Apuntes · Física y QuímicaES · Selectividad

La tabla periódica como herramienta predictiva

Este apunte recorre el desarrollo histórico del sistema periódico —de las triadas de Döbereiner a la ley periódica moderna de Moseley— y muestra por qué la tabla no es un simple inventario, sino una herramienta capaz de predecir las propiedades de los elementos. Dentro del saber básico A de Física y Química (LOMLOE, RD 243/2022), conecta la configuración electrónica con la posición en la tabla y con las propiedades periódicas (radio, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico). Es un contenido de pleno valor en la fase de acceso de la Selectividad/PAU, donde se pide razonar y comparar elementos a partir de su posición.

4seccionesca. 18min de lectura4competenciasNivelBásico 1 · Estándar 1 · Profundización 2Revisado · 06/2026

T·0222 / 11

Perfil de examen

CE1 · Resolver problemas y situaciones aplicando las leyes y teorías científicas adecuadas: predecir el comportamiento químico de un elemento a partir de su posición periódica.Criterio 1.1 · Aplicar leyes y teorías en el análisis de fenómenos, justificando las propiedades de los elementos mediante la estructura electrónica y la ley periódica.CE6 · Participar en la construcción colectiva del conocimiento científico, valorando el desarrollo histórico del sistema periódico como modelo que se refina con la evidencia.Criterio 2.3 · Integrar leyes y teorías para establecer relaciones cualitativas y cuantitativas entre la estructura electrónica y las propiedades periódicas.

Operadores:explicajustificarazonacomparaordenapredicerelacionainterpretalocaliza

nivel básico

Como materia común se exige situar un elemento por su configuración electrónica y razonar las tendencias generales (radio, energía de ionización, electronegatividad y carácter metálico) dentro de un mismo grupo o periodo.

nivel avanzado

Como materia de modalidad se profundiza en las causas (carga nuclear efectiva, apantallamiento, efecto del nivel n), en las irregularidades de la energía de ionización y en la predicción comparativa fina entre elementos próximos.

Profundidad

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Inhalt · 4 secciones

La tabla periódica como herramienta predictiva

Historia del sistema periódico: de las triadas a Mendeléyev y Moseley#

BasisBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — desarrollo histórico del sistema periódico

La tabla periódica es uno de los grandes logros de la química porque condensa el comportamiento de todos los elementos en un único esquema ordenado. Antes de entenderla como herramienta de predicción conviene seguir el hilo histórico que la fue construyendo: cada paso surgió del intento de poner orden en una colección creciente de elementos y de sus propiedades medidas en el laboratorio. El currículo pide precisamente valorar ese desarrollo histórico (CE6) como ejemplo de cómo un modelo científico se refina con la evidencia.

El primer intento sistemático fueron las «triadas» de Johann Döbereiner (1829): grupos de tres elementos con propiedades semejantes en los que la masa atómica del elemento central es aproximadamente la media de los otros dos (por ejemplo Li, Na, K, o Cl, Br, I). Décadas después, John Newlands propuso (1864) la «ley de las octavas», observando que, al ordenar los elementos por masa atómica creciente, las propiedades parecían repetirse cada ocho elementos, como las notas de una escala musical. Ambas ideas captaban un patrón real —la periodicidad— pero eran demasiado rígidas y fallaban más allá de los elementos ligeros.

El salto decisivo lo dio Dmitri Mendeléyev en 1869 (de forma independiente Lothar Meyer): ordenó los elementos por masa atómica creciente y los agrupó por semejanza de propiedades. Su genialidad fue doble. Primero, no dudó en dejar huecos en su tabla allí donde ningún elemento conocido encajaba, afirmando que esos huecos correspondían a elementos aún no descubiertos. Segundo, predijo con notable precisión las propiedades de esos elementos ausentes —los llamó eka-aluminio y eka-silicio—, que más tarde se descubrieron como el galio (1875) y el germanio (1886), confirmando sus pronósticos. Aquí nace la tabla como herramienta predictiva (Fig. 1).

Línea de tiempo del sistema periódico

El esquema de Mendeléyev presentaba algunas inversiones incómodas (por ejemplo, el telurio queda antes que el yodo aunque su masa atómica sea mayor). La explicación llegó con Henry Moseley (1913), quien, mediante los espectros de rayos X, demostró que la propiedad que verdaderamente ordena a los elementos no es la masa atómica, sino el número atómico Z (el número de protones del núcleo). Así se enunció la ley periódica moderna: «las propiedades de los elementos son una función periódica de su número atómico». Ordenando por Z desaparecen las inversiones y la tabla adquiere su fundamento físico definitivo.

Ejemplo resuelto

Predecir una propiedad con el método de Mendeléyev (eka-silicio)

Mendeléyev predijo en 1871 las propiedades del «eka-silicio», un elemento que faltaba en su tabla justo debajo del silicio. Sabiendo que la masa atómica del silicio es 28,1 y la del estaño es 118,7, estima por interpolación la masa atómica que Mendeléyev podía esperar para ese elemento (el germanio, descubierto en 1886 con masa atómica real 72,6). Comenta el acierto.

Identificar el grupo
El eka-silicio se sitúa en el mismo grupo que el silicio (grupo 14), entre el silicio (periodo 3) y el estaño (periodo 5). Por la periodicidad, sus propiedades deben quedar entre las de sus vecinos del grupo.
Interpolar la masa atómica
Mendeléyev estimaba propiedades como promedio aproximado de los vecinos del grupo. Promediamos las masas conocidas de silicio y estaño.
Comparar con el valor real
El valor estimado, ≈ 73,4, es muy próximo a la masa atómica real del germanio, 72,6 (diferencia ≈ 1 %). El método predictivo de Mendeléyev funcionaba porque las propiedades varían de forma regular dentro de un grupo.

Resultado: Masa atómica estimada ≈ 73,4 frente a la real 72,6 del germanio: una predicción notablemente acertada, que ilustra el poder predictivo de la tabla.

Errores frecuentes

Atribuir a Mendeléyev la ordenación por número atómico: él ordenó por masa atómica creciente; fue Moseley quien introdujo el número atómico como criterio.
Confundir las octavas de Newlands con las triadas de Döbereiner, o creer que la ley periódica habla de la masa atómica en lugar del número atómico.

Repaso activo

Explica, en no más de cinco líneas, por qué la tabla de Mendeléyev colocaba al telurio (masa atómica ≈ 127,6) antes que al yodo (masa atómica ≈ 126,9) pese a tener mayor masa, y cómo la propuesta de Moseley justifica de forma natural ese orden.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Estructura de la tabla periódica actual y bloques#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — estructura y organización de la tabla periódica: periodos, grupos y bloques (s, p, d, f)

Esquema de localización de un elemento por su configuración

La tabla periódica actual ordena los 118 elementos conocidos por número atómico Z creciente, organizándolos en filas y columnas que reflejan directamente la estructura electrónica. Esta sección establece el vocabulario con el que después se razonan todas las predicciones: periodos, grupos y bloques. Dominar esta arquitectura es el requisito previo para «localizar» cualquier elemento y leer en su posición sus propiedades.

Las filas horizontales se llaman periodos y hay siete. El número de periodo coincide con el número cuántico principal n del último nivel energético que se está llenando; así, un elemento del tercer periodo tiene electrones de valencia en el nivel n = 3. Las columnas verticales se llaman grupos y hay dieciocho (numerados del 1 al 18). Los elementos de un mismo grupo comparten el número de electrones de valencia y, por ello, propiedades químicas muy parecidas: por eso forman familias como los metales alcalinos (grupo 1), los alcalinotérreos (grupo 2), los halógenos (grupo 17) y los gases nobles (grupo 18).

La tabla se divide en cuatro bloques según el subnivel que se está llenando con el electrón diferenciador (Fig. 2). El bloque s (grupos 1 y 2, más el hidrógeno y el helio) llena orbitales s; el bloque p (grupos 13 a 18) llena orbitales p; entre ambos se intercala el bloque d (grupos 3 a 12), los metales de transición, que llenan orbitales d; y, separados al pie de la tabla, el bloque f (lantánidos y actínidos), que llena orbitales f. Esta estructura no es arbitraria: el ancho de cada bloque coincide con el número de electrones que admite su subnivel (2 en s, 6 en p, 10 en d y 14 en f).

Mapa de la tabla periódica por bloques s, p, d, f

La relación entre bloque y configuración electrónica es la clave de la herramienta predictiva. Para los elementos representativos (bloques s y p), el número de grupo permite deducir directamente los electrones de valencia: el grupo 1 tiene un electrón de valencia (ns¹), el grupo 2 tiene dos (ns²), el grupo 13 tiene tres (ns² np¹), y así hasta el grupo 18 con ocho (ns² np⁶, salvo el helio). De forma recíproca, escribir la configuración electrónica de un elemento permite situarlo sin mirar la tabla: el último nivel ocupado da el periodo y el subnivel diferenciador da el bloque y el grupo.

Ejemplo resuelto

Localizar un elemento a partir de su número atómico

El elemento de número atómico Z = 20 es importante en huesos y dientes. Escribe su configuración electrónica, determina su periodo, grupo y bloque, nombra su familia e indica los electrones de valencia y el ion más probable que formará.

Configuración electrónica
Aplicando el principio de Aufbau hasta Z = 20:
Periodo
El nivel ocupado de mayor número cuántico principal es n = 4, así que el elemento pertenece al cuarto periodo.
Bloque y grupo
El electrón diferenciador entra en un orbital 4s; por tanto es del bloque s. Tiene 2 electrones de valencia (4s²), de modo que está en el grupo 2. Se trata del calcio (Ca), un metal alcalinotérreo.
Ion más probable
Para alcanzar la configuración estable del gas noble anterior (argón), pierde sus 2 electrones de valencia, formando el catión Ca²⁺.

Resultado: El elemento es el calcio: periodo 4, grupo 2, bloque s, familia de los alcalinotérreos, 2 electrones de valencia; forma con facilidad el catión Ca²⁺.

Errores frecuentes

Contar mal el número de grupo en el bloque p: el grupo 13 tiene 3 electrones de valencia y el 18 tiene 8 (no 13 ni 18); el número de grupo y los electrones de valencia coinciden solo si se usa la regla por bloques, no el número de columna sin más.
Olvidar que el helio, pese a tener configuración 1s² (bloque s formalmente), se coloca en el grupo 18 por su comportamiento de gas noble; y situar el hidrógeno sin matizar su carácter singular.

Repaso activo

Dado el elemento con número atómico Z = 16, escribe su configuración electrónica completa, indica el periodo, el grupo y el bloque al que pertenece, nombra su familia y deduce cuántos electrones de valencia tiene.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Propiedades periódicas y sus tendencias#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — propiedades periódicas y su variación: radio atómico e iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico

Brújula de las tendencias periódicas

Las propiedades periódicas son aquellas magnitudes de los elementos que varían de forma regular y predecible a lo largo de la tabla. Su variación se explica con dos factores en competencia: la carga nuclear efectiva (Z_ef), que es la atracción neta que el núcleo ejerce sobre los electrones de valencia tras descontar el apantallamiento de los electrones internos, y el número de niveles ocupados (n), que aleja a los electrones de valencia del núcleo. Comprender el juego entre ambos permite razonar todas las tendencias en lugar de memorizarlas (Fig. 3).

El radio atómico mide el tamaño del átomo. A lo largo de un periodo (de izquierda a derecha) disminuye: se añaden protones al núcleo sin cambiar de nivel, así que Z_ef aumenta y atrae con más fuerza a la nube electrónica, contrayéndola. Al bajar por un grupo, en cambio, aumenta: cada periodo añade un nivel electrónico nuevo, más alejado del núcleo. En cuanto al radio iónico, los cationes son siempre menores que su átomo neutro (pierden electrones y, a menudo, un nivel completo, y aumenta la repulsión disminuye), mientras que los aniones son siempre mayores (ganan electrones, crece la repulsión electrónica y la nube se expande).

La energía de ionización (EI) es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. Crece a lo largo de un periodo (mayor Z_ef retiene más al electrón) y disminuye al bajar por un grupo (el electrón externo está más lejos y más apantallado, más fácil de arrancar). Por eso los gases nobles tienen las EI más altas y los metales alcalinos las más bajas. La afinidad electrónica (AE) mide la energía liberada cuando un átomo gaseoso capta un electrón; su tendencia general es paralela a la EI (aumenta hacia la derecha y arriba), siendo especialmente alta en los halógenos, aunque presenta más irregularidades.

La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace; en la escala de Pauling el flúor es el más electronegativo (4,0). Aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla, de modo que los no metales del extremo superior derecho (F, O, N, Cl) son los más electronegativos. El carácter metálico sigue la tendencia exactamente opuesta: aumenta hacia la izquierda y hacia abajo, porque los metales son los elementos que ceden electrones con facilidad (baja EI). Así, las cinco propiedades quedan ligadas: radio y carácter metálico crecen hacia abajo-izquierda; energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad crecen hacia arriba-derecha.

Energía de ionización frente al número atómico (carácter periódico)

Ejemplo resuelto

Comparar radio atómico y justificar con Z_ef

Ordena de mayor a menor radio atómico los elementos Na (Z=11), Mg (Z=12) y K (Z=19), y justifica el orden a partir de la carga nuclear efectiva y del número de niveles ocupados.

Situar los elementos
Na y Mg están en el tercer periodo (Na grupo 1, Mg grupo 2); K está en el cuarto periodo, grupo 1, justo debajo del Na.
Comparar Na y Mg (mismo periodo)
Al pasar de Na a Mg se añade un protón sin cambiar de nivel: la carga nuclear efectiva aumenta y atrae más a la nube electrónica, así que el radio del Mg es menor que el del Na (r_Na > r_Mg).
Comparar Na y K (mismo grupo)
El K tiene un nivel electrónico más que el Na (n = 4 frente a n = 3), de modo que su electrón externo está más alejado del núcleo: r_K > r_Na.
Ordenar
Combinando ambas comparaciones se obtiene el orden de mayor a menor radio.

Resultado: r(K) > r(Na) > r(Mg). El K es el mayor por tener un nivel más; entre Na y Mg, el Na es mayor porque su carga nuclear efectiva es menor.

Errores frecuentes

Invertir el sentido de la tendencia del radio: el radio atómico DISMINUYE al avanzar en un periodo (no aumenta), porque crece la carga nuclear efectiva manteniendo el mismo nivel.
Confundir energía de ionización con afinidad electrónica, o decir que el carácter metálico aumenta hacia la derecha; es justo al contrario (los metales están a la izquierda y abajo).

Repaso activo

Ordena los elementos Na, Mg, Cl y K de menor a mayor energía de ionización y justifica el orden indicando qué factor (carga nuclear efectiva o número de niveles) domina en cada comparación.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

La tabla periódica como herramienta predictiva de propiedades#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Física y Química · saber básico A — relación entre la configuración electrónica de un elemento y su posición en la tabla y sus propiedades químicas

De la posición a la predicción: tres pasos

La sección anterior describió las tendencias; esta las pone a trabajar: a partir de la posición de un elemento podemos predecir cómo se comportará químicamente, qué iones formará y cómo se compara con sus vecinos. Esta es la esencia del criterio 1.1 del currículo (aplicar la teoría para predecir propiedades) y de lo que se evalúa en la PAU. La idea central es que la posición codifica la configuración de valencia, y la valencia gobierna el comportamiento químico.

El método de predicción tiene tres pasos. Primero, localizar el elemento (periodo, grupo, bloque) o deducir su configuración. Segundo, leer su valencia: los electrones de valencia indican cuántos electrones tenderá a ceder, captar o compartir para alcanzar la configuración estable de gas noble (regla del octeto). Tercero, anticipar consecuencias: un elemento del grupo 1 (un electrón de valencia, baja EI) cederá ese electrón y formará cationes +1, será muy reactivo y metálico; un halógeno del grupo 17 (siete electrones de valencia, alta afinidad electrónica) captará un electrón para formar aniones −1 y será un no metal muy reactivo (Fig. 4).

La herramienta también predice comparaciones de reactividad. En los metales, la reactividad aumenta al bajar por el grupo, porque la energía de ionización disminuye y resulta más fácil ceder el electrón externo: por eso el potasio es más reactivo que el sodio. En los no metales ocurre lo contrario: la reactividad aumenta al subir por el grupo, porque la afinidad electrónica y la electronegatividad crecen hacia arriba; así, el flúor es más reactivo que el cloro. Además, dentro de un mismo periodo, la tabla permite anticipar el tipo de enlace que se formará entre dos elementos según su diferencia de electronegatividad (gran diferencia → iónico; pequeña → covalente).

El alcance histórico de esta capacidad predictiva fue espectacular: Mendeléyev no solo dejó huecos, sino que describió de antemano la densidad, el punto de fusión, la fórmula de los óxidos y el aspecto del eka-silicio, y el germanio descubierto en 1886 cumplió esos pronósticos con asombrosa exactitud. Hoy esa misma lógica permite a la química, sin necesidad de experimentar con cada elemento, anticipar propiedades, diseñar materiales y entender por qué elementos del mismo grupo (como el sodio y el potasio, ambos alcalinos) comparten un comportamiento tan parecido. La tabla periódica es, en definitiva, el mapa que convierte la posición de un elemento en una predicción fiable de su química.

Ejemplo resuelto

Predecir ion, fórmula y enlace a partir de la posición

El elemento A está en el grupo 2, periodo 3, y el elemento B en el grupo 17, periodo 3. Identifícalos, predice el ion que formará cada uno, deduce la fórmula del compuesto que originan y razona el tipo de enlace.

Identificar A y B
Grupo 2 y periodo 3 corresponde al magnesio (Mg, configuración [Ne] 3s²). Grupo 17 y periodo 3 corresponde al cloro (Cl, configuración [Ne] 3s² 3p⁵).
Predecir los iones
El Mg (2 electrones de valencia, metal de baja EI) cede 2 electrones y forma Mg²⁺. El Cl (7 electrones de valencia, no metal de alta afinidad electrónica) capta 1 electrón y forma Cl⁻, completando su octeto.
Deducir la fórmula
Para que el compuesto sea neutro se necesitan dos aniones Cl⁻ por cada catión Mg²⁺.
Razonar el enlace
El Mg es un metal (baja electronegatividad) y el Cl un no metal muy electronegativo; la gran diferencia de electronegatividad implica transferencia de electrones, es decir, enlace iónico.

Resultado: A = Mg (forma Mg²⁺), B = Cl (forma Cl⁻); el compuesto es el cloruro de magnesio, MgCl₂, con enlace iónico.

Errores frecuentes

Predecir un ion sin tener en cuenta la regla del octeto: un elemento del grupo 16 forma aniones 2− (gana 2 electrones), no cationes; un alcalinotérreo forma cationes 2+, no 1+.
Generalizar mal la reactividad: afirmar que «más abajo siempre más reactivo» vale para los metales, pero en los no metales la reactividad aumenta hacia ARRIBA del grupo (el flúor es más reactivo que el yodo).

Repaso activo

Un elemento X tiene configuración electrónica [Ne] 3s² 3p⁵ y otro elemento Y es del grupo 1, periodo 4. Predice: a) el ion más probable de cada uno; b) la fórmula del compuesto que formarán entre sí; c) razona qué tipo de enlace tendrá ese compuesto.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

La tabla periódica como herramienta predictiva

Puntos clave

Predecir una propiedad con el método de Mendeléyev (eka-silicio)

Puntos clave

Localizar un elemento a partir de su número atómico

Puntos clave

Comparar radio atómico y justificar con Z_ef

Puntos clave

Predecir ion, fórmula y enlace a partir de la posición

Fuentes

La tabla periódica como herramienta predictiva

Puntos clave

Predecir una propiedad con el método de Mendeléyev (eka-silicio)

Puntos clave

Localizar un elemento a partir de su número atómico

Puntos clave

Comparar radio atómico y justificar con Z_ef

Puntos clave

Predecir ion, fórmula y enlace a partir de la posición

Fuentes