BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la Ley de Lavoisiere. 

Existen dos tipos de balanceo de ecuaciones y son:

Método por tanteos

Método por oxidación - reducción

                          MÉTODO POR TANTEOS

Este es utilizado para el balance de ecuaciones sencillas. La forma de realizar este balanceo es la siguiente:

Seleccionar un compuesto que contenga el átomo de un elemento que se repita en la mayoría de las sustancias que intervienen.

Asignar a la formula del compuesto seleccionado un coeficiente tal que logre igualar el numero de átomos del elemento en reactantes y en productos. Dicho coeficiente debe ser el menor posible y afecta a todos los elementos, incluso a los índices.

repetir el procedimiento anterior con los átomos de los otros elementos hasta que la ecuación este balanceada.

Durante el balanceo se pueden ensayar varios coeficientes, pero los subíndices de las formulas no pueden ser alterados.

                       NÚMERO DE OXIDACIÓN

Los términos de valencia y numero de oxidación se consideran sinónimos a si que definiremos cada uno.

Número de oxidación: Es la carga eléctrica asignada a un átomo cuando se combina con otro.

Valencia: Es la capacidad de combinación de los átomos.

Para determinar el numero de oxidación de un átomo se realiza lo siguiente:

El numero de oxidación de cualquier elemento libre es cero.

Los metales alcalinos (grupo IA) tiene numero de oxidación +1.

Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) tienen numero de oxidación +2.

El numero de oxidación de hidrógeno en la mayor parte de los compuestos es +1, pero en los hidruros metálicos iónicos, su numero es -1.

El oxigeno tiene numero de oxidación -2, excepto en los peróxidos que tienen numero de oxidación -1.

Todos los metales tienen numero de oxidación positivo.

La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un compuesto debe ser cero.

La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un cation debe ser igual a la carga del anion.

 MÉTODO POR OXIDACIÓN - REDUCCIÓN (redox)

Este método es el que toma en cuenta la transferencia de electrones de un átomo a otro.

En este tipo de reacciones la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente; depende una de la otra y el numero total de electrones perdidos por una especie química en la oxidación debe ser igual al numero de electrones ganados por la otra especie en la reducción.

Oxidación: Es un cambio químico en el que un átomo pierde electrones.

Reducción: Es un cambio químico en el que un átomo gana electrones.

La forma de balancear estas ecuaciones es la siguiente:

Se escribe la ecuación.

Se escriben todos los números de oxidación de todos los átomos que participan en la reacción.

Se identifican los elementos que cambian su numero de oxidación al efectuarse la reacción, y se determina el numero de oxidación del átomo oxidado y reducido. Para calcular el cambio en el numero de oxidación, conviene tomar en consideración la siguiente escala:

oxidación

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4

reducción

Indicar el numero total de electrones cedidos o aceptados.

Establecer la ecuación electrónica.

Se balancean las ecuaciones eléctricas, igualando el numero de electrones cedidos por el reductor con el numero de electrones aceptados para el oxidante, multiplicando por un factor que iguale la cantidad de electrones ganados y perdidos y se anota como coeficiente.

Se escriben los coeficientes de las ecuaciones electrónicas igualadas.

Se termina el ajuste de las ecuaciones, determinando el

valor de los otros coeficientes por tanteo.

Se comprueba que la ecuación esta balanceada.

REACCIONES QUIMICAS

Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (llamadas reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.

A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas.

ECUACION QUIMICA 

Es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen. También nos indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Las ecuaciones químicas son el modo de representarlas.

TIPOS DE REACCCIONES QUIMICAS 

Nombre	Descripción	Representación	Ejemplo
Reacción de síntesis	Elementos o compuestos sencillos que se unen para formar un compuesto más complejo.	A+B → AB	2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
Reacción de descomposición	Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.	AB → A+B	2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Reacción de desplazamientoo simple sustitución	Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.	A + BC → AC + B	Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución	Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.	AB + CD → AD + BC	NaOH + HCl → NaCl + H2O

NOMENCLATURAS

 Son reglas y regulaciones que rigen la designación de las sustancias químicas

   LOS SISTEMAS DE NOMENCLATURA SE DIVIDENEN:

Sistema Clásica.usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;

a Cu ⁺¹ se le denomina ion cuproso  y  a Cu ⁺²  ion cúprico  ( II)

Sistema por  la IUPAC: consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:

Cu ⁺¹ es cobre (I) y  Cu ⁺²  es cobre ( II)

Sistema Stock.Esta nomenclatura tiene en cuenta los valores de los estados de oxidación positivos (es decir sólo de los elementos metálicos), los cuales se expresan en la Funcion Química correspondiente en numeración romana encerrada entre paréntesis, (a menos que la expresión matemática de la fórmula se haya simplificado es posible determinar el valor de oxidación por el número subíndice de la derecha).

                2O = Oxido De Iodo (I)                 I2O3= Oxido De Iodo (III)

ÓXIDOS

Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O₂⁼ siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O₂  y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .

ÓXIDOS BÁSICOS (Combinación del oxígeno con elementos metálicos)

Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal

EJEMPLO:

Li2O     =   óxido de litio

CaO     =    óxido de calcio

Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las  terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)

EJEMPLO:

CoO     =   óxido cobaltoso

Co2O3     =    óxido cobaltico

Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:

EJEMPLO:

Co2O     =   óxido de cobalto ( II)

Co2O3     =    óxido de cobalto ( III)

ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos) 

Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos

EJEMPLO:

SiO2	=	dióxido de silicio
SeO2	=	dióxido de selenio

Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)

EJEMPLO:

CO2	+	H2O	→	H2CO3	ácido carbónico
oxido ácido				oxácido

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula

EJEMPLOS:

TeO2     =   dióxido de telurio

TeO3     =    trióxido de telurio

As2O3   =   trióxido de diarsenico

As2O5     =    pentaóxido de diarsenico

2Cl2	+	O2	→	Cl2O	=  monóxido de    dicloro
				oxido  ácido

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso  para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico  para el de menor valencia:

EJEMPLO:

TeO2     =   oxido teluroso

TeO3     =    oxido telúrico

Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y percombinados con los sufijos oso e ico.

EJEMPLO:

2N2	+	3O2	→	2N2O3	= óxido de nitrógeno (III)
				oxido ácido

2Cl2	+	O2	→	2Cl2O	= óxido   hipocloroso
				oxido ácido

2Cl2	+	7O2	→	2Cl2O7	= óxido perclórico
				oxido ácido

 

BASES O HIDRÓXIDOS

Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH^-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua

EJEMPLO:

Na2O	+	H2O	→	2NaOH	= hidróxido  de sodio
Al2O3	+	3H2O	→	2Al(OH)3	= hidróxido  de aluminio

Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH^- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.

Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia

EJEMPLO:

Ni(OH)2    =   hidróxido niqueloso

Ni (OH)3     =    hidróxido niquelico

 

ÁCIDOS

Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H⁺) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H⁺).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;

          HIDRÁCIDOS

Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.

EJEMPLOS:

H2S	ácido sulfhídrico
HI	ácido yodhídrico
HBr	ácido bromhídrico
HF	ácido fluorhídrico
HCl	ácido clorhídrico

RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H⁺, su solución acuosa se llama ácido

EJEMPLO:

HCl(g)      +      H2O(l)		→	HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno			ácido clorhídrico

                OXÁCIDOS

Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.

EJEMPLO:

PO3	+	H2O	→	H3PO3	= ácido fosforoso
PO4	+	H2O	→	H3PO4	= ácido fosfórico

Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:

( HO)mXOn

donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X  

 

SALES

Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :

BASE    +    ÁCIDO

→

SAL       +      AGUA

                                  

EJEMPLO;

Na	OH       +        H	Cl	→	NaCl      +	H2O

Se observa que el ácido dona un H⁺ a cada OH^- de la base para formar H₂O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na⁺, de la base y el ion negativo del ácido, Cl^-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na⁺, se escribe primero y luego el no metálico, Cl^-.

También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H⁺) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas  y sales básicas.

•                   SALES NEUTRAS

Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H⁺)  por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO	NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico	__________________uro
hipo_______________oso	hipo________________ito
__________________ oso	___________________ito
__________________ ico	___________________ato
per________________ico	per________________ ato

se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo

FeCl2   =  cloruro ferroso

FeCl3   =   cloruro férrico

Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;

Ejemplo:

FeCl2   =   cloruro de hierro ( II)

FeCl3   =  cloruro de hierro (III)

Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;

Ejemplo:

LiI      = Yoduro de Litio

•      SALES HALOIDEAS O HALUROS

Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijososo e ico, según la valencia del metal.

EJEMPLO;

Cu(OH)      +        HCl		→	CuCl	+   H2O
	ácido clorhídrico		cloruro cuproso

2Fe(OH)3       +     H2S		→	Fe2S 3	+  6H2O
	ácido sulfhídrico		sulfuro férrico

 Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc,  antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;

PS3      =   trisulfuro de fósforo

PS5     =    pentasulfuro de fósforo

   OXISALES: Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical     (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico  por ato 

Ejemplo;

KOH       +     HClO		→	KClO	+  H2O
	ácido hipocloroso		hipoclorito   de sodio

Al(OH)3    +      HNO3		→	Al(NO3)3	+   H2O
	ácido nítrico		nitrato de aluminio

•         SALES ÁCIDAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.

EJEMPLO:

NaOH      +    H2CO3		→	NaHCO3	+   H2O
	ácido carbónico		carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio)

• SALES BÁSICAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.

EJEMPLO:

CuOHNO_{3  =} nitrato básico de cobre (II)

Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal

EJEMPLO:

Cu(OH)2       +     HNO3		→	CuOHNO3	+       H2O
	ácido nitrico		nitrato básico de cobre (II)

• SALES DOBLES

Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.

EJEMPLO:

Al(OH)3   +   KOH   +   H2SO4		→	KAl(SO4)	+   H2O
	ácidosulfurico		sulfato de aluminio y potasio ( alumbre)

PERÓXIDOS

En el agua ordinaria, H₂O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H₂O₂, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O₂⁼ se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos.

Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.

EJEMPLO:

Na2O2     =   peróxido de sodio

Ba2O2    =    peróxido de bario

 

HIDRUROS

La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).

Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas;

1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.

2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3 

En cuanto  a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales

EJEMPLO:

NaH	=	hidruro de sodio
NH3	=	amoniaco
CoH3	=	hidruro de cobalto
PH3	=	fosfina

   

VIDEO DE LA TABLA PERIODICA

TABLA PERIODICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características. 
Historia

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

El descubrimiento de los elementos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P.
En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos.
A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy.
 En 1830 ya se conocían 55 elementos. 

Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

La noción de elemento y las propiedades periódicas

Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes 2 siglos, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos.

La palabra "elemento" procede de la ciencia griega pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. 

A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra "Tratado elemental de Química". Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos.

Metales, no metales, metaloides y metales de transición

La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición.
Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas.
              

Tabla periódica de Mendeléyev

En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.

Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:

colocaron los elemtos por orden de cresiente de sus masas atomicas.

grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.

La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.

En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.

Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gas noble descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.

La noción de número atómico y la mecánica cuántica

La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.

CLACIFICACION DE LA TABLA PERIODICA

Grupos

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IAtienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.

Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988² , los grupos de la tabla periódica son:

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos

Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos

Grupo 3 (III B): Familia del Escandio

Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio

Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio

Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo

Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso

Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro

Grupo 9 (VIII B): Familia del Cobalto

Grupo 10 (VIII B): Familia del Níquel

Grupo 11 (I B): Familia del Cobre

Grupo 12 (II B): Familia del Zinc

Grupo 13 (III A): los térreos

Grupo 14 (IV A): los carbonoideos

Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos

Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos

Grupo 17 (VII A): los halógenos

Grupo 18 (VIII A): los gases nobles

Períodos

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

• Período 1
• Período 2
• Período 3
• Período 4
• Período 5
• Período 6
• Período 7

La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.

Bloques o regiones

Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.

• Bloque s
• Bloque p
• Bloque d
• Bloque f
•