La Tabla Periódica

Teoría Ejercicios

¿Qué es la Tabla Periódica?

La tabla periódica es una herramienta fundamental en química que organiza todos los elementos químicos conocidos de forma sistemática. Fue creada por Dmitri Mendeléyev en 1869, quien ordenó los elementos por su masa atómica y observó que las propiedades se repetían periódicamente.

Actualmente, la tabla periódica moderna organiza los elementos por su número atómico (número de protones en el núcleo), de menor a mayor, y agrupa elementos con propiedades químicas similares en columnas verticales llamadas grupos.

Organización de la Tabla Periódica

Grupos o Familias (columnas verticales)

Los grupos son las 18 columnas verticales de la tabla periódica. Los elementos de un mismo grupo tienen:

El mismo número de electrones en su capa de valencia (capa externa)
Propiedades químicas similares
Reactividad similar

Grupos más importantes:

Grupo 1 - Metales Alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Tienen 1 electrón en su capa externa
Son los metales más reactivos de la tabla periódica
Son blandos (se pueden cortar con un cuchillo)
Reaccionan violentamente con el agua
La reactividad aumenta al bajar en el grupo: Li < Na < K < Rb < Cs
Forman compuestos con carga +1

Grupo 2 - Metales Alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)

Tienen 2 electrones en su capa externa
Son menos reactivos que los alcalinos (porque deben perder 2 electrones en lugar de 1)
Son más duros que los alcalinos
Forman compuestos con carga +2
Ejemplo: El calcio (Ca) es esencial para los huesos y dientes

Grupos 3-12 - Metales de Transición (Fe, Cu, Zn, Ag, Au, etc.)

Son metales duros y resistentes
Buenos conductores de calor y electricidad
Muchos forman compuestos de colores
Pueden tener múltiples estados de oxidación
Ejemplos: Fe (hierro en aceros), Cu (cobre en cables), Au (oro en joyería)
Incluyen metales muy importantes como Ni, Cr, Mn, Ti, V

Grupo 13 - Térreos (B, Al, Ga, In, Tl)

Tienen 3 electrones en su capa externa
El boro (B) es un semimetal, el resto son metales
El aluminio (Al) es muy importante industrialmente (latas, aviones)
Forman compuestos con carga +3
Son metales blandos y ligeros (excepto el boro)

Grupo 14 - Carbonoides (C, Si, Ge, Sn, Pb)

Tienen 4 electrones en su capa externa
El carbono (C) es un no metal (base de la química orgánica)
El silicio (Si) es un semimetal (chips de computadora)
El germanio (Ge) es un semimetal (semiconductores)
El estaño (Sn) y plomo (Pb) son metales
Forman compuestos con carga +4 o -4

Grupo 15 - Nitrogenoides (N, P, As, Sb, Bi)

Tienen 5 electrones en su capa externa
El nitrógeno (N) es un gas no metal (78% de la atmósfera)
El fósforo (P) es un no metal sólido (esencial para ADN)
El arsénico (As) es un semimetal tóxico
El antimonio (Sb) es un semimetal
El bismuto (Bi) es un metal
Forman compuestos con carga -3 o +3/+5

Grupo 16 - Calcógenos (O, S, Se, Te, Po)

Tienen 6 electrones en su capa externa
El oxígeno (O) es un gas no metal (21% de la atmósfera, esencial para respiración)
El azufre (S) es un no metal sólido amarillo (ácido sulfúrico)
El selenio (Se) es un no metal semiconductor
El telurio (Te) es un semimetal
El polonio (Po) es un semimetal radiactivo
Forman compuestos con carga -2

Grupo 17 - Halógenos (F, Cl, Br, I, At)

Tienen 7 electrones en su capa externa (necesitan 1 para completar)
Son muy reactivos, especialmente con metales
La reactividad disminuye al bajar en el grupo: F > Cl > Br > I
Estados físicos: F y Cl (gases), Br (líquido), I (sólido)
Forman compuestos con carga -1
El flúor (F) es el elemento más electronegativo de toda la tabla
El cloro (Cl) se usa como desinfectante

Grupo 18 - Gases Nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

Tienen su capa externa completa (He con 2 electrones, el resto con 8)
Son los elementos menos reactivos (prácticamente inertes)
Son gases monoatómicos a temperatura ambiente
No forman enlaces fácilmente porque ya son estables
Usados en letreros luminosos (Ne), bombillas (Ar), globos (He)
El xenón (Xe) y kriptón (Kr) pueden formar raramente algunos compuestos

Períodos (filas horizontales)

Los períodos son las 7 filas horizontales de la tabla periódica. Los elementos de un mismo período tienen:

El mismo número de capas electrónicas
Propiedades que varían gradualmente de izquierda a derecha

Ejemplos:

Período 1: H, He - tienen 1 capa electrónica
Período 2: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne - tienen 2 capas electrónicas
Período 3: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar - tienen 3 capas electrónicas
Período 4: K, Ca, ... , Kr - tienen 4 capas electrónicas

Al avanzar de izquierda a derecha en un período:

Aumenta el número atómico
Aumenta la electronegatividad
Disminuye el radio atómico
Las propiedades cambian de metálicas a no metálicas

Clasificación de los Elementos

Los elementos se clasifican en tres grandes categorías según sus propiedades físicas y químicas:

Metales (aproximadamente 78% de los elementos)

Ubicación: Lado izquierdo y centro de la tabla periódica Propiedades físicas:

Brillo metálico: Superficie brillante cuando están pulidos
Maleables: Se pueden deformar en láminas sin romperse (ej: papel de aluminio)
Dúctiles: Se pueden estirar en hilos o alambres (ej: cables de cobre)
Buenos conductores: Conducen calor y electricidad eficientemente
Densidad alta: La mayoría son densos y pesados
Punto de fusión alto: Generalmente sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg)
Sonoros: Producen sonido al ser golpeados

Propiedades químicas:

Tienden a perder electrones y formar cationes (+)
Reaccionan con no metales para formar compuestos iónicos
Se oxidan (pierden brillo con el tiempo)

Tipos de metales:

Metales alcalinos (Grupo 1): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

- Los más blandos (se cortan con cuchillo) - Los más reactivos (especialmente con agua) - Baja densidad (algunos flotan en agua) - Color plateado que se opaca rápidamente al aire

Metales alcalinotérreos (Grupo 2): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

- Ligeramente más duros que los alcalinos - Reactivos pero menos que los alcalinos - Importantes biológicamente (Ca en huesos, Mg en clorofila)

Metales de transición (Grupos 3-12): Fe, Cu, Zn, Ag, Au, Ni, Cr, Ti, etc.

- Los más duros y resistentes - Forman aleaciones útiles (acero, bronce, latón) - Muchos son magnéticos (Fe, Co, Ni) - Forman compuestos de colores - Múltiples estados de oxidación

Metales básicos (parte inferior de grupos 13-15): Al, Ga, In, Sn, Pb, Bi

- Propiedades intermedias - Útiles en industria y tecnología

Metales nobles: Au, Ag, Pt, Pd

- Muy poco reactivos (no se oxidan fácilmente) - Valiosos y usados en joyería - Excelentes conductores Ejemplos importantes:

Hierro (Fe): Metal de transición, base del acero, magnético
Oro (Au): Metal noble, no se oxida, conductor excelente
Cobre (Cu): Conductor eléctrico excelente, cables y tuberías
Aluminio (Al): Ligero, resistente a corrosión, latas y aviones
Plata (Ag): Mejor conductor eléctrico, joyería y electrónica

No Metales (aproximadamente 17% de los elementos)

Ubicación: Lado derecho superior de la tabla periódica (esquina superior derecha) Propiedades físicas:

Sin brillo metálico: Aspecto opaco o mate
Frágiles: Se rompen fácilmente si son sólidos
No maleables ni dúctiles: No se pueden deformar
Malos conductores: No conducen calor ni electricidad (excepto grafito)
Densidad baja: Generalmente ligeros
Puntos de fusión bajos: Muchos son gases a temperatura ambiente

Propiedades químicas:

Tienden a ganar electrones y formar aniones (-)
Altas electronegatividades
Forman enlaces covalentes entre ellos
Forman moléculas (H₂, O₂, N₂, etc.)

Estados físicos a temperatura ambiente:

Gases: H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (11 elementos)
Líquido: Br (solo este)
Sólidos: C, P, S, Se, I (5 elementos)

Ejemplos importantes:

Carbono (C): Base de la vida, forma millones de compuestos orgánicos
Oxígeno (O): 21% de la atmósfera, esencial para respiración
Nitrógeno (N): 78% de la atmósfera, esencial para proteínas
Hidrógeno (H): Elemento más abundante del universo
Azufre (S): Amarillo sólido, fertilizantes y ácido sulfúrico
Fósforo (P): Esencial para ADN y huesos
Cloro (Cl): Desinfectante, gas verdoso tóxico

Semimetales o Metaloides (aproximadamente 5% de los elementos)

Ubicación: Forman una diagonal escalonada entre metales y no metales (como una escalera en la tabla) Los 7 semimetales: Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Telurio (Te), Polonio (Po) Propiedades:

Tienen propiedades intermedias entre metales y no metales
Son semiconductores: Conducen electricidad mejor que los no metales pero peor que los metales
La conductividad aumenta con la temperatura (al revés que los metales)
Algunos tienen brillo metálico
Son frágiles como los no metales

Importancia tecnológica:

Silicio (Si): Base de chips y procesadores de computadora
Germanio (Ge): Usado en transistores y fibra óptica
Arsénico (As): Dopante en semiconductores (aunque es tóxico)
Antimonio (Sb): Aleaciones y semiconductores

Aplicaciones:

Industria electrónica (microprocesadores, circuitos integrados)
Paneles solares (células fotovoltaicas)
LEDs y diodos
Transistores

Reactividad Química

La reactividad es la tendencia de un elemento a reaccionar químicamente con otros elementos. Depende de la configuración electrónica y de la facilidad para ganar o perder electrones.

Reactividad de los Metales Alcalinos (Grupo 1)

La reactividad AUMENTA al bajar en el grupo:

Li < Na < K < Rb < Cs < Fr ¿Por qué?

Todos quieren perder 1 electrón
Al bajar en el grupo, el electrón de valencia está más lejos del núcleo
Es más fácil de perder porque la atracción nuclear es menor
Por tanto, son más reactivos

Ejemplos de reactividad:

Litio (Li): Reacciona con agua de forma moderada
Sodio (Na): Reacciona violentamente con agua, produce llama amarilla
Potasio (K): Reacciona explosivamente con agua, llama violeta
Cesio (Cs): Explota al contacto con agua

Todos forman compuestos con carga +1: Li⁺, Na⁺, K⁺, etc.

Comparación: Na vs Mg (¿Por qué Na es más reactivo?)

Aunque ambos están en el mismo período:

Sodio (Na) - Grupo 1:

Necesita perder 1 electrón para estabilizarse
Configuración: [Ne] 3s¹ → pierde 1e⁻ → [Ne] (capa completa)
Más fácil de hacer

Magnesio (Mg) - Grupo 2:

Necesita perder 2 electrones para estabilizarse
Configuración: [Ne] 3s² → pierde 2e⁻ → [Ne] (capa completa)
Más difícil de hacer (requiere más energía)

Conclusión: Es más fácil perder 1 electrón que 2, por eso el Na es más reactivo que el Mg.

Reactividad de los Halógenos (Grupo 17)

La reactividad DISMINUYE al bajar en el grupo:

F > Cl > Br > I > At ¿Por qué?

Todos quieren ganar 1 electrón para completar su octeto
Al bajar en el grupo, el átomo es más grande
El electrón entrante está más lejos del núcleo
La atracción es menor, por tanto son menos reactivos

Ejemplos de reactividad:

Flúor (F): El más reactivo de todos, ataca casi todo
Cloro (Cl): Muy reactivo, se usa como desinfectante
Bromo (Br): Menos reactivo, líquido corrosivo
Yodo (I): El menos reactivo de los halógenos comunes, sólido

Todos forman compuestos con carga -1: F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻

Gases Nobles (Grupo 18) - Los Menos Reactivos

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Son los elementos menos reactivos (prácticamente inertes):

¿Por qué?

Tienen su capa de valencia completa
Helio: 2 electrones (capa K completa)
El resto: 8 electrones en su capa externa (regla del octeto)
Ya son estables, no necesitan ganar ni perder electrones
No forman enlaces químicos fácilmente

Excepciones raras:

El Xenón (Xe) y Kriptón (Kr) pueden formar algunos compuestos en condiciones extremas
Pero en condiciones normales, todos son inertes

Aplicaciones de su poca reactividad:

Helio en globos (no explota como el hidrógeno)
Argón en bombillas (no reacciona con el filamento caliente)
Neón en letreros luminosos
Atmósferas inertes en soldadura y laboratorios

Resumen de Tendencias de Reactividad:

Tipo	Tendencia	Explicación
Metales alcalinos	↓ Aumenta al bajar	Electrón más lejos, más fácil de perder
Metales alcalinotérreos	↓ Aumenta al bajar	Similar, pero menos reactivos (pierden 2e⁻)
Halógenos	↑ Disminuye al bajar	Átomo más grande, más difícil atraer electrón
Gases nobles	Sin tendencia	Todos muy poco reactivos (capa completa)

Símbolos Químicos

Los símbolos químicos son abreviaturas de 1 o 2 letras que representan a cada elemento. Fueron estandarizados internacionalmente para facilitar la comunicación científica.

Reglas para escribir símbolos:

Primera letra siempre en MAYÚSCULA
Segunda letra (si existe) siempre en minúscula
Son universales (iguales en todos los idiomas)

Símbolos que vienen del Latín (hay que memorizarlos):

Muchos elementos descubiertos antiguamente conservan símbolos de sus nombres en latín:

Elemento	Símbolo	Significado
Sodio	Na	Del latín Natrium (del árabe natron: sosa cáustica)
Potasio	K	Del latín Kalium (del árabe al-qali: cenizas de plantas)
Hierro	Fe	Del latín Ferrum (metal duro y resistente)
Oro	Au	Del latín Aurum (amarillo brillante)
Plata	Ag	Del latín Argentum (brillante/blanco)
Cobre	Cu	Del latín Cuprum (de la isla de Chipre)
Plomo	Pb	Del latín Plumbum (metal pesado)
Mercurio	Hg	Del latín Hydrargyrum (plata líquida)
Antimonio	Sb	Del latín Stibium (marca negra)
Estaño	Sn	Del latín Stannum (metal blanco brillante)
Tungsteno	W	Del alemán Wolfram (lobo, de wolframita)
Azufre	S	Del latín Sulfur (que quema)

Tendencias Periódicas

Las tendencias periódicas son patrones predecibles de cómo varían ciertas propiedades al moverse a través de la tabla periódica.

1. Radio Atómico (tamaño del átomo)

AUMENTA hacia IZQUIERDA y ABAJO ↙ En un período (→): Disminuye de izquierda a derecha

Más protones atraen más fuertemente a los electrones
Los electrones están en la misma capa
El átomo se contrae

En un grupo (↓): Aumenta al bajar

Se añaden capas electrónicas
Los electrones externos están más lejos del núcleo
El átomo es más grande

Ejemplo: Cs (cesio) es el átomo más grande de los alcalinos; F (flúor) es muy pequeño.

2. Electronegatividad (capacidad de atraer electrones)

AUMENTA hacia DERECHA y ARRIBA ↗ El elemento más electronegativo: Flúor (F) = 4.0 El elemento menos electronegativo: Francio (Fr) y Cesio (Cs) ≈ 0.7 En un período (→): Aumenta de izquierda a derecha

Más protones en el núcleo
Mayor atracción por los electrones

En un grupo (↓): Disminuye al bajar

Los electrones están más lejos del núcleo
Menor atracción

Orden de elementos comunes: F > O > N > Cl > Br > S > C > H > Metales

3. Energía de Ionización (energía para quitar un electrón)

AUMENTA hacia DERECHA y ARRIBA ↗ En un período (→): Aumenta de izquierda a derecha

Átomos más pequeños
Electrones más cerca del núcleo
Más difícil quitarlos

En un grupo (↓): Disminuye al bajar

Electrones más lejos del núcleo
Más fácil quitarlos

Ejemplo:

He (helio) tiene la energía de ionización más alta (muy difícil quitar su electrón)
Cs (cesio) tiene la energía de ionización más baja (muy fácil quitar su electrón)

4. Carácter Metálico