Historia Tabla Periodica

NEWLANDS
John A. R. Newlands publicó en 1864 una clasificación según un orden creciente de la masa atómica y en grupos de siete elementos, de manera que cada uno tenía propiedades similares al octavo elemento posterior. Las series eran:
H | F | Cl | Co, Ni | Br | Pd | I | Pt, Ir |
Li | Na | K | Cu | Rb | Ag | Cs | Os |
*G | Mg | Ca | Zn | Sr | Cd | Ba, V | Hg |
B | Al | Cr | Y | Ce, La |U | Ta | Tl |
C | Si | Ti | In | Zr | Sn | W | Pb |
N | P | Mn | As | Di**, Mo | Sb | Nb | Bi |
O | S | Fe | Se | Rh, Ru | Te | Au | Th |
Newlands llamó a estas series ley de las octavas porque simulaba la escala musical. No obstante la siguiente serie comenzaba con tres elementos (Cl, K y Ca) pero después habíai 12 más hasta llegar al más parecido que era el Br. Parecía una arbitrariedadla periodicidad de ocho elementos, incluso le sugirieron que tal vez encontraría una periodicidad similar colocando los elementos por orden alfabético. En la tabla estaban todos los elementos conocidos entonces, incluidos los que hacía pocos años que se habían descubierto. El descubrimentode elementos nuevos podía cuestionar la tabla que parecía cerrada. Su propuesta fue rechazada por la SociedadQuímica de Londres. A pesar de esto era la primera vez que se utilizaba una secuencia de masas atómicas.
* Glucinium o glucinum es el berilio
** Didimium, elemento conocido hasta 1885, que resuló ser una mezcla de praseodimio y neodimio.
Moseley
Van den Broek había propuesto en 1912 que la mitad del peso atómico correspondía a la carga nuclear del átomo y que la clasificación periódica sehabía de hacer en base a este dato. Al año siguiente Henry Moseley estudió los espectros de rayos X de una serie de elementos contiguos de la tabla periódica. Los espectros presentaban unas rayas características que se desplazaban hacia menores longitudes de onda al tiempo que se avanzaba de un elemento al siguiente de la clasificación periódica.
La frecuencia de esas rayas se podía determinarmediante una fórmula empírica que era función de un número Z que correspondía a la posición del elemento en cuestión en la tabla. Este número recibió el nombre de número atómico y representa además del lugar que ocupa un elemento en la tabla, el número de protones del nucleo y por tanto de electrones en la corteza. La tabla periódica pasaba entonces a ordenarse por número de protones o electrones de cadaelemento.
Consecuencia inmediata de este cambio fue que las parejas que estaban invertidas según una ordenación del peso atómico, ahora estaban correctamente colocadas. Así los casos del Te-I, Co-Ni y Ar-K, que desde las primeras clasificaciones eran una incógnita, fueron finalmente resueltos. El caso del Os, Ir y Pt que también estaban invertidos se solucionó cuando se rectificaron,posteriormente, sus pesos atómicos.
Además el trabajo de Moseley estableció, sin duda, que entre el H y el He no había ningún elemento, pues había surgido la hipótesis de que existían dos elementos más entre ellos. También permitió asegurar que entre el Ba y el Ta había 16 elementos, los llamados lantánidos. No resolvió sin embargo la situación de éstos, se tendría que esperar a la introducción de la teoríaatòmica.
 
Grup 0 | Grup I | Grup II | Grup III | Grup IV | Grup V | Grup VI | Grup VII | Grup VIII |
  | a | b | a | b | a | b | a | b | a | b | a | b | a | b |   |
  | H 1 |   |   |   |   |   |   |   |
He 2 | Li 3 | Be 4 | B 5 | C 6 | N 7 | O 8 | F 9 |   |
Ne 10 | Na 11 | Mg 12 | Al 13 | Si 14 | P 15 | S 16 | Cl 17 |   |
Ar 18 | K 19Cu 29 | Ca 20Zn 30 | Sc 21Ga 31 | Ti 22Ge 32 | V23Ag 33 | Cr 24Se 34 | Mn 25Br 35 | Fe 26, Co 27, Ni 28 |
Kr 36 | Rb 37Ag 47 | Sr 38Cd 48 | Y 39In 49 | Zr 40Sn 50 | Nb 41Sb 51 | Mo 42Te 52 | -I 53 | Ru 44, Rh 45, Pd 46 |
Xe 54 | Cs 55Au 79 | Ba 56Hg 80 | 57-71Tl 81 | Hf 72Pb 82 | Ta 73Bi 83 | W 74Po 84 | Re 75- | Os 76, Ir 77, Pt 78 |
 Meyer
Julius Lothar Meyer (1830-1895) era profesor de Química en la Universidad de Wroclaw cuando...