La tabla periódica es una herramienta fundamental en química que ha evolucionado desde sus primeras formas hasta la versión moderna creada por Mendeléiev, quien ordenó elementos según su masa atómica y predijo propiedades de elementos no descubiertos. La distribución electrónica determina las propiedades químicas y la ubicación de los elementos en la tabla, que se organiza en grupos y periodos. Además, se abordaron propiedades periódicas como el radio atómico, energía de ionización y electronegatividad, destacando su variabilidad y correlación con el número atómico.

1. QUÍMICA MENCIÓN
QM-05
TABLA PERIÓDICA
2013

2. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
La tabla periódica es uno de los símbolos más emblemáticos de la ciencia, en ella se resumen
muchos de los conocimientos de la química. En cualquiera de sus versiones está presente en las
aulas y laboratorios el mundo. Ninguna otra disciplina cuenta con un documento parecido.
Desde sus orígenes, la tabla periódica ha sido modificada en varias ocasiones hasta convertirse en
una herramienta indispensable para los químicos. El gran número de elementos conocidos y
sustancias sintetizadas generó la necesidad urgente de clasificarlos.
A principios de 1800 el químico alemán John W. Döbereiner intentó una primera aproximación al
generar las primeras tríadas. En esta clasificación, John Döbereiner ordenó los elementos en
grupos de 3; de acuerdo a su masa atómica creciente, resultando asociaciones elementales como
las siguientes
Li-Na-K
S-Se-Te
De acuerdo con la clasificación, los elementos pertenecientes a una triada presentan propiedades
químicas semejantes, además, el elemento químico central posee una masa atómica igual a la
semisuma de las masas atómicas de los elementos de los extremos.
Primera triada y sus masa atómicas
En 1862, el geólogo francés Alexander Béguyer de Chancourtois, construyó el llamado “caracol o
anillo telúrico”, que ordenaba a los elementos en forma de hélice (respecto de su masa
atómica), este ordenamiento no tuvo aceptación, puesto que también incluyó iones y algunos
compuestos.
2

3. En el año 1864, el químico inglés John A. Reina Newlands, ordenó los elementos químicos en
grupos de 7 elementos cada uno, también en función creciente de sus masas atómicas. El octavo
elemento presentaba propiedades semejantes al primer elemento del grupo anterior. Esta forma
de clasificar fue conocida como las octavas de Newlands.
En el mismo año, J. Lothar Meyer publicó la primera versión de la tabla periódica.
En 1869 los trabajos realizados por el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeléiev se
plasman en la primera tabla periódica convencional con el formato que conocemos en la
actualidad.
La capacidad visionaria de Mendeléiev fue brillante; no sólo enunció la ley de periodicidad
química, también ordenó los elementos encontrados y guardó espacio para aquellos que aún no
habían sido descubiertos, incluso predijo las propiedades físicas y químicas de éstos.
Tabla periódica de Mendeléiev
3

4. LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
El comportamiento de los átomos está determinado por su configuración electrónica, siendo la
distribución de los electrones en el nivel más externo, la que determina en el elemento su
reactividad, naturaleza química y también la ubicación en la tabla. Por esta razón, aquellos
elementos que poseen la misma distribución electrónica presentarán propiedades
químicas similares. Además, Las propiedades de los átomos se repiten periódicamente
si los elementos químicos se ordenan según su número atómico creciente (Z).
En la tabla periódica, los elementos que tienen un patrón similar de configuración de los
electrones de la capa externa están dispuestos en las mismas columnas, llamados GRUPOS
O FAMILIAS, existen 18 grupos que suelen asignarse con notación romana (I, II, III…),
indicando letra A, para aquellos elementos cuyo electrón diferencial se encuentre en los orbitales
s o p; y la letra B para aquellos elementos cuyo electrón diferencial esté ubicado en los orbitales d
o f.
Aquellos elementos que presentan idénticos niveles energéticos se encuentran en las mismas
filas, llamadas PERIODOS. Cada período comienza con un metal alcalino y concluye con un gas
noble, a excepción del período 1 donde se ubica el hidrógeno.
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5. Algunas definiciones relevantes
Análisis de la configuración para un átomo con Z = 15.
Ejercicio propuesto
Determina período y grupo para los siguientes elementos.
ELEMENTOS
Hidrógeno
Nitrógeno
Aluminio
Argón
Vanadio
Cinc
Arsénico
Z
1
7
13
18
23
30
33
CONFIGURACIÓN
5
PERIODO
GRUPO

6. TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA
6

7. NOMBRES DE LOS GRUPOS REPRESENTATIVOS
GRUPO
NOMBRE
I–A
METALES ALCALINOS
II – A
METALES ALCALINO – TÉRREOS
III – A
TÉRREOS
IV – A
CARBONOIDES
V–A
NITROGENOIDES
VI – A
ANFÍGENOS O CALCÓGENOS
VII – A
HALÓGENOS
VIII-A o 0
GASES INERTES
NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS
GASES NOBLES
Columna 18, grupo VIII o 0.
Se caracterizan por tener todos sus niveles electrónicos completos.
Configuración electrónica del tipo ns2p6, con la excepción del helio que es ns2.
En condiciones normales son químicamente inertes, sin embargo, se conocen algunas
sales de criptón (Kr) y xenón (Xe).
ELEMENTOS METÁLICOS
Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y galio (Ga).
Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica.
Tienen brillo metálico.
Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una fuerza puedan deformarse sin
romperse (confección de hilos o alambres metálicos).
Son muy buenos conductores de calor.
Son maleables, es decir, su capacidad de deformación permite su uso para la
confección de láminas de grosor mínimo (un ejemplo es el oro).
ELEMENTOS NO METÁLICOS
Carecen de brillo metálico.
No son dúctiles ni maleables.
Son malos conductores de la corriente eléctrica y calor. Con la excepción del carbono.
Corresponden íntegramente a los elementos del grupo VI y VII –A del sistema
periódico.
ELEMENTOS METALOIDES
Poseen propiedades intermedias entre metales y no metales. Un ejemplo es el silicio,
metaloide semiconductor, con amplios usos tecnológicos.
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8. LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Anteriormente, vimos que la configuración electrónica de los elementos se relaciona directamente
con sus características físicas. Su naturaleza está íntimamente relacionada con el valor de su
número atómico, de modo que la periodicidad (relaciones en un periodo) será cambiante
mientras aumente o disminuya el valor de Z en los átomos. Se ha verificado en el sistema
periódico que muchas propiedades físicas y de tamaño muestran variabilidad a lo largo de un
periodo siendo crecientes o decrecientes según cambie el número de electrones de valencia.
Algunas de las propiedades que se tratarán en la guía, se resumen en el siguiente cuadro:
PROPIEDADES
ENERGÉTICAS
PROPIEDADES
DE
TAMAÑO
Potencial de
ionización
Volumen
atómico
Radio covalente
Radio iónico
Electroafinidad
Electronegatividad
Radio
atómico
Electropositividad
Cabe mencionar que una propiedad no es periódica cuando los valores que presenta son
siempre crecientes o decrecientes a medida que aumenta el número atómico. Ejemplo de
éstas son la masa atómica y el calor específico.
PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO
EL RADIO ATÓMICO
Asumiendo al átomo como una esfera perfecta, es posible determinar el tamaño de un elemento
conociendo su naturaleza y enlace. De este modo se definen 3 conceptos: Radio metálico, Radio
covalente y Radio iónico.
Para determinar el tamaño de un átomo deben considerarse dos situaciones importantes:
El núcleo atrae a los electrones, de modo que la esfera (tamaño) se contrae.
Los electrones se repelen entre sí debido a su carga eléctrica (expansión de la nube)
Ambas contribuciones de fuerza electrostática determinan el tamaño de un átomo.
El volumen de una esfera se obtiene determinando el radio de acuerdo con la ecuación
V=
4 3
πr
3
Donde r es el radio del átomo o distancia entre núcleos o núcleo-electrón, según corresponda.
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9. Radio Atómico en Metales
Para los metales, el radio atómico es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos adyacentes
del metal.
RADIO ATÓMICO EN NO-METALES
Para los no-metales, el radio observado es la mitad de la distancia entre los centros de los átomos
en las moléculas diatómicas de los elementos.
VARIACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO.
En los períodos, el radio atómico disminuye desde los metales alcalinos (Grupo I-A) hasta el grupo
de los Halógenos (Grupo VII-A) y luego aumenta en el grupo de los gases inertes.
El factor que condiciona la disminución de los radios atómicos es el aumento de la carga
nuclear efectiva (Zef), es decir, los electrones más externos son atraídos fuertemente hacia el
núcleo debido a que los electrones internos no apantallan muy bien a los electrones externos
contra la carga positiva del núcleo, haciendo que el átomo sea menor.
Así, por ejemplo: en el período 2 y 3 se observa lo siguiente:
9

10. En los grupos, al aumentar Z, el tamaño de los átomos aumenta gradualmente. Cuanto mayor
es el número cuántico principal de una capa, su radio es más grande.
En el grupo I-A, por ejemplo, los radios atómicos son
Li = 1,52 Å; Na = 1,86 Å; K = 2,31 Å; Rb = 2,44 Å.
Generalizando en el sistema periódico, la variación lógica del radio atómico será:
RADIO IÓNICO
Los átomos pueden aceptar o perder electrones quedando cargados eléctricamente. Se define
entonces radio iónico, como el tamaño de esos iones formados, sean cationes o aniones.
Podemos preguntarnos ¿cómo es el radio de un catión y de un anión con respecto al elemento
neutro?
Para comprender, analicemos un ejemplo tomando como referente al metal sodio y su ion
electrónicamente estble (catión Na+).
Cuando se compara el tamaño entre el átomo neutro y su catión, lo primero es establecer la
configuración electrónica de ambos
Na: 1s2, 2s2 2p6, 3s1 (3 niveles de energía)
Na+: 1s2, 2s2 2p6 (2 niveles de energía)
De lo anterior se deduce que:
El átomo presenta más niveles energéticos que el ion
El ion tiene menos electrones que el átomo
El tamaño del átomo es mayor que el de su catión estable
Luego, se cumple que
r Na+
r Na
10

11. Variación del radio iónico en los metales del grupo I-A
Radio de los aniones
Al igual que en el ejemplo anterior, al comparar los radios entre un elemento y su anión estable,
es preciso conocer la configuración electrónica de ambos
Cl: 1s2, 2s2 2p6, 3s23p5
Cl-: 1s2, 2s2 2p6, 3s23p6 (tiene un electrón más,
la nube se expande)
De lo anterior se deduce que:
El átomo presenta igual número de niveles energéticos que el ion
El ion tiene más electrones que el átomo
La cantidad de protones en el núcleo es la misma para ambos
La carga nuclear es mayor en el átomo
El tamaño del ion es mayor que el del átomo
Luego, se cumple que
r Cl-
>
r Cl
Variación del radio iónico en elementos halógenos del grupo VII-A
11

12. En resumen:
“EL RADIO DE UN CATIÓN ES MENOR QUE
EL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO”
“EL RADIO DE UN ANIÓN ES MAYOR QUE
EL RADIO DEL ÁTOMO NEUTRO, PARA UN MISMO ELEMENTO”
RADIO EN IONES ISOELECTRÓNICOS
Son aquellos que poseen el mismo número de electrones, por tanto, la misma configuración
electrónica.
La tabla siguiente muestra algunos iones isoelectrónicos pertenecientes a la serie del Ne (z=10) y
sus respectivos radios iónicos.
F-1
1.36 Å
Na+
0.95 Å
Mg+2
0.65 Å
Al+3
0.50 Å
En la tabla se cumple que:
r Al+3
r Mg+2
r Na+
r F-1
LA CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef)
Se define Zef a la carga con que el núcleo atrae los electrones más externos. Zef depende de 2
factores relacionados directamente: el número atómico (Z) y del efecto pantalla (S).
En los átomos polielectrónicos, los electrones más externos, están sometidos a una menor
atracción por parte del núcleo, debido al efecto del apantallamiento ejercido por los electrones
internos.
Zef = Z - S
El efecto pantalla (S) se puede determinar mediante la relación de Slater cuya expresión
matemática está dada por
S = 0,35 Nn + 0,85Nn-1 + N´
Donde:
Nn: número de electrones del nivel de energía más externo (último nivel).
Nn-1: número de electrones del nivel de energía inmediatamente inferior al más externo
(penúltimo nivel).
N’: número de electrones restantes que no han sido considerado antes.
12

13. Desarrollemos un ejemplo:
Cálculo de Zef para el F-1.
F-1: 1s2, 2s22p6 ;
Z = 9;
S = 0,35 · 8 + 0,85 · 2 = 4,5
En consecuencia:
Z
S
Zef
F-1
9
4,5
4,5
Na+
11
4,5
6,5
Mg+2
12
4,5
7,5
Al+3
13
4,5
8,5
EN LA TABLA, SE OBSERVA QUE MIENTRAS “MAYOR ES EL Zef, MENOR ES EL
RADIO IÓNICO”, POR LO TANTO, MIENTRAS MÁS POSITIVO ES UN
COMPONENTE DE UNA SERIE ISOELECTRÓNICA, MENOR SERÁ SU RADIO.
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14. PROPIEDADES MAGNÉTICAS
ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I.)
La energía de ionización de un átomo, corresponde a la energía mínima necesaria para sacar un
electrón desde el estado fundamental o ion gaseoso. A diferencia de los átomos en estado líquido
y sólido, los que están en estado gaseoso no son influidos por los átomos vecinos.
Para un átomo cualquiera como el sodio la energía de la primera ionización del átomo de Na está
dada por el proceso siguiente:
Na+ + e(g)
Na(g) + P.I.
“El valor de la energía de primera ionización depende de una combinación de la carga
nuclear efectiva, el radio atómico y la configuración electrónica”.
El segundo P.I., será la energía requerida para quitar el segundo electrón, y así para la
eliminación sucesiva de electrones adicionales.
“Debido a su carga positiva, el catión Na+ atrae a los electrones con más fuerza que el
átomo de Na. En consecuencia, se requiere más energía para quitar el segundo electrón
que para el primero.
La ionización en fase gaseosa siempre es un cambio endotérmico. El P.I. se puede medir en Kcal o
en electrón-Volt (eV).
1eV = 23,06 Kcal
Algunos valores de potenciales de ionización para los elementos del período
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15. VARIACIÓN DE LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN EN EL SISTEMA PERIÓDICO.

En los períodos el PI aumenta al aumentar Z, sin embargo, se observa una disminución
entre los grupos IIA y IIIA; grupo VA y VIA por razones de estabilidad entre las
configuraciones electrónicas.

En los grupos, al aumentar Z, el PI disminuye.
Es necesario destacar que los menores valores de PI corresponden a los metales alcalinos
y los mayores valores de PI a los gases nobles.
¿Qué factores inciden en el valor de la energía de ionización?
15

16. AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD (E.A)
Se define como una medida de la tendencia de un átomo a ganar un electrón. Cuanto mayor es la
afinidad electrónica de un átomo, es más probable que gane un electrón.
La afinidad electrónica se determina experimentalmente y puede definirse como la energía
requerida para separar un electrón de un anión gaseoso.
A(g) + Energía
A(g) + e-
También está definida como la energía liberada cuando un átomo de una muestra
gaseosa capta un electrón en su nivel más externo.
A(g) + e-
A(g) + Energía
Tanto los factores que la condicionan son homologables al P.I., esto quiere decir que; al avanzar
en los períodos, el radio atómico decrece y el electrón que se agregue a la capa externa está
más cercano a una carga positiva, por consiguiente, se libera más energía cuando se agrega
un electrón. En cambio, al bajar por un grupo, los radios de las capas aumentan porque el
número cuántico principal es mayor. El electrón agregado está más lejos de la carga positiva en el
núcleo. En consecuencia, la cantidad de energía liberada cuando se agrega un electrón es
menor.
16

17. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N)
La E.N. es la tendencia que ejerce un átomo en una molécula para atraer electrones compartidos
hacia su nube o densidad electrónica.
La E.N. no es una propiedad observable, es más bien un concepto generalizador que permite
decidir hacia donde están desplazados los electrones enlazados en una molécula.
La E.N. no tiene unidades. Linus Pauling en 1930, en base a los cálculos de energía de enlace,
postuló una escala donde asignó el valor de 4,0 al flúor, elemento más electronegativo, quien
tiene mayor tendencia a atraer un par electrónico enlazado hacia su nube, y un valor de 0.7 para
el cesio y francio elementos que presentan la menor atracción por un par electrónico enlazado.
Se excluyen en la Tabla los gases inertes pues no presentan tendencia a captar
electrones, de modo que no presentan Electronegatividad.
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18. En la tabla siguiente se presentan algunos elementos y sus valores de electronegatividad:
H 2,1
Li 1,0
Na 0,9
K 0,8
Be 1,5
Mg 1,2
Ca 1,0
B 2,0
Al 1,5
Ga 1,6
C 2,5
Si 1,8
Ge 1,8
N 3,0
P 2,1
As 2,0
O 3,5
S 2,5
Se 2,4
F 4,0
Cl 3,0
Br 2,8
ELECTROPOSITIVIDAD (E.P)
Propiedad inversa a la electronegatividad. Se define como la tendencia de un elemento de ceder
electrones, (puede considerarse también, como el carácter metálico de un átomo). La E.P
Aumenta en dirección hacia los metales (en un período), y en un grupo aumenta conforme
aumenta el valor de Z.
OTRAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
La variación períodica de estas propiedades es irregular, pero podemos asegurar que los
elementos de transición poseen puntos de fusión y ebullición más elevados que el resto de los
elementos químicos, a excepción del elemento carbono (elemento representativo) cuyo punto de
fusión (3800K) y ebullicón (5100) se justifica por su ordenamiento en una red cristalina.
Las tendencias de los puntos de fusión y ebullición son una medida de las fuerzas de atracción
entre átomos y moléculas. El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de
la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K(Kelvin).
El punto de ebullición , es la temperatura a cual, la presión de vapor de un líquido iguala a la
presión atmosférica.
18

19. Puntos de fusión de algunos metales
Puntos de fusión y ebullición para el grupo de Halógenos en el sistema periódico
Conforme aumenta el valor de Z aumentan las temperaturas de fusión y ebullición
Puntos de fusión y ebullición para algunos metales de interés
DENSIDAD
La densidad es la relación entre la masa de un átomo y el volumen que este ocupa. Es una
propiedad que depende del estado físico del elemento y la temperatura a la que esté. La variación
de la densidad en el sistema periódico es similar a la de los puntos de fusión y ebullición, siendo
los elementos de transición quienes presentan los mayores valores.
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20. RESUMEN DE LAS PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
DMTR-QM05
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