Estructura y organización de la tabla periódica de los elementos

La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan De izquierda a derecha y de arriba abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.​

Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.

Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

Grupos

Ejemplo de tabla periódica (en lengua vietnamita), en la que figuran los tres sistemas de numeración de los grupos.

A las columnas verticales de la tabla se las conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar. En virtud de un convenio internacional de denominación, los grupos están numerados de 1 a 18 desde la columna más a la izquierda —los metales alcalinos— hasta la columna más a la derecha —los gases nobles—.​

Anteriormente se utilizaban números romanos según la última cifra del convenio de denominación de hoy en día —por ejemplo, los elementos del grupo 4 estaban en el IVB y los del grupo 14 en el IVA—. En Estados Unidos, los números romanos fueron seguidos por una letra «A» si el grupo estaba en el bloque s o p, o una «B» si pertenecía al d. En Europa, se utilizaban letras en forma similar, excepto que «A» se usaba si era un grupo precedente al 10, y «B» para el 10 o posteriores. Además, solía tratarse a los grupos 8, 9 y 10 como un único grupo triple, conocido colectivamente en ambas notaciones como grupo VIII. En 1988 se puso en uso el nuevo sistema de nomenclatura IUPAC y se desecharon los nombres de grupo previos.​

Algunos de estos grupos tienen nombres triviales —no sistemáticos—, como se ve en la tabla de abajo, aunque no siempre se utilizan. Los grupos del 3 al 10 no tienen nombres comunes y se denominan simplemente mediante sus números de grupo o por el nombre de su primer miembro —por ejemplo, «el grupo de escandio» para el 3—, ya que presentan un menor número de similitudes y/o tendencias verticales.​

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia, entendida como el número de electrones en la última capa. 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 y muestran una tendencia clara en sus propiedades al aumentar el número atómico.​

Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns¹ y una valencia de 1 —un electrón externo— y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía —regla del octeto— y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados «gases inertes».

Los elementos de un mismo grupo tienden a mostrar patrones en el radio atómico, energía de ionización y electronegatividad. De arriba abajo en un grupo, aumentan los radios atómicos de los elementos. Puesto que hay niveles de energía más llenos, los electrones de valencia se encuentran más alejados del núcleo. Desde la parte superior, cada elemento sucesivo tiene una energía de ionización más baja, ya que es más fácil quitar un electrón en los átomos que están menos fuertemente unidos. Del mismo modo, un grupo tiene una disminución de electronegatividad desde la parte superior a la inferior debido a una distancia cada vez mayor entre los electrones de valencia y el núcleo.​

Hay excepciones a estas tendencias, como por ejemplo lo que ocurre en el grupo 11, donde la electronegatividad aumenta más abajo en el grupo. Además, en algunas partes de la tabla periódica como los bloques d y f, las similitudes horizontales pueden ser tan o más pronunciadas que las verticales.​

Períodos

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos.​ El número de niveles energéticos de 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:

Los elementos en el mismo período muestran tendencias similares en radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. En un período el radio atómico normalmente decrece si nos desplazamos hacia la derecha debido a que cada elemento sucesivo añadió protones y electrones, lo que provoca que este último sea arrastrado más cerca del núcleo.​ Esta disminución del radio atómico también causa que la energía de ionización y la electronegatividad aumenten de izquierda a derecha en un período, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones. La afinidad electrónica también muestra una leve tendencia a lo largo de un período. Los metales —a la izquierda— generalmente tienen una afinidad menor que los no metales —a la derecha del período—, excepto para los gases nobles.​

La tabla periódica consta de 7 períodos:

Bloques

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de acuerdo a la secuencia en la que se llenan las capas de electrones de los elementos. Cada bloque se denomina según el orbital en el que en teoría reside el último electrón: s, p, d y f.​ El bloque s comprende los dos primeros grupos (metales alcalinos y alcalinotérreos), así como el hidrógeno y el helio. El bloque p comprende los últimos seis grupos —que son grupos del 13 al 18 en la IUPAC (3A a 8A en América)— y contiene, entre otros elementos, todos los metaloides. El bloque d comprende los grupos 3 a 12 —o 3B a 2B en la numeración americana de grupo— y contiene todos los metales de transición. El bloque f, a menudo colocado por debajo del resto de la tabla periódica, no tiene números de grupo y se compone de lantánidos y actínidos.​ Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. Así surge el bloque g, que es un bloque hipotético.

Metales, metaloides y no metales

De acuerdo con las propiedades físicas y químicas que comparten, los elementos se pueden clasificar en tres grandes categorías: metales, metaloides y no metales. Los metales son sólidos generalmente brillantes, altamente conductores que forman aleaciones de unos con otros y compuestos iónicos similares a sales con compuestos no metálicos —siempre que no sean los gases nobles—. La mayoría de los no metales son gases incoloros o de colores; pueden formar enlaces covalentes con otros elementos no metálicos. Entre metales y no metales están los metaloides, que tienen propiedades intermedias o mixtas.​

Metales y no metales pueden clasificarse en sub_categorías que muestran una gradación desde lo metálico a las propiedades no metálicas, de izquierda a derecha, en las filas: metales alcalinos —altamente reactivos—, metales alcalinotérreos —menos reactivos—, lantánidos y actínidos, metales de transición y metales post-transición. Los no metales se subdividen simplemente en no metales poliatómicos —que, por estar más cercanos a los metaloides, muestran cierto carácter metálico incipiente—, no metales diatómicos —que son esencialmente no metálicos— y los gases nobles, que son monoatómicos no metálicos y casi completamente inertes. Ocasionalmente también se señalan subgrupos dentro de los metales de transición, tales como metales refractarios y metales nobles.​

La colocación de los elementos en categorías y subcategorías en función de las propiedades compartidas es imperfecta. Hay un espectro de propiedades dentro de cada categoría y no es difícil encontrar coincidencias en los límites, como es el caso con la mayoría de los sistemas de clasificación.​ El berilio, por ejemplo, se clasifica como un metal alcalinotérreo, aunque su composición química anfótera y su tendencia a formar compuestos covalentes son dos atributos de un metal de transición químicamente débil o posterior. El radón se clasifica como un no metal y un gas noble, aunque tiene algunas características químicas catiónicas más características de un metal. También es posible clasificar con base en la división de los elementos en categorías de sucesos, mineralógicos o estructuras cristalinas. La categorización de los elementos de esta forma se remonta a por lo menos 1869, cuando Hinrichs escribió que se pueden extraer líneas sencillas de límites para mostrar los elementos que tienen propiedades similares, tales como metales y no metales, o los elementos gaseosos.​

Otras formas de representar la tabla periódica

Variantes de la composición del grupo 3

Hay tres variantes principales de la tabla periódica, cada una diferente en cuanto a la constitución del grupo 3. Escandio e itrio se muestran de manera uniforme, ya que son los dos primeros miembros de este grupo; las diferencias dependen de la identidad de los miembros restantes.​

El grupo 3 está formado por Sc, Y, y La, Ac. Lantano (La) y actinio (Ac) ocupan los dos puestos por debajo del itrio (Y). Esta variante es la más común. Hace hincapié en las similitudes de las tendencias periódicas bajando los grupos 1, 2 y 3, a expensas de las discontinuidades en las tendencias periódicas entre los grupos 3 y 4 y la fragmentación de los lantánidos y actínidos.​

El grupo 3 está formado por Sc, Y, y Lu, Lr. Lutecio (Lu) y lawrencio (Lr) ocupan los dos puestos por debajo del itrio. Esta variante conserva un bloque f de 14 columnas de ancho, a la vez que desfragmenta a lantánidos y actínidos. Enfatiza las similitudes de tendencias periódicas entre el grupo 3 y los siguientes grupos a expensas de discontinuidades en las tendencias periódicas entre los grupos 2 y 3.​

El grupo 3 está formado por Sc, Y, y 15 lantánidos y 15 actínidos. Las dos posiciones por debajo de itrio contienen los lantánidos y los actínidos (posiblemente por notas al pie). Esta variante enfatiza las similitudes en la química de los 15 elementos lantánidos (La-Lu), a expensas de la ambigüedad en cuanto a los elementos que ocupan las dos posiciones por debajo de itrio del grupo 3, y aparentemente de un bloque f amplio de 15 columnas —solo puede haber 14 elementos en cualquier fila del bloque f—.​

Las tres variantes se originan de las dificultades históricas en la colocación de los lantánidos de la tabla periódica, y los argumentos en cuanto a dónde empiezan y terminan los elementos del bloque f. Se ha afirmado que tales argumentos son la prueba de que «es un error de romper el sistema [periódico] en bloques fuertemente delimitados».​ Del mismo modo, algunas versiones de la tabla dos marcadores han sido criticados por lo que implica que los 15 lantánidos ocupan la caja única o lugar por debajo de itrio,​ en violación del principio básico de «un lugar, un elemento».​

Forma larga de la tabla periódica, como resultado de la asignación de los lantánidos y actínidos al grupo 3, bajo Sc e Y.

Tablas periódicas con estructura diferente

La tabla periódica moderna a veces se expande a su forma larga o de 32 columnas restableciendo los elementos del bloque f a su posición natural entre los bloques s y d. A diferencia de la forma de 18 columnas, esta disposición da como resultado «el aumento sin interrupciones a la secuencia de los números atómicos».​ También se hace más fácil ver la relación del bloque f con los otros bloques de la tabla periódica.​ Jensen aboga por una forma de tabla con 32 columnas con base en que los lantánidos y actínidos son relegados en la mente de los estudiantes como elementos opacos y poco importantes que pueden ser puestos en cuarentena e ignorados.​ A pesar de estas ventajas, los editores generalmente evitan la formulación de 32 columnas porque su relación rectangular no se adapta adecuadamente a la proporción de una página de libro.​

La tabla periódica en el formato de 32 columnas.

Los científicos discuten la eficiencia de cada modelo de tabla periódica. Muchos cuestionan incluso que la distribución bidimensional sea la mejor. Argumentan que se basa en una convención y en conveniencia, principalmente por la necesidad de ajustarlas a la página de un libro y otras presentaciones en el plano. El propio Mendeléyev no estaba conforme y consideró la distribución en espiral, sin suerte. Algunos argumentos en favor de nuevos modelos consisten en, por ejemplo, la ubicación del grupo de los lantánidos y de los actínidos fuera del cuerpo de la tabla, e incluso que el helio debería estar ubicado en el grupo 2 de los alcaniotérreos, pues comparte con ellos dos electrones en su capa externa. Por ello con los años se han desarrollado otras tablas periódicas ordenadas en forma distinta, como por ejemplo en triángulo, pirámide, tablas en escalones, torre y en espiral.​ A este último tipo corresponde la galaxia química, la espiral de Theodor Benfey​ y la forma en espiral-fractal de Melinda E Green. Se estima que se han publicado más de 700 versiones de la tabla periódica.​

Según Phillip Stewart, si Mendeléyev hubiera seguido desarrollando el modelo en espiral, hubiera podido predecir las propiedades de los halógenos. Utilizando esta idea, el propio Stewart creó una tabla periódica en espiral a la que dio en llamar «Galaxia química», en la que acomoda la longitud creciente de los períodos en los brazos de una galaxia en espiral.​

En palabras de Theodor Benfey, la tabla y la ley periódica

son el corazón de la química —comparables a lo que la teoría de la evolución en biología (que sucedió al concepto de la Gran Cadena del Ser) y las leyes de la termodinámica en la física clásica. Sin embargo, la tabla periódica estándar como se muestra en los salones de clase y se utiliza en los libros de texto siempre me pareció completamente insatisfactoria. Con sus lagunas de mamut en el primer y segundo períodos y las colecciones no unidas de lantánidos y actínidos flotantes por debajo de la tabla, la última impresión que un estudiante tendría sería el sentido de la periodicidad de un elemento.

Theodor Benfey³​

Tabla en espiral de Benfey.

Su preocupación, pues, era estrictamente pedagógica. Por ese motivo diseñó una tabla periódica oval similar a un campo de fútbol que no mostraba saltos ni elementos flotantes.​ Ordena los elementos en una espiral continua, con el hidrógeno en el centro y los metales de transición, los lantánidos y los actínidos ocupando las penínsulas.​ No obstante, no se sintió satisfecho con el resultado, ya que no tenía espacio suficiente para los lantánidos. Por ello en un rediseño posterior creó una protusión para hacerles sitio y lo publicó en 1964 en la revista de la que era redactor jefe, Chemistry (química), de la American Chemical Society. La tabla fue modificada para dejar abierta la posibilidad de acomodar nuevos elementos transuránicos que todavía no se habían detectado, cuya existencia había sido sugerida por Glenn Seaborg, así como otros cambios menores. La espiral de Benfey fue publicada en calendarios, libros de texto y utilizada por la industria química, por lo cual se volvió popular.​

La tabla fractal se basa en la continuidad de las características del elemento al final de una fila con el que se encuentra al inicio de la siguiente, lo que sugiere que la distribución podría representarse mejor con un cilindro en lugar de fraccionar la tabla en columnas. Además, en algunos casos había muchas diferencias entre algunos elementos con números atómicos bajos. Por otra parte, la tabla incorpora la familia de los actínidos y los lantánidos al diseño general, ubicándolos en el lugar que les correspondería por número atómico, en lugar de mantenerlos separados en dos grupos flotantes al final como sucede en la tabla estándar. El resultado es que las familias, en lugar de seguir columnas, siguen arcos radiales. Esta tabla evidencia la periodicidad introduciendo horquillas en el inicio de los períodos de longitud 8, 18 y 32.​

La mayoría de las tablas periódicas son de dos dimensiones; sin embargo, se conocen tablas en tres dimensiones al menos desde 1862 (pre-data tabla bidimensional de Mendeléyev de 1869). Como ejemplos más recientes se puede citar la Clasificación Periódica de Courtines (1925),​ el Sistema de Lámina de Wrigley (1949),​ la hélice periódica de Giguère (1965)​ y el árbol periódico de Dufour (1996).​ Se ha descrito que la Tabla Periódica de Stowe (1989) tiene cuatro dimensiones —tres espaciales y una de color—.​

Las diversas formas de tablas periódicas pueden ser consideradas como un continuo en la química-física.​ Hacia el final del continuo químico se puede encontrar, por ejemplo, la Tabla Periódica Inorgánica de Rayner-Canham (2002),​ que hace hincapié en las tendencias, patrones, relaciones y propiedades químicas inusuales. Cerca del final del continuo físico está la tabla periódica ampliada escalonada por la izquierda de Janet (1928). Tiene una estructura que muestra una relación más estrecha con el orden de llenado de electrones por capa y, por asociación, la mecánica cuántica.​ En algún lugar en medio del continuo se ubica la ubica tabla periódica estándar; se considera que expresa las mejores tendencias empíricas en el estado físico, la conductividad eléctrica y térmica, los números de oxidación, y otras propiedades fácilmente inferidas de las técnicas tradicionales del laboratorio químico.​

Datos adicionales y controversias

Elementos sin propiedades químicas conocidas

Los elementos 108 (hasio), 112 (copernicio) y 114 (flerovio) no tienen propiedades químicas conocidas. Otros elementos superpesados pueden comportarse de forma diferente a lo que se predice por extrapolación, debido a los efectos relativistas; por ejemplo, se predijo que el flerovio exhibiría posiblemente algunas propiedades similares a las de los gases nobles, aunque actualmente (2016) se coloca en el grupo del carbono.​ Sin embargo, experimentos posteriores sugieren que se comporta químicamente como plomo, como se espera a partir de su posición de la tabla periódica.​

Otras extensiones de la tabla periódica

No está claro si los nuevos elementos encontrados continuarán el patrón de la tabla periódica estándar como parte del período 8 o se necesitará nuevos ajustes o adaptaciones. Seaborg espera que este periodo siga el patrón previamente establecido exactamente, de modo que incluiría un bloque s para los elementos 119 y 120, un nuevo bloque g para los próximos 18 elementos, y 30 elementos adicionales continuarían los bloques actuales f, d, y p.​ Los físicos tales como Pekka Pyykkö han teorizado que estos elementos adicionales no seguirían la regla de Madelung, que predice cómo se llenan de capas de electrones, y por lo tanto afectarán la apariencia de la tabla periódica estándar.​

Elemento con el número atómico más alto posible

El número de posibles elementos no se conoce. En 1911 Elliot Adams, con base en la disposición de los elementos en cada fila de la tabla periódica horizontal, predijo que no existirían los elementos de peso atómico superior a 256 —lo que estaría entre los elementos 99 y 100 en términos de hoy en día—.​ La estimación reciente más alta es que la tabla periódica puede terminar poco después de la isla de estabilidad,​ que según se considere un modelo relativista o no se centrará alrededor de Z = 120 y N = 172 o Z = 124-126 y N = 184, ya que la extensión de la tabla periódica está restringida por las líneas de goteo​ de protones y de neutrones.​ Otras predicciones del fin de la tabla periódica incluyen al elemento 128 de John Emsley,​ al elemento 137 de Richard Feynman,​ y al elemento 155 de Albert Khazan.​

Modelo de Bohr

El modelo de Bohr, no relativista, exhibe dificultad para los átomos con número atómico superior a 137, ya que estos requerirían que los electrones 1s viajen más rápido que c, la velocidad de la luz, lo que lo vuelve inexacto y no se puede aplicar a estos elementos.​

Ecuación relativista de Dirac

La ecuación relativista de Dirac tiene problemas para elementos con más de 137 protones. Para ellos, la función de onda del estado fundamental de Dirac es oscilatoria, y no hay diferencia entre los espectros de energía positivo y negativo, como en la paradoja de Klein.​ Si se realizan cálculos más precisos, teniendo en cuenta los efectos del tamaño finito del núcleo, se encuentra que la energía de enlace excede el límite para los elementos con más de 173 protones. Para los elementos más pesados, si el orbital más interno (1s) no está lleno, el campo eléctrico del núcleo tira de un electrón del vacío, lo que resulta en la emisión espontánea de un positrón;​ sin embargo, esto no sucede si el orbital más interno está lleno, de modo que el elemento 173 no es necesariamente el final de la tabla periódica.​

Colocación del hidrógeno y el helio

Solamente siguiendo las configuraciones electrónicas, el hidrógeno (configuración electrónica 1s¹) y el helio (1s²) se colocan en los grupos 1 y 2, por encima de litio ([He]2s¹) y berilio ([He]2s²).​ Sin embargo, esta colocación se utiliza rara vez fuera del contexto de las configuraciones electrónicas: cuando los gases nobles —entonces llamados «gases inertes»— fueron descubiertos por primera vez alrededor de 1900, se los identificaba como «el grupo 0», lo que reflejaba que no se les conocía ninguna reactividad química en ese momento, y el helio se colocó en la parte superior de ese grupo, porque compartía esta situación extrema. Aunque el grupo cambió su número formal, muchos autores siguieron colocando al helio directamente por encima del neón, en el grupo 18; uno de los ejemplos de tal colocación es la tabla IUPAC actual.​Las propiedades químicas del hidrógeno no son muy cercanas a los de los metales alcalinos, que ocupan el grupo 1, y por eso el hidrógeno a veces se coloca en otra parte: una de las alternativas más comunes es en el grupo 17. Una de las razones para ello es la estrictamente univalente química predominantemente no metálica del hidrógeno, la del flúor —el elemento colocado en la parte superior del grupo 17— es estrictamente univalente y no metálica. A veces, para mostrar cómo el hidrógeno tiene tanto propiedades correspondientes a las de los metales alcalinos y a los halógenos, puede aparecer en dos columnas al mismo tiempo.​ También puede aparecer por encima del carbono en el grupo 14: así ubicado, se adapta bien al aumento de las tendencias de los valores de potencial de ionización y los valores de afinidad de electrones, y no se aleja demasiado de la tendencia de electronegatividad.​ Por último, el hidrógeno a veces se coloca por separado de cualquier grupo porque sus propiedades en general difieren de las de cualquier grupo: a diferencia del hidrógeno, los otros elementos del grupo 1 muestran un comportamiento extremadamente metálico; los elementos del grupo 17 comúnmente forman sales —de ahí el término «halógeno»—; los elementos de cualquier otro grupo muestran una química multivalente. El otro elemento del periodo 1, el helio, a veces se coloca separado de cualquier grupo también.​ La propiedad que distingue al helio del resto de los gases nobles —a pesar de que su extraordinario carácter inerte está muy cerca del neón y el argón—​ es que, en su capa cerrada de electrones, el helio tiene solo dos electrones en el orbital más externo, mientras que el resto de los gases nobles tienen ocho.

Grupos incluidos en los metales de transición

Según IUPAC un metal de transición es «un elemento cuyo átomo tiene una subcapa d incompleta o que puede dar lugar a cationes».​ De acuerdo con esta definición, todos los elementos en los grupos del 3 al 11 son metales de transición y se excluye al grupo 12, que comprende zinc, cadmio y mercurio.

Algunos químicos consideran que los «elementos del bloque d» y los «metales de transición» son categorías intercambiables, incluyendo por tanto al grupo 12 como un caso especial de metal de transición en el que los electrones d no participan normalmente en el enlace químico. El descubrimiento de que el mercurio puede utilizar sus electrones d en la formación de fluoruro de mercurio (IV) (HgF₄) llevó a algunos científicos a sugerir que el mercurio puede ser considerado un metal de transición.​ Otros, como Jensen, argumentan que la formación de un compuesto como HgF4 puede ocurrir solo bajo condiciones muy anormales. Como tal, el mercurio no puede ser considerado como un metal de transición por ninguna interpretación razonable en el sentido normal del término.​

En otros casos hay quienes no incluyen al grupo 3, argumentando que estos no forman iones con una capa d parcialmente ocupada y por lo tanto no presentan las propiedades características de la química de los metales de transición.​

Elementos en el grupo 3 del periodo 6 y 7

Aunque el escandio y el itrio son siempre los dos primeros elementos del grupo 3, la identidad de los próximos dos elementos no se resuelve. O bien son lantano y actinio, o lutecio y lawrencio. Existen argumentos físicos y químicos para apoyar esta última disposición,​ pero no todos los autores están convencidos.​

Tradicionalmente se representa al lantano y al actinio como los restantes miembros del grupo 3. Se ha sugerido que este diseño se originó en la década de 1940, con la aparición de las tablas periódicas que dependen de las configuraciones electrónicas de los elementos y la noción de la diferenciación de electrones.

Las configuraciones de cesio, bario y lantano son [Xe]6s¹, [Xe]6s² y [Xe]5d¹6s². Por lo tanto el lantano tiene un electrón diferenciador 5d y esto lo establece «en el grupo 3 como el primer miembro del bloque d para el periodo 6».​

En el grupo 3 se ve un conjunto consistente de configuraciones electrónicas: escandio [Ar]3d¹4s², itrio [Kr]4d¹5s² y lantano. Aún en el período 6, se le asignó al iterbio una configuración electrónica de [Xe]4f¹³5d¹6s² y [Xe]4f¹⁴5d¹6s² para el lutecio, lo que resulta «en un electrón diferenciante 4f para el lutecio y lo establece firmemente como el último miembro del bloque f para el período 6.»​ Matthias​ describe la colocación del lantano en virtud del itrio como «un error en el sistema periódico —por desgracia propagado mayoritariamente por la compañía Welch [Sargent-Welch]… y …todo el mundo la copió». Lavelle lo refutó aportando una serie de libros de referencia conocidos en los que se presentaban tablas periódicas con tal disposición.​

Las primeras técnicas para separar químicamente escandio, itrio y lutecio se basaron en que estos elementos se produjeron juntos en el llamado «grupo de itrio», mientras que La y Ac se produjeron juntos en el «grupo del cerio».​ Por consiguiente, en los años 1920 y 30 algunos químicos colocaron el lutecio en el grupo 3 en lugar del lantano.​

Posteriores trabajos espectroscópicos encontraron que la configuración electrónica de iterbio era de hecho [Xe]4f¹⁴6s². Esto significaba que iterbio y lutecio tenían 14 electrones f, «resultando en un electrón diferenciante d en lugar de f» para el último, lo que lo hacía un «candidato igualmente válido» para la siguiente posición de la tabla periódica en el grupo 3 debajo del itrio.​ Varios físicos en los años 1950 y 60 optaron por lutecio, a la luz de una comparación de varias de sus propiedades físicas con las del lantano.​ Esta disposición, en la que el lantano es el primer miembro del bloque f, es cuestionada por algunos autores, ya que este elemento carece de electrones f. Sin embargo, se ha argumentado que esta no es una preocupación válida dado que existen otras anomalías en la tabla periódica, como por ejemplo el torio, que no tiene electrones f, pero forma parte de ese bloque.​ En cuanto al lawrencio, su configuración electrónica se confirmó en 2015 como [Rn]5f¹⁴7s²7p¹, lo que representa otra anomalía de la tabla periódica, independientemente de si se coloca en el bloque d o f, pues la potencialmente aplicable posición de bloque p se ha reservado para el nihonio al que se le prevé una configuración electrónica de [Rn]5f¹⁴6d¹⁰7s²7p¹.​

Forma óptima

Las muchas formas diferentes de la tabla periódica han llevado a preguntarse si existe una forma óptima o definitiva. Se cree que la respuesta a esta pregunta depende de si la periodicidad química tiene una verdad subyacente, o es en cambio el producto de la interpretación humana subjetiva, dependiente de la circunstancias, las creencias y las predilecciones de los observadores humanos. Se podría establecer una base objetiva para la periodicidad química determinando la ubicación del hidrógeno y el helio, y la composición del grupo 3. En ausencia de una verdad objetiva, las diferentes formas de la tabla periódica pueden ser consideradas variaciones de la periodicidad química, cada una de las cuales explora y hace hincapié en diferentes aspectos, propiedades, perspectivas y relaciones de y entre los elementos. Se cree que la ubicuidad de la tabla periódica estándar es una consecuencia de su diseño, que tiene un equilibrio de características en términos de facilidad de construcción y tamaño, y su descripción de orden atómico y tendencias periódicas.

​Fuente: Wikipedia