Estructura de la tabla periódica

Química

Conceptos clave

La tabla periódica ordena los elementos por número atómico creciente en períodos (filas) y grupos (columnas) con periodicidad en propiedades.
El número de período = mayor número cuántico principal $n$ ocupado (capas electrónicas).
El número de grupo = electrones de valencia ( $s$ : grupo 1–2; $p$ : grupo = e⁻ valencia + 10; $d$ : suma $d$ + $s$ ).
El bloque lo determina el subnivel de mayor energía que se llena: $s$ (grupos 1–2), $p$ (grupos 13–18), $d$ (grupos 3–12), $f$ (lantánidos/actínidos).
La línea diagonal escalonada separa metales (izquierda) de no metales (derecha); los metaloides ( $\text{B}$ , $\text{Si}$ , $\text{Ge}$ , $\text{As}$ , $\text{Sb}$ , $\text{Te}$ ) están sobre esa diagonal.

Bloque $s$ — grupos 1–2; configuración de valencia $ns^{1-2}$ . Alcalinos (1) y alcalinotérreos (2).
Bloque $p$ — grupos 13–18; se llena $np^{1-6}$ . Incluye halógenos (17) y gases nobles (18).
Bloque $d$ — grupos 3–12; metales de transición, subnivel $3d/4d/5d$ en llenado.
Bloque $f$ — lantánidos y actínidos; subnivel $4f/5f$ en llenado.
Para un elemento en el bloque $d$ : período = mayor $n$ (el del $s$ externo); grupo = total de electrones $d$ + $s$ externos.

Grupo 1 — alcalinos ( $ns^1$ ): reactividad crece al descender (electrón de valencia más lejos del núcleo, se cede con más facilidad). $\text{Li} < \text{Na} < \text{K} < \text{Rb} < \text{Cs}$ .
Grupo 17 — halógenos ( $ns^2np^5$ ): reactividad decrece al descender (átomo más grande, atrae con menos fuerza el electrón que necesita captar). $\text{F}_2 > \text{Cl}_2 > \text{Br}_2 > \text{I}_2$ .
Grupo 18 — gases nobles ( $ns^2np^6$ ): capa de valencia completa, muy inertes, no forman iones ni compuestos en condiciones normales.
Metales de transición — estados de oxidación variables (orbitales $3d$ y $4s$ de energía similar); forman iones complejos coloreados.

Paso 1 — período: identifica el mayor $n$ ocupado.
Paso 2 — bloque: mira el subnivel de mayor energía que se llena ( $s$ , $p$ , $d$ o $f$ ).
Paso 3 — grupo: cuenta electrones de valencia (bloque $s/p$ ) o suma $d + s$ externos (bloque $d$ ).
Excepción clásica: en el bloque $d$ el período lo da el $n$ del subnivel $s$ externo, no el $n$ del $d$ . Ejemplo: $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^2$ → período 4 (no 3), bloque $d$ , grupo 7.

Problema: clasifica $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^2$ por período, bloque, grupo y tipo de elemento.
Mayor $n = 4$ (del $4s$ ) → período 4.
Subnivel que se llena: $3d$ → bloque $d$ (metal de transición).
Electrones externos: $3d^5 + 4s^2 = 7$ → grupo 7.
Posición: centro de la tabla, bloque $d$ → metal (manganeso, $\text{Mn}$ ).

Error frecuente: confundir el número del subnivel $d$ (p. ej. "3" en $3d^5$ ) con el período. El período lo fija el mayor $n$ , aquí $n=4$ del $4s$ .
Error frecuente: en el bloque $d$ olvidar contar los electrones $d$ junto con los $s$ para determinar el grupo.
En el bloque $p$ , el grupo = e⁻ de valencia + 10 (p. ej. 7 e⁻ de valencia → grupo 17).
Los metaloides tienen propiedades intermedias: no los clasifiques como metales ni como no metales sin verificar su posición sobre la diagonal.
Al comparar reactividad en un grupo, ancla la respuesta al tamaño atómico y a la distancia del electrón de valencia al núcleo.

Conceptos clave

La tabla periódica ordena los elementos por número atómico creciente en períodos (filas) y grupos (columnas) con periodicidad en propiedades.
El número de período = mayor número cuántico principal $n$ ocupado (capas electrónicas).
El número de grupo = electrones de valencia ( $s$ : grupo 1–2; $p$ : grupo = e⁻ valencia + 10; $d$ : suma $d$ + $s$ ).
El bloque lo determina el subnivel de mayor energía que se llena: $s$ (grupos 1–2), $p$ (grupos 13–18), $d$ (grupos 3–12), $f$ (lantánidos/actínidos).
La línea diagonal escalonada separa metales (izquierda) de no metales (derecha); los metaloides ( $\text{B}$ , $\text{Si}$ , $\text{Ge}$ , $\text{As}$ , $\text{Sb}$ , $\text{Te}$ ) están sobre esa diagonal.

Bloques s, p, d, f

Bloque $s$ — grupos 1–2; configuración de valencia $ns^{1-2}$ . Alcalinos (1) y alcalinotérreos (2).
Bloque $p$ — grupos 13–18; se llena $np^{1-6}$ . Incluye halógenos (17) y gases nobles (18).
Bloque $d$ — grupos 3–12; metales de transición, subnivel $3d/4d/5d$ en llenado.
Bloque $f$ — lantánidos y actínidos; subnivel $4f/5f$ en llenado.
Para un elemento en el bloque $d$ : período = mayor $n$ (el del $s$ externo); grupo = total de electrones $d$ + $s$ externos.

Familias clave y reactividad en el grupo

Grupo 1 — alcalinos ( $ns^1$ ): reactividad crece al descender (electrón de valencia más lejos del núcleo, se cede con más facilidad). $\text{Li} < \text{Na} < \text{K} < \text{Rb} < \text{Cs}$ .
Grupo 17 — halógenos ( $ns^2np^5$ ): reactividad decrece al descender (átomo más grande, atrae con menos fuerza el electrón que necesita captar). $\text{F}_2 > \text{Cl}_2 > \text{Br}_2 > \text{I}_2$ .
Grupo 18 — gases nobles ( $ns^2np^6$ ): capa de valencia completa, muy inertes, no forman iones ni compuestos en condiciones normales.
Metales de transición — estados de oxidación variables (orbitales $3d$ y $4s$ de energía similar); forman iones complejos coloreados.

Clasificar desde la configuración electrónica

Paso 1 — período: identifica el mayor $n$ ocupado.
Paso 2 — bloque: mira el subnivel de mayor energía que se llena ( $s$ , $p$ , $d$ o $f$ ).
Paso 3 — grupo: cuenta electrones de valencia (bloque $s/p$ ) o suma $d + s$ externos (bloque $d$ ).
Excepción clásica: en el bloque $d$ el período lo da el $n$ del subnivel $s$ externo, no el $n$ del $d$ . Ejemplo: $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^2$ → período 4 (no 3), bloque $d$ , grupo 7.

Ejemplo resuelto

Problema: clasifica $[\text{Ar}]\,3d^5\,4s^2$ por período, bloque, grupo y tipo de elemento.
Mayor $n = 4$ (del $4s$ ) → período 4.
Subnivel que se llena: $3d$ → bloque $d$ (metal de transición).
Electrones externos: $3d^5 + 4s^2 = 7$ → grupo 7.
Posición: centro de la tabla, bloque $d$ → metal (manganeso, $\text{Mn}$ ).

En el examen IB

Error frecuente: confundir el número del subnivel $d$ (p. ej. "3" en $3d^5$ ) con el período. El período lo fija el mayor $n$ , aquí $n=4$ del $4s$ .
Error frecuente: en el bloque $d$ olvidar contar los electrones $d$ junto con los $s$ para determinar el grupo.
En el bloque $p$ , el grupo = e⁻ de valencia + 10 (p. ej. 7 e⁻ de valencia → grupo 17).
Los metaloides tienen propiedades intermedias: no los clasifiques como metales ni como no metales sin verificar su posición sobre la diagonal.
Al comparar reactividad en un grupo, ancla la respuesta al tamaño atómico y a la distancia del electrón de valencia al núcleo.