Este documento resume las propiedades periódicas de los elementos, incluyendo el radio atómico, potencial de ionización, electronegatividad y cómo estas propiedades varían periódicamente en la tabla periódica. También resume brevemente la historia de la tabla periódica y cómo ha evolucionado para ordenarse por número atómico.

1. TABLA PERIODICA Y
Propiedades periódicas de
los elementos

3. Tabla
periódica
Energía de
ionización
Radio
atómico
Afinidad
electrónica
Electroneg
atividad
Propiedades
periódicas
Grupos y
periodos
Configuración
electrónica
Metales, no metales
y gases nobles
Historia

5. 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.

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

7. Litio
LiCl
LiOH
Calcio
CaCl2
CaSO4
Azufre
H2S
SO2
Sodio
NaCl
NaOH
Estroncio
SrCl2
SrSO4
Selenio
H2Se
SeO2
Potasio
KCl
KOH
Bario
BaCl2
BaSO4
Telurio
H2Te
TeO2
Triadas de Döbereiner
Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es
intermedia entre la de los otros dos.

8. 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.

9. 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 19
Cu 29
Ca 20
Zn 30
Sc 21
Ga 31
Ti 22
Ge 32
V 23
Ag 33
Cr 24
Se 34
Mn 25
Br 35
Fe 26, Co 27,
Ni 28
Kr 36
Rb 37
Ag 47
Sr 38
Cd 48
Y 39
In 49
Zr 40
Sn 50
Nb 41
Sb 51
Mo 42
Te 52
-
I 53
Ru 44, Rh 45,
Pd 46
Xe 54
Cs 55
Au 79
Ba 56
Hg 80
57-71
Tl 81
Hf 72
Pb 82
Ta 73
Bi 83
W 74
Po 84
Re 75
-
Os 76, Ir 77, Pt
78
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.

10. 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 19
Cu 29
Ca 20
Zn 30
Sc 21
Ga 31
Ti 22
Ge 32
V 23
Ag 33
Cr 24
Se 34
Mn 25
Br 35
Fe 26, Co 27,
Ni 28
Kr 36
Rb 37
Ag 47
Sr 38
Cd 48
Y 39
In 49
Zr 40
Sn 50
Nb 41
Sb 51
Mo 42
Te 52
-
I 53
Ru 44, Rh 45,
Pd 46
Xe 54
Cs 55
Au 79
Ba 56
Hg 80
57-71
Tl 81
Hf 72
Pb 82
Ta 73
Bi 83
W 74
Po 84
Re 75
-
Os 76, Ir 77, Pt
78
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.

11.  7 filas horizontales: periodos
 18 columnas verticales: grupos
- Grupo A: elementos representativos.
- Grupo B: elementos de transición.
 Transición interna (tierras raras): 14 elementos en series Lantánida
y Actínida.
Lantánida
Actínida
Períodos
Grupos
“Tierras raras”
Elementos de transición

12. Grupo Nombre
Configuración
Electrónica
I A Alcalinos ns1
II A Alcalinos térreos ns2
III A Térreos ns2np1
IV A Carbonados ns2np2
V A Nitrogenados ns2np3
VI A Calcógenos ns2np4
VII A Halógenos ns2np5
VIII A Gases nobles ns2np6

16. Diagrama del sistema
periódico según orbitales

17. Metales de transición
Orbitales nd
Lantánidos Orbitales 4f
Actínidos Orbitales 5f
Metales
alcalinos
Orbital
ns
1
Alcalinos
–térreos
orbital
ns
2
Gases
inertes
Orbital
ns
2
np
6
Halógenos
Orbital
ns
2
np
5
G1
G2

18. Tabla Periódica : Metales, No metales,
Metaloides
 Grupos o familias
– Grupo vertical de elementos situados en la tabla periódica
– Poseen propiedades químicas y físicas similares

19.  Período
– Grupo horizontal de elementos situados en la
tabla periódica
– Transición de metales a no metales.

20. Propiedades químicas de los metales:
 Por lo general poseen 1 a 3 electrones de valencia.
 Forman cationes por pérdida de electrones.
 Forman compuestos iónicos con no metales.
 Los metales puros se caracterizan por el enlace
metálico.
 Los metales más químicamente reactivos están a la
izquierda y abajo en la tabla.

21. Propiedades físicas de los metales:
 Altos ptos. de fusión y ebullición.
 Brillantes
 Color plateado a gris
 Alta densidad
 Formas de sólidos cristalinos.

22. Propiedades químicas de los no metales:
 Contienen cuatro o más electrones de valencia.
 Forman aniones por ganancia de electrones cuando
generan compuestos.
 Forman compuestos iónicos con metales.
 Forman compuestos covalentes con otros no metales.

23. Propiedades físicas de los no metales:
 Son amorfos.
 Poseen colores variados.
 Son sólidos, líquidos o gases.
 Poseen bajos puntos de fusión y ebullición.
 Tienen baja densidad.

24. No metales del grupo 0 o grupo 18
 Gases nobles, inertes ó raros
 He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

25.  La función de escala en
la tabla periódica,
separa los metales de los
no metales.
 Los metales están a la
izquierda de la escala.
Corresponden al 80% de
los elementos.
 Los más metálicos están
más a la izquierda de la
escala.

26. Tendencias periódicas en el carácter metálico
Más metálico
Más
metálico

27. Propiedades
Periódicas
Relaciones
de Tamaño
Relaciones
de Energía
Radio atómico
Radio iónico
Potencial de ionización
Electroafinidad
Electronegatividad
Carácter del
elemento
Propiedades Periódicas
de los Elementos

28. Radio Atómico

30. Radio Iónico

32. Potencial de Ionización (PI)
Energía
de
ionización
(Kj/mol)

33. Aumenta
D
i
s
m
i
n
u
y
e

35. Aumenta
D
i
s
m
i
n
u
y
e

36. Propiedad que combina la energía de
ionización y la electroafinidad. Nos informa
sobre la tendencia que tienen los átomos de
atraer los electrones del enlace.
Esta propiedad se cuantifica en valores que
van desde 0.7 a 4.0, siendo el flúor el
elemento que posee un mayor valor de
electronegatividad.
Esta propiedad se relaciona en parte con la
capacidad que poseen los elementos a
formar cationes y aniones y al tipo enlace
químico que forman entre sí.

38.  Fuerza que mantiene unido a los átomos.
 Los átomos cuando están reunidos adquieren
mayor estabilidad y para que se forme un enlace
químico debe existir la participación de electrones
de la última capa de energía, estos se denominan
electrones de valencia.

39.  Gilbert Lewis ideo una notación para
representar los electrones de valencia a
través de puntos alrededor de cada átomo