1. Grupos y Tabla Historia
periodos periódica
Metales, no metales
Configuración y gases nobles
electrónica
Propiedades
periódicas
Afinidad
electrónica

3. Breve historia del Sistema Periódico
En 1817, Dobereiner Destaca la existencia de similitudes entre
elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”.
En 1864 Chancourtois y el inglés Newlands anuncian la Ley de las
octavas
En 1869, el alemán Meyer pone en evidencia una cierta periodicidad
en el volumen atómico.
. Simultáneamente con el ruso Mendeleïev, la primera tabla con 63
elementos. De esta manera los elementos son clasificados
verticalmente. Las agrupaciones horizontales representan elementos
de la misma “familia".
Consiguió prever las propiedades químicas de tres de los elementos
que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos
vecinos. Cuando los elementos fueron descubiertos, ellos poseían las
propiedades predichas.
Sin embargo aunque la la clasificación de Mendeleïev marca un claro
progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de
determinación de masa atómica
A principios del siglo XX Henry Moseley propuso la ordenación por
número atómico.

4. Ley de las octavas de Newlands
1 2 3 4 5 6 7
B C N O
Li Be F
10,8 12,0 14,0 16,0
6,9 9,0 19,0
Al Si P S
Na Mg Cl
27,0 28,1 31,0 32,1
23,0 24,3 35,5
K Ca
39,0 40,0
: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede
aplicarse a los elementos más allá del Calcio..

5. Triadas de Döbereiner
LiCl CaCl2 H 2S
Litio Calcio Azufre
LiOH CaSO4 SO2
NaCl SrCl2 H2Se
Sodio Estroncio Selenio
NaOH SrSO4 SeO2
KCl BaCl2 H2Te
Potasio Bario Telurio
KOH BaSO4 TeO2
Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es
intermedia entre la de los otros dos.

6. Documento de laprimera versión de la tabla periódica en 1869. Los elementos se
clasificaban según sus masas atómicas, viéndose aparecer una periodicidad en lo
que concierne a ciertas propiedades de los elementos.

7. Henry Moseleyen 1913 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 determinar mediante 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 cada elemento.
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
H1
He 2 Li 3 Be 4 B5 C6 N7 O8 F9
Ne 10 Na 11 Mg 12 Al 13 Si 14 P 15 S 16 Cl 17
K 19 Ca 20 Sc 21 Ti 22 V 23 Cr 24 Mn 25 Fe 26, Co 27,
Ar 18 Cu 29 Zn 30 Ga 31 Ge 32 Ag 33 Se 34 Br 35 Ni 28
Rb 37 Sr 38 Y 39 Zr 40 Nb 41 Mo 42 - Ru 44, Rh 45,
Kr 36 Ag 47 Cd 48 In 49 Sn 50 Sb 51 Te 52 I 53 Pd 46
Cs 55 Ba 56 57-71 Hf 72 Ta 73 W 74 Re 75 Os 76, Ir 77, Pt
Xe 54 Au 79 Hg 80 Tl 81 Pb 82 Bi 83 Po 84 - 78

8. Grupos y períodos
El sistema periódico consta de:
filas llamadas períodos y de columnas llamadas grupos.
Los elementos conocidos hasta el momento se organizan en siete períodos y
dieciocho grupos. Tenemos ocho grupos largos y diez cortos. También nos
encontramos con dos filas que habitualmente se colocan fuera de la tabla
periódica, las denominadas 'Tierras Raras' o 'Metales de transición externa',
Los elementos que tienen propiedades similares al lantano se denominan
lantánidos (primera de las dos filas) y los otros (segunda fila de las dos) con
propiedades parecidas al Actinio, actínidos.
Los grupos largos tienen nombre propio:
Grupo que comienza con el elemento Se denomina
Litio (Li) Grupo de los alcalinos
Be (Berilio) Grupo de los alcalinotérreos
B (Boro) Grupo de los térreos
C (Carbono) Grupo de los carbonoideos
N (Nitrógeno) Grupo de los nitrogenoides
O (Oxígeno) Grupo de los anfígenos
F (Flúor) Grupo de los halógenos
Grupo de los gases nobles o
He (Helio)
grupo de los gases inertes

9. Metales, no metales, gases nobles y otros
Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases
Nobles

10. Propiedades de los metales.
•Son buenos conductores.
•Son resistentes y duros.
•Son brillantes cuando se frotan o al corte.
•Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas.
•Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos.
•Se producen sonidos característicos (sonido metálico) cuando son golpeados.
•Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.
•Poseen elevadas densidades; es decir, tienen mucha masa para su tamaño:
tienen muchos átomos juntos en un pequeño volumen.
•Algunos metales tienen propiedades magnéticas.
•Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales.
•Tienen tendencia a formar iones positivos.
Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas
anteriormente:
•El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente.
•El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad)

11. Propiedades de los no metales:
•Son malos conductores
•Son poco resistentes y se desgastan con facilidad.
•No reflejan la luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico.
•Su superficie no es tan lisa como en los metales.
•Son frágiles, se rompen con facilidad.
•Tienen baja densidad.
•No son atraídos por los imanes.
•Tienen tendencia a formar iones negativos.
Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas
anteriormente:
•El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza.
•El grafito es un no metal pero conduce la electricidad.
•

12. Otras propiedades
Semimetales o metaloides.
Se encuentran entre lo metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po).
Son sólidos a temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad.
Según las circunstancias tienen uno u otro comportamiento.
Hidrógeno.
Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de
ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico:
puede formar iones positivos o iones negativos.
Gases Nobles o Gases Inertes.
La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no
reaccionan con ningún elemento ni forman iones.

13. PROPIEDADES PERIÓDICAS
•¿Qué son?
Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en
la tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que
valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.
Estas propiedades presentan una periodicidad en la tabla. esto supone, por ejemplo, que la
variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Esto nos permite,
al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento químico de un elemento,
ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas.
•Principales propiedades periódicas
Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos:
- Estructura electrónica – Potencial de ionización – Electronegatividad – Afinidad
electrónica – Carácter Metálico – Radio atómico
•Otras propiedades periódicas
- Volumen atómico - Radio iónico – Densidad – Calor específico – Calor de vaporización –
Punto de ebullición – Punto de fusión –Caracter oxidante – valencia covalente -

14. Metales alcalinos Orbital ns1
G1
Alcalinos –térreos orbital ns2
G2
Orbitales nd
Metales de transición
Actínidos Orbitales 5f
Lantánidos Orbitales 4f
Halógenos Orbital ns2 np5
Gases inertes Orbital ns2 np6

15. Afinidad electrónica
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía
liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de
mínima energía) captura un electrón y forma un ión mononegativo: . Dado
que se trata de energía liberada, tiene signo negativo. En los casos en los que
la energía sea absorbida, tendrá signo positivo.
La Electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto
pantalla aumenta y cuando el nº atómico disminuye. Visto de otra manera:
aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo hace
la electronegatividad. En la tabla periodica tradicional no es posible encontrar
esta información.

16. Energía de ionización
El potencial de ionización o energía de ionización o EI
es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo
neutro y en su estado fundamental, perteneciente a un
elemento en estado gaseoso, para arrancarle un electrón.
La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

17. Radio Atómico
Es la distancia media que entre dos núcleos de átomos iguales . Por
medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo.
En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es
decir hacia abajo.
En los períodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la
atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más
externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

18. Electronegatividad
Es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los
electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de
electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la
escala de Pauling y la escala de Mulliken.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos
determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los
combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de
éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según
la escala de Linus Pauling:
•Iónico (diferencia superior o igual a 1.7)
•* Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4)
•* Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y
mayor la electronegatividad y viceversa.