TABLA PERIÓDICA.

DEFINICIÓN.

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en las propiedades químicas de los elementos, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite colocar las series lantánidos y los actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.

PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS.

GRUPOS:

A las columnas de la tabla periódica se les conoce como grupos. Hay 18 grupos en la tabla periódica, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia atómica. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense.

Los grupos de la tabla periódica son:

·         Grupo 1 (I A): los metales alcalinos ·         Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos. ·         Grupo 3 (III B): familia del Escandio ·         Grupo 4 (IV B): familia del Titanio ·         Grupo 5 (V B): familia del Vanadio ·         Grupo 6 (VI B): familia del Cromo             Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso ·         Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro ·                                                                                                                                          Grupo 9 (IX B): familia del Cobalto ·         Grupo 10 (X B): familia del Níquel ·        Grupo 11 (I B): familia del Cobre ·         Grupo 12 (II B): familia del Zinc ·         Grupo 13 (III A): los térreos ·         Grupo 14 (IV A): los carbonoideos ·         Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos ·         Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos ·         Grupo 17 (VII A): los halógenos ·         Grupo 18 (VIII A): los gases nobles   GRUPO 1 (I A): LOS       METALES ALCALINOS.  Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla periódica (excepto el hidrógeno que es un gas). Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo, con lo que forman un ion monopositivo, M+. Los metales alcalinos son los del grupo 1 y la configuración electrónica del grupo es ns¹. Por ello se dice que se encuentran en la zona "s" de la tabla periódica. Estos metales son:  ·         Litio.  ·         Sodio.  ·         Potasio.  ·         Rubidio.  ·         Cesio.   ·         Francio. GRUPO 2 (II A): LOS METALES ALCALINOTÉRREOS. Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes:  ·         Berilio. ·         Magnesio.  ·         Calcio.  ·         Estroncio.  ·         Bario.  ·         Radio. Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corta.        El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas. Poseen una electronegatividad ≤ 1,57 según la escala de Pauling. GRUPO 3 (III B): FAMILIA DEL ESCANDIO. Los átomos de estos elementos tienen gran tendencia a oxidarse y son muy reactivos, predominando el estado de oxidación +3. Dan lugar a iones incoloros. Comprende los siguientes elementos: ·         Escandio. ·         Itrio. ·         Lantano. ·         Lutecio. ·         Actinio. ·         Lawrencio. GRUPO 4 (IV B): FAMILIA DEL TITANIO. Lo comprenden los siguientes elementos:  ·         Titanio.  ·         Circonio.  ·         Hafnio. ·         Rutherfordio. Aunque este ultimo no se suele tener en cuenta al referirse al grupo 4 pues se trata de un elemento sintético y radiactivo. Estos metales son bastante reactivos. Al estar compactos son pasivos, casi inatacables por cualquier agente atmosférico. GRUPO 5 (V B): FAMILIA DEL VANADIO. Comprenden los siguientes elementos: ·         Vanadio. ·         Niobio. ·         Tántalo. ·         Dubnio. Estos elementos tienen en sus niveles electrónicos más externos 5 electrones. El dubnio no se encuentra en la naturaleza, se produce en el laboratorio, por lo que al hablar de las propiedades de los elementos del grupo 5, se suele obviar este elemento. GRUPO 6 (VI B): FAMILIA DEL CROMO. Comprende los siguientes elementos: ·         Cromo. ·         Molibdeno. ·         Wolframio. ·         Seaborgio. Si estos metales se encuentran divididos son finamente atacables por los ácidos y bases diluidos, en forma compacta no. Son poco reactivos. GRUPO 7 (VII B): FAMILIA DEL MANGANESO. El grupo 7 de la tabla periódica lo comprenden los siguientes elementos: ·         Manganeso. ·         Tecnecio. ·         Renio. ·         Unnilseptio. Aunque éste ultimo no se suele considerar al referirse al grupo 7. El manganeso es un metal muy común en la naturaleza, mientras los otros elementos son muy raros. El tecnecio no tiene isótopos estables y durante mucho tiempo se creyó que no se encontraba en la naturaleza. El renio se encuentra tan sólo en trazas. GRUPO 8 (VIII B): FAMILIA DEL HIERRO. Comprende los siguientes elementos: ·         Hierro. ·         Rutenio. ·         Osmio. ·         Hassio. En los niveles electrónicos externos de estos elementos hay 8 electrones, aunque el hierro no alcanza el estado de oxidación +8. El hassio se produce sólo en el laboratorio, no se encuentra en la naturaleza. GRUPO 9 (IX B): FAMILIA DEL COBALTO. Los elementos del grupo 9 son: ·         Cobalto. ·         Rodio. ·         Iridio. ·         Meitnerio. A temperatura ambiente todos son sólidos. GRUPO 10 (X B): FAMILIA DEL NÍQUEL. Los elementos del grupo 10 son: ·         Níquel. ·         Paladio. ·         Platino. ·         Darmstadtio. A temperatura ambiente todos son sólidos. Los estados de oxidación más comunes de los elementos de este grupo son 0 y +II. Todos se encuentran en la naturaleza en forma elemental aunque el níquel como el más reactivo de ellos, sólo en forma de aleación en algunos meteoritos. Todos son metales importantes en orfebrería y en la industria química dada sus propiedades catalíticas. Además se emplean o emplearon como metales en la acuñación de monedas. GRUPO 11 (I B): FAMILIA DEL COBRE. El grupo 11 de la tabla periódica lo comprenden los siguientes elementos: ·         Cobre. ·         Plata. ·         Oro. ·         Roentgenio. Son relativamente inertes y difíciles de corroer. De hecho los tres existen en forma de elemento en la corteza terrestre y no se disuelven en ácidos no oxidantes y en ausencia de oxígeno. Se han empleando ampliamente en la acuñación de monedas, y de esta aplicación proviene el nombre de metales de acuñar. El cobre y el oro son de los pocos metales que presentan color. Tienen muchas aplicaciones industriales debido a algunas de sus excelentes propiedades. Son muy buenos conductores de la electricidad. Estos metales son bastante blandos y no soportan bien el uso diario de las monedas, desgastándose con el tiempo. Por esto deben ser aleados con otros metales para conseguir monedas más duraderas, más duras y más resistentes al desgaste. GRUPO 12 (II B): FAMILIA DEL ZINC. Estos metales no se consideran metales de transición ya que según la IUPAC un elemento de transición es aquel que tiene la subcapa d incompleta y puede tratarse de un elemento neutro o de un ion. De tal modo, en el Grupo 12 encontramos los siguientes elementos: ·         Zinc. ·         Cadmio. ·         Mercurio. ·         Copernicio. GRUPO 13 (III A): LOS TÉRREOS. Su nombre proviene de Tierra, ya que el aluminio es el elemento más abundante en ella, llegando a un 7.5%. Tienen tres electrones en su nivel energético más externo. Los  elementos que comprenden este grupo son:  ·         Boro. ·         Aluminio. ·         Galio. ·         Indio. ·         Talio. Ninguno muestra tendencia a formar aniones simples. Tienen estado de oxidación +3, pero también +1 en varios elementos. Esto ocurre debido al "Efecto Par Inerte" según el cual, al perder primero un electrón del orbital np, el orbital ns queda lleno, lo que lo hace menos reactivo. El boro se diferencia del resto de los elementos del grupo porque es un metaloide, mientras que los demás van aumentando su carácter metálico conforme se desciende en el grupo. Debido a esto, puede formar enlaces covalentes bien definidos, es un semiconductor, es duro a diferencia del resto que son muy blandos. Tienen puntos de fusión muy bajos, a excepción del boro. Presentan puntos de fusión notablemente más bajos que el boro, destacando el galio que funde a tan sólo 29ºC y son blandos y maleables.

GRUPO 14 (IV A): LOS CARBONOIDEOS.

Está formado por los siguientes elementos:

·         Carbono.

·         Silicio.

·         Germanio.

·         Estaño.

·         Plomo.

La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos, especialmente el carbono, elemento fundamental de la química orgánica. A su vez, el silicio es uno de los elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XXI, ya que es el elemento principal de los circuitos integrados.

Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más metálicas: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el estaño y el plomo son metales.

GRUPO 15 (V A): LOS NITROGENOIDEOS.

Está compuesto por los siguientes elementos:

·         Nitrógeno.

·         Fósforo.

·         Arsénico.

·         Antimonio. 

·         Bismuto.

·         Ununpentio.

Aún no ha sido confirmado el descubrimiento del Ununpentio.

A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O₂ y H₂ a altas temperaturas, el bismuto reacciona con O₂ y con halógenos.

GRUPO 16 (VI A): LOS CALCÓGENOS O ANFÍGENOS.

Está formado por los siguientes elementos: 

·         Oxígeno.

·         Azufre.

·         Selenio.

·         Telurio.

·         Polonio.

Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia, sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número atómico.

El oxígeno y el azufre se utilizan abiertamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.

GRUPO 17 (VII A): LOS HALÓGENOS.

Los  elementos que forman este grupo son:

·         Flúor.

·         Cloro.

·         Bromo.

·         Yodo. 

·         Astato.

Son elementos no metales que tienden a formar iones negativos. Al contrario de metales, estos elementos tienden a capturar electrones.

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas. Para llenar por completo su último nivel energético necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion mononegativo. Este ion se denomina haluro; las sales que lo contienen se conocen como haluros. Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes; el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación.

Los fluoruros son útiles como insecticidas. Además, pequeñísimas cantidades de flúor añadidas al agua potable previenen la caries dental, razón por la que además suele incluirse en la composición de los dentífricos.

El cloro encuentra su principal aplicación como agente de blanqueo en las industrias papelera y textil. Así mismo, se emplea en la esterilización del agua potable y de las piscinas, y en las industrias de colorantes, medicamentos y desinfectantes.

Los bromuros actúan médicamente como sedantes, y el bromuro de plata se utiliza como un elemento fundamental en las placas fotográficas. El yodo, cuya presencia en el organismo humano resulta esencial y cuyo defecto produce bocio, se emplea como antiséptico en caso de heridas y quemaduras.

Son elementos no metales que tienden a formar iones negativos. Al contrario de metales, estos elementos tienden a capturar electrones.

GRUPO 18 (VIII A): LOS GASES NOBLES.

Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una reactividad química muy baja. Los seis gases nobles que se encuentran en la naturaleza son:

·         Helio.

·         Neón.

·         Argón.

·         Kriptón.

·         Xenón.

·         Radón.

Las propiedades de los gases nobles pueden ser explicadas por las teorías modernas de la estructura atómica: a su capa electrónica de electrones valentes se la considera completa, dándoles poca tendencia a participar en reacciones químicas, por lo que sólo unos pocos compuestos de gases nobles han sido preparados hasta 2008. El xenón reacciona de manera espontánea con el flúor, y a partir de los compuestos resultantes se han alcanzado otros. También se han aislado algunos compuestos con kriptón. Los puntos de fusión y de ebullición de cada gas noble están muy próximos, difiriendo en menos de 10 °C; consecuentemente, sólo son líquidos en un rango muy pequeño de temperaturas.

El neón, argón, kriptón y xenón se obtienen del aire usando los métodos de licuefacción y destilación fraccionada. El helio es típicamente separado del gas natural y el radón se aísla normalmente a partir del decaimiento radioactivo de compuestos disueltos del radio. Los gases nobles tienen muchas aplicaciones importantes en industrias como iluminación, soldadura y exploración espacial. La combinación helio-oxígeno-nitrógeno se emplea para respirar en inmersiones de profundidad para evitar que los buzos sufran el efecto narcótico del nitrógeno.

PERIODOS.

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos o familias. El número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:

Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas diferentes.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

·         Período 1 ·         Período 2 ·         Período 3 ·         Período 4

·         Período 5 ·         Período 6 ·         Período 7

PERÍODO 1.

El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar. El primer período solo llena el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos, que son:

·         Hidrógeno.

·         Helio.

Estos elementos se agrupan en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí.

El hidrógeno (Z=1) tiene propiedades muy similares a las de los halógenos pero, debido a que sus propiedades químicas lo acercan más a los metales alcalinos, se suele representar al hidrógeno conjuntamente con aquellos.

El helio (Z=2) se comporta como un gas noble y se encuentra al final de la hilera, colocado en el grupo 18 (VIIIA).

PERÍODO 2.

Este segundo período contiene más elementos que la fila anterior, estos son:

·         Litio.

·         Berilio.

·         Boro.

·         Carbono. 

·         Nitrógeno.

·         Oxígeno.

·         Flúor.

·         Neón.

En la descripción mecánica cuántica de la estructura atómica, este período corresponde al llenado del orbital 2s y 2p orbital. Los elementos del período 2 respetan la regla del octeto. El número máximo de electrones que estos elementos pueden acomodar es de diez, dos en el 1s orbital, dos en el 2s orbital y seis en el 2p orbital.

PERÍODO 3.

Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la tercera fila de la tabla periódica.

Los elementos del periodo 3 son:

·         Sodio.

·         Magnesio.

·         Aluminio.

·         Silicio.

·         Fósforo.

·         Azufre.

·         Cloro.

·         Argón.

PERÍODO 4.

Un elemento del periodo 4 es aquel elemento químico en la cuarta fila de la tabla periódica.

Los elementos del periodo 4 son:

·         Potasio.

·         Calcio.

·         Escandio.

·         Titanio.

·         Vanadio.

·         Cromo.

·         Manganeso.

·         Hierro.

·         Cobalto.

·         Níquel.

·         Cobre.

·         Zinc.

·         Galio.

·         Germanio.

·         Arsénico.

·         Selenio.

·         Bromo.

·         Kriptón.

PERÍODO 5.

Un elemento del periodo 5 es aquel elemento químico en la quinta fila de la tabla periódica.

Los elementos del periodo 5 son:

·         Rubidio.

·         Estroncio.

·         Itrio.

·         Zirconio.

·         Niobio.

·         Molibdeno.

·         Tecnecio.

·         Rutenio.

·         Rodio.

·         Paladio.

·         Plata.

·         Cadmio.

·         Indio.

·         Estaño.

·         Antimonio.

·         Telurio.

·         Yodo.

·         Xenón.

PERÍODO 6.

Un elemento del periodo 6 es aquel elemento químico en la quinta fila de la tabla periódica.

Los elementos del periodo 6 son:

·         Cesio.

·         Bario.

·         Lantano.

·         Cerio.

·         Praseodimio.

·         Neodimio.

·         Prometio.

·         Samario.

·         Europio.

·         Gadolinio.

·         Terbio.

·         Disprosio.

·         Holmio.

·         Erbio.

·         Tulio.

·         Iterbio.

·         Lutecio.

·         Hafnio.

·         Tantalio.

·         Tungsteno.

·         Renio.

·         Osmio.

·         Iridio.

·         Platino.

·         Oro.

·         Mercurio.

·         Talio.

·         Plomo.

·         Bismuto.

·         Polonio.

·         Ástato.

·         Radón.

PERÍODO 7.

Un elemento del periodo 7 es aquel elemento químico en la quinta fila de la tabla periódica, incluidos los actínidos.

La mayoría de los elementos pertenecientes a este período son muy inestables, muchos de ellos radiactivos.

Los elementos del periodo 7 son:

·         Francio.

·         Radio.

·         Actinio.

·         Torio.

·         Protactinio.

·         Uranio.

·         Neptunio.

·         Plutonio.

·         Americio.

·         Curio.

·         Berkelio.

·         Californio.

·         Einstenio.

·         Fermio.

·         Mendelevio.

·         Nobelio.

·         Lawrencio.

·         Rutherfordio.

·         Dubnio.

·         Seaborgio.

·         Bohrio.

·         Hasio.

·         Meitnerio.

·         Darmstadtio.

·         Roentgenio.

·         Copernicio.

·         Ununtrio.

·         Flerovio.

·         Ununpentio.

·         Livermorio.

·         Ununseptio.

·         Ununoctio.

ELECTRONEGATIVIDAD.

La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos a ganar electrones para formar un enlace, durante las interacciones químicas, adquiriendo un estado negativo. La electronegatividad depende tanto de la energía de ionización como de la afinidad electrónica del átomo en consideración.

A medida que aumenta el número atómico la electronegatividad disminuye en los grupos y aumenta en los periodos. Una de las escalas cuantitativas para medir la electronegatividad es la de L. Pauling, que utiliza números de 0.7 a 4. 

Cuando la diferencia en los valores de la electronegatividad entre dos átomos es mayor que dos, se tiende a formar enlaces iónicos. Si la diferencia es menor que dos, se formarán enlaces covalentes.

CARÁCTER METÁLICO.

Un elemento se considera metal desde un punto de vista electrónico cuando cede fácilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos; es decir, los metales son muy poco electronegativos.

Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene tendencia a ganarlos; es muy electronegativo.

Los gases nobles no tienen ni carácter metálico ni no metálico.

La línea quebrada que empieza en el boro y termina en el ástato marca la separación entre los metales, que se encuentran por debajo de ella, y los no metales, que se sitúan en la parte superior.

Los semimetales son los elementos que no tienen muy definido su carácter metálico o no metálico y se sitúan bordeando esta línea divisoria.

POTENCIAL DE IONIZACIÓN.

Es la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso, convirtiéndolo en un catión. Como es lógico, cuanto menor sea su valor, tanto más fácil será conseguir que un átomo pierda un electrón.

En el sistema periódico, la energía de ionización aumenta dentro de un grupo de abajo hacia arriba, porque cuanto más cerca del núcleo esté el electrón que se quiere separar, tanto más atraído estará por aquel.

En un periodo, el análisis de la variación de la energía de ionización es más complicado. En general, podemos decir que aumenta de izquierda a derecha.

En resumen, cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento, tanto más fácilmente podrá perder un electrón y formar un ion positivo. Los elementos más metálicos son los que más fácilmente formarán iones positivos, mientras que los más no metálicos serán los que menos fácilmente pueden formar iones positivos.

Una particularidad destacable es que los valores máximos de las energías de ionización corresponden a los gases nobles. Ello es coherente con el hecho de que los gases nobles son muy estables o bastante inertes.

RADIO ATÓMICO.

Es necesario anotar que, dada la posibilidad de ubicar exactamente la posición de un electrón alrededor del núcleo, seria utópico definir el radio de un átomo como las distancia del centro del núcleo al electrón externo. En cambio, lo que se hace es tomar la distancia entre dos átomos idénticos comprometidos en un enlace químico, dividirla por dos y asumir este valor como el radio atómico.

REDUCCIÓN.

La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultáneamente disminuye su número de oxidación.

OXIDACIÓN.

La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación.

AFINIDAD ELECTRÓNICA.

Es la energía que libera un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón y se transforma en un ion con carga -1, también en estado gaseoso.

Si un átomo tiene baja energía de ionización, cede con facilidad un electrón; por ello, su afinidad electrónica será baja. Cuando un átomo tiene alta su energía de ionización, no tiene tendencia a perder electrones y sí a ganarlos. La afinidad electrónica varía en el sistema periódico igual que la energía de ionización. 

VOLUMEN ATÓMICO.
El volumen atómico fue definido por Meyer como el espacio que ocupa el átomo de un elemento, y lo calculó dividiendo la masa atómica del elemento entre su densidad. Pero como un mismo elemento químico puede presentar varias estructuras sólidas diferentes, tendrá varios volúmenes atómicos, según la definición de Meyer; de ahí que se caracterice ahora el tamaño de los átomos mediante el radio atómico, calculado en función de las distancias a que se sitúan los átomos cuando forman enlaces para unirse entre sí.

El radio atómico da una idea del volumen atómico y se mide en nanómetros.

La variación del volumen atómico de los elementos es paralela a la de los radios atómicos, y en un grupo del sistema periódico va creciendo a medida que aumenta su número atómico. En un período, el análisis de la variación resulta más complejo.

HISTORIA DE LA TABLA DE LA TABLA PERIÓDICA.

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 telurio, y cobalto, manganeso y hierro. Verificó entonces que el peso atómico del elemento central de la tríada podía ser obtenido, aproximadamente, promediando el de los otros dos. Del mismo modo, el peso atómico del estroncio resulta ser aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas del calcio y del bario. Estos tres elementos poseen propiedades semejantes. 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 poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una lista consistente de los elementos.

Hacia 1860, estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos y por consiguiente, a trabajar en nuevas propuestas de clasificación. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands intentó clasificar los elementos por orden de masas atómicas crecientes, observando que después de cada intervalo de siete reaparecían las mismas propiedades. Por su analogía con la escala musical, la clasificación fue llamada "ley de las octavas".

En las columnas que resultan de la clasificación de Newlands se observa la presencia de los elementos pertenecientes a una misma tríada. Se deduce que a partir del Li, el elemento de número de orden igual a 8 es el Na que tiene propiedades similares. Lo mismo ocurre con el berilio, que presenta propiedades químicas similares al magnesio; con el boro y el aluminio, y así sucesivamente.

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. Si bien el trabajo de Newlands fue incompleto, resultó de importancia, ya que puso en evidencia la estrecha relación existente entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas y químicas.

Tabla periódica de Mendeleiev.

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: por el ruso Dimitri Mendeléiev y el alemán Julius Lothar Meyer.

En 1869, Mendeleiev se propuso hallar una "ley de la naturaleza", válida para toda clasificación sistemática de los elementos. Clasificó todos los elementos conocidos en su época en orden creciente de sus pesos atómicos, estableciendo una relación entre ellos y sus propiedades químicas.

En su clasificación, Mendeleiev no consideró el hidrogeno porque sus propiedades no coincidían con las de otros elementos. Tampoco figuran en ella los gases nobles, porque no habían sido descubiertos aun. La ley periódica de Mendeleiev puede ser enunciada del siguiente modo:

"Las propiedades químicas y la mayoría de las propiedades físicas de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos".

Independientemente, en 1870, el alemán Lothar Meyer propuso una clasificación de los elementos relacionando los pesos atómicos con las propiedades físicas, tales como el punto de fusión, de ebullición, etc.

La clave del éxito de los esfuerzos de Mendeléiev y Meyer fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos cuya existencia era completamente insospechada en el siglo XIX. 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 físico británico John William Strutt 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.