1. CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Cronología histórica de la tabla periódica:
La semejanza de las propiedades físicas y químicas de ciertos elementos sugirió a
los científicos del siglo XIX la posibilidad de ordenarlos sistemáticamente o
agruparlos de a acuerdo con determinado criterio.
Hacia 1817 se conocían aproximadamente 50 elementos químicos, varios de ellos
provenían desde tiempos prehistóricos
En 1817 Döbereiner observó que, por afinidad de sus propiedades químicas,
muchos elementos podían ser agrupados de a tres (“tríadas”). Así ocurría, por
ejemplo, con el Litio, el Sodio y el Potasio. Verificó entonces que el peso atómico
del elemento central de la tríada podía ser obtenido, aproximadamente,
promediando el de los otros dos:
A (Li)
=
A (Na) =
A (K) =
6.939
22.989
39.102
A(Li) + A(K)/2=
= (6.939 + 39.102)/2= 23 ≅ A(Na)
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.
La importancia del trabajo de Döbereiner radica en que fue el primer intento de
clasificación de los elementos. En su época eran muy pocos los elementos
conocidos ( alrededor de 30 ) y los valores de los pesos atómicos todavía estaban
en discusión.
Hacia 1860, el conocimiento de mayor número de elementos motivó nuevas
propuestas de clasificación. En 1864 el químico inglés Newlands intentó ordenar
los elementos, de acuerdo con su peso atómico creciente observando que,
después de cada intervalo de siete reaparecían las mismas propiedades químicas
(es decir que el octavo elemento tenía propiedades similares a las del primero). Por
su analogía con la escala musical, la clasificación fue llamada “ley de las octavas”.
Li
Be
B
C
N
O
F
6.9
9.01
10.81
12.01
14
15.99
18.99
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
22.98
24.31
26.98
28.08
30.97
32
35.45
K
39.10
Ca
40.08
1

2. En las columnas que resultan de la clasificación de Newlands se observa la
presencia de los elementos pertenecientes a una misma tríada (por ejemplo, Li, Na
y K).
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 Be (berilio), que presenta
propiedades químicas similares al Mg (magnesio); con el B (boro) y el Al (aluminio),
y así sucesivamente.
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:
En el año 1869, el genial químico ruso Dimitri 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 ( alrededor de 60 ) en orden
creciente de sus pesos atómicos, estableciendo una relación entre ellos y sus
propiedades químicas.
Independientemente, 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.
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.
Los primeros trabajos de Mendelejeff datan de 1860 y sus conclusiones fueron
leídas 1869 en la sociedad Química Rusa. El mismo resumió su trabajo en los
siguientes postulados:
1. Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos, muestran una
evidente periodicidad.
2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen pesos
atómicos semejantes (K, Rb, Cs).
3. La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos corresponde
a su valencia.
4. Los elementos más difundidos en la Naturaleza son los de peso atómico
pequeño. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. Son
elementos típicos.
5. El valor del peso atómico caracteriza un elemento y permite predecir sus
propiedades.
2

3. 6. Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos.
7. En determinados elementos puede corregirse el peso atómico si se conoce
el de los elementos adyacentes.
He aquí una síntesis clara y muy completa no solo de la construcción de la tabla,
sino también de su importancia química.
I
A
1
II
B
A
III
B
A
IV
B
A
V
B
A
VI
B
A
VII
B
A
VIII
B
H
2
Li
Be
B
C
N
O
F
3
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
4
K
Ca
Cu
5
Rb
Zn
Sr
Ag
6
(1) Ti
Cs
Y
Cd
Ba
Au
(2)
V
(3)
Zr
In
Sn
Hg Ti
Pb
Fe Co Ni
Mn
Se
Br
Ru Rh
Mo
Sb
Ta
Th
(1) Eka-Boro
As
Nb
La
7
Cr
Te
W
Pd
Os
Pt
I
Ir
Bi
U
(2) Eka- Aluminio
(3)Eka-Silicio
Mendeleiev dejó espacios en su tabla y predijo que esos 10 elementos se
descubrirían más tarde y no solamente eso, sino que además dedujo sus
propiedades físicas y químicas con bastante acierto. De esos 10, 7 elementos se
encontraron más tarde, uno, el tecnecio, se produjo artificialmente y los otros dos
no existen y no corresponden a lugares vacíos en las tablas actuales.
Las propiedades del eka-silicio fueron anunciadas por el químico ruso en 1871, que
responden a las del actual germanio descubierto en 1886 ; también predijo las
propiedades del galio (eka-aluminio), descubierto en 1875 y las propiedades del
escandio (eka-boro) descubierto en 1879
Peso atómico
Densidad
Color
Formación del óxido
Formación del
cloruro
Ekasilicio
72
5.5
gris
oscuro
Es O2
Es Cl4
Germanio
72.6
5.47
blanco
grisáceo
Ge O2
Ge Cl4
3

4. Peso atómico
Densidad
Punto de fusión
Ekaalumino
68
5.9
bajo
Galio
69.72
5.94
30.15°C
Además, Mendeleiev alteró el ordenamiento horizontal de algunos elementos en
orden creciente de sus pesos atómicos, para respetar las propiedades químicas
dentro de los grupos. Por ejemplo: colocó al telurio (masa atómica 127.60) antes
que el yodo (masa atómica 126.9044). De esta manera el yodo quedaba ubicado
en el mismo grupo el flúor, el cloro y el bromo, cuyas propiedades son análogas.
El estudio de la tabla periódica actual y de los conceptos relacionados con la teoría
cuántica de la estructura atómica, permite formular diversas observaciones
1) La tabla periódica puede dividirse en cuatro secciones que corresponden a
los llamados bloques s, p, d , f, de acuerdo con el subnivel en el cual se
incorpora el electrón.
bloque s
bloque p
bloque d
bloque f
2) En la tabla periódica actual existen 18 grupos o columnas verticales en cada
uno de los cuales están ubicados elementos de propiedades similares.
Aquellos que pertenecen a un mismo grupo (a excepción de los del grupo
VIII) presentan propiedades químicas similares. Por ejemplo los elementos
del primer grupo-Li (litio), Na (sodio), K (potasio), Rb (rubidio) y Cs (cesio)constituyen la familia de los metales alcalinos, con propiedades análogas:
son blandos y livianos; tienen carácter fuertemente metálico; son buenos
conductores del calor y de la electricidad; se oxidan con facilidad.
4

5. Los elementos del grupo II- Be (berilio), Mg (magnesio), Ca (calcio), Sr
(estroncio) y Ba (bario)- constituyen la familia de los alcalinotérreos.
Los del séptimo grupo- F (flúor), Cl (cloro), Br (bromo), I (yodo)- constituyen
la familia de los halógenos. Se caracterizan por tener carácter no metálico.
Cada uno de los 7 primeros grupos se divide a su vez en dos subgrupos,
llamados A y B, de acuerdo con la similitud química de los elementos. Por
ejemplo en el grupo I están ubicados Li (litio), Na (sodio), K (potasio), Cu
(cobre), Ag (plata), y Cs (cesio) por tener propiedades comunes (carácter
metálico, por ejemplo). Pero el cobre, la plata y el oro presentan algunas
propiedades específicas, como la alta conductividad eléctrica, que no
poseen los demás elementos del mismo grupo. Por lo tanto, el Li, Na, K, Cu,
Ag, Cs y Rb constituyen el subgrupo A, mientras que el Cu, Ag y Au
pertenecen al subgrupo B.
El grupo VIII incluye diversos elementos – hierro, cobalto, níquel- cuyas
propiedades no se corresponden con las de los otros. La ubicación de estos
elementos no resultó satisfactoria.
3) Para los elementos de los grupos 1 A y 2 A (bloque s), el número de grupo
al cual pertenece el elemento en la clasificación periódica coincide con el
número de electrones que tienen sus átomos en el último nivel energético.
4) Para los elementos de los grupos 3 A al 7 A (bloque p), la última cifra del
número de grupo al cual pertenece el elemento en la clasificación periódica
coincide con el número de electrones que tienen sus átomos en el último
nivel energético.
5) Existe un total de 7 periodos, de los cuales el primero tiene sólo dos
elementos.
Se dice que pertenecen a un mismo periodo , todos los elementos de la
clasificación periódica ubicados entre dos gases nobles o inertes
consecutivos e incluyendo al último de estos.
6) El número de periodo al cual pertenece un elemento en la clasificación
periódica , coincide con el número de capas de electrones que tienen sus
átomos o sea con el máximo valor del número cuántico principal.
7) Para los elementos del bloque d, el número de electrones en el último nivel
es habitualmente dos. Se los suele llamar elementos de transición.
8) Los elementos de transición en cada periodo son 10. Ello se debe a que
corresponden a los cinco valores posibles para el número cuántico
magnético (m) o sea, 5 orbitales correspondientes, con 2 posibles electrones
en cada uno.
5

6. 9) Los elementos del bloque f (lantinoides y actinoides) son habitualmente
llamados elementos de transición interna.
Son 14 elementos, ya que, para el subnivel f (número cuántico secundario =
3), existen 7 valores posibles para el número cuántico magnético (m) y, por
lo tanto 7 orbitales en los cuales pueden ubicarse hasta 14 electrones.
10) En la tabla periódica se puede observar también una línea gruesa diagonal y
escalonada que separa los elementos metálicos de los no metálicos.
Los elementos metálicos (metales) son aquellos que se encuentran hacia la
izquierda de la línea divisoria, y los no metálicos (no metales) hacia la
derecha.
Los metales poseen brillo plateado, son buenos conductores de la corriente
eléctrica y del calor. Contrariamente, los no metales, a presión y
temperatura ambiente pueden gases, líquidos o sólidos., no poseen brillo
metálico, presentan aspecto vítreo (semejante la vidrio) y son por lo general
malos conductores de la corriente eléctrica y del calor.
11) Las dos filas separadas del grupo principal de la tabla se denominan
elementos de transición interna. Debieron incluirse a continuación del La y
Ac respectivamente, lo que no se hace por razones de espacio.
12). Determinadas familias reciben nombres que reflejan alguna característica
común a los elementos que las componen:
IA
( 1) : Metales alcalinos
IIA
(2 ) : Metales alcalinotérreos
VIA: (16 ) :Calcógenos
VIIA: (17) :Halógenos
O ( 18 ) : Gases nobles
Clasificación
electrónicas
de
los
elementos
de
acuerdo
a
sus
configuraciones
Un elemento adquiere estabilidad química cuando en su capa externa presenta 8
electrones ( ns2 np6 ) , salvo el helio que, por tener Z = 2, su configuración
electrónica será 1s2.
De acuerdo a sus configuraciones externas, los elementos se clasifican en :
1) Gases inertes: presentan todas sus capas electrónicas completas
2) Elementos representativos: (bloques s , p) Presentan todas sus capas
completas, con excepción de la última. Así aparecen grupos de elementos
que en su capa externa tienen desde 1 hasta 7 electrones.
6

7. ns1
ns2 np5
3) Elementos de transición : (bloque d ) Tienen en su capa externa dos
electrones, mientras que en la inmediata adyacente, presentan incompleto el
orbital d , responden a la siguiente fórmula general:
ns2 ( n –1 ) d 1 –10
4) Elementos de transición interna: ( bloque f) Tienen incompleta la capa
externa, con sólo dos electrones, mientras que la subyacente ( n –2 ) f está
incompleta, responde a la siguiente fórmula general
ns2 ( n- 2) f 1 -
14
Propiedades periódicas : Los elementos poseen ciertas propiedades que
varían de manera similar en cada período. Es por esa razón que se les denomina
propiedades periódicas
1.-Radio atómico
El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato
en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el
tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la
nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales.
Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados
químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.
Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos
átomos vecinos.
7

8. Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A (10-10m), nanómetros
(nm, 10-9 m) picometro (pm, 10-12 m).
0
IA
H
0,37
II A
VII
III A IV A V A VI A A
Li
Be
1,23 0,90
Na Mg
1,54 1,36
He
1
0,32
B
C
N
O
F
Ne 2
0,82 0,77
0,75 0,73 0,72 0,71
VII
III B IV B V B VI B B
VIII B
IB
Al
Si
P
S
Cl Ar 3
1,18 1,11 1,06 1,02
II B
0,99 0,98
K
Ca Sc Ti
V
Cr Mn Fe Co Ni
Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
4
2,03 1,74 1,44 1,32 1,22 1,18 1,17 1,17 1,16 1,15 1,16 1,25
1,22 1,20 1,16
1,26
1,14 1,12
Rb Sr Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In
Sn Sb Te I
Xe 5
2,16 1,91 1,62 1,45 1,34 1,30 1,27 1,25 1,25 1,28 1,34 1,48 1,44 1,41 1,40 1,36 1,33
1,31
Variación periódica del Radio atómico.
Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más
externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor
energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace
que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro).
Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el
mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel.
El aumento de la carga del núcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo
es más compacto).
En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya que
los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios
atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA.
8

9. Resumen:
Los radios atómicos aumentan en términos generales hacia abajo en un grupo y
disminuyen a lo largo de un periodo
2. Potencial de ionización
1er Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su
estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado
fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor
positivo, por tratarse de una reacción endotérmica (absorbe energía).
M + (g) +1 e-
Q1er P.i. + M (g)
2º Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado
fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón
sin energía cinética.
Q 2º P.i. + M + (g)
M 2+ (g) + 1 e -
La energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los
sucesivos potenciales de ionización.
Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus
electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por
consiguiente una fácil formación de iones positivos.
Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy
deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe
una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan.
9

10. El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para
predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente
Energía de ionización
Tendencia del elemento
Tipo de compuesto
Baja
Perder electrones y dar
iones positivos
Compartir electrones
Iónicos
Ganar electrones y dar
iones negativos
Iónicos
Elevada
Muy elevada
Covalentes
Variación periódica:
Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el
potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto
pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los
que los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización
decrecerá.
En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la
tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no
aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.
En cada segmento periódico, los gases nobles tienen las energías de ionización
más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados
de ellos muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.
3.-Afinidad electrónica
Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro
gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo
gaseoso en estado fundamental.
M (g) + 1 e -
M – (g) + E.A.
10

11. Este proceso de captación de electrones suele ser favorable (la atracción nuclear
compensa la repulsión electrónica).
Las segundas, terceras, afinidades electrónicas son siempre energéticamente
desfavorables.
La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado
fundamental y gaseoso aun ión negativo con n cargas es la suma de las afinidades
electrónicas.
Variación periódica
La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la
variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir
de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está
satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y
electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la
especie.
• En resumen:
Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial
de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.
4.Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí
electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor
sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido
determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor
máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El
elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.
IA
VIIIA
H
2.1
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
He
-
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Ne
-
Na
0.9
Mg
1.2
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.1
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
VI II
IB
IIB
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
Ar
-
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Kr
-
Rh
2.2
Pd
2.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Xe
-
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Rn
-
B
11

12. • La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su
potencial de ionización y su electroafinidad.
• Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización
elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus
electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.
Variación periódica
Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda
a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.
Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan
regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son
inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que
para los de la zona superior derecha.
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que
originarán dos átomos en su unión:
El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es
apolar.
Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto
mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del
átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.
Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce
una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies
iónicas.
Compuesto
Diferencia de
electronegatividad
Tipo de enlace
F2
HF
4,0 – 4,0 = O
4,0 – 2,1 = 1,9
Covalente no polar Covalente polar
LiF
4,0 – 1 ,0 = 3
Iónico
La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par
de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad
entre átomos implicados en un enlace más polar será éste.
Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes
tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico
12

13. Carácter metálico
Se entiende por metal un elemento con pocos electrones en su última capa ( 1 ó 2)
y excepcionalmente (3 ó 4) y gran tendencia a cederlos. El no metal tendrá gran
tendencia a la captación de electrones.
Por tanto a medida que descendemos en un grupo los electrones están “ más
libres” , menos atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter
metálico aumentará.
Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad electrónica al aumentar ,
hace que el átomo tenga tendencia a captar electrones (mayor electronegatividad),
y por tanto el carácter metálico disminuirá
Links
http://profmokeur.ca/quimica/
http://tablaperiodica.educaplus.org/
http://www.youtube.com/watch?v=qwJDZjUOZao
http://www.periodicvideos.com/
http://tu.tv/videos/tabla-periodica
http://www.youtube.com/watch?v=vta9PhkUMX0&feature=related
http://www.youtube.com/watch?v=UUCOfyLiqck&feature=related
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