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Física y Química171 visualizaciones·Actualizado May 26, 2026·11 páginasIntroducción a los Números Atómicos y sus Propiedades
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lucia Fernández@luciiiafdzz_
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Números que identifican a los átomos
Imagínate que cada átomo tiene su propio DNI químico. El número atómico (Z) es como su número de identificación único: te dice exactamente cuántos protones tiene un átomo. Es lo que hace que el hidrógeno sea hidrógeno y no otra cosa.
El número másico (A) es la suma total de protones y neutrones en el núcleo. Con estos dos números puedes calcular todo: los neutrones son simplemente A - Z, y los electrones normalmente igualan a los protones (Z), a menos que el átomo esté cargado.
Cuando un átomo pierde o gana electrones se convierte en un ión. Si es positivo (catión), tiene menos electrones que protones. Si es negativo (anión), tiene más electrones. Los isótopos son como hermanos del mismo elemento: mismo número de protones, pero diferente número de neutrones.
Tip clave: Para cualquier examen, memoriza que Z = protones = electrones (en átomos neutros), y A = protones + neutrones.
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Orbitales y configuración electrónica
Los orbitales no son órbitas como las de los planetas. Son más bien "zonas de probabilidad" donde es muy probable encontrar un electrón. Piensa en ellos como las habitaciones de un hotel atómico: cada una tiene capacidad limitada.
Los orbitales s tienen forma esférica y caben 2 electrones máximo. Los orbitales p parecen pesas de gimnasio y caben 6 electrones. Los orbitales d son más complicados y caben 10 electrones, mientras que los orbitales f caben 14.
Los números cuánticos son las coordenadas exactas de cada electrón. El número cuántico principal (n) indica el nivel de energía, como los pisos de un edificio. El número cuántico l determina el tipo de orbital (s, p, d, f), m indica la orientación en el espacio, y s indica el spin del electrón.
Recuerda: Los electrones llenan los orbitales como personas que buscan asiento en un autobús: primero se sientan solos, luego se emparejan.
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Propiedades periódicas
Las propiedades periódicas son tendencias predecibles que siguen los elementos en la tabla periódica. Es como si hubiera reglas invisibles que gobiernan su comportamiento.
El radio atómico aumenta cuando bajas por un grupo (más niveles de energía) y disminuye cuando avanzas por un período (más protones atraen más fuerte). El radio iónico cambia drásticamente: los cationes se encogen y los aniones se agrandan.
La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón. La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo captura un electrón. La electronegatividad mide qué tan fuerte un átomo atrae electrones hacia sí mismo.
Patrón crucial: Todas estas propiedades (excepto el radio atómico) aumentan hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica. El flúor es el campeón de la electronegatividad.
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Carácter metálico y no metálico
Los metales son como los tipos generosos de la química: tienen bajas energías de ionización y prefieren regalar sus electrones formando cationes. Se concentran en el lado izquierdo de la tabla periódica.
Los no metales son todo lo contrario: codiciosos de electrones, con altas electronegatividades y energías de ionización. Prefieren ganar electrones formando aniones y dominan el lado derecho de la tabla.
El carácter metálico disminuye al avanzar por un período y aumenta al bajar por un grupo. Es exactamente el patrón opuesto al de la electronegatividad. Los semimetales están en la frontera y muestran propiedades intermedias.
Dato interesante: Esta tendencia explica por qué el francio sería el metal más reactivo y el flúor es el no metal más agresivo.
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Naturaleza del enlace químico
Los átomos buscan la estabilidad completando su capa de valencia con 8 electrones (regla del octeto). Es como si todos quisieran parecerse a los gases nobles, que ya son naturalmente estables.
Existen tres tipos principales de enlaces químicos. El enlace iónico ocurre entre metales y no metales, donde uno regala electrones y otro los acepta. El enlace covalente es compartir electrones entre no metales. El enlace metálico forma un "mar de electrones" móviles.
Los compuestos iónicos son cristales sólidos a temperatura ambiente con puntos de fusión altos. Son duros pero frágiles, como el vidrio. Se disuelven en agua pero no en aceite, y solo conducen electricidad cuando están fundidos o disueltos.
Ejemplo práctico: La sal de cocina (NaCl) es iónica: por eso se disuelve en agua, tiene un punto de fusión alto y forma cristales.
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Enlace covalente y diagramas de Lewis
Los diagramas de Lewis son como planos arquitectónicos de las moléculas: muestran cómo se conectan los átomos compartiendo electrones. Solo dibujas los electrones de la capa exterior, los que realmente importan para formar enlaces.
La polaridad del enlace depende de la diferencia de electronegatividad. Si los átomos son iguales o muy similares, el enlace es apolar (electrones compartidos equitativamente). Si son diferentes, es polar (electrones más cerca del átomo más electronegativo).
La disociación iónica ocurre cuando los compuestos iónicos se separan en sus iones constituyentes al disolverse. Es como desarmar un rompecabezas: cada pieza (ion) se separa pero conserva su identidad.
Truco visual: En los diagramas de Lewis, cuenta siempre los electrones alrededor de cada átomo para verificar que cumple la regla del octeto.
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Geometría molecular y polaridad
La geometría molecular determina la forma tridimensional de las moléculas. No es solo decoración: la forma afecta directamente las propiedades de la sustancia.
Las formas básicas incluyen lineal (como CO₂), tetraédrica (como CH₄), angular (como H₂O), trigonal plana (como BCl₃) y piramidal (como NH₃). La forma depende del número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes.
Una molécula puede tener enlaces polares pero ser apolar si su geometría es simétrica (las polaridades se cancelan). El agua es polar por su forma angular, mientras que el CO₂ es apolar por su forma lineal.
Regla de oro: La geometría simétrica + enlaces iguales = molécula apolar. Cualquier asimetría puede crear polaridad molecular.
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Tipos de geometría molecular
Las geometrías específicas siguen patrones predecibles basados en la repulsión entre pares de electrones. Es como organizar personas en una habitación: se alejan lo máximo posible.
La geometría lineal (180°) aparece con 2 pares enlazantes, como en BeCl₂. La tetraédrica (109.5°) con 4 pares enlazantes como CH₄. La angular surge cuando hay pares no enlazantes que "empujan" la estructura.
La trigonal plana (120°) se ve en moléculas como BCl₃, mientras que la piramidal es como una tetraédrica con un vértice "cortado" por un par no enlazante, como en NH₃.
Visualización clave: Los pares no enlazantes ocupan más espacio que los enlazantes, por eso "deforman" las geometrías ideales.
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Propiedades de los compuestos covalentes
Los compuestos covalentes moleculares suelen ser gases o líquidos a temperatura ambiente debido a las débiles fuerzas intermoleculares. Tienen bajos puntos de fusión y ebullición, y no conducen electricidad.
Los sólidos covalentes cristalinos como el diamante son todo lo contrario: durísimos, con puntos de fusión altísimos e prácticamente insolubles. Sus átomos están unidos por una red continua de enlaces covalentes.
La solubilidad sigue la regla "lo semejante disuelve lo semejante": las sustancias polares se disuelven en disolventes polares (como agua), y las apolares en disolventes apolares (como gasolina).
Comparación útil: El diamante (red covalente) vs el hielo seco (CO₂ molecular): uno corta vidrio, el otro se sublima a temperatura ambiente.
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Fuerzas intermoleculares y enlace metálico
Las fuerzas intermoleculares son como hilos invisibles que mantienen unidas las moléculas. Son mucho más débiles que los enlaces químicos, pero esenciales para explicar por qué las sustancias pueden ser líquidas o sólidas.
Las fuerzas de van der Waals incluyen interacciones dipolo-dipolo (entre moléculas polares) y fuerzas de dispersión (incluso entre moléculas apolares). Los enlaces de hidrógeno son especialmente fuertes y ocurren cuando el H está unido a N, O o F.
El enlace metálico se explica con el modelo del "mar de electrones": cationes metálicos rodeados de electrones móviles que pueden transportar electricidad y calor. Esto explica por qué los metales brillan, conducen y son maleables.
Aplicación real: Los enlaces de hidrógeno explican por qué el agua hierve a 100°C en lugar de -80°C como predecirían las fuerzas de van der Waals normales.
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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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L
lucia Fernández@luciiiafdzz_
¿Alguna vez te has preguntado por qué el agua conduce la electricidad cuando añades sal, pero no cuando está pura? La respuesta está en la estructura atómica y los enlaces químicos. Vamos a desentrañar estos conceptos fundamentales que explican desde... Mostrar más
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Números que identifican a los átomos
Imagínate que cada átomo tiene su propio DNI químico. El número atómico (Z) es como su número de identificación único: te dice exactamente cuántos protones tiene un átomo. Es lo que hace que el hidrógeno sea hidrógeno y no otra cosa.
El número másico (A) es la suma total de protones y neutrones en el núcleo. Con estos dos números puedes calcular todo: los neutrones son simplemente A - Z, y los electrones normalmente igualan a los protones (Z), a menos que el átomo esté cargado.
Cuando un átomo pierde o gana electrones se convierte en un ión. Si es positivo (catión), tiene menos electrones que protones. Si es negativo (anión), tiene más electrones. Los isótopos son como hermanos del mismo elemento: mismo número de protones, pero diferente número de neutrones.
Tip clave: Para cualquier examen, memoriza que Z = protones = electrones (en átomos neutros), y A = protones + neutrones.
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Orbitales y configuración electrónica
Los orbitales no son órbitas como las de los planetas. Son más bien "zonas de probabilidad" donde es muy probable encontrar un electrón. Piensa en ellos como las habitaciones de un hotel atómico: cada una tiene capacidad limitada.
Los orbitales s tienen forma esférica y caben 2 electrones máximo. Los orbitales p parecen pesas de gimnasio y caben 6 electrones. Los orbitales d son más complicados y caben 10 electrones, mientras que los orbitales f caben 14.
Los números cuánticos son las coordenadas exactas de cada electrón. El número cuántico principal (n) indica el nivel de energía, como los pisos de un edificio. El número cuántico l determina el tipo de orbital (s, p, d, f), m indica la orientación en el espacio, y s indica el spin del electrón.
Recuerda: Los electrones llenan los orbitales como personas que buscan asiento en un autobús: primero se sientan solos, luego se emparejan.
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Propiedades periódicas
Las propiedades periódicas son tendencias predecibles que siguen los elementos en la tabla periódica. Es como si hubiera reglas invisibles que gobiernan su comportamiento.
El radio atómico aumenta cuando bajas por un grupo (más niveles de energía) y disminuye cuando avanzas por un período (más protones atraen más fuerte). El radio iónico cambia drásticamente: los cationes se encogen y los aniones se agrandan.
La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón. La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo captura un electrón. La electronegatividad mide qué tan fuerte un átomo atrae electrones hacia sí mismo.
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Carácter metálico y no metálico
Los metales son como los tipos generosos de la química: tienen bajas energías de ionización y prefieren regalar sus electrones formando cationes. Se concentran en el lado izquierdo de la tabla periódica.
Los no metales son todo lo contrario: codiciosos de electrones, con altas electronegatividades y energías de ionización. Prefieren ganar electrones formando aniones y dominan el lado derecho de la tabla.
El carácter metálico disminuye al avanzar por un período y aumenta al bajar por un grupo. Es exactamente el patrón opuesto al de la electronegatividad. Los semimetales están en la frontera y muestran propiedades intermedias.
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Naturaleza del enlace químico
Los átomos buscan la estabilidad completando su capa de valencia con 8 electrones (regla del octeto). Es como si todos quisieran parecerse a los gases nobles, que ya son naturalmente estables.
Existen tres tipos principales de enlaces químicos. El enlace iónico ocurre entre metales y no metales, donde uno regala electrones y otro los acepta. El enlace covalente es compartir electrones entre no metales. El enlace metálico forma un "mar de electrones" móviles.
Los compuestos iónicos son cristales sólidos a temperatura ambiente con puntos de fusión altos. Son duros pero frágiles, como el vidrio. Se disuelven en agua pero no en aceite, y solo conducen electricidad cuando están fundidos o disueltos.
Ejemplo práctico: La sal de cocina (NaCl) es iónica: por eso se disuelve en agua, tiene un punto de fusión alto y forma cristales.
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Enlace covalente y diagramas de Lewis
Los diagramas de Lewis son como planos arquitectónicos de las moléculas: muestran cómo se conectan los átomos compartiendo electrones. Solo dibujas los electrones de la capa exterior, los que realmente importan para formar enlaces.
La polaridad del enlace depende de la diferencia de electronegatividad. Si los átomos son iguales o muy similares, el enlace es apolar (electrones compartidos equitativamente). Si son diferentes, es polar (electrones más cerca del átomo más electronegativo).
La disociación iónica ocurre cuando los compuestos iónicos se separan en sus iones constituyentes al disolverse. Es como desarmar un rompecabezas: cada pieza (ion) se separa pero conserva su identidad.
Truco visual: En los diagramas de Lewis, cuenta siempre los electrones alrededor de cada átomo para verificar que cumple la regla del octeto.
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Geometría molecular y polaridad
La geometría molecular determina la forma tridimensional de las moléculas. No es solo decoración: la forma afecta directamente las propiedades de la sustancia.
Las formas básicas incluyen lineal (como CO₂), tetraédrica (como CH₄), angular (como H₂O), trigonal plana (como BCl₃) y piramidal (como NH₃). La forma depende del número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes.
Una molécula puede tener enlaces polares pero ser apolar si su geometría es simétrica (las polaridades se cancelan). El agua es polar por su forma angular, mientras que el CO₂ es apolar por su forma lineal.
Regla de oro: La geometría simétrica + enlaces iguales = molécula apolar. Cualquier asimetría puede crear polaridad molecular.
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Tipos de geometría molecular
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La geometría lineal (180°) aparece con 2 pares enlazantes, como en BeCl₂. La tetraédrica (109.5°) con 4 pares enlazantes como CH₄. La angular surge cuando hay pares no enlazantes que "empujan" la estructura.
La trigonal plana (120°) se ve en moléculas como BCl₃, mientras que la piramidal es como una tetraédrica con un vértice "cortado" por un par no enlazante, como en NH₃.
Visualización clave: Los pares no enlazantes ocupan más espacio que los enlazantes, por eso "deforman" las geometrías ideales.
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Propiedades de los compuestos covalentes
Los compuestos covalentes moleculares suelen ser gases o líquidos a temperatura ambiente debido a las débiles fuerzas intermoleculares. Tienen bajos puntos de fusión y ebullición, y no conducen electricidad.
Los sólidos covalentes cristalinos como el diamante son todo lo contrario: durísimos, con puntos de fusión altísimos e prácticamente insolubles. Sus átomos están unidos por una red continua de enlaces covalentes.
La solubilidad sigue la regla "lo semejante disuelve lo semejante": las sustancias polares se disuelven en disolventes polares (como agua), y las apolares en disolventes apolares (como gasolina).
Comparación útil: El diamante (red covalente) vs el hielo seco (CO₂ molecular): uno corta vidrio, el otro se sublima a temperatura ambiente.
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Fuerzas intermoleculares y enlace metálico
Las fuerzas intermoleculares son como hilos invisibles que mantienen unidas las moléculas. Son mucho más débiles que los enlaces químicos, pero esenciales para explicar por qué las sustancias pueden ser líquidas o sólidas.
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