TEMA 40

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© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 40
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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
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TEMA 40
EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LA
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNA
DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.
Esquema
1. Historia de la Clasificación Periódica de los elementos químicos.
1.1. Necesidad de la clasificación de los elementos químicos.
1.2. Primeras clasificaciones: Lavoisier, Dumas.
1.3. Triadas de Döbereiner.
1.4. Octavas de Newlands.
1.5. Ordenación de Mendelejew.
1.6. Predicción y descubrimiento de nuevos elementos.
1.7. Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew.
1.8. Estudio general de la Tabla Periódica.
2. Distribución de los electrones en los átomos.
2.1. Principio de mínima energía.
2.2. Principio de exclusión de Pauli.
2.3. Regla de máxima multiplicidad de Hund.
2.4. Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico.
3. Propiedades periódicas.
3.1. Radio atómico y Número atómico.
3.2. Potencial de ionización.
3.3. Afinidad electrónica.
3.4. Electronegatividad.
3.5. Otras propiedades periódicas.
4. Estudio experimental del Potencial de Ionización.
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TEMA 40
EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS. PERIODICIDAD DE LAS PROPIEDADES Y RELACIÓN CON LA
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE ALGUNA
DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS.
1. HISTORIA DE LA CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMEN-
TOS QUÍMICOS
Una de las partes más importantes y valiosas de la teoría química es la ley perió-
dica. En su forma moderna, establece sencillamente que las propiedades de los elemen-
tos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían
sistemáticamente con el número atómico. Es por ello que la clasificación periódica de
los elementos constituye un esquema de organización de los elementos que nos permite
manejar de forma eficaz la gran cantidad de elementos y compuestos que forman el
mundo físico.
Aunque no sea el aspecto de mayor interés de la cuestión, no está de más recordar
brevemente los esfuerzos históricos por conseguir una clasificación de los elementos
químicos que se iban descubriendo hasta completar toda la serie natural que actualmente
se conoce. Hoy los esfuerzos se dirigen ya hacia la creación de nuevos elementos pro-
ducidos artificialmente.
1.1. Necesidad de la clasificación de los elementos químicos.
La idea de elemento químico, establecida por Boyle y desarrollada más tarde por
Lavoisier, condujo a establecer un criterio claro para saber qué sustancias de las enton-
ces conocidas eran elementos. Posteriormente, al descubrir nuevos elementos en el es-
tudio de las propiedades de los cuerpos, desarrollar procedimientos para aislar estos
nuevos elementos a partir de sus compuestos. La identificación de toda la serie de ele-
mentos naturales, hoy completa, ha exigido muchos años de intensa labor investigadora
y actualmente la investigación en este campo está dirigida a crear nuevos elementos
producidos artificialmente mediante reacciones nucleares.
El estudio sistemático de las propiedades de los elementos, tanto de los conocidos
de siempre como de los nuevos que se iban descubriendo, puso de manifiesto entre
ellos, ciertas semejanzas de comportamiento físico y químico, tal como las existentes
entre el cloro, bromo y iodo o entre el sodio y potasio, los cuales se comportan quími-
camente de manera parecida. Esto indujo a los investigadores a buscar una clasificación
de los elementos químicos, no solo para facilitar su conocimiento y descripción en fun-
ción de propiedades, análogas o antagónicas, sino para trazar caminos de investigación
química que conduzcan a nuevos conocimientos de la materia.
1.2. Primeras clasificaciones: Lavoisier Dumas.
La primera división de los elementos atendiendo a su aspecto y propiedades físi-
cas fue en metales y no metales, llamados antiguamente metaloides.
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Lavoisier agrupa a las sustancias elementales en elementos no metálicos formado-
res de ácidos y elementos metálicos formadores de sales, etc. Dumas estableció varias
familias naturales de elementos con propiedades químicas claramente semejantes como:
los halógenos (cloro, bromo y iodo), los anfígenos (azufre, selenio y telurio), los alcali-
nos (litio, sodio, potasio), etc. Estas divisiones de los elementos tenían un carácter limi-
tado y excluyente y en algunos casos eran completamente artificiosas.
La determinación de las masas atómicas proporcionó la base muy sólida para la
clasificación general de los elementos, al ser la masa de los átomos su propiedad común
más significativa.
1.3. Triadas de Döbereiner.
El primero que propuso una clasificación parcial de los elementos basada en su
masa atómica fue Dobereiner (1780-1849) quien, en 1817, observó que la masa atómica
del Estroncio (en realidad, el peso de combinación) era aproximadamente igual al valor
medio de las masas atómicas del Calcio y del Bario, elementos químicamente análogos
al Estroncio. Más tarde mostró la existencia de otros grupos de tres elementos, que se
denominaron triadas (Cloro, Bromo y Yodo; Litio, Sodio y Potasio; Azufre, Selenio y
Telurio) en los que aparecía la misma relación entre la masa atómica del elemento in-
termedio y la media de las masas atómicas de los extremos según puede observarse en
el cuadro siguiente, con los valores actuales de masas atómicas:
Calcio 40’08
Estroncio 87’63
Bario 137’36
Cloro 35’46
Bromo 79’92
Yodo 126’91
Litio 6’94
Sodio 22’99
Potasio 39’10
Azufre 32’07
Selenio 78’96
Teluro 127’61
Valor medio de las masas atómicas del Calcio y del Bario: 88'72
Valor medio de las masas atómicas del Cloro y del Iodo: 81'185
Valor medio de las masas atómicas del Litio y del Potasio: 23'02
Valor medio de las masas atómicas del Azufre y del Teluro: 79'84
Podemos observar que en estas triadas, la masa atómica del elemento intermedio
es aproximadamente igual a la media de las masas atómicas de los otros dos elementos,
primero y tercero. Hacia 1850, los químicos habían llegado a identificar unas 20 triadas,
lo que indicaba la existencia entre los elementos de una cierta regularidad.
A pesar de ésto, otros químicos demostraron que en realidad los elementos debían
agruparse en series de más de tres elementos análogos, así, a la triada del Cloro, Bromo
y Iodo, hubo que agregarle el Flúor de igual manera que hubo que agregar el Magnesio
a la triada inicialmente formada por el Calcio, Estroncio y Bario.
En 1862, Chancourtois diseñó un diagrama tridimensional donde los elementos se
situaban en una hélice arrollada sobre un cilindro vertical, por orden creciente de masas
at6micas. Los elementos que presentaban analogías caían prácticamente sobre la misma
generatriz del cilindro y, por tanto, aparecía una cierta repetición periódica de propieda-
des. El diagrama de Chancourtois no fue aceptado pues pareció muy complicado y orto-
pédico y recibió muy poca atención.
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1.4. Octavas de Newlands.
En 1864, el químico inglés John Newlands publicó que ordenando los elementos
en orden creciente de sus masas atómicas, sin contar al Hidrógeno, sus propiedades
químicas se repiten cada ocho elementos. Como entonces aún no estaban descubiertos
los gases inertes, la repetición periódica de las propiedades podía comenzar en cualquier
elemento y que el octavo contado a partir de cualquiera de ellos, podía considerarsecomo una repetición del primero de manera análoga a las notas de la escala musical.
En la tabla siguiente puede verse la disposición de los elementos para las dos pri-
meras filas, llamadas desde entonces periodos. El trabajo de Newlands, que fue precur-
sor del Sistema Periódico, fue menospreciado por sus contemporáneos y no se permitió
su publicación en la revista de la Royal Society. Sólo 23 años después la propia Royal
Society reconoció el trabajo de Newlands y le concedió un alto galardón.
1 2 3 4 5 6 7
Li
6’9
Be
9’0
B
10’8
C
12’0
N
14’0
O
16’0
F
19’0
Na
23’0
Mg
24’3
Al
27’0
Si
28’1
P
31’0
S
32’1
Cl
35’5
Exceptuando el Hidrógeno, los siete elementos siguientes: Litio, Berilio, Boro,
Carbono, Nitrógeno, Oxígeno y Flúor difieren marcadamente entre ellos en propiedades
físicas y químicas y en sus valencias, pero los siete elementos que siguen: Sodio, Mag-
nesio, Aluminio, Silicio, Fósforo, Azufre y Cloro, son muy parecidos a los elementos
respectivos anteriores de la primera octava. La tercera octava comienza con el Potasio,
análogo al Litio y Sodio, al que sigue el Calcio, parecido al Berilio y Magnesio, pero
más allá de estos dos elementos, la ley de Las octavas de Newlands ya no puede aplicar-
se, pues hasta llegar al Bromo, el elemento más próximo parecido al Cloro, existen die-
cisiete elementos en vez de siete.
1.5. Ordenación de Mendelejew.
La siguiente etapa en la historia de la clasificación periódica de los elementos
químicos tuvo lugar en 1869, desarrollada independientemente por el alemán Lothar
Meyer y el ruso Dimitri Mendelejew. Ninguno de ellos conocían los trabajos de
Newlands. Lothar Meyer publicó una tabla periódica incompleta que amplió más tarde
hasta incluir 56 elementos, en grupos y subgrupos. Observó que se obtenían curvas pe-
riódicas al representar diversas propiedades como volúmenes atómicos, puntos de fu-
sión y ebullición, comportamiento electroquímico, etc.
Mendelejew, en 1869, presentó su trabajo La relación de las propiedades de los
elementos con su peso atómico, en el cual estudia las relaciones entre propiedades físi-
cas y químicas de los elementos y en especial, la valencia y las masas atómicas y en-
contró una repetición periódica de las propiedades de los elementos y de sus correspon-
dientes compuestos cuando los elementos se ordenaban en orden creciente de sus masas
atómicas. Los periodos no tenían siempre la misma longitud, a diferencia de lo supuesto
por Newlands, pero en cada uno existía una variación semejante y gradual de las pro-
piedades de los elementos de manera que los elementos de un mismo grupo o familia se
correspondían en los sucesivos periodos.
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Sobre esta base de que las propiedades de los elementos son función periódica de
sus masas atómicas, Mendelejew publicó su tabla, donde ordenaba todos los elementos
conocidos en aquel tiempo, unos 63, de forma que los elementos análogos de cada fa-
milia aparecían situados en la misma fila horizontal y no como actualmente es costum-
bre, en la misma columna o grupo.
Mendelejew estaba convencido de que la clasificación de elementos que proponía
era la correcta y no dudó en dejar vacíos aquellos lugares de la tabla donde no existiese
elemento conocido así como invertir el orden de algunos de ellos, como Teluro y Yodo,
e incluso suponer dudosas las masas atómicas de algunos elementos. Años más tarde
Mendelejew modificó su tabla variando la posición de algunos elementos como conse-
cuencia de valores más exactos de sus masas atómicas.
Primera Tabla Periódica de Mendelejew (1869)
I II III IV V VI
H=1
Li=7
Be=9’4
B=11
C=12
N=14
O=16
F=19
Na=23
Mg=24
Al=27’4
Si=28
P=31
S=32
Cl=35’5
K=39
Ca=40
¿?=45
¿Er=56
¿Yt=60
¿In=75’6
Ti=50
V=51
Cr=52
Mn=55
Fe=56
Co=59
Cu=63’4
Zn=65’2
¿?=68
¿?=70
As=75
Se=79’4
Br=80
Rb=85’4
Sr=87’6
Ce=92
La=94
Di=95
Th=118?
Zr=90
Nb=94
Mo=96
Rh=104’4
Ru=104’4
Pd=106’6
Ag=108
Cd=112
Ur=116
Sn=118
Sb=122
Te=128
I=127
Cs=133
Ba=137
¿?=180
Ta=182
W=186
Pt=197’4
Ir=198
Os=199
Hg=200
Au=197?
Bi=210
Tl=204
Pb=207
En 1871, Mendelejew y Meyer propusieron conjuntamente una tabla con ocho
columnas obtenida por desdoblamiento de los periodos largos en dos periodos extremos
de siete elementos (grupos I al VII, subgrupos a y b) y un grupo central formado por
tres elementos análogos (grupo VIII). Los periodos quedaron dispuestos en filas hori-
zontales y los grupos distribuidos en columnas tal como se presenta en los sistemas pe-
riódicos modernos. El descubrimiento del Helio, primer gas noble, causó a Mendelejew
una gran contrariedad pues el nuevo elemento no encajaba en ningún lugar de la tabla,
pero más tarde resultó ser una valiosa y definitiva confirmación de la ley periódica ya
que el helio, y los demás gases inertes que se descubrieron seguidamente, constituyeron
el grupo 0 de la tabla ubicado en el extremo derecho de ella.
Algunos de los huecos dejados por Mendelejew en su tabla periódica, correspon-
dientes a elementos aún desconocidos y que él denominó con el prefijo eka- mas el
nombre del elemento de encima, fueron descubiertos aún en vida de Mendelejew, con-
firmando plenamente sus predicciones. Ejemplo: el eka-silicio era el germanio, (1886).
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Tabla Periódica de Mendelejew y Meyer, modificada (1962)
Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 Grupo 5 Grupo 6 Grupo 7Pe-
riodo. a b a b a b a b a b a b a b Grupo 8
Grupo
0
I 1
H
2
He
II 3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
III 11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
A
IV
19
K
29
Cu
20
Ca
30
Zn
21
Sc
31
Ga
22
Ti
32
Ge
23
V
33
As
24
Cr
34
Se
25
Mn
35
Br
26
Fe
27
Co
28
Ni
36
Kr
V
37
Rb
47
Ag
38
Sr
48
Ca
39
Y
49
In
40
Zr
50
Sn
41
Nb
51
Sb
42
Mo
52
Te
43
Tc
53
I
44
Ru
45
Rh
46
Pd
54
Xe
VI
55
Cs
79
Au
56
Ba
80
Hg
57
La
(*) 81
Tl
72
Hf
82
Pb
73
Ta
83
Bi
74
W
84
Po
75
Re
85
At
76
Os
77
Ir
78
Pt
86
Rn
VII
87
Fr
88
Ra
89
Ac
(#)
104 105 106 107 108 109 110
(*) Elementos Lantánidos
 (Tierras Raras)
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
(#) Elementos Actínidos 90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Mv
102
No
103
Lw
1.6. Predicción y descubrimiento de nuevos elementos.
Cuando Mendelejew propuso su tabla periódica no sólo dejó algunos espacios va-
cíos con objeto de que los elementos conocidos se pudieran situar en sus grupos corres-
pondientes, con arreglo a las propiedades químicas que presentaban, sino que predijo
que estos lugares vacíos correspondían a elementos aún desconocidos. Mendelejew dio
a cada uno de estos elementos por descubrir, un nombre provisional formado por el
elemento inmediato superior conocido y un prefijo, tomado del sánscrito (eka=primero,
dwi=segundo), que indicaba el número de espacios existentes en la tabla por debajo del
elemento de referencia. Como las propiedades de un elemento eran, en general, inter-
medias entre las de los elementos de encima y debajo de él, pudo establecer las propie-
dades de los elementos desconocidos así como el carácter químico de sus compuestos.
Los elementos desconocidos de la tabla de Mendelejew, 10 en total, fueron poste-
riormente descubiertos 8 de ellos, entre los que uno se obtuvo artificialmente (el Tecne-
cio) y los dos restantes no pueden existir puesto que corresponden a dos lugares no va-
cíos en las tablas periódicas actuales. Tales elementos son:
Eka-aluminio Galio
Eka-silicio Germanio
Eka-boro Escandio
Eka-cesio Francio
Dwi-cesio no existe
Eka-niobio no existe
Eka-tántalo Protactinio
Dwi-telurio Polonio
Eka-manganeso Tecnecio
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Dwi-manganeso Renio
El descubrimiento de estos elementos y laconcordancia extraordinaria entre las
propiedades de estos elementos recién descubiertos con las predicciones de Mendelejew
contribuyeron a confirmar definitivamente la Ley periódica y dieron un gran valor a la
Tabla que fue considerada desde entonces como base de toda sistematización en la quí-
mica mineral.
Sin embargo, Mendelejew no hizo previsión alguna sobre la existencia de los
elementos del grupo 0, o Gases Inertes. Tras el descubrimiento del Helio (1895), que
fue negado por Mendelejew, y posteriormente del Argón (1894), resultó evidente añadir
un nuevo grupo al Sistema Periódico pues los elementos descubiertos no encajaban en
los huecos. No obstante, en el nuevo grupo 0 había vacantes para otros tres elementos
que fueron encontrados poco después (1898) y son el Neón, el Kriptón y el Xenón.
1.7. Defectos de la Tabla Periódica de Mendelejew.
La clasificación periódica de los elementos de Mendelejew, aunque constituyó
una de las aportaciones teóricas más importantes que ayudaron grandemente al desarro-
llo de la Química, contiene un cierto número de irregularidades que es importante tener
presente a la hora de su estudio:
a) El Hidrógeno no tiene un lugar fijo en la tabla. La posición del hidrógeno varía
en las distintas formas de tablas periódicas, pues si bien en unas, por sus propiedades lo
incluyen entre los no metales (con el grupo de Halógenos) en otras tablas lo incluyen en
el grupo I (con el grupo de Alcalinos) debido a su propiedad química de ser reemplaza-
do en los ácidos por los metales.
b) La distribución de los elementos no sigue siempre el orden creciente de sus
masas atómicas. Para poder agrupar los elementos según sus propiedades, fue necesario
en ciertos casos, alterar el orden de pares de elementos colocando delante el de mayor
masa atómica. Tal caso ocurre con los pares de elementos siguientes: Argón y Potasio,
Cobalto y Níquel, Teluro y Iodo y finalmente Torio y Protactinio.
c) La continuidad aparente de los elementos se rompe. La ordenación continua de
los elementos en la tabla se rompe en el Lantano (periodo 6º) al que le sigue el Hafnio
saltándose 14 elementos (tierras raras) que al no tener cabida en la tabla se colocan co-
mo un grupo aparte. Igualmente ocurre con los elementos situados tras el Actinio.
d) La Tabla periódica no clasifica correctamente a los elementos por sus valen-
cias. Muchos elementos presentan valencias diversas y una sola de ellas, en general no
la más importante, queda destacada al situar el elemento en un lugar determinado de la
tabla periódica. Los elementos Cobre, Plata y Oro, están situados en el grupo Ib al lado
de los alcalinos, Ia a pesar de que difieren completamente de éstos. Esta colocación
destaca la valencia 1 para aquellos elementos a pesar de que el Cobre actúa norma l-
mente con valencia 2 y el Oro con valencia 3. De manera análoga la tabla periódica ig-
nora la variabilidad de la valencia de otros muchos elementos tal como el Hierro, Man-
ganeso, Cromo, Vanadio, etc.
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e) No existe una frontera definida entre metales y no metales. Tanto en los grupos
como en los periodos existe una mezcla de metales y no metales, por ejemplo, el Cloro
y el Manganeso están en el mismo grupo VII, el Carbono y el Titanio están en el mismo
grupo IV, etc. La división inicial de metales y no metales no queda de manifiesto en la
Tabla Periódica. No obstante, esta separación se hace patente en la tabla periódica larga.
f) No se establecen relaciones cuantitativas. La ley periódica expresa que las pro-
piedades de los elementos dependen de sus masas atómicas, en general sólo pueden es-
tablecerse relaciones cualitativas pero no cuantitativas, ya que éstas no varían de manera
uniforme. Mientras las masas atómicas del Cobalto y Níquel difieren sólo en 0'23, las
Zinc y el Galio difieren en 4'34, etc.
Estas anomalías hacen de la ley periódica de Mendelejew una buena aproximación
de la realidad natural de los elementos químicos pero no constituye una expresión
exacta de la misma.
1.8. Estudio general de la Tabla Periódica.
Los elementos químicos actualmente conocidos se agrupan en 7 periodos (el últi-
mo incompleto). Los periodos II y III contienen 8 elementos cada uno, los cuales de-
terminan los grupos I al VII y el grupo 0 (gases inertes) de la tabla. En estos dos perio-
dos, la valencia máxima del elemento respecto al oxígeno es igual al número del grupo,
pero la valencia respecto al hidrógeno o al cloro, aunque aumenta regularmente hasta el
grupo IV, disminuye después hasta llegar al valor unidad para los elementos del grupo
VII. Los dos periodos empiezan con un metal alcalino y terminan, tras un halógeno, con
un gas inerte del grupo 0, por lo que, de izquierda a derecha, en el orden creciente de
pesos atómicos, el carácter metálico va disminuyendo para aumentar, correspondiente-
mente, el carácter no metálico. Las propiedades físicas varían también de una manera
uniforme (ejemplo: variación de los volúmenes atómicos y de los puntos de fusión con
la masa atómica).
El periodo I contiene únicamente dos elementos, el Hidrógeno y el Helio. Cuando
el grupo 0 de los gases inertes no se conocía, el Hidrógeno, que estaba antepuesto a to-
dos, no tenía lugar adecuado en la Tabla Periódica y se dejaba aislado o se colocaba en
el grupo I con los alcalinos, por la semejanza de fórmulas entre los ácidos y las corres-
pondientes sales alcalinas: HCl y NaCl; HNO3 y KNO3; H2SO4 y Na2SO4, etc. Poste-
riormente se descubrieron los gases inertes y se agregó el grupo 0 por la no reactividad
de sus elementos (valencia nula), y el Hidrógeno puede ya tener un puesto propio.
Actualmente hay razones para situar el grupo 0 a la derecha de la Tabla por ser
cada gas inerte el último elemento de cada periodo, como se verá después con la confi-
guración electrónica. Entonces el Hidrógeno debe anteceder al Helio, lo mismo que los
halógenos anteceden a los gases nobles, el Hidrógeno se sitúa actualmente en el grupo
VII, puesto que también es más parecido en sus propiedades físicas y químicas a los
elementos halógenos que a los metales alcalinos.
Los demás periodos comprenden análogamente los elementos que empiezan con
un metal alcalino y terminan con un gas noble, con excepción del periodo 7°, que está
incompleto. Los periodos IV y V contienen 18 elementos, los cuales para referirlos a los
8 grupos de la Tabla se dividen en un primer subperiodo de 7 elementos (elementos a,
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grupos largos), un subperiodo de 3 elementos muy parecidos que forman parte del gru-
po VIII, otro subperiodos de 7 elementos (elementos b, grupos cortos) y finalmente el
elemento gas inerte del grupo 0.
El periodo VI contiene 32 elementos pero 14 de ellos, dispuestos secuencialmente
y de propiedades físicas y químicas prácticamente iguales, no tienen cabida en la Tabla
y han de colocarse fuera de ella (son los llamados elementos de las tierras raras, los
cuales siguen al Lantano, por lo que también se llaman Lantánidos), y los 18 elementos
restantes pueden distribuirse de conformidad a sus propiedades, como los elementos de
los periodos cuarto y quinto, con los que se corresponden.
Finalmente, el periodo VII está incompleto, pues si por analogía se supone que
debe contener 32 elementos, como el sexto periodo, solamente se conocen 17 elemen-
tos, de los que los 11 últimos que siguen al Uranio, han sido producidos artificialmente
desde 1940 por reacciones nucleares y han resultado de vida efímera. Hasta esta fecha
en que la Tabla Periódica terminaba en el Uranio, los 6 elementos que entonces com-
prendía el séptimo periodo, se situaban en los subgrupos a de la tabla, pero actualmente
hay motivos para situar fuera de la misma, los elementos que siguen al actinio, (Actíni-
dos), de manera análoga a los Lantánidos del sexto periodo con los cualespueden rela-
cionarse.
Los elementos distribuidos en estos siete periodos, quedan a su vez clasificados 9
columnas o grupos que a partir del cuarto periodo se subdividen, como ya se ha indica-
do, en dos subgrupos a y b, que comprenden elementos químicamente análogos o con-
géneres. Los elementos de los periodos segundo y tercero, determinantes de los grupos,
por lo que se denominan a veces como elementos tipo, son más parecidos a los elemen-
tos de uno de los subgrupos que a los del otro, en especial los elementos de los grupos
extremos. Los elementos tipo de los grupos I y II son muy análogos a los elementos de
los subgrupos a, mientras que los elementos tipo de los grupos III al VII son muy pare-
cidos a los elementos de los subgrupos b.
Los elementos de los subgrupos a y b situados en un mismo grupo no tienen mu-
chas semejanzas en sus propiedades física y químicas. Sólo en los grupos III y IV la
semejanza de propiedades es algo mayor. La coincidencia de elementos dispares en el
mismo grupo (por ejemplo, los halógenos y la familia del manganeso o anfígenos y la
familia del Cromo) pueden evitarse desplegando la Tabla Periódica de Mendelejew en
una nueva tabla periódica de 18 columnas (determinadas por los elementos de los perio-
dos IV y V) con lo cual, los subgrupos a y b quedan alejados. Este tipo de tabla se co-
noce como Tabla Larga, en oposición a la tabla corta que hemos estudiado. El modo de
relacionarse los elementos de los tres primeros periodos, ahora incompletos, con las 18
columnas de la tabla larga, da lugar a distintas formas de la misma, si bien en todas ellas
se mantiene, en general, la designación de grupos y subgrupos establecida en la tabla
corta. El lugar o puesto que ocupa cada elemento químico en la tabla periódica, se co-
noce como número atómico del correspondiente elemento que coincide con el número
de protones de su núcleo o electrones en su átomo neutro.
2. DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS
Los trabajos de Mendelejew y de Meyer de clasificar los elementos químicos en
grupos de propiedades semejantes, que concluyeron con el establecimiento de la Tabla
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Periódica, se realizaron antes de conocerse la estructura atómica de sus átomos. La cla-
sificación se hizo basándose en las propiedades físicas (Meyer) o basándose en las pro-
piedades químicas (Mendelejew). Pero fue después Moseley, discípulo de Rutherford,
quien en 1912 condujo al actual sistema periódico, al ordenar los elementos, no por su
masa atómica, sino por su número atómico creciente. Se basó en un experimento senc i-
llo que consistía en exponer los distintos elementos a la acción de los rayos catódicos
(constituidos por un flujo de electrones). Los elementos emitían a su vez unas radiacio-
nes electromagnéticas, denominadas rayos X. Se obtenía así el espectro de rayos X de
cada uno de esos elementos.
Sistema Periódico Largo
1a 2a 3ª 4a 5a 6ª 7a 8 1b 2b 3b 4b 5b 6b 7b 0
I 1
H
2
He
II 3
LI
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
III 11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
IV 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
31
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
V 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
VI 55
Cs
56
Ba
57
La*
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
VII
87
Fr
88
Ra
89
Ac*
*
104
Ku
105
Ha
* Lantánidos 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 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
Lw
Moseley observó que la frecuencia de una raya determinada del espectro de rayos
X dependía de un número entero cuyo valor aumentaba de uno en uno, según el número
de orden del elemento en la tabla periódica (o número atómico). De esto se dedujo que
ese número atómico sería igual al número de cargas eléctricas del núcleo.
Esta correspondencia entre la frecuencia ν, y
el número atómico Z, la obtuvo experimentalmente
porque al representar ν frente a Z resultaba una
línea recta.
Este hecho le llevó a pensar que el número
atómico estaba en íntima conexión con el compor-
tamiento del átomo y que, por tanto, resultaría más
conveniente ordenar los elementos según su carga
nuclear. El éxito de esta idea fue completo pues con
la nueva tabla periódica se corrigieron las anomalías
existentes en la tabla de Mendelejew. Los elementos
de propiedades parecidas se colocaron en la misma
columna y después de algunas variaciones en la for-
 FIG. 1
ma se llegó a la Tabla o Sistema Periódico actual, de Werner, o Sistema Periódico La r-
go, que consta de 18 columnas (familias o grupos) y de siete periodos (líneas horizon-
tales). La importancia de la clasificación periódica es enorme, pues permite deducir mu-
chas propiedades de los elementos según su posición en el Sistema Periódico.
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Será necesario saber ahora cómo se van disponiendo los electrones en los átomos
siguiendo el orden creciente de sus números atómicos. Es decir, conocer la configura-
ción electrónica de un determinado átomo dado su número atómico. Para ello, conside-
raremos que los orbitales de los átomos polielectrónicos son análogos a los del hidróge-
no, aunque no sean idénticos. Para construir la configuración electrónica de los átomos
en su estado normal o fundamental (el de menor energía), se aplica el proceso de cons-
trucción que se basa en los siguientes principios o postulados:
2.1. Principio de mínima energía.
En el átomo en estado normal los electrones se colocan en los orbitales disponi-
bles de menor energía. Estos niveles energéticos se conocen a partir de los datos expe-
rimentales suministrados por los espectros atómicos, siguiendo, por su contenido cre-
ciente de energía, el orden que se expresa a continuación:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 6s < 4f < 5d < 6p
Hay que destacar que para un mismo valor de n (número cuántico principal), el
orden energético de los orbitales es s<p<d (excepto en el hidrógeno en que tienen la
misma energía) y que los orbitales 3d tienen mayor energía que el 4s, los 4d mayor que
el 5s, los 4f mayor que los 5p y que el 6s, etc. aunque estas secuencias energéticas entre
subniveles no se cumplen exactamente para todos los elementos.
2.2. Principio de exclusión de Pauli.
En un mismo átomo nunca puede haber dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales. Este principio fue establecido en 1925 por el físico suizo Wolfgang
Pauli, tras numerosas observaciones de los espectros atómicos. Por ejemplo, si en un
átomo hay dos electrones que tienen iguales los números cuánticos n, l y m, habrá de
tener el número cuántico s diferente. De aquí se deduce que existe una limitación para el
número de electrones que pueden ocupar un mismo orbital. Únicamente podrá haber dos
electrones (con spines opuestos o antiparalelos), ya que el número s sólo puede tomar
dos valores distintos 1/2 y -1/2 (el spin se representa por una pequeña flecha, [↑], y el
spin opuesto, por otra de sentido contrario [↓]). Como en un nivel de número cuántico
principal n, hay n2 orbitales, podrán existir en ese piso 2n2 electrones como máximo.
2.3. Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Cuando una serie de orbitales degenerados (p,d o f) se están completando, los
electrones se distribuyen manteniéndose con spines paralelos, mientras esto sea posible,
estrenando y ocupando los suborbitales mientras alguno queda vacío. Por ejemplo, si se
colocan dos electrones en los orbitales 2p, habría, en principio,
tres posibilidades, que son las expresadas en la fig.2. En el estado
fundamental, la disposición de loselectrones es la (a), según esta
regla de máxima multiplicidad, pues es la más estable. En las
otras dos configuraciones los spines de los electrones son antipa-
ralelos. Esta regla de Hund, es una regla empírica, nacida de la
aportación de los datos experimentales en el átomo, especial-
mente de los estudios espectroscópicos. FIG. 2
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Teniendo en cuenta estas normas, se podrá construir la configuración electrónica
de cualquier elemento en su estado normal. Cuando al átomo se le comunica una ener-
gía, algunos electrones podrán saltar a orbitales superiores de mayor energía o contradi-
rán la regla de máxima multiplicidad de Hund, con lo que pasará aun estado excitado.
2.4. Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico.
Con todo lo anterior se puede ya representar la configuración electrónica de los
elementos según su situación en el Sistema Periódico, es decir, se puede justificar el
propio Sistema Periódico. Si nos fijamos en él podemos observar que el primer periodo
tiene sólo dos elementos: el Hidrógeno (1s1) y Helio (1s2).
El segundo periodo contiene ocho elementos, comenzando en el Litio (1s22s1) y
finalizando en el Neón (1s22s22p6). La configuración de los ocho elementos de este pe-
riodo será:
Litio………… 1s22s1
Berilio……… 1s22s2
Boro………… 1s22s22p1
Carbono…….. 1s22s22p2
Nitrógeno…… 1s22s22p3
Oxígeno…….. 1s22s22p4
Flúor………... 1s22s22p5
Neón………... 1s22s22p6
Para abreviar, la configuración electrónica puede escribirse también indicando
solamente los electrones de la última capa, mientras que los de las capas internas, que
ya están llenas, se representan con las letras correspondientes, K, L, M,... o bien, con el
símbolo del gas noble (grupo 0) precedente. Así, por ejemplo, el tercer periodo, en el
que hay también 8 elementos, comienza con el Sodio y finaliza en el Argón:
Sodio……..… (Ne) 3s1
Magnesio….. (Ne) 3s2
Aluminio….. (Ne) 3s23p1
Silicio…….. (Ne) 3s23p2
Fósforo…… (Ne) 3s23p3
Azufre……. (Ne) 3s23p4
Cloro…….. (Ne) 3s23p5
Argón……. (Ne) 3s23p6
En el cuarto periodo existen 18 elementos, comenzando con el Potasio (Ar)4s1,
continuando en el Calcio, pero al llegar al Escandio, el electrón no se sitúa en un orbital
4p, sino que lo hace en el orbital disponible de menor energía, que es uno de los 3d.
Comienza así un conjunto de diez elementos en los que se van a introducir un total diez
electrones en los cinco orbitales 3d. Cuando éstos se han completado en el Zinc, el si-
guiente electrón se coloca en un orbital 4p, en el Galio, hasta llegar al Kriptón de es-
tructura (Ar)4s23d104p6:
Potasio…………… (Ar)4s1
Calcio……………. (Ar)4s2
Escandio………. (Ar)4s23d1
Titanio………… (Ar)4s23d2
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Vanadio………. (Ar)4s23d3
Cromo………… (Ar)4s13d5
Manganeso…… (Ar)4s23d5
Hierro………… (Ar)4s23d6
Cobalto………. (Ar)4s23d7
Níquel………... (Ar)4s23d8
Cobre………… (Ar)4s13d10
Zinc………….. (Ar)4s23d10
Galio…………… (Ar)4s23d104p1
Germanio………. (Ar)4s23d104p2
Arsénico……….. (Ar)4s23d104p3
Selenio…………. (Ar)4s23d104p4
Bromo…………. (Ar)4s23d104p5
Kriptón………… (Ar)4s23d104p6
En el quinto periodo la configuración es semejante al periodo anterior:
Rubidio…….…… (Kr)5s1
Estroncio……..… (Kr)5s2
Ytrio………… (Kr)5s24d1
Zirconio…….. (Kr)5s24d2
Niobio………. (Kr)5s14d4
Molibdeno….. (Kr)5s14d5
Tecnecio……. (Kr)5s24d5
Rutenio……… (Kr)5s14d7
Rodio……….. (Kr)5s14d8
Paladio……… (Kr)5s04d10
Plata………… (Kr)5s14d10
Cadmio……… (Kr)5s24d10
Indio…………… (Kr)5s24d105p1
Estaño…………. (Kr)5s24d105p2
Antimonio…….. (Kr)5s24d105p3
Teluro…………. (Kr)5s24d105p4
Iodo………….… (Kr)5s24d105p5
Xenón…………. (Kr)5s24d105p6
El sexto periodo contiene 32 elementos, comienza con el Cesio (Xe)6s1, y al llegar
al elemento Z=57, el Lantano, el electrón correspondiente se introduce en un orbital 5d.
Pero en el siguiente elemento el siguiente electrón no ocupará un orbital 5d, sino un
orbital 4f, de menor energía. Comienza así una nueva serie en la que se van llenando
esos siete orbitales 4f y donde caben 14 electrones, luego comprenderá 14 elementos
desde el Cerio (Xe)6s25d04f2, hasta el Lutecio (Xe)6s25d14f14. Al llegar al elemento si-
guiente, El Hafnio, el electrón se vuelve a situar en orbitales 5d y así sucesivamente
hasta el Mercurio. El periodo termina en el Radón (Xe) 6s24f145d106p6:
Cesio…………………. (Xe)6s1
Bario…………………. (Xe)6s2
Lantano…………… (Xe)6s25d1
Cerio…………… (Xe)6s25d04f2
Praseodimio……. (Xe)6s25d04f3
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Neodimio………. (Xe)6s25d04f4
Prometio………. (Xe)6s25d04f5
Samario……….. (Xe)6s25d04f6
Europio……….. (Xe)6s25d04f7
Gadolinio……… (Xe)6s25d14f7
Terbio…………. (Xe)6s25d04f9
Disprosio……… (Xe)6s25d04f10
Holmio………… (Xe)6s25d04f11
Erbio…………... (Xe)6s25d04f12
Tulio…………… (Xe)6s25d04f13
Yterbio………… (Xe)6s25d04f14
Lutecio………… (Xe)6s25d14f14
Hafnio…………….. (Xe)6s25d24f14
Tantalio…………… (Xe)6s25d34f14
Wolframio………… (Xe)6s25d44f14
Renio……………... (Xe)6s25d54f14
Osmio…………….. (Xe)6s25d64f14
Iridio……………… (Xe)6s25d74f14
Platino……………. (Xe)6s15d94f14
Oro……………….. (Xe)6s15d104f14
Mercurio…………. (Xe)6s25d104f14
Talio………………… (Xe)6s25d104f146p1
Plomo………………. (Xe)6s25d104f146p2
Bismuto…………….. (Xe)6s25d104f146p3
Polonio……………… (Xe)6s25d104f146p4
Astato……………….. (Xe)6s25d104f146p5
Radón……………….. (Xe)6s25d104f146p6
En el séptimo y último periodo vuelve a suceder la mismo que en el periodo ante-
rior. Comienza en el Francio (alcalino) de estructura (Rn)7s1 y al llegar al Actinio se
inicia la ocupación del orbital 6d, pero en el elemento que le sigue, el Torio, se estrena
el orbital 5f comenzando así otra serie de 14 elementos (actínidos) que termina en el
Lawrencio. La mayoría de estos elementos son inestables, los elementos que siguen al
Uranio (transuránicos) no existen en la naturaleza, pues han sido obtenidos en el labo-
ratorio por procesos de reacciones nucleares, y han resultado ser de vidas muy efímeras.
Francio….……………. (Rn)7s1
Radio…………………. (Rn)7s2
Actinio..…………… (Rn)7s26d1
Torio…………… (Rn)7s26d25f0
Protactinio..……. (Rn)7s26d15f2
Uranio….………. (Rn)7s26d15f3
Neptunio……….. (Rn)7s26d05f5
Plutonio……….. (Rn)7s26d05f6
Americio……….. (Rn)7s26d05f7
Curio…………… (Rn)7s26d15f7
Berkelio..………. (Rn)7s26d15f8
Californio……… (Rn)7s26d05f10
Einstenio..……… (Rn)7s26d05f11
Fermio…..……... (Rn)7s26d05f12
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Mendelevio..…… (Rn)7s26d05f13
Nobelio………… (Rn)7s26d05f14
Lawrencio……… (Rn)7s26d15f14
Como resumen del estudio del Sistema Periódico, diremos que en él se pueden
distinguir los siguientes tipos de elementos:
- Elementos de los grupos principales: son ocho grupos, Ia (metales alcalinos), IIa
(metales alcalino-térreos), IIIa (grupo del Boro o boroideos), IVa (Carbonoideos), Va
(Nitrogenoideos), VIa (Anfígenos), VIIa (Halógenos) y 0 (Gases Inertes o Nobles).
- Elementos de Transición: series de l0 elementos situados entre las columnas IIIb
hasta IIb, en los periodos 4, 5 y 6 (primera, segunda y tercera serie de transición respec-
tivamente). En el periodo 7, la serie de transición correspondiente (cuarta) está incom-
pleta (sólo tiene un elemento) y en ella se acaba el Sistema Periódico. En todos estos
elementos de transición se están llenando los orbitales d de la penúltima capa, (n-1)d.
- Elementos de Transición Interna: series de 14 elementos, situada cada serie en
los periodos 6 y 7. En ellos se están llenando los orbitales f de la antepenúltima capa,
(n−2)f. No tienen cabida en la tabla periódica, por lo que se sitúan fuera de ella. Estarían
incluidos dentro de las casillas del Lantano y del Actinio, por lo que también se les de-
nominan Lantánidos y Actínidos, además de Tierras Raras.
Cada periodo comienza pues, por un metalalcalino (excepto el primero, que em-
pieza por el Hidrógeno) y termina en un gas noble. Examinando las configuraciones
electrónicas externas de cada grupo del sistema periódico, resulta que son:
- Metales alcalinos…………………… ns1
- Metales alcalino-térreos…….………. ns2
- Metales de transición………….……. ns2(n-1)dvariable
- Metales de transición interna….……. ns2(n-1)d0-2(n-2)fvariable
- Boroideos (grupo del Boro)………… ns2np1
- Carbonoideos ………………………. ns2np2
- Nitrogenoideos……………………… ns2np3
- Anfígenos…………………………… ns2np4
- Halógenos…………………………… ns2np5
- Gases Inertes o Nobles……………… ns2np6
El número n del nivel más externo es igual al número del periodo. En los ele-
mentos de transición y en los lantánidos y actínidos, en algunos casos, hay pequeñas
alteraciones en la ocupación de los orbitales más externos, por ejemplo, el cromo y el
cobre, tienen como configuraciones 3d54s1 y 3d104s1, respectivamente y no las que ca-
bría esperar de seguir la secuencia normal: 3d44s2 y 3d94s2. El hecho de que el nivel
cuántico interior esté lleno o semilleno, parece que le confiere una estabilidad adicional.
Esto es debido a que las diferencias energéticas entre estas dos formas son sumamente
pequeñas, pero, en general las configuraciones electrónicas son las indicadas.
Resulta así que todos los elementos situados en una misma columna tienen igual
configuración electrónica. Por otra parte, en el sistema periódico, los elementos se en-
cuentran ordenados de tal forma que en la misma columna están situados los de propie-
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dades químicas parecidas por eso, las propiedades químicas dependerán de la configura-
ción electrónica externa, es decir, de los electrones que ocupan los orbitales de mayor
energía. Por esto, es muy frecuente representar la estructura atómica según el simbolis-
mo de Lewis, que consiste en rodear al símbolo del elemento por tantos puntos como
electrones externos tenga.
En los elementos de transición de un mismo periodo, el número de electrones del
orbital más externo es igual a ns2, por lo que tendrán una gran semejanza en sus propie-
dades químicas, siendo mayor en el mismo periodo que en el mismo grupo. Este fenó-
meno también ocurre en los elementos de transición interna.
Por último, los Gases Inertes son elementos muy poco reactivos, y esa gran esta-
bilidad puede atribuirse a su configuración electrónica completa. Al dirigirse todo en la
naturaleza hacia un estado de máxima estabilidad (mínima energía), los demás elemen-
tos tenderán a adquirir esta configuración de gas inerte o gas noble, o sea, a tener com-
pletos sus orbitales más externos.
3. PROPIEDADES PERIÓDICAS
Al analizar un periodo de izquierda a derecha, se observa que existe una gradación
en muchas de las propiedades de los elementos que lo integran, al ir aumentando el nú-
mero atómico, es decir, el número de electrones externos. Hay, pues, una periodicidad
en las propiedades de cada línea horizontal del sistema periódico. Este hecho está de
acuerdo con la ley de periodicidad de Mendelejew: las propiedades de los elementos no
son arbitrarias, sino que dependen de su estructura y varían con la masa atómica de
modo sistemático.
Ahora ya estamos en disposición de comprender que las propiedades no dependen
de la masa atómica, sino del número atómico y de la disposición de los electrones ex-
ternos. A continuación estudiaremos algunas de las más importantes de estas propieda-
des periódicas.
3.1. Radio atómico y Volumen atómico.
Como no es posible
medir el radio de un áto-
mo aislado, para estudiar
su variación en el sistema
periódico, se acude a la
representación gráfica del
volumen atómico, (obte-
nido por el cociente entre
la masa atómica y la den-
sidad) frente al número
atómico. Así, se observa
que en un mismo periodo
el elemento de mayor vo-
lumen atómico, es el me- 
FIG. 3
tal alcalino y que a medida que se avanza en ese periodo va disminuyendo, con ciertas
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irregularidades, para volver a aumentar al llegar al metal alcalino del periodo siguiente y
que, además, tiene un volumen superior al del metal alcalino anterior.
Estas variaciones en la tabla periódico, pueden interpretarse de una forma teórica:
a) En un mismo grupo, el radio atómico aumentará con el número cuántico principal,
n, de la capa externa, es decir, al descender en ese grupo.
b) En un mismo periodo todos los elementos tienen el mismo número n externo, pero
al avanzar hacia la derecha, va aumentando la carga positiva del núcleo por adición su-
cesiva de un protón. Como la carga positiva del núcleo está muy concentrada en un es-
pacio muy pequeño, el campo eléctrico creado por ella aumenta mucho, con lo cual
atrae más a los electrones y las capas electrónicas se comprimen, Por tanto, al avanzar
en un periodo, el radio, en general, disminuye. Esta secuencia general también puede
explicarse atendiendo a la fórmula del radio de Bohr:
22
22
4 nZe
hn
r
π
=
3.2. Potencial de Ionización.
El Potencial de Ionización se define como el cambio de entalpía necesaria para
llevar el electrón más externo de un átomo gaseoso (es decir, el electrón unido con mí-
nima energía) hasta el infinito y producir así un ion positivo también en estado gaseoso,
supuesto realizado este proceso a 0 K.
IEegAgA −+→
−+ )()(
Es un proceso endoenergético, pues hay que comunicar una energía para vencer la
atracción electrostática del núcleo y arrancar ese electrón. Se mide experimentalmente
por métodos espectroscópicos y se suele expresar en electrón-voltios por átomo y en
kilocalorías por mol o en kilojulios por mol:
mol
KJ
mol
Kcal
átomo
eV
5'96231 ==
En definitiva, mide la tendencia de un átomo para formar iones positivos. Cuanto
menor sea la energía de ionización, será más fácil arrancarle un electrón y mayor será su
tendencia a formar iones positivos.
Definida así, ésta
será la primera energía
de ionización. Al re-
presentar gráficamente
los valores correspon-
dientes a los elementos
del sistema periódico
en orden creciente del
número atómico Z, se
observa cómo varía pe-
riódicamente. En cada
periodo aumenta con Z
siendo el gas inerte el
de mayor energía de io FIG. 4
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18/24
nización. Al pasar al siguiente periodo, el valor es inferior al del correspondiente ele-
mento del mismo grupo del periodo anterior.
La justificación de estas regularidades es la siguiente:
a) Al descender en un grupo, el número n de la capa más externa aumenta y el radio
atómico también. Al estar más separado el electrón externo, la acción del núcleo sobre
él, es menor y se necesita menos energía para separarlo. La energía de ionización dismi-
nuye al descender en un grupo.
b) En un periodo, el número n es el mismo, pero de izquierda a derecha aumenta la
carga nuclear, con lo cual, la atracción del núcleo es mayor y la energía de ionización
también aumenta en este sentido. Hay algunas irregularidades en esta gradación, que se
explican principalmente mediante el efecto de apantallamiento de los electrones inter-
nos. Como este apantallamiento disminuye el efecto de atracción del núcleo, lo que ha-
brá de tenerse en cuenta no es sólo la carga nuclear, Z, sino la carga nuclear efectiva, Z*,
resultado de sustraer a aquella la acción de apantallamiento de los electrones internos:
Z*=Z-σ (siendo σ=constante de pantalla). Esta constante de pantalla no varía de forma
regular, lo que será causa de esas pequeñas anomalías.
En definitiva, cuanto más bajo y a la izquierda del Sistema Periódico se encuentre
un elemento, menor será su energía de ionización. Por el contrario,cuanto más arriba y
a la derecha se encuentre, mayor será la energía de ionización.
De la fórmula obtenida de la energía de un orbital, se puede deducir la misma
conclusión: la energía es directamente proporcional a Z e inversamente proporcional a
n, ya que la energía de ionización será igual a la energía del orbital que ocupa el elec-
trón, con signo cambiado:
22
4222
hn
meZ
E
π−=
Existe también una segunda, tercera, etc. energías de ionización. Al ion A+ podría
arrancársele un nuevo electrón:
2
2
IEeAA −+→
−++
y a este nuevo ion se le puede arrancar un siguiente electrón:
3
32
IEeAA −+→
−++
Se cumple, además que 321 III EEE << , etc., ya que al haber menos electrones, la
atracción del núcleo sobre ellos es mayor. Por este motivo, sólo son estables, en general,
los iones positivos con una o dos cargas, y es muy difícil obtener cationes con más de
tres. Este salto en el valor de las sucesivas energías de ionización es más brusco cuando
se rompe una estructura de gas noble, es decir, una configuración electrónica completa.
Así, la segunda energía de ionización del litio es mucho mayor que la del berilio.
3.3. Afinidad electrónica.
La Afinidad Electrónica es el cambio de entalpía que se produce en el paso de un
electrón, con energía cinética cero, desde el infinito hasta el orbital disponible de menor
energía de un átomo gaseoso, para formar un ion negativo también gaseoso, supuesto
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realizado este proceso a 0 K:
AEgAegA +→+
−− )()(
donde EA es la entalpía llamada Afinidad Electrónica. Se trata en general, de un proceso
exoenergético, pues al aproximar cargas eléctricas opuestas (un electrón se aproxima al
campo eléctrico positivo de un núcleo) se desprende una energía. Mide así la tendencia
a formar iones negativos. A mayor afinidad electrónica más energía se desprende en ese
proceso y mayor será la tendencia del elemento a formar iones negativos.
Es más difícil la determinación experimental de esta magnitud que la de las ener-
gías de ionización. También se mide en electrón-voltios, en Kcal/mol o en KJ/mol. Su
variación en el Sistema Periódico es análoga a la de las energías de ionización (aunque
con más irregularidades), puesto que también aumenta con la atracción nuclear.
En general la Afinidad Electrónica, disminuye en un grupo cuando aumenta en
número cuántico principal del orbital más externo y aumenta con el número atómico
cuando n es el mismo. Por tanto, las mayores afinidades electrónicas corresponden a los
elementos situados más arriba y a la derecha del sistema periódico, excluidos gases
inertes o gases nobles.
Así definida, ésta es la primera Afinidad Electrónica. Asimismo, existen una se-
gunda, tercera, etc., afinidades electrónicas, pero los procesos correspondientes son ya
endoenergéticos, pues al aproximarse un electrón a un ion negativo habrá que vencer
una fuerte repulsión electrostática.
3.4. Electronegatividad.
La Electronegatividad es según la definición de Linus Pauling, el poder o tenden-
cia de un átomo, dentro de una molécula, de atraer hacia sí, los electrones de su enlace
con otro átomo. Estará, pues, íntimamente relacionada con la energía de ionización y
con la afinidad electrónica. Sin embargo, no se puede medir directamente, sino que se
ha de hacer con relación a otro elemento. Por ello, hay dificultades en su determinación
y se han establecido distintas escalas y definiciones:
a) Escala de Mulliken. Es muy intuitiva, ya que define la electronegatividad, EN, co-
mo la media aritmética de la afinidad electrónica EA y la energía de ionización EI de un
átomo: EN=(EA+EI)/2 sin embargo tiene el inconveniente de que EA y EI son diferentes
en el átomo aislado a cuando se encuentra formando un compuesto.
b) Escala de Pauling. Es más utilizada que la anterior y su cálculo se basa en valores
de energías de enlace. Pauling sugirió que la diferencia en las electronegatividades de
dos átomos está relacionada con la diferencia entre la energía real de un enlace entre
ellos y la energía que debía esperarse para un enlace covalente puro entre los mismos.
En ambas escalas los valores numéricos de las electronegatividades son diferen-
tes, pero los valores relativos son análogos. Según la definición de Mulliken, se deduce
que los elementos de mayor energía de ionización y de mayor afinidad electrónica serán
los de electronegatividades más elevadas, por ello, también habrá una variación periódi-
ca de la electronegatividad. La electronegatividad aumenta en el Sistema Periódico de
abajo a arriba y de izquierda a derecha. La importancia del conocimiento de este hecho
estriba en que con frecuencia, las diferencias de electronegatividades pueden ser rela-
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cionadas semicuantitativamente, aunque de forma empírica, con propiedades de los en-
laces tales como los momentos dipolares y las energías de enlace.
3.5. Otras propiedades periódicas.
La electronegatividad proporciona la explicación de muchas otras propiedades fí-
sico-químicas de los elementos. Sirve así para clasificarlos en dos grandes grupos, se-
gún la acción del núcleo sobre los electrones externos:
- Elementos electronegativos o no metales. Son elementos con tendencia a captar
electrones y formar iones negativos, porque los valores de su energía de ionización y
afinidad electrónica son altos, es decir, su electronegatividad es elevada. Tienen nume-
rosos electrones externos.
- Elementos no electronegativos o metales. Son elementos con tendencia a perder
electrones y formar iones positivos, porque su afinidad electrónica y energía de ioniza-
ción y, por tanto, sus electronegatividades, son bajas. Tienen pocos electrones externos.
Dentro de los metales hay que distinguir los metales de los grupos principales, los
de transición y los de transición interna. Los metales más activos, es decir, los de mayor
carácter metálico, son los situados más abajo y a la izquierda del sistema periódico, es
decir: Cesio, Francio, etc. y los no metales más activos, por el contrario, se hallan en la
parte superior derecha, excluyendo a los gases inertes, es decir: Flúor, Cloro, Oxígeno,
etc. Podría trazarse en el sistema periódico una línea divisoria, casi en diagonal, meta-
les/no metales. Los elementos próximos a esta línea muestran muchas veces propieda-
des intermedias (semimetales o semiconductores).
 FIG. 5
El carácter metálico es también una propiedad periódica, ya que cada periodo co-
mienza por un metal más activo, disminuyendo el carácter metálico al avanzar a la dere-
cha en el Sistema Periódico. En un periodo largo existe siempre la secuencia: metal→
metal transición → no metal → gas inerte.
Otras muchas propiedades están relacionadas también con la variación de la elec-
tronegatividad. Tal es el caso del carácter reductor (relacionado con la capacidad de
donar electrones) u oxidante (relacionado con la capacidad de captar electrones) de un
elemento. Los más electronegativos serán oxidantes y los menos electronegativos, los
metales, serán reductores.
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Lo mismo ocurre con otras propiedades como el carácter de los hidruros, la acidez
o la basicidad de los compuestos hidroxigenados que forman los elementos, etc. que
dependen igualmente de la electronegatividad.
4. ESTUDIO EXPERIMENTAL DE POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Como ejemplo, vamos a estudiar experimentalmente el Potencial de Ionización,
que es el voltaje correspondiente a la energía requerida para eliminar completamente un
electrón de un átomo gaseoso, sin que se transmita al electrón libre energía cinética re-
sidual alguna.
El Potencial de Ionización puede determinarse experimentalmente bombardeando
un gas con electrones que han sido acelerados en un tubo devacío por medio de una
diferencia de potencial eléctrica entre una rejilla G y un filamento caliente F que emite
electrones. Fig.6. Los electrones emitidos por el filamento caliente son acelerados por
un potencial regulable desde el filamento y la rejilla. La placa P es ligeramente negativa
respecto a la rejilla. Se regula la presión del
gas en el tubo, de modo que se produzcan
pocas colisiones de electrones con átomos
entre F y G, pero que sean probables las coli-
siones entre G y P. A medida que aumenta el
potencial entre F y G, los electrones proce-
dentes del filamento entran en el espacio entre
G y P con energía creciente. Las colisiones
entre los electrones y los átomos del gas pue-
den ser de dos clases: 
FIG. 6
1) Si los electrones acelerados tienen una energía cinética insuficiente para provocar
un cambio de un nivel energético a otro, en los átomos con los que chocan, se dice que
las colisiones son elásticas.
2) Las colisiones son inelásticas cuando aumentamos el potencial, pues los electrones
acelerados poseen energía cinética suficiente para excitar a un electrón orbital, desde un
nivel energético hasta el siguiente nivel superior. En esta colisión, no se conserva la
energía cinética total. Aumenta el contenido de energía del átomo golpeado, y con ello
se modifican sus órbitas electrónicas y el átomo pasa aun estado excitado. El electrón
que choca puede perder gran cantidad de energía cinética, tanta que le haga regresar a la
rejilla G.
Como el contenido de energía del átomo y sus electrones orbitales está netamente
cuantizado, solamente se producen colisiones inelásticas a energías superiores a valores
bien definidos correspondientes a transiciones entre estados de energía permitidos. Esto
es, con un potencial de aceleración creciente entre F y G se observa que la corriente de
la placa desciende bruscamente a ciertos potenciales definidos llamados Potenciales
Críticos. Estos potenciales críticos miden la aparición de cambios permitidos en el con-
tenido de energía de los átomos bombardeados. Así, por ejemplo, el Helio presenta po-
tenciales críticos de 19’75, 20’55, 21’20, 22’90, 23’60,.... y 24’5 Voltios.
El potencial crítico más alto es el llamado Potencial de Ionización, esto es, la
energía mínima necesaria para arrancar completamente un electrón al átomo. La energía
correspondiente a éste u otro de los potenciales críticos puede proceder también de la
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radiación electromagnética en forma de luz, rayos X, etc.
El potencial de ionización del átomo de un solo electrón, el Hidrógeno, puede
predecirse por la fórmula deducida en el modelo de Bohr. La ionización del átomo nor-
mal de hidrogeno (estado fundamental) corresponde a la transición n1=1 a n2=∞ para la
cual la ecuación sería:
595'13/10.1783'2
112 11
223
422
==





∞
−=∆− − átomoergios
nch
meZ
E
π
 eV/átomo
Esta transición está representada como límite superior de estados de energía con-
vergentes de la fig.7 y ha sido confirmada por la observación experimental. Los poten-
ciales de ionización medidos de los átomos del sistema periódico, conforme varía su
número atómico, se indican en la fig.4 y muestran una gran periodicidad que guarda
relación con las propiedades químicas.
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BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-
rial Marín. 1968. BARCELONA.
Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-
ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Bodie E.DOUGLAS y Darl H.MCDANIEL. Conceptos y Modelos de Química
Inorgánica. Editorial Reverté. BARCELONA.
E.CARTMELLK y G.W.A FOWLES. Valencia y Estructura Molecular. Editorial
Reverté. 1970. BARCELONA.
Paul ANDER y Anthony J.SONNESSA. Principios de Química. Introducción a
los Conceptos Teóricos. Editorial Limusa. 1989. MÉJICO.
J.MORCILLO. Temas Básicos de Química. Editorial Alhambra-Universidad.
MADRID.
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Tratamiento Didáctico
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OBJETIVOS
Estudio de la ordenación sistemática de los elementos químicos, mediante su desa-
rrollo histórico, mostrando los distintos criterios adoptados para lograr la clasificación.
Exponer la periodicidad de las propiedades de los elementos y relacionarla con su
clasificación sistemática.
Explicar e interpretar la clasificación periódica de los elementos con su configura-
ción electrónica.
Iniciar al alumnado en el estudio experimental de las propiedades físicas y químicas
de los elementos y relacionarlas con su ordenación.
UBICACIÓN
El tema puede ubicarse en el 2°curso de Bachillerato dentro de la materia de Quími-
ca, constituyendo un tema de carácter básico para el estudio posterior de la materia.
TEMPORALIZACIÓN
Se expondrá el tema en un tiempo que dependerá del curso y nivel que se imparta. Se
podrá explicar el tema completo en un máximo de 4 h.
METODOLOGIA
Explicación cronológica de la historia del sistema periódico, destacando los esfue r-
zos de los investigadores por encontrar criterios adecuados de ordenación, los fracasos y
los logros en el proceso, y su influencia en el posterior desarrollo de la ciencia química.
Destacar en toda la explicación la relación directa entre la configuración electrónica
y la ordenación periódica, poniendo claramente de manifiesto, que la distribución en
periodos y grupos corresponde a configuraciones electrónicas equivalentes. Destacar
igualmente las anomalías e interpretarlas.
Conectar la configuración electrónica de los elementos, en la clasificación periódica,
con las propiedades físicas y químicas y su carácter periódico.
CONTENIDOS MINIMOS
Idea básica del sistema periódico según Z (número atómico)
Principales propiedades periódicas y su variación.
Descripción completa del sistema periódico.
Configuración electrónica de los elementos según Z.
Grupos más destacables del S.P.
Propiedades más importantes del S.P.
Su explicación por la configuración electrónica.
MATERIALES Y RECURSOS DIDÁCTICOS
Sistema periódico mural.
Transparencias para retroproyector de ordenaciones antigua, tablas, gráficos de pro-
piedades periódicas y diagramas de configuraciones electrónicas.
EVALUACIÓN
Ejercicio escrito sobre cuestiones fundamentales del tema y conceptos básicos rela-
cionados con el sistema periódico. Valoración del conocimiento del sistema periódico
completo.
Conocimiento de las configuraciones electrónicas de los elementos y su construcción
a partir de la posición en el sistema periódico.
Conocimiento de propiedades periódicas de los distintos grupos.