El documento describe la evolución histórica de la tabla periódica, desde las primeras clasificaciones de elementos en el siglo XIX basadas en propiedades similares, hasta la versión moderna adoptada en 1970. Explica que la estructura actual se basa en las configuraciones electrónicas de los elementos y describe algunas propiedades periódicas como la energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.

1. Los científicos a lo largo del tiempo han notado que ciertos elementos poseen
propiedades similares y que algunas de estas propiedades parecen variar con ciertas
tendencias definidas. Sumándole la necesidad de clasificar, ordenar los elementos químicos
conocidos, surgen diversas clasificaciones y ordenamientos que tienen en cuenta dichas
propiedades.
Como ejemplos de estas clasificaciones encontramos las triadas de Döbereiner. Este
científico, cerca de 1817, relacionó la masa atómica y las propiedades de determinados
elementos químicos. Clasificaba los elementos en triadas, es decir de a tres, teniendo estos
propiedades similares, masas intermedias, entre otras cosas. Otros ejemplos son el caracol
telúrico de Chancourtois, geólogo francés que en 1862 clasifica los elementos en una espiral
de acuerdo a su masa y propiedades, y la ley de octavas de Newlands, químico ingles y
músico, que propone que las propiedades se repiten cada 8 elementos, similar a la escala
musical. La primera representación grafica la realiza el científico Hinrich en 1857, con
diversos diagramas.
Es finalmente Mendeleiev y Meyer quienes construyen las ideas básicas de lo que hoy
conocemos como tabla periódica. Meyer en 1869 argumenta que existe cierta periodicidad
en el volumen atómico, elementos similares poseen similar volumen atómico. Mendeleiev
usa la masa atómica de los elementos para clasificarlos y dejar en evidencia la periodicidad
de ciertas propiedades de los elementos. Este científico realiza varias tablas ya que las va
corrigiendo, colocando los elementos en lo que hoy se denominan periodos y grupos,
quedando huecos que será llenados por futuros elementos no descubiertos aún. Mendeleiev
será el que enuncia la llamada ley periódica: las propiedades de los cuerpos simples así
como la forma y propiedades de compuestos de los elementos se encuentran en una
relación periódica con respecto a la magnitud de los pesos atómicos de los elementos
químicos.
Con el trascurso del tiempo diversos científicos descubrieron distintas propiedades
nuevas y desarrollaron teorías que permitían una mejor explicación de las propiedades
conocidas. Por ejemplo el experimento de Moseley que derivo en el descubrimiento del
numero atómico, los trabajos de Werner, Ramsey y otros que descubren nuevos elementos y
reestructuran la tabla periódica propuesta por Mendeleiev. Existieron también diversas tablas
periódicas que son muy distintas a la actual, incluso tenían formas diversas. Estas se
perdieron en el tiempo por tener errores o ser poco prácticas. En 1970 la IUPAC adopta la

2. tabla periódica que conmovemos hoy en día, por lo que se vuelve la más usada y
eventualmente la unica aceptada oficialmente.
La estructura de la tabla periódica moderna se basa en las configuraciones
electrónicas de los elementos químicos. Lo cual, nos permite observar como ciertas
propiedades de estos varían con cierta periodicidad a lo largo de los grupos y períodos de
ésta. Por ende, denominamos a dichas propiedades, propiedades periódicas.
Algunas de ellas son:
1)- Energía de ionización:
Podemos decir que un átomo se ioniza cuando pierde un electrón en diferentes
procesos químicos. Un ejemplo de estos son las reacciones de óxido-reducción. A partir de
esta idea podemos definir la energía de ionización como la energía minima requerida para
expulsar un electrón de la envoltura electrónica del átomo monoelectrónico que se va a
ionizar. Dicho átomo en cuestión debe de estar en su estado electrónico fundamental, a una
atmósfera de presión, a 273 K y en estado gaseoso. En el caso de átomos polielectrónicos,
se la define como la minima energía necesaria para eliminar al electrón más externo, es
decir, aquel que es menos atraído por el núcleo. Siendo la energía minima requerida para
eliminar el siguiente electrón, la segunda energía de ionización de dicho átomo.
La energía de ionización, ya sea la primera, la segunda o cualquier otra, puede ser
medida por medio de los espectros atómicos. Se mide en e-
V o KJ/mol, por convención
termodinámica y por ser procesos endotérmicos, sus valores son positivos. Estos valores
pueden determinarse de forma directa mediante la técnica denominada ESCA
(espectroscopía electrónica para análisis químico). Las energías de ionización en los átomos
polielectrónicos van aumentando desde la primera a la segunda y así sucesivamente. Esto
se debe al aumento atracción del electrón con el núcleo y la disminución del efecto de
apantallamiento a medida que se eliminan electrones.
Podemos afirmar que dentro de la tabla periódica, la Energía de ionización varia de
forma tal que en rasgos generales se pude decir que de derecha a izquierda, dentro de los
periodos, disminuye, y de arriba abajo dentro de los grupos también disminuye. Esta
tendencia no es tan marcada dentro de los elementos de transición y los gases nobles. Las
excepciones se deben a las repulsiones entre electrones (apantallamiento) y a la variación
del carácter penetrante de los orbitales. Todo lo anterior se fundamenta a través del valor del
número cuántico principal de cada elemento y de la fluctuación de carga nuclear efectiva que
experimenta el electrón. Todos los electrones más externos a lo largo de un periodo se
encuentran en orbitales cuyo número cuántico principal es el mismo, por lo que experimentan
apantallamientos similares por parte de los electrones restantes. A su vez, la carga nuclear
va aumentando progresivamente lo que genera que sea mayor la atracción entre este y el

3. electrón. Siendo este último el fenómeno que provoca en si el aumento de la energía de
ionización. En el caso de los grupos, el número cuántico principal de los orbitales que
contienen a los electrones más externos de los elementos va aumentando a medida que
vamos recorriendo un grupo. Esto es lo que provoca que los electrones estén menos
atraídos por el núcleo. En el caso de los gases nobles, al poseer capas electrónicas
completas, les confiere una gran estabilidad, lo que conlleva a que posean grandes energías
de ionización.
2) Afinidad electrónica:
Un átomo neutro puede incorporar un electrón en su envoltura electrónica más externa
y convertirse en un anión. Definimos en base a lo anterior la afinidad electrónica como la
minima energía necesaria para la formación de un ión negativo a partir de un átomo neutro
gaseoso, en su estado electrónico fundamental y en condiciones normales de presión y
temperatura. Es un proceso exotérmico, que por convención termodinámica tienen valores
negativos en su mayoría. Son valores muy difíciles de determinar, por lo que no se los
conoce con mucha precisión.
Dentro de la tabla periódica las tendencias de variación de esta propiedad nos
permiten decir de forma general que aumenta de derecha a izquierda dentro de un período.
Pero dentro de los grupos, no hay tendencias claras. La afinidad se ve influenciada por el
aumento natural del número atómico que conlleva un aumento de la carga nuclear efectiva y
por el efecto de apantallamiento. Este ultimo afecta debido a que la incorporación de un
electrón adicional en los orbitales np, (n-1)d o (n-2)f se ve dificultada por el apantallamiento
de los electrones internos de los orbitales ns. Los halógenos son los que poseen mayor
afinidad electrónica. En el caso de los gases nobles, debido a su configuración electrónica
estable, es difícil de incorporar un electrón. Esto se debe a que, de incorporarse, va a un
orbital cuyo número cuántico principal es superior. Por esta razón dicho electrón también
experimenta una carga nuclear efectiva menor que la que experimentan otros electrones.
3) Electronegatividad:
La electronegatividad es un parámetro empírico definido como la tendencia de un
determinado átomo a atraer un electrón externo a él. Podemos observar que, en el caso de
un átomo aislado la electronegatividad se ve reflejada por la afinidad electrónica, por lo que
adquiere mayor importancia en los casos de átomos enlazados. En dicho caso, es una
medida del control que posee un átomo o ambos si calculamos la diferencia de
electronegatividad entre ambos, sobre los electrones que comparte, los electrones de la
molécula. Si los valores son altos un átomo tendrá más control sobre los electrones, los que
a su vez estarán mas cerca de este que del otro átomo involucrado en el enlace.

4. Podemos encontrar varias escalas distintas: Pauling, Mulliken, Allen, entre otras. Cada
una de ellas modifica en cierta forma la definición de electronegatividad ya dada en el párrafo
anterior. Por ejemplo la de Mulliken la define como la media aritmética entre la energía de
ionización y la afinidad electrónica de un determinado átomo, (I+EA)/2. XA=
(I1(A)+/EA1(A)/)/2. Su unidad es el eV. Esta definición permite revelar el compromiso, la
relación de cada átomo entre su tendencia a ganar o perder electrones. Es decir, la
tendencia a liberar electrones externos y la de incorporar electrones libres. Estas
propiedades por ser del átomo aislado, no deben ser tomadas directamente para calcular
una tabla de electronegatividades, ya que hay que tener en cuenta el átomo en la molécula y
no el átomo aislado. Por eso es necesario hacer cálculos de estas propiedades en átomos
enlazados para obtener valores aproximados de las electronegatividades.
Por medio de esta definición se puede establecer que la electronegatividad varia en la
tabla periódica aumentando de derecha a izquierda y de abajo hacia arriba dentro de los
grupos. Estas tendencias se deben a que los elementos con baja energía de ionización y de
afinidad electrónica van a presentar baja electronegatividad y los que posean valores altos
de estas propiedades presentaran valores altos de electronegatividad. Los elementos de
gran electronegatividad son llamados elementos electronegativos, son en su mayoría
elementos no metales. Mientras que los que presenten baja electronegatividad son llamados
electropositivos, son en su mayoría elementos metálicos y semi metálicos o anfóteros. Los
elementos de mayor electronegatividad son los halógenos, en especial el Fluor (átomo más
electronegativo descubierto) y los de menor electronegatividad son los alcalinos, siendo el
elemento más electropositivo el Francio.
Por su parte en 1931, Pauling, nos dice que la electronegatividad es el poder de un
átomo en una molécula para atraer los electrones hacia si mismo. Su teoría surge de la
reacción general: A2 (g) + B2 (g) 2AB (g) y realiza cálculos a partir de diagramas
entálpicos de esta reacción. Llegó a la relación: /xa-xb/= 0,208 ∆1/2
, donde delta se calcula
como las diferencias de engría de disociación de enlaces de las moléculas A, B y AB. Por lo
que se pueden deducir los valores de electronegatividad x. Se expresa en kcal ½
. Pauling
adopto arbitrariamente el valor 2,1 para el átomo del elemento hidrógeno. Luego estos
valores fueron cambiados cuando se le asigno 4 al átomo del elemento flúor.
Xpauling= 0,336(xmulliken-0,615)
Otra definición de esta propiedad es la de Allred y Rochow. Estos científicos
consideraron a la electronegatividad como la fuerza de atracción entre el átomo y un electrón
separado del núcleo una distancia igual al radio covalente. Dicha fuerza electroestática se
expresa matemáticamente: Xallred-rochow=F=e2
Zef/r2
, se expresa en dinas, la conversión a la
escala de Pauling es: xpauling=0,359Zef/r2
+0,74, r se expresa en amstrongs.

5. 4) Radio atómico:
El radio atómico es un parámetro que introduce al volumen atómico, donde los átomos
son considerados esferas rígidas. Estrictamente hablando el átomo solitario posee envolturas
electrónicas infinitas, puesto que poseen dirección asintótica a cero con respecto al eje de
absisas cuando el radio tiende a mas infinito. Por lo cual, el radio atómico se determina en
las moléculas diatómicas, donde se toma como radio atómico la mitad de la distancia
internuclear.
Podemos definir como consecuencia de lo expresado en el párrafo anterior, distintos
radios atómicos: radio covalente (átomos enlazados por enlaces covalentes; se pueden
realizar dos distinciones: radio de enlace covalente simple y radio de enlace covalente
múltiple, dependiendo si el enlace es simple o doble o triple), radio metálico (enlace metálico
entre átomos contiguos en un sólido cristalino), radio iónico (átomos enlazados por enlace
iónico) y radio de Wan der Waals 8en el caso de los gases nobles sólidos unidos por las
fuerzas de Wan der Waals ya que no presentan enlace.
En la tabla periódica podemos considerar diversas tendencias de radio atómico,
dentro de un período aumentan de izquierda a derecha y dentro de los grupos aumenta de
arriba hacia abajo. Existen excepciones debidas a las repulsiones interelectronicas y debidas
las fluctuaciones en el carácter penetrante de los orbitales. Por ejemplo en los elementos de
transición de la serie segunda y tercera, los radios atómicos son similares, algo que no es
esperado. Esto se debe a la contracción lactánida donde aparecen los orbitales f poco
penetrantes y de pequeño efecto de pantalla. Sumándosele a lo anterior el hecho de que la
carga efectiva nuclear es mayo, el átomo se hace más compacto de lo esperado. Este
fenómeno es lo que permite que los radios atómicos de dichas series sean similares, cuando
en realidad se espera que no lo sean. Un efecto similar ocurre entre la primera y la segunda
serie de los elementos de transición.
Los elementos de mayor radio son los elementos alcalinos y los de menor son los
gases nobles. Esto se debe al aumento de la carga nuclear efectiva la cual no es
compensada por la inserción de electrones puesto que estos se ubican en orbitales de igual
número cuántico principal. La tendencia dentro de los grupos es explicada por el aumento del
número cuántico principal del orbital que contiene al los electrones más externos al ir de
elemento en elemento de arriba hacia abajo. Podemos decir en general que los átomos
electropositivos poseen mayor radio atómico que los electronegativos, puesto que atraen
menos sus electrones externos, aumentando así su radio atómico.
El comportamiento químico tanto como la polarizabilidad de un átomo se ve
influenciado por el radio atómico. La polarizabilidad es la capacidad que tiene un átomo de
ser polarizado. Es decir, es la propiedad que presentan las envolturas electrónicas de
deformarse en presencia de campos eléctricos externos.

6. La existencia de la periodicidad de estas propiedades se explica entonces a través de
la configuración electrónica, los orbitales atómicos y la carga efectiva que experimentan los
electrones de un átomo de cierto elemento. Por estas razones, elementos de propiedades
similares se encuentran en lugares contiguos o bastante cercanos en la tabla periódica,
dentro de una misma familia o en familias contiguas. Muchas de las propiedades químicas y
su forma de reaccionar se encuentran sumamente influenciadas por estas propiedades, por
lo que el estudio de estas contribuye al entendimiento del comportamiento químico de los
elementos.
Casabó, J. 2002. “Estructura atómica y enlace químico” Editorial Reverté. España
Rogers, G. “Química Inorgánica”. Editorial Mc Graw Hill. México.
Agafoshin, N. 1977. “Ley periódica y sistema periódico de los elementos de
Mendeleiev”. Editorial Reverté S.A. España.
Brown, Lemay, Bursten.2004. “Química. La Ciencia central”. Novena edición. Editorial
Pearson. México.
Masterton. Slowinski. Stanitsk.1994. “Química general superior”.Sexta edición.
Editorial Mc Graw Hill. México.
Huheey. Keiter. 1997. “Química inorgánica. Principios de estructura y reactividad”.
Editorial Oxford University Press Harla. México.
http://www.lenntech.es/periodica/historia/historia-de-la-tabla-
periodica.htm#ixzz0jlCgpIrL consultada el 25/04710
http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/indice.htm consultada el 25/04/10

7. http://definicion.de/ley-periodica/ Consultada el 25/04/10
http://depa.pquim.unam.mx/QI/contenido/per7.htm consultada el 25/04/10
http://www.heurema.com/Origenes/Origenes45-
EdMetal1/EKADVI%20METALES%20DEL%20SIGLO%20XIX-1.pdf consultada el
25/04/10.
http://chimie.scola.ac-paris.fr/sitedechimie/hist_chi/text_origin/moseley/Moseley-
article.htm consultada el 25/04/10.
http://cea.quimicae.unam.mx/~Estru/tabla/08_Numero.htm consultado el 25/04/10.
http://www.xtec.cat/~bnavarr1/Tabla/castellano/meyer.htm consultado el 25/04/10.
http://www.kalipedia.com/ecologia/tema/evolucion-clasificacion-elementos-
quimicos.html?x=20070924klpcnafyq_59.Kes&ap=0 consultado el 25/04/10.
http://www.lenntech.es/periodica/historia/historia-de-la-tabla-periodica.htm consultada
el 25/04/10.
http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/tabla-periodica consultada el
25/04/10
http://www.afinidadelectrica.com.ar/articulo.php?IdArticulo=83 consultada el 25/04/10
http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/electronegatividad consultada el
25/04/10