Figura. Tabla periódica de Newlands,

La tabla periódica de Newlands, presentada en 1864, marcó un hito en la historia de la química al introducir la ley de las octavas. Newlands observó que, al ordenar los elementos conocidos por su peso atómico creciente, cada ocho elementos se repetían propiedades similares, de manera análoga a las notas musicales en una escala. Esta idea, aunque sencilla, ofreció una visión innovadora sobre la periodicidad química, pues mostraba que las propiedades de los elementos no eran aleatorias, sino que seguían un patrón predecible.

El modelo de Newlands fue particularmente útil en el caso de los elementos ligeros, donde las repeticiones de propiedades eran más evidentes. Sin embargo, al incluir elementos más pesados, la organización comenzaba a presentar inconsistencias. Algunas de sus agrupaciones no eran del todo precisas, ya que elementos con propiedades diferentes aparecían juntos debido a la estricta aplicación de su regla de las octavas. Esto generó críticas por parte de la comunidad científica de su tiempo, que consideraba su propuesta demasiado rígida y limitada. A pesar de estas dificultades, la importancia de su trabajo radica en haber mostrado, por primera vez, que existía un patrón repetitivo en la naturaleza de los elementos.

La propuesta de Newlands fue, en consecuencia, un paso esencial hacia la consolidación de la tabla periódica moderna. Aunque su trabajo no alcanzó el mismo nivel de reconocimiento inmediato que el de Mendeléyev, su visión pionera influyó en la comprensión de que la química obedece a leyes periódicas. La ley de las octavas no solo representó un avance conceptual, sino que también abrió la puerta a nuevas formas de organizar el conocimiento químico. Gracias a aportaciones como la suya, fue posible construir un sistema más completo y predictivo, que hoy conocemos como la tabla periódica de los elementos.

Figura. Tabla de los elementos de Mayer

La tabla de Mayer, propuesta en 1864, constituye uno de los intentos pioneros en la búsqueda de un orden lógico para los elementos químicos. En una época en la que aún no existía una estructura clara para la clasificación de los elementos, Mayer recurrió a la observación de sus valencias y de ciertas similitudes en sus propiedades químicas y físicas. Su propuesta fue un reflejo del creciente interés científico por encontrar patrones recurrentes en la naturaleza, con el objetivo de organizar de manera coherente la diversidad de sustancias conocidas. Aunque su modelo no alcanzó la precisión de otros posteriores, puso de manifiesto que la química requería un sistema universal de clasificación.

A diferencia de los intentos anteriores, la tabla de Mayer buscó una disposición en filas y columnas, lo que supuso un avance en la representación visual de las relaciones entre los elementos. En su propuesta, los elementos con comportamientos semejantes se ubicaban en posiciones cercanas, lo que permitía observar de forma más clara ciertas regularidades. Sin embargo, aún existían limitaciones en cuanto al ordenamiento por pesos atómicos, lo que derivaba en inconsistencias. A pesar de ello, su enfoque resaltó la utilidad de emplear las propiedades observables de los elementos como criterio de organización, contribuyendo a cimentar la idea de la periodicidad química.

La importancia de la tabla de Mayer radica en que sirvió como un precedente directo para el trabajo de Mendeléyev, quien pocos años después presentaría un modelo mucho más preciso y predictivo. Aunque la tabla de Mayer no alcanzó la misma trascendencia histórica, fue un paso crucial en el camino hacia la formulación de la tabla periódica moderna. Su aporte reside en demostrar que era posible organizar el conocimiento químico de forma estructurada, abriendo así la puerta a uno de los mayores logros de la ciencia.

La hélice telúrica de Chancourtois

La hélice telúrica de Chancourtois (1862) representa uno de los primeros intentos serios de organizar los elementos de manera sistemática. Chancourtois dispuso los elementos en una espiral alrededor de un cilindro, ordenados por sus pesos atómicos. Esta disposición permitió observar que ciertos elementos con propiedades químicas semejantes aparecían alineados en intervalos regulares, revelando por primera vez la periodicidad que rige el comportamiento de la materia. Su propuesta ofrecía, en esencia, una representación tridimensional de lo que más tarde se formalizaría en la tabla periódica.

Aunque su trabajo pasó desapercibido en gran medida, principalmente porque fue publicado en una revista de geología y sin incluir diagramas claros, la hélice telúrica constituye un paso crucial en la historia de la química. Chancourtois anticipó la idea de que las propiedades químicas de los elementos no son aleatorias, sino que responden a un orden matemático y repetitivo. De esta forma, sentó las bases para que otros científicos como Mendeléyev, pocos años después, pudieran construir un modelo más completo y funcional, donde la periodicidad quedó establecida como ley fundamental.

Hoy en día, el trabajo de Chancourtois es reconocido como un hito que abrió camino a la concepción moderna de la ley periódica. Aunque no logró la notoriedad inmediata de otros aportes posteriores, su visión fue pionera en relacionar directamente las propiedades químicas con los valores numéricos de los elementos. Por ello, se le considera justamente uno de los padres de la ley periódica, cuya intuición científica marcó un cambio decisivo en la manera de concebir la organización de los elementos. Su legado demuestra cómo incluso propuestas inicialmente ignoradas pueden transformarse en pilares del conocimiento científico.

Figura. Las triadas de Döbereiner

Las triadas de Döbereiner constituyen uno de los primeros intentos sistemáticos de organizar los elementos conocidos en el siglo XIX. Johann Wolfgang Döbereiner, químico alemán, observó que ciertos conjuntos de tres elementos compartían propiedades químicas y físicas semejantes, lo que permitía agruparlos en triadas. Lo más sorprendente de su propuesta era que el peso atómico del elemento central resultaba ser, aproximadamente, el promedio de los otros dos. Ejemplos claros de este fenómeno se encuentran en las triadas de cloro, bromo y yodo, o de calcio, estroncio y bario, donde no solo coincidían en comportamientos químicos, sino también en características como densidad o reactividad.

La importancia de las triadas radica en que revelaban la existencia de un patrón subyacente en la naturaleza de los elementos. Aunque el número de triadas identificadas era limitado y no abarcaba a todos los elementos conocidos en ese tiempo, su propuesta fue un indicio crucial de que los elementos químicos no eran entidades aisladas, sino que compartían relaciones periódicas entre sí. De este modo, las triadas se convirtieron en una precursora directa de la tabla periódica moderna. En aquel momento, sin embargo, la teoría atómica aún se encontraba en desarrollo, lo que limitaba la posibilidad de construir un sistema general más amplio.

A pesar de sus limitaciones, el trabajo de Döbereiner fue fundamental en el camino hacia la organización definitiva de la tabla periódica. Sus observaciones inspiraron a otros científicos, como Newlands con su Ley de las Octavas y, posteriormente, a Mendeleiev y Meyer, quienes sentaron las bases del sistema que conocemos hoy. En retrospectiva, las triadas representan un primer paso hacia el reconocimiento de la periodicidad química, mostrando cómo la ciencia progresa a partir de observaciones sencillas que, con el tiempo, revelan leyes universales que gobiernan la materia.

Figura. Tabla de los elementos de Lavoisier

La tabla periódica es mucho más que un listado de elementos químicos. Representa la idea de que la materia obedece a patrones recurrentes que se expresan en las propiedades de los átomos. Este orden no era evidente en los primeros intentos de clasificación, como la Tabla de Sustancias Simples de Antoine Lavoisier en 1789, incluida en su obra Traité Élémentaire de Chimie. En aquella época, aún no existía una distinción clara entre lo que hoy llamamos elementos y compuestos, por lo que se incluían sustancias como la luz, el calor o el “calórico” dentro de la lista de sustancias fundamentales.

Estas primeras clasificaciones, aunque limitadas, tuvieron un valor enorme en su momento. Permitieron a los químicos organizar y nombrar los materiales conocidos, facilitando la comunicación científica. Sin embargo, carecían de la capacidad de revelar el orden natural que rige a los elementos. No mostraban, por ejemplo, que ciertas propiedades se repiten en intervalos regulares, ni ofrecían un marco para predecir la existencia de sustancias aún no descubiertas. La tabla de Lavoisier era útil como inventario, pero no explicaba la lógica profunda de la materia.

La tabla periódica moderna, en contraste, sí cumple con esas funciones. Al agrupar los elementos según su número atómico y su configuración electrónica, exhibe con claridad la repetición de patrones en propiedades como la electronegatividad, el radio atómico o la reactividad química. Su carácter no es solo descriptivo, sino también predictivo, pues permitió anticipar la existencia de elementos que más tarde fueron descubiertos. Hoy, la tabla es también un símbolo cultural y educativo, además de un recurso práctico en la investigación científica y la industria tecnológica. Comprenderla significa acceder a una especie de mapa conceptual de la estructura de la materia, que conecta desde la química básica hasta los avances más modernos en nanotecnología y ciencia de materiales.

Figura. Tendencias periódicas.

Tendencias periódicas de diversas propiedades de los elementos en la tabla periódica. Estas propiedades, que incluyen el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y el carácter metálico o no metálico, se distribuyen en direcciones específicas que permiten reconocer patrones comunes en los distintos grupos y periodos. Tales tendencias son fundamentales para comprender la organización de los elementos y la razón de su comportamiento químico.

En primer lugar, el radio atómico aumenta hacia la izquierda y hacia abajo de la tabla. Esto se debe a que al descender en un grupo se agregan niveles de energía, ampliando el tamaño del átomo. En cambio, la energía de ionización y la afinidad electrónica muestran un crecimiento opuesto: aumentan hacia la derecha y hacia arriba de la tabla. La razón es que al avanzar en un periodo, la carga nuclear efectiva es mayor y los electrones son atraídos con más fuerza, lo que dificulta arrancarlos y favorece la captación de electrones. Estas relaciones explican, por ejemplo, por qué los metales alcalinos tienen baja energía de ionización, mientras que los halógenos presentan gran afinidad electrónica.

Finalmente, el carácter metálico tiende a crecer hacia la izquierda y hacia abajo, coincidiendo con el incremento del radio atómico y la facilidad para perder electrones. Por otro lado, el carácter no metálico aumenta hacia la derecha y hacia arriba, en la misma dirección de la energía de ionización y la afinidad electrónica. Esto refleja que los metales tienden a ceder electrones para formar cationes, mientras que los no metales tienden a captarlos para formar aniones. En conjunto, la figura resume cómo la disposición de los elementos en la tabla periódica no es arbitraria, sino que refleja una lógica basada en su estructura electrónica y propiedades químicas.

Figura. Bloques de la tabla periódica

Los bloques de la tabla periódica son una forma de organizar a los elementos según la manera en que sus electrones se distribuyen alrededor del núcleo atómico. Aunque el concepto de electrón puede resultar complejo en un inicio, se puede imaginar que los átomos poseen distintos “niveles” o capas en los que se van acomodando estas diminutas partículas. La característica clave es identificar cuál es el tipo de espacio que se llena al final, ya que esto determina el bloque al que pertenece cada elemento.

Existen cuatro bloques principales: s, p, d y f. Los elementos del bloque s incluyen a los metales alcalinos y alcalinotérreos, que suelen ser muy reactivos y de baja densidad. El bloque p abarca a muchos de los no metales, como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro, además de los gases nobles, y está asociado a una gran diversidad de propiedades químicas. El bloque d corresponde a los metales de transición, como el hierro, el cobre o el oro, conocidos por su conductividad eléctrica y su importancia en aleaciones. Finalmente, el bloque f contiene a los lantánidos y actínidos, comúnmente representados fuera de la tabla principal por razones estéticas, pero que incluyen materiales esenciales en la tecnología moderna y la energía nuclear.

Esta clasificación en bloques no solo facilita la identificación de similitudes químicas, sino que también explica muchas de las tendencias periódicas, como la reactividad, los radios atómicos o la energía de ionización. Por ejemplo, los elementos de un mismo bloque suelen compartir comportamientos semejantes debido a que presentan configuraciones electrónicas comparables. En este sentido, los bloques de la tabla periódica no son simples divisiones gráficas, sino una herramienta fundamental para comprender cómo la estructura electrónica determina las propiedades químicas de los elementos.

Figura. Metales, no metales y metaloides

La tabla periódica clasifica los elementos químicos en tres grandes categorías: metales, no metales y metaloides, cada uno con características distintivas que permiten entender sus propiedades y aplicaciones. Los metales, que representan la mayoría de los elementos, se localizan principalmente en el lado izquierdo y centro de la tabla. Sus rasgos más importantes incluyen brillo metálico, maleabilidad, ductilidad y alta conductividad térmica y eléctrica. Suelen formar cationes al perder electrones, lo que los hace esenciales en la formación de compuestos iónicos y aleaciones. Entre sus aplicaciones más comunes destacan la construcción (acero, aluminio), la electrónica (cobre, oro), y la fabricación de herramientas y maquinaria.

Por otro lado, los no metales se encuentran en la parte superior derecha de la tabla periódica, con el hidrógeno como excepción al estar ubicado en el grupo 1. Estos elementos poseen propiedades opuestas a los metales: carecen de brillo, son malos conductores de calor y electricidad, y suelen ser frágiles en estado sólido. Además, tienden a formar aniones al ganar electrones. El oxígeno, el nitrógeno y el carbono son ejemplos fundamentales, ya que desempeñan papeles clave en la vida y en numerosos procesos industriales. El oxígeno es indispensable para la respiración, el carbono es la base de la química orgánica y de los combustibles, mientras que el nitrógeno es esencial en fertilizantes y procesos biológicos.

Finalmente, los metaloides constituyen un grupo intermedio, ubicado en la llamada “escalera” de la tabla periódica. Elementos como el silicio, el boro y el arsénico presentan propiedades mixtas: pueden comportarse como metales o no metales dependiendo de las condiciones. El silicio, por ejemplo, es un mal conductor en estado puro, pero dopado con otros elementos se convierte en un excelente semiconductor, fundamental para la industria electrónica y la fabricación de chips y paneles solares. 

Figura. Períodos de la tabla periódica

Los períodos de la tabla periódica corresponden a las filas horizontales en las que se organizan los elementos químicos. Cada período refleja el número de niveles de energía principales que poseen los electrones de los átomos, lo que establece una base para entender sus propiedades físicas y químicas. A medida que avanzamos de izquierda a derecha en un período, los elementos exhiben variaciones graduales en electronegatividad, radios atómicos y energía de ionización, marcando tendencias periódicas que son esenciales para predecir el comportamiento químico. Esta disposición no es arbitraria, sino que responde a la configuración electrónica, un principio que otorga coherencia a toda la tabla periódica.

Dentro de estos períodos destacan los elementos de transición, que ocupan los bloques centrales de las filas, y de manera especial las tierras raras y los actínidos, que forman parte de los períodos 6 y 7. Estos elementos se caracterizan por configuraciones electrónicas más complejas, con orbitales f parcialmente ocupados, lo que les confiere propiedades químicas y físicas únicas. Debido a la longitud de las filas en las que se encuentran, en la mayoría de las representaciones prácticas de la tabla periódica —como las que se utilizan en salones de clase o manuales— suelen colocarse en bloques separados en la parte inferior. Esta decisión no es conceptual, sino principalmente estética y de espacio, ya que su verdadera posición se encuentra incrustada dentro de la tabla principal.

A pesar de estar situados “fuera de vista” en muchas versiones gráficas, estos elementos son críticos para la ciencia y la tecnología modernas. Las tierras raras, por ejemplo, son indispensables en la fabricación de imanes permanentes, pantallas y catalizadores, mientras que los actínidos como el uranio y el plutonio son fundamentales en la generación nuclear de energía. Comprender su ubicación y características dentro de los períodos 6 y 7 es esencial para captar la estructura profunda de la tabla periódica y, con ello, la diversidad de aplicaciones prácticas que estos elementos ofrecen a la sociedad.

Figura. La tabla periódica de los elementos químicos

Los grupos de la tabla periódica también reciben el nombre de familias, ya que reúnen elementos que comparten características comunes. Esta denominación resulta especialmente clara en los llamados grupos principales o representativos (1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18). En estos grupos, sobre todo en los elementos más ligeros, es evidente la semejanza en propiedades físicas y químicas, así como en sus apariencias generales. Esto se debe a que poseen configuraciones electrónicas externas semejantes, lo cual influye directamente en su comportamiento químico. Así, por ejemplo, los elementos del grupo 1, conocidos como metales alcalinos, reaccionan con agua de manera análoga y muestran tendencias periódicas muy marcadas.

No obstante, esta tendencia de semejanza se hace menos evidente conforme se avanza hacia otros sectores de la tabla periódica. Los metales de transición, las tierras raras (lantánidos y actínidos) y los elementos muy pesados presentan configuraciones electrónicas más complejas, con participación de orbitales d y f. Esta complejidad introduce una mayor variabilidad en sus comportamientos químicos y propiedades físicas. Por ejemplo, dos elementos de transición pertenecientes al mismo grupo pueden diferir notablemente en su reactividad, en sus estados de oxidación más estables o en el color de sus compuestos, lo que dificulta reconocer la “familia” con la misma claridad que en los grupos representativos.

A pesar de estas diferencias, siguen existiendo patrones y tendencias generales que permiten clasificar y entender mejor a los elementos de estos grupos. Factores como los radios atómicos, la energía de ionización o la electronegatividad aún permiten predecir propiedades comunes, incluso en series más complejas. Reconocer estos matices en la organización de la tabla periódica no solo facilita la comprensión del comportamiento de los elementos, sino que también proporciona una herramienta fundamental para el estudio de la química en niveles más avanzados.

Figura. Nombres de los grupos de la tabla periódica

En la parte superior de cada columna o grupo de la tabla periódica se observa un conjunto de códigos que sirven para identificar y clasificar a los elementos químicos de acuerdo con distintos criterios. Entre ellos destacan el CAS (Chemical Abstracts Service), el sistema IUPAC antiguo y el sistema IUPAC nuevo. Estos sistemas coexisten en muchas representaciones modernas de la tabla periódica, lo que puede generar cierta confusión en estudiantes y profesionales que se inician en el campo. Mientras que el CAS responde más a un orden de registro universal de sustancias químicas en bases de datos, los códigos IUPAC están directamente relacionados con la organización estructural de la tabla periódica y reflejan los criterios adoptados por la comunidad científica en distintos momentos de su evolución.

Es habitual encontrar que algunas tablas periódicas presenten sinónimos o nomenclaturas alternativas para un mismo grupo, lo cual refleja la transición histórica en el lenguaje científico. Sin embargo, la tendencia actual es clara: se recomienda de manera enfática el uso del sistema IUPAC nuevo, dado que constituye la versión más estandarizada y aceptada a nivel internacional. Esta recomendación cobra relevancia no solo en la enseñanza de la química en niveles escolares y universitarios, sino también en la investigación académica y aplicada, donde la precisión y la claridad en la comunicación son esenciales para evitar malentendidos y asegurar la reproducibilidad de resultados.

Adoptar de manera consistente el sistema IUPAC nuevo ofrece varias ventajas. En primer lugar, asegura que todos los científicos hablen un lenguaje común, sin importar su región o idioma, lo que facilita el intercambio de conocimientos y el trabajo colaborativo en proyectos internacionales. Además, contribuye a la formación de estudiantes en una terminología moderna y universalmente aceptada, preparándolos para integrarse a la comunidad científica global. En consecuencia, el uso del sistema IUPAC nuevo no solo promueve la coherencia y precisión terminológica, sino que también fortalece la conexión entre la educación, la investigación y la práctica profesional en química.

Ejercicios de química resueltos. Introducción a la química. Densidad química. Chang 10ed. Ejercicio 3.30

[Ejercicios resueltos de densidad química]

La densidad del agua es 1.00 g/mL a 4 °C. ¿Cuántas moléculas de agua hay en 2.56 mL de agua a esta temperatura?

Etapa analítica

Usaremos [Teorema volumen a cantidad de sustancia]  y [Teorema Masa molar teórica] para obtener los moles de sustancia, y luego convertimos a moléculas con el número de Avogadro. Asumiremos que ya sabe que la masa molar del agua es 18.02 u.

Etapa numérica 1. Por factor de conversión1

Etapa numérica 2. Por teoremas de álgebra

Etapa manual

Referencias

Chang, R., & Overby, J. (2010). Chemistry (10th ed., AP Edition). McGraw Hill.

García García, J. L. (2025). Dimensional Analysis in Chemistry Textbooks 1900-2020 and an Algebraic Alternative. Educación química, 36(1), 82-108.

García García, J. L. (2025). Química general: Una guía moderna para bachillerato y universidad con enfoque algebraico. Ciencias de Joseleg. https://cienciasdejoseleg.blogspot.com/p/quimica-general-garcia.html