Propiedades Periodicas y Su Variación En La Tabla Periodica

4.Propiedades Periódicas y Su Variación  En La Tabla Periódica.

4.1. Tamaño De Los Átomos Radios Atómico e Ionicos.

Radio Atómico: El radio atómico se define como la distancia media que existe entre los núcleos atómicos de dos átomos que se encuentren unidos mediante un enlace (los enlaces atómicos se verán en detalle un poco más adelante). Para los átomos que se unan mediante una cesión de electrones, el radio atómico corresponde a la distancia indicada en la Imagen 12 (a) [izquierda], mientras que los que se unan mediante una compartición de  electrones, el radió atómico se representa tal y como aparece en la Imagen 12 (b) [derecha].  Para esta consideración se considera al átomo como una esfera. El radio atómico aumenta a medida que se aumenta en el período y a medida que se baja en el grupo.

Radio Iónico: El radio iónico se define en relación a iones. Un ion es una especie química con carga, ya sea esta positiva o negativa, y se originan debido a que los elementos tratan de parecerse al gas noble más cercano (elementos del grupo 18), ya que estos tienen una estabilidad superior debido a que sus niveles energéticos se encuentran completos. El término ion significa "ir hacia" y hace referencia a un circuito eléctrico, es por eso que las sustancias cargadas positivamente se llaman cationes (van hacia el cátodo, polo negativo) y las sustancias cargadas negativamente se llamananiones (van hacia el ánodo, polo positivo). Pero, ¿qué hace que exista esta especie química cargada? La respuesta es la ganancia o pérdida de electrones. Como un átomo es eléctricamente neutro, cuando, por ejemplo, gana un electrón de más queda con cargado con un -1 mientras que si pierde un electrón queda cargado con un +1. La capacidad de un átomo para ganar o perder electrones está dado por su electronegatividad, electropositividad, energía de ionización y electroafinidad (propiedades que se verán más adelante). El radio iónico de una especie que ha perdido un electrón es menor que el radio atómico original, esto se debe a que como existe una carga positiva más que negativa, los electrones se sienten mucho más atraídos hacia el núcleo, reduciendo el radio. Por su parte, cuando un elemento gana un electrón, su radio iónico es mayor que su radio atómico de origen, debido a que ese último electrón que entró no se encuentra tan atraído hacia el núcleo y hace aumentar el radio (Imagen 14). El radio iónico, al igual que su par atómico, aumenta a medida que se "baja" en un grupo, pero a diferencia del radio atómico, no presenta una tendencia clara de crecimiento en un periodo, ya que depende del ion (y algunos elementos tienen más de un ion posible, como Cu, Fe, Mn, etc.) 

 o. Llegando a este punto es preciso dar una justificación de porque estas dos propiedades periódicas aumentan en las direcciones indicadas y no en otra. Para poder comprender el porqué de este comportamiento es necesario incluir el término de carga nuclear efectiva (Zef). Partiremos definiendo la carga nuclear o número atómico. El número atómico (Z) es la cantidad de protones que contiene un núcleo atómico y se coloca al lado del símbolo químico del elemento (específicamente arriba a la izquierda del elemento). Otro valor que se encuentra es la masa atómica (A), el cual corresponde a la suma total de protones y neutrones del átomo y se localiza abajo a la izquierda del símbolo químico del átom

               

4.2. Energía De Ionización.

La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido. Podemos expresarlo así: X + 1ªE.I.  X+ + e- Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. La segunda energía de ionización representa la energía necesaria para arrancar un segundo electrón y su valor es siempre mayor que la primera, ya que el volumen de un ión positivo es menor que el del átomo neutro y la fuerza electrostática es mayor en el ión positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear: X+ + 2ªE.I.  X2+ + e- Puedes deducir tú mismo el significado de la tercera energía de ionización y de las posteriores. La energía de ionización se expresa en electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kJ/mol). 1 eV = 1,6.10-19 culombios . 1 voltio = 1,6.10-19 julios En los elementos de una misma familia o grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo. En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que resulta más fácil extraerlos. En los elementos de un mismo período, la energía de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha. Esto se debe a que el electrón diferenciador está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta. Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2p3, respectivamente. La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón. Puedes deducir y razonar cuáles son los elementos que presentan los valores más elevados para la segunda y tercera energías de ionización.

4.3. Afinidad Electrónica.

La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo:

${\displaystyle X\;(g)+e^{-}\rightarrow X^{-}\;(g)+AE\,\!}$.

Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo positivo; AE se expresa comúnmente en el Sistema Internacional de Unidades, en kJ·mol^-1.

También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente la entalpía correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo, por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.

La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de -1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.

Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influida por la regla del octeto.

Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones -1, completando el subnivel s, mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles.

4.4. Electronegatividad y Carácter Metálico.

La electronegatividad es un concepto químico más que una propiedad de los elementos aunque, por supuesto, el valor de dicha magnitud depende de su comportamiento químico.

La electronegatividad (E_N) mide la mayor o menor atracción -y, por tanto, desplazamiento-que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

Su valor se determina a partir de una escala. La más utilizada es la de Pauling, en la que, de forma arbitraria, el F tiene E_N 4,0 y el Cs 0,7.

Ésta es la propiedad relevante en relación con la capacidad de combinación de los átomos y el tipo de enlace que forman.

Fíjate en la imagen para deducir cómo evoluciona la E_N. El color rojo indica valores altos de la propiedad, y el amarillo valores bajos. El color gris indica que no hay datos: como los gases nobles no forman enlaces, no se puede determinar E_N para ellos.

Carga Nuclear Efectiva y Reactiva

3.Carga Nuclear Efectiva y Reactiva.

En los átomos polielectrónicos, los protones que se encuentran en el núcleo no ejercen la misma fuerza de atracción sobre todos los electrones por igual. Esto se debe a los efectos pantalla que causan los electrones más cercanos al núcleo sobre los que se encuentran más alejados. Se le llama carga nuclear efectiva a la diferencia entre la carga nuclear neta (que depende del número atómico del elemento) y la constante del efecto pantalla s, es la fuerza real que ejerce el núcleo sobre un electrón en particular.

Z es el número de protones y electrones del átomo, dado por su número atómico, y s el valor de la constante de apantallamiento, que depende del número de electrones que separan al núcleo del electrón en cuestión, y también depende de los orbitales atómicos en que se hallen los electrones que causan el efecto pantalla.

También influyen en este efecto los electrones que se encuentran en el mismo nivel de energía que el electrón considerado. No tienen influencia en esta constante los electrones que se hallan en niveles de energía.

La carga nuclear efectiva puede calcularse según las reglas de Slater, quien las  formuló en 1930:

1. Los electrones ubicados en un orbital de mayor nivel contribuyen en 0 (para la sumatoria que da como resultado la constante de apantallamiento s)
2. Cada electrón en el mismo nivel contribuye en 0,35.(excepto si el nivel es 1s, que resta 0,30).
3. Electrones en el nivel inmediato inferior, si están en orbitales s o p contribuyen en 0,85, si son de orbitales d o f contribuyen en 1,0 cada uno.
4. Electrones por debajo del nivel inmediato inferior, contribuyen en 1,0 cada uno.

Entonces, para calcular la carga nuclear efectiva, primero, situamos los electrones del átomo en sus orbitales atómicos:

1s, 2s,2p, 3s,3p,3d,4s,4p, 4d, 4f, etc.

Luego, para el cálculo de la carga nuclear efectiva sobre un electrón determinado, debemos calcular s y para ello tomamos en consideración los electrones que se encuentran en niveles de energía inferiores  o iguales, que son los que causan apantallamiento del mismo, como indica la tabla de arriba, según las reglas de Slater.

Entonces, por ejemplo para calcular  la carga nuclear efectiva sobre un electrón 4s del átomo de Zinc (número atómico 30), primero debemos ubicar los electrones en los orbitales atómicos correspondientes:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

Luego calcular el valor  que cada electrón del mismo nivel y de niveles inferiores va a restar a la carga nuclear total, esto es, según la tabla de arriba:

1 electrón en el nivel 4s..…………………..resta 0,35

8 electrones en el nivel 3 s y  3 p ………..restan 0,85 cada uno

10 electrones en el nivel 3d..……………..restan 1,0 cada uno

8 electrones en el nivel 2 s y  2 p.…………restan 1,0 cada uno.

2 electrones en el nivel 1s…………………..restan 1,0 cada uno.

Entonces calculamos s :

s= (1 . 0,35) + (20 . 1) + (8 . 0,85)=27,15

La carga nuclear efectiva  para un electrón del orbital 4s de Zinc sería

Z ef= 30 – 27,15= 2,85

Este cálculo se sencillo, aunque no es exacto, dado que Slater consideró los electrones de orbitales s y p con el mismo valor, lo que no es exactamente así.

La Tabla Periodica Actual

2.La Tabla Periódica Actual Relación, Estructura y Reactividad.

2.1. La Ley De Moseley.

La ley de Moseley es una ley empírica acerca de la radiografía característica que es emitida por átomos. La ley se descubrió y publicada por el físico inglés Henry Moseley en 1913. Es históricamente importante en justificar cuantitativamente la concepción del modelo nuclear del átomo, con todos, o casi todos, los gastos positivos del átomo localizado en el núcleo y asociado en una base del número entero con el número atómico. Hasta el trabajo de Moseley, "el número atómico" era simplemente el lugar de un elemento en la tabla periódica y no se conocía tener que ver con cualquier cantidad física measureable. Moseley era capaz de mostrar que las frecuencias de cierta radiografía característica emitida de elementos químicos son proporcionales al cuadrado de un número que estaba cerca del número atómico del elemento; un descubrimiento que apoyó a van den Broek y el modelo de Bohr del átomo en el cual el número atómico es lo mismo como el número de gastos positivos en el núcleo del átomo.

Conversaciones siguientes en 1913 con Niels Bohr, un compañero de trabajo en el laboratorio de Cavendish de Ernest Rutherford, Moseley se había hecho interesado en el modelo de Bohr del átomo, en el cual los espectros de luz emitida por átomos es proporcional al cuadrado de Z, el precio en su núcleo (que se acababa de descubrir sólo dos años antes). La fórmula de Bohr había trabajado bien para dar la fórmula de Rydberg antes conocida para el átomo de hidrógeno, pero no se sabía entonces si también daría espectros para otros elementos con más alto Z números, o hasta exactamente cuales los números Z (en términos de precio) para elementos más pesados eran. En particular, sólo dos años antes de que Rutherford en 1911 hubiera postulado que Z para átomos de oro podría ser aproximadamente la mitad de su peso atómico, y sólo dentro de poco después, Antonius van den Broek había hecho la suposición valiente que Z no era la mitad del peso atómico para elementos, pero en cambio era exactamente igual al número atómico del elemento o lugar en la tabla periódica. No se conocía que esta posición en la mesa tenía cualquier significado físico hasta ese tiempo, excepto como una manera de pedir elementos en una secuencia particular de modo que sus propiedades químicas correspondieran.

El pedido de átomos en la tabla periódica realmente tendió a ser según pesosatómicos, pero había unos casos "invertidos" famosos donde la tabla periódica exigió que un elemento con un peso atómico más alto (como el cobalto en el peso 58.9) sin embargo se coloque en una posición inferior (Z=27), antes de un elemento como el níquel (con un peso atómico inferior de 58.7), que la mesa exigida toman la posición más alta en Z = 28. Moseley preguntó si Bohr creía que los espectros de la emisión electromagnéticos de cobalto y níquel seguirían su pedido del peso, o de su posición de la tabla periódica (número atómico, Z), y Bohr dijo que sería seguramente por la respuesta de Z. Moseleyera "¡Veremos!"

Ya que las emisiones espectrales para elementos Z altos estarían en la variedad de la radiografía suave (fácilmente absorbido en el aire), se requirió que Moseley usara técnicas del tubo de vacío para medirlos. Usando técnicas de la difracción de la radiografía en 1913-1914, Moseley encontró que la línea de la longitud de onda corta más intensa en el espectro de la radiografía de un elemento particular en efecto se relacionó con el número atómico de la tabla periódica del elemento, Z.

Esta línea se conocía como la línea K-alfa. Siguiendo el ejemplo de Bohr, Moseley encontró que esta relación podría ser expresada por una fórmula simple, la Ley de Moseley más tarde llamado.

:

donde:

: es la frecuencia del principal o línea de la emisión de la radiografía de K

: y son constantes que dependen del tipo de línea

Por ejemplo, los valores para y son lo mismo para todas las líneas (en la nota de Siegbahn), por tanto la fórmula se puede volver a escribir así:

: Hz

Propio Moseley decidió mostrar esto sin en sí, que en cambio dio Moseley como un número constante puro en el estilo de Rydberg estándar, como simplemente 3/4 (es decir 1 - 1/4) de la frecuencia de Rydberg fundamental (3.29*10 Hz) para líneas K-alfa, y (otra vez) para líneas L-alfa según la fórmula de Rydberg, donde debe estar 1/4 - 1/9 = 5/36 tiempos la frecuencia de Rydberg; esto también era el modo que Moseley decidió escribirlo.

Dieron a Moseley como una constante empírica general para encajar líneas de transición L-alfa o K-alfa (éste que es una intensidad más débil y líneas de frecuencia inferiores encontradas en todos los espectros del elemento de la radiografía, y en cuyo caso el factor numérico adicional para modificar Z es mucho más alto). Moseley encontró que el término entero era (Z - 7.4) para transiciones L-alfa, y otra vez su adecuado a datos estaba bien, pero no como cerca en cuanto a líneas K-alfa donde se encontró que el valor de era 1.

La Tabla Periódica Y Sus Contenidos

1.Primeras Clasificaciones Periódicas

1.1.Sistema Periódico De Mendeleive.

Mendeleiev se basó principalmente en las propiedades químicas (tipos de óxidos, tipos de hidruros, valencia, etc..). Según Mendeleiev – las propiedades de los elementos era una función periódica de su peso atómico- lo que llamó “Ley periódica de los elementos”.

Descripción de la tabla de Mendeleiev:

1. Los 63 elementos conocidos hasta ese entonces fueron ordenados en funcion creciente a su peso atómico en filas horizontales y grupos (columnas)

2. Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades semejantes, por ejemplo forman óxidos e hidruros de fórmula idéntica. Los elementos de cada fila forman un “Periodo”, que indica el número de niveles de energía.

3. Los elementos de cada columna, que forman un “Grupo”, poseen propiedades semejantes y se subdividen en familias A y B; los grupos generalmente indican los electrones del último novel de energía. En este ordenamiento los elementos con propiedades similares están en un mismo grupo.

4. Mendeleiev observó que para ordenar en grupos, era necesario dejar espacios o casilleros vacíos para nuevos elementos aún no descubiertos o incluso le puso nombre a cada uno de estos elementos no conocidos utilizando: eka = primero y dvi = segundo.

Ley periódica de Mendeleiev:

Mendeleiev observó que las propiedades de los elementos se repetían periódicamente; es por ello que la tabla periódica se conoce como “tabla periódica de los elementos” y enunció la siguiente Ley Periódica:

“Las propiedades de los elementos son función periódica a sus masas atómicas

Ventajas de la tabla de Mendeleiev:

1. Permitió determinar nuevas propiedades de los elementos.

2. Permitió tener una idea mas general de la clasificación de los elementos.

3. Predijo la existencia de nuevos elementos , por ejemplo: Escandio, Germanio y Renio.

4. En su época Mendeleiev clasificó a 63 elementos que conocía y para predecir las propiedades de los elementos no descubiertos, determinó que las propiedades de los elementos se encontraban relacionadas con los elementos que los circundaban.

5. En 1984, Ramsay descubrió un gas al que denominó Argón. Es monoatómico, no presenta reacciones químicas y carecía de un lugar en la tabla. Inmediatamente supuso que debian existir otros gases de propiedades similares y que todos juntos formarian un grupo. En efecto, pocod espués se descubrierón los otros gases nobles y se les asignó el grupo cero.

6. Todos los espacios que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los elementos correspondientes. Estos presentaban propiedades similares a las asignadas por Mendeleiev.

El químico ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán Lothar Meyer, en base a trabajos de investigación que realizaron simultánemente e independientemente publicaron una “tabla periódica de los elementos”, siendo la primera tabla periódica que se realizó.

1.2. Triadas De Dobereiner 1829

A principios del siglo XIX, se conocían la suficiente cantidad de elementos y compuestos como para que fuese necesario hacer una clasificación con el fin de facilitar su comprensión y estudio.
Desde el principio se supo de la existencia de familias de elementos que compartían propiedades y semejanzas entre sí, intuyéndose que debía de existir una ley natural que tendiese a agrupar y relacionar con lógica a los elementos. La búsqueda de esta ley está llena de intentos, como las Triadas de Döbereiner , las octavas de Newlands, el tornillo telúrico de Charcourtois, etc, todos ellos basados generalmente en dos criterios fundamentales:

1. La similitud de las propiedades fisicoquímicas de los elementos
2. La relación entre las propiedades y alguna característica atómica como la masa atómica.

Muchos de los intentos por encontrar una forma de agrupación o clasificación de los elementos, ya sea por su originalidad o por su éxito merecen un reconocimiento, y este es el caso de las Triadas de Döbereiner.

Las Triadas de Döbereiner, fue uno de los primeros intentos de clasificación de los elementos químicos, según la similitud de las propiedades, relacionando sus pesos atómicos. Esta clasificación fue realizada por Johann Wolfgang Döbereiner, un químico alemán, que entre otras cosas también estudió los fenómenos de catálisis.

Döbereiner, en 1817, declaró la similitud entre las propiedades de algunos grupos de elementos, que variaban progresivamente desde el primero al último. Veinte años después, en 1827, destacó la existencia de otras agrupaciones de tres elementos, que seguían una análoga relación entre sí.

Estos grupos eran:

• Cloro, bromo y yodo
• Azufre, selenio y telurio
• Litio, sodio y potasio

A estos grupos de elementos, agrupados de tres en tres, se le conoció con el nombre de triadas.
De estos grupos de tres se continuaron encontrando, hasta que en 1850 ya se tenía conocimiento de entorno a 20 triadas.

Döbereiner hizo un intento de relacionar las propiedades y semejanzas químicas de los elementos y de sus compuestos, con las características atómicas de cada uno de ellos, que en ese caso se trataba de los pesos atómicos, viéndose un gran parecido entre ellos, y una variación progresiva y gradual desde el primero hasta el tercero o último de la triada.

En la clasificación de las triadas (ordenamiento de tres elementos), el químico alemán intentó explicar que el peso atómico medio de los elementos que se encuentran en los extremos de las triadas, es similar al peso atómico de los elementos que se encuentran en la mitad de la triada. Por ejemplo: la triada Cloro, bromo y Yodo, tiene respectivamente 36,80, y 127 respectivamente, en cuanto al peso atómico se refiere. Si realizamos la suma de los extremos, es decir 36+127 y a su vez, la dividimos entre 2, el resultado es 81, o lo que es lo mismo, un número próximo a 80, que casualmente es el número atómico del elemento del medio, es decir, del bromo, hecho que hace que encaje perfectamente en el ordenamiento de la triada.

 Triadas de Döbereiner | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/general/triadas-de-dobereiner#ixzz4Lh4UkemR

1.3.Anillo De Chancourtois 1862.

Alexander Emile Beguyer de Chancourtois, geólogo y profesor de l'Ecole de Mines de Paris estudió la clasificación y sistematización en Mineralogia. Necesitaba un sistema de sustancies simples para estudios litológicos y por eso comenzó a trabajar en una clasificación basada en los principios entonces en uso: clase, orden, etc.

En 1862 envió a la Academie de Sciences de Paris un informe donde proponía una clasificación de los elementos químicos colocados sobre la superfície de un cilindro. Los elementos se disponían sobre una linia diagonal formando un angulo de 45 º con la horizontal, dibujando una espiral y estaban ordenados según su peso atómico creciente (expresados en números enteros), de manera que los que tenían propiedades parecidas se situaban en una misma línia vertical. Chancourtois fue el primero en darse cuenta de que las propiedades de los elementos eran una función de su peso atómico. El sistema era más complejo pues también incluía compuestos (óxidos, amoníaco,) y aleaciones. Además el esquema resultaba complicado técnicamente de imprimir por lo que en su comunicación no se incluyó. Probablemente este hecho influyó en que su propuesta no fue demasiado conocida.

. Alexandre construyó una hélice de papel en la que los elementos estaban ordenados por pesos atómicos, arrollada sobre un cilindro vertical, posteriormente con el químico ingles Newlands proponen la Ley de las octavas que enuncia que las propiedades se repiten cada ocho elementos; por ello no se pudieron aplicar a elementos más allá del calcio por lo cual la clasificación de esta tabla es todavía insuficiente. 
Hay que recalcar que esta tabla periódica fue inconsistente debido a que no funcionó para todos los elementos, pero sirvió como punto de apoyo para Mendeleev que siguió con la investigación y construcción de un nuevo modelo de tabla periódica, además todo este conjunto de investigaciones nos llevan a la que hoy en día es llamada Tabla periódica actualizada de los elementos químicos.

Chancourtois fue un químico francés quien ordenó los elementos químicos en función creciente a su peso atómico sobre una curva helicoidal que envolvía a un cilindro, cuya base circular fue dividida en 16 partes iguales. Esta curva helicoidal tenia la particularidad de que si por una parte trazábamos una linea vertical, intersectaba a los elementos con propiedades.

1.4.Octavas De Newlands 1864.

El químico inglés Jhon Alexander Reina Newlands, propuso el ordenamiento de los elementos, según el orden creciente de sus masas atómicas, dando un gran paso en la correcta clasificación de los elementos.

Newlands dispuso a los elementos en filas horizontales de 7 en 7, resultando periodos en que el octavo elemento se parecía en propiedades al primero; el noveno al segundo; el décimo al tercero y así sucesivamente.  Por lo cual los que tengas propiedades semejantes tienen que quedar en la misma columna.

En 1865, el químico inglés John Alexander Reina Newlands, intentó solucionar el problema del comportamiento periódico de los elementos, colocando los elementos más ligeros en orden creciente según sus pesos atómicos de la siguiente manera:

Li	Be	B	C	N	O	F
Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
K	Ca

Newlands se dio cuenta que el octavo elemento se asemejaba al primero, así como el noveno era similar al segundo, etc. A esta observación se le llama, “Ley de las octavas de Newland”, en honor al químico inglés.

Como cada ocho elementos, aparecía otro elemento de iguales propiedades, a Newlands se le ocurrió hacer la comparación entre sus octavas, con las octavas musicales, observando que la periodicidad de las octavas químicas, sugería una armonía como si de música se tratase. Dicha comparación, a pesar de ser idílica y atractiva, carecía de validez alguna, pero fue por ella que a su clasificación le dio el nombre de

osteriormente se descubrió una familia de compuestos inertes, formada por el helio, neón, argón, kriptón, y xenón, o lo que es lo mismo, el grupo de los gases nobles. Este descubrimiento transformó a las octavas de Newlands, en novanas.

Los esfuerzos de Newlands, supusieron un gran paso con buena dirección, en los que a clasificación de elementos se refería pero, sin embargo, pueden destacarse tres grandes críticas a su esquema clasificatorio:

• No existía un lugar indicado para los elementos recientemente descubiertos.
• No tuvo mucha consideración con los pesos atómicos, ni siquiera realizó una estimación aproximativa de los valores más probables.
• 
  
• Algunos elementos no encajaban en el esquema de Newlands , como por ejemplo , el cromo, que quedaba mal posicionado bajo el aluminio, y el magnesio, que es un metal, venía colocado bajo el fósforo que es un no metal, así como el hierro que tratándose de un metal, se encontraba debajo del azufre (no metálico), así que tanto éstos, como otros elementos, no encajaban de ninguna manera en el esquema.
• 
  

Esta clasificación, o regla de ordenación, a partir del calcio en adelante, no se cumplía, por lo que no fue destacada por la comunidad científica, la cual incluso se burló de dicha clasificación, pero 23 años después, fue finalmente reconocida por la Royal Society, otorgando a Newland la medalla Davy, que era la más alta condecoración dada por esta sociedad.

Las tres primeras filas de la tabla de Newlands, en cuanto a puntos de ebullición y fusión, se puede comparar a la tabla periódica actual.

: Ley de las octavas de Newlands | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/general/ley-de-las-octavas-de-newlands#ixzz4Lh8FrFHb