Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.
En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en tríadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner.
El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos.
Gracias a esta manifestación, en 1863 un geólogo francés de 44 años llamado A. E. Béguyer de Chancourtois creó una lista de los elementos ordenados por incremento de peso atómico. La lista fue envuelta alrededor de un cilindro de modo que varios sistemas de elementos similares se alinearan, creando la primera representación geométrica de la ley periódica.
Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos y no elementos de mayor masa como es el caso del calcio.
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dimitri I. Mendeleev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. EL sistema de clasificación de Mendeleev superó sobremanera al de Newlands particularmente en dos aspectos. Primero, agrupó los elementos en forma más exacta, de acuerdo con sus propiedades, y segundo, porque hizo viable la predicción de las propiedades de varios elementos que no se descubrían aún. Por ejemplo, Mendeleev planteó la existencia de un elemento desconocido que llamó eka-aluminio y predijo algunas de sus propiedades. (Eka es una palabra en sánscrito que significa “primero”; así, el eka-aluminio sería el primer elemento bajo el aluminio en el mismo grupo.) Cuando el galio se descubrió, cuatro años más tarde, notó que sus propiedades coincidían significativamente con las propiedades que pronosticó para el eka-aluminio:
| Propiedad | Eka-aluminio (Ea) | Galio (Ga) |
| Masa atómica | 68 uma | 69.9 uma |
| Punto de fusión | Bajo | 30.15°C |
| Densidad | 5.9 g/cm3 | 5.94 g/cm3 |
| Fórmula del óxido | Ea2O3 | Ga2O3 |
La tabla periódica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta entonces. En 1900 ya se habían incorporado en la lista alrededor de 30 elementos más, con lo que se completaron algunos de los espacios vacíos.
El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeleev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo.
[Regresar al inicio.]
[Regresar al inicio.]
| Reactivos | Reacción con Agua | Reacción con fenolftaleína |
| K | Muy reactivo, fue el que mas reaccionó | Al agregar solución de fenolftaleína, tomó un color púrpura muy fuerte. |
| Mg | Reaccionó poco, calentamos y fue el segundo mas reactivo | Al agregar solución de fenolftaleína, tomó un color más claro, rosado. |
| Al | Reaccionó poco, calentamos y fue el menos reactivo. | Al agregar solución de fenolftaleína, tomó un color rosado casi transparente. |
| Metal | Observaciones | Calificación* |
| Mg | Reacciona inmediatamente con el HCl y desprende muchas burbujas. Igualmente se nota que se desprende calor, puesto que el tubo se calienta. | 1 |
| Al | Reacciona rápidamente (pero no inmediatamente) con el HCl. Se observan muchas burbujas desprendidas, pero la cantidad de las mismas no excede en cantidad a las desprendidas en el tubo que contiene Mg. Igualmente se calienta. | 2 |
| Pb | No se desprenden burbujas cuando la muestra de Pb entra en contacto con el HCl. | 6 |
| Fe | Al entrar en contacto con el HCl, comienza a formar burbujas, y las emite con una intensidad intermedia. No se observa cambios de temperatura. | 4 |
| Zn | Comienza a desprender burbujas lentamente al inicio pero después las desprende con una intensidad mucho mayor. No se desprende calor. | 3 |
| Cu | No se desprenden burbujas al principio. Después de mucho tiempo (10 minutos) se observan unas pocas pequeñas burbujas sobre la muestra sumergida. | 5 |
*Los números que se muestran en esta columna indican el grado de actividad comparado con las mismas muestras, donde el 1 corresponde al metal que se calificó como más activo y el 6 al menos activo.
Ordenando ascendentemente los metales estudiados utilizando como criterio su reactividad con el HCl:
| Compuesto | pH |
| NaOH | 12 |
| MgOH2 | 9 |
| AlOH3 | 7 |
| PO(OH)3 | 1 |
| SO2(OH)2 | -1 |
| ClO3(OH) | -2 |
Ordenando de manera ascendente por acidez:
[Regresar al inicio.]
La solución de fenolftaleína nos indica qué medio después de la reacción es más básico. Al colorearse de color púrpura más fuerte nos indica que el medio es más básico, es decir, que en este caso el potasio es el reactivo más básico, luego el magnesio y de ultimo el aluminio.
Igualmente en la reacción con el agua, el que más reaccionó fue el potasio porque lo hizo de una manera muy rápida y muy fuerte, más que los demás reactivos.
Los demás reactivos, el magnesio y el aluminio son menos reactivos porque al ponerlos en agua, estos reaccionaron muy poco y hubo que exponerlos al calor. Después de calentar pudimos ver que el magnesio es más reactivo que el aluminio debido a que reaccionó más, prueba de esto es el desprendimiento de un gas que puede apreciarse a través de las burbujas. Este desprendió más burbujas que el aluminio y esto es la prueba de que el magnesio es más reactivo que el aluminio pero menos que el potasio porque este (el potasio) no hubo que calentarlo para que reaccionara, la reacción fue inmediata.
Cuando los metales entran en contacto con el HCl, éstos desplazan al H y se unen al Cl para formar una sal. La evidencia que esto ocurre son las burbujas, que son las moléculas de H2 desprendidas.
Por lo tanto, si el metal desplaza al H del HCl más fuertemente, entonces habrá un mayor desprendimiento de H2 (gas que constituye a las burbujas).
El HCl se encuentra ionizado en disolución acuosa:
Cuando se añade un metal, los H+ tratan de arrancar los electrones de la última capa. Si la atracción de los electrones de esta capa hacia el núcleo es débil entonces los H+ los atraerán con mayor facilidad. Es por esto que al hacer reaccionar los metales con el HCl, unos pueden formar con mayor facilidad H2 gaseoso que otros, debido a que unos atraen débilmente los electrones de su última capa mientras otros no.
El Mg es un metal alcalinotérreo que tiene 2 electrones de valencia, posicionados en la capa 3s. Teóricamente, su alta reactividad puede ser atribuida a su baja energía de ionización.
La energía de ionización es la cantidad de energía mínima necesaria (en joules) para arrancar un mol de electrones, dependiendo del nivel en donde se encuentre el electrón. Una baja energía de ionización indica que el átomo puede perder fácilmente su electrón.
El Al es un metal térreo, tiene 3 electrones de valencia: 2 en el subnivel s y 1 en el subnivel p. Esto indica que uno de los electrones puede ser perdido más fácilmente que los otros dos. Por eso los H+ deben arrancar primero el electrón más externo para luego intentar arrancar los otros dos. Esto hace que se observe que se comporte menos reactivo que el Mg.
El Zn y el Fe son metales de transición. Su energía de ionización debe ser mayor al del Al y Mg, pero siguen siendo menores a los del H+, indicando que se liberará H2 pero lentamente en comparación con Al y Mg.
Teóricamente, el Pb es más inestable que el Cu. Esto se debe a que el Pb tiene sus últimos electrones más lejos del núcleo que le Cu y, por lo tanto, los atrae con menos fuerza. En consecuencia, el Pb pierde con mayor facilidad sus electrones que el Cu.
La explicación de la discrepancia entre este hecho teórico y los resultados radica en que ambos elementos son relativamente estables. Como ambos tienen un reactividad baja, se hace difícil su comparación.
La estabilidad del Cu se explica porque éste mueve un electrón del 4s al 3d completando este último. Para que el Cu pierda el electrón único en el orbital 4s, debe existir una fuerza suficiente que pueda vencer a la estabilidad otorgada por la capa 3d.
El peso elevado del Pb explica su baja reactividad. Se hace difícil el movimiento de sus átomos para que éstos puedan ser atraídos por el anión (Cl-).
Analizando tenemos que el pH disminuye de izquierda a derecha en el periodo 3 de la tabla periódica por lo tanto la acidez va en aumento.
También tenemos que NaOH, MgOH2 y AlOH3 son compuestos básicos, mientras que PO(OH)3, SO2(OH)2 y ClO3(OH) son compuestos ácidos.
[Regresar al inicio.]
[Regresar al inicio.]
Para mejorar la experiencia de laboratorio se recomienda:
[Regresar al inicio.]
Cuando se comparan los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) con los grupos IB (11) y IIB (12), se aprecia que sus propiedades son muy diferentes.
Los metales alcalinos (grupo IA) son bastante reactivos y se oxidan con facilidad, por lo que es difícil encontrarlos en estado libre en la naturaleza. En cuanto a su configuración electrónica, tienen 1 electron en el orbital s que pueden perder fácilmente debido a su baja energía de ionización teniendo como número de oxidadión +1. Los metales alcalinos se unen mediante enlace iónico a otros elementos.
Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) son bastante reactivos y ésta reactividad aumenta al descender en el grupo. También son difíciles de encontrar en estado libre en la naturaleza, estos metales son poseen más dureza que los alcalinos. En cuanto a su configuración electrónica presentan dos electrones en el orbital s, y todos poseen el número de oxidación +2. Se oxidan fácilmente al igual que los alcalinos y tambien son buenos reductores. Tienen propiedades parecidas a las de los metales alcalinos y a las de los elementos térreos, sus óxidos son básicos y sus hidróxidos son bases fuertes (con excepción del berilio).
Los metales de transición llenan los orbitales d, debido a ésto los electrones externos el orbital s son atraídos con más fuerza al núcleo. Como consecuencia tienen una energía de ionización alta por lo que son poco reactivos y fáciles de encontrar en estado libre en la naturaleza. éstos electrones d son los responsables de sus propiedades: son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad, son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Forman iones complejos. Sus electrones de valencia, se encuentran en la última y la penúltima capa, que están muy próximas, por ésta razón tienen varios estados de oxidación y éstos son intercambiables. Lo que determina que el elemento sea no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos del mismo elemento en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior.
 |
 |
 |
 |
| Sodio (Na) | Magnesio (Mg) | Cobre (Cu) | Zinc (Zn) |
Ejemplos de elementos de los grupos IA (1), IIA (2), IB (11), IIB (12). [tomados de http://www.chemtopics.com/]
[Regresar al inicio.]
[Regresar al inicio.]
Para la consideración especial de:
Prof. Nitzia de Aizpurúa
Ciudad Universitaria Octavio Méndez Pereira, 19 de junio de 2003.
[Regresar al inicio.]