ÍNDICE Páginas Introducción....................................................................... 6

ÍNDICE
Páginas
Introducción....................................................................... 6
Capítulo 1
LAS PRIMERAS CLASIFICACIONES DE LA TABLA PERIÓDICA.............
8
Capítulo 2
PRIMERAS IDEAS DE LA TABLA PERIÓDICA....................................
11
Capítulo 3
TABLA PERIÓDICA MODERNA......................................................
21
GRUPOS................................................................................... 22
OTRAS DIVISIONES DE LA TABLA PERIÓDICA................................. 25
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS O NORMALES................................26
ESTADO FÍSICO DE LOS ELEMENTOS........................................... 34
PROPIEDADES PERIÓDICAS....................................................... 35
ELEMENTOS IMPORTANTES Y SUS USOS...................................... 37
Anexos .............................................................................. 40
Opinión personal................................................................. 53
Definiciones........................................................................ 54
La Tabla Periódica
INTRODUCCIÓN
La Tabla Periódica, el instrumento donde están organizados en hileras y columnas los
diferentes elementos químicos conocidos, reflejo de la Ley Periódica, le ha permitido a la
humanidad conocer la intimidad de la materia y disfrutar de las maravillosas aplicaciones de
la química, con las cuales tratamos en cada instante de nuestras vidas. En eso radica la
belleza y utilidad del aporte de Mendeleyev.
El Sistema periódico o Tabla periódica es el esquema de todos los elementos
químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la
estructura de los elementos.
La tabla periódica es la forma que tienen los científicos de almacenar la información
relacionada con los elementos para una fácil consulta de la misma. Es como una
enciclopedia de los elementos que existen en nuestro planeta, sólo que la información está
resumida en números y, según nuestro conocimiento, de estos números podemos inferir las
propiedades de cada elemento. La forma en que está organizada la tabla periódica se basa
en el número atómico del elemento.
Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en
18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el
hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman
periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos
en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7
incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos
más allá del elemento 92, el uranio.
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados
tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras
“A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado
popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos
consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.
La clasificación periódica de los elementos que actualmente se conoce, se
desarrolló como consecuencia de tres ideas básicas de la química del siglo XIX, las cuales
fueron:
1. El intento de llegar a una clasificación natural y ordenada de los elementos
conocidos.
2. La aceptación de que hay una relación estrecha entre una cantidad fundamental
y característica de cada elemento (masa atómica) y ciertas propiedades del
mismo
3. El
reconocimiento
de
que
la
periodicidad
de
las
propiedades
del
comportamiento químico de los elementos son dependientes de esa cantidad
fundamental y característica de cada elemento.
En el año de 1828, se conocían cincuenta y cinco elementos químicos diferentes. Era
una cifra muy elevada para esta época y lo cual empezaba ha inquietar a los químicos. Los
elementos varían extensamente en sus propiedades, y al parecer no se evidenciaban
relaciones entre ellos. Se planteaban interrogantes en el sentido de ¿por qué existían
tantos?, ¿Cuántos más quedan por descubrir?, ¿Cómo se podrán diferenciar uno de otro?.
Conforme se iban descubriendo nuevos elementos, surgió la necesidad dar respuesta
a la tercera pregunta, la de clasificarlos. La clasificación de los elementos químicos se ha
desarrollado a través de la historia por diferentes investigadores los cuales expusieron su
teoría acerca de cómo agrupar los elementos químicos.
Además de lo anterior la gran importancia de toda la información y literatura que nos
expresa la tabla periódica en la actualidad se convierte en la herramienta básica e importante
para una gran numero de profesores, investigadores, estudiantes de todos los niveles
educativos.
Ver cuadro 1-a
CAPITULO 1
LAS PRIMERAS CLASIFICACIONES DE LA TABLA
PERIÓDICA.
Los antiguos filósofos griegos e indios concibieron la materia como constituida por un
limitado numero de componentes.
La concepción griega del mundo, al que se le consideraba como una combinación de
los cuatro elementos fundamentales, el agua, el fuego, el aire y la tierra, nunca se vio
confirmada por una comprobación experimental. A esos cuatro elementos, llamados
aristotélicos, opusieron los alquimistas medievales los tres principios que conformaban la
materia: el mercurio, que representaba el carácter metálico y la volatilidad; el azufre, el
símbolo de la combustibilidad; y la sal, prototipo de la solidez y la solubilidad.
El británico Robert Boyle fue el primer científico que cuestionó abiertamente la tradición
alquimista. Rechazó la clasificación griega, por no ser capaz de explicar las combinaciones
químicas, y defendió que el número de elementos, aunque limitado, tendría que ser muy
superior a tres. Definió a los elementos como cuerpos primitivos y simples no formados por
otros cuerpos y que componen a los otros cuerpos, los compuestos.
En el siglo XVIII, Antoine-Laurent Lavoisier obtuvo pruebas experimentales que
justificaron la adopción del concepto del elemento de Boyle. El químico francés publicó la que
puede considerarse primera enumeración de sustancias elementales basadas en esta
definición y que, aunque incluía sustancias como la cal, la alúmina y la sílice, compuestos
estables que la técnica química de la época era incapaz de descomponer, constituyó un
importante punto de partida para posteriores clasificaciones.
La evolución de la tabla periódica, desde la primera ordenación de los elementos, ha tenido lugar a lo largo de más de un
siglo de historia y ha ido pareja al desarrollo de la ciencia. Aunque los primeros elementos conocidos, como el oro, el hierro se conocían
desde antes de Cristo (recuérdese que el hierro, por su importancia en la evolución de la humanidad ha dado nombre a una época),
todavía hoy se investiga la posible existencia de elementos nuevos para añadir a la tabla periódica.
Como resultado de descubrimientos que firmemente establecieron la teoría atómica de
la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos podían determinar los pesos
relativos de los átomos de los elementos entonces conocidos.
El desarrollo de la electroquímica durante este período por los químicos ingleses
Humphry Davy y Miguel Faraday condujeron al descubrimiento de muchos elementos
adicionales. Como en la naturaleza la mayoría de los elementos se encuentran combinados
formando compuestos, hasta que no fue posible romper estos compuestos y aislar sus
elementos constituyentes, su conocimiento estuvo muy restringido. Fue en el año 1800
cuando se descubrió el fenómeno de la electrólisis (ruptura de un compuesto mediante el uso
de energía eléctrica ). Este descubrimiento impulsó un salto hacia delante en el
descubrimiento de nuevos elementos. Así, de poco más de diez que se conocían hasta el
Siglo XVIII, en el que se habían descubierto los elementos gaseosos (hidrógeno, oxígeno,
nitrógeno y cloro) y algunos metales (platino, níquel, manganeso, wolframio, titanio vanadio y
plomo), en las primeras décadas del siglo XIX se descubrieron más de 14 elementos, y
posteriormente, a ritmo algo más lento se siguieron descubriendo otros nuevos
Como resultado de descubrimientos que firmemente establecieron la teoría atómica de
la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos podían determinar los pesos
relativos de los átomos de los elementos entonces conocidos.
Fue en 1829 cuando el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de
establecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las
similitudes entre los elementos cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus
propiedades por otro. Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos
era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos,
como entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad
era de nuevo el peso atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía
un significado preciso y Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como la había
un gran número de elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones,
sus trabajos fueron desestimados.
Así, en 1830 se conocían ya 55 elementos diferentes, cuyas propiedades físicas y
químicas variaban extensamente. Fue entonces cuando los químicos empezaron a
interesarse realmente por el número de elementos existentes. Preocupaba saber cuántos
elementos diferentes existían y a qué se debía la variación en sus propiedades.
CAPÍTULO 2
PRIMERAS IDEAS DE LA TABLA PERIÓDICA
Sería Berzelius quien llevase a cabo la primera agrupación de los elementos,
ordenándolo alfabéticamente e incluyendo el dato de su peso atómico. Sin embargo, esta
agrupación no atrajo el interés de los científicos de la época.
Hasta ese momento, nadie parecía haber advertido la posible periodicidad en las
propiedades de los elementos químicos, entre otras razones, porque el número de elementos
que quedaban por descubrir dejaba demasiados huecos como para poder atisbar orden
alguno en las propiedades de los mismos. Además, todavía no existía un criterio claro para
poder ordenar sus propiedades, ya que el peso atómico de un elemento, que fue el primer
criterio de ordenación de los elementos, no se distinguía con claridad del peso molecular o
del peso equivalente.
Ante la dificultad que la falta de definición del concepto de los pesos de las especies
suponía, y el creciente interés que el descubrimiento de los elementos y de otros avances
científicos suscitaba, otro ilustre químico, Kekulé, tomo una histórica iniciativa, que consistió
en convocar a los químicos más importantes de toda Europa para llegar a un acuerdo acerca
de los criterios a establecer para diferenciar entre los pesos atómico, molecular y
equivalente. Esta convocatoria dio lugar a la primera reunión internacional de científicos de la
historia y tuvo consecuencias muy importantes, sobre todo gracias a los trabajos del italiano
Avogadro, que brillantemente expuestos en la reunión por su compatriota Cannizzaro,
llevaron a la consecución del esperado acuerdo que permitiría distinguir al fin los pesos
atómico, molecular y equivalente. Así, algunos químicos empezaron a realizar intentos de
ordenar los elementos de la tabla por su peso atómico.
El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm
Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff hizo posible el descubrimiento de otros muchos
elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional que hubo, el químico
italiano Stanislao Cannizzaro aclaró el hecho de que algunos de los elementos - por ejemplo,
el oxígeno - tiene moléculas que contienen dos átomos. Esta realización le permitió a los
químicos finalmente lograr un listado consistente y propio de los elementos.
Estos desarrollos dieron ímpetu nuevo al intento de dar a conocer interrelaciones entre
las propiedades de los elementos. En 1864 el químico Británico John A. R. Newlands
enumeró los elementos en orden de acuerdo a los pesos atómicos crecientes y anotó que un
conjunto determinado de propiedades ocurre en cada octavo lugar. Él nombró a esta
repetición periódica la ley de octavas, por la analogía con las escalas musicales. El
descubrimiento de Newlands fracasó en el intento de impresionar sus contemporáneos,
probablemente porque la periodicidad observada se limitó a solo a un número pequeño de
los elementos conocidos.
Habiendo ordenado los elementos conocidos por su peso atómico y después de
disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una, observó que en muchos
casos coincidían en las filas horizontales elementos con propiedades similares y que
presentaban una variación regular. Esta ordenación en columnas de siete da su nombre a la
ley de las octavas, ya que el octavo elemento da comienzo a una nueva columna. En algunas
de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas similitudes ya había señalado
Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue el considerar que sus columnas
verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual) debían tener siempre la
misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas filas horizontales de elementos
totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos fueran desestimados.
Más acertado estuvo otro químico, Meyer, cuando al estudiar los volúmenes atómicos
de los elementos y representarlos frente al peso atómico observo la aparición en el gráfico de
una serie de ondas. Cada bajada desde un máximo (que se correspondía con un metal
alcalino) y subido hasta el siguiente, representaba para Meyer un periodo. En los primeros
periodos, se cumplía la ley de las octavas, pero después se encontraban periodos mucho
más largos. Aunque el trabajo de Meyer era notablemente meritorio, su publicación no llego a
tener nunca el reconocimiento que se merecía, debido a la publicación un año antes de otra
ordenación de los elementos que tuvo una importancia definitiva.
Utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, además de su peso
atómico, Mendeliev presentó su trabajo en forma de tabla en la que los periodos se
rellenaban de acuerdo con las valencias (que aumentaban o disminuían de forma armónica
dentro de los distintos periodos) de los elementos. Esta ordenación daba de nuevo lugar a
otros grupos de elementos en los que coincidían elementos de propiedades químicas
similares y con una variación regular en sus propiedades físicas. La tabla explicaba las
observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en sus primeros periodos y
coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además, observando la existencia de
huecos en su tabla, Mendeliev dedujo que debían existir elementos que aun no se habían
descubierto y además adelanto las propiedades que debían tener estos elementos de
acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla. Años más tarde, con el
descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos elementos se aceleró y
aparecieron los que había predicho Mendeliev. Los sucesivos elementos encajaban en esta
tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitio en esta nueva ordenación.
La tabla de Mendeliev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos
descubrimientos relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy
similar a la que él elaboró más de un siglo atrás.
En la historia de la tabla periódica se hicieron durante el siglo XIX y el siglo XX, varias
aportaciones para clasificar y ordenar a los elementos químicos y no fue hasta que en el año
de 1869 donde se propuso lo que se conoce como la “tabla periódica de los elementos”.
Expuesta por Lothar Meyer y Dimitri Mendeliev. Los primeros intentos de clasificar los
elementos químicos y las más representativas se realizaron por:
o La primera organización de los elementos conocidos fue realizada por J.
Dalton, quien publica:
…Una lista de los pesos atómicos (1830) de cincuenta y cinco elementos, tomando
como base el peso atómico del Hidrógeno igual 1.0000. siendo el peso atómico, una
propiedad especifica en todos los átomos estableciendo un intento de relacionar el peso
atómico con el comportamiento químico del elemento...
Los pesos atómicos, que Dalton había aprendido a medir al, parecían ser una
propiedad de importancia fundamental, puesto que cada elemento tenía un peso preciso y
unos elementos se diferenciaban de otros por su peso atómico. Por eso tenía sentido mirar
las demás propiedades en función de ellos.
o La segunda clasificación se refiere a la clasificación de las triadas de
Johann W. Döbereiner, en 1829, donde:
…Intentó establecer la correlación entre peso atómico y propiedades, descubrió que el
bromo tenía propiedades intermedias entre las del cloro y las del yodo. La serie de tres
elementos mostraba un carácter degradatorio en las propiedades, y el peso atómico del
bromo estaba justo intermedio entre peso atómico el cloro y el yodo.
Fue en 1829 cuando el químico alemán Döbereiner realizo el primer intento de
establecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajos las
similitudes entre los elementos cloro, bromo y iodo por un lado y la variación regular de sus
propiedades por otro. Una de las propiedades que parecía variar regularmente entre estos
era el peso atómico. Pronto estas similitudes fueron también observadas en otros casos,
como entre el calcio, estroncio y bario. Una de las propiedades que variaba con regularidad
era de nuevo el peso atómico. Ahora bien, como el concepto de peso atómico aún no tenía
un significado preciso y Döbereiner no había conseguido tampoco aclararlo y como la había
un gran número de elementos por descubrir, que impedían establecer nuevas conexiones,
sus trabajos fueron desestimados.
Como se muestra a continuación:
ELEMENTO
MASA ATOMICA
Cloro
35.5
Yodo
127
Bromo
79.9
MASA ATOMICA PROMEDIO
Bromo = 127 + 35.5 = 162.5 = 81.2
2
2
En sus su trabajo Döbereiner encontró otros dos grupos de tres elementos tales como:
Calcio – Estroncio – Bario
Azufre – Selenio – Telurio.
En estas dos nuevas series, el segundo elemento mostraba peso atómico y
propiedades intermedias entre los elementos primero y último.
Döbereiner llamó a estas series o grupos triadas o triadas de Döbereiner
 Jhon A. Reina Newlands. En 1864 el químico Británico Newlandas clasifico a
los elementos:
…De acuerdo a sus pesos atómicos crecientes, y observó que este ordenamiento
también colocaba las propiedades de los elementos en un orden. Así, al disponer los
elementos en columnas verticales de siete, los que eran semejantes tenían que quedar en la
misma fila horizontal. Newlandas llamó a esta relación ley de las octavas debido a que en
música, siete e notas forman una octava, siendo la octava nota casi un duplicado de la
primera y principio de una nueva octava…
Razón por lo se le conoce como ley de las octavas de Newlands.
El descubrimiento de Newlands fracasó en el intento de impresionar sus
contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada se limitó a solo a un
número pequeño de los elementos conocidos.
Habiendo ordenado los elementos conocidos por su peso atómico y después de
disponerlos en columnas verticales de siete elementos cada una, observó que en muchos
casos coincidían en las filas horizontales elementos con propiedades similares y que
presentaban una variación regular.
En algunas de las filas horizontales coincidían los elementos cuyas similitudes ya
había señalado Döbereiner. El fallo principal que tuvo Newlands fue el considerar que sus
columnas verticales (que serían equivalentes a períodos en la tabla actual) debían tener
siempre la misma longitud. Esto provocaba la coincidencia en algunas filas horizontales de
elementos totalmente dispares y tuvo como consecuencia el que sus trabajos fueran
desestimados.
 Julius Lothar Meyer, químico Alemán, que consideró el volumen ocupado por
determinados pesos atómicos fijos de determinados pesos fijos de diversos
elementos.
Al representar los volúmenes atómicos de los elementos en función de los pesos
atómicos, se obtenían:
…Una serie de ondas que alcanzaban valores máximos en los elementos alcalinos:
sodio, potasio, rubidio y cesio. Cada descenso y ascenso correspondía a un periodo…
Meyer público su trabajo un año después de que Mendeleiev había propuesto su
clasificación de los elementos.
Más acertado estuvo Meyer, cuando al estudiar los volúmenes atómicos de los
elementos y representarlos frente al peso atómico observo la aparición en el gráfico de una
serie de ondas. Cada bajada desde un máximo (que se correspondía con un metal alcalino) y
subido hasta el siguiente, representaba para Meyer un periodo. En los primeros periodos, se
cumplía la ley de las octavas, pero después se encontraban periodos mucho más largos.
Aunque el trabajo de Meyer era notablemente meritorio, su publicación no llego a tener
nunca el reconocimiento que se merecía, debido a la publicación un año antes de otra
ordenación de los elementos que tuvo una importancia definitiva.

Tabla periódica de Dimitri Mendeleiev
En el año de 1869, considero un criterio relevante de ordenación la valencia de los
elementos. Observó que los primeros elementos de la lista, de acuerdo con su peso atómico,
mostraban un cambio progresivo en sus valencias Esta ordenación daba de nuevo lugar a
otros grupos de elementos en los que coincidían elementos de propiedades químicas
similares y con una variación regular en sus propiedades físicas. Mendeleiev observó que las
propiedades y la valencia de los elementos dependen fundamentalmente de la masa
atómica. Y la valencia aumentaba y disminuía, estableciendo periodos. En primer término el
Hidrógeno solo; después dos periodos que contenían siete elementos cada uno; y luego
periodos que contenían más de siete elementos.
(ver imagen 2-A)
La tabla explicaba las observaciones de Döbereiner, cumplía la ley de las octavas en
sus primeros periodos y coincidía con lo predicho en el gráfico de Meyer. Además,
observando la existencia de huecos en su tabla, Mendeliev dedujo que debían existir
elementos que aun no se habían descubierto y además adelanto las propiedades que debían
tener estos elementos de acuerdo con la posición que debían ocupar en la tabla. Años más
tarde, con el descubrimiento del espectrógrafo, el descubrimiento de nuevos elementos se
aceleró y aparecieron los
que había predicho Mendeliev. Los sucesivos elementos
encajaban en esta tabla. Incluso la aparición de los gases nobles encontró un sitio en esta
nueva ordenación.
Mendeleliev se percato de la necesidad de dejar espacios vacíos (huecos) en la tabla.
Estos espacios, no los consideró imperfecciones de la estructura, o imprecisiones técnicas
sino que arriesgó la hipótesis de ser espacios reservados para los elementos aún no
descubiertos, y predijo las propiedades de los elementos que ocupan los espacios vacíos.
Uno de los aciertos más grandes de Mendeleiev consistió en que ordenados los
elementos como él los dispuso para que sus propiedades, analogías y diferencias fueran
apreciables, quedaran tres lugares vacíos; Pues bien, Mendeleiev predijo que estos huecos
se llenarían con el descubrimiento de tres elementos (que llamó eka-boro, eka-aluminio y
eka-silicio), cuyas propiedades físicas y químicas corresponderían a las que él formuló de
acuerdo con la posición de esos elementos pronosticados.
Sus predicciones se cumplieron cuando 15 años más tarde Boisbaudran, Nilson y
Winkler, descubrieron respectivamente el galio (Ga), el escandio (Sc) y el Germanio (Ge),
que tenían las propiedades previstas por el sabio ruso.
(ver figura 3-A, tabla periódica de Mendeleiev).
La tabla de Mendeliev fue aceptada universalmente y hoy, excepto por los nuevos
descubrimientos relativos a las propiedades nucleares y cuánticas, se usa una tabla muy
similar a la que él elaboró más de un siglo atrás.
 Tabla de Meyer – Mendeleiev
La tarea concreta realizada por Mendeleyev hacia 1860 consistió en organizar todos
los 63 elementos con mucho cuidado, anotando todas sus propiedades y viendo cómo
variaban entre ellas. La tarea intelectual consistió en darse cuenta de que eso reflejaba una
armonía profunda en el interior del átomo. Antes de Mendeleyev se habían hecho algunos
ensayos que habían aportado algunas luces, pero la principal limitación radicaba en que no
se conocían con certeza los valores del peso atómico para muchos elementos, pues había
distintos métodos y teorías que conducían a valores diferentes. De hecho, la confusión era
tan grande que los mejores químicos decidieron que era importante reunirse todos para
discutir a fondo y llegar a un acuerdo. Así, se reunieron en 1860 en Karlsruhe, Alemania, y
esta reunión es de gran importancia, porque fue el primer Congreso Internacional de Ciencia
que se realizó en el mundo. Esa práctica, tan extendida hoy, de realizar congresos científicos
nació motivada por la necesidad de ponerse de acuerdo sobre la manera de determinar los
pesos de los átomos. La reunión fue un fracaso en el sentido de que no logró su cometido y
los asistentes partieron a sus casas con las mismas posiciones divergentes que habían
traído, pero por otro lado fue un éxito porque en ella un profesor de química de la
Universidad de Génova, Stanislao Cannizzaro, distribuyó copias del librito de texto que usaba
para dar sus clases de teoría atómica –"Sunto di un curso de philosophia chimica" (Resumen
de un Curso de Filosofía Química)– y varios de ellos al volver a casa lo leyeron, encontrando
que ahí estaba la solución del problema. Después de Karlsruhe y del librito de Cannizzaro,
pronto empezó a haber tablas unificadas de pesos atómicos, que son esencialmente las
mismas que utilizamos hoy, y Mendeleyev pudo comenzar su enorme labor de estudiar la
influencia del peso atómico en todas las propiedades de los elementos.
En 1868, durante el proceso de edición del manual de química que había escrito,
Julius Lothar Meyer, de la Universidad de Breslau, ideó una tabla periódica que resultó ser
extraordinariamente parecida a la famosa versión de Mendeleiev de 1869, aunque Meyer no
llegó a clasificar todos los elementos correctamente. Sin embargo, por culpa del editor, la
tabla no apareció impresa hasta 1870, lo que vino a complicar la reñida disputa de prioridad
que sostuvieron Meyer y Mendeleiev.
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones
periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos:
en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La
clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado
porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los
huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento
conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev
le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al
elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su
posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de
verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema
periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.
Mendeleiev se hallaba también escribiendo un libro de texto de química cuando, casi
al mismo tiempo que Meyer, dio forma a su propia tabla periódica. A diferencia de sus
predecesores, el ruso confiaba lo bastante en su tabla como para predecir la existencia de
nuevos elementos y las propiedades de sus compuestos, así como para corregir el valor del
peso atómico de alguno de los elementos conocidos. Mendeleiev admitió haber visto algunas
de las tablas anteriores, como la de Newlands, pero negó conocer el trabajo de Meyer al
preparar su tabla.
En 1871, Meyer y Mendeleiev, habían trabajado por separado, revisando sus trabajos
en forma conjunta y propusieron un nuevo sistema de clasificación que consideraba:
a) Un primer periodo muy corto, de un solo elemento, el Hidrógeno.
b) Dos periodos, el segundo y el tercero de siete elementos cada uno.
c) Cuatro periodos muy largos. Hubo la necesidad de agregar un grupo VIII – B, que agrupa
tres columnas.
Este sistema fue muy conocido y popular el cual duro por muchos años, después del
descubrimiento de los gases inertes por Lord Raleigh y sir William Ramsey ( He, Ar, Kr, Xe,
Rn), se agregó un grupo cero a la tabla periódica. (ver figura 3-A)

Henry Moseley:
En 1913 – 1914
analizó propiedades entre
lo fundamental del número atómico.
Moseley midió la propiedades de onda de las líneas del espectro de rayos X de propiedades
entre 40 elementos y estableció una clara relación entre la frecuencia de las líneas del
correspondiente espectro y el número atómico. Así, conforme aumentaba el número atómico,
la propiedades de onda de rayos X disminuía, lográndose conocer el orden de un elemento
respecto a otro. Y señaló:
… En el átomo existe una cantidad fundamental, Z, que aumenta propiedades cuando
se pasa de un elemento al siguiente; propiedades descubrió, que Z es igual al número del
lugar que ocupa un elemento en la tabla de la clasificación de los elementos. A esta cantidad
fundamental, Z, le llamó numero atómico, Moseley considero que este valor o número
atómico, en otras palabras; Moseley señalo que este valor, Z o número atómico, debería de
ser el criterio de propiedades de los elementos de la tabla, dado a que representa además, el
valor de la carga del núcleo, y por lo tanto, el número total de protones de un átomo…
Debido al trabajo de Moseley se revisó la ley periódica. Ahora ésta se basa en los
números atómicos de los elementos en lugar de hacerlo en la masa y pesos atómicos.
Cuando los elementos están acomodados en orden de sus números atómicos crecientes, los
que tienen propiedades químicas similares se encuentran en intervalos periódicos definidos.
Esta relación se conoce como la ley periódica. Así podemos decir que las propiedades de los
elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.
CAPÍTULO 3
TABLA PERIÓDICA MODERNA.
La tabla periódica moderna deriva de los varios trabajos de personajes que en la historia realizaron clasificaciones de los elementos
químicos, pero la base principal esta en Meyer – Mendeliev, Werner y Moseley. Adopta como criterio de ordenación el número creciente
de los elementos y se rige por la ley periódica de Moseley.
En 1895, Werner modificó la forma del sistema periódico de Mendeleiev utilizado hasta
entonces, introduciendo la forma conocida como tabla periódica larga de Werner, en la que
se ha llegado a un ordenamiento exacto y preciso de los elementos conocidos hasta nuestros
días ya que el fundamento de su clasificación es el número atómico. Todas las propiedades y
el comportamiento químico de los elementos dependen de su número atómico, en forma más
directa y precisa que de su peso atómico, como se había pensado originalmente.
(ver figura 6-A)
La tabla periódica de los elementos los clasifica primeramente en orden de acuerdo
con sus números atómicos formando siete líneas horizontales llamadas periodos. Los
periodos indican el número de niveles energéticos que tiene un átomo.
Debido a la existencia de los periodos que contienen más de ocho elementos, la tabla
periódica actual suele denominarse también, como tabla de periodos largos. Los periodos
están ordenados de la forma como lo muestra la siguiente tabla, contemplando la estructura
electrónica de la distribución de los electrones según sea el periodo, así como el nombre del
periodo y el número de elementos que contiene: periodo, nombre del periodo, número de
elemento, estructura electrónica, observaciones al periodo.
(ver figura 7-A)
Los elementos correspondientes a la serie de Lantánidos y de serie de los Actínidos
reciben el nombre de elementos de transición interna o tierras raras. (ver figura 8-A)
Grupos.
Los grupos de la tabla periódica (antes llamados familias) o columnas de la tabla
periódica, son escritos con números romanos del I al VIII, están subdivididos en grupos A y
grupos B, se agrupan y se leen en línea vertical.
La tabla periódica agrupa a los elementos químicos en los grupos respectivos por su
semejanza a las propiedades físicas y químicas de los elementos que forman un grupo.
Ya que las designaciones de los grupos como se vio anteriormente no son
aceptadas en todos los países, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC
por sus siglas en inglés) ha recomendado designar a los grupos con números del 1 al 18.
…Los grupos indican el número electrones de valencia de un átomo, es decir, los del
último nivel de energía…
De acuerdo con lo anterior los grupos en relación con sus electrones de valencia se
describen en la siguiente tabla:
Grupo IA
Grupo IIA
tiene un (1) electrón.
tiene dos electrones.
Grupo IIIA
tiene tres electrones.
Grupo IVA
tiene cuatro electrones.
Etcétera
Los elementos correspondientes a la familia o grupo B
se intercalan en la parte
central de la tabla periódica, exactamente entre los grupos IIA y el Grupo IVA, a partir del
cuarto periodo.
Los grupos B, representados en 10 columnas y que expresan los símbolos de los
elementos metálicos pesados llamados elementos de transición, están formados por las
columnas verticales del grupo IVB hasta el grupo VIIIB, donde este grupo VIII comprende tres
columnas, las cuales integran este grupo.
Las estructuras electrónicas de los elementos de los grupos B, se caracterizan por ser
muy especiales, ya que, además de que un nivel de energía forma parte de los electrones de
valencia, el subnivel de energía anterior también forma parte de los electrones que
intervienen en los procesos químicos diversos, ya sea enlaces químicos, configuraciones
electrónicas, redes cristalinas, entre otras. No es el caso de los grupos A, que solo
intervienen los electrones del último nivel de energía.
Algunos de los datos que nos indica, el número de grupo son los siguientes:
a) El número de electrones de valencia.
b) El carácter químico del elemento.
c) Las valencias de los elementos.
d) El carácter metálico o bien no metálico del elemento químico.
Las columnas verticales IIIB hasta VIIIB están del lado izquierdo. La columna VIIIB
abarca tres familias.
Los grupos IB y IIB están colocados a la derecha del grupo VIIIB.
Los subgrupos B constituyen los elementos de transición que se caracterizan por una
estructura electrónica especial. Dentro de estos subgrupos se consideran también los
lantánidos y los actínidos, que se localizan en la parte inferior de la tabla periódica y que
corresponderían al grupo IIIB.
Estos últimos elementos se colocan fuera de la tabla, de manera que no tienen un
lugar definido, ni por orden creciente de su número atómico, ni por el lugar que ocupan los
electrones en los orbitales que les corresponden.
Los grupos de la tabla periódica se describen de manera general en la siguiente tabla:
Grupo
Nombre
Metales Alcalinos (formadores
IA
de bases o álcalis)
IIA
Metales Alcalinotérreos
IIIA
Familia del Boro
IVA
Familia del Carbono
VA
Familia del Nitrógeno
VIA
Familia del Oxígeno o
Calcógenos (formadores de cenizas)
VIIA
Halógenos (formadores de
sales)
VIIIA
Gases Nobles o Inertes
De IB al VIIIB
Metales de Transición
En la siguiente tabla se describe la estructura general de periodos y grupos de la tabla
periódica moderna o bien tabla de las 18 columnas:
VIIIA
IA
1
II
A
1
IIIA IVA VA
2
3 COLUMNAS
FORMAN AL
GRUPO
3
4
11
12
IIIB IVB VB VIB
VII
B
19
20
21
22
23
24
25
26
27
37
38
39
40
41
42
43
44
55
56
57
72
73
74
75
76
87
88
89
104 105 106 107 108 109
VIA
VIIA
2
5
6
7
8
9
10
3
VIII B
IB
IIB
13
14
15
16
17
18
28
29
30
31
32
33
34
35
36
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
4
5
6
7
Serie
Lantánida
Serie
Actinída
Grupo:
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
103
Periodo:
Elementos representativos o normales
Elementos de transición.
Elementos de transición interna o tierras raras.
OTRAS DIVISIONES DE LA TABLA PERIÓDICA
De los 109 elementos químicos conocidos hasta hoy. 11 son gases en condiciones
atmosféricas : He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, H, N, O, F Y Cl
Solo dos elementos son líquidos en condiciones normales: Hg y Br. Pero se ha
predicho que el Francio (Fr ) puede ser el tercer elemento líquido
Como puedes advertir la tabla periódica es una herramienta útil en la
predicción de propiedades de los elementos, en algunas tablas periódicas
colocan al francio como elemento líquido.
La tabla periódica puede ser utilizada para determinar los número de oxidación, para
predecir la fórmula de un compuesto dado o bien su posible tipo de enlace químico
Se conoce muy poco acerca de las propiedades físicas y químicas del
Francio, debido a que no se ha aislado o preparado hasta el momento una
cantidad pesable. Sin embargo se pueden usar las tendencias periódicas para
predecir algunas de estas propiedades. Considerese el punto de fusión del
francio, la gráfica muestra cómo varían los puntos de fusión de los metales
alcalinos con el número atómico.
Del litio al sodio, el punto de fusión cae 81.4 C, del sodio al potasio 34.6 C del
potasio al rubidio 24 C, del rubidio al cesio 11C con base a esta tendencia se puede predecir
que la caída del cesio al francio sería 23 C lo que le convertiría en un líquido en condiciones
normales.
Comúnmente se dice que el número de grupo nos indica el número
máximo de oxidación serán pares y si el grupo es impar todos los números
serán impares, aunque existen excepciones.
Así , un elemento que pertenece al grupo VA (15) sus posibles números
serán:
+ 5, + 3, + 1,
y –3.
Lo expresado anteriormente es válido para los elementos representativos
pero no para los de transición.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS O NORMALES.
Los elementos de los grupos A, como anteriormente se señalo reciben el nombre de
representativos o normales, para hacer una descripción de cada uno de los grupos de
manera general, es necesario hacer referencia del elemento con inicia el grupo, y con
elemento con que termina, realizando el señalamiento con una flecha, por ejemplo:
Grupo IA
H
Grupo IIA
Be
Grupo IIIA
B
Fr
Ra
Tl.
A los lados de los grupos o familias B, están los grupos IA y IIA del lado izquierdo y del
lado derecho los grupos IIIA, IVA, VA, VIA. VIIA, y VIIIA (también llamado grupo cero).
En todos los elementos de un grupo o familia siempre se encuentra la misma
configuración electrónica diferenciándose sólo en el nivel energético al corresponden.
Es conveniente mencionar que tener un nivel completo significa para un átomo que los
electrones de ese nivel tengan la misma distribución electrónica que la de un gas noble
próximo, ya sea hacia delante o hacia atrás en orden de los números atómicos
.
La principal característica o propiedad de los elementos representativos es la
tendencia a adquirir, en los últimos subniveles de energía, la configuración s 2 p6,
correspondiente al gas noble (regla del octeto), sea compartiendo, aceptando o cediendo
electrones. Los elementos representativos o normales son 44 y como excepción se incluye
entre ellos al Hidrógeno. Aunque sólo tenga un electrón.
Grupo IA (1)
A los elementos de este grupo con excepción del hidrógeno se le conoce como
familia de los metales alcalinos. Las características más importantes de su química involucra
la pérdida comparativamente fácil del único electrón externo formando iones positivos 1+ (Li,
Na y K) Esto significa que dichos elementos son muy reactivos y por ello no existen libres en
la naturaleza.
Los metales puros son difíciles de manejar con cierta seguridad, ya que reaccionan
rápidamente con el oxígeno del aire o con el agua (algunos de estos metales reaccionan en
forma explosiva con el agua). Son metales blandos y lustrosos y deben almacenarse en
petróleo o queroseno para prevenir su exposición al contacto con el aire o con el agua.

Son los metales más ligeros (el Litio flota en aceite).

Son sumamente maleables. Se les puede cortar con cuchillo.

Sus sales son iónicas y muy solubles en agua.

Se les obtiene industrialmente por electrolisis de sus sales fundidas.

Uno de los compuestos más utilizados en la industria y en el hogar es el
Hidróxido de sodio conocido comúnmente como sosa cáustica (NaOH).
Grupo IIA (2)
Los metales alcalino-térreos también son un poco uniformes en cuanto a propiedades
ya que todos forman el ion 2+ (Mg2+, Ca2+, Sr2+) en los compuestos debido a la pérdida de
los dos electrones externos. Sin embargo la pérdida de los electrones no es tan fácil, ya que
no son tan reactivos químicamente. Reaccionan con el agua pero lo hacen con mucha
lentitud. También reaccionan con el oxígeno del aire pero forman una capa de óxido que
protege al metal de las reacciones adicionales.
La química del berilio es un poco diferente del resto del grupo.
El magnesio, cuando se mezcla con el aluminio, forma una aleación resistente y ligera
(una mezcla homogénea de metales). También se usa en lámparas fotográficas debido a la
brillantes de su luz que emite al incinerarse.
Grupo IIIA (13)
En la familia de los térreos existe una diferencia importante entre las propiedades
químicas del no metal en la parte superior, el boro y las de los metales de la parte inferior.
Así, el boro generalmente se indica por separado como un no metal típico. El aluminio y los
otros metales pueden perder sus tres electrones externos para formar iones 3+. El aluminio
es el metal más importante en este grupo porque, como metal, combina una baja densidad
con una alta resistencia. Es un metal reactivo pero forma una capa de óxido cuando se
expone al aire y que lo protege de reacciones posteriores. El aluminio es el metal más común
en la corteza terrestre. Los compuestos del aluminio son componentes de la mayoría de las
arcillas.
Grupo IVA (14)
Esta es la familia del carbono. Existe una amplia gama de propiedades dentro de este
grupo, con dos no metales en la parte superior, el carbono y el silicio, y tres no metales en la
parte inferior, el germanio, el estaño y el plomo. El carbono es el más asombroso de todos
los elementos, ya que sus compuestos forman la base de la vida. La enorme cantidad de
compuestos conocidos del carbono se estudian en una rama de la química llamada química
orgánica y los complejos compuestos orgánicos involucrados en los procesos de la vida se
estudian en otra rama de la química llamada bioquímica. El carbono puro se encuentra en la
naturaleza en dos formas: el grafito y el diamante. Las formas diferentes de un elemento puro
en el mismo estado físico se llaman alótropos.
El silicio y el germanio están clasificados como metaloides pues tienen propiedades
intermedias entre las de los metales y las de los no metales. Ambos conducen una cantidad
limitada de electricidad, de modo que se conocen como semiconductores, muy utilizados en
las computadoras. El silicio es el componente principal de la arena, y un elemento abundante
en la corteza terrestre.
Como el carácter metálico (o reductor) en una familia aumenta con el número atómico,
el plomo como último elemento de la familia es el que tiene más características metálicas
que el resto de los elementos.
Grupo VA (15)
Este grupo conocido como la familia del nitrógeno, presenta los cambios más
impresionantes en cuanto a las propiedades, desde el no metal gaseoso de la parte superior,
el nitrógeno, hasta el metal sólido de la parte inferior, el bismuto. Los dos elementos más
comunes del grupo son el nitrógeno y el fósforo, dos no metales que forman parte de todos
los seres vivos. El nitrógeno es el componente con mayor presencia en la atmósfera. El
fósforo es un sólido que existe como moléculas de P 4 en un alótropo común llamado “fósforo
blanco”; es muy reactivo con el aire, quemándose violentamente y desprendiendo grandes
cantidades de calor, por tal razón tienen una gran aplicación bélica. Otras formas alotrópicas
son el fósforo rojo y el fósforo negro. El arsénico y el antimonio son metaloides, pero el
bismuto es un metal.
El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre. La misma atmósfera
se constituye por más de un 19% de oxígeno elemental. Existe principalmente como O 2 en el
aire, pero otro alótropo importante y vital del oxígeno, el ozono (O 3), está presente en la
atmósfera superior (estratosfera), allí absorbe los poderosos rayos ultravioleta del sol que, de
otra forma, penetrarían hasta la superficie y dañarían a los organismos vivos. En la atmósfera
inferior, el ozono es un contaminante tóxico de olor picante. El oxígeno es un elemento muy
reactivo y forma compuestos con cualquier otro elemento, excepto con los gases nobles
helio, neón y argón. El azufre y el selenio también son no metales y forman muchos
compuestos importantes. El telurio y el polonio son metaloides. El polonio es un elemento
muy radiactivo que se degrada rápidamente en otros elementos.
Grupo VIA (16)
En este grupo conocido como familia del oxígeno o familia de los calcógenos,
predomina un poco más el carácter no metálico, el cual decrece al aumentar el número
atómico del elemento.
El oxígeno es el elemento de menor número atómico de esta familia, es el más
electronegativo de la familia, ya que los electrones de valencia están más fuertemente unidos
por estar más cercanos al núcleo en comparación al elemento de mayor número atómico,
que es el polonio, donde los electrones de encuentran tan alejados del núcleo que están muy
débilmente unidos a él y se pueden perder fácilmente, teniendo este elemento mas bien un
carácter metálico (reductor).
Grupo VIIA (17)
Nuevamente se presenta en la tabla periódica un grupo de elementos con propiedades
mas o menos semejantes y que tienen un nombre de uso común, los halógenos. Se parecen
al hidrógeno en que les falta un electrón para adquirir la configuración de gas noble, ganan
generalmente un electrón al combinarse dando los aniones con carga negativa: fluoruro (F -),
cloruro (Cl-) , bromuro (Br-) y yoduro (I-).
Todos estos elementos existen como moléculas diatómicas en el estado elemental y
todos son químicamente reactivos. El flúor es el elemento más electronegativo de todos ellos
y por consiguiente el más reactivo, al igual que el oxígeno forma compuestos con cualquier
otro elemento, excepto con el helio, neón y argón, es tan reactivo en su forma elemental que
debe almacenarse en recipientes especiales debido a que reacciona con la mayor parte de
los recipientes comunes. El astato es un metaloide que se ha estudiado mucho debido a su
inestabilidad radiactiva.
En este grupo se representan los tres estados físicos: el flúor y el cloro son gases, el
bromo es un líquido y el yodo es un sólido a temperatura ambiente.
Aunque el hidrógeno no es un halógeno, a veces se incluye en el grupo VIIA (17)
porque precede a un gas noble, existe como molécula diatómica y forma un anión (H -),
aunque el hidrógeno no es un elemento particularmente reactivo.
Grupo VIII A (18)
Los gases nobles o raros. Son extremadamente estables. Alguna vez se le conoció
como gases inertes porque se creía que tales elementos no podían formar enlaces químicos
y existían como átomos individuales, lo cual es cierto para el helio, neón y argón. Tales
elementos encuentran su uso donde se requiera de gases que no sean combustibles. En
1962 se probó que el xenón forma compuestos con los dos elementos más reactivos, el
oxígeno y el flúor. Después se descubrió que el radón (gas radiactivo) y el kriptón mostraban
un comportamiento similar al formar enlaces con los dos elementos antes mencionados. No
obstante, los gases nobles como grupo son considerados como los elementos menos
reactivos.
Elementos representativos o normales (ver figura 9-A )
Elementos de transición
El término “transición” indica que estos elementos exhiben una transición entre las
propiedades de los elementos del bloque s y los elementos del bloque p. Propiedades que a
su vez muestran cambios menos pronunciados de un elemento a otro a diferencia de los
elementos representativos: algunas de esas propiedades son energía de ionización, afinidad
electrónica y electronegatividad.
Los elementos de transición son de mayor tenacidad y dureza que los metales del
bloque s; son dúctiles y maleables; y presentan puntos de fusión más altos debido a que
tienen más electrones de valencia y por tanto los átomos están unidos más fuertemente
que en aquéllos. Son elementos menos reactivos que los del bloque s en el mismo
periodo, ya que muestran una mayor energía de ionización y son más difíciles de oxidar.
Como consecuencia de esta propiedad, se corroen más lentamente por acción del aire.
El agua oxida más lentamente estos metales y a menudo sólo cuando se ponen al rojo
vivo. Mientras que los elementos del bloque s reaccionan intensamente, con ácidos diluidos,
los elementos de transición lo hacen muy lentamente aún con ácidos concentrados. Otra
peculiaridad de estos elementos es que cuando un electrón d cambia a otro nivel de energía,
la transición es posible gracias a un fotón de longitud de onda tal que determina que la luz
que es absorbida o reflejada por compuestos de estos elementos forma iones coloridos. La
mayoría de los metales de transición tienen electrones desapareados por lo cual esos
metales son paramagnéticos. El hierro, cobalto y níquel muestran ferromagnetismo. Platino,
Níquel, Hierro y Paladio muestran propiedades catalíticas. (ver figura 1-B)
Elementos de Transición Interna.
La serie del lantano (lantánidos) y la serie del actinio (actínidos) están constituidas en
su mayoría por elementos que presentan la irregularidad de su configuración en un subnivel f
y reciben el nombre de elementos de transición interna. Los lantánidos o tierras raras
(números atómicos 58-71) tienen el subnivel 4f incompleto y en los actínidos (números
atómicos 90-103) el subnivel incompleto es el 5f. Entre los lantánidos y los actínidos existe
muy poca similitud química, pero entre los lantánidos y entre los actínidos existe una fuerte
semejanza.
Elementos de transición interna o tierras raras
Serie
La* Ce
Lantánida
Serie
Ac* Th
Actinída
Pr
Nd
Pm Sm Eu
Pa
U
Np
Pu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Am Cm Bk Cf
Es
Fm
Md
No
Lw
Estado físico de los elementos
A temperatura ambiente (25ºC), existen varios elementos en los tres estados físicos
de la materia. En la tabla periódica existe un cierto orden en la distribución de los elementos
en los tres estados. Los once elementos gaseosos (gases nobles, nitrógeno, oxígeno, flúor,
cloro e hidrógeno) se encuentran en el extremo superior derecho de la tabla periódica con
excepción del hidrógeno que se encuentra en la parte superior del grupo IA. Hay dos
líquidos, estos son el bromo (número atómico 35) y el mercurio (número atómico (80). Todos
los demás son sólidos. La temperatura especificada es importante, pues un poco arriba de la
temperatura ambiente (29ºC), dos sólidos, el galio y el cesio se funden para convertirse en
líquidos.
En la tabla periódica existe una división entre los elementos metálicos y no metálicos.
Ambos se encuentran separados por una serie de elementos llamados metaloides, anfóteros
o semimetales entre los que se encuentran el Boro, Silicio, Germanio, Arsénico, Antimonio,
Telurio, Polonio y Astatino. Los metales se encuentran a la izquierda de los metaloides y los
no metales a la derecha.
Los metaloides son elementos que presentan características tanto de metales como
de no metales.
La gran mayoría de los elementos químicos son metales cuyo estado físico es sólido
con excepción del Mercurio (Hg) y entre los no metales se encuentran un líquido que es el
Bromo (Br), cinco sólidos que son el Carbono (C), Fósforo (P), Azufre (S), Selenio (Se), y
Yodo (I), el resto son gases. (ver figura 2-B)
Características y propiedades de los Metales y No metales:
Metales.
 Son sólidos a temperatura
ambiente, excepto el Mercurio (Hg)
que es liquido.
 La mayor parte son más densos
que el agua exceptuando el Litio
(Li), el sodio (Na) y el potasio (K).
 Presentan brillo metálico.
 Son maleables, es decir, se les
puede convertir en láminas, por
ejemplo, el Oro (Au), es el más
maleable.
 Son dúctiles, es decir, se
pueden hacer con ellos hilos o
conductores. Ejemplo: Cobre (Cu),
y Aluminio (Al).
 Son buenos conductores del
calor.
 Son buenos conductores de la
electricidad la Plata (Ag), es el
mejor conductor, también esta el
Cobre (Cu).
 Su molécula es monoatómica
 Sus átomos tienen uno, dos o
No Metales.
 Algunos son sólidos, otros son gaseosos y el
único que es liquido es el Bromo (Br) a
temperatura ambiente.
 En general son menos densos que el agua.
 No brillan.
 No son maleables, los que son sólidos se
pulverizan al golpearlos.
 No son dúctiles.
 No son buenos conductores del calor.
 No son buenos conductores de la
electricidad.
 Sus moléculas no son monoatómicas, es
decir, en su mayoría son diatómicas, triatómicas
o poliatómicas.
 Sus átomos tienen cinco, seis o siete
tres electrones en el ultimo nivel
energético.
 Sus átomos al combinarse
pierden electrones convirtiéndose
en iones positivos (Cationes).
 Se combinan con el Oxígeno
para formar Óxidos Básicos como
el Oxido de Fierro y otros.
electrones en su último nivel energético.
 Sus átomos al combinarse ganan electrones
convirtiéndose en iones negativos (Aniones).
 Se combinan con el Oxígeno para formar
Óxidos Ácidos o Anhídridos como el Dióxido de
Azufre y otros.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Las propiedades periódicas siguen una tendencia definida por la estructura de la tabla
periódica de Mendeleiev, es decir, que varían más o menos continuamente a lo largo de un
periodo y de un grupo.
Además la formación del Enlace Químico esta en estrecha relación con las
propiedades periódicas tales como; valencia principal, energía de ionización, afinidad
electrónica, tamaño atómico y electronegatividad.
Energía de Ionización.Una propiedad periódica muy importante para entender la
química es la de la energía de ionización (I), que se define como: La energía necesaria para
eliminar un electrón de un átomo en estado y formar un ion gaseoso.
Como el electrón más externo es el que se encuentra más débilmente unido al átomo,
es el primero en perderse y el resto del átomo es el que se le conoce comúnmente como
catión; un ion con carga positiva, debido a que ahora el átomo tiene más protones que
electrones.
Átomo + energía de ionización
catión + electrón
La forma de expresar el ion es escribiendo el símbolo del elemento con un signo
positivo + y un número que represente la cantidad de electrones perdidos por el átomo, por
ejemplo:
Na + 8.24 x 10-19 J
Na+
+ 1 electrón.
La siguiente tabla muestra la energía de ionización en MJ / mol.
En un periodo
Símbolo
I
Li
0.520
Be
0.899
B
0.801
C
1.086
N
1.402
O
1.134
F
1.681
Ne
2.081
En una familia o grupo
Símbolo
I
Li
0.520
Na
0.496
K
0.419
Rb
0.403
Cs
0.376
Los elementos de la misma familia (grupo) tienen una energía de ionización similar,
aunque decrece ligeramente de arriba hacia abajo en la tabla periódica larga.
En un periodo la energía de ionización tiende a crecer, de izquierda a derecha, lo que
significa que aumenta la dificultad para eliminar un electrón. Al principio del periodo se
encuentran los elementos fácilmente ionizables (los metales alcalinos) y a la derecha de la
tabla periódica los más difíciles de ionizar (los no metales).
Tal y como se muestra en el diagrama de la siguiente tabla periódica, para los
elementos representativos o normales. (ver figura 3-B)
Tamaño atómico. El tamaño de los átomos está determinado por la fuerza con la que
el núcleo atómico es capaz de atraer hacia sí los electrones más externos.
Generalmente aumenta con el número atómico en un grupo ya que al aumentar un
nivel de energía, la distancia en el centro del núcleo y el nivel también aumenta.
En un periodo el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, debido a una
contracción en la nube electrónica al ser atraída por el núcleo. El radio atómico se expresa
generalmente en picómetros. (pm: 10-12).
pero r Na+ = 116 pm
r Na = 191 pm
r
r
pero r F- = 119 pm
r F = 71 pm
r
r
En la siguiente tabla se muestra la variación del radio atómico. Y se observa un patrón
inverso con respecto a la energía de ionización. Los átomos más grandes son los de abajo y
los más pequeños son los de arriba a la derecha.(ver figura 4-B)
ELEMENTOS IMPORTANTES Y SUS USOS
SÍMBOLO NOMBRE CARACTERÍSTICAS Y USOS
Metal ligero, resistente a la corrosión, se puede laminar e hilar por lo
Al
Aluminio que se emplea en construcción, en partes para vehículos, de
aviones y utensilios domésticos.
S
Co
Cu
Fe
F
P
Hg
Ag
Pb
Au
U
No-metal sólido de color amarillo. Se emplea en la elaboración de
Azufre fertilizantes, medicamentos, insecticidas, productos químicos y
petroquímicos.
Metal de color blanco que se emplea en la elaboración de acero,
Cobalto especialmente debido a su alta resistencia al calor, corrosión y
fricción. También se emplea como pigmento azul para el vidrio.
Metal de color rojo que se emplea principalmente como conductor
eléctrico, en la elaboración de monedas y aleaciones como el latón
Cobre
y el bronce.
Metal dúctil, maleable de color gris negruzco que se oxida fácilmente
al contacto con el aire húmedo. Se emplea principalmente como
Hierro
materia prima de la elaboración del acero.
No-metal, que está contenido en la fluorita (CaF2) de donde se
obtiene el ácido fluorhídrico el cuál se emplea para grabar vidrio y en
Flúor
la industria química.
Se presenta en forma alotrópica como fósforo blanco, rojo y negro.
Fósforo Este se emplea como fosfato en la elaboración de fertilizantes,
detergentes, lacas, cerámicas etc.
Metal líquido a temperatura ambiente, de color blanco brillante,
Mercurio resistente a la corrosión y buen conductor eléctrico que se emplea
en la fabricación de termómetros, amalgamas dentales, baterías.
Metal de color blanco. Su uso principal, elaboración de monedas,
vajillas y joyas. También se emplea en fotografía, aparatos
Plata
eléctricos, aleaciones, soldaduras etc.
Metal blanco, resistente a la corrosión que se emplea en la
Plomo fabricación de baterías, acumuladores, pinturas, soldaduras,
tuberías etc.
Metal de color amarillo, dúctil brillante y de gran valor. Se emplea en
joyería, piezas dentales, aunque formando aleaciones con otros
Oro
elementos.
Elemento raro en la naturaleza que no se presenta en estado libre,
Uranio es radiactivo y forma isótopos que pueden producir energía nuclear
por lo que se utiliza como combustible nuclear.
ELEMENTOS TOXICOS
SÍMBOLO
Sb
NOMBRE
Antimonio
CONSECUENCIAS
El envenenamiento se produce por ingestión, inhalación
vapores principalmente por un gas llamado estibina SbH3.
de
As
Arsénico
S
Azufre
Es uno de los elementos más venenosos, así como sus
compuestos
Sus compuestos como el SO2 y el SO3 contaminan el aire y el
agua y producen la lluvia ácida. El gas H2S es sumamente tóxico.
Br
Bromo
Sus vapores contaminan el aire, además sus compuestos
derivados son lacrimógenos y venenosos.
Cl
Cloro
Cr
Cromo
P
Fósforo
Pb
Plomo
Hg
Mn
Cd
Los vapores de compuestos orgánicos clorados como insecticidas
anestésicos, solventes, dañan el hígado y el cerebro. Algunos
medicamentos que contienen cloro afectan el sistema nervioso.
El cromo y sus compuestos son perjudiciales al organismo, pues
destruyen todas las células.
El fósforo blanco o amarillo es muy venenoso, el rojo no lo es pero
se encuentra contaminado por el blanco. También son venenoso
los vapores de gas PH3.
Sus sales son muy venenosas para el organismo. Este elemento
se inhala del aire o se ingiere con los alimentos y el agua.
Elemento tóxico que contamina el agua, el aire y causa
envenenamiento
La inhalación de humos y polvos conteniendo manganeso causa
Manganeso envenenamiento. También contamina el agua y atrofia el cerebro.
Mercurio
Cadmio
Metal tóxico, contenido en algunos fertilizantes y contamina el
suelo
Cuadro 1-A
CUADRO SINÓPTICO DE LA TABLA PERIÓDICA
TABLA PERIÓDICA
Errore
s
Información
























Símbolos.
Numero Atómico (Z).
Masa Atómica. (uma)
Valencia.
Distribución
electrónica.
Niveles de Energía.
Subniveles de Energía
Estados de
Agregación.
Electronegatividad
(pauling).
Punto de Fusión.
Punto de Ebullición.
Isótopos.
Densidad (m/v).
Radio Atómico. (A°)
Volumen Atómico.
Energía de Ionización.
Afinidad Electrónica.
Calor de vaporización.
Conductividad
Térmica.
Conductividad
Eléctrica.
Carácter Metálico.
Elementos Sintéticos.
Elementos
Radiactivos.
Etc.
Tabla periódica
moderna
Descripción
 Dalton.
Primeras
 Johann W.
Clasificaciones
Döbereiner.
 A.Reina Newlands.
 Juluis Lothar
Meyer
 Dimitri Mendeleiev.
 Meyer – Mendeliev
 Alfred Werner.
 H. G. J. Moseley
Grupos.
Grupo o
Familia
“A”
Grupo o
Familia
“B”
Period
Periodo 1
os
Periodo 2
Periodo 3
Periodo 4
Periodo 5
Periodo 6
Periodo 7
Bloques.
Bloque “s”
Bloque “p”
Bloque “d”
Bloque “f”
La parte
separada
Nombres y
Simbología
de los
elementos
Químicos
Serie de
los
Lantanido
s.
Serie de
los
Actinidos
Cuadro 2-A
Elemento
Peso atómico
Valencia
Hidrogeno
1.0007
1
Berilio
9.013
2
Boro
10.82
3
Carbono
12.011
4
Nitrógeno
14.008
5
Oxígeno
16.000
2
Flúor
19.000
1
Sodio
22.991
1
Magnesio
24.320
2
Aluminio
26.980
3
Figura 3-A
TABLA PERIODICA DE MENDELEIEV
TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV DE 1872
Grup
o
1
2
3
4
5
6
7
Grupo I
▬
R2O
Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V
▬
▬
RH3
RH3
RO
R2O3
RO2
R2O5
Grupo
VI
RH2
RO3
Grupo
VII
RH
R2O7
H=1
Li = 7
Na=23
K=39
(Cu=63)
Rb=85
Be=9.4
Mg=24
Ca=40
Zn=65
Sr=87
(Ag=108) Cd=112
B=11
Al=27.8
¿=44
¿=68
¿Y=88
In=113
C=12
Si=28
Tl=48
¿=72
Zr=90
Sn=118
N=14
P=31
V=51
As=75
Nb=94
Sb=122
O=16
S=32
Cr=52
Se=78
Mo=96
Te=125
F=19
Cl=35.5
Mn=55
Br=80
=100
I=127
Grupo
VIII
▬
RO
8
Cs = 133
Ba
137
(▬)
9
10
▬
= ▬
= ¿Ce
140
▬
▬
▬
¿Er =
¿¿La
178
=180
(Au =
Hg = Ti =204 Pb = 207
199)
200
▬
▬
11
12
= ¿Di
138
▬
▬
▬
▬
▬
▬
▬
Ta 0
W = 184 ▬
182
BI = 208
▬
▬
▬
▬
Figura 4-A
Tabla periódica Meyer - Mendeleiev
periodos
grupos
I
1
2
3
II
III
IV
V
VI
VII
H
Li
Be
B
Na Mg
Al
A B A B A B
C
Si
A B
N
O
F
P
S
Cl
A B A B A B
Fe
K
4
VIII
C
a
Co
Ni
R
b
5
6
C
s
7
Fr
Figura 5-A
Sr
Ru
Rh
Pd
Os
Ir
Pt
Figura 6-A
DESCRIPCIÓN DE
LA TABLA
PERIÓDICA
PERIODO
S
METALES
GRUPOS
NO METALES
METALOIDES
Se representan
con números
romanos.
Ocho del “A”
Ocho del “B”
Se representan con
números arábigos.
(del 1 al 7).
Periodo 1: dos elementos.
Periodo 2: ocho elementos.
Periodo 3: ocho elementos.
Periodo 4: agrupa 18
elementos.
Periodo 5: tiene 18
elementos.
Periodo 6 consta de 32
elementos
Periodo 7 con 28 elementos.
Metales
Estado
natural.
 Propiedades
físicas.
 Propiedades
químicas.
 Aleaciones.
 Procesos
metalúrgicos.
 Beneficio.
 Refinado.
 Laminado.
 Usos
metales
NoEstado
natural.
 Propiedades
físicas.
 Propiedades
químicas.
 Formas
alotrópicas.
 Usos.
Grupo
o
familia “A”
llamados
elementos
representativ
os o
normales
Grupos
o
Familia “B”
Llamados
elementos
de transición
Figura 7-A
Periodo
Nombre del
periodo
1
Corto –
Corto
Dos (H, He)
1s
2
Corto
Ocho
elementos
2s y 2p
Li, Be, B, C, N, O, F, Ne
3s, 3p
Va desde el sodio
(No. Atómico 11) hasta el
Argón (No. Atómico 18)
3
4
5
Corto
Largo
Largo
6
Largo – Largo
7
Largo – Largo
Numero de Estructur
Elementos
a
electrónic
a
Ocho
elementos.
Observaciones al
periodo.
El helio está en el grupo.
VIII A
18
elementos
Va desde el potasio (No.
Atómico 19) hasta el
4s, 4p y 3d
Kriptón (No. Atómico 36)
18
elementos
Va desde el rubidio (No.
5s, 5p y 4d Atómico 37) hasta el
Xenón (No. Atómico 54).
Va desde el cesio hasta
32
6s,5d, y 4f radón.
Este
periodo
elementos
contiene la serie de los
lantánidos o tierras raras.
Este periodo incluye la
Hasta el
7s, 6d y 5f serie de los actínidos. Y
momento
contiene a los elementos
contiene 29
recientes (sintetizados o
elementos
descubiertos).
Ver figura 8-A
Distribución general de la configuración electrónica en la tabla
periódica.
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
Grupos ‘‘B”
3d 1 – 10
4d 1 – 10
5d 1 – 10
6d 1 – 10
4f 1 – 14
5f 1 – 14
1s
2p 1 – 6
3p 1 – 6
4p 1 – 6
5p 1 – 6
6p 1 – 6
7p 1 – 6
(figura 9-A)
1
IA
H
2
IIA
Li
13
14
15
IIIA IVA VA VIA
VIIIA
16
He
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr
In Sn Sb Te
Cs Ba
Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra
I
Xe
17
18
Figura 1-B
Elementos de transición
Sc
V
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
*
Ha Ta W Re Os
*
TI
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Ir
Pt Au Hg
ET
A
LE
S
A
L
O
ID
S
M E T A L E S A C T ÍN ID O S
E
M E T A L E S L A N T Á N ID O S (O T IE R R A S R A R A S )
M
ET
A
LE
S
NOBLES
M
T
M E T A L E S D E T R A N S IC IÓ N
G A SES
O
E
M E T A L E S A L C A L IN O -T E R R E O S
N
M
M E T A L E S A L C A L IN O S
Figura 2-B
(ver figura 3-B)
1
IA
2
13
14
15
IIIA IVA VA VIA
VIIIA
IIA
Incrementa
disminución
16
17
18
Figura 4-B
OPINIÓN PERSONAL.
En cuanto a mi criterio, el conocer la historia de la Tabla Periódica es de gran beneficio, ya
que conocemos el esfuerzo que han hecho grandes científicos por dar aportaciones en
nuestro bien, ya que nos permiten conocer mas a profundidad nuestro entorno, de lo que
estamos hechos y como saber tratar con la naturaleza cada una de las sustancias que la
constituyen y así saber que tipo de reacciones esperamos de ella, pero ante todo y mas que
nada la Majestuosidad de nuestro Dios, ya que al ver el tiempo que se tardaron en descubrir
y acomodar elementos por su complejidad, su función, su rareza, su composición tan
perfecta, nos podemos asomar aún mas y conocer El Poder de Dios en sus creaciones que
una figura tan minúscula como nosotros no podemos comprender.
Además que al ver el esfuerzo de cada uno de los individuos que participaron , son un
verdadero ejemplo a seguir, ya que no quedaban satisfechos con lo que hacían si no que
cada vez anhelaban algo mayor.
En resumen, creo que este pequeño, práctico, y resumido ejemplar nos será de beneficio
tanto para nuestro conocimiento secular como moral pues nos deja una gran lección.
Definiciones
absurdo , da. (Del lat. absurdus).
adj. Contrario y opuesto a la razón; que no tiene sentido. U. t. c. s.
|| 2. Extravagante, irregular.
|| 3. Chocante, contradictorio.
|| 4. m. Dicho o hecho irracional, arbitrario o disparatado.
condensar. (Del lat. condensāre).
tr. Convertir un vapor en líquido o en sólido. U. t. c. prnl.
|| 2. Reducir algo a menor volumen, y darle más consistencia si es líquido. U. t. c. prnl.
|| 3. Espesar, unir o apretar unas cosas con otras haciéndolas más cerradas o tupidas. U. t. c. prnl.
|| 4. Concentrar lo disperso. U. t. c. prnl.
|| 5. Aumentar en intensidad o número. U. t. c. prnl.
|| 6. Aumentar la oscuridad de la sombra, de las tinieblas, etc. U. t. c. prnl.
|| 7. Sintetizar, resumir, compendiar.
|| 8. ant. condesar (ǁ reservar, poner en depósito).
contraste.
m. Acción y efecto de contrastar.
|| 2. Oposición, contraposición o diferencia notable que existe entre personas o cosas.
|| 3. Hombre que ejerce el oficio público de contrastar.
|| 4. Marca que se graba en objetos de metal noble como garantía de haber sido contrastado.
|| 5. Oficina donde se contrasta.
|| 6. Persona y oficina dedicada al examen de medidas.
|| 7. Peso público de la seda cruda.
|| 8. Relación entre el brillo de las diferentes partes de una imagen.
|| 9. Relación entre la iluminación máxima y mínima de un objeto.
|| 10. Sustancia que introducida en el organismo hace observables, por rayos X u otro medio exploratorio, órganos que sin ella no
lo serían.
|| 11. En la imagen fotográfica o televisiva, inexistencia o escasez de tonos intermedios, de tal manera que resaltan mucho lo claro
y lo oscuro.
|| 12. Contienda o combate entre personas o cosas.
|| 13. Mar. Cambio repentino de un viento en otro contrario.
|| ~ de Castilla. m. marcador mayor.
sobrenatural. (Del lat. supernaturālis).
adj. Que excede los términos de la naturaleza.
intrincado , da. (Del part. de intrincar).
adj. Enredado, complicado, confuso.
isotopo
o isótopo. (De iso- y el gr. τόπoς, lugar).
m.
Fís. yQuím. Cada uno de los elementos químicos que poseen el mismo número de protones y distinto número de neutrones.
Todos los isotopos de un elemento ocupan el mismo lugar en la tabla periódica y poseen las mismas propiedades químicas.
BIBLIOGRAFÍA.
*yahoo.com.mx
*dgep.uasnet.mx-quimica
*La Tabla Periódica Hoy en Día,
Autor: Marco Castillo.
Publicado 14 de junio de 2000.
*En bibliotecas:
GARRITZ: Chamizo.Estructura de la materia: un enfoque químico Ed. Adisson-Wesley Lo
puedes encontrar en la biblioteca de la Facultad de Química de la UNAM. Es una obra que
contiene no sólo información de química sino de historia de esta ciencia, por lo cual
recomendamos su lectura.
En internet:
La tabla periódica en la WWW.
http://tqd.advanced.org/
Está es una de la mejores páginas acerca de la química en Internet, trata varios temas de
esta ciencia y sobre todo los presenta de manera sencilla e interesante.
Sección a cargo de Alma Sánchez, comentarios via e-mail.
*malito:ciberquimia
*redquimica.pquim.uman.mx
*vne.sep.gob.mx
*w3qf.unex.es
*www.mcgraw-hill.es
*relatividad.galeon.com
GLOSARIO:
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