Historia de la tabla periódica

La tabla periódica es una disposición de los elementos químicos, estructurada por su número atómico, configuración electrónica y propiedades químicas recurrentes. En la forma básica, los elementos se presentan en orden creciente de número atómico, en la secuencia de lectura. Luego, las filas y las columnas se crean comenzando nuevas filas e insertando celdas en blanco, de modo que las filas (períodos) y las columnas (grupos) muestren elementos con propiedades recurrentes (llamadas periodicidad). Por ejemplo, todos los elementos en el grupo (columna) 18 son gases nobles que son en gran medida, aunque no completamente, no reactivos.

La historia de la tabla periódica refleja más de dos siglos de crecimiento en la comprensión de las propiedades químicas y físicas de los elementos, con importantes contribuciones realizadas por Antoine-Laurent de Lavoisier, Johann Wolfgang Döbereiner, John Newlands, Julius Lothar Meyer, Dmitri Mendeleev, Glenn T. Seaborg y otros.

Historia temprana

Varios elementos químicos, como el carbono, el azufre, el hierro, el cobre, la plata, el estaño, el oro, el mercurio y el plomo, se conocen desde antes de la antigüedad, ya que se encuentran en su forma nativa y son relativamente fáciles de extraer con métodos primitivos. instrumentos. Hacia el 330 a. C., el filósofo griego Aristóteles propuso que todo está formado por una mezcla de una o más raíces, una idea sugerida originalmente por el filósofo siciliano Empédocles. Las cuatro raíces, que más tarde fueron renombradas como elementos por el filósofo ateniense Platón, eran tierra, agua, aire y fuego. Ideas similares sobre estos cuatro elementos existían en otras tradiciones antiguas, como la filosofía india.

En la era de la alquimia se conocían algunos elementos adicionales: zinc, arsénico, antimonio y bismuto.

Primeras categorizaciones

La historia de la tabla periódica es también la historia del descubrimiento de los elementos químicos. La primera persona registrada en la historia en descubrir un nuevo elemento fue Hennig Brand, un comerciante alemán en bancarrota. Brand trató de descubrir la piedra filosofal, un objeto mítico que se suponía que convertía los metales básicos económicos en oro. En 1669, o más tarde, sus experimentos con orina humana destilada dieron como resultado la producción de una sustancia blanca incandescente, a la que llamó "fuego frío" (kaltes Feuer). Mantuvo su descubrimiento en secreto hasta 1680, cuando el químico angloirlandés Robert Boyle redescubrió el fósforo y publicó sus hallazgos. El descubrimiento del fósforo ayudó a plantear la cuestión de qué significaba que una sustancia fuera un elemento.

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

En 1789, el químico francés Antoine Lavoisier escribió Traité Élémentaire de Chimie (Tratado elemental de química), que se considera el primer libro de texto moderno sobre química. Lavoisier definió un elemento como una sustancia cuyas unidades más pequeñas no pueden descomponerse en una sustancia más simple.El libro de Lavoisier contenía una lista de "sustancias simples" que Lavoisier creía que no podían desglosarse más, que incluían oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, fósforo, mercurio, zinc y azufre, que formaron la base de la lista moderna de elementos. La lista de Lavoisier también incluía 'light' y 'calórico', que en ese momento se creía que eran sustancias materiales. Clasificó estas sustancias en metales y no metales. Si bien muchos químicos destacados se negaron a creer en las nuevas revelaciones de Lavoisier, el Tratado elemental se escribió lo suficientemente bien como para convencer a la generación más joven. Sin embargo, las descripciones de Lavoisier de sus elementos carecen de integridad, ya que solo los clasificó como metales y no metales.

En 1808-10, el filósofo natural británico John Dalton publicó un método para llegar a los pesos atómicos provisionales de los elementos conocidos en su época, a partir de medidas estequiométricas e inferencias razonables. La teoría atómica de Dalton fue adoptada por muchos químicos durante las décadas de 1810 y 1820.

En 1815, el médico y químico británico William Prout notó que los pesos atómicos parecían ser múltiplos del hidrógeno.

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

Definición de la ley de la tríada

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

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

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

Formalizaciones integrales

Las propiedades de los elementos, y por lo tanto las propiedades de los cuerpos ligeros y pesados ​​formados por ellos, dependen periódicamente de su peso atómico.—  El químico ruso Dmitri Mendeleev, formulando la ley periódica por primera vez en su artículo de 1871 "La regularidad periódica de los elementos químicos".

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

El siguiente intento se hizo en 1864. El químico británico John Newlands presentó una clasificación de los 62 elementos conocidos. Newlands notó tendencias recurrentes en las propiedades físicas de los elementos a intervalos recurrentes de múltiplos de ocho en orden de número de masa; basándose en esta observación, elaboró ​​una clasificación de estos elementos en ocho grupos. Cada grupo mostró una progresión similar; Newlands comparó estas progresiones con la progresión de notas dentro de una escala musical.La mesa de Newlands no dejó espacios para posibles elementos futuros y, en algunos casos, tenía dos elementos en la misma posición en la misma octava. La mesa de Newlands fue ridiculizada por algunos de sus contemporáneos. La Sociedad Química se negó a publicar su trabajo. El presidente de la Sociedad, William Odling, defendió la decisión de la Sociedad diciendo que tales temas 'teóricos' podrían ser controvertidos; hubo una oposición aún más dura dentro de la Sociedad, lo que sugiere que los elementos podrían haber sido enumerados alfabéticamente de la misma manera. Más tarde ese año, Odling sugirió una mesa propia, pero no obtuvo reconocimiento luego de su papel en la oposición a la mesa de Newlands.

El químico alemán Lothar Meyer también notó las secuencias de propiedades químicas y físicas similares repetidas a intervalos periódicos. Según él, si los pesos atómicos se representaran en ordenadas (es decir, verticalmente) y los volúmenes atómicos en abscisas (es decir, horizontalmente) —la curva obtenida es una serie de máximos y mínimos—, los elementos más electropositivos aparecerían en los picos de la curva. en el orden de sus pesos atómicos. En 1864 se publicó un libro suyo; contenía una versión anterior de la tabla periódica que contenía 28 elementos y clasificaba los elementos en seis familias por su valencia; por primera vez, los elementos se habían agrupado según su valencia. Los trabajos sobre la organización de los elementos por peso atómico se habían visto obstaculizados hasta entonces por mediciones inexactas de los pesos atómicos.En 1868, revisó su tabla, pero esta revisión se publicó como borrador solo después de su muerte. En un artículo fechado en diciembre de 1869 que apareció a principios de 1870, Meyer publicó una nueva tabla periódica de 55 elementos, en la que la serie de períodos termina con un elemento del grupo de metales alcalinotérreos. El documento también incluía un gráfico de líneas de volúmenes atómicos relativos, que ilustraba las relaciones periódicas de las características físicas de los elementos y que ayudó a Meyer a decidir dónde deberían aparecer los elementos en su tabla periódica. En ese momento ya había visto la publicación de la primera tabla periódica de Mendeleev, pero su trabajo parece haber sido en gran parte independiente.

En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev ordenó 63 elementos aumentando el peso atómico en varias columnas, observando las propiedades químicas recurrentes en ellas. A veces se dice que jugaba al "solitario químico" en largos viajes en tren, usando cartas con los símbolos y los pesos atómicos de los elementos conocidos. Otra posibilidad es que se haya inspirado en parte en la periodicidad del alfabeto sánscrito, que le fue señalado por su amigo y lingüista Otto von Böhtlingk.Mendeleev usó las tendencias que vio para sugerir que los pesos atómicos de algunos elementos eran incorrectos y, en consecuencia, cambió su ubicación: por ejemplo, pensó que no había lugar para un berilio trivalente con el peso atómico de 14 en su trabajo, y cortó ambos. el peso atómico y la valencia del berilio en un tercio, lo que sugiere que era un elemento divalente con un peso atómico de 9,4. Mendeleev distribuyó ampliamente hojas impresas de la tabla a varios químicos en Rusia y en el extranjero. Mendeleev argumentó en 1869 que había siete tipos de óxidos superiores. Mendeleev continuó mejorando su ordenación; en 1870, adquirió una forma tabular, y a cada columna se le dio su propio óxido más alto, y en 1871, lo desarrolló aún más y formuló lo que denominó la "ley de periodicidad".También ocurrieron algunos cambios con nuevas revisiones, con algunos elementos cambiando de posición.

• Varios intentos de construir una formalización comprensiva
• Tabla periódica de Meyer, publicada en "Las teorías modernas de la química", 1864
• Ley de las octavas de Newlands, 1866
• Primer intento de Mendeleev de un sistema de elementos, 1869
• Sistema natural de los elementos de Mendeleiev, 1870
• Tabla periódica de Mendeleiev, 1871

Disputa de prioridad y reconocimiento

Se considera correctamente como creador de una determinada idea científica a la persona que percibe no sólo su aspecto filosófico, sino también su aspecto real, y que la comprende para ilustrar el asunto de modo que todos puedan convencerse de su verdad. Sólo entonces la idea, como la materia, se vuelve indestructible.—  Mendeleev en su artículo de 1881 en la revista británica Chemical News en un debate por correspondencia con Meyer sobre la prioridad de la invención de la tabla periódica

Las predicciones de Mendeleev y la incapacidad de incorporar los metales de tierras raras

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

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

Mendeleev notó que había una diferencia significativa en la masa atómica entre el cerio y el tantalio sin ningún elemento entre ellos; su consideración fue que entre ellos había una fila de elementos aún no descubiertos, que mostrarían propiedades similares a los elementos que se encontrarían por encima y por debajo de ellos: por ejemplo, un eka-molibdeno se comportaría como un homólogo más pesado de molibdeno y un homólogo más ligero de wolframio (el nombre con el que Mendeleev conocía al tungsteno). Esta fila comenzaría con un lantano trivalente, un cerio tetravalente y un didimio pentavalente. Sin embargo, no se había establecido la valencia más alta del didimio y Mendeleev intentó hacerlo él mismo.Al no haber tenido éxito en eso, abandonó sus intentos de incorporar los metales de tierras raras a fines de 1871 y se embarcó en su gran idea del éter luminífero. Su idea fue llevada a cabo por el químico austríaco-húngaro Bohuslav Brauner, quien buscó encontrar un lugar en la tabla periódica para los metales de tierras raras; Mendeleev más tarde se refirió a él como "uno de los verdaderos consolidadores de la ley periódica".

Además de las predicciones de escandio, galio y germanio que se realizaron rápidamente, la tabla de 1871 de Mendeleev dejó muchos más espacios para elementos sin descubrir, aunque no proporcionó predicciones detalladas de sus propiedades. En total, predijo dieciocho elementos, aunque solo la mitad correspondía a elementos que se descubrieron más tarde.

Prioridad de descubrimiento

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

Tanto Mendeleev como Meyer crearon sus respectivas tablas para sus necesidades pedagógicas; la diferencia entre sus tablas se explica bien por el hecho de que los dos químicos buscaron usar un sistema formalizado para resolver problemas diferentes. La intención de Mendeleev era ayudar en la composición de su libro de texto, Fundamentos de química, mientras que Meyer estaba más bien preocupado por la presentación de teorías. Las predicciones de Mendeleev surgieron fuera del alcance pedagógico en el ámbito de la ciencia de las revistas, mientras que Meyer no hizo ninguna predicción y declaró explícitamente que su tabla y su libro de texto en el que estaba contenida, Modern Theories, no deberían usarse para la predicción con el fin de aclarar el punto. a sus alumnos que no hagan demasiadas proyecciones construidas puramente teóricamente.

Mendeleev y Meyer diferían en temperamento, al menos en lo que respecta a la promoción de sus respectivos trabajos. Algunos químicos contemporáneos notaron la audacia de las predicciones de Mendeleev, por muy escépticos que hayan sido. Meyer se refirió a la "audacia" de Mendeleev en una edición de Modern Theories, mientras que Mendeleev se burló de la indecisión de Meyer para predecir en una edición de Foundations of Chemistry.

Reconocimiento de la tabla de Mendeleev

Eventualmente, la tabla periódica fue apreciada por su poder descriptivo y por finalmente sistematizar la relación entre los elementos, aunque tal apreciación no fue universal. En 1881, Mendeleev y Meyer tuvieron una discusión a través de un intercambio de artículos en la revista británica Chemical News sobre la prioridad de la tabla periódica, que incluía un artículo de Mendeleev, uno de Meyer, uno de crítica de la noción de periodicidad y muchos más. En 1882, la Royal Society de Londres otorgó la Medalla Davy tanto a Mendeleev como a Meyer por su trabajo en la clasificación de los elementos; aunque para entonces se habían descubierto dos de los elementos predichos de Mendeleev, las predicciones de Mendeleev no se mencionaron en absoluto en la justificación del premio.

El eka-aluminio de Mendeleev fue descubierto en 1875 y se conoció como galio; El eka-boro y el eka-silicio se descubrieron en 1879 y 1886, respectivamente, y se denominaron escandio y germanio. Mendeleev incluso pudo corregir algunas medidas iniciales con sus predicciones, incluida la primera predicción del galio, que coincidía con el eka-aluminio.bastante cerca, pero tenía una densidad diferente. Mendeleev aconsejó al descubridor, el químico francés Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran, que volviera a medir la densidad; de Boisbaudran inicialmente se mostró escéptico (sobre todo porque pensó que Mendeleev estaba tratando de atribuirse el mérito de él), pero finalmente admitió la exactitud de la predicción. Mendeleev se puso en contacto con los tres descubridores; los tres notaron la estrecha similitud de sus elementos descubiertos con las predicciones de Mendeleev, y el último de ellos, el químico alemán Clemens Winkler, admitió que esta sugerencia no fue hecha por Mendeleev o él mismo después de la correspondencia con él, sino por una persona diferente, el químico alemán. Jerónimo Theodor Richter.Algunos químicos contemporáneos no quedaron convencidos con estos descubrimientos y notaron las diferencias entre los nuevos elementos y las predicciones o afirmaron que las similitudes que existían eran coincidencias. Sin embargo, el éxito de las predicciones de Mendeleev ayudó a correr la voz sobre su tabla periódica. Los químicos posteriores utilizaron los éxitos de estas predicciones de Mendeleev para justificar su tabla.

Para 1890, la tabla periódica de Mendeleev había sido universalmente reconocida como una pieza de conocimiento químico básico. Además de sus propias predicciones correctas, varios aspectos pueden haber contribuido a esto, como la acomodación correcta de muchos elementos cuyos pesos atómicos se pensaba que tenían valores incorrectos pero luego se corrigieron. El debate sobre la posición de los metales de tierras raras también ayudó a impulsar la discusión sobre la mesa. En 1889, Mendeleev señaló en la Conferencia Faraday ante la Royal Institution de Londres que no esperaba vivir lo suficiente "para mencionar su descubrimiento a la Sociedad Química de Gran Bretaña como una confirmación de la exactitud y generalidad de la ley periódica".

Gases inertes y éter

El gran valor de la generalización de Newland, Mendeleef y Lothar Meyer, conocida como la disposición periódica de los elementos, es universalmente reconocido. Pero un estudio de este arreglo, debe admitirse, es un placer un tanto tentador; pues, aunque las propiedades de los elementos varían indudablemente cualitativamente y, de hecho, muestran relaciones cuantitativas aproximadas con su posición en la tabla periódica, hay desviaciones inexplicables de la regularidad, que dan esperanzas de descubrir una forma aún de mayor alcance. generalización. Aún no se ha adivinado cuál puede ser esa generalización; pero que debe ser la base de lo que se sabe y debe proporcionar una clave para la explicación de las irregularidades, no se puede discutir.—  Los químicos británicos William Ramsay y Morris Travers en una discusión de 1900 sobre su investigación de nuevos gases inertes.

Gases inertes

El químico británico Henry Cavendish, el descubridor del hidrógeno en 1766, descubrió que el aire está compuesto de más gases que nitrógeno y oxígeno. Registró estos hallazgos en 1784 y 1785; entre ellos, encontró un gas entonces no identificado menos reactivo que el nitrógeno. El helio se informó por primera vez en 1868; el informe se basó en la nueva técnica de espectroscopia; algunas líneas espectrales de la luz emitida por el Sol no coincidían con las de ninguno de los elementos conocidos. Mendeleev no estaba convencido por este hallazgo ya que la variación de la temperatura condujo al cambio de intensidad de las líneas espectrales y su ubicación en el espectro; esta opinión fue sostenida por algunos otros científicos de la época. Otros creían que las líneas espectrales podrían pertenecer a un elemento que se produjo en el Sol pero no en la Tierra; algunos creían que aún no se había encontrado en la Tierra.

En 1894, el químico británico William Ramsay y el físico británico Lord Rayleigh aislaron el argón del aire y determinaron que era un elemento nuevo. El argón, sin embargo, no participó en ninguna reacción química y era, muy inusualmente para un gas, monoatómico; no encajaba en la ley periódica y, por lo tanto, desafiaba la noción misma de la misma. No todos los científicos aceptaron de inmediato este informe; La respuesta original de Mendeleev fue que el argón era una forma triatómica de nitrógeno en lugar de un elemento propio. Si bien existía la noción de la posibilidad de un grupo entre el de los halógenos y el de los metales alcalinos (algunos científicos creían que faltaban varios valores de peso atómico entre los halógenos y los metales alcalinos, especialmente porque quedaban vacantes lugares en esta mitad del grupo VIII),el argón no coincidía fácilmente con la posición entre el cloro y el potasio porque su peso atómico excedía al del cloro y al del potasio. Se propusieron otras explicaciones; por ejemplo, Ramsay supuso que el argón podría ser una mezcla de diferentes gases. Durante un tiempo, Ramsay creyó que el argón podía ser una mezcla de tres gases de pesos atómicos similares; esta tríada se parecería a la tríada de hierro, cobalto y níquel, y se ubicaría de manera similar en el grupo VIII. Seguro de que los períodos más cortos contienen triadas de gases en sus extremos, Ramsay sugirió en 1898 la existencia de un gas entre el helio y el argón con un peso atómico de 20; después de su descubrimiento más tarde ese año (fue llamado neón), Ramsay continuó interpretándolo como miembro de una tríada horizontal al final de ese período.

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

Cambios en la tabla periódica

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

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

Éter

En 1904, la tabla de Mendeleev reorganizó varios elementos e incluyó los gases nobles junto con la mayoría de los otros elementos recién descubiertos. Todavía tenía la zona muerta, y se agregó una fila cero sobre el hidrógeno y el helio para incluir el coronio y el éter, que en ese momento se creía que eran elementos. Aunque el experimento de Michelson-Morley en 1887 puso en duda la posibilidad de un éter luminífero como medio de llenado del espacio, los físicos establecieron restricciones para sus propiedades. Mendeleev creía que era un gas muy ligero, con un peso atómico varios órdenes de magnitud menor que el del hidrógeno. También postuló que rara vez interactuaría con otros elementos, similar a los gases nobles de su grupo cero, y en su lugar impregnaría sustancias a una velocidad de 2250 kilómetros (1400 millas) por segundo.

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

• Primeros desarrollos de la tabla de Mendeleev
• Tabla principal de la tabla periódica publicada por el químico australiano David Orme Masson en 1895
• Fragmento de una tabla periódica publicada por Ramsay en 1896
• Fragmento de una tabla periódica publicada por Ramsay en 1900
• Tabla periódica publicada por Errera en 1900
• Tabla de Mendeleiev de 1904. Incluye los gases nobles en el grupo 0, y tiene dos huecos reservados para el coronio y el éter.
• Tabla de 1905 de 32 columnas de Werner. Esta tabla dejó espacios para muchos elementos entonces desconocidos, y se revisaron las posiciones de varios elementos siguiendo los avances en la teoría atómica.

Teoría atómica e isótopos.

Radiactividad e isótopos

En 1907 se descubrió que el torio y el radiotorio, productos de la desintegración radiactiva, eran físicamente diferentes pero químicamente idénticos; esto llevó a Frederick Soddy a proponer en 1910 que eran el mismo elemento pero con diferentes pesos atómicos. Soddy propuso más tarde llamar a estos elementos con identidad química completa "isótopos".

El problema de colocar isótopos en la tabla periódica surgió a partir de 1900 cuando se conocían cuatro elementos radiactivos: radio, actinio, torio y uranio. Estos elementos radiactivos (denominados "radioelementos") se colocaron en la parte inferior de la tabla periódica, ya que se sabía que tenían pesos atómicos mayores que los elementos estables, aunque se desconocía su orden exacto. Los investigadores creían que aún quedaban más elementos radiactivos por descubrir y, durante la siguiente década, se estudiaron exhaustivamente las cadenas de descomposición del torio y el uranio. Se encontraron muchas sustancias radiactivas nuevas, incluido el gas noble radón, y se investigaron sus propiedades químicas.Para 1912, se habían encontrado casi 50 sustancias radiactivas diferentes en las cadenas de descomposición del torio y el uranio. El químico estadounidense Bertram Boltwood propuso varias cadenas de desintegración que vinculan estos radioelementos entre el uranio y el plomo. En ese momento se pensó que estos eran nuevos elementos químicos, lo que aumentó sustancialmente el número de "elementos" conocidos y llevó a especulaciones de que sus descubrimientos socavarían el concepto de la tabla periódica que se había establecido durante mucho tiempo para obedecer la regla del octeto.Por ejemplo, no había suficiente espacio entre el plomo y el uranio para acomodar estos descubrimientos, incluso suponiendo que algunos descubrimientos fueran duplicados o identificaciones incorrectas. También se creía que la desintegración radiactiva violaba uno de los principios centrales de la tabla periódica, a saber, que los elementos químicos no podían sufrir transmutaciones y siempre tenían identidades únicas.

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

Tras el descubrimiento del físico británico Charles Glover Barkla de los rayos X característicos emitidos por los metales en 1906, el físico británico Henry Moseley consideró una posible correlación entre las emisiones de rayos X y las propiedades físicas de los elementos. Moseley, junto con Charles Galton Darwin, Niels Bohr y George de Hevesy, propusieron que la carga nuclear (Z) podría relacionarse matemáticamente con las propiedades físicas. La importancia de estas propiedades atómicas se determinó en el experimento de Geiger-Marsden, en el que se descubrieron el núcleo atómico y su carga.

Número atómico y modelo de Rutherford

En 1913, el físico holandés aficionado Antonius van den Broek fue el primero en proponer que el número atómico (carga nuclear) determinaba la ubicación de los elementos en la tabla periódica. Determinó correctamente el número atómico de todos los elementos hasta el número atómico 50 (estaño), aunque cometió varios errores con elementos más pesados. Sin embargo, Van den Broek no tenía ningún método para verificar experimentalmente los números atómicos de los elementos; por lo tanto, todavía se creía que eran una consecuencia del peso atómico, que se mantuvo en uso para ordenar elementos.

Moseley estaba decidido a probar la hipótesis de Van den Broek. Después de un año de investigación de las líneas de Fraunhofer de varios elementos, encontró una relación entre la longitud de onda de rayos X de un elemento y su número atómico. Con esto, Moseley obtuvo las primeras medidas precisas de números atómicos y determinó una secuencia absoluta a los elementos, lo que le permitió reestructurar la tabla periódica. La investigación de Moseley resolvió de inmediato las discrepancias entre el peso atómico y las propiedades químicas, donde la secuenciación estrictamente por peso atómico daría como resultado grupos con propiedades químicas inconsistentes. Por ejemplo, sus mediciones de longitudes de onda de rayos X le permitieron colocar correctamente el argón (Z = 18) antes que el potasio (Z = 19), el cobalto (Z = 27) antes que el níquel (Z = 28), así como el telurio (Z = 52) antes que el yodo (Z = 53), en línea con las tendencias periódicas. La determinación de los números atómicos también aclaró el orden de los elementos de tierras raras químicamente similares; también se usó para confirmar que el supuesto descubrimiento de Georges Urbain de un nuevo elemento de tierras raras (celtium) no era válido, lo que le valió a Moseley la aclamación por esta técnica.

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

Capa de electrones y mecánica cuántica

En 1888, el físico sueco Johannes Rydberg, trabajando a partir de la fórmula de Balmer de 1885, notó que el número atómico de los gases nobles era igual al doble de la suma de cuadrados de números simples: 2 = 2·1, 10 = 2(1 + 2), 18 = 2(1 + 2 + 2), 36 = 2(1 + 2 + 2 + 3), 54 = 2(1 + 2 + 2 + 3 + 3), 86 = 2(1 + 2 + 2 + 3 + 3 + 4). Este hallazgo fue aceptado como una explicación de la duración fija de los períodos y condujo al reposicionamiento de los gases nobles desde el borde izquierdo de la tabla, en el grupo 0, hacia la derecha, en el grupo VIII.La falta de voluntad de los gases nobles para participar en la reacción química se explicó en la estabilidad aludida de las configuraciones electrónicas cerradas de los gases nobles; de esta noción surgió la regla del octeto, originalmente denominada Regla de Abegg de 1904. Entre los trabajos notables que establecieron la importancia de la periodicidad de ocho se encuentran la teoría del enlace de valencia, publicada en 1916 por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis y la teoría del octeto de enlace químico, publicado en 1919 por el químico estadounidense Irving Langmuir.El enfoque de los químicos durante el período de la Antigua Teoría Cuántica (1913 a 1925) se incorporó a la comprensión de las capas y orbitales de los electrones bajo la mecánica cuántica actual. Un verdadero pionero que nos dio la base de nuestro modelo actual de electrones es Irving Langmuir. En su artículo de 1919, postuló la existencia de "células", que ahora llamamos orbitales, cada una de las cuales solo podía contener dos electrones, y estos estaban dispuestos en "capas equidistantes" que ahora llamamos capas. Hizo una excepción para que la primera capa solo contuviera dos electrones. Estos postulados se introdujeron sobre la base de la regla de Rydberg que Niels Bohr había utilizado no en química, sino en física, para aplicarlas a las órbitas de los electrones alrededor del núcleo. En el artículo de Langmuir,

El químico Charles Rugeley Bury dio el siguiente gran paso hacia nuestra teoría moderna en 1921, al sugerir que ocho y dieciocho electrones en una capa forman configuraciones estables. El esquema de Bury se basó en el de químicos anteriores y era un modelo químico. Bury propuso que las configuraciones electrónicas en los elementos de transición dependían de los electrones de valencia en su capa externa. En algunos de los primeros artículos, el modelo se denominó "Bohr-Bury Atom". Introdujo la palabra transición para describir los elementos que ahora se conocen como metales de transición o elementos de transición.

En las décadas de 1910 y 1920, la investigación pionera en mecánica cuántica condujo a nuevos desarrollos en la teoría atómica y pequeños cambios en la tabla periódica. En el siglo XIX, Mendeleev ya había afirmado que había una periodicidad fija de ocho y esperaba una correlación matemática entre el número atómico y las propiedades químicas. El modelo de Bohr se desarrolló a partir de 1913 y defendió la idea de configuraciones electrónicas que determinan las propiedades químicas. Bohr propuso que los elementos del mismo grupo se comportaban de manera similar porque tenían configuraciones electrónicas similares y que los gases nobles tenían capas de valencia llenas;esto forma la base de la regla del octeto moderna. El estudio de espectroscopia y química de Bohr no era habitual entre los físicos atómicos teóricos. Incluso Rutherford le dijo a Bohr que estaba luchando "para formarse una idea de cómo llegas a tus conclusiones". Esto se debe a que ninguna de las ecuaciones de la mecánica cuántica describe el número de electrones por capa y orbital. Bohr reconoció que fue influenciado por el trabajo de Walther Kossel, quien en 1916 fue el primero en establecer una conexión importante entre el átomo cuántico y la tabla periódica. Se dio cuenta de que la diferencia entre los números atómicos 2, 10, 18 de los primeros tres gases nobles, helio, neón, argón, era 8, y argumentó que los electrones en tales átomos orbitaban en "capas cerradas". El primero contenía solo 2 electrones, el segundo y el tercero, 8 cada uno.La investigación de Bohr luego llevó al físico austriaco Wolfgang Pauli a investigar la longitud de los períodos en la tabla periódica en 1924. Pauli demostró que este no era el caso. En cambio, el principio de exclusión de Pauli se desarrolló, no sobre una base matemática, sino sobre los desarrollos previos en alineación con la química. Esta regla establece que ningún electrón puede coexistir en el mismo estado cuántico y mostró, junto con observaciones empíricas, la existencia de cuatro números cuánticos y la consecuencia sobre el orden de llenado de la capa. Esto determina el orden en que se llenan las capas de electrones y explica la periodicidad de la tabla periódica.

Al químico británico Charles Bury se le atribuye el primer uso del término metal de transición en 1921 para referirse a elementos entre los elementos del grupo principal de los grupos II y III. Explicó las propiedades químicas de los elementos de transición como consecuencia del llenado de una subcapa interna en lugar de la capa de valencia. Esta proposición, basada en el trabajo del químico estadounidense Gilbert N. Lewis, sugirió la aparición de la subcapa d en el período 4 y la subcapa f en el período 6, alargando los períodos de 8 a 18 y luego de 18 a 32 elementos, explicando así la posición de los lantánidos en la tabla periódica.

Protón y neutrón

El descubrimiento del protón y el neutrón demostró que un átomo era divisible; esto dejó obsoleta la definición de Lavoisier de un elemento químico. Un elemento químico se define hoy como una especie de átomos con un número constante de protones y ahora se sabe que ese número es precisamente el número atómico de un elemento. El descubrimiento también explicó el mecanismo de varios tipos de desintegración radiactiva, como la desintegración alfa.

Eventualmente, se propuso que los protones y los neutrones estaban hechos de partículas aún más pequeñas llamadas quarks; su descubrimiento explicaba la transmutación de neutrones en protones en la desintegración beta.

Expansiones posteriores y el final de la tabla periódica.

Ya sentimos que nos hemos acercado al momento en que esta ley [periódica] comienza a cambiar, y cambia rápidamente.—  El físico ruso Yuri Oganessian, co-descubridor de varios elementos superpesados, en 2019

Actínidos

Ya en 1913, la investigación de Bohr sobre la estructura electrónica llevó a físicos como Johannes Rydberg a extrapolar las propiedades de elementos no descubiertos más pesados ​​que el uranio. Muchos estuvieron de acuerdo en que el siguiente gas noble después del radón probablemente tendría el número atómico 118, de lo que se sigue que la serie de transición en el séptimo período debería parecerse a la del sexto. Aunque se pensó que estas series de transición incluirían una serie análoga a los elementos de tierras raras, caracterizada por el llenado de la capa 5f, se desconocía dónde comenzaba esta serie. Las predicciones iban desde el número atómico 90 (torio) hasta el 99, muchas de las cuales proponían un comienzo más allá de los elementos conocidos (en o más allá del número atómico 93). En cambio, se creía que los elementos del actinio al uranio formaban parte de una cuarta serie de metales de transición debido a sus altos estados de oxidación; en consecuencia, se ubicaron en los grupos 3 a 6.

En 1940, el neptunio y el plutonio fueron los primeros elementos transuránicos descubiertos; se colocaron en secuencia debajo de renio y osmio, respectivamente. Sin embargo, las investigaciones preliminares de su química sugirieron una mayor similitud con el uranio que con los metales de transición más ligeros, lo que desafía su ubicación en la tabla periódica. Durante su investigación del Proyecto Manhattan en 1943, el químico estadounidense Glenn T. Seaborg experimentó dificultades inesperadas para aislar los elementos americio y curio, ya que se creía que formaban parte de una cuarta serie de metales de transición. Seaborg se preguntó si estos elementos pertenecían a una serie diferente, lo que explicaría por qué sus propiedades químicas, en particular la inestabilidad de los estados de oxidación superiores, diferían de las predicciones.En 1945, en contra del consejo de sus colegas, propuso un cambio significativo en la tabla de Mendeleev: la serie de actínidos.

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

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

Efectos relativistas y expansiones más allá del período 7

Las elaboraciones posteriores de Seaborg del concepto de actínido teorizaron una serie de elementos superpesados ​​en una serie de transactínidos que comprende elementos del 104 al 121 y una serie de superactínidos de elementos del 122 al 153. Propuso una tabla periódica extendida con un período adicional de 50 elementos (alcanzando así elemento 168); este octavo período se derivó de una extrapolación del principio de Aufbau y colocó los elementos 121 a 138 en un bloque g, en el que se llenaría una nueva subcapa g. El modelo de Seaborg, sin embargo, no tuvo en cuenta los efectos relativistas resultantes del alto número atómico y la velocidad orbital de los electrones. Burkhard Fricke en 1971 y Pekka Pyykkö en 2010 utilizaron modelos informáticos para calcular las posiciones de los elementos hasta Z = 172, y descubrió que las posiciones de varios elementos eran diferentes de las predichas por Seaborg. Aunque los modelos de Pyykkö y Fricke generalmente ubican al elemento 172 como el próximo gas noble, no existe un consenso claro sobre las configuraciones electrónicas de los elementos más allá del 120 y, por lo tanto, su ubicación en una tabla periódica extendida. Ahora se piensa que, debido a los efectos relativistas, dicha extensión incluirá elementos que rompen la periodicidad de los elementos conocidos, lo que representa otro obstáculo para las futuras construcciones de tablas periódicas.

El descubrimiento de tennessine en 2010 llenó el último hueco que quedaba en el séptimo período. Cualquier elemento recién descubierto se colocará así en un octavo período.

A pesar de la finalización del séptimo período, se ha demostrado que la química experimental de algunos transactínidos es inconsistente con la ley periódica. En la década de 1990, Ken Czerwinski de la Universidad de California, Berkeley, observó similitudes entre el rutherfordio y el plutonio y entre el dubnio y el protactinio, en lugar de una clara continuación de la periodicidad en los grupos 4 y 5. Experimentos más recientes sobre el copernicio y el flerovium han arrojado resultados inconsistentes, algunos de los cuales sugieren que estos elementos se comportan más como el gas noble radón que como el mercurio y el plomo, sus respectivos congéneres. Como tal, la química de muchos elementos superpesados ​​aún no se ha caracterizado bien y no está claro si la ley periódica aún se puede usar para extrapolar las propiedades de los elementos no descubiertos.