HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

El ser humano desde hace mucho tiempo planteó que todas las cosas que existían estaban constituidas por sustancias, a las que denominó materia. De esta manera, para las civilizaciones antiguas como la china 2200 a.C., existen cinco elementos que constituyen la materia, los cuales son: el metal, la madera, la tierra, el fuego y el agua.

Para los antiguos chinos, el origen y la explicación de los fenómenos naturales es el producto de la combinación de un Yang (fuego, sol o positivo) y un Yin (agua, Luna o negativo).

En la antigua Grecia durante el siglo VII a. C., los pensadores plantearon que existía un elemento esencial que originaba todas las demás sustancias; para Tales de Mileto, fue el agua; para Anaxímenes, era el aire; para Heráclito de Éfeso, era el fuego, mientras que para Empédocles de Agrigento era la tierra con la combinación de los otros tres elementos.

Aristóteles (384 a.C. – 322 a.C.), retomó todos estos conceptos y los agrupó en un solo enunciado que se conoció como la teoría de los cuatro elementos más otros dos que eran el amor y el odio, base de las ciencias durante más de 2000 años. Además propuso un quinto elemento (el éter o la quinta esencia) que formaba parte de la composición de los cuerpos celestes.

Leucipo de Mileto y Demócrito de Abdera (460 a.C. – 370 a.C.) propusieron que “la materia, constituyente de todas las cosas existentes, estaba conformada por unos corpúsculos eternos e indivisibles, todos de la misma naturaleza pero diferentes en su forma; esas partículas, constituyentes del ser, se mueven libremente en el vacío (o no ser) en el que se disponen de distintas maneras, dando lugar así a las diferentes clases de materia”. Epicuro de Samos (341 a.C. – 270 a.C.), llamó a estos corpúsculos átomos (del griego a= sin y tomé= división).

Aristóteles consideraba posible la transmutación de los cuerpos materiales, concepto que constituyó el principal objetivo de la alquimia (del árabe al y el griego chemia, que significa arte), movimiento intelectual que nació en Alejandría en el 500 a.C., y que perduró hasta las primeras décadas del siglo XVII d.C. La alquimia, para garantizar su existencia, presentó dos variantes una externa o exotérica y otra oculta o esotérica (escrita en símbolos y claves que solo ellos entendían).

Los alquimistas se dedicaron a obtener sustancias por procedimientos de transformaciones químicas, con la finalidad de buscar la Piedra Filosofal. Dicha piedra permitía transformar los metales en oro, además de que con ella se obtenía un elixir que daba la vida eterna para quien lo bebía. Fueron los árabes los que llamaron a la piedra filosofal al iksir de la cual se deriva la palabra elixir.

Entre los más famosos alquimistas árabes esta Yabir o Abu Musa Jabir Ibn Hayyan Al – Azdi (721 – 825), también conocido como Geber, quien logro sintetizar el Ácido Clorhídrico y Nítrico, además de algunas sales. Geber añadió dos nuevos elementos a la lista: el mercurio (que representaba el brillo y la fluidez) y el azufre (que representaba la combustibilidad), cuyos cambios y la mezcla de ambos en distintas proporciones eran el origen de los diferentes metales. Aunque los esfuerzos de los alquimistas eran vanos, su trabajo no lo fue. Descubrieron el antimonio, el bismuto, el zinc, los ácidos fuertes, las bases o álcalis (palabra que también deriva del árabe), y cientos de compuestos químicos. El último gran alquimista, en el siglo XVI fue: Theophrastus Bombastus von Hohenheim, más conocido como Paracelso.

Paracelso (1493 – 1541) alquimista suizo, añadió otro principio: la sal, que junto al Mercurio y el Azufre conformaba la teoría conocida como la tria prima. Además, Paracelso introdujo el uso de algunos remedios, dando inicio a un período conocido como iatroquímica, origen de la farmacología actual.

Robert Boyle (1627 – 1691), considerado el precursor de la química moderna, en su libro “El químico escéptico" publicado en 1681, contradijo muchas de las teorías aristotélicas y alquimistas. Boyle retomó los conceptos de la teoría atómica de los antiguos griegos para explicar transformaciones químicas, dedicándose así al estudio de la naturaleza y composición de la materia; diferenció entre elemento y compuesto y desarrolló técnicas analíticas para separar los elementos de muchos compuestos; definió el elemento como la sustancia más sencilla existente. Postuló que cuando es posible degradar una sustancia en otras más sencillas éste no es un elemento, y que cuando se combinan dos o más elementos forman una sustancia distinta: un compuesto. También a el se le debe el cambio de la palabra alquimia por la palabra Química.

Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794), químico francés, considerado el verdadero padre de la química moderna, sentó los principios de un sistema conceptual, un lenguaje analítico y una base cuantitativa firme, así, propuso: “no admitir nada como cierto antes de someterlo a una prueba experimental”. Por otra parte, en el año de 1787, Lavoisier elaboró una lista de 33 elementos conocidos hasta ese momento. Estos eran representaciones en una sola dimensión mientras que los actuales se presentan en dos o tres dimensiones con filas y columnas ordenadas que permiten ubicar a todos los elementos conocidos y los que aún se descubrirán. Por otra parte, Lavoisier presentó además la primera tabla de los elementos que, aunque muy incompleta, se puede considerar como la base a partir de la cual surgió la tabla periódica moderna.

Durante los siglos siguientes, los químicos, olvidados ya de las ideas alquimistas y aplicando el método científico, descubrieron nuevos e importantes principios químicos, las leyes que gobiernan las transformaciones químicas y sus principios fundamentales. Al mismo tiempo, se descubrían nuevos elementos químicos.

Apenas iniciado el siglo XIX, John Dalton (1766 – 1844), recordando las ideas de un filósofo griego, Demócrito, propuso en 1803 su teoría atómica, según la cual, cada elemento estaba formado por un tipo especial de átomo, de forma que todos los átomos de un mismo elemento eran iguales entre sí, en tamaño, forma y peso, y distinto de los átomos de los otros elementos. Cabe mencionar que Dalton, también fue el primero en proponer un sistema de figuras para representar a los diferentes elementos hasta entonces descubiertos. Este sistema es el siguiente:

A partir de la teoría atómica de Dalton, los químicos intentaron conjugar las masas atómicas de los elementos con sus propiedades. Así, en 1813, Berzelius dividió los cuerpos simples en dos grupos según su electroafinidad, en metales y no metales y por otra parte en compuestos Inorgánicos y Orgánicos. Esta clasificación de Berzelius fue notoriamente insuficiente por ser excesivamente general y por no permitir comparación entre los elementos análogos. También introdujo el sistema actual de notación química en donde la representación grafica de los elementos, es por medio de símbolos químicos; empleando según sea el caso, una o dos letras del nombre del elemento, considerando que cuando se emplea una sola letra esta debe ser mayúscula y en caso de que se empleen dos letras, la primera debe ser mayúscula y la segunda minúscula, por ejemplo: N (Nitrongen) para el nitrógeno, Na (Natrium) para el sodio, Ni (Nickel) para el níquel, etc. Por otra parte, desarrolló una teoría que establece que los compuestos químicos están formados por componentes de carga negativa y positiva. Estos descubrimientos permitieron que Davy en ese mismo año, aislara otros elementos nuevos, como el sodio y el potasio.

En 1827 Johann Wolfgang Döbereiner realizó uno de los primeros intentos para agrupar elementos con propiedades similares de tres en tres (tríadas) y sugirió que en elementos como el Ca, Sr, Ba; Cl, Br, I y S, Se, Te, etc., el peso atómico del elemento de en medio era la media de los otros dos. A este intento se le llamo ley de las Triadas y consistía en series de tríadas en las que existen diferentes constantes en los pesos atómicos de los elementos; un ejemplo de esto es lo siguiente:

ELEMENTOS PESOS ATÓMICOS DIFERENCIALitio 6.94 16.06Sodio 23.00 16.06Potasio 39.06 16.06

Azufre 32.06 47.14Selenio 79.20 47.14Telurio 126.34 47.14

Debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las tríadas de Döbereiner.

El químico Jean Baptiste Dumas, escribió en 1840 su ensayo de la filosofía química, en donde manifestaba haber perfeccionado las tríadas de Döbereiner, acomodando al flúor antes que al cloro y al oxígeno antes que al calcio, lo que permitía completar algunas familias de elementos afines; a la familia del sodio le añadió el rubidio y el cesio. Además comprobó que aparte de las variaciones del peso atómico anteriormente observadas existían otras regularidades cuando se pasa de una familia a otra, por ejemplo:

O = 16 S = 32F = 19 Cl = 35.5d = 3 d = 3.5

Na = 23 K = 39Mg = 24 Ca = 40d = 1 d = 1

Si comparamos las diferencias de peso atómico d = 3 entre el oxígeno y el flúor, encontramos una diferencia en el mismo orden, d = 3.5 entre el azufre y el cloro. De esta manera las regularidades corresponden a las diferencias de energía en la misma familia y la exactitud de esta ley es menor cuando aumenta el peso atómico, y es sólo válida para los primeros miembros de cada familia.

Conocer las propiedades de los átomos, y en especial su peso, se transformó en una tarea fundamental de la química y, gracias a las ideas de Amedeo Avogadro que en 1850 estableció que a presión y volumen constantes un mol de gas de cualquier tipo tiene un mismo numero de moléculas, dio la pauta para que en 1860 el químico italiano Stanislao Cannizzaro, pusiera de manifiesto, el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el O2) poseen moléculas que contienen dos átomos. Por otra parte, aclaro la distinción entre átomos y moléculas y demostró que muchos de los pesos atómicos determinados previamente eran pesos moleculares. Esta aclaración permitió que los químicos lograran tener una lista consistente de elementos.

Al mismo tiempo, se iban descubriendo más y más elementos. En la década de 1860 se conocían más de 60 elementos, y saber las propiedades de todos ellos, era imposible para cualquier químico, pero muy importante para poder realizar su trabajo.

En 1862, Alexandre Emile Béguyer de Chancourtois, graficó las masas atómicas de los elementos en forma de hélice enrollada regularmente sobre un cilindro. Al dividir la base del cilindro en 16 partes se registró una lista de los elementos con propiedades similares en columnas verticales. Tituló a su trabajo Tornillo telúrico.

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó a la Real Sociedad Inglesa de Química su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. Llamó a esta repetición periódica la ley de las octavas, por su analogía con la escala musical. Como a partir del calcio dejaba de cumplirse la regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica, que lo menospreció y ridiculizó. Y a pesar de que fue ridiculizado por dejar algunos espacios en blanco para los elementos que aún no habían sido descubiertos, fue el primer antecesor de nuestra actual tabla periódica. Hay que señalar que 23 años más tarde, fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy por tal descubrimiento.

Basándose en la idea de la periodicidad que proponía Döbereiner, De Chancourtois y Newlands, y relegando un poco la idea de un orden riguroso en la sucesión de los 63 elementos (descubiertos hasta ese momento) de acuerdo con sus pesos atómicos, en 1863 el ruso Dimitri Ivánovich Mendeléyev ideo una clasificación periódica de los elementos casi perfecta, que presentó en 1869 como Tabla de los elementos; aunque no debemos olvidar el esquema del químico alemán Julius Lothar Meyer, quien en 1870 presentó una gráfica como forma de clasificar los elementos en la que la colocación de los elementos estaba de acuerdo con su peso atómico y la relación de los pesos concordaba con otras propiedades que tenían los elementos clasificados.

En su tabla Mendeléyev colocó los elementos de acuerdo con el orden creciente de sus pesos atómicos relativos, de manera que los elementos con propiedades parecidas quedaban en el mismo grupo y dejó algunos espacios en blanco para los elementos que aún no habían sido descubiertos; en 1871 revisó nuevamente su tabla y clasificó grupos de elementos colocándolos en columnas verticales, tomando en cuenta además la composición de los óxidos comunes que formaban. Para los elementos que aún o habían sido descubiertos, detalló cuidadosamente las propiedades físicas y químicas que tendrían y les asigno los nombres de eka-boro, eka-aluminio, y eka-silicio; que corresponderían al escandio, el galio y el germanio, elementos descubiertos en 1886.

En 1864 Julius Lothar Meyer, escribió un tratado de química en el cual manifestaba que el comportamiento de los átomos podía depender de sus pesos atómicos. Sin embargo Meyer se empezó a interesar por el volumen atómico de los elementos (espacio que ocupan los átomos), y encontró que si trazaba una curva de sus volúmenes atómicos de acuerdo a las coordenadas de sus pesos moleculares, los valores atómicos que obtenían crecían y descendían, primero en dos periodos cortos y después en dos largos. Calculó el volumen atómico dividiendo el peso atómico entre la densidad de una muestra sólida o líquida del elemento indicado por medio de los valores que tenía. Publicó su trabajo un año mas tarde que Mendeléyev.

La comunidad científica advirtió que Mendeléyev había acertado en sus conclusiones, demostrando que su tabla periódica era un instrumento útil y verídico, aunque nadie en ese momento lograba explicarse como funcionaba, ya que dicha tabla nos enseña que existe una ley natural que no era fácil de entender de manera teórica.

Los óxidos previstos por Mendeléyev también están de acuerdo con la realidad y esto lo podemos ver en la tabla de la clasificación periódica moderna, basada en la tabla original de Mendeléyev, donde los pesos atómicos corresponden a los que determinó Meyer; los elementos que no se encuentran en los cuadros no se conocían en 1869, los que están entre paréntesis tenían grandes errores y los que tiene un signo de interrogación, son los elementos predichos por Mendeléyev.

C F I II III IV V VI VII VIII1 H2 Li Be B C N O F3 Na Mg Al Si P S Cl4 K Ca Ti V Cr Mn Fe, Co, Ni,

Cu5 (Cu) Zn As Se Br6 Rb Sr ?Y Zr Nb Mo Ru, Rh, Pd,

Ag7 (Ag) Cd In Sn Sb Te I8 Cs Ba ?Di ?Ce9

10 ?Er ?La Ta W Os, Ir, Pt, Au

11 (Au) Hg Tl Pb Bi12 Th U

Los trabajos de Mendeleev y de Meyer condujeron al descubrimiento de la ley de periodicidad de los elementos químicos o ley periódica de los elementos que establece lo siguiente:

Las propiedades químicas y físicas similares ocurren periódicamente si los elementos se acomodan en orden de masa atómica creciente, es decir, las propiedades de los elementos son función periódica de sus masas atómicas.

Aunque en lo esencial ambos llegaron a la misma conclusión, se le da el crédito a Mendeleev porque éste promovió sus ideas de forma mucho más vigorosa y se adelantó un año en la publicación de sus hallazgos, con lo que estimuló una gran cantidad de trabajos nuevos en Química. Además de lo anterior, el trabajo de Mendeleev fue más extenso y llegó incluso a predecir la existencia y propiedades de elementos desconocidos en ese momento.

De la clasificación de Mendeléyev y sus comprobaciones experimentales se deduce que las propiedades químicas de los átomos se repiten periódicamente; esto se convierte en una ley natural aunque en la actualidad no se expresa en función del peso atómico, sino del número atómico.

En 1913, cuando Henry Gwyn Jeffreys Moseley trabajaba con Henry Rutherford y dio a conocer los resultados de varios experimentos, concluyo que en la ley periódica las propiedades de los elementos están en función periódica de sus números atómicos, por lo que la tabla tuvo que ser modificada, y ahora todos los elementos conocidos están colocados de acuerdo con su número atómico en orden creciente.

Moseley determinó las frecuencias de los rayos X emitidos después de que diferentes elementos se bombardeaban con electrones de alta energía, y vio que cada elemento produce rayos X con una frecuencia característica; además, observó que por lo general la frecuencia aumentaba al aumentar la masa atómica. Moseley acomodó las frecuencias de rayos X en orden asignándoles un número entero singular, llamado número atómico, a cada elemento. Ahora sabemos que el número atómico es igual tanto al número de protones en el núcleo como al número de electrones que hay en el átomo.

En 1936 se descubre el primer elemento artificial, de número atómico 43, el TECNECIO, mediante el método de Fermi, el cual consta de bombardear un átomo con neutrones acelerados con un ciclotrón.

Entre los años de 1940 a 1944, el grupo dirigido por Glenn T. Seaborg en EE.UU. descubre los elementos del 94 al 100.

Posteriormente Glenn T Seaborg tras participar en el descubrimiento de estos 10 nuevos elementos, en 1944 sacó 14 elementos de la estructura principal de la Tabla Periódica proponiendo su actual ubicación debajo de la serie de los Lantánidos, siendo desde entonces conocidos como los actínidos.

Durante los años de 1955 a 1974 mientras ocurría la Guerra Fría, rusos y norteamericanos compiten para sintetizar los elementos hasta el 106, se descubren nuevos elementos, mediante la técnica de fusión en frío.

El 9 de febrero de 1996, se obtiene el elemento 112 al hacer chocar un átomo de cinc con uno de plomo a altas velocidades. Su vida media es de 240 microsegundos y se consiguieron sólo 2 átomos.

Posteriormente del año 1998 al 2009 se han descubierto los elementos del 113 al 120 quedando solo aceptados hasta el elemento No. 118, ya que los otros dos elementos el 119 y 120 no han durado lo suficiente como para caracterizarlos

LA TABLA PERIÓDICA HOY EN DÍA

La tabla se puede dividir en filas horizontales y columnas verticales. Las filas constituyen periodos, a lo largo de los cuales el número atómico aumenta (y el peso atómico, por tanto aumenta también). A su vez, los electrones van completando la capa de valencia, lo que provoca variaciones armónicas en las propiedades fisicoquímicas de los elementos.

Todos los elementos de un periodo tienen el mismo número de capas electrónicas completas. Es la última capa la que se va completando a medida que se avanza por éste. Las columnas de la tabla constituyen familias de elementos, que tienen en común la estructura electrónica. Debido a ello presentan importantes similitudes en sus propiedades químicas y físicas y variaciones muy regulares de las mismas. Ejemplos de familias importantes son la de los metales alcalinos (IA), familia del oxígeno (VIA) halógenos (VIIA). De izquierda a derecha aumenta el número atómico y la electronegatividad, a la vez que disminuye el radio. De arriba a abajo aumenta el radio y el número atómico, y disminuye la electronegatividad. Teniendo en cuenta la periodicidad de los elementos de la tabla, podemos hacernos una idea de lo enormemente útil que nos resulta la tabla periódica, ya que nos permite predecir las propiedades de un elemento a partir de su posición en la tabla periódica, por similitud con las de otros conocidos de su familia o periodo. Actualmente, la tabla periódica es una de las obras de las que más versiones se han hecho.

TABLA PERIÓDICA ACTUAL

Conocida como “Forma Larga” los elementos se encuentran distribuidos en: Series, Bloques, Grupos o Familias y Períodos.

Series:

Los elementos químicos se dividen en dos series: Serie “A” y Serie “B”.

Serie “A”: Esta serie incluye tanto elementos metálicos como no metálicos; la configuración electrónica de los elementos que forman la serie “A” siempre terminan en los subniveles “S” o “P”.

Serie “B”: Esta serie incluye solamente metales a los cuales se les llama Elementos o metales de transición. La configuración electrónica de estos elementos siempre termina en el subnivel “d” o “f”.

Bloques:

Cada serie de la tabla periódica esta formada por dos bloques, los cuales se designan en base al subnivel de energía en que termina la configuración electrónica de los elementos que la conforman; existen 4 bloques llamados Bloques “s”, “p”, “d” y “f”.

Bloque “s”: Los elementos terminan su configuración electrónica en el subnivel “s” y con excepción del Hidrogeno todos son metales.

Bloque “p”: Los elementos terminan su configuración electrónica en el subnivel “p” y lo conforman tanto metales como no metales.

Bloque “d”: Los elementos terminan su configuración electrónica en el subnivel “d”.

Bloque “f”: Este bloque lo forman los elementos conocidos como tierras raras y terminan su configuración electrónica en el subnivel “f”.

Grupos:

Se les llama grupos al conjunto de elementos cuya posición dentro de la tabla en forma vertical o de columnas. La tabla periódica esta formada por 18 grupos, de los cuales 8 pertenecen a la serie “A” y 10 a la Serie “B”. A cada uno de los grupos se les asignan números romanos.

Serie “A”: IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA.

Serie “B”: IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB.

Para los elementos de la Serie “A”, el número de grupo en el cual se encuentran localizados dentro de la tabla, es igual al número de electrones que cada elemento posee en su nivel mayor de energía. A este nivel de mayor energía se le llama Nivel de Valencia y a los electrones colocados en este nivel se les llama electrones de valencia.

Los elementos que forman parte de la serie “B”, no cumplen con las características anteriores y su localización en la tabla periódica se hace en base al número de electrones que el elemento posee en su último subnivel de su configuración.

Todos los elementos que forman parte de un mismo grupo presentan propiedades químicas similares.

Algunos grupos de elemento reciben nombres específicos por ejemplo:

GRUPOS NOMBREI A Metales Alcalinos.II A Metales Alcalinotérreos.III A Familia del Boro o térreos.IV A Familia del Carbono o carbonoides.V A Familia del Nitrógeno o nitrogenoides.VI A Familia del Oxígeno, calcógenos o

anfígenos.VII A Familia de los Halógenos.VIII A Gases nobles o grupo cero.Lantánidos y Actínidos Tierras Raras o Elementos de Transición

Interna.I B al II B (Todos los grupos del B)

Metales de transición o Metales Pesados

Períodos:

Los períodos son los renglones o conjuntos de elementos que se localizan dentro de la tabla en posición horizontal. En total existen hasta ahora 7 períodos conocidos K, L, M, N, O, P, Q. Para todos los elementos de la tabla periódica el período en el cual se encuentra localizado es igual a su nivel de valencia.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Las propiedades que presentan los elementos químicos están relacionadas con la posición del elemento en la tabla periódica. Algunas de estas propiedades son: el tamaño del átomo, el potencial de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. A estas propiedades se les llama periódicas, debido a que se repiten regularmente, tanto en los grupos como en los períodos.

Tamaño del Átomo o Radio Atómico.

Resulta imposible aislar y medir el tamaño del átomo. Por lo tanto, este tamaño se determina mediante la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos que se encuentran unidos. La mitad de esta distancia corresponde al tamaño que tendrá uno solo de los átomos. El radio atómico se define como; la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos enlazados. En los grupos el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo mientras que en los períodos disminuye de izquierda a derecha.

Potencial de ionización.

Para separar un electrón de un átomo aislado, se requiere aplicar una cierta cantidad de energía. Cuando a un átomo se le separa un electrón, es decir, pierde un electrón. Adquiere una carga positiva (+) y se convierte en un ion positivo o catión.

El potencial de ionización es una propiedad que se define como: “La energía que se requiere para separar un electrón de un átomo aislado y convertirlo en un catión o un ion positivo”. El potencial de ionización es una propiedad que en los grupos disminuye de arriba hacia abajo y en los periodos aumenta de izquierda a derecha.

Afinidad electrónica.

Es la cantidad de energía que se desprende de un átomo en estado gaseoso siempre que gana un electrón para convertirse en un ion negativo o anión.

Electronegatividad.

Para que los átomos se unan entre sí, se requiere que estos ganen o pierdan sus electrones de valencia, de forma que los átomos se puedan unir gracias a estos electrones, llamados también electrones de enlace. La magnitud de la fuerza con que son atraídos estos electrones por los núcleos de los átomos que participan en el enlace se llama electronegatividad y es diferente para cada átomo. Los átomos que presentan baja electronegatividad tienden por lo general a perder sus electrones de valencia; mientras tanto, los que presentan altos valores de electronegatividad tienden a ganarlos.

En la tabla periódica, la electronegatividad varía de la misma forma que el potencial de ionización y la afinidad electrónica.

En base a esto puede observarse que los elementos colocados a la izquierda de la tabla periódica (metales) son elementos que tienden a perder sus electrones de valencia debido a que presentan bajo potencial de ionización y baja electronegatividad, mientras que los elementos colocados a la derecha de la tabla periódica (no metales), tienden a ganar electrones debido a que presentan alta electronegatividad y alto potencial de ionización.

El conocimiento de la variación de las propiedades periódicas nos permite entre otras cosas:

Predecir las posibilidades de que se de a cabo de una reacción química entre dos o más elementos.

El tipo de enlace que existe en una molécula. Sintetizar en el laboratorio nuevos compuestos químicos.

Otros Conceptos.

Tabla Periódica: Es la lista de los elementos agrupados de acuerdo a su semejanza en las propiedades. Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos.

Electrones de Valencia: Son los electrones que se encuentran en el nivel energético más externo de los átomos.

Número de Oxidación: Es el número convencional que resulta de suponer que en toda unión (iónica) un átomo pierde electrones y otro gana.

Valencia: Capacidad que tiene un átomo para unirse con otros átomos.