Antecedentes Históricos de la Tabla Periódica

Döbereiner (1817): Observó una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades, destacando similitudes entre grupos de tres elementos que denominó «triadas». Propuso que la masa de uno de los elementos de la triada era intermedia entre las otras dos. En 1850, identificó más de 20 triadas, sentando las bases para una primera clasificación.

Newlands y Chancourtois (1864): Anunciaron la ley de las octavas, que indicaba una repetición de propiedades cada ocho elementos. Aunque esta clasificación resultó insuficiente más allá del calcio, marcó el inicio del diseño de la tabla periódica.

Meyer (1869): Evidenció una periodicidad en el volumen atómico, observando que elementos similares tenían volúmenes atómicos parecidos en relación con otros elementos. Por ejemplo, los metales alcalinos presentan volúmenes atómicos significativamente mayores.

Mendeléyev (1869): El químico ruso presentó su tabla periódica, la primera organización coherente de las semejanzas de los elementos. Clasificó los elementos por su masa atómica, observando una periodicidad en sus propiedades. Su primera tabla contenía 63 elementos. Predijo la existencia del germanio (número atómico 32) y el elemento 101 fue nombrado en su honor (Mendelevio).

Moseley (1913): Propuso ordenar los elementos químicos con base en su número atómico, enunciando la ley periódica moderna: «Cuando los elementos se ordenan según sus números atómicos, sus propiedades físicas y químicas muestran tendencias periódicas». Sus estudios sobre los espectros de rayos X fueron fundamentales para esta propuesta.

Clasificación General de los Elementos

Metales: Sustancias brillantes, buenos conductores de electricidad y calor. Ejemplos: Cu (cobre), Fe (hierro), Au (oro).

No metales: Sustancias opacas, malos conductores de electricidad y calor, no maleables ni dúctiles. Ejemplos: C (carbono), S (azufre), F (flúor).

Metaloides: Elementos que presentan propiedades tanto de metales como de no metales. Ejemplos: Si (silicio), Ge (germanio).

Familias o Grupos de Elementos

Grupos A (Elementos Representativos)

• 1A (Metales Alcalinos): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
• 2A (Metales Alcalinotérreos): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
• 3A (Térreos): B, Al, Ga, In, Tl (talio), (Tf – tustrano – elemento no confirmado)
• 4A (Carbonoides): C, Si, Ge, Sn, Pb, (Eo – eristeneo – elemento no confirmado)
• 5A (Nitrogenoides): N, P, As (arsénico), Sb (antimonio), Bi, (Me – merchel – elemento no confirmado)
• 6A (Anfígenos o Calcógenos): O, S, Se, Te, Po (polonio), (Nc – nectarten – elemento no confirmado)
• 7A (Halógenos): F, Cl, Br, I, At (astato), (El – efelio – elemento no confirmado)
• 8A (Gases Nobles): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, (On – oberon – elemento no confirmado)

Grupos B (Metales de Transición)

Se encuentran en la parte central de la tabla periódica, con electrones de valencia en el orbital d. Incluyen el zinc (Zn), cadmio (Cd) y mercurio (Hg).

Elementos de Transición Interna

Situados en el bloque f, corresponden a las series de los lantánidos y actínidos. Tienen sus electrones de valencia en el orbital f.

Estados de Agregación de los Elementos

• Sólido: La mayoría de los elementos.
• Líquido: Cesio (Cs), mercurio (Hg), bromo (Br).
• Gas: Hidrógeno (H), nitrógeno (N), oxígeno (O), flúor (F), cloro (Cl), helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe), radón (Rn).

Propiedades Periódicas

Paramagnetismo: Se presenta cuando las moléculas de una sustancia tienen un momento magnético permanente. Un campo magnético externo alinea los dipolos magnéticos en la dirección del campo, aunque la agitación térmica contrarresta este efecto. La susceptibilidad magnética es pequeña comparada con la unidad.

Diamagnetismo: Propiedad de los materiales que se magnetizan débilmente en sentido opuesto a un campo magnético aplicado. Son repelidos débilmente por los imanes y el magnetismo inducido desaparece al retirar el campo. Todos los materiales presentan diamagnetismo, pero el término se usa principalmente cuando esta propiedad no está enmascarada por otros efectos magnéticos.

Energía de Ionización: Energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo gaseoso. Aumenta periódicamente a lo largo de cada fila (periodo) y disminuye de arriba hacia abajo (grupo) en la tabla periódica.

Tamaño Atómico: Aumenta con el número atómico dentro de un grupo, ya que al incrementarse el nivel de energía, la distancia entre el núcleo y el nivel más externo también aumenta. En un periodo, el tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha debido a la contracción de la nube electrónica, atraída por el núcleo. Se expresa en ángstroms (Å).

Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo al formar un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en un grupo.