1. Tema 3
Sistema periódico

2. H
1.- Antecedentes al sistema periódico
Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas
atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó
que ciertas propiedades variaban periódicamente en
relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos
de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa
atómica como criterio de ordenación.
a) Triadas de Döbereiner (1829): Buscaba tríos de
elementos en los que la masa del elemento intermedio es la
media aritmética de la masa de los otros dos. Así se
encontraron las siguientes triadas:

3. El anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en
espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades
queden unos encima de otros.
Octavas de Newlands (1865). El químico inglés John Alexander
Reina Newlands (1837-1898) ordena los elementos conocidos
en orden creciente de peso atómico y observa que si se
empieza a contar a partir de alguno de ellos, el
octavo elemento tiene propiedades similares al
inicial. A este hecho, Newlands le llamó la Ley
de las Octavas como analogía con la escala
musical

4. Hacia finales de la década de 1860 aparecieron publicados
dos trabajos con diferentes enfoques pero con
conclusiones sorprendentemente similares: el del químico
alemán Julius Lothar Meyer (1830-1895) y el del científico
ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907).
La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y
elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.
Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces
utilizando el criterio de masa atómica usado hasta
entonces

5. Las propiedades de los elementos químicos varian
sistemáticamente con la masa atómica
Tabla periódica de Mendeleiev
Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, que él consideró
que se trataba de elementos que aún no se habían
descubierto. Así, predijo las propiedades de algunos de
éstos, tales como el germanio (Ge), al que Mendeleiev llamó
ekasilicio. Cuando todavía en vida de Mendeleiev se
descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas por
éste, su clasificación periódica adquirió gran prestigio.

6. Otro de los inconvenientes que poseía la tabla de
Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos
en desorden de masa atómica para que coincidieran las
propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas
estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te)
antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de
éste era menor que la de aquel. Hoy sabemos que las masas
atómicas estaban bien medidas y que el problemas era el
criterio de clasificación hasta entonces usado.
2.- LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL.
En 1913 Moseley ordenó los elementos
de la tabla periódica usando como
criterio de clasificación el número
atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si
los elementos se colocan según
aumenta su número atómico, se
observa una variación periódica de sus
propiedades físicas y químicas".

7. A partir de entonces la clasificación periódica de los
elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el
número de protones es igual al de electrones y existe una
relación directa entre el último orbital ocupado por un e–
de un átomo (configuración electrónica) y su posición en la
tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química,
fórmula estequiométrica de compuestos que forma...
No hay que confundir número atómico ( nº de protones) con
el número másico (nº de protones + neutrones)
Isótopo: átomos que tienen el mismo número atómico y
diferente número másico. Tienen las mismas propiedades
químicas y distintas propiedades físicas
Isóbaro: átomos con el mismo número másico pero
diferente número atómico
Isoelectrónico: mismo número de electrones (distinto nº

8. 3.-
ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS
La tabla periódica está organizada en .
a) Periodos o filas: formados por todos los elementos cuyo
nivel energético superior es el mismo
Hay siete periodos, el primero con dos elementos el
segundo y tercero con 8 , el cuarto y el quinto con 18, y
el sexto con 32. El séptimo todavía está incompleto(32)
b) Grupos o familias: elementos que presentan una
configuración electrónica similar en su nivel más alto.
Agrupa elementos con propiedades químicas semejantes
Divide a la tabla en 4 bloques

9. Bloque “s”: A la
izquierda de la tabla,
formado por los grupos 1 (
metales alcalinos y
2( alcalino-térreos)

 Bloque “p”: A la
derecha de la tabla,
formado por los grupos 13
(boroideos),
14(carbonoideos).
15(nitrogenoideos), 16(anfígenos), 17(halógenos), 18( gases
nobles)
A los elementos de estos dos bloques se les llama
elementos representativos ( electrón diferenciador en
orbital s o p)

10. Grupos
Bloque Grupo
1
s
2
13
14
15
p
16
17
18
d
3-12
f
Nombres
Alcalinos
Alcalino-térreos
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
Elementos de transición
El. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)
Config. Electrón.
n s1
n s2
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
n s2(n–1)d1-10
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
10

11. Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos
3 al 12.La configuración es ns2(n-1)dx y se les llama
Elementos de transición
Bloque “f”: En la parte inferior de la tabla. La configuración
electrónica es ns2(n-2)fx Son los elementos de transición
interna Dos grupos : los lantánidos y los actínidos
4.- PROPIEDADES PERIÓDICAS
4.1 Radio atómico y radio iónico
Radio atómico se define como: “la mitad de la distancia de
dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.
Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio
metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos.
Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de
enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que
formen los metales.

12. A la hora de estudiar las variaciones periódicas es
importante tener en cuenta el concepto de carga nuclear
efectiva (Zef.). Este concepto tiene en cuenta la
carga real que afecta al último nivel ocupado o capa de
valencia. Se refiere a la verdadera carga que “sufre” el
último nivel objeto de estudio. Este valor es el
que tenemos que tener en cuenta a la hora de hacer un
estudio sobre las fuerzas atractivas basadas en la ley de
Coulomb.
La carga nuclear efectiva Zef:
-Aumenta al aumentar la carga nuclear (protones), Z.
-Disminuye con el número de electrones internos
(apantallamiento), S.
Zef= Z-S(apant)
*Como aproximación podríamos considerar que cada electrón
en un nivel más interno, neutraliza la carga de un protón del
núcleo.

13. En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear
efectiva, es decir, hacia la derecha, debido a que los
electrones de la última capa estarán más fuertemente
atraídos.
En un grupo, lógicamente aumenta al aumentar el periodo pues
existen más capas de electrones.
Aumento del radio atómico
Radio iónico
Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado
electrones. Se miden generalmente en un sólido iónico

14. Los cationes son menores que los átomos neutros por la
mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o
repulsión electrónica). Esta disminución es importante en
metales alcalinos y alcalinotérreos
Los aniones son mayores que los átomos neutros por la
disminución de la carga nuclear efectiva (mayor
apantallamiento o repulsión electrónica).
En general, entre los
iones con igual número
de electrones
(isoelectrónicos) tiene
mayor radio el de
menor número
atómico, pues la
fuerza atractiva del
núcleo es menor al ser
menor su carga.
COMPARACIÓN DE TAMAÑOS DE ATOMOS E IONES
Metales alcalinos
Halógenos
Iones isolectrónicos
Imágenes tomadas de http://eros.pquim.unam.mx/~moreno
/cap04a.htm#_Toc508460408

15. 4.2.-ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI).
También llamado potencial de ionización. “Es la energía
necesaria para extraer un e– de un átomo neutro en
estado gaseoso y formar un catión”. Es siempre positiva
(proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI
(EI2),... según se trate del primer, segundo, ... e–
extraído. Cada ve cuesta más arrancar los electrones y las
EI serán mayores
En un grupo la EI disminuye al aumentar Z pues el último
electrón se coloca en orbitales cada vez más alejados
En un periodo aumenta hacia la derecha ya que al estar en
el mismo nivel la mayor carga positiva atrae más a los
electrones
Aumento en la Energía de ionización
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16. 4.3 AFINIDAD ELECTRÓNICA
“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso
captura un e– y forma un anión”. Es difícil de medir y se
suele hacer por métodos indirectos. Puede ser positiva o
negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la
energía de ionización, hablamos de 1ª, 2ª,… AE.
En un grupo la afinidad electrónica ( en valor absoluto)
disminuye a medida que aumenta el número atómico
En un periodo aumenta hacia la derecha
Las razones y la variación son las mismas que en la Energía
de ionización

17. 4.4 ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a
atraer los e– de otros átomos a los que está enlazado. Es
un compendio entre EI y AE.
La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos
pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores
distancias y hacia la derecha en los periodos ya que hay
mayor “Z*” y una menor distancia. Pauling estableció una
escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F).
Aumento de la electronegatividad

18. A mayor electronegatividad menos tendencia a ceder
electrones y mucha a captarlos , son buenos oxidantes y
se les llama no metales
A menor electronegatividad mayor tendencia a ceder
electrones y se les llama metales
5.- ESTADO DE OXIDACIÓN
Número de electrones que un átomo tiende a ganar ,
perder o compartir para conseguir una configuración
electrónica estable, es decir
-Un gas noble
-Presentar los subniveles llenos o semillenos

19. REACTIVIDAD.
REACTIVIDAD.
Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su
energía de ionización serán más reactivos. La reactividad:
• Disminuye al avanzar en un período
• Aumenta al descender en el grupo
Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su
afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad:
• Aumenta al avanzar en un período
• Aumenta al ascender en el grupo
En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a
que poseen configuraciones electrónicas muy estables