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Ainhoa
20/11/2025
Física y Química
Tabla periódica
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20 nov 2025
•
Ainhoa
@aiinhoaa17_
La estructura atómica y la tabla periódica son fundamentales para... Mostrar más
Los modelos atómicos han evolucionado con el tiempo para explicar mejor la estructura de la materia. Empezando con Dalton (1808) que consideraba el átomo como una partícula indivisible, seguido por Thomson (1897) con su modelo "pudín de pasas" tras descubrir el electrón. Posteriormente, Rutherford (1911) descubrió el núcleo atómico y Bohr (1913) propuso las órbitas definidas.
Los espectros atómicos son fundamentales para entender la estructura atómica. El espectro de absorción muestra las frecuencias de radiación que absorbe un elemento (aparecen como rayas negras) cuando los electrones saltan a órbitas mayores. El espectro de emisión muestra las frecuencias emitidas (rayas de colores sobre fondo negro) cuando los electrones regresan a órbitas más bajas.
El modelo de Bohr estableció postulados importantes: los electrones giran en órbitas circulares sin emitir energía, solo están permitidas ciertas órbitas con valores enteros positivos, y los electrones emiten o absorben energía únicamente cuando saltan de una órbita a otra.
💡 Los espectros atómicos son como "huellas dactilares" de cada elemento, ¡son únicos y nos permiten identificarlos incluso en estrellas lejanas!
El modelo mecánico cuántico mejoró las deficiencias del modelo de Bohr. Se basa en el principio de indeterminación de Heisenberg, que establece que es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y la velocidad de una partícula.
La configuración electrónica describe cómo se distribuyen los electrones en un átomo siguiendo varios principios clave: el principio de mínima energía (los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía), el principio de exclusión (solo puede haber dos electrones con spin diferente en cada orbital), y el principio de máxima multiplicidad (los electrones ocupan el mayor número de orbitales posibles).
El diagrama de Moeller nos ayuda a recordar el orden de llenado de orbitales: 1s, 2s, 2p, 3s, etc. Los átomos pueden estar en estado fundamental (todos los electrones en los orbitales de menor energía posible) o en estado excitado (cuando algún electrón sube de orbital).
⚡ Cuando trabajas con configuraciones electrónicas, piensa en los electrones como personas que quieren ocupar los asientos más cómodos (de menor energía) ¡y evitan sentarse juntos siempre que sea posible!
Los orbitales atómicos se describen mediante cuatro números cuánticos: n (tamaño, de 1 a 7), l , ml y ms .
Las propiedades periódicas cambian de forma regular en la tabla periódica. El tamaño atómico es la distancia promedio entre el núcleo y los electrones más externos. Aumenta al descender en un grupo (más capas electrónicas) y de derecha a izquierda en un período.
La energía de ionización es la energía necesaria para quitar un electrón de un átomo en estado gaseoso. Disminuye al descender en un grupo y aumenta de izquierda a derecha en un período. La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo capta un electrón, y sigue patrones similares.
🔍 Las propiedades periódicas son como un GPS químico: te permiten predecir cómo se comportará un elemento sin necesidad de experimentar con él, ¡solo mirando su posición en la tabla!
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer hacia sí los electrones en un enlace químico. Esta propiedad es crucial porque determina el tipo de enlace entre dos átomos.
Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos elementos es grande, se forma un compuesto iónico. El elemento más electronegativo atrae fuertemente los electrones del menos electronegativo. Si la diferencia es pequeña o nula, se forma un compuesto covalente donde los electrones se comparten. En el caso especial de los metales, el enlace metálico se da entre átomos con electronegatividades muy bajas.
Como regla general, los elementos metálicos tienen baja electronegatividad, mientras que los elementos no metálicos son más electronegativos. El flúor es el elemento más electronegativo de toda la tabla periódica.
🧲 Piensa en la electronegatividad como el "poder de atracción" de un átomo. Cuanto más electronegativo sea, más "egoísta" será con los electrones compartidos en un enlace.
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.
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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.
App Store
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
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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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.
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Marta
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Sara
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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
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Mar
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Ainhoa
@aiinhoaa17_
La estructura atómica y la tabla periódica son fundamentales para entender la química a nivel microscópico. Estos conceptos explican cómo se organizan los elementos, sus propiedades y cómo interactúan entre sí para formar compuestos.
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Los modelos atómicos han evolucionado con el tiempo para explicar mejor la estructura de la materia. Empezando con Dalton (1808) que consideraba el átomo como una partícula indivisible, seguido por Thomson (1897) con su modelo "pudín de pasas" tras descubrir el electrón. Posteriormente, Rutherford (1911) descubrió el núcleo atómico y Bohr (1913) propuso las órbitas definidas.
Los espectros atómicos son fundamentales para entender la estructura atómica. El espectro de absorción muestra las frecuencias de radiación que absorbe un elemento (aparecen como rayas negras) cuando los electrones saltan a órbitas mayores. El espectro de emisión muestra las frecuencias emitidas (rayas de colores sobre fondo negro) cuando los electrones regresan a órbitas más bajas.
El modelo de Bohr estableció postulados importantes: los electrones giran en órbitas circulares sin emitir energía, solo están permitidas ciertas órbitas con valores enteros positivos, y los electrones emiten o absorben energía únicamente cuando saltan de una órbita a otra.
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La configuración electrónica describe cómo se distribuyen los electrones en un átomo siguiendo varios principios clave: el principio de mínima energía (los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía), el principio de exclusión (solo puede haber dos electrones con spin diferente en cada orbital), y el principio de máxima multiplicidad (los electrones ocupan el mayor número de orbitales posibles).
El diagrama de Moeller nos ayuda a recordar el orden de llenado de orbitales: 1s, 2s, 2p, 3s, etc. Los átomos pueden estar en estado fundamental (todos los electrones en los orbitales de menor energía posible) o en estado excitado (cuando algún electrón sube de orbital).
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La electronegatividad mide la tendencia de un átomo para atraer hacia sí los electrones en un enlace químico. Esta propiedad es crucial porque determina el tipo de enlace entre dos átomos.
Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos elementos es grande, se forma un compuesto iónico. El elemento más electronegativo atrae fuertemente los electrones del menos electronegativo. Si la diferencia es pequeña o nula, se forma un compuesto covalente donde los electrones se comparten. En el caso especial de los metales, el enlace metálico se da entre átomos con electronegatividades muy bajas.
Como regla general, los elementos metálicos tienen baja electronegatividad, mientras que los elementos no metálicos son más electronegativos. El flúor es el elemento más electronegativo de toda la tabla periódica.
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Mar
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