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22 dic 2025
•
Criss.g.g.
@criss.g.g_ab
¿Sabías que la posición de un elemento en la tabla... Mostrar más
Imagina que los electrones son como inquilinos que se van acomodando en un edificio de apartamentos siguiendo reglas muy específicas. La configuración electrónica es precisamente eso: cómo se distribuyen los electrones en cada orbital del átomo.
Para saber dónde van los electrones, usamos el diagrama de Möeller, que es como un mapa que nos indica el orden de llenado. Recuerda que cada orbital puede tener máximo 2 electrones, y seguimos la regla de Hund para distribuirlos correctamente.
Veamos un ejemplo práctico: el calcio (Ca) con Z=20 tiene la configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s². Con esta información puedes determinar que está en el grupo 2 (terminación s²) y período 4 (nivel más alto con electrones).
💡 Truco clave: El último electrón te dice el grupo. Si termina en s¹ → grupo 1 (alcalinos), s² → grupo 2 (alcalinotérreos), p¹ → grupo 13, etc.
Los iones son átomos que han perdido o ganado electrones y por eso tienen carga. Los cationes (carga positiva) han perdido electrones, mientras que los aniones (carga negativa) los han ganado.
Los números cuánticos son como la dirección exacta de cada electrón en el átomo. Son cuatro números que necesitas conocer: n (nivel de energía), l , ml (orientación del orbital) y ms .
El radio atómico es una propiedad que cambia de forma predecible en la tabla periódica. En un grupo aumenta hacia abajo (más capas electrónicas), mientras que en un período disminuye hacia la derecha (mayor atracción nuclear).
💡 Para recordar: Mayor número de protones = mayor atracción = átomo más pequeño.
Los cationes siempre son más pequeños que sus átomos neutros porque al perder electrones, la atracción nuclear es más intensa. Por el contrario, los aniones son más grandes porque los electrones adicionales se repelen entre sí.
La afinidad electrónica mide cuánta energía se libera o absorbe cuando un átomo gana un electrón. En un período, generalmente aumenta hacia la derecha (excepto gases nobles), mientras que en un grupo disminuye hacia abajo.
La electronegatividad es súper importante para predecir enlaces. Pauling creó una escala donde el flúor tiene el valor máximo (4) y el francio el mínimo (0.7). Los gases nobles no tienen electronegatividad porque no forman enlaces.
💡 Regla práctica: Gran diferencia de electronegatividad = enlace iónico; poca diferencia = enlace covalente.
El carácter metálico depende de la capacidad de perder electrones. Los metales (izquierda y centro de la tabla) tienen baja electronegatividad y forman cationes fácilmente. Los no metales (derecha) tienen alta electronegatividad y forman aniones.
En un grupo, el carácter metálico aumenta hacia abajo porque los electrones están más alejados del núcleo. En un período, disminuye hacia la derecha debido al mayor tamaño nuclear efectivo.
La polaridad de las moléculas depende de su geometría y de los pares de electrones solitarios. Las moléculas son apolares cuando los momentos dipolares se cancelan, y polares cuando no se cancelan debido a pares solitarios o átomos diferentes.
💡 Clave visual: Si la molécula es simétrica y todos los átomos son iguales, probablemente sea apolar.
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Hay tres tipos principales: iónico (transferencia de electrones entre elementos de muy diferente electronegatividad), covalente (compartir electrones entre elementos similares) y metálico.
Las estructuras de Lewis te ayudan a visualizar cómo se comparten los electrones. En un enlace simple se comparte un par de electrones, en uno doble se comparten dos pares, y en uno triple, tres pares.
La regla del octeto dice que los átomos tienden a tener 8 electrones en su capa de valencia para ser estables (excepto el hidrógeno que solo necesita 2, y algunos como boro y berilio que son excepciones).
💡 Método fácil: Cuenta los electrones de valencia, resta los que se comparten en enlaces, y el resto son pares solitarios.
La energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro. Aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica porque el núcleo atrae más fuertemente a los electrones.
Existen varias energías de ionización: primera (quitar el primer electrón), segunda (quitar el segundo), etc. Los saltos grandes entre estas energías nos indican cuándo empezamos a quitar electrones de una capa más interna.
Veamos ejemplos prácticos: el N₂ forma un enlace triple muy fuerte (N≡N), el O₂ tiene un enlace doble , y el CH₄ tiene cuatro enlaces simples C-H. Cada átomo busca completar su octeto compartiendo electrones.
💡 Patrón útil: Los elementos del mismo grupo forman el mismo número de enlaces porque tienen los mismos electrones de valencia.
Hay algunas regularidades importantes que debes recordar: los alcalinos tienden a formar cationes +1, los alcalinotérreos +2, y el grupo del boro +3, porque así consiguen configuración de gas noble.
Pero cuidado con las excepciones: el berilio y magnesio (configuración ns²) son más estables que el boro y aluminio (configuración ns²np¹), por eso sus energías de ionización no siguen el patrón esperado.
También hay excepciones con elementos como N, O, P, S. El nitrógeno y fósforo (configuración ns²np³) son más estables con electrones desapareados que el oxígeno y azufre (ns²np⁴), lo que afecta a sus propiedades.
💡 Consejo final: Las excepciones existen porque la estabilidad electrónica a veces es más importante que seguir las tendencias generales.
Nuestro compañero de IA está específicamente adaptado a las necesidades de los estudiantes. Basándonos en los millones de contenidos que tenemos en la plataforma, podemos dar a los estudiantes respuestas realmente significativas y relevantes. Pero no se trata solo de respuestas, el compañero también guía a los estudiantes a través de sus retos de aprendizaje diarios, con planes de aprendizaje personalizados, cuestionarios o contenidos en el chat y una personalización del 100% basada en las habilidades y el desarrollo de los estudiantes.
Puedes descargar la app en Google Play Store y Apple App Store.
Sí, tienes acceso gratuito a los contenidos de la aplicación y a nuestro compañero de IA. Para desbloquear determinadas funciones de la aplicación, puedes adquirir Knowunity Pro.
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Google Play
La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
Pablo
usuario de iOS
Esta app es realmente genial. Hay tantos apuntes de clase y ayuda [...]. Tengo problemas con matemáticas, por ejemplo, y la aplicación tiene muchas opciones de ayuda. Gracias a Knowunity, he mejorado en mates. Se la recomiendo a todo el mundo.
Elena
usuaria de Android
Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
Ana
usuaria de iOS
Está app es muy buena, tiene apuntes que son de mucha ayuda y su IA es fantástica, te explica a la perfección y muy fácil de entender lo que necesites, te ayuda con los deberes, te hace esquemas... en definitiva es una muy buena opción!
Sophia
usuario de Android
Me encanta!!! Me resuelve todo con detalle y me da la explicación correcta. Tiene un montón de funciones, ami me ha ido genial!! Os la recomiendo!!!
Marta
usuaria de Android
La uso casi diariamente, sirve para todas las asignaturas. Yo, por ejemplo la utilizo más en inglés porque se me da bastante mal, ¡Todas las respuestas están correctas! Consta con personas reales que suben sus apuntes y IA para que puedas hacer los deberes muchísimo más fácil, la recomiendo.
Izan
usuario de iOS
¡La app es buenísima! Sólo tengo que introducir el tema en la barra de búsqueda y recibo la respuesta muy rápido. No tengo que ver 10 vídeos de YouTube para entender algo, así que me ahorro tiempo. ¡Muy recomendable!
Sara
usuaria de Android
En el instituto era muy malo en matemáticas, pero gracias a la app, ahora saco mejores notas. Os agradezco mucho que hayáis creado la aplicación.
Roberto
usuario de Android
Esto no es como Chatgpt, es MUCHISMO MEJOR, te hace unos resúmenes espectaculares y gracias a esta app pase de sacar 5-6 a sacar 8-9.
Julyana
usuaria de Android
Es la mejor aplicación del mundo, la uso para revisar los deberes a mi hijo.
Javier
usuario de Android
Sinceramente me ha salvado los estudios. Recomiendo la aplicación 100%.
Erick
usuario de Android
Me me encanta esta app, todo lo que tiene es de calidad ya que antes de ser publicado es revisado por un equipo de profesionales. Me ha ido genial esta aplicación ya que gracias a ella puedo estudiar mucho mejor, sin tener que agobiarme porque mi profesor no ha hecho teoría o porque no entiendo su teoría. Le doy un 10 de 10!
Mar
usuaria de iOS
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Elena
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Izan
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Roberto
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¿Sabías que la posición de un elemento en la tabla periódica puede predecir sus propiedades? En este tema descubrirás cómo los electrones se organizan alrededor del núcleo y cómo esta distribución determina el comportamiento de los átomos y sus enlaces.
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Imagina que los electrones son como inquilinos que se van acomodando en un edificio de apartamentos siguiendo reglas muy específicas. La configuración electrónica es precisamente eso: cómo se distribuyen los electrones en cada orbital del átomo.
Para saber dónde van los electrones, usamos el diagrama de Möeller, que es como un mapa que nos indica el orden de llenado. Recuerda que cada orbital puede tener máximo 2 electrones, y seguimos la regla de Hund para distribuirlos correctamente.
Veamos un ejemplo práctico: el calcio (Ca) con Z=20 tiene la configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s². Con esta información puedes determinar que está en el grupo 2 (terminación s²) y período 4 (nivel más alto con electrones).
💡 Truco clave: El último electrón te dice el grupo. Si termina en s¹ → grupo 1 (alcalinos), s² → grupo 2 (alcalinotérreos), p¹ → grupo 13, etc.
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Los iones son átomos que han perdido o ganado electrones y por eso tienen carga. Los cationes (carga positiva) han perdido electrones, mientras que los aniones (carga negativa) los han ganado.
Los números cuánticos son como la dirección exacta de cada electrón en el átomo. Son cuatro números que necesitas conocer: n (nivel de energía), l , ml (orientación del orbital) y ms .
El radio atómico es una propiedad que cambia de forma predecible en la tabla periódica. En un grupo aumenta hacia abajo (más capas electrónicas), mientras que en un período disminuye hacia la derecha (mayor atracción nuclear).
💡 Para recordar: Mayor número de protones = mayor atracción = átomo más pequeño.
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Los cationes siempre son más pequeños que sus átomos neutros porque al perder electrones, la atracción nuclear es más intensa. Por el contrario, los aniones son más grandes porque los electrones adicionales se repelen entre sí.
La afinidad electrónica mide cuánta energía se libera o absorbe cuando un átomo gana un electrón. En un período, generalmente aumenta hacia la derecha (excepto gases nobles), mientras que en un grupo disminuye hacia abajo.
La electronegatividad es súper importante para predecir enlaces. Pauling creó una escala donde el flúor tiene el valor máximo (4) y el francio el mínimo (0.7). Los gases nobles no tienen electronegatividad porque no forman enlaces.
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En un grupo, el carácter metálico aumenta hacia abajo porque los electrones están más alejados del núcleo. En un período, disminuye hacia la derecha debido al mayor tamaño nuclear efectivo.
La polaridad de las moléculas depende de su geometría y de los pares de electrones solitarios. Las moléculas son apolares cuando los momentos dipolares se cancelan, y polares cuando no se cancelan debido a pares solitarios o átomos diferentes.
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Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Hay tres tipos principales: iónico (transferencia de electrones entre elementos de muy diferente electronegatividad), covalente (compartir electrones entre elementos similares) y metálico.
Las estructuras de Lewis te ayudan a visualizar cómo se comparten los electrones. En un enlace simple se comparte un par de electrones, en uno doble se comparten dos pares, y en uno triple, tres pares.
La regla del octeto dice que los átomos tienden a tener 8 electrones en su capa de valencia para ser estables (excepto el hidrógeno que solo necesita 2, y algunos como boro y berilio que son excepciones).
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Existen varias energías de ionización: primera (quitar el primer electrón), segunda (quitar el segundo), etc. Los saltos grandes entre estas energías nos indican cuándo empezamos a quitar electrones de una capa más interna.
Veamos ejemplos prácticos: el N₂ forma un enlace triple muy fuerte (N≡N), el O₂ tiene un enlace doble , y el CH₄ tiene cuatro enlaces simples C-H. Cada átomo busca completar su octeto compartiendo electrones.
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Hay algunas regularidades importantes que debes recordar: los alcalinos tienden a formar cationes +1, los alcalinotérreos +2, y el grupo del boro +3, porque así consiguen configuración de gas noble.
Pero cuidado con las excepciones: el berilio y magnesio (configuración ns²) son más estables que el boro y aluminio (configuración ns²np¹), por eso sus energías de ionización no siguen el patrón esperado.
También hay excepciones con elementos como N, O, P, S. El nitrógeno y fósforo (configuración ns²np³) son más estables con electrones desapareados que el oxígeno y azufre (ns²np⁴), lo que afecta a sus propiedades.
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Pablo
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Elena
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Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
Ana
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Sophia
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Me encanta!!! Me resuelve todo con detalle y me da la explicación correcta. Tiene un montón de funciones, ami me ha ido genial!! Os la recomiendo!!!
Marta
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La uso casi diariamente, sirve para todas las asignaturas. Yo, por ejemplo la utilizo más en inglés porque se me da bastante mal, ¡Todas las respuestas están correctas! Consta con personas reales que suben sus apuntes y IA para que puedas hacer los deberes muchísimo más fácil, la recomiendo.
Izan
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¡La app es buenísima! Sólo tengo que introducir el tema en la barra de búsqueda y recibo la respuesta muy rápido. No tengo que ver 10 vídeos de YouTube para entender algo, así que me ahorro tiempo. ¡Muy recomendable!
Sara
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Roberto
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Julyana
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Javier
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Erick
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Me me encanta esta app, todo lo que tiene es de calidad ya que antes de ser publicado es revisado por un equipo de profesionales. Me ha ido genial esta aplicación ya que gracias a ella puedo estudiar mucho mejor, sin tener que agobiarme porque mi profesor no ha hecho teoría o porque no entiendo su teoría. Le doy un 10 de 10!
Mar
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La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
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