Este documento describe la evolución histórica de la tabla periódica de los elementos desde sus primeros desarrollos hasta su forma actual. Científicos como Döbereiner, Newlands, Meyer y Mendeleev hicieron contribuciones clave al ordenar los elementos de acuerdo a sus propiedades periódicas. Más adelante, Moseley determinó que el número atómico, y no la masa atómica, era la propiedad fundamental para la organización de la tabla periódica.

1. La Tabla Periódica de
los Elementos

2. Primeros Hallazgos
Elementos que no encontraban formando compuestos

3. Orígenes de la tabla periódica
• La mayoría de los elementos que se
encuentran en la naturaleza están formando
compuestos

4. • Se comenzó a investigar sobre las diversas
sustancias que se encuentran en nuestro
alrededor. Por ejemplo los elementos
radiactivos que son muy inestables, solo se
descubrieron gracias a los avances
tecnológicos del siglo XX.

5. • A medida que aumentaba el número de
elementos conocidos, se comenzó a estudiar
la posibilidad de clasificarlos de acuerdo a la
similitud de sus propiedades.

6. Johann Wolfgang Döbereiner
• Observó la relación
entre las masas de
algunos elementos y
sus propiedades,
clasificándolos a través
de triadas.

7. Alexandre-Emile Béguyer de
Chancourtois
• En 1862, observó por primera
vez la existencia de cierta
regularidad en las
propiedades de los elementos
a medida que aumentaban
sus masas atómicas.
• Dedujo que las propiedades
se repetían cada ocho
elementos, surgiendo la idea
de periocidad

8. John Alexander Reina Newlands
• En 1868 realizó una tabla
periódica de los elementos
establecida según sus
masas atómicas, y que
señaló la 'ley de las
octavas' según la cual cada
ocho elementos se tienen
propiedades similares.

9. Julius Lothar Meyer -----Dimitri Mendeleev

11. 1. Agrupo los elementos en forma mas exacta
de acuerdo a sus propiedades.
2. Hizo posible la predicción de las propiedades
de varios elementos que aun no había sido
descubiertos.
Dimitri Mendeleyev

12. • Por ejemplo: propuso la existencia de un
elemento desconocido, al que denomino eka-
aluminio ( eka es una palabra en sánscrito que
significa “ primero”, así, el eka- aluminio seria
el primer elemento bajo el aluminio, en el
mismo grupo).

13. • Cuando se descubrió el galio, cuatro años mas
tarde, se observo que sus propiedades
coincidían notablemente con las propiedades
predichas para el eka- aluminio.

14. ¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev
al postular su ley periódica?
• Recordemos que en el siglo XIX, cuando los
químicos solo tenían una vaga idea de los
átomos y de las moléculas, y no sabían de la
existencia de los electrones y de los protones,
por esta razón, desarrollaron la tabla
periódica utilizando sus conocimientos de las
masas atómicas de algunos elementos

15. ¿ Cuál fue la equivocación de Mendeleev
al postular su ley periódica?
• Las primeras versiones de la tabla periódica
mostraron algunas incongruencias. Por
ejemplo la masa atómica del argón ( 39, 95
uma) es mayor que la del potasio ( 39, 10
uma).
Dichas discrepancias sugirieron que
era otra la propiedad fundamental para
el ordenamiento de los elementos .

16. Mendelieve: sistema tabla periódica corta

17. Henry Moseley, en 1912 descubrió
que el número atómico coincide
con la carga eléctrica del núcleo.
llegando a la conclusión de que no
era la masa atómica el parámetro
fundamental en el ordenamiento
de los elementos químicos, sino el
numero atómico z.

18. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
 Se organizan según el orden creciente de sus
números atómicos.

19. 19
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de
forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares
estén juntos. El resultado final el sistema periódicosistema periódico
A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de
forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares
estén juntos. El resultado final el sistema periódicosistema periódico
Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z)
GRUPOS
a las columnas de la tabla
PERÍODOS
a las filas de la tabla
Se denominan
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de
un mismo grupo poseen propiedades químicas similares
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de
un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

20. 20
GRUPOS
PERÍODOS

21. 21
ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES.ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES.
Si gana electrones, hay
exceso de éstos, el ión
será negativo y se
denomina anión
Si pierde electrones, hay
defecto de éstos, el ión será
positivo y se denomina
catión
Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para
perder o ganar electrones
Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para
perder o ganar electrones
Metales
No metales
Semimetales
Gases nobles
Tipo de elementoTipo de elementoTipo de elementoTipo de elemento EjemploEjemploEjemploEjemplo Facilidad para formar ionesFacilidad para formar ionesFacilidad para formar ionesFacilidad para formar iones
Li, Be, Re, AgLi, Be, Re, Ag
O, F, I, PO, F, I, P
Si, GeSi, Ge
He, Ne, ArHe, Ne, Ar
Forman fácilmente iones positivosForman fácilmente iones positivos
Forman fácilmente iones negativosForman fácilmente iones negativos
Forman con dificultad iones positivosForman con dificultad iones positivos
No forman ionesNo forman iones

22. Carácter metálico
• Los elementos se pueden dividir en tres grandes categorías:
metales no metales y metaloides.
• Hay una estrecha relación entre las configuraciones
electrónicas de los átomos y la forma como se presentan en la
naturaleza.
• Aproximadamente tres cuartas partes de los elementos son
metales y estos están situados en las secciones media e
izquierda de la tabla.
• Los no metales se localizan en la esquina superior derecha.
• Los metaloides se encuentran entre los metales y los no
metales

23. Metales y No Metales
Metales:
Buenos conductores del calor y
la electricidad.
Son maleables y dúctiles.
Sus puntos de fusión tienen valores
moderados o altos.
No metales:
No conducen el calor ni la
electricidad.
Son frágiles.
Muchos son gases a temperatura
ambiente.

24. 24
Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya
que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa
electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo
Por ejemplo, los elementos del grupo 17:
Elemento Configuración
más externa
Configuración electrónica
FlúorFlúorFlúorFlúor
CloroCloroCloroCloro
BromoBromoBromoBromo
YodoYodoYodoYodo
1s1s22
2s2s22
2p2p551s1s22
2s2s22
2p2p55
1s1s22
2s2s22
2p2p66
3s3s22
3p3p551s1s22
2s2s22
2p2p66
3s3s22
3p3p55
1s1s22
2s2s22
2p2p66
3s3s22
3p3p66
3d3d1010
4s4s22
4p4p551s1s22
2s2s22
2p2p66
3s3s22
3p3p66
3d3d1010
4s4s22
4p4p55
1s1s22
2s2s22
2p2p66
3s3s22
3p3p66
3d3d1010
4s4s22
4p4p66
4d4d1010
5s5s22
5p5p551s1s22
2s2s22
2p2p66
3s3s22
3p3p66
3d3d1010
4s4s22
4p4p66
4d4d1010
5s5s22
5p5p55
nsns22
npnp55nsns22
npnp55
Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un
elemento están relacionadas con la configuración electrónica de
su capa de valencia

25. Los elementos de un mismo periodo, tienen propiedades diferentes, pero masas
similares. El elemento se distribuye según su configuración electrónica.
Por ejemplo: en el primer periodo el H y el He, poseen en su
configuración electrónica el orbital 1s.

26. Tabla PeriódicaMetales alcalinos
Alcalinotérreos
Metales de transición
Halógenos
Gases nobles
Lantánidos y actínidos
Grupo principal
Grupo principal

27. 27
• Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p
• La configuración electrónica de su capa de valencia es:
n sx
(x =1, 2) o n s2
n px
(x= 1, 2, ..., 6)
• Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18
del sistema periódico
• Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d
• La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-1) dx
n s2
(x= 1, 2, ..., 10)
• Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema
periódico
Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración
electrónica típica de la capa de valencia
A) Elementos representativos
B) Metales de transición

28. Grupo Nombre Configuración
Electrónica
IA Alcalinos ns1
IIA Alcalinos
térreos
ns2
IIIA Térreos ns2
np1
IVA Carbonados ns2
np2
VA Nitrogenados ns2
np3
VIA Calcógenos ns2
np4
VIIA Halógenos ns2
np5
VIIIA Gases nobles ns2
np6
Elementos Representativos

29. 29
• Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f
• La configuración electrónica de su capa de valencia es:
(n-2) fx
(n-1) d0
n s2
(x= 1, 2, ..., 14)
C) Metales de transición interna

30. 30
Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la
siguiente forma

33. CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y EFECTO
PANTALLA
• La carga nuclear de un átomo está dada por el número de
protones que tiene el núcleo, es decir el número atómico.
• Ejemplo: La carga nuclear del 11Na es 11.
• A) carga nuclear efectiva: es la fuerza de atracción ejercida por
el núcleo sobre el electrón mas alejado del núcleo en un átomo
determinado.

34. • B) efecto pantalla:
• Se dice que los electrones interiores escudan a los electrones
exteriores respecto a la carga total del núcleo, este efecto
recibe el nombre de efecto pantalla.
N e-
Núcleo
Electrones interiores
Efecto pantalla
Electrón exterior

35. Para el caso de un grupo o familia química:
• A medida que se desciende dentro de un grupo, cada
elemento sucesivo tiene su electrón externo en un nivel con
mayor valor de n (nivel de energía) .
• La carga nuclear efectiva sobre los electrones externos es la
misma, de manera que el efecto neto es un aumento de
tamaño del átomo al aumentar el número atómico del grupo.
• 3Li [ He] 2S1
carga nuclear efectiva +1
• 11Na [ Ne] 3S1
carga nuclear efectiva +1
• 19K [ Ar] 4S1
carga nuclear efectiva +1
• 37Rb [ Kr] 5S1
carga nuclear efectiva +1
• 55Cs [ Xe] 6S1
carga nuclear efectiva +1

36. Para el caso de elementos de un mismo período:
• Para los elementos representativos, a medida que se va de
izquierda a derecha a lo largo de un periodo, se agregan
electrones al mismo nivel y simultáneamente aumenta la
carga nuclear.

37. Elementos del Tercer periodo
• 11Na [ Ne] 3S1
carga nuclear efectiva +1
• 12Mg [ Ne] 3S2
carga nuclear efectiva +2
• 13Al [ Ne] 3S2
3P1
carga nuclear efectiva +3
• 14Si [ Ne] 3S2
3P2
carga nuclear efectiva +4
• 15P [ Ne] 3S2
3P3
carga nuclear efectiva +5
• 16S [ Ne] 3S2
3P4
carga nuclear efectiva +6
• 17Cl [ Ne] 3S2
3P5
carga nuclear efectiva +7

38. Tamaño atómico
• Se ve en función del radio atómico, porque no
se puede medir la distancia entre el núcleo y
el electrón, debido a que el electrón siempre
esta en movimiento. Por lo tanto se calcula la
distancia entre los núcleos de dos átomos
vecinos.

39. Radio atómico
• El radio atómico es la mitad de la distancia entre los
núcleos de dos átomos adyacentes.
• Para elementos que existen como moléculas
diatómicas simples, el radio atómico es la mitad de
la distancia entre los núcleos de los dos átomos en
una molécula específica.
• Al estudiar las tendencias conviene tener en mente
que los radios atómicos están determinados en gran
medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los
electrones.

40. Radio atómico

41. Variación del radio atómico

42. Radio iónico
• El tamaño de un ión depende de su carga nuclear, del
número de electrones que posee y de los orbitales en los
que residen los electrones de la capa exterior.
• Los iones positivos se forman quitando uno o más
electrones de la región externa del átomo, dejando
orbitales vacíos, reduciendo las repulsiones
electrostáticas, por lo que el catión es de menor tamaño
que el átomo original
• 11Na 1s2
2s2
2P6
3S1
Na+
1s2
2s2
2P6
Na Na+

43. • Cuando se agregan electrones para formar un anión, el
aumento de las repulsiones electrón - electrón hace que
los electrones se extiendan más en el espacio, por lo
tanto los aniones son más grandes que el átomo original.
• 9F 1s2
2s2
2p5
F -
1s2
2s2
2p6
• Los iones que tienen igual número de electrones se
llaman isoelectrónicos, no tienen el mismo tamaño.
• Na +
1s2
2s2
2p6
0.97Å
• F -
1s2
2s2
2p6
1.33 Å
F F -

44. RADIO IONICO

45. ENERGIA DE IONIZACION
• La energía de ionización de un átomo, es la energía
mínima necesaria para eliminar un electrón de un átomo
gaseoso aislado.
• La energía de la primera ionización (I1), es la energía
requerida para quitar un electrón a un átomo neutro.
Na(g) Na+
(g) + e - I1 = 496KJ/mol
• La segunda energía de ionización (I2), es la energía
requerida para quitar el segundo electrón.
Na+
(g) Na2+
(g) + e - I2 = 4560KJ/mol

46. • La energía de ionizacion disminuye con el aumento del
radio atómico, es decir en un grupo o familia, por ejemplo
en el grupo 1A, la energía de ionización del Cesio es menor
que la del Litio.
• En un periodo, la energía de ionización aumenta de
izquierda a derecha, porque en ese sentido, disminuye el
radio iónico.
• Aumenta la energía de ionización
• 1A 2B 3A 4A 5A 6A 7A
• Li Be B C N O F
• Na Mg Al Si P S Cl
• K Ca Ga Ge As Se Br
• Rb Sr In Sn Sb Te I
A
u
m
e
n
t
a

47. Es la energía relacionada con la adición de un electrón
a un átomo gaseoso para formar un ion negativo.
Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica
Las electroafinidades pueden ser negativas cuando
se libera energía o positivas cuando se absorbe
energía, y son inversamente proporcionales al tamaño del

48. Al descender en el grupo los electrones se encuentran
en niveles energéticos superiores, están más alejados
de los núcleos, los núcleos atraen menos a los
electrones y por tanto desprenden menos energía al
aceptar un nuevo electrón.
Al desplazarse hacia la derecha en un mismo periodo,
al existir más electrones en los mismos orbitales
estos están más atraídos por el núcleo y por tanto
es más fácil que atraigan a un nuevo electrón.
Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica

49. Prop. Periódicas: Afinidad Electrónica
El Berilio y el Nitrógeno tienen sus orbitales ocupados y
semiocupados respectivamente, esto hace que sean
muy estables y desprendan poca o ninguna energía
al aceptar un nuevo electrón.

50. Electronegatividad
• La electronegatividad se define como la capacidad de un
átomo para atraer electrones hacía sí mismo cuando forma
parte de un enlace covalente.
• Linus Pauling, químico norteamericano fue el primero en
desarrollar el concepto de electronegatividad.
• Cada periodo de la tabla presenta un incremento uniforme en
la electronegatividad de izquierda a derecha, es decir de los
metales hacia los no metales.
• La electronegatividad disminuye cuando aumenta el número
atómico en cualquiera de los grupos.

52. Propiedades Periódicas: Resumen

53. QUIZ
1. Considere los elementos A (z=20) y B (z= 38), Indique:
a) ¿cuál tiene un menor radio atómico?
b) ¿A+3
y B-3
son isoelectrónicos?, justifique su respuesta.
c) ¿cuál tiene mayor energía de ionización?
d) ¿cuál tiene mayor carácter metálico?