LA LEY PERIÓDICA

Por: Dmitri Ivanovitch Mendeléeff (1834-1907)

El propósito más importante de la química moderna es investigar la dependencia que existe entre la composición, las reacciones y las propiedades de los cuerpos simples y compuestos, por una parte; y, por otra, las propiedades fundamentales de los elementos contenidos en ellos; de manera que podamos deducir de las características conocidas del elemento las propiedades de todos sus compuestos.
Por ejemplo, decir que el carbono es un elemento tetratómico es dar a conocer una propiedad fundamental que aparece en todas sus combinaciones.
Los elementos cuentan entre sus propiedades, suceptibles de ser medidas cuantitativamente de forma exacta, el peso atómico y su poder de mostrarse a sí mismos bajo la forma de diferentes compuestos.
Únicamente, entre las propiedades de los elementos, las dos mencionadas arriba traen consigo un sinnúmero de hechos. La última de ellas ha fungido de base para el surgimiento de una teoría especial sobre la atomicidad (valencia) de los elementos.

Entre las otras propiedades de los elementos que influyen en las propiedades de los cuerpos, las propiedades físicas (tales como la cohesión, la capacidad para el calor, los fenómenos espectrales, etc.) hasta el presente no se han estudiado lo suficiente para permitirnos generalizarlas en una manera filosófica rigurosa. Lo que sabemos de estas propiedades es todavía inseguro e insuficiente en comparación con nuestro conocimiento de los pesos atómicos y de la atomicidad de los elementos. Sin embargo, se ha hecho notar con frecuencia que las propiedades físicas dependen unas de otras, que los pesos atómicos, y principalmente los pesos moleculares de los compuestos, guardan igualmente una relación íntima con ellas. Es principalmente el hecho, que tales propiedades pueden medirse de forma exacta, lo que nos ha inducido e impulsado a hacer estas comparaciones. Es por el estudio de ellas, mas que por otros medios, que podemos concebir la idea del átomo y de la molécula. Nada más por este hecho, podemos percibir la gran influencia que los estudios en esta dirección pueden ejercer sobre el progreso de la química.

Las propiedades mencionadas arriba no son, bajo ningún concepto, las únicas que poseen los elementos. Los elementos poseen, además, una serie de propiedades, que aunque aún no se han medido cuantitativamente, contribuyen, sin embargo, a su identificación. Estas últimas han recibido el nombre de propiedades químicas. Por ejemplo, algunos elementos no se combinan con el hidrógeno; y tienen, según la terminología reconocida, propiedades básicas; o, en otras palabras, absorben oxígeno y forman bases; éstos forman sales cuando se combinan con cloro; otros elementos (llamados elementos formadores de ácidos), sí se combinan con el hidrógeno; con el oxígeno, y además al reaccionar con agua, sólo forman ácidos. Existen elementos que, en sus formas de más alta oxidación tienen carácter acídico y cuando están en su forma mínima de oxidación poseen un carácter básico. La ciencia no posee aún ningún procedimiento por el cual estas propiedades puedan ser medidas, pero aún éstas se consideran entre las propiedades cualitativas que caracterizan a los elementos. No siendo suceptibles de medición exacta, las propiedades químicas mencionadas arriba difícilmente podrían servir como criterios para generalizar los conocimientos químicos; no pueden ellas solas, servir como bases para un examen teórico. Sin embargo, estas propiedades no deben ser del todo descartadas puesto que, por medio de ellas, nos explicamos un gran número de fenómenos químicos. Es sabido que Berzelius y otros químicos consideraron estas propiedades como entre las principales características de los elementos, y que es sobre ellas que la teoría electroquímica está basada.

Como regla general cuando estudiamos las propiedades de los elementos, teniendo en mente las conclusiones prácticas y las posibles previsiones químicas que pudieran hacerse, es necesario prestar igual atención a las propiedades generales de los otros cuerpos del grupo, y a las propiedades individuales de un elemento dado en tal grupo; es sólo después de tales estudios comparativos que, haciendo hincapié en las propiedades que pueden ser medidas de forma precisa, podemos generalizar las propiedades de un elemento. El peso atómico nos ha provisto hasta ahora, y continuará proveyéndonos durante mucho tiempo, de una propiedad de esta naturaleza; dado que nuestra concepción del peso atómico ha adquirido una solidez indestructible, sobre todo últimamente, desde el uso de la Ley de Avogadro y de la Ley de Ampère; gracias a los esfuerzos de Laurent, Gerhardt, Regnault, Rose, y Cannizzaro, uno puede decir llanamente que la noción de peso atómico (considerado como la parte más pequeña de un elemento contenida en la molécula de sus compuestos) se mantendrá sin cambio, sean las que fueren las modificaciones que las ideas filosóficas de los químicos puedan sufrir. La expresión peso atómico implica, cierto es, la hipótesis de la estructura atómica de los cuerpos; pero, entonces, no estamos discutiendo aquí denominaciones, sino una idea convencional. Parece ser que el mejor método para extender nuestro conocimiento de la química sería elaborar las correlaciones entre las proporciones de los elementos y sus pesos atómicos. Es así como podríamos obtener los resultados más fructíferos y naturales en la extensión del estudio de los elementos. Determinar esta dependencia me parece a mí que es una de las tareas principales de los futuros químicos; puesto que este problema posee la misma importancia filosófica que el estudio de las condiciones del isomerismo tiene. En la presente memoria trataré de mostrar la ya mencionada relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus otras propiedades, particularmente la facultad de poder combinarse en diferentes formas.
Esta última facultad ya ha sido cuidadosa y experimentalmente estudiada; una expresión mucho más precisa de ella ha sido hallada recientemente, en la teoría relativa a los límites de las combinaciones químicas, la atomicidad de los elementos, y sobre las maneras en que los átomos se unen en las moléculas. Es sabido que Dalton llamó “combinaciones en proporciones múltiples” los modos en que un elemento ideal “R” se combina con otros elementos (de la forma “RX”, “RX2", “RX3", “RX4", etc.); Gerhardt las llamó “tipos”; éstas se usan hoy día para determinar la atomicidad de los elementos.

La incompletitud que existe en la teoría ahora aceptada, sobre la atomicidad de los elementos, surge del hecho de que las opiniones de los químicos no coinciden respecto de elementos como Na, Cl, S, N, P y Ag; algunos consideran la atomicidad como una propiedad invariable de los átomos, mientras otros afirman lo contrario. La incertidumbre en las ideas sobre atomicidad proviene principalmente de la novedad de su introducción en la Ciencia, y de que éstas incluyen la hipótesis de la unión de los elementos por partes de su afinidad. También surge, en acuerdo con mi idea, del hecho de que nosotros sólo estudiamos las formas de combinación, sin comparar estas formas con las otras propiedades de los elementos. Las brechas que he señalado en la teoría de las combinaciones -brechas producidas por la doctrina aceptada actualmente sobre la atomicidad de los elementos- alcanzan su máximo, como mostraré más adelante, si el estudio de las propiedades principales de los elementos se hace basado en los pesos atómicos.
Desde el año 1868, año en el cual apareció en ruso la primera edición de mi trabajo Principios de la Química, he estado tratando de resolver este problema. En este trabajo me he tomado la libertad de hacer públicos los resultados obtenidos hasta el presente en mis investigaciones sobre el particular. La formación de grupos naturales, como los haloides, los metales alkalinos y los alcalinotérreos, los cuerpos análogos del azufre, del nitrógeno, etc., me proveyeron con la primera oportunidad de comparar las diferentes propiedades de los elementos con sus pesos atómicos. Al principio colocábamos en grupos los elementos que se parecen unos a otros en diferentes respectos, pero luego algunos experimentalistas -notablemente Gladstone, Cooke, Pettenkoffer, Kremers, Dumas, Lenssen, Odling, etc.- observaron que los pesos atómicos de los distintos miembros de estos grupos poseían entre ellos relaciones regulares y simples. El descubrimiento de tales relaciones llevó a la comparación de los miembros de los diferentes grupos con las series homólogas, y, más adelante, a la concepción, en una manera mecánico-química, de la compleja naturaleza de los átomos, la que ha sido sostenida como razonable por la mayoría de los químicos, pero que hasta ahora no ha recibido un nombre definido.
Todas las relaciones observadas entre los pesos atómicos de los elementos no nos han conducido a ninguna conclusión lógica o previsión química, debido a las brechas que existen entre ellas. Esta puede ser que sea la razón por la que tales relaciones no han adquirido el derecho de ser reconocidas de forma general en la Ciencia.

Primero: Nadie que yo sepa, hasta el presente, ha preparado una tabla comparativa de los grupos naturales, y las relaciones observadas entre los diferentes miembros de los distintos grupos han permanecido sin una aparente conexión o explicación. Concerniente a este punto, en 1859, Strecker justamente ha dicho, “Es difícil que las relaciones notadas entre los pesos atómicos de los elementos que se parecen unos a otros en sus propiedades químicas resulten ser puramente accidentales. Sin embargo, debemos dejar a investigaciones posteriores el descubrimiento de las relaciones ‘regulares’ delatadas en estos números.”
Segundo: Sólo variaciones pequeñas en las magnitudes de los pesos atómicos de algunos elementos análogos (Mn, Fe, Co y Ni -Pd, Rh, Ru,- Pt, Os, Ir) han sido observadas. Por lo tanto estábamos autorizados sólo a decir que la analogía de los elementos estaba conectada por un acuerdo aproximado o por el incremento de la cantidad de su peso atómico.
Tercero: Nadie ha establecido ninguna teoría de comparación mutua entre los pesos atómicos de elementos que no son análogos, aunque es precisamente en conexión con estos elementos que no se parecen que debe buscarse una dependencia regular entre las propiedades y las modificaciones de los pesos atómicos. Los datos publicados hasta ahora, siendo demasiado aislados, no han podido producir ningún progreso en el desarrollo filosófico de la química; sin embargo, éstos contienen los gérmenes de importantes futuras añadiduras a la ciencia química, especialmente en lo concerniente a la naturaleza, para nosotros misteriosa, de los elementos.
En el término ley periódica yo designo la relación recíproca entre las propiedades y los pesos atómicos de los elementos. Más adelante desarrollaré las relaciones que aplican a todos los elementos: éstas se muestran en la forma de una función periódica.
I. Principios de la Ley Periódica.
Hace tiempo hemos notado analogías entre los elementos de mayor peso atómico y de menor peso atómico. Clauss observó que el Osmio (Os), el Iridio (Ir) y el Platino (Pt), cuyos pesos atómicos tienen un valor aproximado a 195, tienen propiedades análogas al Rutenio (Ru), Rodio (Rh), y el Paladio (Pd), los cuales tienen pesos atómicos mucho menores de aproximadamente 105.

Marignac notó la analogía existente entre el Tántalo (Ta) de peso atómico 182 y el Tungsteno (W) de peso atómico 184 con los elementos Niobio (Nb) de peso atómico 94 y el Molibdeno (Mo) de peso atómico 96, respectivamente. Otros casos lo constituyen el Oro (Au) y el Mercurio (Hg), teniendo por análogos livianos a la Plata (Ag) y el Cadmio (Cd), respectivamente y al Cobre (Cu) y al Zinc (Zc) como análogos todavía más livianos. El Cesio (Cs) y el Bario (Ba) son análogos al Postasio (K) y al Calcio (Ca), respectivamente, y así sucesivamente.
Comparaciones de esta naturaleza motivaron la idea de clasificar todos los elementos en acuerdo con sus pesos atómicos y al hacer esta lista encontramos relaciones recíprocas de una sencillez sorprendente. Como ejemplo, consideremos todos los elementos cuyos pesos atómicos están entre los valores 7 y 36. Estos pesos atómicos están organizado aquí en un orden aritmético en acuerdo con su valor numérico.

2.a Serie Li = 7 ; Be = 9.4 ; B = 11 ; C = 12 ; N = 14 ; O = 16 ; Fl = 19
3.a Serie Na = 23 ; Mg = 24 ; Al = 27.3 ; Si = 28 ; P = 31 ; S = 32 ; Cl = 35.5



Es evidente que las propiedades de los elementos cambian gradual y regularmente según aumentan los pesos atómicos y, desde luego, cambian periódicamente; es decir, en la misma forma en las dos series (elementos en la misma línea horizontal), de manera que los elementos correspondientes de las dos series son análogos. Ejemplo: el Litio (Li) y el Sodio (Na); el Berilio (Be) y el Magnesio (Mg); el Carbono (C) y el Silicio (Si), y así sucesivamente. Los elementos correspondientes de las dos serie, o sea, los elementos análogos, forman la misma clase de compuestos y, además, tienen, como se dice generalmente, la misma valencia. La circunstancia más importante es que la forma de los compuestos de los elementos intermedios obedece la ley que ha sido descubierta al comparar los compuestos hidratados y oxigenados de los elementos que le siguen y le preceden. Esta regularidad muestra que esos elementos forman dos series naturales en las cuales no podemos intercalar elemento alguno. Por lo tanto, cada uno de los últimos cuatro elementos de cada serie se pueden combinar con el hidrógeno, formando,:
--- RH4 ; RH3 ; RH2 ; RH ---
donde la “R” representa a uno de esos últimos cuatro elementos de cada serie y “H” representa al hidrógeno.
La estabilidad de estos compuestos de hidrógeno bajo ciertas circunstancias, así como sus características ácidas y otras propiedades, sufren modificaciones gradualmente en acuerdo con la posición de los elementos (R) en las series. Por ejemplo: (HCI) es un compuesto muy ácido y de mucha estabilidad; (H2S) es un ácido débil que se descompone por medio del calor; en el compuesto (H3P) las propiedades ácidas han desaparecido por completo y su inestabilidad ha aumentado; y nuevamente, en el compuesto (H4Si) ocurre lo mismo que en el compuesto (H3P), pero más pronunciadamente.
Todos los elementos de la tercera serie se combinan con el oxígeno, y, es en estos compuesto (óxidos) donde podemos observar mejor cómo las propiedades de los elementos sufren modificaciones graduales en acuerdo con el cambio en el peso atómico. Los siete elementos de la tercera serie pueden combinarse con el oxígeno y formar los siguientes óxidos capaces de formar sales:

Na2O ; Mg2O2 ; Al2O3 ; Si2O4 ; P2O5 ; S2O6 ; Cl2O7 ;
o MgO o SiO2 o SO3


Por lo tanto, estos siete modelos de oxidación conocidos por los químicos corresponden en un orden determinado a los siete elementos de la tercera serie. Aunque se conocían dichos compuestos, su relación con las propiedades fundamentales de los elementos permanecía inadvertida. Vemos, al examinar estos siete modelos de oxidación que, en acuerdo con el orden en que se citaron, hay una disminución en las propiedades básicas y un aumento en las propiedades ácidas.
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... Notamos regularidad no sólo en los modelos de los compuestos de los elementos arreglados en orden de pesos atómicos, sino también en otras propiedades químicas y propiedades físicas de los elementos.
Al principio de la serie están los elementos con propiedades decididamente metálicas y al final están los elementos con propiedades típicas de los no-metales. Los primeros tienen propiedades básicas y los últimos tienen propiedades ácidas; mientras que los elementos intermedios tienen propiedades algunas veces ácidas y otras veces básicas. En los compuestos Li2O y Na2O las propiedades básicas están más claramente definidas que en los compuestos BeO y MgO; en B2O5 y Al2O3 se muestran sólo débilmente, y estos compuestos poseen ciertas propiedades ácidas. CO2 y SiO2 tienen sólo propiedades ácidas, aunque no muy fuertes y en pequeño grado. Estas carasterísticas son más pronunciadas en los compuestos NaO5 y P2O5 y, nuevamente, en SO3 y Cl2O7.
Para demostrar la regularidad con la que las propiedades físicas se modifican en las series mencionadas arriba, informamos las variaciones de los pesos específicos y de los volúmenes atómicos de los elementos de la tercera serie:

Elementos: Na Mg Al Si P S Cl

Pesos Específicos: 0.97 1.75 2.67 2.49 1.84 2.06 1.33

Volúmenes Atómicos: 24 14 10 11 16 16 27




Compuestos: Na2O Mg2O2 Al2O3 Si2O4 P2O5 S2O6 Cl2O7

Pesos Específicos: 2.8 3.7 4.0 2.6 2.7 1.9 ?

Volumen Atómico: 22 22 25 45 55 82 ?

La volatilidad disminuye en los miembros desde el comienzo de las primeras series desde el elemento sodio (Na), hasta el silicio (Si) y a partir de éste, aumenta. La misma observación aplica a los óxidos, entre los cuales los del medio, MgO, Al2O3, SiO2, son los más fuertes.
Todos los otros elementos pueden ser organizados en series análogas más o menos completas; por ejemplo, la serie de la plata.
Pesos Atómicos
Ag = 108 ; Cd = 112 ; In = 113 ; Sn = 118 ; Sb = 122 ; Te = 125(?) ; I = 127.
Daré sólo los pesos específicos de estos elementos, debido a que su concordancia con las series precedentes respecto de las otras propiedades no necesita explicación.
Pesos Específicos
Ag = 10.5 ; Cd = 8.6 ; In = 7.4 ; Sn = 7.2 ; Sb = 6.7 ; Te = 6.2 ; I = 4.9.


Demostraré todavía más, y puede verse de las tablas que se acompañan, que relaciones de este tipo pueden derivarse para todos los elementos, mostrando que existe una íntima dependencia entre sus propiedades y sus pesos atómicos.
Pudimos haber previsto lo anterior por medio de la teoría atómica, debido a que el peso atómico es una de las magnitudes variables que determinan la función de los átomos. Una consideración similar me llevó a descubrir la dependencia mencionada arriba, y es ésta la razón por la que lo menciono aquí.

De lo anterior, así como de otras relaciones que he logrado encontrar, se infiere que todas las relaciones que muestran cómo las propiedades de los elementos dependen de su peso atómico son relaciones periódicas. Primero, las propiedades de los elementos cambian según aumenta el peso atómico; luego, se repiten estas propiedades en una nueva serie de elementos, un nuevo período, con la misma regularidad que en las series anteriores. Podemos, por lo tanto, formular la Ley Periódica así: Las propiedades de los elementos (así como las de sus compuestos) muestran una dependencia periódica que corresponde a los pesos atómicos de los elementos.
Creo ahora necesario determinar la relación que expresa esa dependencia. Para ello, comienzo por buscar la longitud de un período, o sea, el número de elementos que constituyen un período. Al expresar tal relación, esta aparece por sí misma en total acuerdo en algunos casos (como en el caso de la forma de los óxidos); en otros casos, no tenemos hasta el presente los medios para medirla de forma exacta, no obstante, ésta mantiene su carácter periódico.
Ya el arreglo anterior ha puesto en claro la existencia y las propiedades de un período de 7 elementos, el período de los elementos Li, Be, B, C, N, O, Fl, conocido como período menor o serie menor. Si H se atribuye a la primera serie, Li, ..., etc., pertenecerían a la segunda serie, Na, ..., a la tercera, y así sucesivamente.
Ahora bien, todos los elementos conocidos hasta el presente no pertenecen, como podría creerse, a un período menor, y lo que es más importante, hay una diferencia muy notable entre los miembros de una serie de orden impar y la serie siguiente, de orden par, exceptuando las primeras tres series, mientras que entre los miembros de dos series consecutivas impares o dos series consecutivas pares hay una gran analogía. Un ejemplo ilustraría esto:
4.a Serie: K Ca ... Ti V Cr Mn Fe Co Ni
5.a Serie: Cu Zn ... ... As Se Br
6.a Serie: Rb Sr ... Zr Nb Mo ... Ru Rh Pd
7.a Serie: Ag Cd In Sn Sb Te I


Los miembros de la cuarta y de la sexta serie muestran más analogía entre ellos, respectivamente, que la que muestran con los miembros de la quinta o de la séptima serie, respectivamente. Entre los miembros de las series pares no existen metaloides tan marcados como los de las series impares; los últimos miembros de las series pares se asemejan en muchos aspectos (como sus formas de mínima oxidación) a los primeros miembros de las series impares. Así, Cr y Mn se asemejan a Cu y Zn en sus óxidos básicos. Por otro lado, hay notables diferencias entre los últimos elementos de las series impares (haloides), y los primeros miembros (metales alcalinos) de las series pares que siguen a éatas. Pero, al mismo tiempo, entre el último elemento de una serie par y el primer elemento de una serie impar siguiente colocamos, en orden de pesos atómicos y de propiedades, a todos los elementos que no tienen lugar en ese período menor. Por lo tanto, hay que colocar a los elementos Fe, Co, Ni entre Mn y Cu, formando el grupo de los elementos de transición. Estas dos series, la cuarta y la quinta (una par y otra impar), conjuntamente con los elementos de transición ya citados, forman un período mayor, que consiste de 17 miembros (7 + 7 + 3). Como los elementos de transición (ejemplo: Fe, Co y Ni) no corresponden a ninguno de los siete grupos de elementos típicos de las series menores, ellos forman un grupo independiente conocido como el Octavo Grupo. De la misma manera en que los elementos Fe, Co y Ni siguen a la cuarta serie, los elementos Ru, Rh y Pd siguen a la sexta serie y los elementos Os, Ir y Pt siguen a la octava serie, formando todos ellos los elementos del Octavo Grupo. Algunas de las propiedades de los elementos de dicho grupo son:
1), todos son metales de color gris; 2), se derriten a temperaturas muy altas; 3), tienen volúmenes atómicos pequeños; 4), poseen una capacidad máxima para absorber hidrógeno; 5), sus óxidos forman bases débiles; 6), son los únicos metales que pueden formar óxidos del tipo RO4 (de donde viene su clasificación como el octavo grupo de oxidación) entre otras propiedades.

Tabla I


Períodos Largos




K = 39
Rb = 85
Cs = 133
---
---




Ca = 40
Sr = 87
Ba = 137
---
---




----
? Yt = 88 ?
? Di = 138 ?
Er = 178 ?
---




Ti = 48 ?
Zr = 90
Ce = 140
La = 180 ?
Th = 231




V = 51
Nb = 94
---
Fa = 182
---




Cr = 52
Mo = 96
---
W = 184
Ur = 240




Mn = 55
---
---
---
---




Fe = 56
Ru = 104
---
Os = 195 ?
---




Co = 59
Rh = 104
---
Ir = 197
---

Elementos Típicos

Ni = 59
Pd = 106
---
Pt = 198 ?
---

H = 1
Li = 7
Na = 23
Cu = 63
Ag = 108
---
Au = 199 ?
---


Be = 9.4
Mg = 24
Zn = 65
Cd = 112
---
Hg = 200
---


B = 11
Al = 27..3
----
In = 113
---
Tl = 204
---


C = 12
Si = 28
----
Sn = 118
---
Pb = 207
---


N = 14
P = 31
As = 75
Sb = 123
---
Bi = 208
---


O = 16
S = 32
Se = 78
Te = 125 ?
---
---
---


F = 19
Cl = 35. 5
Br = 80
I = 127
---
---
---

Para mayor brevedad, los pesos atómicos aparecen en números redondeados puesto que en la mayoría de los casos no estamos seguros ni de los valores decimales ni de las unidades. Un signo de interrogación (?) antes del símbolo químico del elemento indica que la investigación está tan incompleta que no podemos todavía darle una posición al elemento. Un signo de interrogación (?) después del peso atómico del elemento indica que todavía dudamos de ese peso atómico. Cada período menor consiste de sólo 7 elementos mientras que cada período mayor consiste de 17 elementos. Los elementos incluidos en corchetes son los elementos de transición.






Tabla II


Series
Grupo I.
Grupo II.
Grupo III.
Grupo IV.
Grupo V.
Grupo VI.
Grupo VII.
Grupo VIII.



R2O

RO

R2O3
RH
RO2
RH3
R2O5
RH2
RO3
RH
R2O7

RO4

1
H=1
---
---
---
---
---
---


2
Li=7
Be=9.4
B=11
C=12
N=14
O=16
Fl=19


3
Na=23
Mg=24
Al=27.3
Si=28
P=31
S=32
Cl=35..5


4
K=39
Ca=40
--- =44
Ti=48
V= 1
Cr=52
Mn=55
Fe=56; Co=59; Ni =59; Cu=63

5
(Cu=63)
Zn=65
--- =68
--- =72
A =75
Se=78
Br=80


6
Rb=85
Sr=87
?Yt=88
Zr=90
Nb=94
Mo=96
--- =100
Ru=104;Rh=104Pd=106;Ag=199

7
(Ag=108)
Cd=112
In=113
Sn=118
Sb=122
Te=125
I=127


8
Cs=133
Ba=137
?Di=138
?Ce=140
---
---
---
Os=195;Ir=197;Pt=198;Au=199

9
---
---
---
---
---
---
---


10
---
---
?Er=178
?La= 80
Ta=182
W=184
---


11
(Au=199)
Hg=200
Tl=204
Pb=207
Bi=208
---
---


12
---
---
---
Th=231
---
Ur=240
---



En esta tabla los grupos están indicados por números romanos. Los siete primeros grupos corresponden a los siete miembros de cada serie; el grupo octavo ya ha sido caracterizado (ver arriba). Cu, Ag y Au han sido puestos en el octavo grupo, debido a sus propiedades análogas; éstos pudieron haber sido también puestos en el primer grupo, debido a sus bajas formas de oxidación. Las dos primeras series han sido separadas de las otras, por razones que se explicarán luego. Ellas son series típicas.

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De la inspección de la Tabla I podemos reconocer que los elementos al comienzo de cualquier período largo (como los de los períodos cortos que comienzan con Na y Li) son metales de una fuerte y pronunciada naturaleza alcalina, mientras que los elementos al final del período son halógenos. Ya en la teoría electro-química, los elementos mencionados arriba, ocupaban la mismas posiciones como miembros extremos de tal sistema. Es incuestionable que la teoría electro-química ha ejercido una gran cantidad de influencia sobre el progreso reciente de la química. Sin embargo, me encuentro lejos de quererme colocar como defensor de esta teoría. Para mostrar esto mencionaré que, como puede verse de la Tabla I., el primero y el último miembro de los períodos largos son los únicos que poseen un carácter químico claramente definido. En otras palabras, estos son los únicos elementos que reaccionan fácilmente, y a temperaturas que no son tan altas, con la mayor parte de los otros cuerpos; sólo éstos poseen pesos atómicos de aproximadamente igual valor, y otras propiedades análogas.
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Los elementos más desemejantes son los primeros y últimos de cada uno de los períodos mayores; en el medio de los períodos mayores están los elementos de transición, y los más análogos son los más cercanos entre ellos. Es de esta manera que luego de los elementos alcalinos y de los alcalinotérreos vienen esos elementos raros (los metales de gadolinita y cerita, Ti, V, Cr, Nb, Mo, Ta, W, Ur), los cuales, aun desde un punto de vista analítico, son similares entre ellos mismos. Éstos no son volátiles; son de difícil fusión, y difíciles de reducir; poseen, aun en sus óxidos más altos, un poder de reacción débil; usualmente se encuentran juntos en la naturaleza, y raramente en grandes cantidades, etc. Estos elementos son raros, y yo creo que es debido a su carácter y no a causas del azar.
Nuestro conocimiento acerca de estos elementos raros que he mencionado es desafortunadamente defectuoso, y si no tuviésemos ante nosotros la investigaciones clásicas de Marignac sobre los compuestos de Zr, Nb y Ta, el grupo entero sería una colección de elementos sin ninguna importancia dentro del sistema. Los trabajos de Blomstrand, de Roscoe, de Delafontaine, y de Bunsen han arrojado mucha luz sobre el carácter de estos elementos raros; pero, estos elementos son todavía objeto de una serie de cuestionamientos que aún no han recibido respuesta.
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En cada grupo de elementos análogos, los elementos de mayor peso atómico poseen propiedades básicas más pronunciadas y los ácidos que forman son muy débiles.
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Todo lo que se ha considerado anteriormente muestra la naturaleza de la Ley Periódica. Ninguna ley natural adquiere alguna importancia científica a menos que introduzca, por así decirlo, algunas conclusiones prácticas, o, en otras palabras, a menos que permita deducciones lógicas capaces de explicar lo que antes permanecía no explicado, y sobre todo, a menos que levante cuestionamientos que puedan ser confirmados por la experiencia. En un caso de tal naturaleza el uso de la ley es evidente, y es posible controlar su grado de corrección.
Esta ley, como mínimo, promoverá investigación en nuevas partes de la ciencia poco conocidas. Ésta es la razón por la que yo propongo que se estudien detenidamente algunas consecuencias de la ley periódica, y que se examine cómo ésta puede aplicarse:
Al sistema de los elementos;
A la determinación de los pesos atómicos de elementos no estudiados suficientemente;
A la determinación de las propiedades de los elementos que se desconocen hasta el presente;

A la corrección de los pesos atómicos;
Y al desarrollo de nuestro conocimiento sobre las formas de las combinaciones químicas.
No pienso hacer ninguna hipótesis, ni ahora ni después, para explicar la naturaleza de la Ley Periódica por la siguientes razones: primero que todo, la ley misma es demasiado sencilla; segundo, las diversas partes de este nuevo tema se han estudiado muy poco para que nosotros hagamos una hipótesis; tercero, y principal razón, todavía no hemos logrado que la Ley Periódica esté en acuerdo con la Teoría Atómica, a menos que desordenemos los hechos conocidos en relación a los valores más precisos obtenidos de los pesos atómicos.
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II. La aplicación de la Ley Periódica al Sistema de los Elementos.
El sistema de los elementos posee no sólo una importancia puramente pedagógica como un medio de aprender más fácilmente los diferentes hechos agrupados de una manera sistemática y relacionados los unos con los otros, sino también una importancia científica, en cuanto que nos indica nuevas analogías y, por lo tanto, nos sugiere nuevos caminos para la investigación de los elementos.
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La posición de un elemento “R” queda definida en esta tabla por la serie y el grupo al cual pertenece; esto es, por los elementos “X” y “Y” que le quedan contiguos en la serie y, además, por dos elementos en el mismo grupo, el elemento “R1", cuyo peso atómico es el próximo más pequeño, y el elemento “R2" cuyo peso atómico es el próximo más grande y que se sitúan sobre y debajo de él, respectivamente. Se pueden determinar las propiedades del elemento “R” con base en las propiedades conocidas de los elementos “X” y “Y”, y “R1" y “R2". Por lo tanto, para hallar las propiedades de compuestos análogos, podemos establecer proporciones y calcular valores promedios; las propiedades de todos los elementos son, hablando apropiadamente, íntima y mutuamente dependientes. Llamo “analogía atómica” de un elemento “R” a la relación que une a “R” con “X” y “Y” por una parte, y con “R1" y “R2" por la otra. Por ejemplo: los análogos atómicos del elemento selenio(Se) son el arsénico (As) y el bromo (Br) por una parte; y el azufre (S) y el telurio (Te), por la otra y su peso atómico aproximado puede determinarse obteniendo el promedio de los pesos atómicos de sus análogos, o sea:
75 + 80 + 32 + 125
---------------------------- = 78 (aproximadamente);
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y, por ejemplo, las propiedades de SeH2, responden a este peso atómico, puesto que SeH2 ocupa el lugar medio entre AsH3--BrH y SH2--TeH2, etc. Es sólo en las series y en los extremos de los grupos que estas anologías atómicas no son del todo válidas, aunque podemos ver claramente aun aquí las reaciones recíprocas, las cuales pueden ser mostradas condicionalmente a través de proporciones aritméticas sencillas.
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Las consideraciones anteriores demuestran que la Ley Periódica hace posible para nosotros investigar las propiedades desconocidas de elementos no descubiertos aún cuyos análogos atómicos conocemos. Además, podemos notar, refiriéndonos a las Tabla I y II, en las que se muestran las relaciones periódicas, que faltan muchos elementos que debían aparecer en las series, y de los cuales podemos confiadamente predecir su descubrimiento. Procederé a describir las propiedades de algunos elementos que aún no han sido descubiertos: de este modo espero demostrar, de manera nueva y perfectamente clara, la exactitud de la Ley, aunque la confirmación de estas pruebas esté reservada para el futuro. Déjennos añadir que, la determinación previa de las propiedades de los elementos desconocidos facilitará el descubrimiento de tales elementos, debido a que si los conocemos, podemos prever las reacciones de sus compuestos.
Para evitar la introducción de nuevos nombres para los elementos desconocidos les daré el nombre del análogo inferior más cercano en el mismo grupo, precedido de uno de los números sáncritos (eka, dui, tri, etc.). Los elementos desconocidos del primer grupo se llamarán eka-cesio (Ec=175), dui-cesio (Dc=220), etc. Si el niobio, por ejemplo, fuese desconocido, podríamos llamarlo eka-vanadio. Las denominaciones mostrarán las analogías muy claramente; los nombres, sin embargo, de la cuarta serie, no tendrán esta ventaja, debido a que deberán ser derivados de aquéllos de los elementos de la segunda serie, y sabemos, que esta serie típica no guarda una analogía atómica completa con la cuarta.
Aparte de esto, en la cuarta serie falta un sólo elemento: está en el tercer grupo y se llamará Ekaboro (Eb). Como el Ekaboro sigue al elemento calcio (Ca = 40) y antecede al titanio (Ti = 48), su peso atómico deber ser alrededor de 44. Su óxido debe ser Eb2O3, pero no debe poseer propiedades carasterísticas; formará en todos respectos la transición de CaO a TiO2.

Los elementos itrio (It = 88?), disprosio (Di = 138?) y erbio (Er = 178?), pertenecen al mismo grupo; sin embargo, sus posiciones son poco seguras aún y los elementos no han sido estudiados detenidamente. Por lo tanto, las propiedades del Ekaboro pueden ser determinadas únicamente por medio de su analogía atómica con los elementos calcio y titanio de la cuarta serie. Puesto que el calcio y el titanio forman un sólo óxido estable, podemos suponer que el Ekaboro también formará un sólo óxido estable, Eb2O3. El elemento del ekaboro , debe ser un metal liviano, no volátil y difícilmente fundible; sus sales deben tener la fórmula modelo EbX3; descompondrá el agua únicamente bajo la influencia del calor y aun así no completamente; se disolverá en los ácidos desprendiendo hidrógeno. Su densidad será alrededor de 3 g/cm3.
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Los dos elementos que faltan en la quinta serie (tercero y cuarto grupos) deben poseer propiedades muy distintas. Estos deben aparecer en esta serie entre Zn = 65 y As = 75, y siendo análogos atómicos con el aluminio y el silicio, serán llamados, uno eka-aluminio, y el otro eka-silicio. Como pertenecen a una serie impar deben producir compuestos metalo-orgánicos volátiles, asi como cloruros anhidros volátiles, pero deben tener propiedades ácidas más fuertes que las que tienen sus análogos de la cuarta serie Eb y Ti. Los metales deben obtenerse fácilmente por reducción con carbono o sodio. Sus sulfatos deben ser insolubles en agua, y Ea2S3 será, aparentemente soluble en ella. El peso atómico del eka-aluminio será aproximadamente 68, y el de eka-silicio alrededor de 72. Sus densidades serán alrededor de 6.0 para Ea , y 5.5 para Es, ya que el volumen de Zn = 9, el de As = 14, y el de Se = 18. Obtenemos los mismos números cuando comparamos (para Ea) los volúmenes de Al, In, y Tl; y (para Es) los volúmenes de Si, Sn, y Pb, debido a que los elementos mencionados primero son los análogos atómicos de Ea, y los últimos los de Es. El volumen de Si = 11, el de Sn = 16; correspondientemente el de Es = 13. En pocas palabras, en el caso que ahora tenemos enfrente, podemos encontrar análogos atómicos por todos lados, y por lo tanto, nos es posible determinar las propiedades más exactamente que lo que podíamos al examinar Eb. Estas determinaciones resultan de los siguientes análogos atómicos: -Eka-aluminio, produciendo el óxido Ea2O3 ocupa el lugar entre Ea y As por un lado, y Al y In por el otro; Eka-silicio, produciendo el óxido EsO2, ocupa el lugar entre Ea y As por un lado, y Si y Sn por el otro. Como todas estas circunstancias muestran una necesaria analogía entre Ea y Eb, asi como entre Es y Ti, slo someteré Es a uu examen comparativo con Ti, para tener una idea clara de las propiedades de estos elementos.
El eka-silicio podrá ser extraído de EsO2, o de EsK2F6, por la acción del sodio; sólo descompondrá vapor con gran dificultad; reaccionará poco con los ácidos, pero atacará fácilmente los metales alcalinos. Será un metal gris sucio, difícilmente fundible, y se convertirá por calcinación en un óxido finamente- dividido, EsO2, el cual será igualmente difícil de fundir. La densidad del óxido será de aproximadamente 4.7, correspondiendo a su volumen, que, juzgando aproximadamente, en acuerdo con los volúmenes de SiO2 y SnO2, será alrededor de 22. La apariencia de este óxido, y aparentemente en sus formas cristalinas, en sus propiedades, y en sus reacciones, se asemejará a TiO2. La propiedades ácidas serán débiles, aunque decididas, tanto como en TiO2 como en SnO2, Este tendrá el mismo carácter, y formará un ácido más decidido que TiO2. En este, como en casos similares, hemos hecho uso de las proporciones. En acuerdo con la proporción-
Es : Ti = Zn : Ca = As : V,
las propiedades básicas deben mostrarse más débilmente en ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ………………………………………………………………………………………………
Los ejemplos que he dado muestran suficientemente en qué forma podemos prever, por medio de la ley periódica, las propiedades de los elementos desconocidos; por lo tanto no seguiré el tema de describir los elementos que faltan en la tabla. Los descubrimientos que ofrecerán el mayor interés serán los de los elementos siguientes: -Eka-cesio, Ec = 175; dui-cesio, Dc = 220; eka-niobio, En = 146; eka-tantalio, Et = 235; y los análogos del manganeso, por ejemplo: -Eka-manganeso, Em = 100; y tri-manganeso, Tm = 190. Puesto que es difícil considerar la ausencia de una serie completa (la novena), y de casi todo un período largo (desde Ce=140) como una circunstancia accidental; la razón de esta brecha es probablemente causada por la naturaleza de los elementos.
Cuando reflexionamos sobre los problemas que forman el tema de esta memoria se nos presenta otra pregunta por si misma: ¿Es el número de los elementos limitado o ilimitado? Si consideramos el sistema de los elementos conocidos como limitado, y por así decirlo, cerrado; que los aerolitos, el Sol, y las estrellas contienen sólo los mismos elementos que la Tierra; que las propiedades ácidas desaparecen poco a poco según aumenta el peso atómico; y que la mayoría de los elementos con número atómico alto constituyen los metales pesados y difíciles de oxidar; si, como digo, consideramos que todos éstos son los casos, debemos admitir que el número de los elementos accesibles es muy pequeño; y podríamos presumir que si algunos otros metales pesados son hallados en el interior de la Tierra, su número y sus cantidades serán muy limitados.
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Notas subsiguientes al trabajo de Mendeléeff

La Tabla Periódica, según se ha dicho, tuvo mucho éxito al relacionar los datos químicos del momento. El descubrimien¬to, en 1890, de un nuevo grupo de elementos [ los 11amados “gases raros” (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón) ] produjeron inquietud en los círculos científicos que se esforzaban esta tarea de la clasificación de los elementos. Es obvio suponer que el descubrimiento de todo un grupo no anticipado de elementos pusiera en peligro el rompecabezas de la clasificación de ellos que tan “perfectamente” había completado Mendeléeff. ¡ Estaba por revelarse otro gran triunfo para la ciencia, y en cuanto al trabajo de Mendeléeff ! De ninguna manera este descubrimiento afectó adversamente a la Tabla Periódica. Los “gases raros” constituyeron el grupo número cero (Grupo 0), clasificación muy apropiada, puesto que se evidenció que esos elementos no reaccionaban químicamente para formar compuestos. Son, prácticamente, inertes, y debido a esto, siempre exhi¬ben valencia igual a cero. Al día de hoy, este comportamiento de los gases “inertes” no es absolutamente cierto. Bajo condiciones especiales, extremas, y principalmente con Xe, se han logrado sintetizar varios compuestos, aunque de todas maneras inestables.
A pesar del gran éxito alcanzado con de la Tabla Periódica, el sistema tenía sus defectos, según el mismo Mendeléeff había indicado. Insistía en que el peso atómico del telurio (Te) tenía que ser menor que el del iodo (I), porque todas las propiedades del telurio y del iodo indicaban un lugar para el telurio en el sexto grupo y para el iodo en el séptimo grupo. Trabajos pos¬teriores con estos dos elementos condujeron a los siguientes pesos atómicos: Te = 127.6; I = 126.92. La determinación de pesos atómicos más precisos no siempre eliminó los defectos de que adolecía la Tabla Periódica. Y aún más, quedaba pen¬diente investigar por qué los pesos atómicos de los elementos determinaban sus propiedades.
Y así, el uso de los pesos atómicos conjuntamente con las propiedades químicas y físicas de los elementos, como principio de cla¬sificación de los mismos, continuó hasta el comienzo del siglo xx.
En 1913, H. G. J. Moseley (Inglés), trabajando poco antes de la Primera Guerra MundiaI con los recién descubiertos Rayos X, encontró una relación entre la frecuencia de los rayos X emitidos por los diferentes elementos y su número atómico. Para esos años, A. Van den Broek, ya había sugerido que la carga eléctrica de los átomos debía relacionarse con el número atómico y no con el peso atómico. De acuerdo con el trabajo de Moseley, a Hidrógeno le correspondía el número atómico 1, a Helio el 2, a Aluminio el 13, a Telurio el 52, a Iodo el 53, a Argón el 18, al Potasio el 19, etc. En términos generales, la Tabla Periódica que nos llega hoy en día conserva el criterio sugerido por Moseley: la periodicidad química en función del número atómico de los elementos. En la presente Parte II también se discutirá, en sus aspectos fundamentales, la aportación de Moseley. Una Tabla Periódica moderna aparece en la contraportada de la Parte II. Debe familiarzarse con ella: los grupos o “familias” de elementos, los periodos de elementos, los estados naturales, pesos y números atómicos y otros datos de interés general.
Pocos meses después del trabajo de Moseley, estalló la Primera Guerra Mundial. Moseley se enlistó voluntariamente en el ejército británico, para convertirse en una de las más de 8.5 millones de víctimas de tal conflicto. Murió en la Batalla de Gallipoli en agosto de 1915, a los 28 (¡ veintiocho ! ) años de edad.