Grupos de la tabla periódica

TABLA PERIÓDICA
La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por químicos
de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer
tercio del siglo XX, allí se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones
y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el
sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los
diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades
químicas.
Tabla periódica de los elementos
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18
I II III IV V VI VII VIII VIII VIII
II III IV
VI VII VIII
IB
VA
A A B B B B B B B B
B A A
A A A
Periodo
1
2
1
H
He
3 4
5 6 7 8 9 10
2
Li Be
B C N O F Ne
11 12
13 14 15 16 17 18
3
Na Mg
Al Si P S Cl Ar
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
4
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
5
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
55 56
72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
*
6
Cs Ba
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
87 88
104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
**
7
Fr Ra
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
57 58 59
La Ce Pr
89 90 91
Actínidos **
Ac Th Pa
Lantánidos *
Alcalinos
60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Alcalinotérreos Lantánidos Actínidos Metales de transición
Metales del bloque
Metaloides
p
No metales Halógenos
Gases
nobles
Transactínidos
y
Grupos de la tabla periódica
En la tabla periódica, un grupo es el número del último nivel energético que hace
referencia a las columnas allí presentes. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los
cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, muchos de estos grupos
corresponden a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para
ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.
La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un
grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más
exteriores; y como la mayoría de las propiedades químicas dependen profundamente de las
interacciones de los electrones que están colocados en los niveles más externos, esto hace
que los elementos de un mismo grupo tengan propiedades físicas y químicas similares.
Numeración de los grupos
Actualmente la forma en la que se suelen numerar los 18 grupos es empleando el sistema
recomendado por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) en 1985,
que consiste en utilizar números arábigos. De esta forma la primera columna es el grupo 1,
y así sucesivamente hasta llegar a la columna que corresponde al grupo 18.
Anteriormente a la forma de la IUPAC existían dos maneras de nombrar los grupos, un
sistema europeo y otro estadounidense, ambos cada vez más en desuso. Éstas emplean
números romanos y letras. En el sistema europeo primero se pone el número romano y
luego una A si el elemento está a la izquierda o una B si lo está a la derecha. En el
estadounidense se hace lo mismo pero la A se pone cuando se trata de un elemento
representativo (grupos 1, 2 y 13 a 18) y una B en el resto. Y estos grupos son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla periódica (excepto
el Hidrógeno que es un gas). Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con
tendencia a perderlo (esto es debido a que tienen poca afinidad electrónica, y baja energía de
ionización), con lo que forman un ion monopositivo, M+. La configuración electrónica del grupo es
ns. Por ello se dice que se encuentran en la zona "s" de la tabla periódica. Pero el primero de ellos
es el hidrogeno.
Estos metales son: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) y Francio (Fr).
Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos
Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos situados en el grupo 2 de la tabla
periódica y son los siguientes: berilio(Be), magnesio(Mg), calcio(Ca), estroncio(Sr),
bario(Ba) y radio(Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida
media corta.
El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos, tierras, que
tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,57 según la escala
de Pauling.
Propiedades







Tienen configuración electrónica y tienen un solo electron ns.
Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto
menor si se desciende en el grupo.
A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos.
Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos.
Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a
perderlos, con lo que forman un ion positivo.
Todos tienen como valencia +2
Reacciones

Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas.
M + X2 —> MX2

Reaccionan con agua, aunque no tan rápidamente como los alcalinos, para formar
hidróxidos fuertemente básicos.
M + 2 H2O —> M(OH)2 + H2
Grupo 13 (III A): los térreos
El primer elemento del grupo 13 es el boro(B) (aunque también se lo conoce como grupo
del aluminio por ser este altamente usado actualmente), un metaloide con un punto de
fusión muy elevado y en el que predominan las propiedades no metálicas. Los otros
elementos que comprenden este grupo son: aluminio(Al), galio (Ga), indio (In), y talio(Ti),
que forman iones con un carga triple positiva (3+), salvo el talio que lo hace con una carga
monopositiva (1+).
La característica del grupo es que los elementos tienen tres electrones en su capa más
externa, por lo que suelen formar compuestos en los que presentan un estado de oxidación
+3. El talio difiere de los demás en que también es importante su estado de oxidación +1.
Esta baja reactividad del par de electrones es conforme se baja en el grupo se presenta
también en otros grupos, se denomina efecto del par inerte y se explica considerando que al
bajar en el grupo las energías medias de enlace van disminuyendo. Esta es una
carácteristica fundamental del grupo III A.Estos pertenecen al bloque P Su C.E.E. es s2
p1Lo forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son: boro, aluminio, galio, indio, talio y
ununtrium. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla (contiene aluminio) y se
encuentra en desuso. Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el
aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y
silicio). Indio y talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran
nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y
talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc. Su configuración electrónica
muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de
oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan además +1, aumentando la
tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se
parecen a los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico
aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro
(dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando que puede
arañarse con las uñas. Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua,
aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una
capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los
óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del
indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte. Sólo el boro y el aluminio reaccionan
directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros.
Reaccionan con los halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e
indio) y sólido (talio). La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y
carbonatos) son solubles en agua. No se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores,
especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a
partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3. El
boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos
malos. Sus aplicaciones en estado puro son: boro en industria nuclear, semiconductores
(dopado) y aleaciones, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en
semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en
fotocélulas, vidrios. El talio es muy tóxico.
Grupo 14 (IV A): los carbonoideos
El grupo XIV de la tabla periódica de los elementos (antiguo grupo IV A), también
conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado por los siguientes
elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn) y plomo (Pb).
La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y difundidos, especialmente
el carbono, elemento fundamental de la química orgánica. A su vez, el silicio es uno de los
elementos más abundantes en la corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la
sociedad a partir del siglo XXI, ya que forma parte principal de los circuitos integrados.
Características metálicas
Al bajar en el grupo, estos elementos van teniendo características cada vez más metálicas:
el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el estaño y el plomo
son metales
Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos
El grupo del nitrógeno o de los nitrogenoideos conforma el grupo 15 de la tabla
periódica (antiguo grupo VA) y está compuesto por los siguientes elementos: nitrógeno,
fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Todos ellos poseen 5 electrones de valencia (última
capa s2p3).
Propiedades
A alta temperatura son muy reactivos y suelen formarse enlaces covalentes entre el N y el P
y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O2 y H2 a
altas temperaturas.
Ejemplo de reacción con H2:
N2 + 3H2 → 2NH3
El bismuto reacciona con O2 y con halógenos, formando bismita y bismutina entre otros
compuestos..
A continuación se muestra una tabla con las características generales de estos elementos.
Propiedad
N
P
As
Sb
Bi
Estructura electrónica externa
2 s² 2 p³ 3 s² 3 p³ 4 s² 4 p³ 5 s² 5 p³ 6 s² 6 p³
Densidad (Kg/m³)
1'25 (1) 1.820 5.780 6.690 8.900
Punto de fusión (°C)
-210
44
814
613
271
1ª Energía de ionización (KJ/mol) 1.402 1.012
947
834
703
Electronegatividad
3'0
2'1
2'1
1'9
1'8
Estados de oxidación comunes
-3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5
Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
El grupo de los anfígenos o calcógenos es el grupo conocido antiguamente como VIA, y
actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla periódica de los elementos, formado
por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio
(Po).
Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4), sus propiedades
varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme aumenta su número atómico.
El oxígeno y el azufre se utilizan abiertamente en la industria y el telurio y el selenio en la
fabricación de semiconductores.
Etimología El término 'anfígeno' proviene del griego y significa formador de ácidos
y bases.
Grupo 17 (VII A): los halógenos
Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos químicos que forman el
grupo 17 (anteriormente grupo VII A) de la tabla periódica: flúor, cloro, bromo, yodo y
astato.
En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas químicamente activas [X2].
Para llenar por completo su último nivel energético (s2p5) necesitan un electrón más, por lo
que tienen tendencia a formar un ion mononegativo, X-. Este ion se denomina haluro; las
sales que lo contienen se conocen como haluros. Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según
la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta
al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en
el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de
oxidación que presentan.
Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen halógenos; a estos
compuestos se les llama compuestos halogenados. La hormona tiroidea contiene átomos de
yodo. Los cloruros tienen un papel importante en el funcionamiento del cerebro mediante la
acción del neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA (ácido gamma-amino
butírico).
Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los halógenos, por lo que
reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el pseudohalogenuro, pero no el
pseudohalógeno correspondiente. Algunos pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato
(SCN-), fulminato (CNO-), etcétera.
Los fenicios y los griegos de la antigüedad utilizaron la sal común para la conservación de
alimentos, especialmente en la salazón del pescado.
Historia
Etimológicamente, la palabra "halógeno" proviene del griego hals, 'sal' y genes, 'origen'
(que origina sal). El nombre halógeno, o formador de sal, se refiere a la propiedad de cada
uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común (cloruro de
sodio). Todos los miembros del grupo tienen una valencia de -1 y se combinan con los
metales para formar halogenuros (también llamados haluros), así como con metales y no
metales para formar iones complejos. Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan
con facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los halogenuros de alquilo.
Los elementos halógenos son aquellos que ocupan el grupo 17 del Sistema Periódico. Las
formas moleculares de los halógenos (diatómicas) F, Cl, Br, I y At, son elementos volátiles,
cuyo color se intensifica al aumentar el número atómico. El flúor es un gas de color
amarillo pálido, ligeramente más pesado que aire, corrosivo y de olor penetrante e irritante.
El cloro es un gas amarillo verdoso de olor penetrante e irritante. El bromo a la temperatura
ambiente es un líquido de color rojo oscuro, tres veces más denso que el agua, que se
volatiliza con facilidad produciendo un vapor rojizo venenoso. El yodo es un sólido
cristalino a temperatura ambiente, de color negro y brillante, que sublima dando un vapor
violeta muy denso, venenoso, con un olor picante como el del cloro. El Astato es un
elemento muy inestable que existe sólo en formas radiactivas de vida corta, y que aparece
en el proceso de desintegración del 235U.
Todos los átomos poseen una configuración que difiere de la de gas noble en un electrón,
de forma que los elementos tienden a formar especies negativas, X¯, o a formar enlaces
covalentes simples. La química de estos elementos y sus compuestos cambian con el
tamaño de los mismos.
Como es esperable, los puntos de fusión y ebullición aumentan al descender en el grupo.
Las energías de ionización de los halógenos presentan valores muy altos que van
disminuyendo al aumentar el número atómico. Las afinidades electrónicas son elevadas
como consecuencia de la tendencia a ganar un electrón y conseguir así la configuración de
gas(es) noble(s).
Aplicaciones en general más importantes de los
halógenos
Aparte de las ya citadas lámparas halógenas, existen muchas otras aplicaciones de los
halógenos.
Los derivados del flúor tienen una notable importancia en el ámbito de la industria. Entre
ellos destacan los hidrocarburos fluorados, como el anticongelante freón y la resina teflón,
lubricante de notables propiedades mecánicas. Los fluoruros son útiles como insecticidas.
Además, pequeñísimas cantidades de flúor añadidas al agua potable previenen la caries
dental, razón por la que además suele incluirse en la composición de los dentífricos.
El cloro encuentra su principal aplicación como agente de blanqueo en las industrias
papelera y textil. Así mismo, se emplea en la esterilización del agua potable y de las
piscinas, y en las industrias de colorantes, medicamentos y desinfectantes.
Los bromuros actúan médicamente como sedantes, y el bromuro de plata se utiliza como un
elemento fundamental en las placas fotográficas. El yodo, cuya presencia en el organismo
humano resulta esencial y cuyo defecto produce bocio, se emplea como antiséptico en caso
de heridas y quemaduras.
Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades muy similares: bajo
condiciones normales, son gases monoatómicos inodoros, incoloros y presentan una
reactividad química muy baja. Se sitúan en el grupo 18 (8A) de la tabla periódica
(anteriormente llamado grupo 0). Los seis gases nobles que se encuentran en la naturaleza
son helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y el radioactivo radón (Rn).
Las propiedades de los gases nobles pueden ser explicadas por las teorías modernas de la
estructura atómica: a su capa electrónica de electrones valentes se la considera completa,
dándoles poca tendencia a participar en reacciones químicas, por lo que sólo unos pocos
compuestos de gases nobles han sido preparados hasta 2008. El xenón reacciona de manera
espontánea con el flúor (debido a la alta electronegatividad de éste), y a partir de los
compuestos resultantes se han alcanzado otros. También se han aislado algunos compuestos
con kriptón. Los puntos de fusión y de ebullición de cada gas noble están muy próximos,
difiriendo en menos de 10 °C; consecuentemente, sólo son líquidos en un rango muy
pequeño de temperaturas.
El neón, argón, kriptón y xenón se obtienen del aire usando los métodos de licuefacción y
destilación fraccionada. El helio es típicamente separado del gas natural y el radón se aísla
normalmente a partir del decaimiento radioactivo de compuestos disueltos del radio. Los
gases nobles tienen muchas aplicaciones importantes en industrias como iluminación,
soldadura y exploración espacial. La combinación helio-oxígeno-nitrógeno (trimix) se
emplea para respirar en inmersiones de profundidad para evitar que los buzos sufran el
efecto narcótico del nitrógeno. Después de verse los riesgos causados por la inflamabilidad
del hidrógeno, éste fue reemplazado por helio en los dirigibles y globos aerostáticos.
Propiedades físicas y atómicas
Propiedad
Gas noble
Número atómico
2
10
18
36
54
86
Nombre del elemento
Helio
Neón
Argón Kriptón Xenón Radón
3
Densidad (kg/m )
0,1785 0,9002 1,7818
3,708
5,851
9,970
Radio atómico (nm)
0,050
0,070
0,094
0,109
0,130
—
Punto de ebullición (°C) –268,83 –245,92 –185,81 –151,70 –106,60 –62
Punto de fusión (°C)
–272
–248,52 –189,6
–157
–111,5
–71
Los gases nobles cuentan con fuerzas intermoleculares muy débiles y, por lo tanto, tienen
puntos de fusión y de ebullición muy bajos. Todos ellos son gases monoatómicos bajo
condiciones estándar, incluyendo aquellos que tienen masas atómicas mayores que algunos
elementos que se encuentran normalmente en estado sólido. El helio tiene varias
propiedades únicas con respecto a otros elementos: tanto su punto de ebullición como el de
fusión son menores que los de cualquier otra sustancia conocida; es el único elemento
conocido que presenta superfluidez; de la misma manera no puede ser solidificado por
enfriamiento bajo condiciones estándar, sino que se convierte en sólido bajo una presión de
25 atm (2500 kPa; 370 psi) y 0,95 K (−272,20 °C; −457.960 °F). Los gases nobles hasta el
xenón tienen múltiples isótopos estables. El radón no tiene isótopos estables; su isótopo de
mayor duración tiene un periodo de semidesintegración de 3,8 días que puede formar helio
y polonio.
El radio atómico de los gases nobles aumenta de un periodo a otro debido al incremento en
el número de electrones. El tamaño del átomo se relaciona con varias propiedades. Por
ejemplo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el radio ya que los
electrones de valencia en los átomos más grandes se encuentran más alejados del núcleo y,
por lo tanto, no se encuentran ligados tan fuertemente por el átomo. Los gases nobles tienen
los mayores potenciales de ionización de cada periodo, lo cual refleja lo estable que es su
configuración electrónica y genera su falta de reactividad química. Sin embargo, algunos de
los gases nobles más pesados tienen potenciales de ionización lo suficientemente bajos para
ser comparables a los de otros elementos y moléculas. El químico Neil Bartlett, intentando
crear el compuesto de un gas noble, notó que el potencial de ionización del xenón era
similar al de la molécula de oxígeno, por lo que intentó oxidar xenón usando hexafluoruro
de platino, un agente oxidante tan fuerte que es capaz de reaccionar con oxígeno. Los gases
nobles no pueden aceptar un electrón para formar aniones estables. Esto quiere decir que
poseen una afinidad electrónica negativa.
Las propiedades físicas macroscópicas de los gases nobles están determinadas por las
débiles fuerzas de Van der Waals que se dan entre átomos. Las fuerzas de atracción
aumentan con el tamaño del átomo como un resultado del incremento en la polarizabilidad
y el descenso del potencial de ionización. Esto lleva a tendencias grupales sistemáticas. Por
ejemplo, a medida que se baja en los grupos de la tabla periódica, el radio atómico y las
fuerzas interatómicas aumentan. De igual forma, se adquieren mayores puntos de fusión y
de ebullición, entalpía de vaporización y solubilidad. El aumento de densidad se debe al
incremento en masa atómica.
Los gases nobles se comportan como gases ideales bajo condiciones normales de presión y
temperatura, pero sus tendencias anormales a la ley de los gases ideales proporcionan
claves importantes para el estudio de las fuerzas e interacciones moleculares. El potencial
de Lennard-Jones, usado frecuentemente para modelar fuerzas intermoleculares, fue
deducido en 1924 por John Lennard-Jones a partir de datos experimentales del argón antes
de que el desarrollo de la mecánica cuántica proporcionara las herramientas necesarias para
entender las fuerzas intermoleculares a partir de primeros principios. El análisis teórico de
estas fuerzas se volvió viable debido a que los gases nobles son monoatómicos, y por tanto
isótropos (independientes de la dirección).
Propiedades químicas
Tabla de gases con respectivas capas de electrones
Z
2
10
18
36
54
86
Elemento
helio
neón
argón
kriptón
xenón
radón
Electrones por capa
2
2, 8
2, 8, 8
2, 8, 18, 8
2, 8, 18, 18, 8
2, 8, 18, 32, 18, 8
En los seis primeros periodos de la tabla periódica, los gases nobles son exactamente los
miembros del grupo 18 (8A) de la tabla (anteriormente conocido como grupo 0). Sin
embargo, esto ya no es cierto en el séptimo periodo (debido a efectos relativistas): el
siguiente miembro del grupo 18, el ununoctio, probablemente no es un gas noble. En
cambio, el miembro del grupo 14 Ununquadio presenta propiedades similares a las de los
gases nobles.
Los gases nobles son incoloros, inodoros, insípidos y no inflamables en condiciones
normales. Antiguamente se les asignaba el grupo 0 de la tabla periódica porque se creía que
tenían una valencia cero, es decir, que sus átomos no se pueden combinar con otros
elementos para formar compuestos. Sin embargo, más tarde se descubrió que algunos sí
forman compuestos, haciendo que se abandonara esta denominación. Se conoce muy poco
sobre las propiedades del miembro más reciente del grupo 18, el ununoctio (Uuo). Los
gases nobles tienen capas llenas de electrones de valencia. Los electrones de valencia son
los electrones que se encuentran más al exterior de los átomos y normalmente son los
únicos que participan en los enlaces químicos. Los átomos con capas de valencia llenas de
electrones son extremadamente estables y por tanto no tienden a formar enlaces químicos y
tienen poca tendencia a ganar o perder electrones. Sin embargo, los gases nobles más
pesados, como el radón, están unidos menos firmemente por la fuerza electromagnética que
los más ligeros, como el helio, haciendo que sea más fácil retirar electrones exteriores de
los gases nobles pesados. Debido a que dicha capa está completa, los gases nobles se
pueden utilizar de acuerdo con la notación de configuración electrónica para dar lugar a una
"notación de gases nobles". Para ello, primero se escribe el gas noble más cercano que
precede al elemento en cuestión, y se continúa la configuración electrónica a partir de ese
punto. Por ejemplo, la notación electrónica del carbono es 1s2 2s2 2p2, y su notación de gas
noble es [He] 2s2 2p2. Esta notación hace que resulte más fácil identificar elementos, y es
más corta que escribir toda la notación de orbitales atómicos.
Períodos
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre
en el caso de los grupos de la tabla periódica, 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. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y
helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.
La tabla periódica consta de 7 períodos:

En el primer período sólo hay dos elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen
un solo nivel de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2,
respectivamente.
Período 1 = una órbita = 2 elementos

En el segundo período hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos
tienen completo su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del
siguiente modo: Li = 2-1, Be = 2-2, B = 2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne
= 2-8.
Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos

En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar.
Presentan sus dos primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la
tercera órbita. El último elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8.
Período 3 = tres órbitas = 8 elementos

El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos.
Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos

El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos.
Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos

El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos.
Período 6 = seis órbitas = 32 elementos

El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad
necesaria de elementos para completarlo.
Período 7 = siete órbitas = ? elementos
El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los
átomos de los elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el
período 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos órbitas,
etcétera