineficaz.El hecho de destacar una periodicidad hasta el calcio ya era un gran avance. Este químico inglés denominó su representación la «Ley de los octavos» por analogía con las siete notas musicales. No obstante, sus colegas de la Sociedad de Química de Londres se burlaron de él y consideraron esta clasificación como ridícula. La calidad de su análisis no fue reconocida hasta después de la publicación de los trabajos de Dmitri Ivanovich Mendeleev.

Notación de elementos faltantes por William Odling

En la década de 1860, el químico británico William Odling también trabajó en una clasificación periódica sorprendentemente similar a la publicada por Mendeleïev en 1869. Organizó los elementos químicos entonces conocidos en períodos verticales y dejó casillas vacías para los elementos faltantes. A diferencia de la primera tabla de Mendeleïev, el platino, el mercurio, el talio y el plomo fueron colocados en los grupos correctos. Sin embargo, siendo un rival de John Newlands, su acción afectó su reputación y su contribución a la creación de la tabla periódica de los elementos pasó desapercibida.

Introducción de la valencia con Lothar Meyer

La contribución del médico y químico alemán Julius Lothar Meyer está apenas un poco más reconocida que la de William Odling. Sus trabajos fueron publicados después de los de Mendeleïev, aunque la mayoría de ellos eran anteriores. De hecho, publicó su primera clasificación de los elementos en 1864, y luego perfeccionó una segunda versión en 1868 que no se publicó en su totalidad hasta 1895.Lothar Meyer publicó así una primera tabla que incluía 28 elementos organizados en seis familias según la valencia. Este fue un gran paso hacia la forma moderna de la clasificación periódica. Esta clasificación está organizada en grupos según la configuración electrónica de los elementos, que a su vez está relacionada con la valencia de estos. Sin embargo, las dos tablas difieren en varios puntos. Por ejemplo, los elementos químicos todavía estaban clasificados por masa atómica creciente.La segunda tabla de Lothar Meyer, que corregía y ampliaba la primera, se publicó en 1870, unos meses después de la clasificación de Mendeleïev. Reforzó el impacto de esta en la comunidad científica al aportar a las tesis del químico ruso, aún muy cuestionadas, el respaldo de trabajos independientes. Esta tabla mejoraba en dos aspectos: la longitud variable de los períodos y la disposición de los elementos para evitar los agrupamientos poco satisfactorios de John Newlands. Este es el caso del hierro, el oro y algunos elementos del grupo del platino.Lothar Meyer también tuvo la idea de trazar una curva representativa de los elementos con su masa atómica en el eje de las abscisas y su volumen atómico en el eje de las ordenadas. La curva presenta una serie de mínimos y máximos periódicos. Los máximos corresponden a los elementos químicos más electropositivos.

Clasificación periódica de Mendeleïev

Aunque varios trabajos precedieron, el primer cuadro periódico de elementos se debe a Dmitri Ivanovich Mendeleïev. Este se aproxima al que utilizamos hoy en día, tanto en su forma como en la visión que lo acompaña. De hecho, a diferencia de sus predecesores, este químico ruso explicó formalmente en qué consistía su clasificación como una herramienta real de análisis teórico de las propiedades de la materia. Lo formuló en ocho puntos específicos:
- Al organizar los elementos por masa atómica creciente, se observa una periodicidad en sus propiedades químicas.
- Los elementos con propiedades químicas similares pueden tener masas atómicas semejantes. Tal es el caso del osmio, el iridio y el platino. Sin embargo, también pueden tener masas atómicas que aumentan aritméticamente, como el potasio, el rubidio y el cesio.
- La disposición de los elementos o grupos de elementos por masa atómica creciente se corresponde con su valencia y está, en cierta medida, relacionada con sus propiedades químicas.
- Los elementos químicos más abundantes en la naturaleza son aquellos con la masa atómica más baja.
- El valor de la masa atómica determina las propiedades de los elementos químicos.
- La masa atómica de ciertos elementos debe revisarse ocasionalmente, sin tener en cuenta su masa atómica experimental. De hecho, el cuadro se vuelve más coherente si algunos elementos, como el telurio, se reorganizan.
- Otros elementos pueden ser descubiertos y añadidos al cuadro en el momento de su publicación. Tal es el caso de aquellos similares al aluminio y al silicio con una masa atómica entre 65 y 75.
- Algunas propiedades de los elementos químicos pueden ser predichas en base a su masa atómica.
La publicación del cuadro de Mendeleïev representó un avance significativo en el campo. Este químico ruso predijo así la existencia de una serie de elementos químicos, mencionando algunas de sus propiedades. Se citan:
el eka-boro (44) que corresponde al escandio (45) – elemento descubierto en 1879;
el eka-aluminio (68) que corresponde al galio (69,7) – elemento descubierto en 1875;
el eka-silicio (72) que corresponde al germanio (72,6) – elemento descubierto en 1886;
el eka-manganeso (100) que corresponde al tecnécio (99) – elemento descubierto en 1937.La predicción del eka-aluminio fue particularmente brillante, ya que Mendeleïev había previsto una densidad de 6 g/cm³ y un punto de fusión bajo. Los valores reales son 5,9 g/cm³ y 29,78 °C. Las predicciones de este químico ruso también se confirmaron con el descubrimiento del germanio. Los datos coincidían perfectamente con sus observaciones y las propiedades físico-químicas que había previsto. A través de su teoría, Mendeleïev identificó una decena de elementos, aunque su masa atómica se determinó de manera incorrecta. Además, sin saberlo, reorganizó algunos elementos químicos según su número atómico en lugar de su masa atómica.Los trabajos de Mendeleïev no fueron unánimemente aceptados por sus colegas. Sin embargo, la publicación posterior e independiente de numerosos resultados similares inclinó la balanza a favor de esta nueva visión de los elementos químicos. Esto incluye principalmente los trabajos de John Newlands y Lothar Meyer.

Descubrimiento del argón por William Ramsay y Lord Rayleigh

Una divergencia entre la masa atómica del nitrógeno separado del aire atmosférico y la del nitrógeno creado a partir del amoníaco fue observada por John William Strutt Rayleigh. Hizo esta observación al intentar medir con precisión la masa atómica del oxígeno y del nitrógeno en comparación con la del hidrógeno. En 1894, el químico británico William Ramsay logró aislar el argón a partir del nitrógeno atmosférico. Notó la anomalía aparente en la masa atómica del nitrógeno atmosférico al establecer la masa atómica de este nuevo elemento no previsto en la tabla de Mendeleïev. Este elemento es de naturaleza gaseosa y su inercia química es tal que es invisible para los químicos.La masa atómica del argón está comprendida entre la del potasio (39,1) y la del calcio (un poco más de 40). Esto creó un problema en la organización, ya que había "más espacio" entre el cloro y el potasio que entre este último y el calcio. La organización se volvió aún más complicada cuando William Ramsay y el químico inglés Morris Travers descubrieron el neón en 1898. Junto con el helio, que había sido descubierto por el científico británico Joseph Lockyer y el astrónomo francés Jules Janssen en 1868, este elemento formaba el grupo 0. Este nuevo grupo era el de los gases raros, también llamados gases nobles. Dado que la masa atómica del neón es 20,2, esto lo coloca exactamente entre el flúor (19) y el sodio (23). Así, los gases raros parecían ubicarse alternativamente entre un halógeno y un metal alcalino, o entre un metal alcalino y un metal alcalinotérreo.

Clasificación por número atómico con Henry Moseley

Después del descubrimiento de los isótopos y del electrón por el físico británico Joseph John Thomson, los trabajos de Henry Moseley permitieron una nueva clasificación. De hecho, este físico inglés llevó a cabo investigaciones sobre la correlación entre el espectro de rayos X de los átomos y la carga del núcleo atómico. Estas investigaciones condujeron a una clasificación de los elementos por número atómico y no por masa atómica. Esta revolución importante resolvía todas las incoherencias derivadas de la organización según la masa atómica que se habían vuelto problemáticas desde los trabajos de sistematización de Mendeleïev.Así, el argón (18Ar) se ubicaba entre el cloro (17Cl) y el potasio (19K). Aunque un poco pesado, el cobalto (27Co) estaba colocado antes del níquel (28Ni). Henry Moseley confirmó la ubicación del telurio (52Te) delante del yodo (53I), sin necesidad de revisar su masa atómica, a diferencia de lo que sugería Mendeleïev. Este físico británico también notó la ausencia de los elementos con número atómico 43 y 61. Mendeleïev había predicho el elemento 43 como eka-manganeso, pero este se convertiría en tecnecio en 1937. El número atómico 61 será asignado a un nuevo elemento aislado en 1947, el prometio.El tabla de clasificación de Henry Moseley se inspiró directamente en la de John Newlands. También sirvió como referencia para la disposición contemporánea, especialmente la numeración de los grupos con números romanos. Las letras A y B, por su parte, fueron introducidas por Henry Moseley y se utilizaron ampliamente hasta finales del siglo XX. Esta tabla es también idéntica a la clasificación actual, salvo por la presentación de la período 7.

Concepto de los actínidos de Glenn Seaborg

En 1942, el físico italiano Enrico Fermi lideró el Proyecto Manhattan para desarrollar la primera bomba atómica durante la Segunda Guerra Mundial. El físico estadounidense Glenn Theodore Seaborg formaba parte de su equipo y estaba encargado de aislar el plutonio de la matriz de uranio en la que se generaba. Cabe destacar que Seaborg había sintetizado y caracterizado el plutonio el año anterior. Durante este trabajo, desarrolló un profundo conocimiento de la química particular de estos elementos. Observó que su posición en la tabla periódica no correspondía a sus propiedades.El trabajo de Seaborg le permitió sintetizar y caracterizar el americio y el curio (elementos 95 y 96) en 1944. Esto le dio la oportunidad de desarrollar el concepto de los actínidos. Se trata de una nueva familia de metales pesados que recibe su nombre del actinio debido a sus propiedades químicas relacionadas. Esta familia incluye los elementos 89 a 103 y se encuentra debajo de los lantánidos hasta el día de hoy. Seaborg también postuló la existencia de los superactínidos, situados debajo de los actínidos y que abarcan los elementos 121 a 153.

Presentaciones alternativas

Se han propuesto otras formas de presentar la tabla periódica de los elementos químicos que merecen nuestra atención.

Tabla periódica de Charles Janet

Durante el siglo XX, se propusieron innumerables presentaciones alternativas a la tabla periódica. Aún se sugieren con frecuencia presentaciones gráficas innovadoras. El autodidacta francés Charles Janet propuso una que, de hecho, dio nombre a una presentación de la tabla creada a principios del siglo XX. Esta presentación fue recientemente descubierta por los anglosajones. Este científico francés organizó los elementos químicos en períodos definidos individualmente por un valor n + ℓ dado. Su clasificación es especialmente apreciada porque sigue siendo familiar y organiza los elementos en el orden natural de los bloques, de derecha a izquierda. Cabe recordar que n es el número cuántico principal y ℓ el número cuántico azimutal.

Otras representaciones

La representación del profesor de química Theodor Benfey, que data de 1960, también merece ser mencionada. Para remediar las discontinuidades de la tabla periódica estándar, propone una presentación de los elementos químicos en espiral.También se han propuesto varios modelos en 3D con el fin de enriquecer la presentación de los elementos con información específica adicional.El físico Timothy Stowe también propuso clasificar los elementos químicos en forma de rombo según los niveles de llenado. La tabla de Mendeleïev ha sido adaptada para incluir otros datos físicos sobre los elementos. Posteriormente, se ha aplicado para considerar elementos químicos completamente diferentes.

Usos de los elementos de la tabla en la industria

El campo de la industria utilizaba menos de 20 metales hasta la década de 1970. Desde la década de 2000, la demanda de nuevos metales « de alta tecnología » ha explotado y ahora incluye alrededor de 60 metales. Esto se debe al desarrollo de la aeronáutica, las tecnologías de la información y la comunicación, así como los productos electrónicos. Las palabras clave son innovación técnica y búsqueda de rendimiento y eficiencia. Todos los elementos de la tabla periódica son prácticamente utilizados hasta el uranio 92. La duración de reserva de la mayoría de los metales varía de 20 a 100 años según su nivel de producción.

Conmemoraciones

Dado que la formalización de la tabla periódica de los elementos químicos es una de las realizaciones más importantes de la ciencia, la ONU considera útil conmemorarlo. Este instrumento único es un verdadero catálogo de los átomos conocidos hasta la fecha y es una ventana al universo. Toca tanto la química, la física como la biología, y permite a los científicos continuar ampliando la comprensión del mundo que nos rodea. Por lo tanto, la ONU decretó 2019 como el « Año Internacional de la Tabla Periódica de los Elementos Químicos » en recuerdo del 150º aniversario de su creación por Mendeleïev.