FÍSICA Y QUÍMICA. TABLA PARIÓDICA

LA TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de Mendeléyev. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri presentó una nueva versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite ubicar las series de lantánidos y actínidos en una secuencia lógica de acuerdo con su número atómico.

Tabla periódica de los elementos

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

I A

II A

III B

IV B

V B

VI B

VII B

VIII B

VIII B

VIII B

I B

II B

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

Periodo

1

1 H

2 He

2

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

3

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

4

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

5

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

6

55 Cs

56 Ba

57-71 *

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

7

87 Fr

88 Ra

89-103 **

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

113 Uut

114 Fl

115 Uup

116 Lv

117 Uus

118 Uuo

*

Lantánidos

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

**

Actínidos

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

Leyenda		Estado de agregación de la materia a 0°C y 1 atm (Según el color del número atómico)
1 H	<- Número atómico	Rojo	Azul	Negro	Gris
	<- Símbolo químico	Gaseoso	Líquido	Sólido	Desconocido

La tabla periódica actual es un sistema donde se clasifican los elementos conocidos hasta la fecha. Se colocan de izquierda a derecha y de arriba a abajo en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamadas grupos o familias.

Hacia abajo y a la izquierda aumenta el radio atómico y el radio iónico.

Hacia arriba y a la derecha aumenta la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

Grupos

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver.

Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns¹ y una valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son excepcionalmente no reactivos y son también llamados gases inertes.

Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 y entre paréntesis según el sistema estadounidense,⁸ los grupos de la tabla periódica son:

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos. Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actinidos). Grupo 4 (IV B): familia del Titanio. Grupo 5 (V B): familia del Vanadio. Grupo 6 (VI B): familia del Cromo.

Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso. Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro. Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto. Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel. Grupo 11 (I B): familia del Cobre. Grupo 12 (II B): familia del Zinc.

Grupo 13 (III A): los térreos. Grupo 14 (IV A): los carbonoideos. Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos . Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos. Grupo 17 (VII A): los halógenos. Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.

Grupos de Elementos Químicos:

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver:

GRUPO		DESCRIPCION Y PROPIEDADES
1 (IA)	Metales Alcalinos	Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs), Francio (Fr): Número de oxidación +1, configuración electrónica es ns1 Forman Hidróxidos al reaccionar con agua Son metales blandos, de baja densidad y con puntos de fusión bajos  Se obtienen por electrolisis de sales fundidas.
2  (II A)	Metales Alcalinotérreos	Berilio (Be), Magnesio (Mg), Calcio (Ca), Estroncio (Sr), Bario (Ba) y Radio(Ra): Número de oxidación +2, configuración electrónica es ns2 Baja energía de ionización Forman compuestos claramente iónicos Son metales de baja densidad, coloreados y blandos
3  (III B)	Familia del Escandio	Escandio (Sc), Itrio (Y), Lantano (La), Actinio (Ac), Elementos de transición interna (Actínidos y Lantánidos o Tierras raras). Propiedades: Tendencia a oxidarse y ser muy reactivos Propiedades similares al aluminio Dan lugar a iones incoloros.
4  (IV B)	Familia del Titanio	Titanio (Ti), Circonio (Zr), Hafnio (Hf), Rutherfordio (Rf). Propiedades: Estos metales son bastante reactivos  Al estar compactos son casi inatacables por agentes atmosférico.
5  (V B)	Familia del Vanadio	Vanadio (V), Niobio (Nb), Tantalo (Ta), Dubnio (Db). Propiedades: Todos tienen comportamientos representativos del  vanadio.
6  (VI B)	Familia del Cromo	Cromo (Cr), Molibdeno (Mo), Volframio o Tungsteno (W), Seaborgio (Sg): todos tienen comportamientos representativos del cromo
7  (VII B)	Familia del Manganeso	Manganeso (Mn), Tecnecio (Tc), Renio (Re), Bohrio (Bh). Propiedades:  Todos tienen comportamientos representativos del manganeso
8  (VIII B)	Familia del Hierro	Hierro (Fe), Rutenio (Ru), Osmio (Os), Hassio (Hs). Propiedades: todos los elementos tienen comportamientos del hierro
9  (IX B)	Familia del Cobalto	Cobalto (Co), Rodio (Rh), Iridio (Ir), Meitnerio (Mt). Propiedades: Todos los elementos tienen comportamientos del cobalto
10  (X B)	Familia del Níquel	Níquel (Ni), Paladio (Pd), Platino (Pt), Darmstadio (Ds). Propiedades: Todos los elementos tienen comportamientos del níquel
11  (I B)	Familia del Cobre	Cobre (Cu), Plata (Ag), Oro (Au), Roentgenio (Rg). Propiedades: Todos los elementos tienen comportamientos del Cobre
12  (II B)	Familia del Zinc	Zinc (Zn), Cadmio (Cd), Mercurio (Hg), Copernicio (Cn). Propiedades: Todos los elementos tienen comportamientos del zinc
13  (III A)	Familia del Boro	Boro(B), Aluminio(Al), Galio (Ga), Indio (In), y Talio(Ti). Propiedades: Ninguno muestra tendencia a formar aniones simples. Tienen estado de oxidación +3 y también +1
14  (IV A)	Carbonoideos	Carbono (C), Silicio (Si), Germanio (Ge), Estaño (Sn) y Plomo (Pb) Al bajar en el grupo van teniendo características más metálicas: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son semimetales, y el estaño y el plomo son metales.
15  (V A)	Nitrogenoideos	Nitrógeno (N), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Bismuto (Bi) A alta temperatura son muy reactivos.  Suelen formarse enlaces covalentes entre el N y el P y enlaces iónicos entre Sb y Bi y otros elementos. El nitrógeno reacciona con O2 y H2 a altas temperaturas.
16  (VI A)	Anfígenos o Calcógenos	Oxígeno (O), Azufre (S), Selenio (Se), Telurio (Te) y Polonio (Po). tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4) sus propiedades varían de no metálicas a metálicas, al aumentar su número atómico
17  (VII A)	Halógenos	flúor, cloro, bromo, yodo y astato
18  (VIII A)	Gases Nobles	Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Kriptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn) a su capa electrónica de electrones valentes se la considera completa, dándoles poca tendencia a reacciones químicas

  

Períodos

1s
2s					2p
3s					3p
4s				3d	4p
5s				4d	5p
6s			4f	5d	6p
7s			5f	6d	7p

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:

Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados enniveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas diferentes.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

• Período 1
• Período 2
• Período 3
• Período 4
• Período 5
• Período 6
• Período 7

Bloques

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos, de acuerdo al principio de Aufbau.

Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.

• Bloque s
• Bloque p
• Bloque d
• Bloque f
• Bloque g (bloque hipotético)

En la siguiente tabla periódica se señalan los bloques s, p, d y f en los que se estructura:

Z	Sím	NOMBRE	Nº. oxi		Z	Sím	NOMBRE	Nº. oxi		Z	Sím	NOMBRE	Nº. oxi
1 <	H	Hidrógeno	± 1		37	Rb <	Rubidio	1		72	Hf	Hafnio	4
2 >	He	Helio	0		38	Sr	Estroncio	2		73	Ta	Tantalio	5
3 <	Li	Litio	1		39	Y	Itrio	3		74	W	Volframio	6,5,4,3,2
4	Be	Berilio	2		40	Zr	Circonio	4		75	Re	Renio	7,6,4,2,1
5	B	Boro	3		41	Nb	Niobio  *	5,3		76	Os	Osmio	2,3,4,6,8
6	C	Carbono	± 4,2		42	Mo	Molibdeno  *	6,5,4,3,2		77	Ir	Iridio	2,3,4,6
7	N	Nitrógeno	3,5,4,2		43	Tc	Tecnecio	7		78	Pt	Platino  *	2,4
8	O	Oxígeno	-2		44	Ru	Rutenio  *	2,3,4,6,8		79	Au	Oro  *	3,1
9	F	Fluor	-1		45	Rh	Rodio  *	2,3,4		80	Hg	Mercurio	2,1
10 >	Ne	Neón	0		46	Pd	Paladio  *	2,4		81	Tl	Talio	3,1
11 <	Na	Sodio	1		47	Ag	Plata  *	1		82	Pb	Plomo	4,2
12	Mg	Magnesio	2		48	Cd	Cadmio	2		83	Bi	Bismuto	3,5
13	Al	Aluminio	3		49	In	Indio	3		84	Po	Polonio	4,2
14	Si	Silicio	4,2		50	Sn	Estaño	4,2		85	At	Astato	± 1,3,5,7
15	P	Fósforo	5,± 3,4		51	Sb	Antimonio	± 3,5		86 >	Rn	Radón	0
16	S	Azufre	6,4,± 2		52	Te	Teluro	4,-2,6		87 <	Fr	Francio	1
17	Cl	Cloro	± 1,3,5,7		53	I	Yodo	± 1,3,5,7		88	Ra	Radio	2
18 >	Ar	Argón	0		54 >	Xe	Xenón	0		89	Ac	Actinio	3
19 <	K	Potasio	1		55 <	Cs	Cesio	1		90	Th	Torio	4
20	Ca	Calcio	2		56	Ba	Bario	2		91	Pa	Protactinio	5,4
21	Sc	Escandio	3		57	La	Lantano	3		92	U	Uranio	6,5,4,3
22	Ti	Titanio	4,3		58	Ce	Cerio	3,4		93	Np	Neptunio	6,5,4,3
23	V	Vanadio	5,4,3,2		59	Pr	Praseodimio	3,4		94	Pu	Plutonio	6,5,4,3
24	Cr	Cromo  *	6,± 3,2		60	Nd	Neodimio	3		95	Am	Americio	6,5,4,3
25	Mn	Manganeso	7,6-4,3,2		61	Pm	Promecio	3		96	Cm	Curio	3
26	Fe	Hierro	2,3		62	Sm	Samario	3,2		97	Bk	Berquelio	4,3
27	Co	Cobalto	2,3		63	Eu	Europio	3,2		98	Cf	Californio	3
28	Ni	Niquel	2,3		64	Gd	Gadolinio	3		99	Es	Einstenio	3
29	Cu	Cobre  *	2,1		65	Tb	Terbio	3,4		100	Fm	Fermio	3
30	Zn	Cinc	2		66	Dy	Disprosio	3		101	Md	Mendelevio	3,2
31	Ga	Galio	3		67	Ho	Holmio	3		102	No	Nobelio	3,2
32	Ge	Germanio	4		68	Er	Erbio	3		103	Lr	Laurencio	3
33	As	Arsénico	± 3,5		69	Tm	Tulio	3,2		104	Rf	Rutherfordio
34	Se	Selenio	6,4,-2		70	Yb	Iterbio	3,2		105	Db	Dubnio
35	Br	Bromo	± 1,3,5,7		71	Lu	Lutecio	3		106	Sg	Seaborgio
36 >	Kr	Criptón	0							107	Bh	Bohrio
										108	Hs	Hassio
										109	Mt	Meitnerio

alcalinos metal

alcalinoterreos metal

predominio metal

predominio metal

semimetales

no metal

halógenos no_metal

gases nobles

Lantánidos

Actínidos

Orbitales Atómicos 

En 1.927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción.

Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas.

Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.

Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.

Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr:

Números cuánticos
n:	número cuántico principal
l:	número cuántico del momento angular orbital
m:	número cuántico magnético
s:	número cuántico del spin electrónico.

Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos:

Valores permitidos
para n:	números enteros 1, 2, 3,.
para l:	números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m:	todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s:	sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.

Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:

Si l= 0 el orbital es del tipo s
        Si l= 1 los orbitales son del tipo p
         Si l = 2 los orbitales son del tipo d
       Si l= 3 los orbitales son del tipo f

Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales:

• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad
• principal : líneas intensas
• difuse : líneas difusas
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros

Son posibles otros tipos de orbitales como g, h, ...pero los elementos que conocemos, en sus estado fundamental, no presentan electrones que cumplan las condiciones cuánticas necesarias para que se den estos otros tipos de orbitales.

Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital.
El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo.

El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.

Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos:

Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:

Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):

Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo:

  

Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:

si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:
  

y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:

    
Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes:
De tipo s (para l = 0):
De tipo p (para l = 1):
   De tipo d (para l = 2):
    

De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones:

      

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

ANIMACIONES
   

 NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

Los átomos están formados por un núcleo (formado por protones y neutrones), de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza.

El número de protones que existen en el núcleo, es igual al número de electrones que lo rodean. Este número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la letra, "Z".

La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa por la letra, "A".

El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico. No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. En un elemento natural, la abundancia relativa de sus isótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundancia isotópica natural. 

donde X es el símbolo del correspondiente elemento. A los números Z y A se les llama números atómico y másico, respectivamente: 

• Número atómico (Z): es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo. 
• Número másico (A): es el número de nucleones (o suma de protones y de neutrones) que hay en el núcleo de un átomo. 

La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctricas, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.

Veamos una serie de ejemplos

Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6 electrones.

El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con número másico 13 (7 neutrones), que se representan como:

                        

El carbono con número másico 12 es el más común (~99% de todo el carbono). Al otro isótopo se le denomina carbono-13.

El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente

                                               hidrógeno              deuterio                  tritio

La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en su núcleo.

Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio:

              

los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238.

En general las propiedades químicas de un elemento están determinadas fundamentalmente por los protones y electrones de sus átomos y en condiciones normales los neutrones no participan en los cambios químicos. Por ello los isótopos de un elemento tendrán un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de manera semejante.

MASA ATÓMICA

La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02 ·1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla periódica desde el 1 hasta el 105 esta situada en la parte inferior de los símbolos de dichos elementos. El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a), se define exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta escala. Un mol gramo (abreviado, mol) de un elemento se define como el numero en gramos de ese elemento igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26.98 g y contiene 6.023 ·1023 átomos.

Veamos unos ejercicios de aplicación:

La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag =44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.

Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos isótopos 69Ga y 71Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2% y 39,8%. Indica la composición de los núcleos de ambos isótopos sabiendo que el número atómico del galio es 31.

Masa atómica = 69 · 0,602 + 71 · 0,398 = 69,7 u 

Núcleo del 6931Ga: 31 protones y 38 neutrones (69 - 31)

Núcleo del 7131Ga: 31 protones y 40 neutrones (71 - 31).

CONCEPTO Y TIPOS DE ISÓTOPOS

Al contrario de lo que pensaba Dalton, no todos los átomos del mismo elemento son iguales entre sí. De hecho, de cada elemento químico suelen existir en la naturaleza varios átomos diferentes. 

Así, decimos que dos o más átomos del mismo elemento químico son isótopos entre sí cuando tienen el mismo número atómico y distinto número másico, esto es, el mismo nº de protones y electrones pero diferente nº de neutrones. 

A modo de ejemplo, mostramos en la figura siguiente los tres isótopos del hidrógeno que existen en la Naturaleza: el protio, el deuterio y el tritio. 

CONCEPTO Y TIPOS DE IONES
Lo más habitual es que los átomos sean neutros; sin embargo, en algunas ocasiones pueden adquirir carga eléctrica. A un átomo con carga eléctrica se le llama ión. Existen 2 tipos de iones: 

• Catión: es un átomo que tiene carga eléctrica positiva, lo cual significa que ha perdido uno o varios electrones de su capa más externa. 
• Anión: es un átomo que tiene carga eléctrica negativa, lo cual significa que ha ganado uno o varios electrones procedentes de otro átomo y los ha incorporado a su capa más externa. 

La carga eléctrica de un átomo se indica mediante un superíndice (número seguido de un signo + ó -) en la parte superior derecha del símbolo del elemento químico. Ejemplos: 

 Se trata de un átomo de sodio ; contiene 11 protones, 12 neutrones y 11 electrones. El catión Na+ tendrá  una carga eléctrica positiva y por tanto un electrón menos (10 electrones)

  se trata de un átomo de cloro ; contiene 17 protones, 18 neutrones y 17 electrones.  El anión CL- tendrá  una carga eléctrica negativa (anión) y tendrá 18 electrones

Tamaño de los átomos

Los átomos de los distintos elementos varían bastante en tamaño. Por ejemplo el radio del átomo de rubidio es de 2,50 angstroms (1 angstrom es la diez mil millonésima parte de 1 metro, 1Å = 10-10 m), casi 4 veces mayor que el del átomo de flúor (0,64 Å).

En general, el radio atómico aumenta al descender en los grupos de la tabla. (Compruébalo pasando el ratón sobre elementos de un mismo grupo en la tabla de abajo y observando el campo correspondiente -los radios están expresados en picómetros, 1 pm = 10-12 m.)
Por otra parte, en general el radio atómico disminuye al avanzar a lo largo de un período. 

La explicación es que al avanzar en un período, mientras el número de capas de electrones permanece igual, la carga positiva del núcleo aumenta lo que hace que los electrones se acerquen más al núcleo, disminuyendo así el radio. (Compruébalo pasando el ratón a lo largo de un período en la tabla de abajo.)

Electronegatividad

Basándose en la energía que es necesaria suministrarle a un átomo para arrancarle un electrón de su capa externa (su potencial de ionización) y la energía que liberará un átomo cuando captura un electrón (su afinidad electrónica), Pauling elaboró una escala de electronegatividad, que mide la tendencia de los átomos a atraer hacia sí los electrones de otros átomos cuando se unen con ellos. En general, crece de abajo a arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los períodos, siendo el Flúor el elemento más electronegativo y el Francio el menos. (Compruébalo pasando el ratón sobre los elementos de la tabla de abajo.)

El radio atómico 

Representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la que se encuentre el elemento en cuestión.

En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo.

En los períodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

Utilidad de la tabla periódica

La utilidad de la Tabla Periódica reside en que dicha ordenación de los elementos químicos permite poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamientos.

Algunas de estas regularidades más importantes son:

Todos los elementos de un mismo grupo poseen un comportamiento químico similar, debido a que poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (estoselectrones son los que normalmente intervienen en las reacciones químicas).

Podemos distinguir 4 conjuntos de elementos químicos, según la facilidad de sus átomos para perder o ganar electrones, transformándose en iones:

- Metales: Se transforman fácilmente en iones positivos. Quedan situados a la izquierda y el centro de la tabla. Tienen propiedades comunes, como conducir la electricidad y el brillo metálico. En su mayoría son sólidos a temperatura ambiente.

- Semimetales: Se transforman con dificultad en iones positivos. Tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. 

- No metales: Se transforman fácilmente en iones negativos. Se sitúan en el lado derecho. Suelen ser líquidos o gases a temperatura ambiente, y son malos conductores de la electricidad.

- Inertes (Gases nobles -He, Ne, Ar,...): No forman iones. En condiciones normales, no se combinan con ningún otro elemento químico. Elementos en la columna más a la derecha.

ANIMACIONES

	Configuración electrónica Estructura electrónica de los elementos químicos.		Constructor de átomos Construye átomos, iones e isótopos de los elementos.
	Cálculo de la cantidad de sustancia Ejercicios para calcular la cantidad de sustancia		Ejercicios de configuración electrónica Aprende el orden en el que se rellenan los orbitales.
	Ejercicios de configuración electrónica Aprende el orden en el que se rellenan los orbitales		Elementos químicos Fotos de los elementos del Dpto. de Inorgánica de la U. de Sevilla.
	Energía de los orbitales Orden de llenado de los orbitales atómicos.		Espectros atómicos Espectros de absorción y emisión de los elementos químicos.
	Modelo atómico de Bohr Modelo de Bohr para el átomo de Hidrógeno. Selecciona la energía del fotón.		Moléculas 3D Mueve las moléculas con el ratón.
	Orbitales atómicos Un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón.		Partículas de los átomos e iones Aprende a interpretar los símbolos de los elementos.
	Propiedades de los elementos Comprueba tus conocimientos sobre las propiedades de los elementos en función de su posición en la tabla periódica.		Puzzle Tabla Periódica Coloca los elementos en su lugar correcto de la tabla periódica
	Símbolos de los elementos Empareja los nombres y los símbolos de los elementos químicos.		Tabla periódica Juega y aprende sobre los elementos químicos y su situación en la tabla periódica.
	Tetris tabla periódica Comprueba tus conocimientos sobre la tabla periódica colocando los elementos en su lugar correcto.

Actividades relacionadas con la tabla periódica

       

Ejercicio 1 Ejercicio 2 Ejercicio 3 Ejercicio 4 Ejercicio 5 Ejercicio 6 Ejercicio 7 Ejercicio 8 Ejercicio 9 Configuraciones electrónicas Esta animación de la configuración electrónica Tabla periódica con los números de oxidación de los elementos  Número atómico y másico Sistema periódico Test sobre la tabla periódica. Juego 1 Juego 2 Juego 3 tabla periódica vacía Configuración electrónica 2

Alcalinos Alcalino-térreos  Grupo IIIB Grupo IVB Grupo VB Grupo VIB Grupo VIIB Grupo VIII Grupo IB Grupo IIB Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases Nobles Lantánidos