El documento describe el desarrollo de la tabla periódica de los elementos a través de la historia. Inicialmente, los químicos ordenaban los elementos solo por su peso atómico, pero este método tenía limitaciones. Más tarde, científicos como Newlands y Mendeleev reconocieron que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente en función de su número atómico, lo que llevó al desarrollo de la tabla periódica moderna que ordena los elementos por número atómico creciente.

2. Desarrollo de la tabla periódica
 Los químicos del siglo XIX sólo tenían una vaga idea de los átomos
y las moléculas y no conocían la existencia de electrones y
protones. En cambio, construyeron una tabla utilizando sus
conocimientos de los pesos atómicos. En 1864, John Newlands
observó que cuando los elementos se ordenaban de acuerdo a sus
pesos atómicos, desde el menos pesado al más pesado, cada
octavo elemento tenía propiedades similares (Ley de las Octavas),
esta ley resultó ser inadecuada para elementos más pesados que el
calcio, y el trabajo de Newlands no fue aceptado por la comunidad
científica.

3.  Si los elementos estuvieran acomodados sólo de acuerdo con el
aumento del peso atómico, como lo estableció Newlands, el argón
aparecería en la posición ocupada por el potasio en la tabla
periódica actual. Tales discrepancias sugirieron que otra propiedad
fundamental, distinta al peso atómico, es la base de la repetición
periódica observada de las propiedades de los elementos. Resultó
ser que esta propiedad esta asociada con el número atómico.
 Entonces, se entiende por tabla periódica, tabla de los elementos
escrita en orden secuencial número atómico y dispuesta en hileras
horizontales (periodos) y columnas verticales (grupos), para ilustrar
las semejanzas que se dan en las propiedades de los elementos
como una función periódica del número atómico. Cada elemento,
representado por un símbolo y número atómico, ocupa un cuadro
separado, y la disposición secuencial sigue el orden del número
atómico.

5.  La ley periodica
 Fue el químico ruso Dimitri I. Mendeleleev el que estableció la tabla
periódica de los elementos comprendiendo el alcance de la ley
periódica; he aquí la verdadera Ley Periódica moderna por la cual
se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son
función periódica de sus números atómicos".
 El éxito de la tabla propuesta por Mendeleev se basó en que
mediante el conocimiento de las propiedades generales y las
tendencias dentro de un grupo o un periodo se pueden predecir con
bastante exactitud las propiedades de cualquier elemento, incluso
cuando sea un elemento poco conocido. Mendeleev planteó la
existencia de un elemento desconocido para la época al que llamó
eka-aluminio (primero después del aluminio) y predijo algunas de
sus propiedades; cuando se descubrió el galio, cuatro años
después, notó que sus propiedades coincidían significativamente
con las propiedades que predijo para el eka-aluminio, el galio se
encuentra ubicado justo debajo del aluminio dentro de la tabla
periódica actual

6. Grupos familias y periodos
 La tabla divide los elementos en nueve grupos (18 columnas),
designados por encabezamientos numéricos en cada columna
vertical, y en siete periodos (filas horizontales). Siete de los nueve
grupos se suelen dividir, además, en las categorías A y B; los
elementos A se clasifican como grupo principal y los B como
subgrupo. Dos hileras (lantánidos o tierras raras y actínidos) ocupan
posiciones especiales fuera del cuerpo principal de la tabla, porque
no pueden ser incluidos de manera adecuada en los periodos 6 y 7.
 La tabla periódica moderna se organiza en 7 filas horizontales, que
se llaman periodos, y 18 columnas verticales que reciben el nombre
de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos
filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos
que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento
del periodo.

7. Grupos familias y periodos

8.  El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer
periodo consta de 2 elementos (hidrógeno y helio), los periodos
segundo y tercero tienen cada uno ocho elementos, el cuarto y el
quinto dieciocho, el sexto y séptimo treinta y dos.
 Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se
realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares
cayeran en la misma vertical, es decir, en el mismo grupo, de forma
que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente
del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al
bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización,
electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta
forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades
de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma,
propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.

9. Propiedades periódicas y no
periódicas de los elementos
 Los elementos pueden presentan variaciones en sus propiedades
físicas y en su comportamiento químico, éstas también se conocen
como propiedades periódicas. Son propiedades periódicas de los
elementos químicos las que desprenden de los electrones de
cadena de valencia o electrones de la última capa así como la
mayor parte de las propiedades físicas y químicas.
Radio atómico
 Existen numerosas propiedades físicas, incluidas la densidad, el
punto de fusión y el punto de ebullición, que están relacionadas con
el tamaño de los átomos. El radio atómico se define como la mitad
de la distancia entre los dos núcleos de dos átomos metálicos
adyacentes.

11. Afinidad electrónica
Se define como la capacidad para aceptar uno o más electrones,
esta propiedad de los átomos influye fuertemente en su
comportamiento químico. Cuanto más positiva es la afinidad
electrónica de un elemento, mayor es la tendencia de un átomo para
aceptar un electrón. En un grupo disminuye con el número atómico y
en un período aumenta con el número atómico. Puede entenderse
como lo opuesto a la electronegatividad, la cual es la tendencia de
un átomo a captar o atraer electrones hacia si, varía de forma
opuesta a la afinidad electrónica.

12.  Potencia de ionización
 El potencial de ionización es la energía que hay que suministrar a
un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle
el electrón más débil retenido. La magnitud de la energía de
ionización es una medida de lo fuertemente unido que está el
electrón al átomo. Cuanto mayor es la energía de ionización más
difícil es quitar el electrón. En los elementos de un mismo grupo el
potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número
atómico, es decir, de arriba abajo. En los elementos de un mismo
período, el potencial de ionización crece a medida que aumenta el
número atómico, es decir, de izquierda a derecha.
 La energía de ionización más elevada corresponde a los gases
nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por
tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón.

13. Relación entre distribución
electrónica y la tabla periódica
 El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta,
con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración
electrónica y ha que una configuración especialmente estable es
aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de
valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de
forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los
elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de
valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento
sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su
situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.
.

14.  Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el
correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el
quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1,
mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración
6s2. Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior
a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo
cuarto, tendrán las configuraciones 4s23d 6 y 4s23d7, en la que la
capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior
 Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia.
Finalmente, en los elementos de transición interna, los elementos
completan los orbitales f de su antepenúltima capa.

16. Grupo y periodo según la
configuración electrónica
 Si analizamos la configuración electrónica de cualquier elemento,
encontraremos que en su capa de valencia tienen un formato aXb,
donde “a” representa el nivel energético el cual indica el período al
que pertenece el elemento (recordemos que según lo estableció
Bohr, existen 7 niveles de energía dentro del átomo, de ahí que la
tabla contenga 7 períodos). El tipo de orbital viene dado por “X” y
nos ubica en la zona en la cual se encuentra el elemento (ver Figura
3) y “b” es la cantidad de electrones que contenga ese último orbital
que se esté completando, esto nos dice la columna donde se
encuentra el elemento, es decir, el grupo al cual pertenece