1. ESCUELA SUPERIOR
POLITÉCNICA DE CHIMBORAZO
MATERIA DE QUÍMICA
Ing. Ximena Tapia G.

3. La historia de la tabla periódica está relacionada con varios
descubrimientos importantes que dieron un nuevo rumbo a la
química y la física:
 Henning Brand (1669): descubrió el fósforo (P), dando lugar
al descubrimiento del primer elemento científico.
 Antoine Lavoisier (1743 – 1794): recopiló una lista de 23
elementos conocidos hasta ese momento y los clasificó en
dos grupos: metales y no metales.
 Jön Jacob Berzelius (1779 – 1848): introdujo el sistema actual
de los símbolos químicos, utilizando la primera letra del
nombre latino del elemento, añadiendo una segunda letra en
caso de ser necesario. Este sistema se mantiene hasta la
actualidad con breves modificaciones.

4. Tríadas de Döbereiner
Litio Calcio Azufre
Sodio Estroncio Selenio
Potasio Bario Telurio
 Johann Wolfgang Döbereiner (1817): el estudio de las
propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
 Manifestó el parecido que existía entre las propiedades de
ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual
del primero al último. A través de la Agrupación de los
elementos en triadas.

5.  John Alexander Newlands (1837 – 1898): propuso la ley de
las octavas, se ordenaba los elementos químicos según sus
propiedades químicas en orden creciente de sus masas
atómicas, después de siete elementos, en el octavo se
repetían las propiedades del primero.

6.  Julios Lothar Meyer (1830 – 1895) y Dimitri Mendeleiev
(1834 – 1907): propusieron, ordenar los elementos químicos
en orden creciente de sus pesos atómicos, colocando en la
misma columna aquellos elementos con propiedades
semejantes.
 El mérito de Mendeleiev fue haber dejado espacios en la
tabla periódica en previsión de que posteriormente se
descubrieran otros elementos.
 Organizó los elementos en períodos o filas de longitud
variable y en grupos o columnas.

7.  La tabla periódica actual: en 1913, Henry Jeffreys Moseley
sugirió una organización en orden creciente del número
atómico, lo que conllevó a la formulación de la ley periódica :
Las propiedades físicas y químicas de los elementos están
en función periódica de su número atómico.
 Posteriormente Glenn Seaborg (1912 – 1999): propuso
trasladar los elementos electrónicos pesados de origen
natural, como torio (Th), protacticio (Pa), uranio (U), neptuno
(Np) y plutonio (Pu) llamados lantánidos, junto a los
elementos que forman la serie de los actínidos.

8.  La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y
distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus
propiedades y características; su función principal es
establecer un orden específico agrupando elementos.
 Podríamos decir que se encuentras 114 elementos
funcionales en la tabla periódica.

9. Partes del espacio que ocupa un elemento en la tabla periódica

10. ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Filas horizontales llamadas períodos.
Columnas verticales llamadas grupos.

11. PERÍODOS
 Existen 7 períodos, que se designan con números arábigos
del 1 al 7.
 Señala el número de niveles de energía que posee un átomo.
 El número de elementos de cada período no es fijo.
 Por ejm: el primer período es muy corto, ya que contiene
solo dos elementos el (H) hidrógeno y el (He) helio.
 El segundo y tercer período: 8 elementos.
 El cuarto y quinto período: 18 elementos cada uno.
 El sexto muy largo: 32 elementos, inicia en el cesio (Cs) y
termina en el radón (Rn).
 El séptimo: 28 elementos restantes.

12. PERÍODOS
 Los elementos que componen una misma fila tienen
propiedades diferentes pero masas similares.
 Todos los elementos de un período tienen el mismo número
de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca
según su configuración electrónica.

13. GRUPOS
 Existen 18 grupos o familias.
 De estos 8 son largos y 10 son cortos y se sitúan en el
centro de la tabla.
 En la parte superior de cada columna hay un número romano
o arábigo que se asigna a cada grupo.
 Los elementos de las dos primeras columnas de la izquierda
(1, 2) y las 6 últimas a la derecha (13 – 18) se denominan
elementos representativos o elementos de familias
principales y se designan con la letra ¨A¨.
 Los elementos que se ubican en el centro de la tabla
periódica (3 – 12) se conocen como elementos en transición
o metales de transición y se designan con la letra ¨B¨.

14. GRUPOS
 Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la
misma valencia atómica, y por ello, tienen características o
propiedades similares entre sí.
 Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1
(un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a
perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1.
 Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases
nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía y, por
ello, son todos extremadamente no reactivos.

15. Alcalinos
Alcalinotérreos
Metales de transición
Grupo A Grupo A
Grupo B
Metales de transición interna o tierras raras
Lantánidos y actínidos
Térreosfamiliadelboro
Carbonoidesofamiliasdelcarbono
Nitrogenoidesofamiliadelnitrógeno
Anfígenosofamiliadeloxígeno
Halógenos
Gasesnoblesogasesinertes

16. DISPOSICIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA
TABLA PERIÓDICA

17.  Grupo 1 (I A): Metales alcalinos
 Grupo 2 (II A): Los metales alcalinotérreos
 Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
 Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
 Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
 Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
 Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
 Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
 Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
 Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
 Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
 Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
 Grupo 13 (III A): Los térreos
 Grupo 14 (IV A): Los carbonoideos
 Grupo 15 (V A): Los nitrogenoideos
 Grupo 16 (VI A): Los calcógenos o anfígenos
 Grupo 17 (VII A): Los halógenos
 Grupo 18 (VIII A): Los gases nobles

18. SEGÚN ES SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
METALES ALCALINOS
 Corresponden a la familia A de la tabla periódica.
 Se sitúan en el grupo 1, con excepción del hidrógeno que es
un no metal.
 Presentan el mayor carácter metálico, que se incrementa a
medida que aumenta su número atómico.
 Son metales blandos, brillantes y muy reactivos.
 No se encuentran en estado elemental, solo combinados.
 Reaccionan violentamente con el agua, se conservan en aceite
mineral o gasóleo.

20. METALES ALCALINOTÉRREOS
 Se ubican en el grupo 2 (II A).
 Son menos reactivos que los alcalinos, no existen en forma
libre en la naturaleza.
 Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
 La flama de los metales de este grupo presenta una
coloración característica, que permite identificarlos por
análisis cualitativo.

22. METALES TÉRREOS
 Son reactivos, no se encuentran en estado libre, sino
formando compuestos, generalmente como óxidos o
hidróxidos.
 El boro se diferencia de los demás porque es semimetal.
 El aluminio es muy ligero se utiliza como láminas muy finas.
 El aluminio con el magnesio forman una aleación llamada
duraluminio que se usa en Aeronáutica.

24. METALES DE TRANSICIÓN
 Se encuentran en la zona central de la tabla periódica.
 Igual que el resto de metales son buenos conductores del
calor y la electricidad, son dúctiles y maleables.
 Sus iones y compuestos suelen ser coloreados.
 Algunos elementos representativos por sus propiedades son:
el hierro, cobalto, níquel, mercurio, cobre, zinc, oro, plata.

25. HALÓGENOS
 Son los elementos del grupo 17 (VII A) con mayor carácter no
metálico.
 Forman compuestos con la mayoría de los elementos.
 Su carácter no metálico disminuye al aumentar el número
atómico.
 En este grupo el flúor y el cloro son gases, el bromo es el
único no metal líquido, y el yodo es sólido.
 El flúor mantiene la solidez de los huesos y ayuda a proteger
la dentadura.

27. GASES NOBLES
 Se ubican en el grupo 18 (VIII A) de la tabla periódica.
 Son gases monoatómicos, incoloros, poco reactivos y rara
vez se combinan con otros elementos.
 El kriptón (Kr) y el xenón (Xe) reaccionan con el oxígeno (O) y
el flúor (F) para formar algunos compuestos.

28. PREDICCIÓN DE FÓRMULAS MEDIANTE EL USO DE LA
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica permite separar los distintos elementos
químicos por sus propiedades físicas y químicas en: metales,
no metales, y semi-metales o metaloides.
METALES
 Ocupan las zonas izquierda y central de la tabla periódica.
 Constituyen un grupo mayoritario de los elementos.
 Presentan propiedades químicas y físicas variadas.
 Se caracterizan por su brillo metálico.
 El color del metal depende de la luz que refleja. Ejm:
el cobre (Cu) es rojo; el oro (Au) es amarillo.

29.  Son dúctiles (pueden dar forma de hilos), y maleables
(pueden convertirse en láminas).
 Son tenaces, pues la mayoría de ellos se resisten a la
ruptura.
 Son buenos conductores de calor y electricidad.
 Tienen elevados puntos de fusión.
 Algunos metales típicos son: hierro, plata, magnesio, zinc.
 Se combinan con el oxígeno para formar óxidos metálicos.
 Se pueden mezclar y fundir dos o más metales para l
elaboración de aleaciones.

30. INVESTIGA LAS PRINCIPALES APLICACIONES O USOS DE 10
METALES IMPORTANTES QUE CONOZCAS

31. NO METALES
 Se ubican en la región superior derecha de la tabla periódica.
 A temperatura ambiente suelen ser:
Sólidos: carbono (C), fósforo (P), azufre (S), selenio (Se), yodo
(I).
Líquidos: bromo (Br), gases de hidrógeno (H), nitrógeno (N),
oxígeno (O), flúor (F), cloro (Cl).
 Son malos conductores de la electricidad.
 Tienen bajo punto de fusión y baja densidad.
 No son brillantes.
 Reaccionan entre sí y con los metales.

32.  Algunos de éstos elementos, como el carbono (C), fósforo
(P), azufre (S) y selenio (Se), presentan alotropía.
 Alotropía: propiedad de algunos elementos químicos de
presentarse, en un mismo estado físico, en dos o más formas
diferentes, cristalinas o moleculares:
Ejm:
 Oxígeno: puede existir como oxígeno atmosférico (O2) y
como ozono (O3), que genera el olor penetrante distintivo
en las proximidades de las caídas de agua.
 Fósforo; e manifiesta como fósforo rojo y como fósforo
blanco (P4), de características físicas distintas.
 Carbono: variedades alotrópicas: grafito, diamante, grafeno
y fulereno.

33.  Algunos no metales tienen particular importancia por sus
aplicaciones.
Ejm:
 El (Cl) es un químico que se usa en la purificación del agua
y para solventes de lavado en seco.
 El (N) en la fabricación de fertilizantes y explosivos. Para
inflar paquetes y envasar productos al vacío.
 El oxígeno para afinado del acero, como combustible de
cohetes y misiles. En la medicina como componente del aire
artificial para personas con insuficiencia respiratoria. El
ozono, forma alotrópica del oxígeno, como bactericida, y
decolorante de aceites, ceras y harinas.

34. SEMIMETALES O METALOIDES
 Se sitúan entre los metales y los no metales.
 Se comportan unas veces como metales y otras como no
metales.
 Son elementos semimetálicos el boro (B), silicio (Si),
germanio (Ge), arsénico (As), telurio (Te), astato (At).
 Son sólidos a temperatura ambiente, son duros y
quebradizos.
 Se usan como semiconductores porque funcionan como
conductores aislantes.

35.  Tamaño del átomo
 Radio atómico
 Radio iónico
 Afinidad electrónica
 Energía de ionización
 Electronegatividad
 Carácter metálico

36. RADIO ATÓMICO
 Es una medida del tamaño del átomo, y para determinarlo se
considera al átomo como una esfera.
 El tamaño de los átomos depende de la proximidad de los
átomos vecinos y de los enlaces que forman con ellos.
 Aumenta al descender en los grupos de la tabla; porque al
incrementarse las capas electrónicas también aumenta su
distancia al núcleo.
 Disminuye al avanzar a lo largo del período; porque al
avanzar en un período, mientras el número de capas de
electrones permanece igual, la carga positiva del núcleo
aumenta lo que hace que los electrones se acerquen más al
núcleo, disminuyendo así el radio.

37. El radio atómico, aumenta al descender en los grupos de la tabla; es decir
aumenta su distancia al núcleo.
Disminuye al avanzar a lo largo del período; lo que hace que los electrones se
acerquen más al núcleo.

38. NUMÉRICAMENTE

39. RADIO IÓNICO
 Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado
electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas
noble más cercano.
 Los átomos tienden a ganar o perder electrones de su
último nivel, y se convierten en iones.
 Los átomos que pierden electrones forman iones positivos
(cationes).
 Los átomos que ganan electrones forman iones negativos
(aniones).

40. En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más
pequeño que el del átomo neutro, ya que al perder electrones
de la capa más externa, los que quedan son atraídos por el
núcleo con más fuerza por la carga positiva del núcleo.
En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más
grande que el del átomo neutro. Un ión negativo se forma
cuando el átomo gana electrones. Estos electrones aumentan
las fuerzas de repulsión existentes entre ellos

41. AFINIDAD ELECTRÓNICA
 Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en
estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión.
Generalmente es una reacción exotérmica (cualquier reacción
química que libera energía, ya sea como luz o como calor).
 Si la tendencia a adquirir electrones adicionales es mayor, la
afinidad electrónica también lo será.
 El flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un
electrón adicional.
 Los átomos de los halógenos desprenden mayor cantidad de
energía al incorporar un electrón y forman iones negativos
muy estables.

42. La tendencia a aceptar electrones:
 En un período aumenta de izquierda a derecha y también su
afinidad electrónica.
 En un grupo los valores disminuyen de arriba hacia abajo,
aunque la variación es pequeña.

43. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
 Es la cantidad de energía requerida para remover un electrón
de un átomo neutro y en estado gaseoso.
 La facilidad con que algunos átomos pierden electrones está
en relación estrecha con la configuración electrónica.
 En los átomos polielectrónicos, los niveles para desprender
electrones se llaman:
 Para desprender electrones según el nivel de energía:
I1 primera energía de ionización
I2 segunda energía de ionización
I3 tercera energía de ionización
I1 < I2 < I3

44. En los grupos la energía de ionización disminuye al
aumentar el número atómico. Cuanto mayor es la energía de
ionización, más difícil resultará desprender el electrón.
En los períodos la energía de ionización aumenta al aumentar
el número atómico, debido al aumento de la carga nuclear.
Aumento en la Energía de ionización

45. ELECTRONEGATIVIDAD
 La electronegatividad de un elemento representa la
capacidad que tienen sus átomos para atraer y retener
electrones cuando se combina con átomos de otro elemento.
 Linus Pauling estableció unidades arbitrarias para expresar la
electronegatividad: asignó el valor 4,0 para el elemento más
electronegativo, el flúor; al cesio el menos electronegativo , le
asignó 0,7.
 La electronegatividad disminuye en los grupos al aumentar el
número atómico, y aumenta con el número atómico en un
período.
 Los elementos del grupo 17 tienen el máximo valor.
 La electronegatividad de los gases nobles es prácticamente
nula.

46. Tendencias en la reactividad
 Los metales poseen baja energía de ionización y
electronegatividad, además tienden a perder fácilmente
electrones para formar cationes y tienen muy poca tendencia
a ganarlos.
 Los no metales poseen valores elevados de energía de
ionización y electronegatividad, por lo que resulta muy difícil
que liberen sus electrones.
 La reactividad de los metales disminuye en un período al
aumentar el número atómico y aumenta al descender en un
grupo.
 En los no metales la reactividad aumenta al descender en
grupo y avanzar en período.

47. TENDENCIAS A LA REACTIVIDAD
 Los metales poseen baja energía de ionización y
electronegatividad, además tienden a perder fácilmente
electrones para formar cationes y tienen muy poca tendencia
a ganarlos.
 Los no metales poseen valores elevados de energía de
ionización y electronegatividad, por lo que resulta muy difícil
que liberen sus electrones.
 La reactividad de los metales disminuye en un período al
aumentar el número atómico y aumenta al descender en un
grupo.
 En los no metales la reactividad aumenta al descender en
grupo y avanzar en período.

48. CARÁCTER METÁLICO
 Carácter metálico: es una indicación de la habilidad de los
átomos de donar electrones.
 Carácter metálico– aumenta conforme se baja en un grupo.
 Carácter metálico – disminuye de izquierda a derecha en un
periodo.

49. • Los números cuánticos caracterizan a la región que ocupa un
electrón en la estructura de un átomo, y se clasifican en:
n = número cuántico principal.
l = número cuántico secundario, acimutal o de forma.
m = número cuántico magnético o por orientación.
s = número cuántico de giro o de spin.
• Pero sus valores son numéricos.
• Según la mecánica ondulatoria en número cuántico indica el
estado de energía de un electrón en el átomo.

50.  Se dice que un orbital es una región tridimensional alrededor
del núcleo atómico donde existe mayor probabilidad de
encontrar un electrón.
 La posición y el momento de un electrón no puede
conocerse simultáneamente, esto significa que jamás
sabremos con total precisión la posición exacta del electrón,
pero si podemos describir su posible localización.

51. Las variables de la función son los números cuánticos
Para determinar la posición probable de un electrón en un
átomo dependemos de una función de onda u orbital.
n
Indica la
energía de
los orbitales
(tamaño)
Indica la
forma de los
orbitales
Indica la
orientación
espacial de
los orbitales
Indica el
sentido de
rotación del
electrón
l m s

52. El número cuántico principal n
 El valor del número cuántico principal n, toma valores
enteros (1, 2, 3...) y define el tamaño del orbital.
 Cuanto mayor sea, mayor será el volumen.
 También es el que tiene mayor influencia en la energía del
orbital.

53. El número cuántico l
 También llamado número cuántico orbital o acimutal.
 Puede asumir todos los valores enteros desde 0 a n – 1, es
decir 0, 1, 2, …..n – 1.
 Este número cuántico designa el subnivel o subcapa dentro
del nivel principal de energía.
 Indica además la forma del orbital, (nube electrónica) en el
cual se mueve l electrón alrededor del núcleo.
 Los números cuánticos orbitales se designan por las letras
minúsculas s, p, d o f.

54.  Cuando un electrón tiene un valor de l = 0, el orbital se
designa por (s); cuando de l = 1 el orbital se designa por (p);
cuando l = 2 por (d), cuando l = 3 por (f).

55. Forma de los orbitales
Orbital s
 El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo
atómico.

56. Orbital p
 La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas
achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y
orientadas según los ejes de coordenadas.

57. Orbital d
 Los orbitales d tienen formas más diversas cuatro de ellos
tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos
nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el
último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble
cono nodal).
 Nodal: puntos situados en el eje óptico de un objetivo
compuesto que sirven de referencia para mediciones
básicas, como la longitud.

58. Orbital f
 Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se
pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los
orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.

59. Configuración electrónica del átomo
 Se refiere a la ubicación de los electrones en los orbitales de
los niveles de energía del átomo.
 La forma de mostrar la distribución de los electrones en un
átomo se realiza colocando el orden en el cual se van
llenando los niveles de energía: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.
 Para realizar este esquema podemos utilizar la regla de la
diagonal (diagrama a la derecha), siguiendo atentamente la
flecha comenzando desde 1s.

60.  Para escribir la configuración electrónica de un átomo se
necesita:
1. Conocer el número de electrones que tiene el átomo; es
decir conocer su número atómico (Z).
2. Colocar cada uno de los electrones en cada nivel de
energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo
(n=1).
3. Respetar la capacidad máxima de cada subnivel.

61. Ejm: el segundo nivel principal de
energía, n=2, tiene dos niveles que
son los orbitales s y p.
Para los siete niveles de energía los
tipos de orbitales son:
Nivel de
energía
Tipo de
orbital
Orbitales
presentes
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
n = 5
n = 6
n = 7
s
s, p
s, p, d
s, p, d, f
s, p, d, f
s, p, d
s, p
1s
2s, 2p
3s, 3p, 3d
4s, 4p, 4d, 4f
5s, 5p, 5d, 5f
6s, 6p, 6d
7s, 7p