Història i Evolució de la Taula Periòdica

Els Primers Intents

Les Tríades de Döbereiner

El químic alemany Johann W. Döbereiner (1780 - 1848) l'any 1817 mostrà que la massa atòmica de l'Sr era aproximadament igual al valor mitjà de les masses atòmiques del Ca i del Ba, anàlegs químicament a l'Sr. La densitat també complia la mateixa regla. El 1829 mostrà l'existència de més grups de 3 que formaven compostos de composició i propietats similars: S, Se i Te; Cl, Br i I; Li, Na i K. L'any 1850 els químics havien identificat al voltant de 20 tríades, la qual cosa indicava l'existència d'una certa regularitat.

El Cargol Tel·lúric

El 1862 el francès Alexander E. B. de Chancourtois construí la seva Vis tellurique, en la qual els elements estaven situats per ordre creixent de masses atòmiques en una hèlix enrevoltant un cilindre vertical, de manera que els elements que quedaven uns sota els altres tenien propietats semblants. Això ho aconseguí fent que la diferència de masses atòmiques en cada volta fos de 16 unitats.

Les Octaves de Newlands

El 1864 el químic anglès John Newlands (1838- 1998) descobrí que en ordenar els elements a partir del Li segons la massa atòmica, el 8è element Na tenia propietats similars al 1r, Li, el 9è, Mg al 2n, Be, etc. Cada 8 elements, les propietats es repetien. Ho va anomenar llei de les octaves, recordant els períodes musicals. Però les octaves de Newlands deixaven de complir-se després del Cl.

La Taula Periòdica de Mendeléiev

El 1869, el químic rus Dmitri I. Mendeléiev (1834-1907) publicà el que es considera la primera taula periòdica. Les característiques eren les següents:

1. Ordenà els elements seguint la seva massa atòmica a partir dels valors de Stanislao Cannizzaro.
2. No fixà el període de repetició de propietats, sinó que l'amplià a mesura que augmentava la massa atòmica.
3. Invertí l'ordre d'alguns elements (Ar i K; Co i Ni; Te i I) perquè encaixessin les seves propietats amb les dels elements adjacents.
4. Deixà buits, suposant que corresponien a elements encara no descoberts. Ben aviat es descobriren el Ga i el Ge amb les propietats predites per Mendeléiev.

Paral·lelament, el 1870, el químic alemany Lothar Meyer estudiava els elements de forma gràfica, representant el volum de cada àtom en funció del seu pes, obtenint una gràfica en ones cada vegada majors. Fou el descobriment de la llei periòdica, però va arribar un any massa tard.

La Taula Periòdica Actual

Els treballs de l'anglès Henry Moseley (1887-1915) permeteren conèixer el nombre de protons dels nuclis dels àtoms i els científics descobriren que era la propietat que caracteritzava millor els diferents elements químics. Es definí el nombre atòmic, Z, com el nombre de protons del nucli i s'ordenaren els elements en ordre creixent segons ell. Així varen desaparèixer els problemes de les parelles Ar-K, Co-Ni i Te-I.

Els elements amb propietats químiques i físiques semblants queden situats en les mateixes columnes, són les famílies o grups. N'hi ha 18 numerades de l'1 al 18 començant per l'esquerra. Algunes tenen nom propi: el grup 1 (alcalins), el 2 (alcalinoterris), el 16 (calcògens), el 17 (halògens) i el 18 (gasos nobles). No tenen el mateix nombre d'elements: El grup 1 i el 18 en tenen 7; els grups 2, 13, 14, 15, 16 i 17 en tenen 6; els grups del 4 al 12 en tenen 4; i el grup 3 en té 32 (s'hi inclouen els 14 lantànids i els 14 actínids que tots ells són molts semblants al lantani i l'actini, respectivament).

Les files d'elements són els períodes i n'hi ha 7, numerats de l'1 al 7 començant per la part superior. No tots tenen el mateix nombre d'elements: el període 1 en té 2, l'hidrogen i l'heli; els períodes 2 i 3 en tenen 8 cadascun; els períodes 4 i 5 en tenen 18 cadascun; i els períodes 6 i 7 en tenen 32 cadascun.

Cada període comença amb l'addició d'un electró en un nou nivell energètic. Els elements dels grups 1 i 2, els alcalins i alcalinoterris, tenen configuracions ns¹ i ns², respectivament, són elements del bloc s. Els grups del 13 al 18 tenen configuracions de ns²np¹ a ns²np⁶, i s'anomenen elements del bloc p. La configuració del nivell de valència ns²np⁶ correspon als gasos nobles i tenen baixes reactivitats.

Els elements dels grups 3 al 12 són metalls de transició o elements del bloc d. Cada període correspon a l'ocupació tardana del subnivell d del nivell (n-1) d'aquests àtoms. Com qualsevol subnivell d pot acollir 10 electrons, hi ha 10 elements per a cada nivell (4, 5 i 6) d'aquest bloc. El bloc f constituït pels lantànids i actínids que van ocupant els 14 orbitals f del nivell (n-2).

Propietats Periòdiques

El Radi Atòmic i el Radi Iònic

El radi atòmic és la meitat de la distància mínima entre 2 àtoms quan s'aproximen en estat gasós o a la qual es troben situats en un cristall.

En un grup, augmenta amb Z, perquè els darrers electrons (els de valència, el del nivell més alt) estan cada vegada més allunyats del nucli. Intervenen diferents factors:

• En baixar els electrons ocupen cada vegada nivells d'energia més alts, més allunyats del nucli, amb un augment del radi atòmic.
• Aquest augment es compensa en part amb l'increment de la càrrega nuclear, que atreu més els electrons.
• Però aquest 2n factor es veu en part compensat per un 3r factor, l'efecte d'apantallament dels electrons interns, els qual repel·leixen als electrons exteriors i redueixen l'efecte d'atracció del nucli.

En conjunt aquests tres factors donen que el radi atòmic augmenti considerablement en davallar dins d'un grup i els elements que estan situats a la part inferior de la taula periòdica tenen radis majors.

En un període, es produeix una disminució de radi quan augmenta Z. En un període els electrons de la capa de valència (el nivell més alt), estan tots al mateix nivell n. De manera que només es van col·locant electrons en el nivell de valència (ns np) o al (n-1 d) i l'augment de la càrrega nuclear només es veu compensat en part per l'efecte de pantalla. Això fa que els radis disminueixin en avançar dins un període. Al final del bloc d s'observa un petit augment del radi degut a la repulsió de l'elevat nombre d'electrons en el subnivell d.

En resum el radi atòmic:

• augmenta dins d'un grup en davallar i
• disminueix dins d'un període en avançar.

Els radis iònics són els radis dels cations i anions.

1. Cations: Són àtoms que han perdut els electrons externs. Si l'electró que queda està al mateix nivell que el qui s'ha perdut el radi augmentarà lleugerament perquè ha perdut l'efecte de pantalla que provocava l'electró que s'ha perdut. Si el que queda està en un nivell inferior al perdut disminuirà el radi considerablement. És el cas normal.
2. Anions: Són àtoms que han guanyat electrons. Si l'electró que s'afegeix es col·loca en un nivell parcialment ocupat augmentarà l'efecte de pantalla i disminuirà l'atracció cap al nucli i es produeix un augment de radi.

Energia d'Ionització (EI)

L'energia d'ionització (EI) és l'energia necessària per treure d'un àtom, en estat gasós, l'electró més extern.

La variació de l'EI és semblant a la del radi atòmic. Com majors siguin els radis els electrons externs estan més separats del nucli i, per tant, es requereix menys energia per separar-los. Tenen EI baixes, per exemple els alcalins i els alcalinoterris, són els qui formen més fàcilment cations. Els gasos nobles tenen àtoms molt petits, per la qual cosa tenen EI molt altes i no formen cations. Tanmateix, en davallar dins del grup els radis creixen i disminueix l'EI, la qual cosa permet sintetitzar composts de Xe. En el gràfic s'observa que l'EI:

• disminueix dins d'un grup en davallar i
• augmenta dins d'un període en avançar.

A mesura que anem llevant electrons tendrem la 1ª EI, la 2ª, la 3ª, etc. Sempre serà 1ª EI < 2ª EI < 3ª EI.

Afinitat Electrònica (AE)

L'afinitat electrònica (AE) és l'energia que es desprèn o s'absorbeix quan s'addiciona un electró a un àtom o ió en estat gasós.

Les AE només són importants pels elements no metàl·lics, els de la dreta de la taula periòdica. Tenen valors molt negatius (es desprèn energia) els halògens perquè la seva capa de valència té un buit que pot ser ocupat per un electró. Pels altres elements va disminuint el valor absolut de l'AE cap a l'esquerra de la taula periòdica. S'observa que l'AE és major pels elements de la part superior dels grups. També existeixen la 1ª AE, la 2ª AE i només en pocs casos la 3ª AE. Cada vegada són menys negatives degut a que el segon electró cal aproximar-lo a un anió i hi ha una elevada força de repulsió.