Precursores de la Tabla Periódica

• Johann Döbereiner: Propuso en 1829 una clasificación de los elementos en grupos de tres.
• Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois: Presentó la primera tabla agrupando los elementos por sus propiedades químicas y ordenándolos en una espiral de masa atómica, a la que llamó espiral telúrica. Fue completamente ignorado hasta la aparición de la tabla de Mendeléyev.
• John Alexander Reina Newlands: Confeccionó en 1863 la primera tabla de elementos en la que estos aparecían ordenados por masas atómicas.
• Julius Lothar Meyer y Dimitri Ivánovich Mendeléyev: Propusieron tablas en las que los distintos elementos se ordenaban por su masa atómica y se agrupaban por sus propiedades químicas, entre las cuales la más destacada era su valencia química. El protagonismo histórico de Mendeléyev ha sido mayor.

La Aportación de Moseley

La tabla periódica quedaba ordenada por el número atómico y no según la masa atómica, como creían Lothar Meyer y Mendeléyev.

Organización de la Tabla Periódica

Grupos

Un grupo, familia o columna está formado por elementos que tienen una configuración electrónica similar en su nivel más alto. Las características químicas de los elementos del mismo grupo son semejantes porque dependen sobre todo de los electrones más externos de los átomos: los llamados electrones de valencia.

Periodos

Un periodo o fila está formado por todos los elementos cuyo nivel energético máximo es el mismo. En la tabla periódica hay 7 periodos.

Elementos Normales

Se consideran elementos normales aquellos que tienen su último electrón o electrón diferenciador en orbitales tipo s o tipo p.

• Metales alcalinos: Son el primer grupo de la tabla periódica. Su configuración electrónica es ns¹.
• Metales alcalinotérreos: Forman el segundo grupo de la tabla. Su configuración es ns².
• Boroides: De configuración ns² np¹.
• Carbonoides: De configuración ns² np².
• Nitrogenoides: De configuración ns² np³.
• Anfígenos: Configuración ns² np⁴. Son el oxígeno, azufre, etc.
• Halógenos: De configuración ns² np⁵. Son el flúor, cloro, etc.
• Gases nobles: De configuración ns² np⁶. El helio, neón, etc.

Propiedades Periódicas

Energía de Ionización

Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. La energía de ionización es siempre positiva: es la energía que se debe suministrar al átomo en estado gaseoso. Se mide en julios por átomo y en julios/mol si se refiere a un mol de átomos. También se conoce como potencial de ionización si se mide como potencial eléctrico en voltios. Si se arranca más de un electrón, se tendrá una primera, segunda o tercera energía de ionización.

• En un grupo o familia, la energía de ionización disminuye a medida que se desciende por el grupo, a medida que aumenta el número atómico de los elementos.
• A lo largo de un periodo, la energía de ionización aumenta desde el primer elemento hasta el último.

Afinidad Electrónica

La afinidad electrónica es la energía involucrada en el proceso de captura de un electrón por un átomo en estado gaseoso. Se mide en julios y en electrones-voltios. La energía de ionización es siempre positiva, pero la afinidad electrónica puede ser negativa o positiva. Es negativa si los átomos tienden a captar electrones y son más estables con un electrón de más.

• En un grupo, la afinidad electrónica crece hacia arriba.
• En un periodo, la afinidad electrónica crece de izquierda a derecha.

Radio y Volumen Atómico

• En un grupo: Se observa que el radio y el volumen atómico aumentan de arriba hacia abajo.
• Dentro de un periodo: El radio y el volumen atómico disminuyen de izquierda a derecha.

Carácter Metálico

Los metales son buenos conductores del calor y de la corriente eléctrica, tienen un brillo característico y son grises o dorados. En estado sólido son dúctiles y maleables. Pueden también fundirse fácilmente y mezclarse entre ellos en cualquier proporción. Los no metales forman entre ellos enlaces mucho más fuertes que los de los metales. No son buenos conductores del calor ni de la electricidad.

Enlace Químico

Moléculas

El número de átomos que forman las moléculas es pequeño. El enlace entre átomos es siempre covalente.

Redes Atómicas

Están formadas por un número muy grande e indefinido de átomos. Los átomos están unidos por enlace metálico, covalente o iónico.

Redes Moleculares

El número de moléculas unidas es muy grande y variable. Estas moléculas pueden formar un cristal molecular, si se ordenan regularmente, o un sólido amorfo.

Estructuras de Lewis y Teoría de Lewis o Regla del Octeto

Electrones de valencia como puntos o crucecitas alrededor del símbolo químico del elemento, conocidas como estructuras de Lewis.

Teoría de Lewis: Cuando los átomos se unen con otros átomos, lo hacen ganando, perdiendo o compartiendo electrones hasta completar ocho electrones en su capa de valencia (regla del octeto).