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Tabla periódica de los elementos
La tabla periódica de los elementos.
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos
químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer
un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la
variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por
separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La
forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred
Werner.
Historia

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del
desarrollo de la química y la física:
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.
La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente,
ya en el siglo XX, de número atómico.
Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las
propiedades periódicas de los elementos.
El descubrimiento de los elementos
Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el
mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico
de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el
fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más
importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática:
oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva
concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de
sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación
de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos
elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos
de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del
siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos
de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín
caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.
La noción de elemento y las propiedades periódicas
Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el
descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible
encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los
siguientes dos siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así
como descubriendo muchos nuevos elementos.
La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo
largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a
su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de
Robert Boyle en su famosa obra El químico escéptico, donde denomina elementos "ciertos
cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y
que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en
último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en
el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.
A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la
composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra Tratado
elemental de química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las
conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y
cómo aislarlos.
El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus
propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el
interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.
Los pesos atómicos
A principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva concepción del
atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera.
Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía
integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier y las leyes
ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones
recíprocas).
Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias
de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos
de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno
(aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por
lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del
oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado
por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este
punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.
Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la
actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía
átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la
relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad).
El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los
llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores.
Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y
disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que sólo comenzarían a
superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.
Metales, no metales, metaloides y metales de transición
La primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien
propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de
transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue
rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas.
Tríadas de Döbereiner
Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y
relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang
Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía
entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del
primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres
elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y
telurio; litio, sodio y potasio).
Litio
LiCl
Calcio
LiOH
Sodio
NaCl
SrCl2
H2Se
Estroncio
Selenio
NaOH
SrSO4
SeO2
Potasio
KCl
KOH
Bario
CaCl2
H2S
Azufre
CaSO4
SO2
BaCl2
H2Te
Telurio
BaSO4
TeO2
A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían
encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.
Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus
compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una
variación gradual del primero al último.
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que
el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso
atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los
pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre
dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla
periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que
concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.
Chancourtois
Artículo principal: Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois.
En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por
pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro
vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16
unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que
indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca
atención.
Ley de las octavas de Newlands
Artículo principal: John Alexander Reina Newlands.
En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of
Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en
orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a
partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los
llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
1
2
3
4
5
6
7
Li
6,9
Be
9,0
B
10,8
C
12,0
N
14,0
O
16,0
F
19,0
Na
23,0
Mg
24,3
Al
27,0
Si
28,1
P
31,0
S
32,1
Cl
35,5
K
39,0
Ca
40,0
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con
propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas
propiedades iban variando progresivamente.
El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades
con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el
nombre de ley de las octavas.
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada
por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde
fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración,
la medalla Davy.
Tabla periódica de Mendeléyev
Artículo principal: Tabla periódica de Mendeléyev.
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en
Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica
en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los
elementos.
Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La
clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:
Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.
Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por
descubrir.
La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio.
Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica
constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años
se llamaron familia A y B.
En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y
por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.
Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero,
constituido por los gases nobles descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso
no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su
tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo
cero, la Tabla Periódica quedó más completa.
El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó
casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años
después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó
eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–
silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de
un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma
predominantemente artificial.
La noción de número atómico y la mecánica cuántica
La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las
décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras
raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que
existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la
agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se
encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace
necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en
familias con propiedades químicas semejantes.
Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry
Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley
comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del
número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que
este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy
sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del
núcleo.
La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los
químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el
primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX 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 elementos1
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 Fl Uup Lv 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
Clasificación
Grupos
Artículo principal: Grupo de la tabla periódica.
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los
elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen
características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA
tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese
electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la
derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del
octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.
Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última
recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988,2 los
grupos de la tabla periódica son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos
Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 (III B): Familia del Escandio
Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio
Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio
Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo
Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso
Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro
Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto
Grupo 10 (X B): Familia del Níquel
Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
Grupo 12 (II B): Familia del Zinc
Grupo 13 (III A): los térreos
Grupo 14 (IV A): los carbonoideos
Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos
Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VII A): los halógenos
Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
GRUPO I A: 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 mono positivo,
M+. Los alcalinos son los del grupo 1 y la configuración electrónica del grupo es ns¹. Por
ello se dice que se encuentran en la zona "s" de la tabla periódica.
Metales alcalinos, obtención y aplicaciones
Estos metales son: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) y Francio
(Fr).
Metales alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio y cesio.
Los metales alcalinos se obtienen por electrolisis de sales fundidas. Ejemplo: método
Downs para la obtención de sodio a partir de la halita (sal gema, cloruro sódico) 2Na+(l)
+2Cl-(l) —> 2Na(s) +Cl2(g)
El litio se utiliza para la síntesis de aluminios, para esmaltar cerámica, para producir vidrios
y como componente de lubricantes y pilas (tiene un gran potencial reductor). En bioquímica
es un componente del tejido nervioso y su carencia produce trastornos psiquiátricos, como
la depresión bipolar.
El sodio se utiliza en la industria textil, pues sus sales son blanqueantes. Es componente de
algunas gasolinas, jabones (como la sosa cáustica), lámparas de vapor de sodio (que
producen una luz amarilla intensa) y puede emplearse como refrigerante en reactores
nucleares. A pesar de ser tóxico al ingerirlo es un componente fundamental de las células.
La bomba de sodio-potasio es responsable hasta cierto punto de la ósmosis
El potasio se utiliza para producir jabones, vidrios y fertilizantes. Es vital para la
transmisión del impulso nervioso
El rubidio se utiliza para eliminar gases en sistemas de vacío.
El cesio es el principal componente de células fotoeléctricas.
El francio: No hay aplicaciones comerciales para el francio debido a su escasez y a su
inestabilidad con una gran efectividad anticorrosivo.
GRUPO II A: Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran
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 dos electrones ns2.
Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período,
tanto menor si se desciende en el grupo.
Aspecto de metales alcalinotérreos: berilio, magnesio, calcio, estroncio y bario.
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.Y asi probar lo que
queremos hacer
M + X2 —> MX2
Metales alcalinotérreos, obtención y aplicaciones
Existen dos métodos fundamentales de obtención:
Electrólisis de sus haluros fundidos: MX2(l) —> M(l) + X2(g). Reducción de sus óxidos con
carbono: MO(s) + C(s) —> M(s) + CO(g)
El Berilio se emplea en la tecnología nuclear y en aleaciones de baja densidad, elevada
solidez y estabilidad frente a la corrosión.
GRUPO IIIA: El grupo del boro, elementos térreos o boroideos es una serie de
elementos que están situados en el grupo 3 de la tabla periódica. Su nombre proviene de
Tierra, ya que el aluminio es el elemento más abundante en ella, llegando a un 7.5%.
Tienen tres electrones en su nivel energético más externo. Su configuración electrónica es
ns2np1.
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.
Propiedades
Ninguno muestra tendencia a formar aniones simples.
Tienen estado de oxidación +3, pero también +1 en varios elementos. Esto ocurre debido al
"Efecto Par Inerte" según el cual, al perder primero un electrón del orbital np, el orbital ns
queda lleno, lo que lo hace menos reactivo. Para Ga e In, el estado de oxidación +1 es
menos importante que +3. Para Tl, los compuestos con Tl+ se asemejan a los compuestos
con metales alcalinos.
El boro se diferencia del resto de los elementos del grupo porque es un metaloide, mientras
que los demás van aumentando su carácter metálico conforme se desciende en el grupo.
Debido a esto, puede formar enlaces covalentes bien definidos, es un semiconductor, es
duro a diferencia del resto que son muy blandos. El boro forma compuestos con hidrógeno
llamados boranos, siendo el más simple el diborano, B2H6.
Como se ve, la molécula presenta un enlace de tres centros, no se puede distinguir cual
enlace H-B-H se forma primero y su longitud es la misma.
Tienen puntos de fusión muy bajos, a excepción del boro.
El boro es un metaloide con un punto de fusión muy alto y gran dureza en el que
predominan las propiedades no metálicas. Los otros elementos que comprenden este grupo
son metales y forman, como el boro, iones con un carga triple positiva (3+); presentan
puntos de fusión notablemente más bajos que el boro —destacando el galio que funde a tan
sólo 29ºC— y son blandos y maleables.
Reacciones
No reaccionan con agua, excepto el aluminio, que reacciona en su superficie formando una
película que impide que continúe la reacción.
2Al(s) + 3 H2O —> Al2O3(s) + 3H2(g).
GRUPO IV A: 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 es el elemento principal de los circuitos integrados.
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 VA: 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 VI A: El grupo de los anfígenos o calcógenos es también llamado familia del
oxígeno y 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.
GRUPO VII A: Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos químicos
que forman el grupo 17 (VII A, utilizado anteriormente) 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 mono negativo, 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.
Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, y que 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 (acido gammaamino 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.
GRUPO VIII A: Los gases nobles son un grupo de elementos químicos con propiedades
muy similares: bajo condiciones normales, son gases monoatómicos inoloros, 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 radiactivo
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 remplazado por helio en los dirigibles y globos aerostáticos.
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:
Período 1, Período 2,Período 3, Período 4, Período 5, Período 6, Período 7
La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden
sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en
terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.
Bloques o regiones
Artículo principal: Bloque de la tabla periódica.
Tabla periódica dividida en bloques.
La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que
estén ocupando los electrones más externos.
Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más
externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han
sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos:
Región s, Región p, Región d, Región f.
Otras formas de representar la tabla periódica
Varias formas (en espiral, en 3D) [1];
1951. Forma en espiral, [2] ;
1960. Forma en espiral, profesor Theodor Benfey [3];
1995. Forma en espiral-fractal, Melinda E Green *[4];
2004, noviembre. Forma en espiral sobre dibujo de galaxia, Philip J. Stewart [5];
Elementos
Gases
Elemento Símbolo Grupo Período Átomo Masa Protones Neutrones Electrones
Hidrógeno H
1
1
1
1
1
0
1
Nitrógeno N
15
2
7
14
7
7
7
Oxígeno O
16
2
8
16
8
8
8
Flúor
F
17
2
9
19
9
10
9
Cloro
Cl
17
3
17
36
17
19
17
Helio
He
18
1
2
4
2
2
2
Neón
Ne
18
2
10
20
10
10
10
Argón
Ar
18
3
18
40
18
22
18
Criptón Kr
18
4
36
84
36
48
36
Xenón
Xe
18
5
54
131 54
77
54
Radón
Rn
18
6
86
222 86
136
86
Líquidos
Elemento Símbolo Grupo Período Átomo Masa Protones Neutrones Electrones
Cesio
Cs
1
6
55
133 55
78
55
Francio Fr
1
7
87
223 87
136
87
Mercurio Hg
12
6
80
201 80
121
80
Galio
Ga
13
4
31
70
31
39
31
Bromo
Br
17
4
35
80
35
45
35
Preparados de transición
Elemento Símbolo Grupo Período Átomo Masa Protones Neutrones Electrones
Rutherfordio Rf
4
7
104
261 104
157
104
Dubnio
Db
5
7
105
262 105
157
105
Seaborgio Sg
6
7
106
263 106
157
106
Tecnecio
Tc
7
5
43
99
43
56
43
Bohrio
Bh
7
7
107
262 107
155
107
Hassio
Hs
8
7
108
265 108
157
108
Meitnerio Mt
9
7
109
266 109
157
109
Darmstadtio Ds
10
7
110
271 110
161
110
Roentgenio Rg
11
7
111
272 111
161
111
Copernicio Cn
12
7
112
272 112
160
112
Ununtrio
Uut
13
7
113
283 113
170
113
Ununcuadio Uuq
14
7
114
285 114
171
114
Ununpetio Uup
15
7
115
287 115
172
115
Ununhexio Uuh
16
7
116
289 116
173
116
Ununseptio Uus
17
7
117
291 117
174
117
Ununoctio Uuo
18
7
118
293 118
175
118
Preparados Lantánidos y Actínidos
Elemento Símbolo Período Átomo Masa Protones Neutrones Electrones
Prometio Pm
Lantánido 61
147 61
86
61
Neptunio Np
Actínido 93
237 93
144
93
Plutonio
Pu
Actínido 94
244 94
150
94
Americio Am
Actínido 95
243 95
148
95
Curio
Cm
Actínido 96
247 96
151
96
Berkelio
Bk
Actínido 97
247 97
150
97
Californio Cf
Actínido 98
251 98
153
98
Einstenio Es
Actínido 99
252 99
153
99
Fermio
Fm
Actínido 100
257 100
157
100
Mendelevio Md
Actínido 101
258 101
157
101
Nobelio
No
Actínido 102
259 102
157
102
Laurencio Lr
Actínido 103
262 103
159
103
Sólidos Alcalinos y Alcalinotérreos
Elemento Símbolo Grupo
Período Átomo Masa Protones Neutrones Electrones
Litio
Li
Alcalino
2
3
7
3
4
3
Sodio
Na
Alcalino
3
11
23
11
12
11
Potasio K
Alcalino
4
19
39
19
20
19
Rubidio Rb
Alcalino
5
37
86
37
49
37
Berilio
Be
Alcalinotérreo 2
4
9
4
5
4
Magnesio Mg
Alcalinotérreo 3
12
24
12
12
12
Calcio
Ca
Alcalinotérreo 4
20
40
20
20
20
Estroncio Sr
Alcalinotérreo 5
38
88
38
50
38
Bario
Ba
Alcalinotérreo 6
56
137 56
81
56
Radio
Ra
Alcalinotérreo 7
88
226 88
138
88
Solidos de la Familia del Escandio, Titanio y Vanadio
Elemento Símbolo Familia Período Átomo Masa Protones Neutrones Electrones
Escandio Sc
Escandio 4
21
45
21
24
21
Itrio
Y
Escandio 5
39
89
39
50
39
Lantano La
Escandio 6
57
139 57
82
57
Actinio Ac
Escandio 7
89
227 89
138
89
Titanio Ti
Titanio 4
22
48
22
26
22
Circonio Zr
Titanio 5
40
91
40
51
40
Hafnio
Hf
Titanio 6
72
179 72
105
72
Vanadio V
Vanadio 4
23
50
23
27
23
Niobio
Nb
Vanadio 5
41
93
41
52
41
Bibliografía
AGAFOSHIN, N.P., Ley periódica y sistema periódico de los elementos de Mendeleiev
Madrid Editorial Reverté, 1977, 200 p.
BENSAUDE-VICENT, B. D. Mendeleiev: El sistema periódico de los elementos, Mundo
científico, (1984), 42, 184-189.
MUÑOZ, R. y BERTOMEU SÁNCHEZ, J.R.La historia de la ciencia en los libros de
texto: la(s) hipótesis de Avogadro, Enseñanza de las ciencias (2003), 21 (1), 147-161.
Texto completo
ROCKE, A.J. 1984 Chemical Atomism in the Nineteenth Century. From Dalton to
Cannizzaro. Ohio. Ohio State University Press, 1984.
ROMÁN POLO, P: El profeta del orden químico: Mendeléiev. Madrid: Nivola, 2002, 190
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SCERRI, E.R., "Evolución del sistema periódico" Investigación y Ciencia (1998), 266, p.
54-59.
SCERRI, E.R., The Periodic Table: Its Story and Its Significance, Oxford, University Pres,
2006, 400 p.
STRATHERN, PAUL (2000), El sueño de Mendeléiev, de la alquimia a la química,
Madrid: Siglo XXI de España Editores, 288 p.