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Tabla Periódica
Actual
Salomón Quintero Velandia
Introducción



En 1927 Henry Moseley descubre un modo
práctico de hallar los números atómicos, se
utiliza un criterio para ordenar a los elementos
químicos.
Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas
de los elementos son funciones periódicas de los
números atómicos”.
Es decir los elementos están ordenados en
función creciente de sus números atómicos.
La tabla periódica actual (forma larga) fue
diseñada por Werner y es una modificación
de la tabla de Mendeleiev.
Propósito de la construcción
de la Tabla Periódica

La tabla periódica se construyó para
organizar y sistematizar la información de
las propiedades físicas y químicas de los
elementos.

Además para representar las semejanzas
en estructura y propiedades químicas que
son la base de la Ley periódica.
Descripción
Los elementos se hallan distribuidos:
 En 7 filas denominadas (periodos).
 En 18 columnas o familias, las cuales se
ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos
B.
Periodos
Son las filas horizontales,
 nos indican el último nivel de energía
del elemento.
 Existen 7 periodos o niveles.

Grupos
Son agrupaciones verticales,
 nos indican que poseen propiedades
químicas semejantes, debido a que
poseen los mismos electrones de valencia.
 En la tabla periódica están ordenados en
grupos A y B.

Grupo A



Están situados en los extremos de la tabla
periódica.
Nos indican el número de electrones de la última
capa y se representan en números romanos.
Terminan en el subnivel “s” y “p”
Grupo
Familias
Terminación
e- valencia
IA
Metales alcalinos
ns1
1
II A
Metales alcalinos térreos
ns2
2
III A
Térreos
n s2 n p1
3
IV A
Carbonoideos
n s2 n p2
4
VA
Nitrogenoides
n s2 n p3
5
VI A
Anfígenos o calcógenos
n s2 n p4
6
VII A
Halógenos
n s2 n p5
7
n s2 n p6
8
VIII A Gases nobles
Grupo B





Están situados en la zona
central de la tabla periódica.
El número de electrones de la
última capa, no nos indica el
grupo; debido a que la valencia
es variable.
La configuración electrónica
termina en el subnivel “d”.
Los elementos de transición
interna, llamados tierras
raras: su configuración
electrónica termina en “f”.
Tienen 8 subgrupos. El grupo
VIII B tiene 3 casilleros.
Clasificación de los elementos químicos
Metales
Son buenos conductores del calor y la
electricidad.
 Se oxidan (pierden electrones).
 Se les denomina también reductores.
 Son electropositivos.
 Son sólidos a excepción del mercurio
(líquido a temperatura ambiente).

No metales
Son malos conductores del calor y la
electricidad.
 Se reducen (ganan electrones).
 Se les denomina también oxidantes.
 Son electronegativos.
 La mayoría a temperatura ambiente se
encuentran en estado sólido. Como gases
están N, O, F, Cl, H y en estado líquido el
Br.

Metaloides o Anfóteros

Son elementos que tienen propiedades metálicas
y no metálicas. Ocupan una región diagonal que
se observa en la tabla periódica (transición entre
metal y no metal); entre ellos podemos encontrar
al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.
Clasificación de elementos según
configuración electrónica
Elementos representativos

Se ubican en los grupos A de la tabla
periódica. Estos elementos tienen sus
electrones de valencia en los orbitales "s"
o "p" y sus configuraciones externas van
desde n s1 hasta n s2 p5, excluyendo al
1s2 (helio que corresponde a un gas
noble).
Elementos de transición

Se sitúan en los grupos B de la tabla
periódica. Sus átomos presentan
configuraciones más complejas; los electrones de
valencia se encuentran en los orbitales "d" o "f".
Gases nobles
Son los que se ubican en el extremo
derecho de la tabla periódica, en el grupo
0, u VIII A (también 18).
 Los átomos de estos gases, con excepción
del helio, tienen 8 electrones de
valencia.según la configuración n s2 p6.
 No se combinan con ningún otro
elemento. Sólo a temperaturas exigentes
el Xe puede reaccionar.
 Sus moléculas son monoatómicas.

Ubicación de elementos en la TP

Elementos representativos (Grupo A):
Terminan en el subnivel s y p.
Periodo: Lo obtenemos con el último
nivel de energía
 Grupo : electrones del último nivel de
energía. Se representan en números
romanos.

Ejemplo 1
Indicar a qué grupo y periodo pertenece
un elemento cuyo Z = 11.
Solución: Se realiza la configuración
electrónica.
e- de la última capa

1s2 2s2 2p6 3 s
último nivel de energía
1
subnivel indica grupo A
Periodo: 3
Grupo : IA
Si lo ubicamos en la TP el elemento es el sodio (Na).
Ejemplo 2

Indicar a qué grupo y periodo pertenece
un elemento cuyo Z = 15.
5 e- de valencia
(10Ne) 3s23p3
Periodo
:3
Grupo
: VA
Si lo ubicamos en la TP ele elemento es el fósforo (P).
Ubicación de elementos en la TP

Elementos de transición (Grupo B):
Terminan en el subnivel d y f.
Periodo: Nos lo indica el último nivel de
energía.
 Grupo : Lo obtenemos con la suma de
los electrones del último nivel de energía y
los electrones del subnivel incompleto.

Ejemplo 1

Hallar el periodo y grupo de un elemento
cuyo Z = 21.
Suma de electrones
(18Ar) 4s2 3d1
último nivel de E
subnivel indica grupo B
Periodo
:4
Grupo
: III B
Si lo ubicamos en la TP el elemento es el escandio (Sc).
En general los elementos del grupo
B terminan en:










ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
nd1
nd2
nd3
nd4
nd5
nd6
nd7
nd8
nd9
nd10
III B
IV B
VB
VI B
VII B
VIII B
VIII B
VIII B
IB
II B
suman
suman
suman
suman
suman
suman
suman
suman
suman
suman
3 e4 e5 e6 e7 e8 e9 e10 e11 e12 e-
Radio atómico

Un átomo contiene tantos electrones como protones tiene en
su núcleo, de forma que es eléctricamente neutro; los
electrones se distribuyen en capas concéntricas alrededor del
núcleo.

En las interacciones entre los distintos átomos sólo
intervienen los electrones situados en su capa exterior, ya
que son los que se encuentran más lejos del núcleo y los que
están atraídos más débilmente, por lo que se pierden con
mayor facilidad.

Es común llamar a los electrones de la capa exterior
electrones de valencia. Los electrones de las capas interiores
se llaman electrones internos.

El radio atómico es la distancia media entre los electrones de
valencia y el núcleo.
Energía de ionización

Es la cantidad de energía que se requiere para
eliminar el electrón más débilmente unido al
átomo.

La energía de ionización en los períodos aumenta
de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de
abajo hacia arriba.

Dos factores influyen sobre la energía de
ionización:

Por una parte será mayor cuanto más atraído esté el
electrón que se pierde por el núcleo atómico.

Por otro lado, como los átomos tienden a tener ocho
electrones en su capa de valencia, acercarse a este ideal
disminuirá la energía de ionización, y alejarse de él la
aumentará.
Cuando el átomo gana
electrones, se forma
un
ion
negativo
llamado
anión,
y
cuando
pierde
electrones queda con
cargas positivas recibe
el nombre de catión.
En
general,
los
cationes son iones
metálicos.
El radio de un catión
siempre es menor que
el del átomo del que
procede.
Afinidad electrónica

Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un
electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar
electrones. La afinidad electrónica aumenta en los periodos
hacia la derecha, y en los grupos hacia arriba.

Como la energía de ionización, la afinidad electrónica
dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe
capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del
acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia
con ocho electrones.

A diferencia de la energía de ionización, la medición de la
afinidad electrónica es complicada; sólo en muy pocos casos
puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no
son completamente confiables.
Cuando un átomo gana
electrones, se forma un ion
con una o varias cargas
negativas que recibe el
nombre de anión.
En general, los aniones son
iones no metálicos.
Cuando un atomo pierde
electrones se forma un ion
con carga positiva y se
llama cation
Los aniones siempre tienen
un radio mayor que el de
los átomos de los que
proceden.
Electronegatividad

Es una medida de la atracción que ejerce un
átomo de una molécula sobre los electrones
del enlace.
H:H
H
:F
En la tabla periódica la
electronegatividad en los períodos aumenta de izquierda a
derecha y en los grupos
aumenta de abajo hacia
arriba.
El enlace químico

Se define como la fuerza de unión que existe entre dos
átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la
transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos
la configuración electrónica estable correspon-diente a los
gases nobles.

Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o
comparten uno o varios electrones de valencia.

Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros
para formar nuevas substancias denominadas compuestos.

El compuesto resultante es química y físicamente diferente de
los elementos que lo originaron.
Conceptos básicos de los enlaces
químicos
Resulta útil clasificar los enlaces químicos en tres
grupos amplios: (1) enlaces iónicos, (2) enlaces
covalentes y (3) enlaces metálicos.
1. El término enlace iónico se refiere a las fuerzas
electrostáticas que existen entre iones con carga
opuesta; los iones pueden formarse a partir de
átomos por la transferencia de uno o más
electrones de un átomo a otro.

Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la
interacción entre metales de la extrema izquierda de la
tabla periódica (cationes) y no metales de la extrema
derecha (aniones).
El enlace iónico

11Na
1s22s22p63s1
11Na
+
1s22s22p6
[Ne]
17Cl
1s22s22p63s23p5

17Cl
1s22s22p63s23p6
[Ar]
Características de los compuestos
iónicos

Están formados por metal + no metal.

No forman moléculas, existen como un agregado de
aniones (iones negativos) y cationes (iones
positivos).

Los metales ceden electrones formando cationes, los
no metales aceptan electrones formando aniones.

Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un
líquido o un gas.

En solución acuosa, son buenos conductores de la
electricidad.

Tienen altos puntos de fusión y ebullición.

Son solubles en solventes polares como el agua.
Conceptos básicos de los enlaces
químicos
2. Un enlace covalente es el resultado de compartir
electrones entre dos átomos.


Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se
observan en las interacciones de los elementos no
metálicos entre sí.
Características del enlace covalente




Se caracterizan por la compartición de electrones.
Los átomos no ganan ni pierden electrones, los
comparten.
Está formado por elementos no metálicos; pueden
ser 2 ó más no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o
triples, dependiendo de los elementos que se
enlazan.
El enlace covalente puede ser:
Dif. en EN
Enlace covalente no
polar
Los electrones se
comparten por igual.
Enlace covalente polar
Los electrones se
comparten de manera
desigual.
0
0.1 a 1.9
Características del enlace covalente
Un enlace covalente diferente es el que se llama
enlace covalente coordinado (enlace dativo)
cuando el par electrónico compartido es puesto
por el mismo átomo.
Este enlace en nada se puede distinguir de un
enlace covalente típico, ya que sus características no se modifican.
Características de los compuestos covalentes:




Pueden presentarse en cualquier estado de la materia: sólido,
líquido o gaseoso.
En general, son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.
Son solubles en solventes no polares como benceno,
tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes
polares como el agua.
Molécula: la partícula más pequeña de
una sustancia, que mantiene las
propiedades químicas específicas de
esa sustancia.
La mayor parte de la materia se
compone de moléculas o iones; sólo los
gases nobles existen como átomos
aislados.
Muchos elementos se encuentran en la
naturaleza en forma molecular (oxígeno,
O2; ozono, O3).
Los compuestos que están formados por
moléculas se denominan compues-tos
moleculares; por lo general, los
compuestos moleculares sólo contienen
no metales.
Imágenes tomadas de “Química, la Ciencia Central”, Brown, LeMay, Bursten
Ed. Pearson Prentice Hall, 7a. Edición, 1998
Conceptos básicos de los enlaces
químicos
3. El enlace metálico se da entre elementos de
electrone-gatividades bajas y muy parecidas.


En estos casos ninguno de los átomos tiene más
posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones.
La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la
compartición de electrones entre muchos átomos.
Se crea una nube de electrones que
es compartida por todos los núcleos
de los átomos que ceden electrones al
conjunto.
Los electrones que se comparten se
encuentran deslocalizados entre los
átomos que los comparten.
Conceptos básicos de los enlaces químicos

Existe una teoría llamada "teoría del electrón libre",
que pretende explicar las propiedades del estado
metálico.

Esta teoría supone que los electrones externos de los
átomos metálicos, se liberan de éstos, ya que están
débilmente unidos; los átomos adquieren carga
positiva.

Los electrones se agrupan en un mar electrónico que
sirve como material de unión que impide que se
separen los iones positivos.

Los electrones son compartidos por los átomos, pero
pueden moverse a través del sólido, por lo que estos
materiales tienen buena conductividad térmica y
eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.
Conceptos básicos de los enlaces
químicos
Enlace Covalente
Enlace Iónico
Baja energía
de ionización
H >0
Cationes
(1A y 2A)
Alta afinidad
electrónica
H <0
Aniones
(7A y O2)
Compuesto Iónico
Sólo participan algunos e- de valencia,
los otros son pares libres. (También
están los e- internos).
La fuerza que mantiene unidos a los
átomos en la molécula se llama
energía de enlace.
Mismo elemento
Moléculas
Estabilidad = f(energía reticular)
Iónico
2.0
Diferencia en electronegatividad
Compuesto
Covalente
polar
Covalente