La Tabla Periódica

La tabla periódica es la organización sistemática de todos los elementos químicos conocidos según sus propiedades atómicas y electrónicas. Es una de las herramientas más importantes de la química y permite predecir las propiedades y comportamiento de los elementos.

Video: Tabla Periódica Moderna

Imagen: Tabla Periódica Completa

Historia y Desarrollo

Triadas de Döbereiner (1829)

Johann Döbereiner observó que ciertos grupos de tres elementos tenían propiedades similares, y que la masa atómica del elemento central era aproximadamente el promedio de los otros dos.

Ejemplo: Li (6.9), Na (23.0), K (39.1)

Ley de las Octavas de Newlands (1865)

John Newlands propuso que las propiedades de los elementos se repetían cada ocho elementos cuando se ordenaban por masa atómica creciente.

Tabla de Mendeleev (1869)

Dmitri Mendeleev organizó los elementos por masa atómica creciente y observó que las propiedades se repetían periódicamente. Sus principales contribuciones:

• Predijo la existencia de elementos desconocidos
• Corrigió masas atómicas incorrectas
• Dejó espacios vacíos para elementos no descubiertos
• Invirtió el orden de algunos elementos (Te-I) para mantener periodicidad

Ejemplo: Predicción de Mendeleev del Galio

Mendeleev observó un hueco bajo el aluminio (Al) que predijo sería un elemento metálico llamado "eka-aluminio". Predijo sus propiedades: densidad ~6 g/cm³, punto de fusión bajo, fácil de obtener. En 1875, Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran descubrió el galio (Ga) con propiedades muy similares a las predichas. Esto validó el sistema periódico de Mendeleev.

Tabla Moderna de Moseley (1913)

Henry Moseley demostró que las propiedades periódicas se correlacionan mejor con el número atómico que con la masa atómica, estableciendo la base de la tabla periódica moderna.

Organización de la Tabla Periódica

Estructura básica

• Períodos: 7 filas horizontales
• Grupos (Familias): 18 columnas verticales
• Elementos: 118 elementos conocidos (hasta 2024)
• Organización: Por número atómico creciente

Períodos

Los períodos representan los niveles de energía principales (n) de los electrones:

Grupos principales

Metales alcalinos (Grupo 1)

• Elementos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Ejemplo: Reacción del sodio con agua

El sodio metálico (Na) se coloca sobre agua destilada en un recipiente. El Na reacciona rápidamente, liberando hidrógeno gaseoso que se inflama en contacto con el oxígeno del aire (llama amarilla). Se produce NaOH que tiñe la solución de fenolftaleína en rojo. Ecuación: 2Na(s) + 2H₂O(l) → 2NaOH(ac) + H₂(g)

- Configuración externa: ns¹

• Propiedades: Muy reactivos, forman iones M⁺
• Reacción con agua: 2M + 2H₂O → 2MOH + H₂

Metales alcalinotérreos (Grupo 2)

• Elementos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
• Configuración externa: ns²
• Propiedades: Reactivos, forman iones M²⁺
• Dureza del agua: Ca²⁺ y Mg²⁺ causan dureza temporal y permanente

Metales de transición (Grupos 3-12)

• Configuración: (n-1)d¹⁻¹⁰ ns¹⁻²
• Propiedades: Múltiples estados de oxidación, compuestos coloreados
• Ejemplos importantes: Fe, Cu, Zn, Au, Ag
• Aplicaciones: Catálisis, aleaciones, joyería

Grupo del carbono (Grupo 14)

• Elementos: C, Si, Ge, Sn, Pb
• Configuración externa: ns² np²

Ejemplo: Reacción entre Cloro e Hidrógeno

Una mezcla de Cl₂(g) e H₂(g) en la oscuridad no reacciona significativamente. Cuando se expone a luz UV o se calienta, la reacción es violenta y explosiva. La luz proporciona la energía de activación para romper los enlaces Cl-Cl y H-H. Se produce HCl (gas cloruro de hidrógeno). Ecuación: H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g) (reacción controlada bajo condiciones específicas)

- Estados de oxidación: +4, +2 (más común en elementos pesados)

• Importancia: Base de la química orgánica (C) y semiconductores (Si, Ge)

Halógenos (Grupo 17)

• Elementos: F, Cl, Br, I, At
• Configuración externa: ns² np⁵
• Propiedades: Muy electronegativos, forman iones X⁻
• Estados físicos: F₂, Cl₂ (gas), Br₂ (líquido), I₂ (sólido)

Gases nobles (Grupo 18)

• Elementos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
• Configuración externa: ns² np⁶ (He: 1s²)
• Propiedades: Químicamente inertes (excepto Kr, Xe, Rn)
• Aplicaciones: Iluminación, atmósferas inertes, criogenia

Bloques de la Tabla Periódica

Bloque s (Grupos 1-2)

• El último electrón se sitúa en un orbital s
• Incluye metales alcalinos y alcalinotérreos
• Propiedades metálicas pronunciadas

Bloque p (Grupos 13-18)

• El último electrón se sitúa en un orbital p
• Incluye metales, metaloides y no metales
• Mayor diversidad de propiedades

Bloque d (Grupos 3-12)

• El último electrón se sitúa en un orbital d
• Metales de transición
• Propiedades características: dureza, conductividad, magnetismo

Bloque f

• El último electrón se sitúa en un orbital f
• Lantánidos: Período 6 (4f)
• Actínidos: Período 7 (5f)
• Propiedades químicas muy similares dentro de cada serie

Propiedades Periódicas

Radio atómico

Distancia desde el núcleo hasta el electrón de valencia más externo.

• Tendencia en un período: Disminuye hacia la derecha
• Tendencia en un grupo: Aumenta hacia abajo
• Causa: Carga nuclear efectiva y número de niveles electrónicos

Radio iónico

• Cationes: Menores que el átomo neutro
• Aniones: Mayores que el átomo neutro
• Series isoelectrónicas: Radio inversamente proporcional a Z

Energía de ionización

Energía necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso:

M(g) → M⁺(g) + e⁻

• Tendencia en un período: Aumenta hacia la derecha
• Tendencia en un grupo: Disminuye hacia abajo
• Ionizaciones sucesivas: EI₁ < EI₂ < EI₃ < ...
• Discontinuidades: Saltos grandes entre niveles de valencia

Afinidad electrónica

Energía liberada cuando un átomo gaseoso acepta un electrón:

M(g) + e⁻ → M⁻(g)

• Valores más altos: Halógenos (especialmente Cl)
• Valores bajos o positivos: Metales alcalinos y gases nobles
• Tendencia general: Aumenta hacia la derecha y arriba

Electronegatividad

Capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico.

• Escala de Pauling: F = 4.0 (máximo), Cs = 0.7 (mínimo)
• Tendencia en un período: Aumenta hacia la derecha
• Tendencia en un grupo: Disminuye hacia abajo
• Diferencia de electronegatividad: Predice tipo de enlace

Carácter metálico

• Propiedades metálicas: Conductividad, maleabilidad, brillo
• Tendencia en un período: Disminuye hacia la derecha
• Tendencia en un grupo: Aumenta hacia abajo
• Línea divisoria: Escalera de elementos metaloides

Clasificación de Elementos

Metales

• Ubicación: Lado izquierdo y centro de la tabla
• Propiedades: Buenos conductores, maleables, dúctiles, brillo metálico
• Enlace: Metálico (mar de electrones)
• Ejemplos: Na, Fe, Cu, Au

No metales

• Ubicación: Lado derecho superior de la tabla
• Propiedades: Aislantes, frágiles, diversos estados físicos
• Enlace: Covalente o iónico
• Ejemplos: C, N, O, F, Cl

Metaloides

• Ubicación: Línea diagonal (escalera)
• Propiedades: Intermedias entre metales y no metales
• Características: Semiconductores
• Ejemplos: B, Si, Ge, As, Sb, Te

Aplicaciones y Ejemplos

Predicción de propiedades

La tabla periódica permite predecir propiedades de elementos desconocidos basándose en la posición y las tendencias observadas.

Formación de compuestos

• Fórmulas de compuestos iónicos: NaCl, MgO, Al₂O₃
• Estados de oxidación comunes: Grupos 1 (+1), 2 (+2), 17 (-1)
• Compuestos covalentes: H₂O, CO₂, NH₃

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1: Predicción de propiedades

Problema: Compara las propiedades del Li, Na y K. Solución: Todos son metales alcalinos (Grupo 1) con configuración ns¹:

• Radio atómico: Li < Na < K
• Energía de ionización: Li > Na > K
• Reactividad: Li < Na < K
• Densidad: Li < Na < K
• Punto de fusión: Li > Na > K

Todos forman iones M⁺ y reaccionan vigorosamente con agua.

Ejemplo 2: Configuración electrónica y posición

Problema: Un elemento tiene configuración [Ar] 4s² 3d⁶. Identifica su posición en la tabla periódica. Solución:

1. Número atómico: Ar (18) + 2 + 6 = 26 (Hierro, Fe)
2. Período: El nivel más alto es n = 4, así que está en el período 4
3. Grupo: Es un metal de transición (d⁶), grupo 8
4. Bloque: d (último electrón en orbital d)
5. Clasificación: Metal de transición

Ejemplo 3: Tendencias periódicas

Problema: Ordena F, Cl, Br, I por electronegatividad decreciente. Solución: Todos son halógenos (Grupo 17). La electronegatividad disminuye hacia abajo en un grupo: Orden: F > Cl > Br > I Valores (Pauling):

• F: 4.0
• Cl: 3.0
• Br: 2.8
• I: 2.5

## Elementos Superpesados

Elementos sintéticos

Los elementos con Z > 92 (transuránicos) son todos sintéticos y radiactivos:

• Producción: Bombardeo de núcleos pesados con iones
• Estabilidad: Vidas medias muy cortas (microsegundos a años)
• Isla de estabilidad: Predicha alrededor de Z = 114, N = 184

Elementos más recientes

• Nihonio (Nh, Z=113): 2016
• Moscovio (Mc, Z=115): 2016
• Teneso (Ts, Z=117): 2016
• Oganesón (Og, Z=118): 2016

Importancia Actual

Investigación

• Síntesis de nuevos elementos
• Predicción de propiedades
• Comprensión de límites de la materia

Aplicaciones tecnológicas

• Desarrollo de nuevos materiales
• Diseño de catalizadores
• Semiconductores y electrónica
• Medicina nuclear

Educación

• Base fundamental de la química
• Herramienta de predicción
• Organización del conocimiento químico