1.- INTRODUCCIÓN.
Los primeros filósofos griegos, cuyos métodos de planteamiento de la mayor parte de los problemas era especulativo, llegaron a la conclusión de que la tierra esta formada por unos cuántos elementos o sustancias básicas. Hacia el año 430 a. C., Tales de Mileto, Heráclito y Empédocles establecieron que los elementos que configuraban el mundo eran cuatro: agua, aire, tierra y fuego. Un siglo más tarde Aristóteles supuso que el cielo constituía un quinto elemento: el éter.
15 siglos más tarde los alquimistas añadieron otros elementos como el mercurio que confería las propiedades metálicas y el azufre como el que confería la propiedad de combustibilidad. En el siglo XI Paracelso añadió la sal como elemento que confería a los cuerpos su resistencia al calor.
Fue hasta el siglo XII cuando el inglés Robert Boyle en su obra QUÍMICO ESCÉPTICO publicada en 1661 estableció el criterio moderno por el que define un elemento como: “Toda sustancia fundamental que puede combinarse con otros elementos para formar compuestos y que, por el contrario, no puede descomponerse en sustancias más simples una vez aislada de un compuesto”. En base a esta definición, un siglo después el inglés Henry Cavendish demostró que el hidrógeno se combinaba con el oxígeno para formar agua y por lo tanto no podía ser considerada como un elemento. Más tarde Lavoisier descompuso el aire (que también se suponía era un elemento) en nitrógeno y oxígeno. Así con el paso de la investigación y experimentación se fue demostrando la inconsistencia de los “elementos griegos”.
Así Lavoisier reconstruyó toda la química sobre la base de esta definición y le dio un cariz racional y sistemático. Se convirtió en una ciencia del análisis basada en experimentos verificables y reproducibles , realizados con instrumentos cada vez más precisos y estandarizados. Además gracias a la nomenclatura racional concebida por Lavoisier y sus colaboradores, el nombre debía reflejar la composición de la sustancia. Lavoisier pretendía poner la química al alcance de los niños , y presentó el nuevo sistema en 1978, en forma de un TRATADO ELEMENTAL DE LA QUÍMICA destinado a los principiantes. En el, todo está ordenado alrededor de 33 elementos, aunque hoy se reconoce que tres no son elementos (luz, calor y cal). En su tabla de elementos Lavoisier limpiaba a la química de todo fárrago de especulaciones sobre las cualidades ocultas y primeros principios de todas las cosas . de esta manera la química podía enseñarse fácilmente con algunos experimentos y conceptos.
Pero este descanso fue de corta duración. Las dificultades renacieron a principios del siglo cuando surgió una nueva técnica de análisis que utilizaba la electrólisis. A partir de entonces los cuerpos simples se multiplicaron, para 1830 ya eran 50 elementos y para 1860 llegaban a 60; entonces se instaura el análisis espectral.
Ciertamente, la teoría progresó con igual ritmo y ofreció técnicas mucho más poderosas para identificar y describir el número creciente de elementos. En 1808 el químico inglés John Dalton introdujo la noción de peso atómico. Así cada elemento disponía de un carácter individual, numérico y que además podía determinarse por vía experimental gracias a una impresionante serie de nuevas leyes; la más célebre Ley de Avogadro (1811).
2.- LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
En la década de 1850 a 1860 los químicos hacían consideraciones para determinar los pesos atómicos de cada elemento. En 1865, el químico inglés John Alexander Newlands exploró el problema del comportamiento periódico de los elementos.
Newlands observó que el octavo elemento (F) se asemejaba al primero (H), el segundo (Li) con el noveno (Na), el tercero (Be) con el décimo (Mg), etc. Esto lo llevó a comparar las octavas químicas con las octavas musicales, y él mismo las llamó Ley de las Octavas. La comparación aunque interesante, no es correcta. Con el conocimiento de los gases nobles, sus propiedades periódicas deberían ser novenas , por otro lado el haber utilizado analogías musicales solo trajo indiferencia y ridiculización.
Otro problema o fallas que se detectaron en esta relación, fue el no dejar espacios en blanco para nuevos elementos que se descubrieron y más aún al final de la tabla hay varios elementos que son forzados a ocupar la misma posición, como en el caso del Cr, Mn y Fe que no se parecen lo suficiente al Al, P y S.
3.- LAS BASES PARA LA CLASIFICACION PERIODICA
El desarrollo de la tabla periódica tal y como la conocemos hay es obra del químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiv, aunque el químico alemán Julios Lothar Meyer trabajó el mismo sistema en esencia de manera independiente y simultánea. Tanto así que entre ellos se creó una rivalidad que duró toda la vida, ambos tenían más de un punto en común, los dos habían asistido al primer congreso internacional de química que se efectuó en Karlsruhe en 1860; los dos partieron a la búsqueda de una clasificación periódica por los mismos motivos: eran profesores de Universidad empeñados en hacer un manual de química general para sus estudiantes y preocupados de presentar la química de una manera ordenada, racional y sistemática. Clasificar los elementos es dibujar el plano de la obra. De hecho, Meyer llevaba una buena ventaja sobre Mendeleiev, puesto que la primera edición de su manual apareció en 1864 como con una tabla de elementos fundada en su valencia. En 1868 puso para una segunda edición , una nueva clasificación, que esta vez era un verdadero sistema periódico de todos los elementos comunes , comprendidos los metales de transición entre el fierro y el níquel, que dejaban espacios vacíos para elementos aún por descubrir.
En 1870; Meyer fue más lejos y verificó la periodicidad de las propiedades sobre un notable caso: el volumen atómico, que ilustró en forma de espiral Desafortunadamente para Meyer, la publicación de su segunda edición sufrió un atraso y la tabla concebida en 1868 no apareció hasta 1872, después de la de Mendeleiev. Sin entrar en detalle en la prioridad , es posible subrayar las diferencias entre los dos sistemas rivales. La más evidente es que Meyer no previó las propiedades de los elementos sin descubrir ni se atrevió a corregir los pesos atómicos, sin embargo esto de ninguna manera demérita el esfuerzo y confianza que Meyer tuvo en la existencia de una relación y periodicidad química.
4.- TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV
Mendeleiev presentó su trabajo en 1869, siguiendo el mismo plan que Newlands de disponer los 60 elementos conocidos hasta entonces en orden creciente de sus pesos atómicos pero con las siguientes aportaciones sustanciales:
1.- La introducción de períodos largos para acomodar a varios elementos que hoy conocemos como metales de transición.
2.- Si las propiedades químicas de un elemento sugerían que este no encajaba con el orden establecido de acuerdo con los pesos atómicos, dejaba un espacio vacío. Por ejemplo: no había ningún elemento que se ajustara adecuadamente debajo del Si, así dejó un espacio para el nuevo elemento “ekasilicio”.
3.- Realizó una nueva evaluación crítica de los pesos atómicos de varios elementos, conociendo por un lado el tipo de compuestos que formaban y por otro su peso equivalente, así por ejemplo al Cr se el asignaba un peso atómico de 43.3 considerando que su valencia era 5 y su peso equivalente 8.66, para que sus propiedades químicas se adecuaran a los pesos atómicos
Mendeleiev propuso la valencia de 6 y un peso atómico de 52 para el Cr. Lo mismo hizo con el In con un peso atómico de 38.5 y valencia uno; consideró de acuerdo con los óxidos que su valencia debía ser 3 y su peso 114.8.
4.- Sobre la base del comportamiento periódico de los elementos predijo las propiedades de varios elementos aún no descubiertos. Estas predicciones más tarde sorprendieron a la comunidad científica cuando se descubrieron. Uno de ello fue le “ekasilicio” descubierto por el alemán Winkler en 1886 dando el nombre de Germanio, Mendeleiev predijo sus propiedades tomando en consideración la posición que ocuparía abajo del Si y arriba del Sn. Las propiedades físicas y químicas del elemento y sus compuestos debería ser un promedio de Si-Sn.
5.- Cuando las propiedades de un elemento eran causa de que no conservaran el orden establecido en función del peso atómico cambiaba el orden establecido dando a las propiedades químicas mayor importancia que a los pesos atómicos.
5.- FALLAS QUE PRESENTA LA TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
a).- El orden establecido no está en función estricta con los pesos atómicos; cuando estos fueron determinados con mayor exactitud se encontraron algunas discrepancias. Por ejemplo: entre el I y Te; Ar y K; Co y Ni.
b).- No hubo predicción en la existencia de los gases nobles y esto hizo en un principio tambalear el orden establecido; ya que se habían descubierto elementos que se encontraban en medio de los halógenos y metales alcalinos, llamado también grupo I.
c).- Mendeleiev trató de inventar un nuevo grupo que ubicara los gases nobles; pero también trató de ajustar al electrón, la radiactividad, el eter y el zirconio; como una actitud desesperada de armonizar los nuevos descubrimientos con su tabla fundamental.
6.- DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LOS NUMEROS ATOMICOS.
En 1912, el joven físico inglés Henry Gwyn Jeffrey Moseley observó la frecuencia de los rayos X emitidos por los electrones debería ser correlacionado con el número atómico, más que con los pesos atómicos. Larelación entre el número atómico de un elemento y la frecuencia de los rayos X emitidos es una consecuencia de su estructura atómica.
Como sabemos los electrones estaban distribuidos en niveles de energía. Cuando un átomo se expone a una fuente de electrones de alta energía se pueden arrancar electrones de niveles muy internos (cercanos al núcleo, nivel K), dejando espacios vacíos que independientemente son llenados por electros de niveles de mayor energía , este “salto” genera los rayos X. El espectro de rayos X de un elemento contiene por lo tanto información acerca de los niveles de energía. Lo más importante es que la energía de cada nivel varía con la carga nuclear. Entre mayor sea esta, más intensamente están enlazados los electrones al núcleo por lo que se requiere más energía para separarlos del átomo y más energía será emitida (Rayos X9 cuando un electrón externo “salta” al nivel K.
Moseley descubrió como varía la frecuencia de los rayos X respecto a su número atómico, hallando la siguiente relación:
n = Frecuencia de los rayos X emitidos
R = Constante de Rydberg
Z = Número atómico del elemento
Se puede demostrar que (n /R)1/2 µ Z
En abril de 1914 Moseley publicó el resultado de su trabajo usando 39 elementos del aluminio al oro.
El método de Moseley permitió situar de manera definitiva los elementos químicos en una tabla. Si dos elementos supuestamente adyacentes emitían rayos X, cuyas longitudes de onda diferían en una magnitud doble de lo esperada, debía existir un vacío entre ellos, perteneciente a un elemento desconocido. Si, por otra parte, las longitudes de onda de los rayos X característicos de los elementos diferían solo en el valor esperado, podía tenerse la seguridad de que no existía ningún elemento por descubrir entre ellos. Por lo tanto, se podía dar un número definitivo a los elementos. Hasta entonces había cabido siempre la posibilidad de que un nuevo descubrimiento rompiera la secuencia y trastornara cualquier sistema de clasificación adoptada, ahora ya no existían valores inesperados.
7.- TABLA PERIÓDICA.
Está diseñada para dar una compresión de la unidad de los átomos, así como de sus propiedades físicas y químicas, su estructura y comportamiento, su modo de formación y desintegración. Desde hace tiempo el átomo es centro de interés del mundo científico, máxime cuando sus propiedades se ponen de relieve como por ejemplo: la luminiscencia del fósforo, el magnetismo del fierro, la superdureza del carbono, la tenacidad del tántalo , la suavidad del plomo, la radiactividad del radio, la inercia química del helio, la actividad del oxígeno, el calcio como integrante de os huesos, el nitrógeno piedra angular de las proteínas, drogas y poderosos explosivos; la gran conductividad eléctrica del cobre, plata y oro, el yodo controlando el crecimiento del cuerpo, el uranio como energético, el cromo como colorante; y muchos otros elementos que tienen comportamientos y propiedades únicas.
Aparte del interés intrínseco en el conocimiento del átomo, la importancia de tal conocimiento se amplifica con el poder que la química para crear formas de materia y energía con propiedades inexistentes en la naturaleza.
Podemos enumerar los principales descubrimientos que llevaron a la comprensión de las propiedades periódicas: Rayos X ( Roetgen, 1896), los electrones (Thomson, 1897), la radiactividad (Pierre y Marie Curie, 1898), la teoría cuántica de la radiación del cuerpo negro (Plank, 1900), la teoría cuántica del efecto fotoeléctrico (Einstein, 1905).
Por otro lado se puede decir con exactitud, que así, como los protones identifican la individualidad de cada elemento, los electrones del último nivel de energía determinan las propiedades químicas del mismo.
8.- En resumen la tabla periódica está construida en función de:
a.- Los números cuánticos: n, l, m y s; que caracterizan a los orbitales atómicos y determinan los bloques: s, p, d y f.
b).- El principio de exclusión de Pauli que limita el número de electrones por nivel de energía y que determina que el bloque “s” tenga 2 grupos, el bloque “p” 6 grupos, el bloque “d” 10 grupos y el bloque “f” 14.
c).- Las reglas de Aufaub o de construcción que como se llenan los orbitales atómicos con electrones y que hacen parecer la tabla periódica de una manera lógica.
Todas las propiedades periódicas de los elementos que están relacionadas en la tabla periódica pueden explicarse a través de las siguientes propiedades atómicas:
a).- Radio atómicoLos primeros filósofos griegos, cuyos métodos de planteamiento de la mayor parte de los problemas era especulativo, llegaron a la conclusión de que la tierra esta formada por unos cuántos elementos o sustancias básicas. Hacia el año 430 a. C., Tales de Mileto, Heráclito y Empédocles establecieron que los elementos que configuraban el mundo eran cuatro: agua, aire, tierra y fuego. Un siglo más tarde Aristóteles supuso que el cielo constituía un quinto elemento: el éter.
15 siglos más tarde los alquimistas añadieron otros elementos como el mercurio que confería las propiedades metálicas y el azufre como el que confería la propiedad de combustibilidad. En el siglo XI Paracelso añadió la sal como elemento que confería a los cuerpos su resistencia al calor.
Fue hasta el siglo XII cuando el inglés Robert Boyle en su obra QUÍMICO ESCÉPTICO publicada en 1661 estableció el criterio moderno por el que define un elemento como: “Toda sustancia fundamental que puede combinarse con otros elementos para formar compuestos y que, por el contrario, no puede descomponerse en sustancias más simples una vez aislada de un compuesto”. En base a esta definición, un siglo después el inglés Henry Cavendish demostró que el hidrógeno se combinaba con el oxígeno para formar agua y por lo tanto no podía ser considerada como un elemento. Más tarde Lavoisier descompuso el aire (que también se suponía era un elemento) en nitrógeno y oxígeno. Así con el paso de la investigación y experimentación se fue demostrando la inconsistencia de los “elementos griegos”.
Así Lavoisier reconstruyó toda la química sobre la base de esta definición y le dio un cariz racional y sistemático. Se convirtió en una ciencia del análisis basada en experimentos verificables y reproducibles , realizados con instrumentos cada vez más precisos y estandarizados. Además gracias a la nomenclatura racional concebida por Lavoisier y sus colaboradores, el nombre debía reflejar la composición de la sustancia. Lavoisier pretendía poner la química al alcance de los niños , y presentó el nuevo sistema en 1978, en forma de un TRATADO ELEMENTAL DE LA QUÍMICA destinado a los principiantes. En el, todo está ordenado alrededor de 33 elementos, aunque hoy se reconoce que tres no son elementos (luz, calor y cal). En su tabla de elementos Lavoisier limpiaba a la química de todo fárrago de especulaciones sobre las cualidades ocultas y primeros principios de todas las cosas . de esta manera la química podía enseñarse fácilmente con algunos experimentos y conceptos.
Pero este descanso fue de corta duración. Las dificultades renacieron a principios del siglo cuando surgió una nueva técnica de análisis que utilizaba la electrólisis. A partir de entonces los cuerpos simples se multiplicaron, para 1830 ya eran 50 elementos y para 1860 llegaban a 60; entonces se instaura el análisis espectral.
Ciertamente, la teoría progresó con igual ritmo y ofreció técnicas mucho más poderosas para identificar y describir el número creciente de elementos. En 1808 el químico inglés John Dalton introdujo la noción de peso atómico. Así cada elemento disponía de un carácter individual, numérico y que además podía determinarse por vía experimental gracias a una impresionante serie de nuevas leyes; la más célebre Ley de Avogadro (1811).
2.- LEY DE LAS OCTAVAS DE NEWLANDS
En la década de 1850 a 1860 los químicos hacían consideraciones para determinar los pesos atómicos de cada elemento. En 1865, el químico inglés John Alexander Newlands exploró el problema del comportamiento periódico de los elementos.
Newlands observó que el octavo elemento (F) se asemejaba al primero (H), el segundo (Li) con el noveno (Na), el tercero (Be) con el décimo (Mg), etc. Esto lo llevó a comparar las octavas químicas con las octavas musicales, y él mismo las llamó Ley de las Octavas. La comparación aunque interesante, no es correcta. Con el conocimiento de los gases nobles, sus propiedades periódicas deberían ser novenas , por otro lado el haber utilizado analogías musicales solo trajo indiferencia y ridiculización.
Otro problema o fallas que se detectaron en esta relación, fue el no dejar espacios en blanco para nuevos elementos que se descubrieron y más aún al final de la tabla hay varios elementos que son forzados a ocupar la misma posición, como en el caso del Cr, Mn y Fe que no se parecen lo suficiente al Al, P y S.
3.- LAS BASES PARA LA CLASIFICACION PERIODICA
El desarrollo de la tabla periódica tal y como la conocemos hay es obra del químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiv, aunque el químico alemán Julios Lothar Meyer trabajó el mismo sistema en esencia de manera independiente y simultánea. Tanto así que entre ellos se creó una rivalidad que duró toda la vida, ambos tenían más de un punto en común, los dos habían asistido al primer congreso internacional de química que se efectuó en Karlsruhe en 1860; los dos partieron a la búsqueda de una clasificación periódica por los mismos motivos: eran profesores de Universidad empeñados en hacer un manual de química general para sus estudiantes y preocupados de presentar la química de una manera ordenada, racional y sistemática. Clasificar los elementos es dibujar el plano de la obra. De hecho, Meyer llevaba una buena ventaja sobre Mendeleiev, puesto que la primera edición de su manual apareció en 1864 como con una tabla de elementos fundada en su valencia. En 1868 puso para una segunda edición , una nueva clasificación, que esta vez era un verdadero sistema periódico de todos los elementos comunes , comprendidos los metales de transición entre el fierro y el níquel, que dejaban espacios vacíos para elementos aún por descubrir.
En 1870; Meyer fue más lejos y verificó la periodicidad de las propiedades sobre un notable caso: el volumen atómico, que ilustró en forma de espiral Desafortunadamente para Meyer, la publicación de su segunda edición sufrió un atraso y la tabla concebida en 1868 no apareció hasta 1872, después de la de Mendeleiev. Sin entrar en detalle en la prioridad , es posible subrayar las diferencias entre los dos sistemas rivales. La más evidente es que Meyer no previó las propiedades de los elementos sin descubrir ni se atrevió a corregir los pesos atómicos, sin embargo esto de ninguna manera demérita el esfuerzo y confianza que Meyer tuvo en la existencia de una relación y periodicidad química.
4.- TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV
Mendeleiev presentó su trabajo en 1869, siguiendo el mismo plan que Newlands de disponer los 60 elementos conocidos hasta entonces en orden creciente de sus pesos atómicos pero con las siguientes aportaciones sustanciales:
1.- La introducción de períodos largos para acomodar a varios elementos que hoy conocemos como metales de transición.
2.- Si las propiedades químicas de un elemento sugerían que este no encajaba con el orden establecido de acuerdo con los pesos atómicos, dejaba un espacio vacío. Por ejemplo: no había ningún elemento que se ajustara adecuadamente debajo del Si, así dejó un espacio para el nuevo elemento “ekasilicio”.
3.- Realizó una nueva evaluación crítica de los pesos atómicos de varios elementos, conociendo por un lado el tipo de compuestos que formaban y por otro su peso equivalente, así por ejemplo al Cr se el asignaba un peso atómico de 43.3 considerando que su valencia era 5 y su peso equivalente 8.66, para que sus propiedades químicas se adecuaran a los pesos atómicos
Mendeleiev propuso la valencia de 6 y un peso atómico de 52 para el Cr. Lo mismo hizo con el In con un peso atómico de 38.5 y valencia uno; consideró de acuerdo con los óxidos que su valencia debía ser 3 y su peso 114.8.
4.- Sobre la base del comportamiento periódico de los elementos predijo las propiedades de varios elementos aún no descubiertos. Estas predicciones más tarde sorprendieron a la comunidad científica cuando se descubrieron. Uno de ello fue le “ekasilicio” descubierto por el alemán Winkler en 1886 dando el nombre de Germanio, Mendeleiev predijo sus propiedades tomando en consideración la posición que ocuparía abajo del Si y arriba del Sn. Las propiedades físicas y químicas del elemento y sus compuestos debería ser un promedio de Si-Sn.
5.- Cuando las propiedades de un elemento eran causa de que no conservaran el orden establecido en función del peso atómico cambiaba el orden establecido dando a las propiedades químicas mayor importancia que a los pesos atómicos.
5.- FALLAS QUE PRESENTA LA TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV
a).- El orden establecido no está en función estricta con los pesos atómicos; cuando estos fueron determinados con mayor exactitud se encontraron algunas discrepancias. Por ejemplo: entre el I y Te; Ar y K; Co y Ni.
b).- No hubo predicción en la existencia de los gases nobles y esto hizo en un principio tambalear el orden establecido; ya que se habían descubierto elementos que se encontraban en medio de los halógenos y metales alcalinos, llamado también grupo I.
c).- Mendeleiev trató de inventar un nuevo grupo que ubicara los gases nobles; pero también trató de ajustar al electrón, la radiactividad, el eter y el zirconio; como una actitud desesperada de armonizar los nuevos descubrimientos con su tabla fundamental.
6.- DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LOS NUMEROS ATOMICOS.
En 1912, el joven físico inglés Henry Gwyn Jeffrey Moseley observó la frecuencia de los rayos X emitidos por los electrones debería ser correlacionado con el número atómico, más que con los pesos atómicos. Larelación entre el número atómico de un elemento y la frecuencia de los rayos X emitidos es una consecuencia de su estructura atómica.
Como sabemos los electrones estaban distribuidos en niveles de energía. Cuando un átomo se expone a una fuente de electrones de alta energía se pueden arrancar electrones de niveles muy internos (cercanos al núcleo, nivel K), dejando espacios vacíos que independientemente son llenados por electros de niveles de mayor energía , este “salto” genera los rayos X. El espectro de rayos X de un elemento contiene por lo tanto información acerca de los niveles de energía. Lo más importante es que la energía de cada nivel varía con la carga nuclear. Entre mayor sea esta, más intensamente están enlazados los electrones al núcleo por lo que se requiere más energía para separarlos del átomo y más energía será emitida (Rayos X9 cuando un electrón externo “salta” al nivel K.
Moseley descubrió como varía la frecuencia de los rayos X respecto a su número atómico, hallando la siguiente relación:
n = Frecuencia de los rayos X emitidos
R = Constante de Rydberg
Z = Número atómico del elemento
Se puede demostrar que (n /R)1/2 µ Z
En abril de 1914 Moseley publicó el resultado de su trabajo usando 39 elementos del aluminio al oro.
El método de Moseley permitió situar de manera definitiva los elementos químicos en una tabla. Si dos elementos supuestamente adyacentes emitían rayos X, cuyas longitudes de onda diferían en una magnitud doble de lo esperada, debía existir un vacío entre ellos, perteneciente a un elemento desconocido. Si, por otra parte, las longitudes de onda de los rayos X característicos de los elementos diferían solo en el valor esperado, podía tenerse la seguridad de que no existía ningún elemento por descubrir entre ellos. Por lo tanto, se podía dar un número definitivo a los elementos. Hasta entonces había cabido siempre la posibilidad de que un nuevo descubrimiento rompiera la secuencia y trastornara cualquier sistema de clasificación adoptada, ahora ya no existían valores inesperados.
7.- TABLA PERIÓDICA.
Está diseñada para dar una compresión de la unidad de los átomos, así como de sus propiedades físicas y químicas, su estructura y comportamiento, su modo de formación y desintegración. Desde hace tiempo el átomo es centro de interés del mundo científico, máxime cuando sus propiedades se ponen de relieve como por ejemplo: la luminiscencia del fósforo, el magnetismo del fierro, la superdureza del carbono, la tenacidad del tántalo , la suavidad del plomo, la radiactividad del radio, la inercia química del helio, la actividad del oxígeno, el calcio como integrante de os huesos, el nitrógeno piedra angular de las proteínas, drogas y poderosos explosivos; la gran conductividad eléctrica del cobre, plata y oro, el yodo controlando el crecimiento del cuerpo, el uranio como energético, el cromo como colorante; y muchos otros elementos que tienen comportamientos y propiedades únicas.
Aparte del interés intrínseco en el conocimiento del átomo, la importancia de tal conocimiento se amplifica con el poder que la química para crear formas de materia y energía con propiedades inexistentes en la naturaleza.
Podemos enumerar los principales descubrimientos que llevaron a la comprensión de las propiedades periódicas: Rayos X ( Roetgen, 1896), los electrones (Thomson, 1897), la radiactividad (Pierre y Marie Curie, 1898), la teoría cuántica de la radiación del cuerpo negro (Plank, 1900), la teoría cuántica del efecto fotoeléctrico (Einstein, 1905).
Por otro lado se puede decir con exactitud, que así, como los protones identifican la individualidad de cada elemento, los electrones del último nivel de energía determinan las propiedades químicas del mismo.
8.- En resumen la tabla periódica está construida en función de:
a.- Los números cuánticos: n, l, m y s; que caracterizan a los orbitales atómicos y determinan los bloques: s, p, d y f.
b).- El principio de exclusión de Pauli que limita el número de electrones por nivel de energía y que determina que el bloque “s” tenga 2 grupos, el bloque “p” 6 grupos, el bloque “d” 10 grupos y el bloque “f” 14.
c).- Las reglas de Aufaub o de construcción que como se llenan los orbitales atómicos con electrones y que hacen parecer la tabla periódica de una manera lógica.
Todas las propiedades periódicas de los elementos que están relacionadas en la tabla periódica pueden explicarse a través de las siguientes propiedades atómicas:
b).- Potencial de ionización
c).- Afinidad electrónica
d).- Electronegatividad
e).- Poder oxidante-reductorPropiedades metálica
