El documento describe el desarrollo histórico de la tabla periódica de los elementos por químicos como Lothar Meyer, Dmitri Mendeleev y Henry Moseley. Explica que la tabla clasifica los elementos de acuerdo a sus números atómicos y propiedades periódicas recurrentes. También describe las características principales de los grupos y periodos de la tabla, así como propiedades como los tamaños atómicos, energías de ionización y electrones de valencia de los elementos.

1. UNIDAD III
TABLA PERIÓDICA
DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA.- A principios del siglo XIX se
descubrió más y más elementos Químicos y se determinaron sus propiedades. Se observo
que ciertos grupos de elementos tenían propiedades similares. Esto llevo a varios Químicos
de esa época a tratar de clasificar en grupos a los elementos que fueran similares.
Lothar Meyer.- (1839-1895) Químico Alemán se ingenio la clasificación de los elementos en una
tabla teniendo en cuenta las variaciones periódicas de sus propiedades. Su tabla incluyo 56
elementos.
Dimitri Mendeleev.- (1834 1907) Químico Ruso inventó una tabla similar, su tabla fue más
avanzada que la de Meyer, sin embargo Mendeleev dejó espacios y predijo que se llenarían con
nuevos elementos que se descubrieran en el futuro. También predijo las propiedades de estos
elementos aún no descubiertos basándose en su posición en la tabla.
Estas dos tablas periódicas tenían un error y fue un hecho de que los elementos fueron
clasificados en orden creciente de los pesos atómicos, esto causo que varios elementos
quedaran mal colocados en la tabla periódica.
H. Q. Moseley.- (1887 1915) Determinó la carga del núcleo y concluyo que los elementos
deberían clasificarse de acuerdo al incremento en su número atómico. Esto corrigió las
discrepancias anteriores en la tabla periódica. Esta clasificación de los elementos de acuerdo al
número atómico es la base de la ley periódica que establece que algunas de las propiedades
físicas y algunas propiedades químicas de los elementos son funciones periódicas de sus números
atómicos. Hoy en día, sabemos que estas variaciones periódicas se deben a la configuración
electrónica de los elementos.
Periodos, grupos o familias.- las filas horizontales en la tabla periódica se llaman periodos y en
total hay 7 periodos y las columnas verticales se llaman grupos y en total hay 18 grupos. Estos
grupos están divididos en subgrupos A y B. Los subgrupos A debido a sus similitudes dentro del
grupo son llamados a menudo familias. Algunas de estas familias llevan nombres especiales tal
como es el caso de:

2. Los metales alcalinos para el grupo IA., metales alcalinos Térreos para el grupo IIA Halógenos para
el grupo VIIA, los otros grupos son algunas veces clasificados de acuerdo al primer miembro del
subgrupo o familia. Así los elementos del subgrupo IIIA, algunas veces son llamados la familia del
Boro, los elementos del subgrupo IVA como la familia del carbono, los elementos de subgrupo VA
como la familia del Nitrógeno, los elementos del subgrupo VIA como la familia del Oxigeno. El
ultimo grupo llamado cero o en algunas veces llamado Grupo VIIIA, contiene una serie de
elementos con una configuración muy estables conocidos como Gases Nobles. Estos elementos
tienen muy poca tendencia a reaccionar con otros. Por esta razón originalmente fueron
denominados gases inertes (puesto que ellos son gases a temperatura ordinaria). Hoy sabemos
que ellos reaccionan en condiciones apropiadas, aunque las condiciones son un poco drásticas. Por
esta razón son llamados gases nobles. El término gas noble implica que estos elementos tienden a
existir por ellos mismos o sea en estado libre.
CLASES DE ELEMENTOS.- Así como han sido clasificados los elementos en metales y no metales,
los elementos también pueden dividirse en cuatro clases a saber: elementos representativos,
gases nobles, elementos de transición y elementos de transición interna.
Clases de elementos en la tabla periódica en donde se localiza las 4 clases de elementos de los
subgrupos A y B.
IA IIA VIIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
ELEMENTOS
REPRESENTATI
VOS
IIIUB IVB VBVIB VIIB IB IIB
ELEMENTOS DE TRANSICIÒN
ELEMENTOS
REPRESENTAT
IVOS
GASES
NOBLES
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

3. Elementos Representativos.- Los elementos representativos son los subgrupos A - IA hasta VI
IA. En estos elementos. El nivel de energía más externa está incompleto y los electrones están
ocupando los orbitales S o P, al pasar de un elemento representativo al próximo. Por tanto la
configuración electrónica para estos elementos será desde ns1
, np5
por ejemplo:
11Na (sódio) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.
Gases Nobles.- Los gases nobles forman el último grupo en la tabla. Cada elemento de este grupo
tienen el conjunto de orbitales S y P completamente llenos, así la configuración electrónica para
los electrones más externos en cada caso es PS (con excepción del helio). Esta es una
configuración electrónica aparentemente muy estable por ejemplo la configuración electrónica
para el Neon es la siguiente:
10Ne 1s2, 2s2, 2p6.
Elementos de Transición.-Los elementos de transición son las series en las cuales un conjunto de
orbitales d, esta lleno. En general el nivel de energía más externo tendrá una configuración de ns,
(exceptuando los grupos VIB y IB). Además se presenta la configuración (n-1) d1
hasta (n-1) d10
.
Por ejemplolaconfiguraciònelectronica para elNiquel es lasiguiente
28
Ni ls2,2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8.
Elementos de transición Interna.-Las seriesde transición interna son las 2 series de los elementos
desde el 58(Cesio Ce), hasta el 71 (Lutecio Lu), y desde 90 hasta el 103 en los cuales se esta
llenando un conjunto de orbitales f. Algunas veces estas son llamadas series de transición largas.
En general estos elementos tienen 3 niveles de energía incompletos ya que un electrón entra en
un orbital d antes que el conjunto de los orbitales f empiece a llenarse, en consideración esta serie
de transición interna se les conoce como Lantánidos y Actínidos, por ejemplo tenemos la
configuración electrónica para el Uranio que es la siguiente:

4. 92U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2,5f3,6d1.
ELECTRONES DE VALENCIA.-Los electronesenlos niveles de energìa externos se
denominanelectrones de valencia y que seran utilizados enlaformaciòn de compuestos. Para los
elementos representativos elnùmero de electrones de valencia corresponde al nùmerodel grupo,
por ejemploelsodio (Na) tieneunelectron de valenciapuesto que esta ubicadoenel grupo IA,
elMagnesio(Mg) tiene dos electrones de valenciapuesto que se hallaubicadoenel grupo IIA,
elAluminiotienetreselectrones de valencia, elSiliciocuatroelectrones de valencia, el Fosforo tiene
cinco, elAzufretiene seis, el Cloro tienesiete etc. Para los elementos de transiciònloselectronesenel
orbital s de los niveles de energìa mas externos son utilizados enlaformaciòn de compuestos al
igual que loselectrones de orbitales d, siendo seis elnùmeromàximo, por ejemploelEscandio (Sc)
del grupo IIIB tienetreselectrones de valencia, elTitanio ( Ti) tienecuatro, elVanadio ( V) tiene cinco,
el Cromo (Cr) tiene seis y elManganeso (Mn) tienesiete.
Para los elementos representativos, a menudoes conveniente presentar loselectrones de valencia
de unatomo utilizando lanotaciòn denominada KERNEL o NOTACIÔN ELECTRONICA DE PUNTO.En
esta notaciònelsimbolo para un elemento es usado para representar elnùcleo y todos
loselectrones internos y elpunto representa elelectron de valencia. Por
ejemplolanotaciònelectronica para los 18 primeros elementos.
1
H°
2
He°

5. NOTACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS.
ELECTRÓN DIFERENCIAL.- El electrón diferencial en un átomo es el electrón que hace que un
átomo sea diferente del átomo anterior a él en la tabla periódica. Puede también decirse que es el
último electrón que se va agregando al construir la tabla periódica siguiendo el orden de AUFAU.
En general para los elementos representativos el electrón diferencial está en el orbital s o en el
orbital p, para los elementos de transición el electrón diferencial se encuentra en el orbital d (con
excepción para los grupos VIB Y IB) y para los elementos de transición interna el electrón
diferencial hasta en el orbital f.
Por ejemplo:
E=1
3
Li 1s2, 2s1 Electrón Diferencial
4
Be 1s2, 2s2 Electrón Diferencial
19
K1s2,2s2
3s2, 3p6, 4s1 E.D.
3
Li°
4
°Be°
5
°B°
6
°C°
7
°N °
8
°O°
9
°F°
10
°Ne°
11
Na°
12
°Mg°
13
°Al°
14
°Si°
15
°P°
16
°S°
17
°Cl°
18
°Ar°

6. 20
Ca1s
2p6, 3s2, 3p6, 4s2 E.D.
PROPIEDADES DE LA TABLA PERIÓDICA
Propiedades Metálicas.- Dentro de cada periodo en la tabla periódica los elementos tienden a
disminuir su carácter metálico o aumentar su carácter no metálico de izquierda a derecha a lo
largo de dicho periodo. Dentro de un grupo o familia, las propiedades metálicas aumentan a
medida que descendemos en el grupo, esto es especialmente notable en los subgrupos IIIA, IVA, y
VA en donde cada elemento a medida en que descendemos en el grupo varía de un elemento no
metálico a metálico.
Tamaño Atómico.- A lo largo de cualquier periodo en la tabla hay decrecimiento pequeño aunque
generalizado en el tamaño del radio atómico.
Esto se debe al hecho de que ha medida que avanzamos en el periodo, los elementos están en el
mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga nuclear va
aumentando de uno en uno en cada elemento, a pesar de esto, hay también un incremento en el
número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a mayor carga nuclear
mayor atracción de los electrones hacia el núcleo.
Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien considerable
en el tamaño atómico, el tamaño atómico se da en ángstrom (0
A).
RADIOS ATÓMICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS
3
Li
1,23
4
Be
0,90
5
B
0,82
6
C
0,77
7
N
0,75
8
O
0,73
9
F
0,72
10
Ne
0,71

7. Tamaño (°A)
Amgstron
Tamaño Iónico.- El Ion es un átomo que ha ganado o perdido electrones puesto que el electrón
tiene carga negativa, cuando un átomo pierde un electrón adquiere una carga positiva. Por
ejemplo cuando un átomo de Sodio pierde un electrón, se convierte en ion +
Na
Na -1e Na 1+
Ca -2e Ca 2+
De igual manera cuando un átomo gana un electrón o más electrones este se convierte en
un ion con carga negativa, como por ejemplo del caso del Azufre.
S + 2e S – 2
11
Na
1,54
12
Mo
1,36
13
Al
1,18
14
Si
1,11
15
P
1,06
16
S
1,02
17
Cl
0,99
18
Ar
0,98
19
K
2,03
20
Ca
1,74
31
Ga
1,26
32
Ge
1,22
33
As
1,20
34
Se
1,16
35
Br
1,14
36
kr
1.12

8. Cuando un átomo de Cloro gana un electrón para forma el ion cloruro, hay un aumento en
tamaño, el radio del ion cloruro es mayor que el átomo de cloro.
El radio iónico se da en ángstrom
RADIOS IÓNICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS. (0
A)
Energía de Ionización.- Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo o un ion. La
primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la cantidad de energía
requerida para remover un electrón de dicho átomo, la segunda energía de ionización es siempre
mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón de un ion positivo y la tercera
energía es igualmente mayor que la segunda.
Una vez adquirida la configuración de gas noble, como en el caso del Na+
, Be2+
, y Mg2+
la próxima
energía de ionizaciòn es muy alta.
3
Li+
0.60
4
Be2+
0.31
5
B3+
0.20
11
Na+
0.95
12
Mg2+
0.65
3
Al3+
0.50
19
K+
1.33
20
Ca2+
0.99
21
Sc3+
0.81
22
Te3+
23
V3+
0.74
24
Cr3+
0.69
25
Mn2+
0.80
26
Fe2+
0.76
27
Co2+
0.75
28
Ni2+
0.72
31
Ga3+
1.13

9. Esto explica por que una vez que se ha obtenido la configuración de gas noble, no se
pueden remover más electrones del átomo por medio de una simple reacción química. Si
comparamos la primera energía de ionización entre los elementos de un periodo, hay un
incremento general. Al igual que en la comparación del tamaño atómico, esto se debe al
hecho de que el electrón removido en cada caso está en el mismo nivel de energía pero hay
mayor carga nuclear ejerciendo atracción sobre dicho electrón. La energía de ionizaciòn se
da en Kilocalorías/mol.
Ejemplo
Seleccionar el átomo o ion con mayor energía de ionización entre los siguientes ejemplos:
a) Na, Al, Cl, Br.
b) Na+, Mg2+.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE ALGUNOS ELEMENTOS (EN KILOCALORÍAS/ MOL)
EN EL ORDEN DE PRIMERO, SEGUNDO, Y TERCERO ENERGÍA DE IONIZACIÒN.
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1
H
313
2
He
567
1,250
3
Li
124
1,744
4
Be
215
420
3,550
5
B
191
580
875
6
C
260
560
1.100
7
N
335
680
1,100
8
O
314
811
1.270
9
F
402
805
1,450
10
Ne
497
950
1,500

10. Afinidad Electrónica.- La cantidad de energía liberada cuando un átomo gana un electrón se llama
afinidad electrónica, por ejemplo la afinidad electrónica desde el nitrógeno hasta el oxígeno y
hasta el flúor la electronegatividad se incrementa, al igual que el tamaño atómico y la energía de
ionización, esto se debe al hecho de que los electrones de valencia están en el mismo nivel de
energía pero la carga nuclear es mayor.
De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor
carga nuclear, se libera mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa
11
Na
1,090
12
Mg
176
347
1,850
13
Al
138
435
656

11. de valencia. Bajando en el grupo de no metales, como en el caso de los halógenos grupo
VIIA la afinidad electrónica disminuye.
La afinidad electrónica se da en Kilocalorías/mol.
AFINIDAD ELECTRÓNICA PARA
ALGUNOS NO METALES (KILOCALORÍAS / MOL).
Electronegatividad.-La electronegatividad de un átomo se define como la tendencia general de
ese átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta determinada a partir del
electro-afinidad y de la energía de ionización.
Sin embargo, no es una medida de energía, pero si una simple tendencia de los átomos para atraer
electrones. Hay diferentes escalas de electronegatividad para la mas común es la escala que
realizo LINUS PAULING.
La electronegatividad aumenta a medida que avanzamos de izquierda a derecha en un
periodo y disminuye a medida que bajamos en un grupo. El concepto de
Electronegatividad es muy útil para la escritura de nombres y fórmulas de compuestos para
predecir el tipo de enlace del mismo y para la polaridad de enlace y moléculas. La
electronegatividad no tiene unidades.
ELECTRONEGATÍVIDAD PARA ALGUNOS ELEMENTOS COMUNES,
(ESCALA DE PAULIN).
N
Casi Cero
O
35
F
85
S
53
Cl
87
Br
82

12. Iones Monoatómicos.- Los conceptos de energìa de IONIZACIÒN, Electroafinidad y
Electronegatividad con relación a los metales y no metales a dado lugar a predecir que clase de
iones pueden formar varios elementos, para llegar a adquirir la configuración electrónica de Gas
Noble al formar los compuestos. Al formar los iones solo se ganan o pierden electrones. Hay
algunos casos que se conocen iones +3 (Al +3
) y –3 (N 3-
) pero estos son casos muy raros.
No se conoce casos en los cuales la carga sea mayor que tres. Se va a considerar solo iones
monoatómicos simples. Así el grupo IA puede perder un electrón de valencia para formar iones +1
como el Na+
. En el grupo IIA se forman iones +2 como el Ca2+
. Y la formación de iones
monoatómicos negativos en este caso gana electrones. Así tenemos el grupo VIIA Halógenos que
forman iones –1 como el Cl-1
el grupo VIA forman iones –2 como el S-2
, el N ocasionalmente
forman iones –3 N-3
, los elementos que están colocados en la parte superior de cada grupo tienen
mayor tendencia a formar iones.
Especies Isoelèctricas.- Sustancias tales como àtomos, iones o moléculas que tienen el mismo
nùmero de electrones se denomina Isolèctricas. Los elementos del grupo IA solo pierden un
electrón de valencia.
H
21
Li
1
B
2
C
2.5
N
3
O
3.5
F
4
Na
0.9
Al
1.5
Si
1.8
P
21
S
2.5
Cl
3
K
0.8
Ca
1
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
N
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2
Se
2.4
Br
2.8

13. Ejemplo:
El Na -1 Na +1 y de esta manera este sodio resultante tiene la misma configuración del
Ne 1S2, 2S2, 2P6
Ne y Na son Isoèlectricas. También el Mg2+
, Al3+
, F-
, O2-
, N3-
, son Isoèlectricas con el Ne.
Ejercicios: Escribir las fórmulas para los cuatro iones Isolèctricos con el Argòn 3S2, 3P6.
S2-
, Cl-
, K+
, Ca2+
.