El documento describe la historia y evolución de la tabla periódica, comenzando desde sus primeras organizaciones en 1789 hasta la clasificación moderna basada en el número atómico por Henry Moseley en 1913. Se abordan conceptos clave como la periodicidad, grupos, periodos, y propiedades de los elementos, junto con pioneros como Mendeleiev y Newlands. Además, se analizan propiedades periódicas como el radio atómico, energía de ionización, y electronegatividad en relación con la ubicación de los elementos en la tabla.

1. TABLA PERIÓDICA30 de junio2011Historia de la tabla paródica, periodicidad, grupos, periodos, radio atómico, radio iónico, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico y no metálico.Periodicidad química<br />TABLA PERIÓDICA<br />TABLA PERIÓD<br />HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaScTlVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXeCsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRnFrRaAcRfDbSgBhHsMtDs111112<br />HISTORIA<br />-La primera organización periódica d los elementos se hizo en 1789 y contenía 33 elementos. Cuarenta años después se realizó la segunda publicación, pero esta vez con 57 elementos; número que se conservó hasta la mitad del siglo XIX cuando Mendeleiev publicó su organización periódica con 63 elementos. Hoy en día se cuenta con 118 elementos y existía la posibilidad de incluir muchos más con el transcurso del tiempo.<br />Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev, fue diseñada por Alfred Werner.TRIADASPrimera mitad del siglo XIX, los científicos calcularon las masas atómicas de los elementos conocidos y se produjeron los primeros intentos de relacionar las masas atómicas con las propiedades químicas de los elementos.Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos a los que llamo tríadas. El observó que la masa atómica (peso atómico para ese entonces) del elemento central era el valor promedio d la masa atómica de los otros dos. Observe la tabla 1.1 que aparece a continuación.<br />Tabla 1.1Muchos de los elementos conocidos en la época de Döbereiner no pudieron ser organizados de esta manera. Pero el descubrimiento de la similitud de ciertas propiedades químicas entre los elementos resultó ser un incentivo para continuar en la búsqueda de una manera de clasificarlos.OCTAVASEn 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente (desde los más ligeros a los más pesados) de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.Octavas de Newlands1234567Li6,9Na23,0K39,0Be9,0Mg24,3Ca40,0B10,8Al27,0C12,0Si28,1N14,0P31,0O16,0S32,1F19,0Cl35,5Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.Newlands era gran amante de la música y siempre creyó que existía una relación muy estrecha entre la química y la música.SISTEMA PERIÓDICO DE MEYER Y MENDELEIEVEn 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valenciaLa tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las \"
tierras raras\"
y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.La explicación que aceptamos actualmente de la \"
ley periódica\"
descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicasTABLA PERIODICA INTERACTIVATABLA PERIODICA MODERNACuarenta años después de la tabla periódica de Mendeleiev, y conocida su estructura atómica, fue evidente que la masa atómica no era un criterio para la clasificación de los elementos. En 1913, el físico inglés Henry Moseley ordenó los elementos de acuerdo con el número atómico (Z), que es igual al número de protones que hay en el núcleo atómico. También, determinó los valores correspondientes a los números atómicos de muchos elementos, por medio de medios espectroscópicos. Enunció su ley periódica, afirmando que \"
las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos\"
, así corrigió lo de Mendeleiev y MoseleyANEXO DE TABLA PERIÓDICA CON SUS GRUPOS Y PERIODOSGrupos o familias químicasSon los elementos organizados en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias son similares sus propiedades físicas y químicas. Reciben el nombre particular o el nombre de sus elementos que los constituyen, ejemplo, los Halógenos o los alcalino térreo, etc.PeríodosEs cada una de las filas horizontales, constituye un período, los elementos de un mismo período tienen igual número de niveles de Energía (n).Los átomos de los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma configuración electrónica externa; al contrario, al analizar la configuración electrónica de los átomos de los elementos situados en el mismo período, se comprueba que tienen el mismo número de niveles de energía (n). Según esta estructura en grupos y períodos, la tabla queda divida en cuatro bloques fundamentales: s, p, d y f.En los bloques s y p corresponden a los elementos representativos y, entre ellos encontramos metales y no metales. Elementos del bloque d se denominan elementos de transición y son todos metálicos. El bloque f está integrado por los elementos de transición interna, que son también metales, la mayoría obtenidos en el laboratorio, son radioactivos o de vida media muy corta.PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOSDebes recordar que los elementos están organizados, en la tabla periódica de acuerdo con el aumento de su número atómico, que permite predecir las características físicas y el comportamiento químico de un determinado elemento y su ubicación en la tabla periódica. Muchas de las propiedades de los elementos se repiten periódicamente, es decir presentan valores semejantes a intervalos más o menos regulares al aumentar el número atómico.RADIO ATÓMICOEs necesario anotar que, dada la imposibilidad de ubicar exactamente la posición de un electrón alrededor del núcleo, sería utópico definir el radio de un átomo como la distancia del centro del núcleo al electrón externo. En cambio, lo que se hace es tomar la distancia entre dos átomos idénticos comprometidos en un enlace químico, dividirla por dos y asumir este valor como el radio atómico.La única manera de determinar el radio atómico de un átomo por difracción electrónica o por difracción de rayos X. El radio atómico se expresa en:RADIO ATÓMICO EN UNIDADESAngstroms1-A° = 10-10 mNanómetros1-nm =10-9 mPacómetros1-Pm = 10-12 m En n grupo de la tabla periódica, el radio atómico de un elemento aumenta:El elemento de mayor radio atómico es el francio, y el de menor radio es el flúor. Observemos el francio en el grupo IA, ubicado en el séptimo período; este elemento presenta siete niveles de energía ocupados por electrones y es el de mayor radio atómico de este grupo. RADIO IÓNICOIón. Es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.Los iones cargados negativamente, producidos por haber más electrones que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes (los que son atraídos por el cátodo).Anión. Son iones con carga eléctrica negativa.Catión. Son iones con carga eléctrica positiva.El radio del catión es menor que el radio atómico, el radio de los aniones es mayor que el radio atómico. Ejemplo, los iones K+ y Ca+2 contienen el mismo número de ê(s) (18).VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO Y IÓNICO DE LOS ELEMENTOS (INTERACTIVO)Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos.K19 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1  Pierde 1ê  K+Ca20 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2  Pierde 2ê  Ca+2El radio atómico del K es de 1,96 Ǻ, y el radio iónico es de 1,33 Ǻ.El radio atómico del Ca es de 1,97 Ǻ, y el radio iónico es de 0,99 Ǻ-Cuando dos iones tienes la misma carga y pertenecen a elementos del mismo grupo, el radio iónico es mayor cuando mayor es el número atómico.-Cuando dos iones monoatómicosENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI)Es la mínima energía necesaria para liberar el electrón más externo de un átomo gaseoso en un estado neutro: M(g) + Energía  M+(g) + 1ê-M(g) es el átomo gaseoso, M+ el ion formado y ê- el electrón liberado.La energía de ionización se mide en electrón voltio.La energía de ionización es una medida que nos indica que tan estrechos están unidos los electrones a los átomos; se expresa en Kilocalorías/mol o en electrón-voltio/átomo.AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E)Es la energía liberada (Kcal/mol en un proceso por medio del cual se le adiciona un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso, para formar un ion negativo.M(g) + 1 ê-  M-(g) + energíaEn los periodos, la afinidad electrónica aumenta de acuerdo con el número atómico, y, en las familias químicas, a pesar de que los valores no varían mucho, disminuye de arriba hacia abajo. Los gases nobles no aceptan en su estructura un electrón más, por lo cual se le asigna una afinidad electrónica igual a cero.CARÁCTER METÁLICO Y NO METÁLICOSe ha visto que en el grupo IA están los metales alcalinos y que en grupo VIIA están los halógenos, que no son metales. Los elementos de estos grupos son altamente reactivos. Físicamente, se observa que, mientras los primeros (IA) son sólidos, los segundos varían de arriba abajo, en el grupo, desde gases hasta sólidos. Así el F y el Cl son gaseosos a temperatura ambiente, el Br es líquido y el I y At son sólidos.Cuando se pasa de Na al Cl en el tercer período o del K al Kr en el cuarto, se avanza desde un elemento metálico hasta otro no metálico de forma progresiva.En el tercer período, el Na, el Mg y el Al son metales, mientras que el Si, el P, el S y el Cl son no metales. En general, el carácter metálico de los elementos aumenta de derecha a izquierda, en los períodos de la tabla periódica.Los elementos del grupo IVA, se observa que está formado por el C, el Si, que no son metales. Como es bien conocido, el Ge, el Sn y el Pb son metales. Lo mismo se puede establecer en el grupo VA, que varía desde el N, un no metal, hasta el Bi, que es un metal.EJERCICIO.Analice la variación del carácter metálico en el grupo IA y ordene los siguientes elementos según el carácter metálico: K, Rb, Li. ¿Cuál es más metálico?Analice la variación del carácter metálico en el período dos y ordene los siguientes elementos de menor a mayor, según ese carácter: O, F, Be, B, N y Li.ELECTRONEGATIVIDADEs una medida que muestra la habilidad de un átomo, en una molécula, para atraer los electrones que participan en el enlace. Cuando los valores del potencial de ionización y la afinidad electrónica son altos para un mismo elemento, se dice que el elemento es muy electronegativo.Basado en esto, Pauling estableció la llamada escala de electronegatividad que lleva su nombre. En ella los valores varían desde 4,0, para el flúor, que es el elemento más electronegativo hasta ahora conocido, hasta 0,7 para el francio, el menos electronegativo.Los elementos más electronegativos están a la derecha y arriba de la tabla, y los menos electronegativos a la izquierda y abajo.En los grupos la electronegatividad disminuye de arriba a abajo, porque aumentan los niveles de energía y los electrones de valencia están más alejados del núcleo; luego, la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones es menor.H.MT.-30 de junio de 2011<br />