La ordenación periódica con los pesos atómicos

Mendeléyev escribió un libro que tenía por título Principios de Química. Es decir, buscaba principios, no solo describir. Buscaba leyes básicas, y descubrió lo que se denominó la ley periódica. Esta ley pretendía encontrar una relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades. En aquel tiempo se conocían 63 elementos, con sus pesos atómicos bastante bien establecidos. No se tenía ningún indicio de la estructura del átomo. El peso atómico -ahora la masa atómica- era un valor no intuitivo, que no tenía ninguna relación con la densidad, contra lo que podría parecer por su nombre. Se conocían ya grupos de elementos afines, como los alcalinos, los alcalinotérreos, los calcógenos (el grupo del oxígeno), los pnictógenos (el grupo del nitrógeno), y los halógenos. En cada grupo los elementos -las sustancias elementales, más exactamente- tenían propiedades físicas y químicas parecidas: el mismo carácter, metálico o no; las fórmulas de sus compuestos con el oxígeno o con el hidrógeno eran análogas, y también su carácter ácido o básico. También eran conocidas las tríadas de Döbereiner y Lenssen, que relacionaban de forma cuantitativa los pesos atómicos de elementos más o menos análogos. La figura 1 muestra la veintena de tríadas conocidas hasta 1857. Intente el lector imaginar estas relaciones, pero sin el apoyo visual que le da el conocer donde están hoy situadas en la tabla periódica, herramienta que entonces no existía, y verá el mérito que hubo en encontrar estas relaciones.

Tríadas de Döbereiner y Lenssen

Figura 1. Tríadas de Döbereiner Y Lenssen, sobre una tabla periódica actual

 

Las similitudes entre elementos de un grupo eran muy conocidas, pero esto no era la periodicidad. La novedad de la ordenación de Mendeléyev fue que, al distribuir los elementos por orden de pesos atómicos, observó que también había una cierta periodicidad entre elementos de grupos diferentes. En efecto, partiendo del litio, al cabo de siete elementos había un elemento similar, el sodio. Y al cabo de siete elementos más, otro elemento similar, el potasio. Y no solo esto, sino que los elementos intermedios entre litio y sodio, o entre sodio y potasio, mostraban una variabilidad regular de propiedades. Domènech (2019) resume varios ejemplos de esta periodicidad. Por ejemplo, la serie de los óxidos máximos de los elementos consecutivos es regular: Na2O, Mg2O2 (MgO), Al2O3, Si2O4 (SiO2), P2O5, S2O6 (SO3) y Cl2O7. Se encuentran ejemplos similares con los productos de las reacciones de los óxidos con agua, o las combinaciones de los elementos con hidrógeno.

En resumen: la ordenación por pesos atómicos en la tabla de doble entrada de Mendeléyev de 1871 y todas las posteriores -grupos verticales y periodos horizontales-, muestra analogías entre los miembros de un mismo grupo, y muestra también regularidad de propiedades físicas y químicas entre miembros de un mismo periodo. Esta es la ley periódica, la de la regularidad de las propiedades cuando la ordenación es por pesos atómicos. Mendeléyev estaba convencido de que esta ley periódica era una ley básica de la naturaleza, y por eso se atrevía a dejar vacantes algunos espacios, o a modificar algunos órdenes de pesos atómicos atribuyendo errores a los experimentadores que los habían determinado. La ley periódica se puede expresar gráficamente en la forma de un Sistema Periódico de Elementos, que es como se solía y se suele denominar por parte de muchos autores su representación gráfica. Pero no todos: algunos expertos identifican Ley Periódica y Sistema Periódico, que serían los conceptos abstractos, y que se plasman en forma de tablas periódicas de diseño variado (Wang y Schwarz, 2009). Otros, en cambio, consideran que la ley es el concepto abstracto, plasmado en tablas o sistemas periódicos: no distinguen entre el Sistema Periódico de los Elementos y la Tabla Periódica de los Elementos.

La ordenación periódica con los números atómicos

El descubrimiento del electrón, del protón y posteriormente del neutrón permitieron postular las configuraciones electrónicas de los átomos de cada uno de los elementos. No casualmente, el orden de pesos atómicos coincide casi exactamente con el orden de los elementos por números atómicos, porque el incremento del número de protones de los núcleos va acompañado por el incremento del número de neutrones de forma casi proporcional, en la mayor parte de isótopos de los elementos.

Cuando el átomo deja de ser una caja negra, se puede intentar encontrar una relación entre el número atómico y las propiedades de los elementos y de las sustancias elementales. Efectivamente, el número atómico nos permite deducir la estructura electrónica del átomo y de aquí los electrones de valencia, deducir la estructura molecular o iónica de la sustancia elemental y de los compuestos en que participa un átomo, y por tanto, se puede imaginar una interpretación de sus propiedades. La posición en la nueva tabla periódica construida a partir del número atómico -la primera, la de Langmuir el 1919 y después todas las demás- nos informa, pues, de las propiedades del elemento; no es simplemente una ordenación hecha a partir de alguna propiedad ya conocida, como era la tabla periódica basada en el peso atómico.

Periodicidad del radio atómico

Figura 2. Periodicidad de los valores del radio iónico

 

Se pueden así explicar la mayor parte de las propiedades, como los libros de texto avanzados hacen de forma cualitativa. Véase, por ejemplo, Atkins (1989). ¿Por qué el radio atómico -que es un valor experimental- aumenta al bajar por un grupo? Porque a cada nuevo periodo hay electrones que ocupan espacios más alejados del núcleo. Y ¿por qué disminuye el radio atómico a lo largo de un periodo? Porque el núcleo es cada vez más positivo, atrae los electrones con más fuerza, y hace que el átomo sea más compacto (figura 2). Razonamientos similares se pueden hacer para el radio iónico: los cationes son de radio más pequeño que el átomo neutro porque han perdido electrones externos. El radio de los cationes aumenta al bajar por un grupo por la misma razón que aumenta el radio atómico. Los aniones son de radio más grande que el átomo neutro porque hay más electrones al nivel de valencia, que se repelen entre ellos. Si comparamos los iones isoelectrónicos Na+, F- y Mg2+, observamos que este último es el de radio iónico más pequeño: su núcleo tiene más carga y atrae más los electrones. En cambio F- tiene más electrones que protones, se repelen más y tiene el radio iónico más grande. Y el mismo razonamiento vale para los potenciales de ionización, que es la energía requerida para arrancar electrones del átomo neutro: en general se reducen al bajar por un grupo, porque los electrones de valencia estàn más lejanos. En cambio, aumentan en general al avanzar por un periodo porque hay más carga nuclear. Así pues, cada propiedad de un átomo puede relacionarse con su configuración electrónica, y de hecho este es uno de los objetivos de los estudios teóricos y experimentales de la química hoy, objetivo aún lejos de haberse conseguido.

Las consideraciones anteriores son todas cualitativas y relativamente poco afinadas. Si damos un paso más, vemos que la tabla periódica está ahora estructurada en bloques, correspondientes cada uno a un subnivel de electrones. Así, en el bloque s, formado por los grupos 1 y 2, los electrones determinantes del comportamiento del átomo son los s más externos, mientras que todo el resto de electrones son de niveles internos y no tienen tanta influencia en las propiedades del átomo. En el bloque p (grupos 13 a 18) los electrones determinantes son los s y los p más externos, mientras que el resto de electrones son más internos y no influyen mucho en las propiedades del átomo. En el bloque d (grupos del 3 al 12) la presencia de electrones d a este nivel condiciona el comportamiento de los electrones s más externos, porque en este bloque no hay electrones p externos. Finalmente, los elementos del bloque f (lantánidos y actínidos) tienen electrones externos s un poco condicionados por la presencia de electrones f más internos, pero que tienen menos influencia que la que tienen los electrones d en los elementos del bloque d. Todo ello matiza y en parte explica los comportamientos indicados en el párrafo anterior. La regla de Madelung -o regla de Möller, o regla del serrucho, o principio de construcción, o principio de Aufbau- intenta dar una pauta para saber en qué niveles y subniveles están los electrones de cada elemento.

Pero tampoco esta pauta de Madelung, que de entrada parece muy regular, y tanto entusiasma a los alumnos cuando la asimilan, es cierta siempre pues es solo una aproximación a la realidad. El hecho es que entre los electrones d y los f del mismo nivel hay poca diferencia de energía. y esto hace que las excepciones a la regla sean muchas. De los 64 elementos de los bloques d y f entre Z=21 (Sc) y 108 (Hs) hay 21 casos en que la regla de Madelung no predice la configuración electrónica real. Las configuraciones con s2d4 o s2d9 son menos estables que las s1d5 o s1d10, por ejemplo, y son estas últimas las que se encuentran en la realidad. Los elementos en los que esto pasa, y sus compuestos, tienen propiedades que no cuadran con la periodicidad regular esperada. Este es el caso de Cu, Cr, Pd, Ag, Rh, Pt, Ave o Uno, para citar algunos.

La limitada periodicidad de la tabla periódica

Cualquier tabla periódica aspira a presentar de forma óptima las relaciones entre el comportamiento y las propiedades de los elementos y/o de las sustancias elementales. Es una plasmación gráfica de la relación entre propiedades y configuración electrónica citada en el apartado anterior. Pero las propiedades que podemos atribuir a un elemento o a una sustancia elemental son docenas o centenares, y no siempre se aprecia la periodicidad en una simple representación en las dos dimensiones de las tablas periódicas clásicas. Cómo destacan Wang y Schwarz (2009) se han hecho análisis de los valores numéricos de más de 150 propiedades de hasta 103 elementos, y del conjunto no se muestran muchas regularidades y, por supuesto, no se deduce cuál seria la manera óptima de organizar los elementos en forma de tablas periódicas bidimensionales, si se quiere tener en cuenta la representación de varias propiedades a la vez.

Hay estudiosos que proponen complejas formas de tablas periódicas, muchas de ellas multidimensionales, para poder abarcar más propiedades y más relaciones. Se han presentado más de un centenar de tablas tridimensionales, empezando por el Vis Téllurique de Chancourtois (1862) -de antes de Mendeléyev- hasta los cilindros de Ishiguro (2019), e incluso alguna tabla en pseudo-4 dimensiones. Pueden verse en la web de Chemogenesis (2019) donde se presentan más de mil tablas de todo tipos.

Pero casi todo el mundo prefiere, por simplicidad, usar la tabla periódica bidimensional clásica, ordenada por números atómicos, sea en el formato corto o el largo. Naturalmente, las regularidades que hay en esta tabla son las que ya aparecían en las tablas periódicas basadas en pesos atómicos: los dos grupos principales -1 y 2- de metales de la izquierda y los seis grupos de metaloides y no metales -incluyendo ahora los gases nobles- de la derecha, de 13 a 18. Estos grupos muestran las afinidades de propiedades ya conocidas por Mendeléyev y antes. Pero hay otras regularidades, como los químicos han ido descubriendo, regularidades que no se limitan a los grupos ni periodos de la tabla periódica habitual. En la figura 3 se pueden constatar algunos ejemplos de parejas u otros conjuntos de elementos que muestran propiedades similares no habituales. Estos hechos me sorprendieron al estudiar y traducir el libro de Atkins citado, que las destaca.

Así, se han encontrado varias conexiones diagonales, que son las similitudes que muestran algunos pares de elementos que son de dos grupos y dos periodos consecutivos. Por ejemplo, entre Li y Mg, entre O y Cl, o entre Be y Al, estos últimos aparentemente distantes debido al vacío que el bloque d genera en la tabla. Cualitativamente se explica esta similitud por las pautas de tendencia que muestran los radios atómicos y los potenciales de ionización, pautas comentadas anteriormente. La franja que separa metales de metaloides es también una clara diagonal. Existen también las denominadas conexiones distantes, como entre Al y Fe, o entre Ba y Pb. Hay asimismo grupos conectados, como el rectángulo de seis elementos entre Ru y Pt. Hay también relaciones de salto de caballo e incluso saltos de caballo encadenados. Son las que relacionan Zn y Sn, Ag y Tl, Cd y Pb, y Ga y Sb, pares de elementos que muestran bastante similitud, especialmente sus compuestos. No hay todavía, parece, explicaciones cuantitativas convincentes para estos comportamientos.

Periodicidades

Figura 3.  Ejemplos de similitudes entre elementos distintas de las convencionales

 

La contracción de los lantánidos, descrita desde hace tiempo, es el concepto que explica el por qué los radios atómicos de los metales del periodo 5 son mayores que los del periodo 4, pero en cambio los del periodo 6 son como los del periodo 5. Se interpreta este comportamiento porque a lo largo de los lantánidos -de La a Lu-se va reduciendo el radio atómico, por la carga nuclear creciente y el pobre efecto apantallante de los electrones f. Esto explica también la alta densidad de los metales de transición del periodo 6 que vienen a continuación. También explica la baja reactividad de Au y Pt, que están a la derecha de los metales de transición del periodo 6: sus electrones de valencia están más próximos al del núcleo y atraídos fuertemente por él.

Hay todavía otros aspectos de no periodicidad, como algunas de las citadas en una entrada anterior [+]. Por ejemplo, la discusión sobre dónde tendrían que ubicarse el hidrógeno y el helio, cuáles son los elementos del grupo 3, o por qué los primeros elementos de cada uno de los grupos principales son bastante diferentes de los elementos del resto de su grupo.

 

Resumen final

Las primeras tablas periódicas se basaban en los pesos atómicos, y contenían solo la mitad de elementos que las actuales. Mostraban a lo largo de los grupos principales las similitudes de los elementos, y a lo largo de los periodos la periodicidad de ciertas propiedades. La ordenación por número atómico dio más profundidad al modelo, al poderse relacionar las propiedades atómicas con las configuraciones electrónicas. Pero la capacidad de ordenación y de relación se fue desdibujando a medida que aumentó el número de elementos conocidos, y sobre todo cuando se quisieron relacionar muchas más propiedades químicas y físicas. Para intentarlo se diseñaron una enorme variedad de tablas. La forma de tabla corta, mayoritariamente usada, muestra los grupos principales -bloques s y p- y los primeros periodos aproximadamente como lo hacían las tablas de hace ciento cincuenta años. Pero la periodicidad se pierde bastante en los elementos del bloque d, y las relaciones de similitud ya no son tan fáciles de encontrar. Actualmente, "el conjunto de elementos visualizados por las tablas periódicas forman un sistema parcialmente ordenado", como dijo Klein en los 90. Los químicos teóricos tienen trabajo que hacer.

Referencias

Atkins, Peter; Jones, Loretta (1989) "Chemistry: molecules, matter and change" W.H.Freeman, New York. Traducido (1998 3ª edición) Ediciones Omega, Barcelona

Domènech, Josep Lluís (2019) "La taula periòdica: més enllà d'una ordenació d'elements", Daualdeu, solsticio de verano de 2019 pp. 44-51.

Ishiguro, Takehiko (2019) https://www.youtube.com/watch?v=al6tbrhju4q

Klein , D.J. (1995) J. Math Chem. 18, 321-348. Citado por Wang y Schwarz (2009)

Leach, Mark R.(2019) web Chemogenesis https://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php?button=3d+Formulations

Leach, Mark R. (2019) Web Chemogenesis https://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php .

Scerri, Eric R. (2006) «What if the periodic table starts and ends with triads?» PhilSci Archive http://philsci-archive.pitt.edu/3095/

Scerri, Eric R. (2007) "The Periodic Table. Its Story and Its Signifiance" Oxford University Press.

Scerri, Eric R. (2011) «The Periodic Table. A Very Short Introduction». Oxford University Press. Traducido: «La tabla periódica: Una breve introducción» Alianza Editorial, El Libro de Bolsillo (2013)

Wang, Shu-Guang, Schwarz , W.H.Eugen (2009) "Icon of Chemistry: The Periodic System of Chemical Elementos in the New Century" Angew. Chem. Int. Ed 2009. 48, 2-14.

Claudi Mans Teixidó
Claudi Mans Teixidó

Catedrático emérito de Ingeniería Química por la Universidad de Barcelona. Autor de los libros de divulgación científica: La truita cremada (2005, Ed. Col·legi de Químics de Catalunya, catalán) y Tortilla quemada (2005, Ed. Col·legi de Químics de Catalunya). Els secrets de les etiquetes (2007, Ed. Mina, catalán) y Los secretos de las etiquetas (2007, Ed. Ariel). La vaca esfèrica (2008, Rubes editorial, catalán). Sferificaciones y macarrones (2010, Ed. Ariel), La química de cada dia (2016, Publicacions de la Universitat de Barcelona, catalán) y La Química en la cocina: una inmersión rápida (2018, Tibidabo Ediciones).

Director científico del Comité Español de la Detergencia, Tensioactivos y Afines (CED). Vocal de la junta de la Associació Catalana de Ciències de l'Alimentació (ACCA) y del Colegio-Agrupación de Químicos de Catalunya.

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