Este documento proporciona una introducción general a la tabla periódica de los elementos. Explica brevemente la historia de la clasificación periódica y cómo los elementos se organizan en grupos y períodos. También resume algunas propiedades periódicas clave como el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad, y cómo varían a lo largo de la tabla.

1. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS.

2. ÍNDICE
• Un poco de historia.
• Grupos y Períodos.
• Estructura electrónica
• Propiedades periódicas.
• Radio atómico.
• Radio iónico.
• Energía de ionización.
• Afinidad electrónica.
• Electronegatividad
• Propiedades metálicas.
• Fuentes.

3. HISTORIA Y ORÍGENES
• A principios del siglo XIX, cuando Dalton propuso su teoría
atómica, apenas se conocían dos docenas de elementos
químicos. Pese a tan escaso número de elementos, ya se
habían hecho algunos intentos para clasificarlos en familias en
función de propiedades comunes.
• En 1869 el científico ruso Mendeleiev y en 1870 el alemán
Meyer presentaron de manera independiente una
clasificación de los elementos, en la cual estos aparecían
ordenados en orden creciente de masa atómica y agrupados
en columnas según la semejanza de propiedades.

4. • La clasificación periódica de
Mendeleiev fue más elaborada que
la de Meyer. El ruso publicó una
tabla de los elementos donde
dispuso ordenados en filas y
columnas los 63 elementos por
entonces conocidos. Reservó
espacios vacíos para elementos que
todavía no habían sido hallados. Con
el tiempo estos elementos fueron
descubiertos y, además, se
comprobó que tenían las
propiedades que Mendeleiev había
anticipado.
TABLA ORIGINAL DE
MENDELEIEV.
Los elementos todavía no descubiertos
fueron simbolizados con un
interrogante.

5. • Algunos elementos tuvieron que situarse en orden inverso a
su masa atómica para representar sus propiedades físicas y
químicas. El problema se solucionó a partir de 1914, cuando
Moseley identificó los elementos por su número atómico.
• Esto permitió enunciar de forma definitiva la ley periódica:
• ‘ Cuando los elementos se sitúan en orden creciente de su
número atómico, tiene lugar una repetición periódica de
muchas propiedades físicas y químicas de aquéllos.’

6. GRUPOS Y PERÍODOS
• En la tabla periódica actual, los
elementos están colocados en
orden creciente de números
atómicos y dispuestos en 18
grupos( columnas verticales) y 7
períodos( filas horizontales).Es la
llamada forma larga.

7. • GRUPOS.
El número de elementos de cada grupo es
variable. Hay 8 grupos largos: 1, 2, 13, 14,
15, 16, 17y 18, que recogen los llamados
elementos representativos, y 10 grupos
cortos: 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12, que
recogen los llamados elementos de
transición. Algunos de los grupos reciben
nombres específicos. Los más utilizados
son: alcalinos, halógenos y gases nobles*.
Los elementos de un mismo grupo tienen
características químicas parecidas porque
poseen el mismo número de electrones
de valencia. En un mismo grupo los
elementos son más parecidos cuanto más
cerca están entre sí.
NOMBRES ESPECIALES DE LA
TABLA PERIÓDICA.
GRUPO NOMBRE
1 alcalinos
2 alcalinotérreos
3 a 12 elementos de
transición
13 térreos
14 carbonoideos
15 nitrogenoideos
16 anfígenos
17 halógenos
18 gases nobles
Tierras raras 1 lantánidos
Tierras raras 2 actínidos

8. ALCALINOS, HALÓGENOS Y
GASES NOBLES.
Alcalinos: Los elementos del grupo 1. Son muy reactivos porque tienen un
electrón de valencia que pueden perder fácilmente para formar cationes
con carga +1. A medida que descienden en el grupo tienden a aumentar
la densidad y a disminuir el punto de fusión y el de ebullición. El cesio es
líquido a temperatura ambiente debido a esto.
Halógenos: Los elementos del grupo 17 reciben este nombre porque forman
parte de las sales más comunes. Poseen siete e- de valencia y tienen
tendencia a formar aniones con carga-1.
Gases nobles: Los elementos del grupo 18. A temperatura ambiente son gases
monoatómicos y no tienen tendencia a combinarse con otros átomos para
formar compuestos. No tienen características metálicas pero tampoco no
metálicas.

9. • PERÍODOS.
• El número de elementos de cada período es variable, el más corto es el período 1(
dos elementos) y el más largo es el período 6( 32 elementos). Para que la tabla
periódica no quede demasiado extensa horizontalmente, algunos elementos de
los períodos 6 y 7, los llamados elementos de transición interna o tierras raras,
suelen colocarse separados en la parte inferior:
• El período 7 está incompleto porque el elemento con Z= 117 no se ha conseguido
sintetizar.

10. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
• Cuando comparamos la configuración electrónica de los elementos con su
situación en la Tabla Periódica, se observa que:
1. Los elementos de un mismo período tienen todos el mismo número de niveles
electrónicos, completos o no. Este número coincide con el número del período:
Los elementos representativos de las columnas 1y 2 y el helio tienen un orbital de valencia
de tipo s.
Los elementos representativos de las columnas 13 a 18 tienen orbitales de valencia de tipo
p.
Los metales de transición tienen orbitales de tipo d en la capa de valencia.
Los metales de transición interna tienen orbitales de tipo f en la capa de valencia.
2. Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel
más extenso o capa de valencia. Las propiedades químicas de un elemento dependen de
sus electrones de valencia, como ya hemos dicho antes.

11. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
• Las propiedades físicas y químicas varían con regularidad a lo
largo de los grupos y de los períodos. Por ello reciben el
nombre de Propiedades periódicas:
1. RADIO ATÓMICO.
2. RADIO IÓNICO
3. ENERGÍA DE IONIZACIÓN.
4. AFINIDAD ELECTRÓNICA.
5. ELECTRONEGATIVIDAD.

12. RADIO ATÓMICO
A cada elemento se le asigna
un radio atómico
determinado a partir del cual
podemos conocer su tamaño
aproximado y compararlo con
el de otros átomos.
- Dentro de un grupo, el radio
atómico aumenta conforme
crece el número atómico.
- Dentro de un período, el radio
atómico aumenta conforme
disminuye el número atómico.
No se incluyen los gases nobles
porque no siguen la norma general.

13. RADIO IÓNICO.
• Cuando un átomo se
ioniza, modifica su
volumen al perder o
ganar electrones. Si
pierde electrones se
convierte en un catión
y su radio disminuye.
Si gana electrones se
transforma en un
anión y su radio
aumenta.
RADIOS IÓNICOS

14. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
• Si proporcionamos suficiente energía a un átomo neutro en
estado gaseoso, conseguiremos arrancarle un electrón de su nivel
externo y obtener un ion positivo o negativo también en estado
gas. La energía involucrada en este proceso recibe el nombre de
energía de ionización. Un valor elevado de la energía de
ionización, que siempre es positiva, indica que el electrón está
fuertemente retenido por el átomo.
NOTA:
Cada electrón está
sometido a dos
fuerzas
contrapuestas, la
repulsión del resto
de los electrones y
la atracción del
núcleo

15. TIPOS DE
ENERGÍA DE
IONIZACIÓN. NÚMERO ATÓMICO.
- Dentro de un grupo la energía de ionización suele
aumentar al disminuir el número atómico. Es decir,
aumenta al subir en un grupo.
- Dentro de un período, la energía de ionización
aumenta al aumentar el número atómico. Es decir,
aumenta al avanzar en el período.
Primera energía de
ionización: Energía
necesaria para arrancarle
un electrón a un átomo
neutro.
Segunda energía de
ionización: Energía
necesaria para arrancar un
electrón a un catión
monopositivo.
Tercera energía de
ionización: Energía
necesaria para arrancar un
electrón a un catión
dipositivo.
NOTA:
No se incluyen los gases
nobles porque tiene
energías de ionización
superiores al resto de los
elementos.
En los átomos menores, el
e- está más cerca del
núcleo y experimenta una
mayor atracción por su
parte .Al disminuir el radio
atómico, aumenta la
atracción de los e- por el
núcleo y son más difíciles
de arrancar.

16. AFINIDAD ELECTRÓNICA.
• Cuando un átomo neutro en estado
gaseoso adquiere un electrón,
intercambia energía con el medio y
se transforma en un anión, también
en estado gas. Es lo que se
denomina afinidad electrónica.
• La afinidad electrónica, al contrario
que la energía de ionización que
siempre es positiva, puede ser
positiva o negativa. Un valor
negativo indica que el proceso es
exotérmico. En este caso, cuanto
menor es la A, el elemento tiene
más tendencia a ganar un electrón
y desprende más energía.
- Dentro de un grupo, la A aumenta al
aumentar el número atómico. Cuando
aumenta el radio atómico, disminuye la
atracción del núcleo por el nuevo e- y por
ello la A aumenta.
- Dentro de un período, la A aumenta conforme
disminuye el número atómico porque al
avanzar en un período aumenta la carga
nuclear y disminuye el radio atómico.

17. ELECTRONEGATIVIDAD
• Cuanto mayor sea la energía de ionización de un elemento, menor será su
A. La electronegatividad de un elemento es la capacidad de un átomo de
éste para atraer electrones de la molécula de la que forma parte
- Dentro de un grupo, los átomos más electronegativos son los de menor
número atómico.
- Dentro de un período, los átomos más electronegativos son los de mayor
número atómico.
ESCALA DE LA
ELECTRONEGATIVIDAD.
Fue propuesta en 1939 por el químico
americano Linus Pauling.
Asignó el valor 4.0 al elemento más
electronegativo, el F, y el valor 0.8 al
menos electronegativo, el Ce, y
determinó el valor de los restantes
respecto a ellos.
Los gases nobles se excluyen de está
lista porque no suelen formar
compuestos.

18. PROPIEDADES METÁLICAS.
El carácter metálico está relacionado con algunas propiedades químicas
( la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad,
buena conductividad eléctrica y térmica) y con otras físicas tales como el
brillo característico, maleabilidad, ductilidad…
El carácter metálico de un elemento viene determinado por su
configuración electrónica y, principalmente, por dos factores: el número
de electrones de valencia y el tamaño del átomo:
1. Cuantos menos electrones de valencia tenga el elemento, mayor será su
carácter metálico.
2. Cuanto más grande sea el átomo, mayor será su carácter metálico.

19. • Casi todos los elementos de la tabla periódica son metales. La
proporción entre metales y no metales es de cinco a uno. En función
del carácter metálico, los elementos se clasifican en metales, no
metales y semimetales*.
-En un mismo período, al desplazarnos hacia la derecha, aumenta el
número de e- de valencia y, en consecuencia, disminuye el carácter
metálico de los elementos.
- En un mismo grupo, aumenta el carácter metálico a medida que nos
desplazamos hacia abajo, es decir, a medida que aumenta el
período.
SEMIMETALES.
Son un grupo de elementos con
características intermedias entre los metales
y los no metales. No conducen la
electricidad salvo en determinadas
condiciones. Esta propiedad, llamada
semiconducción, es el fundamento de la
microelectrónica.

20. FUENTES
• VE. Kalipedia.com/ física-química/gráficos.
• www.hiru.com/es/kimica.html.
• Bo.kalipedia.com/física-química.
• Libro Física y química 4º ESO.
• Libro Física y química 1º bachiller.

21. IMÁGENES
TRIDIMENSIONALES DE
SUSTANCIAS
CLORURO DE SODIO.
ENLACE IÓNICO.
TÍPICO ENLCE
IÓNICO.
DIAMANTE.
ELLACE
COVALENTE.

22. ENLACE METÁLICO
ÁTOMOS
RODEADOS DE UNA
NUBE COMÚN DE
ELECTRONES