fisicoquimica_3_cap-2

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El átomo y la 
tabla periódica 2
 Estructura 
 atómica.
 Los primeros 
 modelos atómicos.
 El modelo 
 atómico moderno.
 El núcleo atómico: 
número atómico y 
número másico.
Ampliá tu mirada
El Atomium es una estructura 
de 102 metros de altura que fue 
construida para la Exposición Universal 
de 1958, en Bruselas, Bélgica. Su estructura 
representa un cristal de hierro, ampliado 165 mil 
millones de veces. Está formado por nueve esferas 
de acero, de 20 metros de diámetro, cada una de las 
cuales está recubierta en aluminio reflectal, 
que al captar la luz del sol hace que brillen con 
especial fuerza. Cada esfera emula un átomo de 
hierro que forma la estructura del cristal.
La estructura fue planeada para permanecer 
seis meses; sin embargo, continúa 
expuesta y se convirtió en una 
atracción turística y símbolo 
de la ciudad.
 
 La tabla periódica: 
 grupos y períodos.
 Características de los 
distintos grupos de 
elementos.
Leé y analizá
Todas las sustancias están 
formadas por átomos de distintos 
elementos, que a su vez se componen 
de protones, neutrones y electrones. 
Los elementos están ordenados en la 
tabla periódica, la cual brinda información, 
como el número de protones o la masa 
de un átomo. Además, la tabla ayuda a 
predecir las propiedades de los elementos, 
según su ubicación. ¿Por qué creen que es 
importante la tabla periódica 
para los científicos?
Co
mpa
rtí
 tu
 opinión
Hagan una puesta en 
común acerca de la estructura 
del átomo. ¿Cómo creen que 
es posible que existan tantas 
sustancias distintas si todas 
están formadas por átomos? ¿Qué 
diferencia a los átomos de los 
distintos elementos? ¿Cómo 
creen que se puede 
estudiar la estructura 
del átomo?
¿Cómo se llegó al modelo 
actual del átomo y qué 
características tiene?
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 Herramientas para aprender
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Toma de apuntes 
Un modo de estudiar de manera ac-
tiva es mediante la toma de apuntes 
o notas en las clases o a partir de los 
textos que leemos. Al tomar apuntes se 
selecciona, reelabora y reorganiza la in-
formación. Para que el apunte sea útil, 
debe elaborarlo quien luego lo vaya a 
usar para estudiar, ya que el esfuerzo 
realizado durante su creación favorece 
el aprendizaje. Un apunte es adecuado 
si, pasado un tiempo, se puede leer y 
comprender sin recurrir a la fuente. 
Existen diferentes tipos de apuntes.
• Por palabras clave. La persona que toma apuntes selecciona pala-
bras que considera centrales. Es importante poder luego realizar la 
conexión entre esas palabras.
• Por frases y pequeños textos. Se seleccionan frases significativas 
y se las reescribe con palabras propias.
• Por elaboración de esquemas. Es ideal cuando el tema que se 
aborda tiene un cierto nivel de complejidad. Se pueden usar las no-
tas marginales que se realizan al leer un texto y las palabras clave 
presentadas en una exposición.
No existe un único método para tomar apuntes, ya que la forma de pro-
cesar la información para cada persona es distinta. Sin embargo, existen 
algunos consejos que se pueden tener en cuenta para tomar apuntes: 
• Estén atentos a expresiones significativas que emplea el expositor, 
como “es importante...”, “en una palabra…”, “concluyendo...”, ya que es-
tas indican la intención de sintetizar, explicar y aclarar ideas básicas.
• No conviene usar hojas sueltas, sino cuadernos. También se puede 
usar el procesador de textos de una computadora o programas on-
line que permiten tomar y clasificar las notas.
• Utilicen títulos y subtítulos para organizar las notas.
• Escriban las ideas en frases breves de forma clara y sencilla.
• Empleen palabras propias. Tomen nota textual solo de las definicio-
nes, fórmulas y reglas.
• Para una rápida toma de notas, pueden usar abreviaturas. Pueden 
elaborar una especie de código personal que pueda ser interpreta-
do con facilidad y permita limitar la escritura de los apuntes a lo es-
trictamente imprescindible para una buena comprensión posterior.
• Si se produce alguna “laguna” al tomar los apuntes, traten de com-
pletarla de inmediato preguntando a algún compañero o, de ser po-
sible, al profesor.
• Luego de la toma de apuntes, pásenlos en limpio lo antes posible.
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Los primeros modelos
La materia está formada por átomos, pero debido a su tama-
ño estos no se pueden ver, y por lo tanto no podemos saber con 
absoluta certeza cómo están conformados.
En ciencia se construyen modelos por medio de los cuales se 
pretenden explicar los distintos hechos experimentales. Cuando 
algún hecho experimental refuta el modelo, este se debe descar-
tar y se debe emplear otro modelo que describa mejor el compor-
tamiento experimental.
Así, a lo largo de la historia, surgieron distintos modelos para 
explicar la estructura atómica, cada uno tomando del anterior lo 
que respondía a la experiencia y descartando lo que la contradecía.
En 1904, el físico británico Joseph John Thomson (1856-1940) 
propuso el primer modelo atómico. Él suponía que el átomo era 
una esfera maciza con carga positiva en la cual se hallaban los 
electrones con carga negativa incrustados como pasas en un bu-
dín. Por ello se lo llamó el “modelo budín de pasas”.
Poco después, en 1911, el físico y químico neozelandés Ernest 
Rutherford (1871-1937) propuso el “modelo planetario”, según 
el cual el átomo estaba formado por un núcleo con carga positiva 
a cuyo alrededor giraban los electrones cargados negativamente, 
por lo que eran atraídos por el núcleo.
En su experiencia, Rutherford descubrió que el átomo no era 
compacto, ya que prácticamente toda la masa del átomo está 
concentrada en un pequeño núcleo, mientras que el volumen 
está dado por la zona en la cual se mueven los electrones (e-). 
Esto significa que, si bien la masa del átomo es prácticamente 
igual a la masa del núcleo, el volumen que ocupa es despreciable 
frente al volumen ocupado por los electrones que están en movi-
miento constante.
Para darnos una idea de lo que esto significa, supongamos por 
un momento que el átomo tuviera el tamaño de una cancha de 
fútbol. En ese caso, el núcleo ocuparía el mismo volumen que un 
grano de arroz en el medio de ella y la zona en la que se moverían 
los electrones sería todo el resto de esta. A pesar de ello, la masa 
estaría concentrada en ese núcleo, ya que los electrones tienen 
una masa alrededor de 1.800 veces menor que la de las partícu-
las que lo forman.
Modelo atómico de Thomson 
(“budín de pasas”).
Modelo atómico de Rutherford 
(“planetario”).
Actividades
1. ¿Qué son los modelos atómicos? ¿Por qué fueron cambiando a lo largo de la historia?
2. Describan brevemente los modelos atómicos propuestos por Thomson y Rutherford. Expliquen los avan-
ces del segundo respecto del primero. 
3. ¿Creen que hubiera sido posible para Rutherford proponer su modelo sin conocer el modelo de Thomson? 
¿Por qué?
Masa con 
carga positiva 
Electrones 
(carga negativa)
Electrón 
(carga negativa)
Núcleo 
(carga positiva)
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El modelo de Bohr 
En 1913, el físico Niels Bohr (1885-1962), sosteniendo la idea de 
un núcleo positivo de Rutherford, propuso un modelo atómico algo 
semejante al sistema solar, según el cual los electrones, atraídos por 
la carga positiva del núcleo, giran a su alrededor en órbitas esféricas 
bien definidas. Cada órbita corresponde a un valor o nivel de energía, 
según su distancia al núcleo; cuanto más alejada del núcleo, mayor 
es la energía de la órbita. Además, mientras los electrones no cam-
bien de órbita, se mueven sin absorber ni emitir energía. Esta afir-
mación contradecía las teorías del electromagnetismo clásico, que 
predecían que los electronesgirando alrededor del núcleo deberían 
perder energía progresivamente hasta chocar contra él.
En el modelo de Bohr, los electrones solo pueden absorber o emi-
tir energía en determinadas cantidades. Así, si un electrón absorbe 
la cantidad de energía adecuada, “salta” hacia una órbita de mayor 
energía. Con esa energía el átomo se encuentra inestable (un átomo 
es más estable cuanta menos energía tiene) y termina emitiéndola; 
por este motivo el electrón vuelve a su órbita inicial.
Esto se puede observar en los espectros de la luz emitida por los 
átomos de los distintos elementos. Un espectro es el conjunto de 
colores observado al descomponer la luz (por ejemplo, el arco iris es 
el espectro de la luz solar). El espectro de la luz emitida por un gas 
formado por un único tipo de átomos es característico para cada ele-
mento y no es continuo, como el arco iris, sino que consta de un con-
junto discreto de colores o bandas luminosas. Por ello, los espectros 
de emisión se utilizan para la identificación de sustancias, ya que al 
igual que las huellas dactilares que son diferentes en todas las perso-
nas, las “huellas espectrales” también son distintas para cada átomo.
Los electrones que están más alejados del núcleo son los me-
nos atraídos por él, por lo que son los que están más débilmente 
unidos. Por eso, son los que participarán de las uniones químicas.
El modelo atómico de Bohr explicaba el átomo de hidrógeno. Sin 
embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para que pudiera 
explicar los datos experimentales correspondientes a átomos más 
complejos. El nuevo modelo atómico vino junto con el desarrollo de 
la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.
Absorbe 
energía
n = 3
n = 2
n = 1
Órbita de menor 
energía
Núcleo 
(carga positiva)
Órbita de mayor energía
Emite 
energía
Energía de 
órbitas en 
aumento 
+
-
-El modelo de Bohr plantea que los 
electrones se encuentran en órbitas 
de diferente energía. Los “saltos” 
de una órbita a otra implican la 
absorción o emisión de energía.
Glosario activo
Buscá en el texto la palabra cuya de-
finición es la siguiente: “Trayectoria 
que recorre un electrón alrededor 
del núcleo del átomo”. 
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El modelo moderno
El nuevo modelo atómico basado en la mecánica cuántica, 
propuesto en 1926, es el resultado de las contribuciones de varios 
científicos que con sus aportes permitieron resolver muchos inte-
rrogantes que la mecánica clásica no podía. 
En el modelo de Bohr, era posible conocer la ubicación exacta 
de un electrón. En el nuevo modelo, el concepto de órbita fue re-
emplazado por el de orbital atómico, que es la región del espacio 
alrededor del núcleo en la que existe una gran probabilidad de 
encontrar un electrón con una energía determinada.
Hay unos pocos tipos de orbitales, diferenciados por su forma. 
Se los denomina con las letras s, p, d y f. Así, los orbitales s son 
esféricos y los p tienen forma lobular. En los orbitales s, entran 
hasta 2 electrones; en los orbitales p, un máximo de 6; en los d, 
hasta 10 electrones y en los f, hasta 14.
Un mismo átomo puede tener orbitales de distinto tamaño. El 
tamaño de un orbital se asocia a lo que se llama nivel (n) de 
energía. Cuanto mayor es el nivel, mayor es la distancia entre el 
electrón y el núcleo y mayor la energía del orbital. El nivel 1 es 
el más cercano al núcleo, el más pequeño y el de menor energía. 
El número máximo de electrones que es posible encontrar por 
nivel energético está dado por 2.n2, donde n es el nivel de energía.
Cada nivel está subdividido en subniveles que corresponden a 
orbitales de similar energía y tamaño promedio (igual n), pero de for-
mas distintas. En cada nivel, hay tantos subniveles como el número 
de nivel. En el nivel n = 1 no hay subniveles, solo un orbital esférico: 
1s. En el nivel n= 2, hay dos subniveles que corresponden a orbitales 
2s y el 2p. En el nivel n= 3, tres subniveles: 3s, el 3p y el 3d. 
La configuración electrónica de los átomos
La distribución de los electrones de un átomo o ion se llama 
configuración electrónica (CE). En la CE, los electrones se orga-
nizan en orden creciente de energía, es decir que primero ocupan 
los orbitales de menor energía y luego, cuando se completan, ocu-
pan los de mayor energía. En la práctica se utiliza la regla de las 
diagonales, que muestra el orden de llenado de los subniveles. 
Veamos, por ejemplo, la CE del átomo de sodio (Na), que tiene 
11 electrones:
• En el primer nivel solo existe el subnivel 1s, donde entran 
dos electrones, o sea 1s2. 
• En el nivel 2 hay dos subniveles: el 2s que tiene un poco 
menos de energía y se completa primero con 2 electrones, y 
el 2p en el que entran hasta 6. Así queda: 2s2, 2p6.
• En el nivel 3 hay tres subniveles: 3s, 3p y 3d. El de menor 
energía es el 3s, y allí estará el último electrón: 3s1 (el sub-
nivel 3s queda incompleto).
Entonces: CENa: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.
Para saber la CE de los diferentes 
átomos se utiliza la regla de las 
diagonales, que muestra el orden de 
llenado de los subniveles. Se debe 
seguir la flecha ubicando el número 
máximo de electrones en cada 
subnivel, salvo en el último, que es el 
único que puede quedar incompleto.
Número máximo de electrones por 
nivel dado por la fórmula 2.n2
1s
2p
3d
4d
4d
5d
5d
6d
3p
4p
5p
6p
7p
2s
3s
4s
5s
6s
7s
Nivel Número de 
electrones
1 2 (1) 2 = 2
2 2 (2)2 = 8
3 2 (3) 2 = 18
4 2 (4)2 = 32
Actividades
1. Indiquen las similitudes y dife-
rencias entre el modelo atómico 
de Bohr y el modelo mecano-
cuántico moderno. ¿Por qué este 
último no se relaciona con un 
único científico?
2. ¿Cómo varía la energía en los 
distintos niveles que rodean al 
núcleo?
3. Siguiendo la regla de las diagona-
les, realicen las CE de los átomos 
de K, F, N, H y Ne.
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La composición de los átomos
Como vimos, el átomo está formado por dos regiones: un nú-
cleo y una corteza. El núcleo, muy pequeño, concentra casi toda la 
masa del átomo, y está formado por dos partículas subatómicas: 
los protones, con carga positiva, y los neutrones, sin carga. En la 
corteza atómica, que ocupa gran volumen, pero tiene una masa muy 
pequeña, se encuentran las partículas subatómicas con carga nega-
tiva llamadas electrones, que se mueven en orbitales alrededor del 
núcleo. Las diferencias en las propiedades físicas de las partículas 
subatómicas pueden verse en la siguiente tabla:
Número atómico y número másico
Si bien el átomo está formado por protones, neutrones y electro-
nes, son los protones los que caracterizan a cada elemento. Al núme-
ro de protones que tienen los átomos de determinado elemento se lo 
llama número atómico y se lo simboliza con la letra Z. Este número 
determina la identidad del átomo porque es diferente para todos los 
elementos. No hay dos átomos de un mismo elemento con distinto 
número de protones. Además, el número atómico debe ser un número 
entero, ya que indica una cantidad de partículas (protones) que no se 
pueden dividir (el átomo no puede tener medio protón). Este número 
figura en la tabla periódica, que está hecha en orden creciente de Z.
En un átomo existe el mismo número de protones que de elec-
trones. En estos casos, se comprueba Z = p+ = e-. Sin embargo, es 
importante aclarar que el Z no siempre representa el número de elec-
trones. Como veremos, en los iones (partículas con carga positiva o 
negativa), el número de protones no coincide con el de electrones.
A la suma de las partículas que se encuentran en el núcleo, es 
decir, a la suma de los protones y de los neutrones, se la denomi-
na número másico (ya que representa a todas las partículas que 
tienen masa apreciable en el átomo) y se simboliza con la letra A. 
Como el número de protones es el número atómico, también se 
puede decir que el número másico esla suma del Z y el número de 
neutrones, esto significa que en los átomos se satisface la relación 
A = Z + n (número de neutrones).
Al igual que el Z, el A debe ser un número entero, ya que tam-
bién representa un número de partículas, en este caso, neutrones 
y protones. Pero a diferencia del Z, el A no figura en la tabla pe-
riódica, ya que existen átomos del mismo elemento que poseen 
distinto número de neutrones y por consiguiente distinto A.
Partícula 
subatómica Símbolo
Carga 
fundamental 
(Q)
Carga 
relativa Masa (kg)
Ubicación
 en el 
átomo
Electrón e- -1,6 . 1019 -1 9,11 . 10-31 Corteza
Protón p+ +1,6 . 1019 +1 1, 67 . 10-27 Núcleo
Neutrón n 0 0 1, 67 . 10-27 Núcleo 
Átomos de hierro sobre una 
superficie de cobre vistos bajo un 
microscopio especial, denominado 
microscopio de efecto túnel.
Glosario activo
Buscá en el texto la palabra cuya defi-
nición es la siguiente: “Parte externa 
de un átomo que rodea al núcleo y 
donde orbitan los electrones”. 
A Z
Números
de 
neutrones
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Representación de los números atómico y másico
Existe una forma de simbolizar el Z y el A para un átomo deter-
minado. Si X es el símbolo del elemento, el A se coloca arriba a la 
izquierda, mientras que el Z se ubica abajo a la izquierda. 
Esta representación es utilizada cuando se quiere brindar la in-
formación del Z y el A de un átomo determinado. Sin embargo, en 
las tablas periódicas la información puede expresarse de diferentes 
formas, que se deben referenciar claramente en la misma tabla.
Isótopos e isóbaros
En la naturaleza existen casos de átomos que son de un mismo 
elemento (es decir, de igual número de protones), pero que poseen 
distinto número de neutrones (y por consiguiente distinta masa). 
A estos átomos se los llama isótopos. Un ejemplo de un elemento 
que posee átomos de este tipo es el hidrógeno, que presenta tres 
isótopos: protio, deuterio y tritio.
Existe otra situación posible, en la cual los átomos poseen el mis-
mo número másico (A), pero difieren en su número atómico (Z). Es 
decir, la suma de protones y neutrones es la misma, pero no son 
átomos del mismo elemento. Los átomos que cumplen con esta con-
dición se denominan isóbaros. Ejemplos de ellos son el argón y el 
calcio, que poseen un A = 40, y un Z = 18 y Z = 20, respectivamente.
En el carbono, el Z = 6 y A = 12, y el número de protones 
se puede calcular como A - Z = 12- 6 = 6. Como además el 
átomo es neutro, su número de electrones será 6.
La letra X representa el 
símbolo del elemento 
Carbono
A
Número másico
Neutrones + Protones
Número atómico
Protones
Z X 12
Número másico
Número atómico
6C
Actividades
1. ¿Qué simboliza el número atómico? ¿Cómo se vincula con el número de electrones del átomo?
2. ¿Qué simboliza el número másico?
3. Representen los siguientes átomos con su símbolo y sus Z y A.
a. Fósforo: 15 protones y 16 neutrones.
b. Nitrógeno: 14 neutrones y 14 electrones.
c. Bromo: 35 protones y 44 neutrones.
4. ¿Qué son los isótopos? Investiguen sobre la técnica del carbono 14 y sus aplicaciones.
5. Tomen apuntes en la siguiente clase de fisicoquímica. Luego, intercambien sus apuntes con un/a 
compañero/a. ¿Les sirven para estudiar el tema? ¿Pueden complementarse con la información que en-
cuentran en las páginas del libro?
40
20
40
18Ca Ar
ISÓBAROS
20 Protones
20 Neutrones
18 Protones
22 Neutrones
1
1
2
1
3
1H H H
ISÓTOPOS
1 Protón 1 Protón
1 Neutrón
1 Protón
2 Neutrones
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La tabla periódica
La tabla periódica actual se basa en el ordenamiento de 
los elementos químicos según el orden creciente de números 
atómicos (Z), tal como lo propuso el físico y químico inglés 
Henry Moseley. Esta tabla está formada por los 118 elementos 
reconocidos en la actualidad, que se ubican en siete filas hori-
zontales, llamadas períodos, y dieciocho columnas verticales, 
llamadas grupos.
En la tabla periódica, los elementos se presentan en recua-
dros que contienen información sobre ellos, como el nombre, 
el símbolo, el número atómico y la configuración electrónica, 
entre otros. La cantidad de información en cada recuadro y la 
forma de presentarla puede variar de una tabla a otra.
La tabla periódica se divide en grupos (columnas, vertica-
les) y en períodos (filas, horizontales). La posición que ocupa 
un elemento en la tabla periódica no es aleatoria, sino que de-
pende de su estructura electrónica, la que define las propieda-
des químicas y físicas de los elementos.
Grupos
Los elementos de un mismo 
grupo se caracterizan por 
tener propiedades quí-
micas
y físicas muy similares. 
Esto se debe a que, aunque 
pertenezcan a distintos 
períodos, en un mismo 
grupo se reúnen elemen-
tos que tienen el mismo 
número
de electrones en su último 
nivel energético, o nivel 
más externo. Por ejemplo, 
los elementos Be y Ca 
tienen dos electrones en 
su último nivel energético, 
pero el Be pertenece al 
período 2, mientras que el 
Ca pertenece al período 4. 
Existen dos formas de pre-
sentar los grupos: del 1 al 
18, o clasificándolos como 
A y B, subgrupos que expli-
caremos más adelante.
Períodos
Los elementos de un mismo período se caracterizan por tener el mismo número de niveles ener-
géticos, es decir, todos los átomos que pertenecen a un mismo período coinciden en el nivel 
mayor de energía que poseen. 
El número de electrones que se encuentra en el último nivel energético ocupado aumenta en una 
unidad consecutivamente, a medida que se avanza dentro de una fila de izquierda a derecha.
En la tabla hay siete períodos, y se los indica con números que van del 1 al 7: 1 para el que se 
encuentra en la parte superior, y 7 para el que está en la base de la tabla. 
1,3 1,3 1,3
Hidrógeno
Nombre
Símbolo químico
Electronegatividad
Masa 
atómica* 
*Masa atómicas relativas Promedio tomando como ref. 1u = m 12C
12
Elementos metálicos.
Elementos semimetálicos.
Elementos no metálicos.
Gases nobles.
Número 
atómico
Ce Pr Nd Pm Sm Eu TmErHoDyTbGd Yb Lu
Torio Protactinio
Cerio Praseodimio Neodimio Prometio Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Yterbio Lutecio 
Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio LaurencioNobelio
NoMdFmEsCfBkCmAmPuNpUPaTh Lr
Lantánidos 6
Actínidos 7
H 8
Oxígeno
15,99
O 
-2
3,5
Números de 
oxidación
La sustancia simple es gaseosa a 25 ºC.
La sustancia simple es líquida a 25 ºC.
Elementos arti�ciales.
Elementos aún no descubiertos.
Elementos radiactivos.*3
1
1,0
6,94
Ca
pa
ci
da
d
Configuración
electrónica
Configuración
electrónica
2
5
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 s2
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
3
6
4
7
8
8
18
18
32
32
1s2
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
Grupo
Período
1
+
– 1
+
– 3;5
+
– 3;4;5
+
– 4
+
– 3;5
+
– 2;4;6
-2;3;4;6
+
– 2;4;6
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
2,1
1,01
4
2
1,5
9,01
11
1
0,9
22,99
12
2
1,2
24,3
19
1
0,8
39,1
20
2
1,0
40,08
21
3
1,3
44,96
37
1
0,8
85,47
38
2
1,0
87,62
39
3
1,3
88,91
55
1
0,7
132,9
56
2
0,9
137,3
57
3
1,1
138,9
87
1
0,7
(223)
58
3;4
1,1
140,1
59
3;4
1,1
140,9
60
3
1,2
144,2
61
3
1,1
147
62
2;3
1,2
150,4
63
2;3
1,0
152
64
3;4
1,1
157,3
65
3;4
1,2
158,9
66
3;4
1,1
162,5
67
3
1,2
164,9
68
3
1,2
167,3
69
2;3 2;3
1,2
168,9
70 1,1
173,1
71
3
1,2
175
90
3
1,3
232
91
4;5
1,5
(231)
92
3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6
1,7
238
93 1,3
(237)
94 1,3
(244)
95
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
1
-
-
-
1
-
-
-
1,3
-
0
- - - -
(243)
96
3
(247)
97
3;4
(247)
98
3
(251)
99
(252)
100
(257)
101
(258)
102
(259)
103
(262)
88
* *
* * * * * * * ** * * ***
* * ** * * *** ** *
2
0,9
(226)
89
3
1,1
(227)
Titanio Vanadio Cromo
Ti V Cr
22
2;3;4
4
2;3;4
1,5
47,87
23 1,6
50,94
24
2;3;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5
3;5
1;2;3;4;5
1,6
52
Manganeso Hierro
Mn Fe
25
2;3;4;6;7
2;3;4;6;8
2;3;4;6;8-1-,2;4;6;7
1,5
54,94
26
2;3 2;3
2;4
2;4
1,8
55,85
Cobalto Niquel
Co Ni
27
2;3
1,8
58,93
28 1,8
58,69
Cobre Cinc
Cu Zn
29
1;2
1,9
63,55
30
2
2
1,6
65,4
Galio
Ga
31
3 4
3
1,6
69,72
Germanio
Ge
32 1,8
72,64
Arsénico
As
33 2
74,92
Selenio
Se
34 2,4
78,96
Bromo
Br
35 2,8
79,9
Criptón
Kr
36 0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
83,8
Aluminio
Al
13
3 4
1,5
26,98
Silicio
Si
14 1,8
28,09
Fósforo
P
15 2,1
30,97
Azufre
S
16 2,5
32,07
Cloro
Cl
17 3
35,45
Argón
Ar
18
39,95
Boro
B
5
3 2; +
– 3;4;52
2
10,8
Carbono
C
6 2,5
12,01
Nitrógeno
N
7 3
14,01
Oxígeno
O
8
-2 -1
3,5
15,99
Flúor
F
9 4
19
Neón
Ne
10
20,18
Helio
He
2
4
Circonio Niobio Molibdeno
Zr Nb Mo
40 1,4
91,22
41 1,6
92,91
42 1,8
95,94
Tecnecio Rutenio
Tc
Litio
Li
Magnesio
Mg
Potasio
K
Calcio
Ca
Escandio
Sc
Rubidio
Rb
Estroncio
Sr
Itrio
Y
Cesio
Cs
Bario
Ba
Lantano
La
Francio
Fr
Radio
Ra
Actinio
Ac
Sodio
Na
Berilio
Be
Ru
43
4;7
1,9
(98)
44 2,2
101,1
Rodio Paladio
Rh Pd
45
2;3;4
2;3;4;6
2,2
102,9
46 2,2
106,4
Plata Cadmio
Ag Cd
47
1
1,9
107,9
48 1,7
112,4
Indio
In
49 1,7
114,8
Estanio
Sn
50
2;4
2;4 3;5
1,8
118,7
Antimonio
Sb
51 1,9
121,8
Telurio
Te
52 2,1
127,6
Yodo
I
53 2,5
126,9
Xenón
Xe
54
131,3
Hafnio Tantalio Tungsteno
Hf Ta W
72 1,3
178,5
73 1,5
180,9
74 1,7
183,8
Renio Osnio
Re Os
75 1,9
186,2
76 2,2
190,2
Iridio Platino
Ir Pt
77 2,2
192,2
78 2,2
195,1
Oro Mercurio
Au Hg
79
1;3
2,4
197
80
1;2
1,9
200,6
Talio
Tl
81
1;3
1,8
204,3
Plomo
Pb
82 1,9
207,2
Bismuto
Bi
83 1,9
209
Polonio
Po
84
2;4;6
2
(209)
Astato
At
85 2,2
(210)
Radón
Rn
86
(222)
Rutherfordio Dubnio Seaborgio
Rf Db Sg
104
(261)
105
(262)
106
(266)
Bohrio Hassio
Bh Hs
107
(264)
108
(277)
Meitnerio Darmstadtio
Mt Ds
109
(268)
110
(271)
Roentgenio Copernicio
Rg Cn
111
(272)
112
(277)
Nihonio
113
(284)
Flerovio
Fl
114
(285)
Mosconio
Mc
115
(288)
Livermorio
Lv
116
(289)
Teneso
Ts
117
(3)
Oganesón
Og
118
(4)
*
* * *
I-A II-A III-B IV-B V-B VI-B VII-B VIII I-B II-B III-A IV-A V-A VI-A VII-A VIII-A
Nh
+
–
+
– 1;3;5;7
1,31,3 1,3 1,3 1,3 1,3
VIIIVIII
Nota: las masas atómicas que 
�guran entre paréntesis 
corresponden a la del isótopo 
conocido más estable de ese 
elemento.
1,3 1,3 1,3
Hidrógeno
Nombre
Símbolo químico
Electronegatividad
Masa 
atómica* 
*Masa atómicas relativas Promedio tomando como ref. 1u = m 12C
12
Elementos metálicos.
Elementos semimetálicos.
Elementos no metálicos.
Gases nobles.
Número 
atómico
Ce Pr Nd Pm Sm Eu TmErHoDyTbGd Yb Lu
Torio Protactinio
Cerio Praseodimio Neodimio Prometio Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Yterbio Lutecio 
Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio LaurencioNobelio
NoMdFmEsCfBkCmAmPuNpUPaTh Lr
Lantánidos 6
Actínidos 7
H 8
Oxígeno
15,99
O 
-2
3,5
Números de 
oxidación
La sustancia simple es gaseosa a 25 ºC.
La sustancia simple es líquida a 25 ºC.
Elementos arti�ciales.
Elementos aún no descubiertos.
Elementos radiactivos.*3
1
1,0
6,94
Ca
pa
ci
da
d
Configuración
electrónica
Configuración
electrónica
2
5
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 s2
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
3
6
4
7
8
8
18
18
32
32
1s2
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
Grupo
Período
1
+
– 1
+
– 3;5
+
– 3;4;5
+
– 4
+
– 3;5
+
– 2;4;6
-2;3;4;6
+
– 2;4;6
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
2,1
1,01
4
2
1,5
9,01
11
1
0,9
22,99
12
2
1,2
24,3
19
1
0,8
39,1
20
2
1,0
40,08
21
3
1,3
44,96
37
1
0,8
85,47
38
2
1,0
87,62
39
3
1,3
88,91
55
1
0,7
132,9
56
2
0,9
137,3
57
3
1,1
138,9
87
1
0,7
(223)
58
3;4
1,1
140,1
59
3;4
1,1
140,9
60
3
1,2
144,2
61
3
1,1
147
62
2;3
1,2
150,4
63
2;3
1,0
152
64
3;4
1,1
157,3
65
3;4
1,2
158,9
66
3;4
1,1
162,5
67
3
1,2
164,9
68
3
1,2
167,3
69
2;3 2;3
1,2
168,9
70 1,1
173,1
71
3
1,2
175
90
3
1,3
232
91
4;5
1,5
(231)
92
3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6
1,7
238
93 1,3
(237)
94 1,3
(244)
95
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
1
-
-
-
1
-
-
-
1,3
-
0
- - - -
(243)
96
3
(247)
97
3;4
(247)
98
3
(251)
99
(252)
100
(257)
101
(258)
102
(259)
103
(262)
88
* *
* * * * * * * ** * * ***
* * * * * * *** ** *
2
0,9
(226)
89
3
1,1
(227)
Titanio Vanadio Cromo
Ti V Cr
22
2;3;4
4
2;3;4
1,5
47,87
23 1,6
50,94
24
2;3;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5
3;5
1;2;3;4;5
1,6
52
Manganeso Hierro
Mn Fe
25
2;3;4;6;7
2;3;4;6;8
2;3;4;6;8-1-,2;4;6;7
1,5
54,94
26
2;3 2;3
2;4
2;4
1,8
55,85
Cobalto Niquel
Co Ni
27
2;3
1,8
58,93
28 1,8
58,69
Cobre Cinc
Cu Zn
29
1;2
1,9
63,55
30
2
2
1,6
65,4
Galio
Ga
31
3 4
3
1,6
69,72
Germanio
Ge
32 1,8
72,64
Arsénico
As
33 2
74,92
Selenio
Se
34 2,4
78,96
Bromo
Br
35 2,8
79,9
Criptón
Kr
36 0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
83,8
Aluminio
Al
13
3 4
1,5
26,98
Silicio
Si
14 1,8
28,09
Fósforo
P
15 2,1
30,97
Azufre
S
16 2,5
32,07
Cloro
Cl
17 3
35,45
Argón
Ar
18
39,95
Boro
B
5
3 2; +
– 3;4;52
2
10,8
Carbono
C
6 2,5
12,01
Nitrógeno
N
7 3
14,01
Oxígeno
O
8
-2 -1
3,5
15,99
Flúor
F
9 4
19
Neón
Ne
10
20,18
Helio
He
2
4
Circonio Niobio Molibdeno
Zr Nb Mo
40 1,4
91,22
41 1,6
92,91
42 1,8
95,94
Tecnecio Rutenio
Tc
Litio
Li
Magnesio
Mg
Potasio
K
Calcio
Ca
Escandio
Sc
Rubidio
Rb
Estroncio
Sr
Itrio
Y
Cesio
Cs
Bario
Ba
Lantano
La
Francio
Fr
Radio
Ra
Actinio
Ac
Sodio
Na
Berilio
Be
Ru
43
4;7
1,9
(98)
44 2,2
101,1
Rodio Paladio
Rh Pd
45
2;3;4
2;3;4;6
2,2
102,9
46 2,2
106,4
Plata Cadmio
Ag Cd
47
1
1,9
107,9
48 1,7
112,4
Indio
In
49 1,7
114,8
Estanio
Sn
50
2;4
2;4 3;5
1,8
118,7
Antimonio
Sb
51 1,9
121,8
Telurio
Te
52 2,1
127,6
Yodo
I
53 2,5
126,9
Xenón
Xe
54
131,3
Hafnio Tantalio Tungsteno
Hf Ta W
72 1,3
178,5
73 1,5
180,9
74 1,7
183,8
Renio Osnio
Re Os
75 1,9
186,2
76 2,2
190,2
Iridio Platino
Ir Pt
77 2,2
192,2
78 2,2
195,1
Oro Mercurio
Au Hg
79
1;3
2,4
197
80
1;2
1,9
200,6
Talio
Tl
81
1;3
1,8
204,3
Plomo
Pb
82 1,9
207,2
Bismuto
Bi
83 1,9
209
Polonio
Po
84
2;4;6
2
(209)
Astato
At
85 2,2
(210)
Radón
Rn
86
(222)
Rutherfordio Dubnio Seaborgio
Rf Db Sg
104
(261)
105
(262)
106
(266)
Bohrio Hassio
Bh Hs
107
(264)
108
(277)
Meitnerio Darmstadtio
Mt Ds
109
(268)
110
(271)
Roentgenio Copernicio
Rg Cn
111
(272)
112
(277)
Nihonio
113
(284)
Flerovio
Fl
114
(285)
Mosconio
Mc
115
(288)
Livermorio
Lv
116
(289)
Teneso
Ts
117
(3)
Oganesón
Og
118
(4)
*
* * *
I-A II-A III-B IV-B V-B VI-B VII-B VIII I-B II-B III-A IV-A V-A VI-A VII-A VIII-A
Nh
+
–
+
– 1;3;5;7
1,31,3 1,3 1,3 1,3 1,3
VIIIVIII
Nota: las masas atómicas que 
�guran entre paréntesis 
corresponden a la del isótopo 
conocido más estable de ese 
elemento.
Henry Moseley (1887-1915)
35
©
 e
di
ci
on
es
 s
m
 s
.a
. P
ro
hi
bi
da
 s
u 
fo
to
co
pi
a.
 L
ey
 1
1.
72
3
La clasificación de los elementos
Como vimos, la tabla periódica está ordenada en función de 
la estructura electrónica de los elementos. En consecuencia, los 
elementos pueden clasificarse de acuerdo con la configuración 
electrónica externa. De esta forma, se dividen en cuatro cate-
gorías: elementos representativos, elementos de transición, ele-
mentos de transición interna y elementos inertes o gases nobles. 
Veamos cómo se caracteriza cada una de ellas:
• Elementos representativos. Son aquellos que poseen suúltimo electrón en un orbital “s” o “p”. Pertenecen al grupo 
“A”, y a los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 de la tabla perió-
dica. La configuración electrónica de un elemento represen-
tativo indica su posición en la tabla periódica: la cantidad 
de electrones que tiene en su último nivel ocupado corres-
ponde al grupo en el que se lo ubica, mientras que el último 
nivel energético ocupado se asocia con el período.
• Elementos de transición. Son aquellos que poseen su úl-
timo electrón en un orbital “d”. Pertenecen al grupo “B”, y a 
los grupos 3 al 12 de la tabla periódica. Existen cuatro series 
de elementos de transición.
• Elementos de transición interna. Son aquellos que po-
seen su último electrón ubicado en un orbital “f”. Estos ele-
mentos no se clasifican en grupos, ya que se encuentran 
entre los grupos 3 y 4. Se representan mediante dos filas de 
diez elementos, que se desprenden de los períodos 6 y 7, y 
se ubican en la parte inferior de la tabla. Estos elementos se 
denominan lantánidos y actínidos.
• Elementos inertes o gases nobles. Son aquellos que se ca-
racterizan por tener todos sus niveles energéticos completos. 
Pertenecen al grupo 18. Los gases nobles poseen ocho electro-
nes en su último nivel, y su configuración electrónica externa 
se representa como ns2 np6, a excepción del He, que tiene solo 
dos electrones en su último nivel, y una CE = 1s2.
Ubicación de las categorías de los elementos químicos 
en la tabla periódica
Actividades
1. ¿Qué tienen en común los ele-
mentos de un mismo período? ¿Y 
los de un mismo grupo?
2. La tabla periódica actual es el 
resultado de la acumulación de 
la labor de varios científicos que 
trabajaron para poder ordenar los 
elementos. Investiguen acerca de 
este proceso, mencionando a los 
distintos científicos, y los aportes 
hechos por cada uno de ellos. 
Elementos 
representativos 
(último electrón 
en “s”)
Elementos de transición 
interna (último electrón 
en “f”)
Elementos 
representativos 
(último electrón 
en “p”)
Elementos de 
transición (último 
electrón en “d”)
Elementos 
inertes o gases 
nobles (último 
nivel completo)
La tabla periódica es una 
herramienta indispensable para 
el estudio de la química.
Reto integrador
Diseño de una tabla 
periódica temática
Biología - Artes plásticas - 
Historia - Literatura.
36
Metales, no metales y gases nobles
En el siglo XVIII, el químico francés Antoine Lavoisier (1743-
1794) propuso que los elementos se clasificaran en metales, me-
tales de transición y no metales de acuerdo con sus propiedades 
físicas y químicas. Hoy, parte de la propuesta de Lavoisier se si-
gue utilizando, y además se le agregó la categoría de los metaloi-
des y los gases nobles. 
A continuación, se presenta la ubicación de los metales, los 
no metales, los metaloides (también llamados semimetales) y los 
gases nobles en la tabla periódica.
Los metales
Los metales son sólidos a temperatura ambiente (excepto 
el mercurio, que es un líquido). Se caracterizan por tener brillo 
propio, ser dúctiles, es decir que pueden deformarse o mol-
dearse para formar alambres o hilos, y ser maleables, lo que 
significa que pueden extenderse para formar hilos o láminas. 
Además, los metales son buenos conductores de la electrici-
dad y el calor.
Los metales pueden tener 1, 2 o 3 electrones en su último nivel 
energético, que tienden a perder con facilidad (se oxidan), para 
formar iones positivos o cationes. Estos electrones suelen ser 
atraídos por otros átomos que tienden a atraer electrones forman-
do iones negativos o aniones. La unión entre ambos tipos de iones 
se denomina unión iónica.
Los metales tienen múltiples usos y aplicaciones. Por ejemplo, 
en la construcción se utilizan estructuras de hierro, en la elabo-
ración de cables se usa el cobre, y en la fabricación de muchos 
adornos y joyas se utilizan el oro y la plata.
1,3 1,3 1,3
Hidrógeno
Nombre
Símbolo químico
Electronegatividad
Masa 
atómica* 
*Masa atómicas relativas Promedio tomando como ref. 1u = m 12C
12
Elementos metálicos.
Elementos semimetálicos.
Elementos no metálicos.
Gases nobles.
Número 
atómico
Ce Pr Nd Pm Sm Eu TmErHoDyTbGd Yb Lu
Torio Protactinio
Cerio Praseodimio Neodimio Prometio Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Yterbio Lutecio 
Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio LaurencioNobelio
NoMdFmEsCfBkCmAmPuNpUPaTh Lr
Lantánidos 6
Actínidos 7
H 8
Oxígeno
15,99
O 
-2
3,5
Números de 
oxidación
La sustancia simple es gaseosa a 25 ºC.
La sustancia simple es líquida a 25 ºC.
Elementos arti�ciales.
Elementos aún no descubiertos.
Elementos radiactivos.*3
1
1,0
6,94
Ca
pa
ci
da
d
Configuración
electrónica
Configuración
electrónica
2
5
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 s2
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
3
6
4
7
8
8
18
18
32
32
1s2
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
Grupo
Período
1
+
– 1
+
– 3;5
+
– 3;4;5
+
– 4
+
– 3;5
+
– 2;4;6
-2;3;4;6
+
– 2;4;6
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
2,1
1,01
4
2
1,5
9,01
11
1
0,9
22,99
12
2
1,2
24,3
19
1
0,8
39,1
20
2
1,0
40,08
21
3
1,3
44,96
37
1
0,8
85,47
38
2
1,0
87,62
39
3
1,3
88,91
55
1
0,7
132,9
56
2
0,9
137,3
57
3
1,1
138,9
87
1
0,7
(223)
58
3;4
1,1
140,1
59
3;4
1,1
140,9
60
3
1,2
144,2
61
3
1,1
147
62
2;3
1,2
150,4
63
2;3
1,0
152
64
3;4
1,1
157,3
65
3;4
1,2
158,9
66
3;4
1,1
162,5
67
3
1,2
164,9
68
3
1,2
167,3
69
2;3 2;3
1,2
168,9
70 1,1
173,1
71
3
1,2
175
90
3
1,3
232
91
4;5
1,5
(231)
92
3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6
1,7
238
93 1,3
(237)
94 1,3
(244)
95
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
1
-
-
-
1
-
-
-
1,3
-
0
- - - -
(243)
96
3
(247)
97
3;4
(247)
98
3
(251)
99
(252)
100
(257)
101
(258)
102
(259)
103
(262)
88
* *
* * * * * * * ** * * ***
* * * * * * *** ** *
2
0,9
(226)
89
3
1,1
(227)
Titanio Vanadio Cromo
Ti V Cr
22
2;3;4
4
2;3;4
1,5
47,87
23 1,6
50,94
24
2;3;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5
3;5
1;2;3;4;5
1,6
52
Manganeso Hierro
Mn Fe
25
2;3;4;6;7
2;3;4;6;8
2;3;4;6;8-1-,2;4;6;7
1,5
54,94
26
2;3 2;3
2;4
2;4
1,8
55,85
Cobalto Niquel
Co Ni
27
2;3
1,8
58,93
28 1,8
58,69
Cobre Cinc
Cu Zn
29
1;2
1,9
63,55
30
2
2
1,6
65,4
Galio
Ga
31
3 4
3
1,6
69,72
Germanio
Ge
32 1,8
72,64
Arsénico
As
33 2
74,92
Selenio
Se
34 2,4
78,96
Bromo
Br
35 2,8
79,9
Criptón
Kr
36 0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
83,8
Aluminio
Al
13
3 4
1,5
26,98
Silicio
Si
14 1,8
28,09
Fósforo
P
15 2,1
30,97
Azufre
S
16 2,5
32,07
Cloro
Cl
17 3
35,45
Argón
Ar
18
39,95
Boro
B
5
3 2; +
– 3;4;52
2
10,8
Carbono
C
6 2,5
12,01
Nitrógeno
N
7 3
14,01
Oxígeno
O
8
-2 -1
3,5
15,99
Flúor
F
9 4
19
Neón
Ne
10
20,18
Helio
He
2
4
Circonio Niobio Molibdeno
Zr Nb Mo
40 1,4
91,22
41 1,6
92,91
42 1,8
95,94
Tecnecio Rutenio
Tc
Litio
Li
Magnesio
Mg
Potasio
K
Calcio
Ca
Escandio
Sc
Rubidio
Rb
Estroncio
Sr
Itrio
Y
Cesio
Cs
Bario
Ba
Lantano
La
Francio
Fr
Radio
Ra
Actinio
Ac
Sodio
Na
Berilio
Be
Ru
43
4;7
1,9
(98)
44 2,2
101,1
Rodio Paladio
Rh Pd
45
2;3;4
2;3;4;6
2,2
102,9
46 2,2
106,4
Plata Cadmio
Ag Cd
47
1
1,9
107,9
48 1,7
112,4
Indio
In
49 1,7
114,8
Estanio
Sn
50
2;4
2;4 3;5
1,8
118,7
Antimonio
Sb
51 1,9
121,8
Telurio
Te
52 2,1
127,6
Yodo
I
53 2,5
126,9
Xenón
Xe
54
131,3
Hafnio Tantalio Tungsteno
Hf Ta W
72 1,3
178,5
73 1,5
180,9
74 1,7
183,8
Renio Osnio
Re Os
75 1,9
186,2
76 2,2
190,2
Iridio Platino
Ir Pt
77 2,2
192,2
78 2,2
195,1
Oro Mercurio
Au Hg
79
1;3
2,4
197
80
1;2
1,9
200,6
Talio
Tl
81
1;3
1,8
204,3
Plomo
Pb
82 1,9
207,2
Bismuto
Bi
83 1,9
209
Polonio
Po
84
2;4;6
2
(209)
Astato
At
85 2,2
(210)
Radón
Rn
86
(222)
Rutherfordio DubnioSeaborgio
Rf Db Sg
104
(261)
105
(262)
106
(266)
Bohrio Hassio
Bh Hs
107
(264)
108
(277)
Meitnerio Darmstadtio
Mt Ds
109
(268)
110
(271)
Roentgenio Copernicio
Rg Cn
111
(272)
112
(277)
Nihonio
113
(284)
Flerovio
Fl
114
(285)
Mosconio
Mc
115
(288)
Livermorio
Lv
116
(289)
Teneso
Ts
117
(3)
Oganesón
Og
118
(4)
*
* * *
I-A II-A III-B IV-B V-B VI-B VII-B VIII I-B II-B III-A IV-A V-A VI-A VII-A VIII-A
Nh
+
–
+
– 1;3;5;7
1,31,3 1,3 1,3 1,3 1,3
VIIIVIII
Nota: las masas atómicas que 
�guran entre paréntesis 
corresponden a la del isótopo 
conocido más estable de ese 
elemento.
La torre Eiffel, ícono de París, es 
una construcción de hierro forjado 
pudelado, que mide más de 300 m y 
pesa alrededor de 7.300 toneladas.
©
 e
di
ci
on
es
 s
m
 s
.a
. P
ro
hi
bi
da
 s
u 
fo
to
co
pi
a.
 L
ey
 1
1.
72
3
1,3 1,3 1,3
Hidrógeno
Nombre
Símbolo químico
Electronegatividad
Masa 
atómica* 
*Masa atómicas relativas Promedio tomando como ref. 1u = m 12C
12
Elementos metálicos.
Elementos semimetálicos.
Elementos no metálicos.
Gases nobles.
Número 
atómico
Ce Pr Nd Pm Sm Eu TmErHoDyTbGd Yb Lu
Torio Protactinio
Cerio Praseodimio Neodimio Prometio Samario Europio Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Yterbio Lutecio 
Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelevio LaurencioNobelio
NoMdFmEsCfBkCmAmPuNpUPaTh Lr
Lantánidos 6
Actínidos 7
H 8
Oxígeno
15,99
O 
-2
3,5
Números de 
oxidación
La sustancia simple es gaseosa a 25 ºC.
La sustancia simple es líquida a 25 ºC.
Elementos arti�ciales.
Elementos aún no descubiertos.
Elementos radiactivos.*3
1
1,0
6,94
Ca
pa
ci
da
d
Configuración
electrónica
Configuración
electrónica
2
5
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 s2
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
3
6
4
7
8
8
18
18
32
32
1s2
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
Grupo
Período
1
+
– 1
+
– 3;5
+
– 3;4;5
+
– 4
+
– 3;5
+
– 2;4;6
-2;3;4;6
+
– 2;4;6
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
+
– 1;3;5;7
2,1
1,01
4
2
1,5
9,01
11
1
0,9
22,99
12
2
1,2
24,3
19
1
0,8
39,1
20
2
1,0
40,08
21
3
1,3
44,96
37
1
0,8
85,47
38
2
1,0
87,62
39
3
1,3
88,91
55
1
0,7
132,9
56
2
0,9
137,3
57
3
1,1
138,9
87
1
0,7
(223)
58
3;4
1,1
140,1
59
3;4
1,1
140,9
60
3
1,2
144,2
61
3
1,1
147
62
2;3
1,2
150,4
63
2;3
1,0
152
64
3;4
1,1
157,3
65
3;4
1,2
158,9
66
3;4
1,1
162,5
67
3
1,2
164,9
68
3
1,2
167,3
69
2;3 2;3
1,2
168,9
70 1,1
173,1
71
3
1,2
175
90
3
1,3
232
91
4;5
1,5
(231)
92
3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6 3;4;5;6
1,7
238
93 1,3
(237)
94 1,3
(244)
95
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
1
-
-
-
1
-
-
-
1,3
-
0
- - - -
(243)
96
3
(247)
97
3;4
(247)
98
3
(251)
99
(252)
100
(257)
101
(258)
102
(259)
103
(262)
88
* *
* * * * * * * ** * * ***
* * * * * * *** ** *
2
0,9
(226)
89
3
1,1
(227)
Titanio Vanadio Cromo
Ti V Cr
22
2;3;4
4
2;3;4
1,5
47,87
23 1,6
50,94
24
2;3;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5;6
2;3;4;5
3;5
1;2;3;4;5
1,6
52
Manganeso Hierro
Mn Fe
25
2;3;4;6;7
2;3;4;6;8
2;3;4;6;8-1-,2;4;6;7
1,5
54,94
26
2;3 2;3
2;4
2;4
1,8
55,85
Cobalto Niquel
Co Ni
27
2;3
1,8
58,93
28 1,8
58,69
Cobre Cinc
Cu Zn
29
1;2
1,9
63,55
30
2
2
1,6
65,4
Galio
Ga
31
3 4
3
1,6
69,72
Germanio
Ge
32 1,8
72,64
Arsénico
As
33 2
74,92
Selenio
Se
34 2,4
78,96
Bromo
Br
35 2,8
79,9
Criptón
Kr
36 0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
0
83,8
Aluminio
Al
13
3 4
1,5
26,98
Silicio
Si
14 1,8
28,09
Fósforo
P
15 2,1
30,97
Azufre
S
16 2,5
32,07
Cloro
Cl
17 3
35,45
Argón
Ar
18
39,95
Boro
B
5
3 2; +
– 3;4;52
2
10,8
Carbono
C
6 2,5
12,01
Nitrógeno
N
7 3
14,01
Oxígeno
O
8
-2 -1
3,5
15,99
Flúor
F
9 4
19
Neón
Ne
10
20,18
Helio
He
2
4
Circonio Niobio Molibdeno
Zr Nb Mo
40 1,4
91,22
41 1,6
92,91
42 1,8
95,94
Tecnecio Rutenio
Tc
Litio
Li
Magnesio
Mg
Potasio
K
Calcio
Ca
Escandio
Sc
Rubidio
Rb
Estroncio
Sr
Itrio
Y
Cesio
Cs
Bario
Ba
Lantano
La
Francio
Fr
Radio
Ra
Actinio
Ac
Sodio
Na
Berilio
Be
Ru
43
4;7
1,9
(98)
44 2,2
101,1
Rodio Paladio
Rh Pd
45
2;3;4
2;3;4;6
2,2
102,9
46 2,2
106,4
Plata Cadmio
Ag Cd
47
1
1,9
107,9
48 1,7
112,4
Indio
In
49 1,7
114,8
Estanio
Sn
50
2;4
2;4 3;5
1,8
118,7
Antimonio
Sb
51 1,9
121,8
Telurio
Te
52 2,1
127,6
Yodo
I
53 2,5
126,9
Xenón
Xe
54
131,3
Hafnio Tantalio Tungsteno
Hf Ta W
72 1,3
178,5
73 1,5
180,9
74 1,7
183,8
Renio Osnio
Re Os
75 1,9
186,2
76 2,2
190,2
Iridio Platino
Ir Pt
77 2,2
192,2
78 2,2
195,1
Oro Mercurio
Au Hg
79
1;3
2,4
197
80
1;2
1,9
200,6
Talio
Tl
81
1;3
1,8
204,3
Plomo
Pb
82 1,9
207,2
Bismuto
Bi
83 1,9
209
Polonio
Po
84
2;4;6
2
(209)
Astato
At
85 2,2
(210)
Radón
Rn
86
(222)
Rutherfordio Dubnio Seaborgio
Rf Db Sg
104
(261)
105
(262)
106
(266)
Bohrio Hassio
Bh Hs
107
(264)
108
(277)
Meitnerio Darmstadtio
Mt Ds
109
(268)
110
(271)
Roentgenio Copernicio
Rg Cn
111
(272)
112
(277)
Nihonio
113
(284)
Flerovio
Fl
114
(285)
Mosconio
Mc
115
(288)
Livermorio
Lv
116
(289)
Teneso
Ts
117
(3)
Oganesón
Og
118
(4)
*
* * *
I-A II-A III-B IV-B V-B VI-B VII-B VIII I-B II-B III-A IV-A V-A VI-A VII-A VIII-A
Nh
+
–
+
– 1;3;5;7
1,31,3 1,3 1,3 1,3 1,3
VIIIVIII
Nota: las masas atómicas que 
�guran entre paréntesis 
corresponden a la del isótopo 
conocido más estable de ese 
elemento.
37
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1.
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3
Los no metales
Al contrario de los metales, los no metales carecen de brillo, son 
frágiles y no son dúctiles ni maleables. Además, son malos conduc-
tores del calor y de la electricidad. Los no metales se hallan en los 
tres estados de agregación a temperatura ambiente: gaseoso (como 
el hidrógeno), líquido (como el bromo) y sólido (como el carbono).
Los no metales tienen muchos electrones en su último nivel 
de energía. Estos elementos tienden a atraer electrones (se re-
ducen), formando iones negativos o aniones. Los no metales for-
man uniones iónicas al combinarse con los metales, pero tam-
bién pueden combinarse entre sí compartiendo los electrones 
del último nivel, formando uniones covalentes.
Muchos no metales se encuentran en abundancia en los seres 
vivos, como el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno. 
Los metaloides
Los metaloides son un conjunto de siete elementos que presen-
tan propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Los 
metaloides se presentan como sólidos a temperatura ambiente, y 
en general son quebradizos y con un aspecto ligeramente metálico 
o brillante. Debido a que poseen propiedades semiconductoras, 
los metaloides son muy utilizados en la industria de la electrónica. 
Por ejemplo, el germanio se utiliza en la elaboración de diodos, y el 
silicio se usa en la fabricación de chips, semiconductores para pilas 
y otros materiales electrónicos pequeños y potentes. 
Los gases nobles
Los gases nobles se encuentran en el grupo VIIIA o 18 de la 
tabla periódica. Entre ellos están el helio (He), el neón (Ne) y el 
argón (Ar). Todos ellos excepto el helio tienen 8 electrones en 
la última capa, lo que les confiere estabilidad química, por lo 
cual no suelen reaccionar con otros elementos. De ahí deriva su 
denominación de gases inertes o gases raros. 
Todos los gases nobles son incoloros, inodoros, insípidos y 
solubles en agua.
Algunos gases nobles, como el neón, el argón y el criptón, se 
usan habitualmente para iluminación, debido a su falta de reac-
tividad química y a que crean coloridos carteles. El helio es el 
segundo elemento más abundante del universo.
Los chips de silicio son ampliamente 
utilizados en muchos tipos de equipos 
electrónicos, como computadoras, 
teléfonos celulares, televisores, 
automóvilesy calculadoras.
Actividades
1. ¿Por qué tiene sentido que los no metales puedan combinarse con elementos metálicos o con otros no metá-
licos, formando distintos tipos de uniones químicas? 
2. Además de las mencionadas en el texto, investiguen acerca de otras aplicaciones industriales de los metaloi-
des y de los gases nobles.
ME COMPROMETO
El diamante, una de las formas del 
carbono, es uno de los minerales 
más preciados del mundo. 
Los diamantes de sangre son los 
obtenidos en zonas de guerra, 
mediante el uso de esclavos. 
Estas prácticas son un ejemplo 
de la violación masiva de dere-
chos humanos, de la existencia 
de la esclavitud y el poder de los 
grandes empresarios. ¿Creés que 
es importante concientizar a las 
personas sobre estas prácticas? 
¿Qué acciones pueden llevarse a 
cabo para eliminarlas? Compartí tu 
opinión en el foro de la unidad. 
 
38
Características de los 
distintos grupos
Hasta ahora, hemos visto que los elementos de un mismo gru-
po comparten propiedades químicas similares debido a que la 
configuración electrónica del último nivel energético es la misma. 
A continuación, veremos cuáles son las características que tienen 
los elementos de cada uno de estos grupos.
Orbitales Período
1s
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
2
8
8
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18
32
32
Configuración 
electrónica
Ca
pa
cid
ad
Grupo
Orbitales Período
1s
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
2
8
8
18
18
32
32
Configuración 
electrónica
Ca
pa
cid
ad
Grupo
Hidrógeno
Si bien el hidrógeno pertenece al 
grupo 1, se diferencia del resto por 
ser un no metal. Posee un único 
electrón, que puede compartir con 
otros no metales para formar uniones 
covalentes. También puede combinarse 
con metales, captando un electrón 
más y formando el anión hidruro 
(H-). El hidrógeno puede actuar con 
dos números de oxidación: +1 al 
combinarse con no metales, y -1 al 
combinarse con metales.
Metales alcalinos
Los elementos que se encuentran en el grupo 1, con excepción del 
hidrógeno, se denominan metales alcalinos. Este grupo incluye el 
litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K), entre otros. 
Los metales alcalinos son blandos, de baja densidad, de color 
blanco-plateados y son buenos conductores del calor y la 
electricidad. Además, son químicamente muy reactivos, por 
lo que reaccionan vigorosamente con el agua, y generan gas 
hidrógeno (H2), e hidróxidos en solución. Debido a que se oxidan 
muy fácilmente, ninguno de ellos está libre en la naturaleza, y solo 
existen formando compuestos. El número de oxidación indica la 
cantidad de electrones que participan en una unión química. Este 
número es positivo en todos los metales, debido a que estos ceden 
electrones. Todos los elementos de este grupo tienen un único 
electrón en su último nivel de energía, que tienden a perder con 
facilidad. Por este motivo, tienen un número de oxidación de +1.
Metales alcalino-térreos
Los elementos que se encuentran en el grupo 2 se 
denominan metales alcalino-térreos. Este grupo incluye el 
berilio (Be), el magnesio (Mg) y el calcio (Ca), entre otros.
Estos metales son de dureza variable y su color va del gris 
al blanco. Son muy reactivos, pero en menor medida que 
los metales alcalinos (además, esta reactividad presenta 
una tendencia creciente al descender en el grupo). Al 
igual que los metales alcalinos, no se encuentran libres en 
la naturaleza, y se oxidan perdiendo los dos electrones que 
poseen en su último nivel energético, por lo cual presentan 
un número de oxidación de +2.
Conducen la electricidad y cuando se calientan arden 
fácilmente en el aire.
El litio se usa en la 
fabricación de pilas y 
baterías recargables, 
muy utilizadas en 
productos como los
dispositivos electrónicos 
portátiles de consumo.
Muchos 
monumentos y 
piezas de arte 
famosos están 
construidos en 
mármol, una 
roca formada 
mayoritariamente 
por carbonato de 
calcio.
39
En la actualidad, los imanes 
de neodimio son ampliamente 
utilizados en la industria de la 
tecnología, por ejemplo, en la 
fabricación de discos duros.
Orbitales Período
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Configuración 
electrónica
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Grupo
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Configuración 
electrónica
Ca
pa
cid
ad
Grupo
Metales de transición
Los elementos pertenecientes a los grupos comprendidos 
entre el 3 y el 12 se denominan metales de transición. 
Como su nombre lo indica, estos compuestos presentan 
propiedades intermedias entre los metales que están 
en los grupos 1 y 2, y los que están en los grupos 13 en 
adelante. Como todos los metales, son dúctiles y maleables, 
conductores del calor y de la electricidad. Son más duros 
y quebradizos que los otros metales. Los elementos de 
transición tienen sus electrones más externos en más de un 
nivel. Por esto, tienen más de un número de oxidación, y 
estos son variables.
Lantánidos y actínidos
El conjunto de elementos que se desprenden del grupo 3 y de los períodos 6 y 7 de la tabla periódica se 
denominan lantánidos y actínidos, respectivamente. También se los conoce como tierras raras debido 
a su presencia en mezclas de óxidos, aunque no son raros y su abundancia absoluta en la litosfera es 
relativamente alta. 
Los lantánidos puros son metales plateados con altos puntos de ebullición. Debido a sus propiedades, se 
usan en la industria metalúrgica, en la fabricación de imanes permanentes fuertes, como los de samario 
(Sm) y neodimio (Nd).
Los actínidos, por su parte, son significativamente importantes debido a la radiactividad. Por ejemplo, 
el uranio (U) y el plutonio (Pu), que han sido utilizados en la bomba atómica y actualmente se usan para 
obtener energía eléctrica.
La mayoría de los elementos de este grupo han sido obtenidos artificialmente por el hombre. Todos los 
lantánidos y actínidos son metales, y tienen tres electrones en su último nivel de energía, por lo que el 
principal estado de oxidación suele ser +3.
Grupo del aluminio
Los elementos pertenecientes al grupo 13 también son conocidos como 
el grupo del aluminio. Entre ellos se incluyen el boro (B), el aluminio 
(Al) y el galio (Ga). A excepción del boro, los elementos de este grupo son 
bastante reactivos, y poseen propiedades similares a las de los metales 
alcalino-térreos. 
El boro es un metaloide, por ello tiene propiedades muy distintas a las 
de los otros miembros del grupo. Por ejemplo, no conduce la corriente 
eléctrica y es muy duro.
El aluminio es el tercer elemento más abundante en la tierra, después del 
oxígeno y el silicio. Las propiedades de este metal lo hacen un metal muy 
provechoso: es muy dúctil, ligero (debido a su baja densidad), resistente 
a la corrosión, impermeable e inodoro. Además, se puede reciclar muchas 
veces sin que pierda sus características.
Todos los elementos de este grupo tienen tres electrones en su último 
nivel energético, que tienden a perder (son buenos reductores). Por lo 
tanto, tienen un número de oxidación de +3.
El principal material con el que 
se construyen los aviones es el 
aluminio, ya que ofrece ligereza, 
resistencia y alta conductibilidad 
eléctrica y térmica.
El oro y la plata son 
utilizados para elaborar 
distintos tipos de joyas 
y ornamentos.
40
Grupo del carbono
Los elementos pertenecientes al grupo 14 también son conocidos como el grupo del 
carbono, e incluyen al carbono (C), el silicio (Si), el estaño (Sn) y el plomo (Pb), entre 
otros. Todos los elementos de este grupo tienen cuatro electrones en su último nivel de 
energía, que comparten para formar uniones químicas covalentes. Tienen una gran 
tendencia a unirse con ellos mismos, pero también pueden hacerlo con otros elementos. 
Los integrantes de este grupo tienen dos números de oxidación, +2 y +4, excepto el 
silicio, que solo presenta el +4.
Sus propiedades físicas y químicas varían mucho desde el primer integrante del grupo hasta 
el último. Por ejemplo,el carbono es un no metal muy duro que se presenta en la naturaleza 
en distintas formas cristalinas alotrópicas, como diamante y grafito, y en múltiples estados 
amorfos, como el hollín. El carbono es responsable de la vida orgánica en la superficie 
terrestre, y debido a la importancia de este elemento, su estudio se desarrolla en un área 
especial de la química denominada química del carbono o química orgánica.
Otro elemento muy importante de este grupo es el silicio, que al igual que el germanio es 
un metaloide. Ambos son ampliamente utilizados en la industria electrónica debido a sus 
propiedades semiconductoras. Además, el silicio también está presente en rocas, arenas y 
diversas piedras preciosas, como la esmeralda o el topacio.
 
Grupo del nitrógeno
Los elementos del grupo 15, también llamado grupo del nitrógeno, 
incluyen entre otros el nitrógeno (N), el fósforo (P), el arsénico (As) y el 
bismuto (Bi).
Todos los elementos de este grupo tienen cinco electrones en su último 
nivel de energía, que pueden compartir con otros elementos para formar 
uniones covalentes. Tienen varios números de oxidación: cuando 
forman compuestos binarios (formados por átomos de dos elementos 
diferentes) actúan con número de oxidación negativo (-3), mientras 
que si forman compuestos binarios con el oxígeno o compuestos 
terciarios (formados por tres elementos distintos) actúan con número de 
oxidación positivo (+3 o +5).
El nitrógeno como molécula diatómica (N2) constituye el 78 %, en volumen, 
de la atmósfera terrestre. El nitrógeno se emplea como gas en soldadura, 
pero también se utiliza en estado líquido como refrigerante, y en el 
transporte y criopreservación de muestras biológicas, entre otros usos.
El fósforo existe en formas alotrópicas en la naturaleza, como el fósforo 
blanco y el rojo, que es amorfo. El fósforo y el nitrógeno son ampliamente 
utilizados en la elaboración de fertilizantes.
 
Muchos fertilizantes 
contienen fósforo en 
forma de fosfatos. Los 
fertilizantes le ofrecen 
al suelo los nutrientes 
necesarios para ayudar a 
que las plantas crezcan.
Orbitales Período
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2s2p
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5s4d5p
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2
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Configuración 
electrónica
Ca
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Grupo
Orbitales Período
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2
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Configuración 
electrónica
Ca
pa
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ad
Grupo
El diamante y el grafito 
son dos formas alotrópicas 
en las que se presenta el 
carbono en la naturaleza. 
41
Grupo de los calcógenos
Los elementos pertenecientes al grupo 16 se denominan calcógenos. Este grupo está 
formado por el oxígeno (O), el azufre (S) y el selenio (Se), entre otros.
Todos los elementos de este grupo tienen seis electrones en su último nivel de 
energía. Esta configuración hace que estos elementos acepten fácilmente electrones 
para completar la configuración estable del gas noble más próximo. Para combinarse, 
estos elementos pueden actuar con números de oxidación negativos (-2) o positivos 
(+4 y +6), excepto por el oxígeno, que tiene un único número de oxidación, -2.
Las propiedades de estos elementos varían a lo largo del grupo. Por ejemplo, el 
oxígeno y el azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del 
selenio al polonio.
El oxígeno es el elemento más abundante de la Tierra, y tiene una fuerte tendencia 
a atraer electrones de otros elementos. El oxígeno diatómico (O2) es un gas 
fundamental, que participa de muchas reacciones del metabolismo de los seres vivos, 
como la respiración celular.
El azufre se encuentra en la naturaleza como elemento puro en forma de polvo 
amarillo y como cristal. El azufre ha cobrado gran relevancia por la extensión del 
uso de las sulfamidas y su utilización en numerosas pomadas tópicas. En forma de 
polvo finamente dividido y frecuentemente mezclado con cal, el azufre se usa como 
fungicida para las plantas.
Gases nobles
Los elementos pertenecientes al grupo 18 se denominan 
gases nobles o gases inertes. Este grupo está formado 
por el helio (He), el neón (Ne), el argón (Ar), el criptón 
(Kr), el xenón (Xe) y el radón (Rn).
Todos los elementos de este grupo tienen ocho electrones 
en su último nivel de energía, excepto el helio, que 
tiene dos. Esta configuración les confiere estabilidad 
química y por lo tanto tienen una reactividad química 
muy baja (no tienden a formar enlaces químicos). Sin 
embargo, la palabra “inerte” ya no se usa para describir 
esta serie química, dado que algunos elementos de este 
grupo forman compuestos. Todos los gases nobles son 
incoloros, inodoros e insípidos y solubles en agua.
Grupo de los halógenos
Los elementos del grupo 17 son comúnmente denominados halógenos, y entre ellos están el 
cloro (Cl), el bromo (Br) y el yodo (I). Todos los halógenos son no metales, y se encuentran en la 
naturaleza formando moléculas diatómicas (formadas por dos átomos).
Todos los elementos de este grupo tienen siete electrones en su último nivel de energía. Esta 
configuración electrónica los hace sumamente reactivos, con una gran tendencia a aceptar un electrón 
para completar la configuración estable del gas noble más próximo. El flúor es el elemento más reactivo 
de la tabla periódica, y tiene un único número de oxidación, -1. El resto de los elementos de este grupo 
pueden actuar con números de oxidación negativos (-1) o positivos (+1, +3, +5 y +7).
Los halógenos reaccionan con el oxígeno y el hidrógeno, con los metales y con el agua. Por ejemplo, 
el cloro reacciona muy lentamente con el agua, y origina soluciones acuosas de ácido clorhídrico 
y ácido hipocloroso. El cloro es materia prima en la industria de los plásticos, disolventes, 
refrigerantes, pesticidas y fibras.
El bromo es el único elemento no metálico que se encuentra en estado líquido a temperatura 
ambiente, y es ampliamente utilizado en diversos procesos industriales, como la fabricación 
de productos de fumigación, productos para la purificación de aguas, colorantes y aditivos 
alimentarios, entre otros.
Manantiales de azufre 
y sales en Etiopía.
El xenón es un gas 
utilizado en los faros 
de los automóviles.
Algunos compuestos de flúor, como 
fluoruro sódico y el monofluorofosfato de 
sodio, se añaden a los dentífricos para 
prevenir las caries dentales. 
Orbitales Período
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Configuración 
electrónica
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Grupo
Orbitales Período
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Configuración 
electrónica
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Grupo
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Comprensión lectora
La teoría atómica tuvo una inmediata 
aceptación, aunque los químicos siguieron 
discutiendo sobre la “realidad” de los átomos: 
¿Eran objetos verdaderos, contables y sonan-
tes, o simples “ficciones útiles”? ¿Y las molé-
culas? ¿Existían o eran puramente teóricas? 
(…)
La existencia de átomos y moléculas no era 
por cierto la única incógnita: también era des-
concertante la proliferación de los elementos: 
¿Podía ser que el mundo se edificara a partir 
de cincuenta elementos químicos? ¿Cincuenta 
sustancias elementales? ¿No era demasiado? 
¿No tenía que haber un orden subyacente? En 
busca de ese orden esquivo estaban los quí-
micos. 
Porque lo cierto es que a cada rato se des-
cubrían nuevos elementos, lo cual planteaba 
inquietudes e interrogantes nuevos: ¿Cuántos 
elementos había exactamente? ¿Habría un lí-
mite o se irían multiplicando de manera in-
finita? ¿No había algo arbitrario a la hora de 
definir un elemento, puesto que siempre era 
esperable que algo que había sido reconocido 
como elemento se subdividiera aún más?
Además, se podía percibir que ciertos gru-
pos contaban con propiedades similares, de 
modo que se imponía la necesidad de pensar 
en algún criterio que permitiera poner orden 
en el caos de la profusión elemental. Johann 
Dóbereiner, catedrático de química en la Uni-
versidad de Jena(Alemania), percibió en 1829 
que uno de los elementos recientemente des-
cubiertos, el bromo, tenía ciertas propiedades 
y un peso atómico que lo situaban a mitad de 
camino entre el cloro y el yodo. Lo mismo ocu-
rría, según se dio cuenta un tiempo después, 
con el estroncio (que estaba a mitad de cami-
no entre el calcio y el bario) y con el selenio 
(que se posicionaba entre el azufre y el telu-
rio). Llamó triadas a los grupos, pero pensó 
que podía tratarse de una simple coincidencia 
y no elaboró ninguna explicación. 
Recién más de treinta años después hubo 
un nuevo intento de encontrar un patrón que 
ordenara todo. Alexandre-Emile Béguyer de 
Chancourtois ideó en 1862 una conjetura que 
permitía organizar los elementos que presen-
taban entre sí similitudes físicas y químicas 
(…), en función de su peso atómico. 
Años más tarde, el químico ruso Mende-
leiev retomó algunas de estas ideas y propuso 
su “famosa” tabla periódica de los elementos.
Adaptación de: Moledo, L. y Olszevicki, N. (2014). 
El triunfo de los átomos. En L. Moledo 
y N. Olszevicki, Historia de las ideas científicas, de Tales 
de Mileto a la Máquina de Dios (pp. 599-619). 
Buenos Aires, Argentina: Planeta. 
Actividades
1. Reflexionar sobre la forma. El autor inicia este relato con varias preguntas: ¿Son contestadas 
a lo largo del texto? ¿Con qué intención creés que fueron incluidas?
2. Reflexionar sobre el contenido. Discutan en grupo la siguiente pregunta planteada por el 
autor: “¿No había algo arbitrario a la hora de definir un elemento, puesto que siempre era es-
perable que algo que había sido reconocido como elemento se subdividiera aún más?” ¿Qué le 
contestarían? ¿Pueden ser arbitrarias las categorías científicas? ¿Por qué sí o por qué no? 
3. Interpretar y relacionar. ¿Qué problema inherente a las ciencias químicas se plantea en el 
texto? ¿Se encuentra solucionado actualmente? ¿Cómo? 
4. Buscar información. ¿A qué denominó “triadas” el químico Dóbereiner? Subrayá los ejemplos 
que aparecen en el texto y mencioná algún otro.
El enigma de los elementos
Videraetorem quodionsum
Urio. Core consequi dollecupturi doloren istruntio. Hil mostis 
exerum quunti tenis estibus.
Orrore solest aut rernam, aut accum si ut arciendiore de eatem 
faccaturit harciisquat et utem voluptat od eic tem et quam com-
nimus ex essitio. Ibere plit od que venis dem etur molendestium 
solorae nulparum volo dolupta testioreium suntet, sae inctatis 
magnatectia dolorerchit dundicti quist adias vid maionseque re 
ellaten impossinctur ma aut ut volore prore maximporias quiamen 
debisto commoditate magnam derum doluptate inihictia platemp 
oritio ium unte ium qui rerum qui commos recab ilit voluptumqui 
autemolorum necesti oreicitemo con electorionse nonsequ idig-
nihic tet aut int dolorera aut quiatem int ius eumet aut a dolore am 
aute illeneseque debis intio. Ugit, omnis et quiaestota dolessita 
vit, ium denimol umquaerum in consedi te sitiis cumquae ssequo-
dis doloren ditatem harum earit fuga. 
Rum quaectum rae volupid quiam sa voloruntis est as alit et 
inctur sa non core, sus exces ut veratia quas aut eosaeped quatur? 
Atio sus exces . 
Et mi, tem hilliquatus se nessitibus voloribus rem et mint quo 
qui quam eum velibus voloraepe molum et rem sit, corempo rup-
tisquid et qui ipis volo occus dusanis con peribus, unt aborro veni-
meni beaturem autae pore saernat aturere.
Itatur reni nectae cum quosae vendis aspe nissime officilias vo-
lupidebit aut harcipicatem ea nusam facesec uptatiur sitas sed ut 
quam earum apient preriorupta et magnat lia vent.
Videraetorem quodionsum
Ce ipienent cultu merfestrei inatuid etimiust viribemquer hos, 
inampote, Palium addum in seracii inatalem rec re me apernih in-
teme auc teatquo poptil vivatum or uro et veheben atienatanum 
virmis ina vir locum mus conloccior pelibus andiae molor aut offi-
cil ere perenihil iunt as as sequatius evele. 
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Actividades
1. ¿Se lograron identificar las diferentes sustancias? Si no fue así, ¿a qué se debió?
2. ¿Piensan que se trata de un método preciso para la identificación de los distintos elementos?
3. Busquen en Internet qué otros elementos se pueden identificar fácilmente con este método.
4. Investiguen: ¿por qué se dice que el test a la llama es una técnica cualitativa?
5. ¿Creen que se podría determinar por medio del ensayo a la llama la presencia de varios metales 
en una muestra? Expliquen a partir de imaginar un ejemplo.
Taller de Física y Química
Paso 1 Ajusten la llama del mechero Bunsen hasta 
que sea “incolora”.
Paso 2 Coloquen una pequeña cantidad de una de 
las sustancias (sin saber de cuál se trata) en la 
punta de una varilla o de una espátula limpia. 
Se debe tener sumo cuidado con la limpieza de 
la espátula a fin de no contaminar la muestra, ya 
que se trata de un método muy sensible.
Paso 3 Coloquen la varilla con la sustancia en 
la llama.
Paso 4 Observen y anoten el color de la llama. Si 
pueden, sáquenle una foto para incluirla en el 
informe.
Paso 5 Basándose en las fotos del cuadro, inten-
ten identificar la sustancia.
Paso 6 Repitan el procedimiento con cada una 
de las sustancias e identifíquenlas. Recuerden 
limpiar la varilla o espátula antes de cada proce-
dimiento entre muestra y muestra. 
Ensayos a la llama 
Es posible determinar qué metal compone una muestra según el color que esta emitía al ex-
ponerla a una llama. Este método, llamado test o ensayo a la llama, es un método de laboratorio 
bien establecido que permite identificar la presencia de un elemento químico determinado en una 
muestra.
Materiales
Un mechero Bunsen; una varilla o una espátula; cloruro de sodio (NaCl); cloruro de calcio 
(CaCl2); cloruro de bario (BaCl2); cloruro de cobre (CuCl); cloruro de potasio (KCl); otras sustan-
cias que posean sodio, calcio, bario, potasio o cobre
Procedimiento
Sustancia Sodio Potasio Estroncio Calcio Litio Cobre
Color de 
la llama Amarillo oro Orquídea Rojo púrpura Rojo naranja Rojo carmesí Verde esmeralda
Integro lo aprendido
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Actividades
1. Completen el organizador gráfico con los conceptos que faltan.
2. Vuelvan a las páginas 26 y 27 de esta unidad. Repasen las preguntas y respondan brevemente.
a. ¿En qué se diferencian dos átomos de distintos elementos? ¿En qué se parecen?
b. ¿Qué es lo que caracteriza a un elemento?
c. ¿Qué utilidad tiene la configuración electrónica (CE)?
Dalton Thomson Bohr
Metales
No metales
Gases nobles
Representativos
De transición
en la actualidad
formado por
se representan por
llamadas
llamadas llamadas
llamadas
llamadas
aloja partículas 
subatómicas con 
carga
allí hay partícula 
con carga
su distribución 
se representa con
la suma de ambos se 
representa por
su can-
tidad se 
representa 
por
en la
formada por
más 
general
según distintos científicos
que derivaron 
en el 
según su 
configuración 
electrónica
en la historia se 
propusieron
hay de 
distintos
hay 
diferentes 
criterios de
basado en
ÁTOMO
Modelos
atómicos
Modelo
mecanocuántico
Zona
extranuclear
Nombre y
símbolo
18 columnas
verticales
Configuración
electrónica
Positiva
Protones
Períodos
Elementos
Sin carga
Electrones
Número másico
Me pongo a prueba
©
 e
di
ci
on
es
 s
m
 s
.a
. P
ro
hi
bi
da
 s
u 
fo
to
co
pi
a.
 L
ey
 1
1.
72
3
45
1. Completá la siguiente tabla con los valores que faltan.
2. Indicá si las siguientes afirmaciones son verdade-
ras (V) o falsas (F).
a. Todos los modelos atómicos se basan en la fí-
sica clásica. 
b. Thomson fue el primer científico en postular que 
el átomo no es compacto. 
c. Rutherford propuso que la masa del átomo se 
concentra principalmente en el núcleo que tiene 
carga positiva. 
d. Los conceptos de órbita y orbital pueden ser utili-
zados como sinónimos. 
e. En el modelo de Bohr, los átomos se encuentranen continuo movimiento. 
f. El modelo mecanocuántico surge del aporte de 
más de un científico. 
3. Marcá la alternativa que consideres correcta en 
cada caso.
a. Dos isótopos:
 I. No necesariamente tienen el mismo número 
atómico. 
 II. Tienen el mismo número de protones. 
 III. Tienen el mismo número másico. 
b. El 16O8 y el 17O8: 
 I. Tienen el mismo número de electrones. 
 II. No pueden formar iones. 
 III. Se comportan como si fueran gases nobles. 
c. El elemento cuya CE = 1s2 2s2 2p6 3s2: 
 I. Pertenece al grupo 3, período 2. 
 II. Pertenece al grupo 2, período 2. 
 III. Pertenece al grupo 2, período 3. 
d. En la tabla periódica actual los elementos es-
tán ordenados según:
 I. El orden creciente de número atómico. 
 II. El orden creciente de número másico. 
 III. Los criterios I y II siempre coinciden. 
4. Analizá la siguiente figura, y luego respondé.
a. Indicá cuál/es de los elementos de la figura es/
son representativos (R), de transición (T) o de 
transición interna (TI).
b. Señalá los que pertenecen al mismo período y 
cuáles al mismo grupo.
c. En función de su ubicación: ¿cuáles creés que 
tendrán propiedades químicas similares? Jus-
tificá tus respuestas.
5. Reflexioná sobre tu aprendizaje en esta unidad y 
respondé.
a. ¿Qué dificultades tuviste al estudiar los temas de 
esta unidad? ¿Cómo las resolviste? ¿Consultaste 
con alguien? 
b. ¿Pudiste intercambiar opiniones con tus com-
pañeros acerca de los temas estudiados? ¿Te 
fue útil este intercambio?
6. Realizá más actividades de 
autoevaluación para poner a prueba tus conoci-
mientos.
Partícula A Z Nº protones Nº neutrones Nº electrones
20Ne 10
12C
16O 8
16O2- 8
40 20 20
Orbitales Período
1s
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
2
8
8
18
18
32
32
Configuración 
electrónica
Ca
pa
cid
ad
GrupoOrbitales Período
1s
2s2p
3s3p
4s3d4p
5s4d5p
6s4f5d6p
7s5f6d7p
2
8
8
18
18
32
32
Configuración 
electrónica
Ca
pa
cid
ad
Grupo
H
Na
K Ca Fe
Al
Au
U
Br
Hg
B C N O F Ne
He
Ba