HISTORIA Y DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIODICA

LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

A lo largo de su historia, el hombre ha venido descubriendo y preparando una buena cantidad de elementos químicos, lo que ha originado también tal cantidad de información. Ante esta situación, el mismo hombre se vio en la necesidad de ordenar tales cantidades, lo que logro mediante la invención de la llamada Tabla periódica de los elementos químicos.

Concepto. La tabla periódica de los elementos químicos es el lugar donde esta organizados todos los elementos químicos, en base a propiedades químicas y físicas, especialmente por su número atómico.

Importancia. La Tabla Periódica resulta de mucha utilidad para aquellas personas involucradas e interesadas en el estudio de la materia, pues brinda un medio de comunicación entre ellos y valiosa información sobre cada elemento químico, mejorando así el estudio y el aprovechamiento de los mismos; esta información es de dos tipos: física y química.

Información física. Se refiere a: punto de ebullición, punto de fusión, densidad, estado de la materia, conductividad térmica y eléctrica, estructura cristalina, calor de vaporización, etc.

- Información química. Esta referida a: nombre y símbolo del elemento, radio y número atómico, masa y peso atómico, valencias, estructura electrónica, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico, isótopos radiactivos, configuración electrónica, etc.

Por lo general, las tablas periódicas presentan un recuadro a manera de simbología o clave, indicando, alrededor del mismo, la información (propiedades) que contiene dicha tabla para los elementos químicos, por ejemplo:

Historia.

Más allá de la mitad del siglo XVII, el químico y físico irlandés Robert Boyle creó el concepto moderno de elemento químico, para referirse a las sustancias elementales de su época, concepto que fue perfeccionado por el francés Antoine Lavoisier.

A comienzos de esta época Contemporánea, 1789, se hicieron los primeros intentos por representar, ordenar y clasificar los 55 elementos químicos hasta entonces conocidos, dado que esta cantidad de elementos ya era inmanejable, lo mismo que la información generada del estudio de los mismos y de que el descubrimiento de otros elementos se incrementaba. Estos intentos estuvieron encaminados a descubrir alguna relación existente entre las propiedades de tales elementos, resaltando el peso atómico en este aspecto.

Primeras representaciones de los elementos químicos

Se cree que los alquimistas fueron los primeros en tener y emplear un sistema de símbolos para representar a los elementos, compuestos y mezclas hasta entonces conocidos por ellos.

Luego John Dalton, y otros científicos de su época, tuvieron su propia manera de representar a los elementos químicos hasta entonces descubiertos. Él utilizo símbolos circulares para representar a cada elemento, y combinaciones de los mismos para representar a los compuestos.

Así, muchas veces una información solo podía ser interpretada por quienes la generaban, lo cual creo la necesidad de tener un sistema aceptado de representación de los elementos. Éste paso fue dado por el químico sueco John Jacob Berzelius, en 1830, quien propuso su método: el símbolo de un elemento estaría representado por la primera letra de su nombre en latín, seguida de una segunda letra, en el caso de que la primera letra ya hubiese sido asignada a otro elemento. Este método o simbología de Berzelius es el que se utiliza en la actualidad.

Primeras tablas periódicas de los elementos químicos

Además de la necesidad de contar con un sistema de representación de los elementos químicos, también era imperioso en aquella época el ordenar y clasificar tales elementos, púes, se apuntó anteriormente, eran varios los elementos descubiertos, bastante la información existente sobre sus propiedades y, seguramente, se descubrirían otros.

Cerca de 200 años tomo el proceso de clasificar a los elementos químicos en una tabla periódica, periodo que va desde los primeros pasos que dio Lavoisier hasta la tabla que presento Mendeleiev; desde aquí, este proceso tomo 44 años más hasta que Moseley, en 1913, presentara la moderna tabla periódica de los elementos químicos.

El científico francés Antoine-Laurent Lavoisier (1743-1794) fue el primero en organizar los elementos en base a sus propiedades, formando los grupos siguientes: elementos no-metálicos formadores de ácidos, metálicos formadores de bases, formadores de sales, etc.

En 1815, el médico escocés W. Proust relaciono y organizo a los elementos por medio de la propiedad química llamada peso atómico. Para él, los pesos atómicos correspondían solo a números enteros (error), y el peso patrón fue el del Hidrogeno. Por estos años, Berzelius corrigió todos los pesos de los elementos y demostró que a muchos de ellos no les correspondían números enteros, como el del Cloro (35.5), resultados que contribuirían mucho a futuros estudios.

Más tarde, John Dalton, profesor ingles de Química, también hizo cálculos sobre los pesos atómicos de los 55 elementos hasta entonces conocidos, tomando como referencia el peso del Hidrogeno (1.0000), y publico la lista en 1828.

En 1829, el químico alemán Johann Wolfgang Dobereiner presento su estudio denominado "ley de las triadas"; según él, los elementos podían organizarse en grupos de tres elementos cada uno, y dentro de cada triada los elementos se colocaban en forma progresiva de sus pesos atómico. El observo mucha semejanza entre las propiedades químicas de los elementos de una triada, y lo mismo observo entre sus pesos atómicos, siendo el primero en relacionar ambos aspectos. Este trabajo lo confirmo el químico francés Jean Baptiste Dumas en 1851, año en el que se llegaron a conocer hasta veinte triadas, lo cual le dio cierta validez a esta ley.

En 1862, el químico francés Berguyer de Chancourtois presento su clasificación de los elementos, a los que organizo dentro de una espiral cilíndrica dividida en 16 secciones; en cada sección los elementos estaban situados en forma progresiva de sus pesos atómicos, con lo que presentaban propiedades físicas y químicas semejantes. Este trabajo no tuvo éxito.

Como puede observarse, los estudiosos de este periodo ya iban relacionando las propiedades de los elementos con sus respectivos pesos atómicos, que en realidad son masas atómicas.

El químico británico John Alexander Reina Newlands también relaciono el peso atómico con las propiedades de los elementos. Así, en 1864, expuso su trabajo denominado "ley de las octavas"; el ordeno los elementos en forma creciente de sus pesos atómicos y, de esta manera, observo que las propiedades del octavo elemento eran parecidas a las del primero, y las del noveno eran parecidas a las del segundo, y las propiedades del décimo elemento eran parecidas a las del tercer elemento, y así sucesivamente. En base a esto construyo grupos horizontales o hileras de siete elementos cada uno, y el octavo elemento siempre lo situó como primero de la sub-siguiente hilera.

Al formarlos en hileras, Newlands también dejo los elementos dispuestos en grupos verticales o columnas, convirtiéndose así en el primer trabajo que lo hizo de esta manera.

En realidad, Newlands observo que al colocar los pesos atómicos en forma creciente las propiedades de los elementos se comportaban en igual forma, pero esto no se cumplía para algunos elementos. A los colegas de Newlands no les parecía correcto esto, ni el hecho de que las hileras estuvieran formadas por tan solo siete elementos, por lo que esta ley fue rechazada y ridiculizada por sus colegas; sin embargo, su trabajo fue premiado por la Royal Society de Inglaterra, después de su fallecimiento.

Años más tarde, en 1869, dos científicos propusieron las primeras verdaderas tablas periódicas de que se tiene conocimiento: los químicos Dimitri Ivanovich Mendeleiev, de Rusia, y Julios Lothar Meyer, de Alemania. Ambos tomaron el peso atómico como base para la clasificación de los elementos en sus respectivas tablas, pero Dimitri relaciono este peso con las propiedades químicas y Lothar lo hizo con las físicas; ambos, en 1871, propusieron tablas periódicas reformadas. Hasta aquí se conocían 63 elementos químicos.

La tabla de Lothar Meyer no prospero debido a que era menos completa y complicada, en comparación con la de Mendeleiev.

Al momento de elaborar su segunda tabla, Mendeleiev tuvo presente que al relacionar el peso atómico con las propiedades se producía una periodicidad (repetición) de estas últimas, por lo que reviso y afino varios pesos atómicos, dejando, además, los espacios correctos en la tabla para los elementos por descubrir, lo cual se ha cumplido. Esto origino la "ley periódica de los elementos químicos" y, por esta y otras razones, su tabla se ha considerado como el prototipo de la moderna tabla periódica, aunque se equivocó al organizar a los elementos en base a su peso atómico.

En 1913, el físico ingles Henry Gwynn Jeffreys Moseley descubrió que la carga positiva del núcleo de los átomos (protones), al cual llamo número atómico, constituía una base más correcta para clasificar los elementos en la tabla periódica. De esta manera, la tabla de Mendeleiev fue corregida por este científico, originándose a la vez la moderna ley periódica de los elementos químicos: " las propiedades de los elementos químicos son una función periódica de su número atómico"

Esta tabla de Moseley constituye la actual tabla periódica de los elementos químicos. Características de los elementos químicos

Todos los elementos químicos de la tabla periódica tienen un par de características y varias propiedades periódicas. Entre las características están el nombre y el símbolo.

a. Nombre. Cada elemento químico tiene su propio nombre, el cual le fue asignado de acuerdo a las situaciones siguientes:

Para honrar a una región, país y continente.

- El Californio para honrar a una región de EE.UU.

- El Francio para honrar a Francia.

- El Polonio para honrar a Polonia.

- El Germanio para honrar a Germania o Alemania.

- El Europio para honrar a un continente.

Para honrar a un personaje.

Nobelio para honrar a Alfred Nobel.

- Lawrencio para honrar a Ernest Lawrence.

- El Mendelevio para honrar a Dimitri Mendeliev.

En honor a un astro

Selenio en honor de la Luna.

Uranio en honor del planeta Urano.

- Neptuno en honor del planeta Neptuno.

De acuerdo a alguna característica especial del elemento.

- Hidrogeno en Latín significa generador de agua.

- Fósforo en Latín significa Portador de luz.

De acuerdo a su nombre en Latín.

- Potasio en Latín se escribe Kalium (K).

- Sodio en Latín se escribe Natriun (Na).

- Hierro en Latín se escribe Ferrum (Fe).

- Azufre en Latín se escribe Sulphur (S).

- Plata en Latín se escribe Argentun (Ag).

- Cobre en Latín se escribe Cuprum (Cu).

- Oro en Latín se escribe Aurum (Au).

b. Símbolo. El símbolo es la representación gráfica y abreviada del nombre de un elemento químico, lo cual ha sido aceptado en todo el mundo. Este símbolo está formado por una letra mayúscula, pudiendo estar acompañada por una segunda letra minúscula, en caso de que la primera letra ya hubiese sido asignada a otro elemento. Existen tablas en las que los símbolos de algunos elementos químicos están formados hasta por 3 letras:

Organización de los elementos químicos en la tabla periódica moderna

Hasta esta fecha se conocen 118 elementos químicos en toda la tierra, los que están organizados de acuerdo a varias de sus propiedades físicas y, especialmente, químicas, siendo la más importante el numero atómico. Sin embargo, estos elementos pueden organizarse de diferentes maneras dentro de la tabla periódica, sin que ellos pierdan su lugar asignado dentro de la misma, todo para alcanzar un mejor estudio de tales elementos. Así, los elementos pueden dividirse dentro de la tabla de varias formas, según sea la propiedad a estudiar o de interés:

- Periodos y grupos.

- Elementos representativos, de transición, de transición interna y gases nobles.

- Elementos metales, no-metales y metaloides.

- Familias de elementos.

En todo caso, cada elemento químico tiene un lugar fijo en la tabla periódica en forma de cuadro pequeño, o cuadrito, dentro del cual existen números, palabras y letras, que constituyen la información física y química de tal elemento.

a. Periodos y grupos. Todos los elementos de la tabla pueden dividirse en periodos y grupos. A los periodos también se les conocen como series, renglones, filas horizontales e hileras; a los grupos también se les denominan columnas y filas verticales. Periodos. La tabla periódica tiene tan solo siete periodos, aun cuando las hileras seis y siete se repiten; un periodo es un grupo horizontal de elementos químicos, organizados siempre en orden creciente de sus números atómicos; el mismo está identificado con números y letras; los números están localizados a la izquierda del lector, y van desde el 1 hasta el 7, mientras que las letras se ubican a la derecha, y van desde la K hasta la Q (mayúsculas).

Si se utilizan las letras, entonces no se deben utilizar los números, y viceversa, para referirse a las hileras, aunque hoy en día se utilizan más los números. La función de las hileras, en la tabla periódica, es la de indicar la cantidad de niveles de energía o capas de electrones de un átomo de cualquier elemento químico, por ejemplo, el Sodio (Na) está ubicado en la hilera tres, lo que indica que los 11 electrones que contiene un átomo de Sodio están distribuidos en tres capas de energía, e igual para los demás elementos de este periodo; así, los elementos que están situados en un mismo periodo tienen propiedades semejantes, esto es, los periodos son grupos de elementos con propiedades similares.

Los elementos químicos están distribuidos en los periodos de la manera siguiente:

Al ir recorriendo una hilera en particular se observa que el valor de una propiedad va disminuyendo o bien aumentando gradualmente, sin brusquedad, y este comportamiento se repite en las otras hileras y con las demás propiedades, por lo que se dice que las propiedades se van repitiendo en cada hilera o periodo (no en valor, sino en comportamiento), a lo cual se le conoce como periodicidad de las propiedades, es decir, las propiedades son periódicas. Sin embargo, esta repetición o periodicidad de las propiedades de los elementos esta en relación o función de sus números atómicos (cantidad de protones).

Todos los cuadros de igual color corresponden a un mismo periodo.

Grupos. Un grupo es un conjunto vertical de elementos químicos, o sea una columna, cuyas propiedades son similares entre sí, al igual que en los periodos. Ellos se identifican con un número romano y una letra mayúscula, situados en la parte superior de la columna.

Hay un total de 18 grupos, divididos en dos secciones: la sección A y la sección B. La primera contien e 8 grupos y la segunda 10 (el grupo VIII B contiene 3 columnas).

Los grupos están distribuidos en la tabla periódica de la manera siguiente:

a. Los grupos B están localizados en medio de la tabla periódica, y a ambos lados de este se encuentran los grupos A.

La función de los grupos, de la sección A, es la de indicar la cantidad de electrones que hay en el último nivel de energía del átomo de un elemento químico. Por ejemplo, los átomos de Berilio, Magnesio, Calcio, Estroncio, Bario, Radio, Praseodimio y Protactinio tienen 2 electrones en la última capa de energía, por lo cual están ubicados en el grupo IIA, esto es, el numero romano indica la cantidad de electrones que hay en el último nivel de energía de un átomo, los que se conocen como electrones de valencia.

Todos los cuadros de igual color corresponden a un mismo periodo.

Los átomos de los elementos de un mismo grupo A tienen igual cantidad de electrones en el último nivel de energía.

b. Elementos representativos, de transición, de transición interna y gases nobles.

Los elementos químicos de la tabla periódica también se pueden organizar o disponer en secciones o bloques, sin cambiarlos de posición, llamados: Representativos, transición, transición interna y gases nobles.

Elementos representativos. El bloque de los elementos representativos lo forman los grupos IA hasta el VIIA; están localizados a ambos lados de la tabla periódica, dejando en medio al bloque de elementos de transición. Su característica principal es que los átomos de estos elementos no tienen completa su última capa de electrones, pues deberían de tener 8 electrones en dicha capa, al igual que los gases nobles. Se excluye de esta característica a los elementos Hidrogeno y Helio, por tener un solo nivel de energía, mismo que puede contener tan solo 2 electrones.

Estos elementos son los más importantes, desde el punto de vista biológico, pues aquí se encuentran el Carbono, Hidrogeno, Oxigeno y Nitrógeno, que son la base de los organismos vivos. Este bloque contiene 43 elementos químicos.

Elementos de transición. Este bloque lo forman los elementos identificados con la letra B, es decir, los grupos IB hasta el VIII; se localizan entre los dos bloques de elementos representativos, y la característica principal es que sus átomos tienen incompletas las dos últimas capas de electrones. En este bloque existen 40 elementos químicos.

Elementos de transición interna. Este bloque lo forman las hileras 6 y 7, localizadas fuera de la tabla periódica. Los átomos de estos elementos tienen incompletas las 3 últimas capas de electrones, habiendo aquí un total de 28 elementos químicos.

Gases nobles. Están representados por los elementos del grupo VIII A, localizado en la última columna de la tabla periódica. Sus átomos tienen 8 electrones en la última capa de energía, es decir, tal capa está completa.

Los átomos de los gases nobles casi no reaccionan (no se unen) con los átomos del resto de elementos de la tabla periódica, de aquí se deriva su nombre de "nobles"

c. Elementos metales, no-metales y metaloides. Esta es otra forma de organizar a los elementos químicos, sin necesidad de removerlos, en base a algunas propiedades físicas y químicas de los mismos. El 78% de los elementos son considerados metales, 15% no-metales y 7% metaloides. En forma general, los elementos se clasifican en metales y no-metales.

Metales. Noventa y un elementos son considerados como metales, aun cuando dentro de ellos existen cuatro elementos líquidos; se localizan a la derecha de la tabla(a mano izquierda del lector), y algunas de sus características son las siguientes:

Características físicas

- Por lo general son sólidos a temperatura ambiental, excepto Mercurio, Galio, Cesio y Francio que son líquidos.

- El color es parecido al de la plata, exceptuando el cobre (color rojo) y el oro (color amarillo).

- Poseen un brillo llamado brillo metálico, cuando se frotan (característica principal).

- Conducen muy bien las energías eléctrica y calorífica.

- Son dúctiles (forma hilos metálicos) y maleables (forman laminas).

- También son elásticos y tenaces (resistentes a la ruptura).

Propiedades químicas

- Los elementos metálicos presentan valores bajos en la mayoría de las propiedades periódicas, pues sus átomos al poseer muy pocos electrones en la última capa casi no pueden retenerlos, por lo que finalizan perdiéndolos cuando se unen a átomos no-metales, convirtiéndose en cationes.

- Por la condición anterior, son muy reactivos, es decir, buscan unirse con los demás elementos no-metales, principalmente con el oxígeno, con el cual forman óxidos, llamados óxidos básicos.

- Cuando estos óxidos básicos se combinan con el agua forman los hidróxidos.

Los elementos van perdiendo su condición de metales a medida que se avanza de izquierda a derecha en los periodos, pero se aumenta cuando se avanza de arriba hacia abajo en los grupos; por lo tanto, el Bario, el Radio, el Cerio y el Torio son los elementos más metálicos en la tabla periódica. Los elementos de las hileras 6 y 7 que están fuera de la tabla también se consideran metales.

No  Metales. Diecinueve elementos son considerados no-metales, habiendo entre ellos 5 sólidos, uno liquido(Bromo) y 13 gases; en la tabla están localizados a mano derecha del lector, estando separados de los metales por una línea diagonal, en forma de grada, la que comienza en el Boro y finaliza en el Oberón.

Las características de estos elementos son contrarias a la de los metales, entre las cuales están:

Características físicas.

- No poseen brillo, con excepción del Selenio y Yodo.

- Son pésimos conductores del calor y la electricidad, con excepción del Carbono.

- Los elementos no-metales sólidos son quebradizos, por lo cual no son dúctiles ni maleables.

Características químicas.

En este punto, los no-metales se dividen en: gases nobles y resto de elementos no metales; se creía en el siglo pasado que los gases nobles no reaccionaban, es decir, no formaban enlaces químicos, criterio que ha sido desvanecido hoy en día, pues el Xenón si forma parte de verdaderas reacciones químicas. Igual se piensa que sea para el resto de gases nobles.

El resto de elementos no metales presentan las características químicas siguientes:

- Los átomos presentan de 3 a 7 electrones en el nivel de energía llamado nivel de valencia.

- Por lo anterior, estos átomos tienden a ganar electrones, formando así aniones.

- Cuando se unen al Oxigeno forman óxidos ácidos, que por lo general son gases.

- Cuando a estos óxidos ácidos se les agrega agua entonces forman los oxácidos.

Metaloides. Estos elementos tienen algunas características de los metales y otras de los no-metales, es decir, tienen características de los dos grupos. También se les conoce como semi-metales; se localizan a ambos lados de la línea diagonal y son un total de ocho.

Características generales.

- La mayoría tienen brillo metálico.

- Son sólidos a temperatura ambiente.

- Son semiconductores de la electricidad y el calor.

- Son quebradizos, por lo que no son dúctiles ni maleables.

- Pueden formar hidróxidos y ácidos.

- Reaccionan muy bien con el oxígeno y los elementos del grupo VII A (halógenos). Familias de elementos. Años atrás, los grupos recibían el nombre de familias; sin embargo, algunos autores siguen utilizando este término, por lo cual se describen más adelante.

Todos los elementos químicos que pertenecen a un mismo grupo reciben también el nombre de familia, siendo esto exclusivo para los grupos de la sección A. De estos existen 8 grupos, es decir, 8 familias.

Descripción de las familias.

- Familia de los alcalinos. Es el grupo IA, excepto el Hidrogeno, y contiene 6 elementos, siendo el Potasio (K) el más común; son buenos conductores del calor y la electricidad. Son conocidos también como álcalis, siendo los más importantes el Litio (Li), Potasio (K) y Sodio (Na); todos tienen un solo electrón de valencia, es decir, un electrón en el último nivel de energía o capa de electrones, el cual tiende a perderlo en los enlaces iónicos; forman hidróxidos.

Familia alcalinos térreos. Es el grupo IIA, formado por seis elementos: Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba) y Radio (Ra); son muy abundantes en la corteza terrestre, formando minerales como la piedra caliza (cal), la dolomita, etc. Son buenos conductores de la electricidad, y los más importantes son el Berilio (Be), Magnesio (Mg) y Calcio (Ca); todos tienen dos electrones de valencia, los cuales pierden en los enlaces iónicos; forman bases o hidróxidos (alcalinos).

- Familia de los térreos. Pertenecen al grupo IIIA, y se les conoce también como familia del Boro o del Aluminio; está formada por seis elementos: Boro (B), Aluminio(Al), Galio (Ga), Indio (In), Talio (Ti) y Tusfrano (Tf). Abundan en la corteza terrestre, siendo los más importantes el Boro y Aluminio; sus átomos tienen 3 electrones de valencia, los que tienden a ceder o perder en los enlaces iónicos.

Familia del Carbono. Son los elementos del grupo IVA, llamados también familia Carbonoidea; está formada por seis elementos: Carbono(C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn) y Plomo (Pb). Todos son sólidos, siendo los más importante el Carbono, el Silicio (Si), el Estaño (Sn), Plomo (Pb) y Erristeneo (Eo); El Carbono es aun el más importante, dado que es el principal componente de los compuestos orgánicos, como la materia viva y el petróleo. Sus átomos tienen cuatro electrones de valencia, los cuales comparten en los enlaces covalentes.

Familia del Nitrógeno. Formada por los seis elementos del grupo VA: Nitrógeno(N), Fósforo (P), Arsénico(As), Antimonio (Sb), Bismuto (Bi) y Merchel; también es conocida como familia Nitrogenoidea, siendo los elementos más importantes el Nitrógeno y el Fósforo. Son sólidos, excepto el Nitrógeno que es gas; sus átomos tienen cinco electrones de valencia, y tienden a ganar electrones en los enlaces químicos.

- Familia del Oxígeno. Formado también por seis elementos, pertenecientes al grupo VIA: Oxigeno(O), Azufre(S), Selenio (Se), Teluro (Te), Polonio (Po) y Nectarien (Nc). El Oxigeno es el primer elemento de este grupo y el más importante, siguiéndole el Azufre en importancia; todos son sólidos, excepto el Oxígeno que es gas. El Oxígeno, Azufre y Selenio son no-metálicos, mientras que el Teluro y Polonio son metaloides, siendo el Nectarien el único metal; todos los elementos de este grupo presentan alotropía. Los átomos de estos elementos presentan seis electrones de valencia, y tienden a ganar electrones en los enlaces químicos.

- Halógenos. Esta familia la forman los elementos del grupo VIIA, que son: Flúor (F),Cloro(Cl), Bromo (Br), Yodo (I), Astato (At) y Efelio (El).Se les denomina Halógenos dado que son engendradores de sales (sales haloideas); el Flúor, Cloro, Bromo y Yodo son no-metales, en cambio que el Astato es metaloide y el Efelio es metal. Los átomos de estos elementos presentan 7 electrones de valencia, y tienden a ganar electrones en los enlaces químicos.

- Gases nobles. Es la última familia en la tabla periódica, es decir el grupo VIIIA, y está conformada por los 7 elementos siguientes: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe), Radón (Rn) y Oberón (On). Se les denomina así porque, al igual que los nobles de antes, casi no se combinan o unen con los demás elementos, aunque hoy en día se sabe que si lo hacen, principalmente el Neón; todos son gases, de ahí su nombre, siendo el Helio el más importante y el Argón el más abundante.

* Un mismo elemento presenta diversas estructuras moleculares, con propiedades físicas y químicas diferentes.

Algunas propiedades periódicas

El lugar que ocupe un elemento químico en la tabla periódica depende de las propiedades que presente, las cuales se repiten a través de los periodos, no en valor sino en intensidad. Los elementos químicos tienen varias propiedades periódicas, entre las cuales están:

a. Número atómico.

b. Número de masa o numero másico.

c. Masa atómica o peso atómico.

d. Estructura electrónica.

e. Valencia

f. Energía de ionización.

g. Afinidad electrónica.

h. Electronegatividad.

Número atómico. Todos los elementos químicos están ordenados en la tabla periódica principalmente por la propiedad periódica denominada "numero atómico", propiedad que fue descubierta por el físico ingles Henry Gwyn Jeffreys Moseley, en 1913.

Su símbolo es Z, el que se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico (a manera de sub-índice), y se refiere a la cantidad de cargas eléctricas positivas que tiene el núcleo de un átomo, es decir a la "cantidad de protones que tiene un átomo"; un átomo es neutro cuando tiene la misma cantidad de cargas positivas (protones) y negativas (electrones), por lo tanto, el numero atómico también puede referirse a la cantidad de electrones que hay alrededor de un átomo.

Por ejemplo, el numero atómico del Sodio es once (11), lo que significa que un átomo de Sodio tiene once protones en su núcleo, y también puede decirse que este átomo tiene 11 electrones, los que están girando alrededor de su núcleo.

Importancia. El número atómico determina la posición de un elemento químico dentro de la tabla periódica, esto significa que un elemento químico se diferencia de otro elemento por su número atómico.

Número de masa. Llamado también "numero másico". En el núcleo de todo átomo están ubicados los neutrones y protones, por lo que se les denomina nucleones; al sumar las cantidades de ambas partículas se obtiene un producto llamado número de masa.

Así pues, el número de masa se refiere a la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo; este valor está representado por la letra A, la que siempre está ubicada en la parte superior izquierda del símbolo químico, a manera de exponente.

Los tres símbolos juntos, el del elemento químico, el del número de masa y el del número atómico, forman lo que se conoce como "notación isotópica", así:

Además, si se resta el número de masa del numero atómico luego se obtiene la cantidad de neutrones de un átomo.

La operación anterior siempre va a obedecer a la formula siguiente, que relaciona al número atómico con el número de masa:

Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico, pero pueden tener diferente número de masa, esto último debido a la presencia de isótopos, los que tienen igual cantidad de protones, pero distinta cantidad de neutrones.

Masa atómica. También es conocida como peso atómico. Los protones, neutrones y electrones son materia, por lo tanto tienen masa o peso; pero, los neutrones y protones tienen mayor cantidad de masa que los electrones, por estar juntos en el núcleo; además, los electrones son muy pequeños y están fuera del núcleo, por lo que su masa se desprecia. Por esto último, la masa atómica se define entonces como el peso de la masa del núcleo (el peso de la masa de los neutrones más el peso de la masa de los protones); sin embargo, muchos elementos tienen isótopos, por lo que la masa atómica de estos elementos seria" el peso promedio de las masas de los núcleos de los isótopos", en comparación con la masa atómica del Carbono 12.

Por lo general la masa atómica se expresa en uma, que significa unidad de masa atómica; no se debe confundir el número de masa con la masa atómica, pues son términos diferentes.

Estructura electrónica.Esta propiedad nos enseña que todos los electrones de un átomo están distribuidos en niveles de energía, luego en subniveles y, finalmente, en orbitales. Esto nos indica que cada electrón ocupa un lugar único y bien definido dentro de un átomo, y los cuatro números quánticos definen muy bien dicho lugar.

*Isótopos: son átomos de un mismo elemento químico, y que tienen la misma cantidad de protones pero diferente cantidad de neutrones.

Valencia Se le llama también número de combinación. La valencia es la cantidad de enlaces, combinaciones o uniones que un átomo forma con otros átomos; un átomo se une a otro átomo por medio de los electrones que están en el último nivel de energía, por lo que a estos electrones se les denominan "electrones de valencia". Así, un átomo puede unirse a uno, dos, tres y más átomos, formándose así una cierta cantidad de enlaces o combinaciones, lo que es igual a su valencia o capacidad de unión; los átomos de varios elementos químicos pueden tener más de una valencia, por ejemplo, los átomos de Hierro pueden formar en ciertas ocasiones 2 enlaces o combinaciones con otros átomos, y en otros casos estos átomos formaran tres enlaces. Por lo tanto, el Hierro presenta dos valencias: 2 y 3.

Existen cuatro tipos de valencia: Electrovalencia.                                                                                                                    Covalencia.                                                                                                                            - Valencia auxiliar.

- Valencia parcial.

La electrovalencia está referida a la cantidad de electrones de combinación o valencia que los átomos ganan o pierden en los enlaces iónicos, y la covalencia es la cantidad de electrones de valencia que los átomos comparten en los enlaces covalentes; cuando un átomo ha utilizado sus valencias principales entonces le quedan valencias sobrantes o remanentes, a cuyo conjunto se le denomina valencia auxiliar, mientras que la valencia parcial es la afinidad que aún queda en los enlaces (anillos) dobles conjugados.

Energía de ionización. Esta se define como "la cantidad de energía requerida o necesaria para arrancarle o removerle un electrón a un átomo". De esta manera, este átomo se convierte en un ion, específicamente en catión, pues al perder 1 electrón queda con mayor cantidad de carga positiva o protones, lo cual se simboliza mediante la letra mayúscula I. La energía de ionización se interpreta también como la uml; cantidad de energía que se utiliza para convertir un átomo en ion positivo.¨

A medida que los electrones se van alejando del núcleo entonces se va requiriendo de menos energía para arrancarlos, pues el núcleo va reteniendo con menos fuerza aquellos átomos que se van alejando de él. Por ejemplo, se requiere de más energía para arrancar 1 electrón que se encuentre en el primer nivel de energía de un átomo de Sodio (primera energía de ionización), y se requiere de menos energía para arrancar 1 electrón que se encuentra en el segundo nivel de energía del mismo átomo (segunda energía de ionización), y aun se requiere de menos energía para hacerlo con un electrón del tercer nivel de energía (tercera energía de ionización).

Otro ejemplo, un átomo de litio tiene 3 electrones, distribuidos así: 2 electrones en el primer nivel de energía y 1 electrón en el segundo nivel de energía; para arrancarle el único electrón del segundo nivel de energía se requieren 520 kilojoules por mol, y se requieren 7,297 kilojoules por mol para arrancarle un segundo electrón (primer nivel de energía), y se necesitan 11,810 kilojoules para arrancar el tercer y último electrón.   Con base en lo anterior, cuando a un átomo se le arrancan uno o varios electrones entonces se habla de varias clases de energía de ionización, así: primera energía de ionización (cuando se arranca el primer electrón a un átomo), segunda energía de ionización (cuando se arranca un segundo electrón al mismo átomo), tercera energía de ionización (cuando se arranca un tercer electrón) y así sucesivamente.

Los átomos de los elementos metales requieren de menos energía para arrancarles sus electrones, situación que es contraria en los elementos no metales. En otras palabras, la energía de ionización va aumentando conforme se avanza en el periodo, mientras que la misma casi no varía dentro de cada grupo o familia. Un valor bajo de energía de ionización significa que resulta fácil arrancar un electrón del átomo de que se trate, y un valor alto significa lo contrario, tal como sucede con los gases nobles, ya que presentan gran estabilidad electrónica al tener 8 electrones en su última capa de energía.

Afinidad electrónica. Esta propiedad periódica casi es contraria a la propiedad anterior, y puede interpretarse como la "cantidad de energía absorbida o liberada al agregarse un electrón a un átomo". La afinidad electrónica se interpreta también como la cantidad de energía absorbida o liberada cuando un átomo se convierte en anión.

Los átomos tienden a unirse por medio de fuerzas de atracción, lo que se conoce como enlace químico, proceso en el que ganan, pierden o comparten electrones de valencia; los átomos de algunos elementos tienen más capacidad (afinidad) de atraer electrones hacia sí, y cuando lo hacen acumulan entonces más carga negativa (tienen más electrones que protones), convirtiéndose de esta manera en iones negativos o aniones; en este proceso se absorbe o se libera cierta cantidad de energía, lo cual constituye el concepto de afinidad electrónica. En la mayoría de los casos se libera o desprende energía al momento de este proceso.

Electronegatividad. Cuando dos átomos se unen por medio de fuerzas de atracción (enlace químico), uno de ellos atrae para sí con más fuerza a los electrones que comparten. Luego la electronegatividad se define como "la tendencia, capacidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones hacia si en una molécula". Esta capacidad la muestran en mayor grado los átomos de los elementos no-metales, siendo el Flúor el mejor ejemplo. Cuando dos átomos comparten electrones, estos estarán más cerca del átomo que presente más fuerza para atraerlos, es decir, mayor electronegatividad. Por ejemplo, en 1 molécula de ácido clorhídrico los electrones compartidos (uno por cada átomo) estarán más cerca del átomo de Cloro, dado que este elemento presenta mayor electronegatividad (mayor fuerza de atracción) que el Hidrogeno.

El científico Linus Pauling brindo la siguiente definición de electronegatividad: es la capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico. El asigno, de manera arbitraria, un valor de 4 al elemento Flúor, el cual muestra la mayor capacidad para atraer electrones en los enlaces que participa.