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Carmen M
1/12/2025
Química
ejercicios tema 1 quimica estructura atomica 2 bach
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1 dic 2025
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La estructura atómica y las propiedades periódicas son la base... Mostrar más
¿Sabías que la posición de un electrón se puede describir con cuatro números? Los números cuánticos (n, l, ml, ms) son como la dirección exacta de cada electrón en el átomo.
Para escribir configuraciones electrónicas correctamente, recuerda el orden de llenado: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p... El principio de exclusión de Pauli dice que no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Los errores más comunes incluyen configuraciones como 1s²2s²2p⁷ (imposible, porque 2p solo puede tener 6 electrones máximo) o 1s²2s³ (el subnivel s solo admite 2 electrones). Cuando veas configuraciones raras, siempre comprueba si respetan las reglas básicas.
¡Truco! Si la configuración termina en s¹, probablemente sea un metal alcalino. Si termina en p⁵, será un halógeno.
Identificar elementos por su configuración electrónica es más fácil de lo que parece. El número de electrones en un átomo neutro = número atómico (Z). Cuenta los electrones y ya tienes Z.
Para encontrar el grupo y período: el período corresponde al nivel energético más alto ocupado, y el grupo se determina por los electrones de valencia. Por ejemplo, si termina en 3s²3p⁴, está en el período 3 y grupo 16.
Los iones más estables siguen la regla del octeto. Los metales tienden a perder electrones para parecerse al gas noble anterior, mientras que los no metales ganan electrones para parecerse al gas noble siguiente.
Recuerda: Los elementos de transición (3d, 4d, 5d) pierden primero los electrones s, después los d.
Las propiedades periódicas siguen patrones predecibles en la tabla. El radio atómico disminuye de izquierda a derecha (más protones atraen más fuerte) y aumenta de arriba a abajo (más niveles electrónicos).
La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón. Es opuesta al radio: aumenta hacia la derecha y hacia arriba. Los gases nobles tienen las energías de ionización más altas porque son súper estables.
La electronegatividad mide la capacidad de atraer electrones en un enlace. El flúor es el más electronegativo (4,0) y va disminuyendo hacia la esquina inferior izquierda de la tabla.
Dato clave: Cuando dos iones son isoelectrónicos (mismo número de electrones), el que tiene más protones será más pequeño.
Los espectros atómicos nos dan información sobre las transiciones electrónicas. Cuando un electrón salta entre niveles, absorbe o emite energía en forma de luz.
Para calcular la energía de una transición, usa: E = hc/λ o la ecuación de Rydberg para el hidrógeno. Las transiciones a niveles más bajos liberan más energía que las de niveles altos.
El efecto fotoeléctrico ocurre cuando la radiación arranca electrones del átomo. La energía sobrante se convierte en energía cinética del electrón: Ek = hf - Ei (donde Ei es la energía de ionización).
Importante: Las líneas espectrales demuestran que la energía está cuantizada, no es continua.
Comparar elementos es fundamental en química. Cuando tengas que ordenar por tamaño, recuerda: cationes < átomo neutro < aniones. Entre iones isoelectrónicos, más carga nuclear = menor tamaño.
Para energías de ionización, los metales tienen valores bajos (fácil perder electrones) y los no metales valores altos (difícil perder electrones). La segunda energía de ionización siempre es mayor que la primera.
La afinidad electrónica mide la energía liberada al ganar un electrón. Los halógenos tienen afinidades electrónicas muy altas (les encanta ganar electrones), mientras que los gases nobles tienen valores prácticamente nulos.
Consejo: Si un elemento quiere perder electrones, tendrá baja energía de ionización y baja electronegatividad.
Los problemas suelen darte datos de energías de ionización para identificar elementos. Si la segunda energía de ionización es muchísimo mayor que la primera, probablemente sea un metal alcalino (porque el segundo electrón viene de un nivel interno estable).
Para identificar configuraciones erróneas, busca violaciones de las reglas: más electrones de los permitidos en un subnivel, subriveles que no existen (como 2d), o números cuánticos imposibles.
Cuando calcules electrones desapareados, aplica la regla de Hund: primero se llena cada orbital con un electrón, después se emparejan. Los elementos de transición suelen tener muchos electrones desapareados.
Estrategia: Siempre dibuja los orbitales con flechitas para visualizar mejor los electrones desapareados.
Los iones isoelectrónicos tienen el mismo número de electrones pero distinto número de protones. Su tamaño depende de la carga nuclear: más protones = más atracción = menor radio.
Para elementos de transición, recuerda que pierden primero los electrones 4s, luego los 3d. Por ejemplo, Fe²⁺ es 3d⁶, no 4s²3d⁴.
Los gases nobles no forman iones fácilmente porque ya están súper estables. Si te preguntan por el ion más estable de un gas noble, la respuesta suele ser "no forma iones" o tiene energías de ionización altísimas.
Cuidado: El Cr y Cu tienen configuraciones especiales (terminan en d⁵ y d¹⁰ respectivamente) porque los orbitales semi-llenos y llenos son extra estables.
Para calcular longitudes de onda en el espectro del hidrógeno, usa la ecuación de Rydberg: 1/λ = RH. Las series más importantes son Lyman , Balmer y Paschen .
Los electrones con ml=0 están en orbitales s, pz, dz². Para encontrarlos, revisa cada subnivel ocupado y cuenta solo los que tienen esa orientación específica.
Cuando te pidan el proceso de ionización más endotérmico, busca el elemento con mayor energía de ionización. Generalmente son los no metales de la derecha de la tabla, especialmente los gases nobles.
Dato útil: La constante de Rydberg aparece en muchos problemas de espectroscopía.
Los metales de transición tienen propiedades especiales por sus orbitales d parcialmente llenos. Pueden formar múltiples iones estables y suelen tener electrones desapareados.
El magnetismo de estos elementos viene de los electrones desapareados en orbitales d. Elementos como Fe, Co, Ni son ferromagnéticos por esta razón.
Para predecir el ion más estable, considera que los primeros elementos de transición (Sc, Ti, V) tienden a perder todos sus electrones d, mientras que los del final (Cu, Zn) prefieren iones con orbitales d completos.
Importante: El Zn²⁺ ([Ar]3d¹⁰) no tiene electrones desapareados y por eso el zinc no es magnético.
Para exámenes, memoriza las configuraciones de los primeros 36 elementos. Te ahorrará tiempo precioso en cálculos más complejos.
Usa mnemonias para recordar tendencias: "Radio Aumenta Izquierda-Abajo" (RAIA) y "Energía Ionización Aumenta Derecha-Arriba" (EIADA).
Si te bloqueas con un cálculo, revisa las unidades. Muchos errores vienen de no convertir nm a m, o kJ/mol a J/átomo. Siempre multiplica o divide por la constante de Avogadro cuando sea necesario.
Consejo final: En problemas de espectros, si te dan la longitud de onda, puedes calcular la energía directamente con E=hc/λ. ¡Es más rápido que usar Rydberg!
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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.
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
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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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La estructura atómica y las propiedades periódicas son la base para entender cómo se comportan los elementos químicos. Estos problemas de selectividad te ayudarán a dominar configuraciones electrónicas, números cuánticos y las tendencias que siguen los elementos en la tabla... Mostrar más
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¿Sabías que la posición de un electrón se puede describir con cuatro números? Los números cuánticos (n, l, ml, ms) son como la dirección exacta de cada electrón en el átomo.
Para escribir configuraciones electrónicas correctamente, recuerda el orden de llenado: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p... El principio de exclusión de Pauli dice que no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Los errores más comunes incluyen configuraciones como 1s²2s²2p⁷ (imposible, porque 2p solo puede tener 6 electrones máximo) o 1s²2s³ (el subnivel s solo admite 2 electrones). Cuando veas configuraciones raras, siempre comprueba si respetan las reglas básicas.
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Para encontrar el grupo y período: el período corresponde al nivel energético más alto ocupado, y el grupo se determina por los electrones de valencia. Por ejemplo, si termina en 3s²3p⁴, está en el período 3 y grupo 16.
Los iones más estables siguen la regla del octeto. Los metales tienden a perder electrones para parecerse al gas noble anterior, mientras que los no metales ganan electrones para parecerse al gas noble siguiente.
Recuerda: Los elementos de transición (3d, 4d, 5d) pierden primero los electrones s, después los d.
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La electronegatividad mide la capacidad de atraer electrones en un enlace. El flúor es el más electronegativo (4,0) y va disminuyendo hacia la esquina inferior izquierda de la tabla.
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El efecto fotoeléctrico ocurre cuando la radiación arranca electrones del átomo. La energía sobrante se convierte en energía cinética del electrón: Ek = hf - Ei (donde Ei es la energía de ionización).
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La afinidad electrónica mide la energía liberada al ganar un electrón. Los halógenos tienen afinidades electrónicas muy altas (les encanta ganar electrones), mientras que los gases nobles tienen valores prácticamente nulos.
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Cuando calcules electrones desapareados, aplica la regla de Hund: primero se llena cada orbital con un electrón, después se emparejan. Los elementos de transición suelen tener muchos electrones desapareados.
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Los gases nobles no forman iones fácilmente porque ya están súper estables. Si te preguntan por el ion más estable de un gas noble, la respuesta suele ser "no forma iones" o tiene energías de ionización altísimas.
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Cuando te pidan el proceso de ionización más endotérmico, busca el elemento con mayor energía de ionización. Generalmente son los no metales de la derecha de la tabla, especialmente los gases nobles.
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Los metales de transición tienen propiedades especiales por sus orbitales d parcialmente llenos. Pueden formar múltiples iones estables y suelen tener electrones desapareados.
El magnetismo de estos elementos viene de los electrones desapareados en orbitales d. Elementos como Fe, Co, Ni son ferromagnéticos por esta razón.
Para predecir el ion más estable, considera que los primeros elementos de transición (Sc, Ti, V) tienden a perder todos sus electrones d, mientras que los del final (Cu, Zn) prefieren iones con orbitales d completos.
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