Química · 2.º Bachillerato · PAU · Estructura atómica
Resumen y formulario: Estructura atómica
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La idea que conecta el tema
La configuración electrónica se construye para los electrones presentes, no para un símbolo químico memorizado.
Qué debes ser capaz de hacer
- Relacionar espectros, energía y orbitales, y comprobar si un conjunto de números cuánticos es admisible.
- Escribir configuraciones electrónicas de átomos e iones y aplicar Pauli, Hund y el orden de ocupación con sus límites.
- Justificar tendencias periódicas mediante carga nuclear efectiva, apantallamiento y configuración electrónica.
Mapa de lecciones
Formulario esencial
Modelo cuántico y números cuánticos: n=1,2,…; l=0,…,n−1; mₗ=−l,…,+l; mₛ=±1/2. Orbitales de un subnivel=2l+1. E=hν=hc/λ.
Configuración electrónica: Electrones de un ion=Z−carga algebraica. Capacidades: s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴. En cationes de transición se retira 4s antes que 3d.
Periodicidad y propiedades: Serie isoelectrónica: igual número de electrones; mayor Z suele implicar menor radio. Ionización: X(g)→X⁺(g)+e⁻.
Cómo decidir el procedimiento
- Cuenta electrones usando la carga.
- Respeta capacidad y reglas de ocupación.
- Retira electrones del nivel externo al formar cationes de transición.
- Justifica tendencias con atracción efectiva y apantallamiento, sin tratarlas como leyes sin excepciones.
Preguntas rápidas de recuperación
- Diferencias energéticas discretas entre estados.
- Orbital: estado y distribución de probabilidad, no trayectoria planetaria.
- No hay dos electrones de un átomo con los cuatro números cuánticos iguales.
- Ocupación individual de orbitales degenerados antes de aparear.
- Atracción nuclear neta que percibe un electrón tras el apantallamiento.
- Especies con igual número de electrones.