1) El documento describe el método desarrollado por Stanislao Cannizzaro en 1858 para determinar las masas atómicas de los elementos. 2) Cannizzaro determinó que el volumen molar de los gases es de 22.4 L a condiciones normales y usó esto para calcular las masas moleculares de compuestos gaseosos. 3) Luego analizó la composición de estos compuestos y calculó las masas atómicas de los elementos como el máximo común divisor de los valores obtenidos.

1. 2ª Revolución de la química
El orden de la diversidad de las sustancias.

2. Masa molar
La masa molar (símbolo M) es una propiedad física definida como la masa de
una sustancia dada por cantidad de sustancia. Su unidad de medida en el SI
es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol−1), sin embargo, por razones
históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol
(g/mol).
Las sustancias puras poseen una masa molar intensiva y característica, ya sea
esta un elemento o un compuesto. Por ejemplo, la masa molar aproximada
del agua es: M (H2O) ≈ 18 g·mol-1.
El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo:
A) es una cantidad física definida como la suma de la cantidad de las
masas y del número atómico con el símbolo (Z) de un elemento (de un
origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es
decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se
utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso
atómico estándar, que a intervalos regulares publica la International
Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Se pretende que sean
aplicables a materiales de laboratorios normales.
Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una
amplia variedad de libros de texto, catálogos
comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se
puede usar también la expresión masa atómica relativa. En
consecuencia, desde por lo menos 1860 y hasta el decenio de 1960, el
uso continuado de la locución ha atraído una controversia
considerable6 (véase más adelante).
A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos
individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Varían de
una muestra a otra. Sin embargo, en muestras normales son
suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en
química. Se debe no confundir al peso atómico con la masa atómica.

3. Masa molar
La masa molar (símbolo M) es una propiedad física definida como la masa de
una sustancia dada por cantidad de sustancia. Su unidad de medida en el SI
es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol−1), sin embargo, por razones
históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol
(g/mol).
Las sustancias puras poseen una masa molar intensiva y característica, ya sea
esta un elemento o un compuesto. Por ejemplo, la masa molar aproximada
del agua es: M (H2O) ≈ 18 g·mol-1.
El peso atómico (también llamado Masa Atómica Relativa) (símbolo:
A) es una cantidad física definida como la suma de la cantidad de las
masas y del número atómico con el símbolo (Z) de un elemento (de un
origen dado) expresados en Unidad de masa atómica o U.M.A. (es
decir, a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12). El concepto se
utiliza generalmente sin mayor calificación para referirse al peso
atómico estándar, que a intervalos regulares publica la International
Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Se pretende que sean
aplicables a materiales de laboratorios normales.
Los valores de estos pesos atómicos estándar están reimpresos en una
amplia variedad de libros de texto, catálogos
comerciales, pósters, etcétera. Para describir esta cantidad física se
puede usar también la expresión masa atómica relativa. En
consecuencia, desde por lo menos 1860 y hasta el decenio de 1960, el
uso continuado de la locución ha atraído una controversia considerable
(véase más adelante).
A diferencia de las masas atómicas (las masas de los átomos
individuales), los pesos atómicos no son constantes físicas. Varían de
una muestra a otra. Sin embargo, en muestras normales son
suficientemente constantes para ser de importancia fundamental en
química. Se debe no confundir al peso atómico con la masa atómica.
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4. Pesos molecular y atómico por Cannizaro
El problema de la determinación de los pesos atómicos quedó
resuelto en 1858 por el químico italiano Stanislao Cannizzaro (18261910) quien reafirmó el concepto de molécula propuesto
anteriormente por Avogadro. En un sentido amplio, las moléculas son
agregados de átomos, los compuestos están formados por moléculas
y por lo tanto, el peso molecular de un compuesto será el peso de
una mole de moléculas. Cannizzaro encontró que el peso molecular
(M) de un compuesto gaseoso es aproximadamente el doble de su
densidad relativa respecto al Hidrógeno, y que el peso atómico de un
elemento es el peso más pequeño del mismo contenido en un peso
molecular de cualquiera de sus compuestos.
Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos
elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen
dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran
una "lista" consistente de los elementos.
La tabla periodica,Cannizaro
La tabla periódica se descubrió gracias al químico italiano Stanislao
Cannizzaro (1826-1910). En 1858 publicó una lista de pesos atómicos
fijos (que ahora se conocen como masas atómicas relativas) para los
sesenta elementos que entonces se conocían. Al ordenar los
elementos de menor a mayor peso atómico, las propiedades
químicas se repetían curiosamente a intervalos regulares.

5. Metodo de Cannizaro
Dado que los átomos son indivisibles, en una molécula debe haber
necesariamente un número entero, y casi siempre sencillo, de átomos de
cada clase. Si se determina el peso molecular de los compuestos de un
elemento y el porcentaje en que entra este elemento en cada uno de los
compuestos, las cantidades halladas son múltiplos sencillos del peso
atómico del elemento.
Fue Cannizaro quien determinó que un mol de gas ocupaba un volumen
de 22,4 L en condiciones normales (c.n.). Su método permitió determinar
la masa atómica relativa de algunos elementos.
En la tabla se muestra como ejemplo de la utilización de este método
para varios compuestos de carbono (A = acetona; B = metano; C =
etanol; D = formaldehído; E = acetileno).
A partir del dato del volumen molar (22,4 L de compuesto) Cannizzaro
averiguaba la masa molecular de un determinado compuesto gaseoso del
elemento (p. el carbono), como se muestra en la segunda columna de la
tabla.
A continuación se hacía un análisis elemental de cada compuesto,
hallando el porcentaje del elemento (ver composición centesimal) en cada
uno de los compuestos analizados (segunda columna).
Finalmente se calculaba la masa del elemento en la masa molecular de
cada compuesto (haciendo el producto de los datos contenidos en la
columna segunda y tercera).
La masa así calculada debe ser la masa atómica (si en el compuesto
entra un sólo átomo de carbono por molécula) o un múltiplo entero de
éste si entra más de uno.
Si se elige un número suficiente de compuestos, es muy probable que al
menos uno de ellos contenga un sólo átomo por molécula de compuesto,
de este modo la masa atómica debe ser el valor más bajo (es decir, el
máximo común divisor de todos los valores obtenidos). Por ello este
método se conoce también como método del máximo común divisor.

6. Metodo de Cannizaro
Dado que los átomos son indivisibles, en una molécula debe haber
necesariamente un número entero, y casi siempre sencillo, de átomos de
cada clase. Si se determina el peso molecular de los compuestos de un
elemento y el porcentaje en que entra este elemento en cada uno de los
compuestos, las cantidades halladas son múltiplos sencillos del peso
atómico del elemento.
Fue Cannizaro quien determinó que un mol de gas ocupaba un volumen
de 22,4 L en condiciones normales (c.n.). Su método permitió determinar
la masa atómica relativa de algunos elementos.
En la tabla se muestra como ejemplo de la utilización de este método
para varios compuestos de carbono (A = acetona; B = metano; C =
etanol; D = formaldehído; E = acetileno).
A partir del dato del volumen molar (22,4 L de compuesto) Cannizzaro
averiguaba la masa molecular de un determinado compuesto gaseoso del
elemento (p. el carbono), como se muestra en la segunda columna de la
tabla.
A continuación se hacía un análisis elemental de cada compuesto,
hallando el porcentaje del elemento (ver composición centesimal) en cada
uno de los compuestos analizados (segunda columna).
Finalmente se calculaba la masa del elemento en la masa molecular de
cada compuesto (haciendo el producto de los datos contenidos en la
columna segunda y tercera).
La masa así calculada debe ser la masa atómica (si en el compuesto
entra un sólo átomo de carbono por molécula) o un múltiplo entero de
éste si entra más de uno.
Si se elige un número suficiente de compuestos, es muy probable que al
menos uno de ellos contenga un sólo átomo por molécula de compuesto,
de este modo la masa atómica debe ser el valor más bajo (es decir, el
máximo común divisor de todos los valores obtenidos). Por ello este
método se conoce también como método del máximo común divisor.
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7. La Tabla Periódica
(Los Elementos y la Estructura Atómica)
LA TABLA DE MENDELEYEV
El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev nació en la ciudad
de Tobolsk en Siberia el 27 de enero (8 de febrero en el calendario
vigente) de 1834. Estudió en el Instituto Principal Pedagógico de
San Petersburgo, donde obtuvo su grado con la disertación
magisterial Volúmenes Específicos. Posteriormente recibió el
nombramiento de Docente-Privado en la Universidad de
Petersburgo. En 1859, viajó a Hiedelberg, donde permaneció dos
años, con objeto de prepararse para recibir el nombramiento de
Profesor. En esta ciudad alemana trabajó con Robert Wilhelm
Bunsen (1811-1899) y Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887),
químicos muy reconocidos por sus diversas aportaciones al
avance de la ciencia. En 1865, de regreso a Rusia, fue nombrado
profesor de la Universidad de Petersburgo y tres años más tarde
empezó a escribir el libro Fundamentos de Química.
Mendeleiev estaba preocupado por lo difícil que resultaba a los
estudiantes aprender Química dado que la información acerca de
las propiedades de las sustancias era escasa, estaba muy dispersa
en la literatura y casi nunca se presentaba en forma que reflejara
las relaciones entre las diversas sustancias.
Tras una larga y tediosa revisión bibliográfica y con la ayuda de su
propia experimentación, en los casos en que no encontraba
información, Mendeleiev escribió la serie de artículos que quizá
sea la más importante en la historia de la Química, debido a que
permitió sistematizar y ordenar una cantidad muy grande de
conocimientos químicos y proveyó a la Química de una gran
capacidad predictiva. Mendeleiev compara elementos con
propiedades similares y encuentra que las propiedades de los
elementos dependen de manera regular del cambio de peso
atómico; pero a diferencia de Meyer, presenta sus resultados en
forma de tabla agrupando a los elementos con propiedades
semejantes , esto se ve a continuacion

8. Dmitri
Mendeléyev
Ti = 50
Zr = 90
? = 180
V = 51
Nb = 94
Ta = 182
Cr = 52
Mo = 96
W = 186
Mn = 55
Rh =
104.4
Pt =
197.4
Fe = 56
Ru =
104.4
Ni = Co = Pd =
59
106.6
Cu = 63.4 Ag = 108
H=1
Ir = 198
Os = 199
Hg = 200
Be = 9.4
Zn = 65.2
Cd = 112
B = 11
Al = 27.4
? = 68
U = 116
C = 12
Si = 28
? = 70
Sn = 118
N = 14
P = 31
As = 75
Sb = 122
0 = 16
S = 32
Se = 79.4
F = 19
Li = 7
Mg = 24
Cl = 35.5
Br = 80
Te = 128
?
I = 127
Na = 23
K = 39
Rb = 85.4 Cs = 133
Tl = 204
Ca = 40
Sr = 87.6
Pb = 207
? = 45
Ce = 92
? Er = 56
La = 94
? Yb = 60
Dy = 95
? In =
75.6
Th = 118
?
Ba = 137
Au = 197
?
Bi = 210 ?

9. Dimitri
Mendeleyev2
En el año 1871 Mendeleiev presentó una nueva versión de la tabla en la que
mejoró la localización de algunos elementos cuya posición no era satisfactoria.
Recolocó el Pb como homólogo del Sn, separándolo así del Ba (Meyer ya lo
había presentado así). Cambió la posición del U que estaba en el grupo del B
(con un nuevo valor del peso atómico de 240) al grupo del Cr, justo debajo del
W. Cambió el peso atómico del In y lo situó en el grupo del B, como Meyer
había hecho un año antes. También el Ce, La y Th fueron cambiados de lugar y
pasaron al grupo del Ti y Zr gracias a un cambio en los pesos atómicos. De esta
manera eliminó los ocho elementos de transición que en la propuesta anterior
habían quedado por abajo y separados del resto. No obstante algunos de ellos,
como Yt, Er o Di, quedaban con valores de pesos atómicos aún no muy
definidos.
Al mismo tiempo hizo un cambio de filas por columnas quedando la tabla así,
prácticamente igual a la que manejamos actualmente. Sólo el U fue desplazado
al grupo de los actínidos por Seaborg.
La tabla había sido presentada como una ley general para todos los elementos
sin ninguna excepción. Además de dejar casillas vacías, lo cual no era ninguna
novedad pues ya Odling y Meyer lo habían hecho, se atrevió a predecir las
propiedades de esos elementos aun por descubrir, deducidas a partir de los
valores de los cuatro elementos que los rodeaban. La exactitud de estos valores
se demostró cuando fueron descubiertos y dejó a los elementos no como entes
aislados e independientes sino como nudos dentro de una red interrelacionada
y bien definida
Esto se ve a continuacion

10. I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
Li = 7
Be =
9,4
B = 11
C=12 N = 14 O = 16 F = 19
Na =
23
Mg=2
4
Al=27,
4
Si=28 P = 31 S = 32
Cl =
35,5
K =39
Ca=40
?=44
Ti=50
?
Mn
=55
H=1
(Cu=6
Zn=65
3)
? =68
Rb=85 Sr=87
?Yt
=88?
(Ag=1 Cd=11
08)
2
?=72
Zr=90
In
=113
Sn=1
18
Cs=13
Ba=37 ? =137
3
Ce=1
38?
-
-
-
-
-
-
(Au=1 Hg=20
Tl=204
97)
0
-
-
V =51 Cr =52
As
=75
Nb
=94
Se
Br =80
=78
Mo
=96
?=100
Ru=104, Rh=104, Pd=104, Ag =108
Sb
Te
J =127
=122 =128?
-
-
-
-
-
-
-
Ta=18
2
W=18
4
Pb=2
07
Bi=20
8
-
Th=2
32
Fe=56, Co=59, Ni=59, Cu=63
-
Ur
=240
-
-
Os=199, Ir=198?, Pt=197, Au=197
-
-