Bueno aca les dejo una explicacion basica sobre como entender y comenzar a utilizar la tabla periodica de los elementos, la cual es necesaria para quimica y fisica y que tambien es complicada de entender a fondo.

Como usar la Tabla Periodica de los Elementos

Nombre:
Procede del nombre, generalmente, latino. Los nombres de los elementos se corresponden con nombres de científicos famosos, nombres mitológicos, lugares donde se descubrieron,.... Hay problemas con los nombres de los elementos 104-109 entre la American Chemical Society (ACS) y la International Union for Pure and Applied Chemistry (IUPAC)(1). La ACS usa el nombre que hace referencia a su descubridor, mientras que la IUPAC ha decidido dejar el asunto del nombre a un grupo de 20 miembros. Hasta que las disputas se resuelvan, es más conveniente usar el nombre latino sistemático (o castellanizado) propuesto por la IUPAC para los elementos anteriores y los que se descubran. Aunque recientemente se han aceptado los nombres propuestos por la ACS.
Información sobre los nombres sistemáticos de los elementos pesados.

Símbolo:
Todos los elementos tienen un símbolo. El símbolo atómico de un elemento sirve para representarlo y consta de una letra mayúscula y ninguna, una o dos minúsculas que proceden de su nombre o de su nombre latino. Por ejemplo, el hierro tiene como símbolo "Fe" que procede del latín "ferrum". El silicio tiene como símbolo "Si". Clic AQUÍ para obtener una lista de los elementos y sus símbolos.

Clasificación:
Aquí se trata de situar al elemento en el grupo o familia de elementos con propiedades parecidas: estructura electrónica de la última capa semejante, metal, no metal o metaloide, etc.. En la clasificación se indican las propiedades del elemento. De unos sistemas periódicos a otros hay pequeñas diferencias en la clasificación. En éste, se clasifican de varias formas: por grupos o familias, siendo estos grupos o familias:
Grupo 1 o Metales alcalinos
Grupo 2 o Metales alcalinotérreos
Grupos 3 a 12 o Metales de transición
Grupo 13 o Elementos térreos
Grupo 14 o Elementos carbonoides
Grupo 15 o Elementos nitrogenoides
Grupo 16 o Elementos calcógenos o anfígenos
Grupo 17 o Halógenos
Grupo 18 o Gases nobles
Para incluir otras propiedades, se habla de otros grupos:
Parte de los grupos 13 al 16 u Otros metales
Parte de los grupos 14 al 16 o Metaloides
Parte del grupo 1 y del 13 al 17 o No Metales
Parte del grupo 3 o Tierras raras

Grupos 1, 2 y del 13 al 18 o Elementos representativos.
Además, existe una tabla para ver el carácter metálico-no metálico.

Número Atómico:
Cada átomo se caracteriza por un número atómico. El número atómico es un número igual a la cantidad de protones que contiene su núcleo. Este número diferencia a un elemento de los demás. Es también igual a la cantidad de electrones de un átomo neutro del elemento. Por ejemplo, el actinio (Ac) tiene número atómico 89; esto quiere decir que el actinio tiene 89 protones en su núcleo.

Masa Atómica:
La masa atómica es la masa de un átomo del elemento expresada en unidades de masa atómica (u.m.a.)(2). Es casi igual que el número de protones más el de neutrones de su núcleo. Esto es así, porque tanto protones como neutrones tienen una masa relativa prácticamente igual a la unidad (en uma) y la masa de los electrones es casi insignificante. Puesto que no todos los átomos tienen un sólo isótopo (3), la masa atómica es la masa ponderal media (4) de todos los isótopos (se tiene en cuenta la abundancia de cada uno). Por ejemplo: si tomamos una muestra de hidrógeno, (H), el 99,984% de los átomos corresponden al isótopo 1-H, el 0,0156% corresponden a 2-H y el 0% al 3-H. Puesto que el 1-H tiene un protón y ningún neutrón, su masa aproximada es 1. Como el 2-H tiene un protón y un neutrón, su masa aproximada es 2. Por tanto, cuando se toma una muestra de hidrógeno la masa media de un átomo será: 1,0079. En el caso de las masas atómicas que aparecen entre paréntesis, como (144,913) para Prometio, (Pm), representan la masa atómica del isótopo más estable, no es una masa media de todos los isótopos de ese elemento. Las masas atómicas usadas son las publicadas por la I.U.P.A.C. (1) en 1995.
Luego, la masa atómica puede usarse para determinar el número de neutrones de un elemento usando la ecuación: Masa Atómica- Número Atómico= Número de neutrones

Número de protones/electrones:
El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico. Si los átomos son neutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón una negativa, deben poseer el mismo número de protones y de electrones. Una partícula que no sea neutra es un ion. Puesto que el número de protones no puede cambiar, los iones se forman al variar el número de electrones: por ganancia (aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos).

Número de neutrones (Isótopo-nº):
Número de neutrones del isótopo (3)que se menciona.
El número de neutrones de un átomo es igual a la masa atómica del átomo redondeada al entero más próximo (número másico) menos el número de protones. Esto se debe a que neutrones y protones tienen una masa atómica aproximada de 1 u.m.a.(2). Puesto que los elementos tienen más de un isótopo(3), el número de neutrones que se menciona en la hoja de cada elemento corresponde al isótopo más abundante del elemento.
Por ejemplo, el boro (B) tiene una masa atómica de 10,81 y número atómico de 5. Al redondear 10,81 al entero más próximo sale 11. Restando de este número 11 el número de protones (o número atómico) se obtiene 6, que indica que el isótopo más abundante del boro tiene 6 neutrones.

Estructura o Configuración Electrónica:
Corresponde a la configuración o estructura electrónica del estado fundamental: configuración mas estable y más probable. Entre corchetes se indica la estructura del gas noble anterior al elemento que corresponde a su estructura electrónica interna y, a continuación, los electrones más externos que lo diferencian de dicho gas noble. En algunos casos se presentan anomalías. La tabla I contiene las estructuras electrónicas por subniveles de todos los elementos hasta el 118. Además, existe una tabla para ver la relación entre llenado de los orbitales y situación en la tabla.

Electrones en los niveles de energía:
Se da el número total de electrones en las distintas capas (K, L, M, N, O, P, Q) o niveles energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) del átomo en estado fundamental.

Números de oxidación:
En este apartado se muestran los números de oxidación (excepto el cero) del elemento. En el caso de poseer varios, se da en negrita el más importante. El número de oxidación de un átomo en un compuesto es el número de electrones ganados o perdidos por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado. Está relacionado con la estructura electrónica del elemento. Las tablas III y IV dan los números de oxidación de los elementos, excepto cero.

Electronegatividad:
Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. La diferencia de electronegatividades entre los átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo de enlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda.
Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos.
Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y la afinidad electrónica.

Energía o potencial de ionización:
La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ion monopositivo. Se ha expresado en kJ/mol.
Valores altos indican carácter no metálico del elemento.
Los factores de que depende el potencial de ionización son:
La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f : cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético.
La carga del núcleo
El efecto pantalla de los electrones subyacentes
La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6)
Se dan tablas y gráficos de la primera energía de ionización de los elementos.
La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma manera pero partiendo del ion monopositivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son mayores que la primera: cuantos más electrones se han arrancado más cuesta arrancar el siguiente. El orden de energías de ionización de un elemento sería: 1ª < 2ª <3º <4ª<....

Afinidad electrónica o electroafinidad:
Es la energía que suministrada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se transforma en un ion negativo. Es una magnitud dificil de medir y en muchos casos no se conoce el valor exacto. Los valores positivos indican que cuando el átomo gaseoso gana un electrón se desprende energía. Los valores negativos indican que hay que suministrar energía para que el átomo gaseoso gane el electrón. Se ha expresado en kJ/mol.
Valores altos indican carácter no metálico del elemento.
Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y electronegatividad.
Los valores de las segundas afinidades electrónicas son negativas para el grupo 17 (halógenos, pues supone empezar llenar una nueva capa) y grupo 16: oxígeno (-844 kJ/mol) y azufre (-532 kJ/mol), a pesar de llenar la última capa y es debido a la repulsión entre los electrones ya existentes. En el caso del oxígeno, la energía global por ganancia de los dos electrones para transformarse en O-2 es de -703 kJ/mol. Esta energía la obtiene el oxígeno en las reacciones en que participa y el ion O-2 (óxido) es bastante corriente (óxidos metálicos).
Se dan tablas y gráficos de la afinidad electrónica de los elementos.

Radio atómico:
Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos contiguos del elemento. En el caso de los metales se utiliza la distancia entre los centros de dos átomos en una muestra sólida. En el caso de de los no metales se utiliza la distancia entre los centros de dos átomos unidos por enlace químico y se denomina también como radio covalente. Se ha expresado en pm (1 pm = 10-12 m). El radioatomico aumenta en un grupo y disminuye en un periodo al aumentar el número atómico.
Se dan tablas y gráficos del radioatomico de los elementos.

Radio iónico (carga del ion):
El radio iónico es la parte correspondiente de la distancia entre iones vecinos de un sólido iónico. Se determina usando diferentes compuestos del elemento en el mismo estado de oxidación. Los cationes son menores y los aniones mayores que los átomos neutros de partida. Los valores se expresan en pm y, entre paréntesis, la carga correspondiente (diferencia entre el número de protones y el de electrones, siendo positivo si hay exceso de protones y negativo si hay exceso de electrones). La variación del radio iónico depende del número de cargas, por lo que a veces es difícil encontrar la relación entre el radio iónico de un átomo y la posición del elemento correspondiente en el Sistema Periódico. No obstante, en cada grupo el radio de los iones de la misma carga va aumentando de arriba abajo.
La variación periódica se da en las tablas y gráficos correspondientes, en los que se ha procurado comparar en cada grupo iones de igual carga.

Entalpía de fusión:
Es el cambio de entalpía por mol cuando el elemento pasa de estado sólido a líquido a la temperatura de fusión. El proceso es endotérmico, y todos los elementos tienen valores positivos.
Se da en kJ/mol.
La variación periódica se da en las tablas y gráficos correspondientes.

Entalpía de vaporización:
Es el cambio de entalpía por mol cuando el elemento pasa de estado líquido a vapor a la temperatura de ebullición. El proceso es endotérmico, y todos los elementos tienen valores positivos.
La variación periódica se da en las tablas y gráficos correspondientes.

Punto de fusión:
El punto de fusión de cualquier elemento es la temperatura a la cual el elemento cambia de estado sólido a líquido o al contrario. Esta magnitud se puede emplear para cualquier sustancia, aunque no sea un elemento, como, por ejemplo, el agua. El agua congela (solidifica) y el hielo funde a 0ºC; por tanto el punto de fusión del agua es 0ºC (273 K). El punto de fusión de una sustancia es también el punto de congelación.
Se expresa en grados Celsius (ºC) en las hojas de los elementos y en Kelvin (K) en las tablas y gráficos. Para obtener las temperaturas absolutas se ha empleado la expresión: T(K) = t(ºC) + 273. Los valores exactos se obtienen empleando 273,15.
Se da una tabla de estado físico de los elementos a 293 K y tablas y gráficos que muestran la variación de esta propiedad periódica.

Punto de ebullición:
El punto de ebullición de cualquier elemento es la temperatura a la cual cambia de líquido a vapor o de vapor a líquido. Es función de la presión. Igual que el anterior se emplea para cualquier sustancia. Para el agua el cambio líquido a vapor y al contrario se produce a 100ºC a presión normal. Por tanto el punto de ebullición del agua es 100ºC. El punto de condensación también es 100ºC.
Se expresa en grados Celsius (ºC) en las hojas de los elementos y en Kelvin (K) en las tablas y gráficos. Para obtener las temperaturas absolutas se ha empleado la expresión: T(K) = t(ºC) + 273. Los valores exactos se obtienen empleando 273,15.
Se dan tablas y gráficos que muestran la variación de esta propiedad periódica.

Densidad:
La densidad de un elemento indica el grado de empaquetamiento de sus átomos. Se da en kilogramos por metro cúbico. Por ejemplo, el magnesio (Mg) tiene una densidad a 293 K (20ºC) de 1738 kg/m3. Esto significa que un trozo de magnesio de forma cúbica, de dimensiones de 1 x 1 x 1 m, a temperatura ambiente (293 K), tendrá una masa de 1783 kilogramos. Cuanto mayor es la densidad, más pesado es el elemento. La densidades se dan de la siguiente forma:
- En las hojas se dan a 20ºC o 25ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases).
- En las tablas se toman a 20ºC (sólidos y líquidos) y 0ºC (gases, salvo excepciones).
- En las gráficas se han dado a 20ºC (sólidos y líquidos) y en el punto de ebullición de sus líquidos (gases).
Se dan tablas y gráficas para ver la variación de esta propiedad periódica.

Volumen atómico:
Volumen que ocupa un mol de átomos de un elemento. Se ha determinado dividiendo la masa molar (g/mol) por la densidad (g/cm3) a 20ºC (sólidos y líquidos) o en el punto de ebullición (gases). Se dan tablas y gráficos para ver la variación de esta propiedad periódica. Las gráficas indican que los elementos del mismo grupo ocupan lugares análogos en las mismas, siendo los alcalinos los que están en los puntos más altos y los metales de transición, en los mínimos.

Estructura cristalina:
La estructura cristalina indica la forma en que se colocan los átomos (o moléculas) de la sustancia en estado sólido. Esta propiedad explica la forma en que el elemento se exfolia o rompe. Por ejemplo, un elemento con estructura cúbica, como el aluminio (Al), se romperá en cubos. (En el apartado curiosidades se dan las modificaciones que presenta el elemento).

Color:
El color de un elemento indica su reflexión de la luz en condiciones normales. Por ejemplo, el plomo (Pb), tiene un color blanco azulado a temperatura ambiente. Estas propiedades pueden cambiar cuando licúa o cuando está expuesto a una luz no blanca.

Propiedades comparadas:
La mayoría de las propiedades físicas y químicas de los elementos depende de la ordenación electrónica del último nivel y esta ordenación varía de forma periódica en función del número atómico. En este apartado se accede tablas y gráficas que permiten ver las variaciones de algunas propiedades periódicas: estructuras electrónicas, radioatomico, radio iónico, entalpías de fusión y vaporización, volumen atómico, electronegatividad, números de oxidación, etc..

Isótopos:
En este apartado se dan los isótopos del elemento, en la forma número másico-símbolo. Se indica si es artificial, es decir, si ha sido obtenido por el hombre en el laboratorio y antes no había pruebas de su existencia en la corteza terrestre. De los naturales se da su abundancia en % y de los inestables el período de semidesintegración de algunos. El período de semidesintegración (o semivida) de un isótopo se define como el tiempo (medio) necesario para que la mitad de los átomos de una muestra del mismo se desintegren en sus núcleos hijos. Por ejemplo, el carbono-14 (14-C, isótopo usado en la datación de restos fósiles) tiene un período de semidesintegración de 5730 año. Esto significa que si se tiene una muestra de carbono-14, después de 5730 años, aproximadamente el 50% será carbono-14 y el otro 50% será el elemento producto de desintegración (hijo) (nitrógeno). Otros 5730 años más tarde, sólo tendremos aproximadamente el 25% del 14-C original, siendo el 75% nitrógeno. Algunos elementos, especialmente los más pesados, tienen períodos de semidesintegración muy pequeños, del orden de milisegundos. Por ejemplo, el isótopo ununbium-285 (285-Uub) tiene un período de semidesintegración de 280 milisegundos. Esto significa que en un segundo de la existencia del ununbio, el 94% del mismo se habrá transformado en el núcleo hijo.

Descubierto en:
Se refiere a la fecha (año) y lugar donde fue aislado e identificado como elemento. Para algunos elementos, descubiertos por civilizaciones antiguas, se desconoce la fecha y el lugar.

Descubierto por:
Se refiere al a la primera persona que lo identificó. En algunos casos no está claro y dependiendo de la fuente consultada aparece un nombre u otro. En el caso de los últimos elementos descubiertos, se trata de equipos de científicos, por lo que aparecen varios nombres en este apartado.

Fuentes:
Minerales que lo contienen. En el caso de que no existan minerales o sea costoso obtenerlo a partir de ellos, se indica si es un subproducto en la obtención de otro u otros elementos. Para los artificiales proceso nuclear que los crea. Los procesos de obtención y purificación se describen con más detalle en curiosidades.
Volver al principio
Usos:

Curiosidades sobre el elemento:
Información más detallada sobre descubrimiento, origen del nombre, abundancia, obtención, propiedades físicas y químicas, usos, toxicidad,..., del elemento y de algunos de sus compuestos.
Volver al principio




NOTAS:
1: IUPAC- International Union for Pure and Applied Chemistry: Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

2: u.m.a.- Unidad de masa atómica. La u.m.a. se define como la doceava parte de la masa de un átomo de 12-C.

3: Un isótopo es un átomo de cualquier elemento que tiene el mismo número de protones (y de electrones, si es neutro) que todos los demás átomos de ese elemento, pero que tiene diferente masa (y número de neutrones).



Fuente : http://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/sinmarcos/elementos/uso.html