Actividad Flipped Classroom 1 Partículas-Enlaces-1 - Alan Lugo

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Actividad Flipped Classroom 1. Partículas atómicas-Enlaces químcios 
 
Esta actividad consiste en 2 secciones, la primera corresponde a las partículas atómicas y la segunda a los 
enlaces químicos. Sigue las instrucciones de cada una. 
 
Sección I. Partículas atómicas 
Instrucciones: 
Esta sección está comprendida de 6 partes, las cuatro primeras, corresponden a un resumen de conceptos básicos de química, la 
quinta a un glosario y la última parte, son preguntas de todos los conceptos resumidos. En cada resumen, se requiere de contestar los 
ejercicios indicados antes de pasar al siguiente, para asegurar que se han comprendido los conceptos. Las respuesta a estos ejercicios 
se encuntran al final del resumen. Es importante seguir el orden y no saltarse alguna sección, de lo contrario, la parte final de ejercicios 
integradores pudiera parecer complicada. 
 
1. Lea cuidosamente el primer resumen y conteste los ejercicios indicados. 
2. Una vez terminado el primero, pase al segundo resumen y después de completar el segundo al tercero. 
3. Una vez completada esta parte, relacione las definiciones del glosario con la palabra correcta. 
4. Para concluir la actividad es necesario contestar las preguntas de la última sección. 
 
1. Sustancias puras y mezclas: 
La materia puede ser clasificada de acuerdo a su estado físico en: sólido, líquido o gas y de acuerdo a 
su composición en: sustancias puras o mezclas. La diferencia entre las sustancias puras y las mezclas 
radica en, si su composición es o no variable, de una muestra a otra. Mientras que las sustancias puras 
tienen la misma composición debido a que están formadas del mismo tipo de átomos o de moléculas, 
las mezclas tienen una composición variable, porque están constituidas por dos o mas sustancias puras 
en una combinación que puede ser variable. El agua destilada es un ejemplo de sustancia pura, debido 
a que es 100% agua, su composición nunca varía. En cambio, un té, es una mezcla, debido a que su 
composición puede variar de una muestra a otra, dependiendo de la concentración del té o del azúcar 
adicionado. 
A su vez, las sustancias puras se dividen en dos tipos: elementos y compuestos, dependiendo de si 
pueden o no ser descompuestos en sustancias más simples. Mientras que los elementos están formados 
por el mismo tipo de átomos y no pueden ser descompuestos químicamente en otras sustancias más 
simples, los compuestos están formados por dos o más elementos en proporciones fijas y definidas y 
pueden ser separados en otras sustancias más simples mediante métodos químicos. Por ejemplo, el agua 
es un compuesto porque puede ser separada en hidrógeno y en oxígeno mediante electrólisis. Mientras 
que el hidrógeno y el oxígeno son dos elementos distintos, ya que cada uno está formado por el mismo 
tipo de átomos, los cuales no pueden ser separados en sustancias más simples. 
Las mezclas pueden ser: homogéneas o heterogéneas. Si la mezcla es uniforme en apariencia y tiene las 
mismas propiedades, es una mezcla homogénea. Por el contrario, si la mezcla consiste de dos o más 
fases físicamente distintas, es heterogénea. Los componentes de una mezcla pueden ser separados unos 
de otros por métodos físicos, sin que pierdan sus propiedades. 
Ejercicios 
1.1 Identifique a que tipo de materia corresponden los siguientes ejemplos: 
a. Polvo 
b. Aspirina (compuesta de 60% de carbono; 4.5 % de hidrógeno y 35.5 % de oxígeno, en 
masa, sin importar su origen) 
c. Azufre, que es conocido desde la antigüedad, consiste en átomos de 
azufre combinados en moléculas 
d. Acero 
 
Los elementos, las sustancias primarias que constituyen a la materia, están formados por el mismo tipo 
de átomos. A temperatura ambiente, hay cuatro elementos líquidos: el bromo, el mercurio, el cesio y el 
francio. Once son gases: el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, helio, neón, argón, kriptón, xenón y 
radón. Todos los demás elementos son sólidos. 
Muchos elementos fueron nombrados como los planetas, las figuras mitológicas, minerales, colores, 
ubicaciones geográficas y gente famosa. La simbología química de los elementos son abreviaturas de 
sus nombres. Algunos símbolos derivan de los nombres griegos o latinos que esos elementos tenían en la 
antigüedad. Por ejemplo, el sodio en latín, se llama natrium, que significa “metal alcalino”, es por ello 
que su símbolo es Na. En general se forman a partir de una o dos letras del nombre. La primera letra 
usada siempre es mayúscula. 
Ejercicio: 
1.2 Escriba sobre la línea el símbolo químico o el nombre de los siguientes elementos: 
 
2. Átomos 
Los átomos son las partículas más pequeñas de un elemento que conservan las características del mismo. 
El átomo consiste de un núcleo diminuto, denso, rodeado por electrones dispersos en un espacio 
relativamente grande en torno al núcleo. El núcleo contiene protones (p+), con carga positiva y 
neutrones (n0), sin carga, en consecuencia el núcleo tiene carga positiva. Los electrones (e-), tienen 
carga negativa y se mueven de manera continua alrededor del núcleo. Además de estas partículas 
subatómicas principales, se han descrito aproximadamente otras 200, entre las que destacan los quarks, 
leptones, muones, neutrinos. 
La masa de un protón y de un neutrón es aproximadamente igual a 1 u.m.a. (unidad de masa atómica, 
definida como la doceava parte de la masa de un átomo del carbono-12) y es unas 1,800 veces mayores 
que la de un electrón. Esto significa que la mayor parte de la masa de un átomo reside en su núcleo. No 
obstante, la mayor parte del volumen de un átomo la determinan sus electrones. 
Ejercicio: 
2.1 Complete la siguiente tabla de partículas subatómicas: 
 
Nombre Símbolo Carga Masa 
(u.m.a) 
Ubicación en el átomo 
Protón 
 1- 
 n0 
 
Todos los átomos del mismo elemento tienen siempre el mismo número de protones. Esta característica 
permite distinguir entre los átomos de un elemento de los átomos de los demás. El número de protones es 
llamado número atómico (Z), es empleado para identificar cada elemento existente y se puede localizar en 
una tabla periódica. Como los átomos son neutros, el número de protones es el mismo que de electrones, así 
que el número atómico también indica el número de electrones en los átomos. Sin embargo, en ciertos 
procesos, los átomos, pueden ganar o perder electrones y se transforman en especies químicas con carga 
llamadas, iones. Los iones pueden ser: aniones (de carga negativa, como resultado de ganar electrones) o 
cationes (de carga positiva, como resultado de perder electrones). 
 
Ejercicios: 
2.2 Emplee una tabla periódica, para indicar el número atómico, el número de protones y electrones 
de un átomo de los siguientes elementos: 
 
 
 
 
2.3 Un atómo de 15 protones ha ganado 3 electrones: 
a. ¿Cuál es su número atómico? 
 a)Fósforo ______ b)Antimonio ______ c)Ts _________ d)Rb ________ 
 
 No. atómico (Z) No. de protones No. de electrones 
 Ca 
 
 
b. El atómo se transformó en : porque ganó 3 electrones y su carga es de . 
 
 
El número de masa (A) de un átomo es la suma de sus protones y neutrones y siempre es un número entero. 
Por ejemplo, un átomo de potasio con 19 protones y 20 neutrones, tiene un número de masa de 39. 
Ejercicios 
2.4 Calcule el número de masa de un átomo empleando la información proporcionada: 
a. 20 protones y 21 neutrones 
b. Número atómico de 12 y 12 neutrones 
 
 
Aunque los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, no son completamente 
idénticos, ya que pueden tener diferente número de neutrones y se les conoce como isótopos. La mayoría 
de los elementos tiene isótopos, con diferente abundancia. Por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno 
tienen 1 protón. Sin embargo, algunos de los átomos de hidrógeno no tienen neutrones, otros tienen uno y el 
resto tienen dos. Estos isótopos del hidrógeno tienen mismo número atómico pero diferentes números de 
masa. 
Paradistinguir entre los diferentes isótopos de un elemento, se usa la notación isotópica. Consiste en escribir 
los números atómicos y masas atómicas, en forma de índices al lado izquierdo del símbolo del elemento 
como se indica a continuación: 
 
Símbolo para un isótopo del hidrógeno 
Ejercicio: 
2.5 Identifique el número de protones y neutrones de los isótopos del carbono: 
 
a. 𝐶"#$ 
b. 𝐶"#% 
 
 
3. Ordenamiento de los electrones en los átomos: 
 
Números cuánticos: Determinan el nivel de energía de los electrones en el átomo y la distribución 
alrededor del núcleo. Existen cuatro números cuánticos: n, l, m y s. 
• Número cuántico principal (n): Indica tanto la distancia del electrón al núcleo como su energía 
relativa, mediante capas o niveles de energía, que se representan por valores de 1 en adelante. 
• Número cuántico secundario o Azimutal (l): Indica la forma del orbital y el subnivel de energía en que 
se encuentra el electrón. Toma valores en función del nivel de energía y van desde cero hasta (n-1). 
También son representados por las letras s, p, d y f. 
• Número cuántico magnético (m): Indica la orientación espacial del subnivel de energía (l) o los 
orbitales. Sus valores varían entre –l pasando por cero hasta +l. 
• Número cuántico spin (s): Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al 
girar sobre su eje. Se representa por los valores +1/2	y -1/2	
Ejemplo: 
 
 
Número cuántico principal 
 
 
 
Número cuántico secundario 
Número de electrones 
 
 
Configuración electrónica: Es la representación de la distribución de los electrones en cada nivel y 
subnivel de energía dentro de un átomo. Para su realización se deben ocupar primero los niveles de 
menor energía 1s hasta llegar a los niveles de mayor energía (principio de mínima energía), también se 
debe considerar que cada subnivel puede ser ocupado por distinta cantidad de electrones: s=2, p=6, 
d=10, f=14. En cada orbital puede haber un máximo de dos electrones los cuales deben tener espín 
contrario. 
Para facilitar la realización de la configuración electrónica, sin tener la necesidad de memorizarla, se 
utiliza la siguiente tabla de acuerdo al principio de mínima energía: 
 
1s2 
2s2 2p6 
3s2 3p6 3d10 
4s2 4p6 4d10 4f14 
5s2 5p6 5d10 5f14 
6s2 6p6 6d10 
7s2 7p6 
 
Ejemplo: Aluminio; número atómico 13 
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 
e- de valencia: Determinan las propiedades químicas de los elementos representativos de la tabla 
periódica. Se localizan en el nivel de energía más externo del átomo (capa de valencia). El número de 
electrones de valencia de un átomo es igual al número de grupo de ese elemento. Por ejemplo, el silicio 
pertenece al grupo 4A de la tabla periódica y su número atómico es 14: 
 
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 
Ordenamiento electrónico: 
Estructura punteada: 
 
# Electrones 
de valencia=4 
 
 
 
 
 
 
 
4. Tabla periódica, grupos, periodos, metales y no metales. 
 
La tabla periódica moderna, ordena los elementos según incrementa su número atómico, de tal forma 
que sus propiedades se repiten en intervalos periódicos. 
A los elementos de una fila de la tabla periódica se le denomina periodo. Cada fila se numera de la 
parte superior de la tabla hacia la parte inferior. Por ejemplo el primer periodo contiene únicamente los 
elementos (H) y helio (He). La tabla periódica está formada por siete periodos. 
 
Un grupo o familia incluye a los elementos de la tabla periódica de una columna, los cuales tienen 
propiedades físicas y químicas similares. Los grupos se definen por los números de la parte superior de la 
tabla periódica. Algunos grupos tienen nombres específicos como los: halógenos (VIIA o 7A), gases 
nobles (VIIIA o 8A), etc. 
 
Los elementos en la tabla periódica están divididos en secciones: los grupos A, también conocidos 
como elementos representativos (1A a VIIIA) y los elementos de transición, (grupos B). Otra forma de 
dividir la tabla periódica es en metales, metaloides, no metales y las series de los lantánidos y los 
actínidos. Estas divisiones se muestran en la siguiente figura: 
 
 
 
http://library.thinkquest.org/10429/media/pertable/pertable.gif 
Ejercicios: 
4.1 Relacione las siguientes columnas colocando entre paréntesis la letra que mejor corresponda. 
 
( ) Metal alcalino a. Ne 
( ) No metal b. N 
( ) Halógeno c. Rb 
( ) Gas Noble d. Br 
( ) Elemento con propiedades físicas 
Y químicas semejantes al P 
e. Se 
 
Ley periódica: Tamaño atómico, Tamaño iónico, Afinidad electrónica, Energía de ionización y 
electronegatividad. 
 
˂	I2˂	I3. 
Las propiedades físicas y químicas de los 
elementos en general o de los representativos, pueden 
predecirse según su posición en la tabla periódica. A 
continuación se muestra una tabla que indica cómo 
varían algunas propiedades físicas como son: 
Electronegatividad, Carácter metálico, Afinidad 
Electrónica, Energía de ionización y Radio atómico. 
Electronegatividad: Tendencia a atraer los electrones 
hacia sí en un enlace químico. 
Energía de ionización: La energía necesaria para 
remover un electrón de un átomo neutro o ión en estado 
gaseoso. Puede haber primera, segunda y tercera 
energía de ionización según será el primero, segundo o 
tercer electrón que se remueva del átomo o ión. La 
tercera energía de ionización (I3) será mayor que la 
segunda (I2), y ésta, mayor que la primera (I1) : I1 
Afinidad electrónica: Es el cambio de energía cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón. 
Tamaño atómico: El tamaño de los átomos aumenta considerablemente al aumentar el periodo (1,2, 
3,etc.), y disminuye ligeramente conforme se avanza hacia la derecha dentro de un mismo periodo. En 
general, un átomo aumenta de tamaño si gana un electrón, y disminuye su tamaño si pierde un 
electrón. 
 
Ejercicios: 
4.2 Para cada par de elementos, seleccione el que corresponde a cada columna: 
 
Elementos Mayor tamaño atómico Mayor energía de ionización Mayor afinidad electrónica 
a) P o Bi 
 
4.3 De los siguientes elementos, seleccione el que tenga mayor electronegatividad: P y F 
Estructura de Lewis de los elementos. 
La estructura de Lewis de los elementos, también llamada diagrama de punto, es una forma de 
representar gráficamente los electrones de valencia de los átomos de los elementos. Los electrones de 
valencia de un átomo, son los electrones que interactúan con los electrones de otros átomos, o átomos 
similares, para formar enlaces. El número de electrones de valencia de un elemento representativo 
corresponde al número de grupo de este elemento. Así, el Flúor que está en el grupo VIIA, tendrá 7 
electrones de valencia. 
La estructura de Lewis para un elemento se forma con el símbolo del elemento y un punto por cada 
electrón de valencia que tenga el elemento. Para dibujarla, se debe suponer que alrededor de cada 
símbolo del elemento existen 4 espacios en los que se colocarán los electrones de valencia; cada 
espacio puede contener un máximo de dos electrones. Por ejemplo para el 
carbono: 
 
 
Dado que el carbono tiene 4 electrones de valencia, se colocará un electrón en cada espacio 
alrededor del símbolo y su estructura de Lewis sería: 
La posición que tengan los electrones alrededor del símbolo de un elemento es 
equivalente, así, la estructura de Lewis para el hidrógeno puede ser cualquiera de las siguientes: 
Si el elemento tiene más de cuatro electrones, se procederá a formar pares de electrones 
en los espacios alrededor del símbolo del elemento, por ejemplo para el oxígeno (Grupo 
VIA): 
 
Ejercicios: 
4.4 Indique el número de electrones de valencia de cada uno de los siguientes elementos: 
a) Ca b) N 
4.5 Dibuja la estructura de Lewis para los siguientes elementos representativos: 
a) Mg b) P c) S 
Respuestas de los ejercicios del resumen 
 
Ejercicio 1.1 a) Mezcla heterogénea,b) Compuesto, c) Elemento, d) Mezcla homogenea 
 
Ejercicio 1.2: a. P; b. Sb; c. Tenesino; d. Rubidio 
 
Ejercicio 2.1 
 
 
 
 
 
 
Ejercicio 2.2: 20,20,20 
 
Ejercicio 2.3: 15, anión, -3 
 
Ejercicio 2.4: a) 41 u.m.a, b) 24 u.m.a 
 
Ejercicio 2.5: a) 6,6 b) 6,8 
 
Ejercicio 4.1: De arriba hacia abajo: c,e,d,a,b 
 
Ejercicio 4.2: Bi, P, P 
 
Ejercicio 4.3: I 
 
Ejercicio 4.4: a)2, b)5 
 
Ejercicio 4.5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
P + 1+ 1 Núcleo 
Electrón e - 0 Fuera 
del 
núcleo 
Neutrón 0 1 Núcleo 
A partir de aquí se capturan las 
respuestas en Canvas 
 
 
5. Glosario 
1. Relacionar las columnas: 
 
1. Heterogénea ( ) Una de las formas de clasificar a la materia 
2. Ion ( ) Característica de una mezcla 
3. Capa ( ) Sustancia que puede ser descompuesta en formas más simples 
4. Anión ( ) Mezcla formada por dos o más fases 
5. Ordenamiento electrónico ( ) Sustancias primarias que forman la materia 
6. Composición variable ( ) Nombre latino de la plata que da origen a su símbolo 
7. Mercurio ( ) Organismo internacional que regula la nomenclatura de los compuestos químicos 
8. Electronegatividad ( ) Partícula más pequeña que conserva las características de un elemento 
9. Compuesto ( ) Parte del átomo diminuta, densa, con carga positiva, rodeado de electrones y que contiene la 
mayor parte de la masa de un átomo 
10. Isótopo ( ) Partícula subatómica sin carga y símbolo no 
11. Protón ( ) Partícula con carga negativa y cuya masa es mucho menor que la de un neutrón 
12. Elementos ( ) Número que representa el número de protones de un átomo 
13. Sustancias puras y mezclas ( ) Especie química con carga resultado de la pérdida o ganancia de electrones 
14. Tamaño iónico ( ) Número que representa la suma de protones y neutrones 
15. Número atómico (Z) ( ) Átomo de un mismo elemento que tiene un número diferente de neutrones 
16. Diagrama de Lewis ( ) Región del espacio en la cual es más posible encontrar un electrón 
17. Catión ( ) Grupo de orbitales 
18. Argentum ( ) Ordenamiento de elementos de forma ascendente de acuerdo al número atómico, de manera que 
los elementos con comportamiento químico similar se agrupan en columnas verticales 
19. IUPAC ( ) electrones que se encuentran en el nivel más externo de energía del átomo y determinan muchas 
de sus propiedades químicas 
20. Orbital ( ) Elemento del grupo 8A, generalmente no reactivo y que rara vez se encuentra combinado con 
otros elementos 
21. Tabla periódica ( ) Nombre que recibe un elemento del grupo 7A de la tabla periódica 
22. Energía de ionización ( ) Repetición de las propiedades químicas y físicas similares con incremento del número atómico, 
debido a la reaparición del mismo número de electrones en las capas más externas de los átomos 
de esos elementos 
23. Átomo ( ) Fila horizontal de elementos en la tabla periódica 
24. Afinidad electrónica ( ) Elementos del grupo 2A que tienen dos electrones en su capa más externa 
25. Núcleo ( ) Elemento que tiene poco o ningún brillo y es mal conductor del calor y la electricidad. Se localiza a 
la derecha de la línea en zig-zag de la tabla periódica 
26. Electrones de valencia ( ) Nivel de energía que contiene electrones con energía similares 
27. Número de masa (A) ( ) Columna vertical de la tabla periódica que contiene elementos que poseen propiedades físicas y 
químicas similares 
28. Neutrón ( ) Ion con carga negativa como Cl- 
29. Subcapa ( ) Ejemplo de un elemento metálico líquido 
30. Periodo ( ) Tendencia de un elemento a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico 
31. Electrón ( ) Energía que se necesita para remover un electrón de un átomo o ión en estado gaseoso 
32. Metales alcalinotérreos ( ) Capacidad de un átomo aislado en estado gaseoso para captar electrones 
33. Gas noble ( ) Característica de un átomo que se incrementa al aumentar el periodo o ganar electrones 
34. Grupo o familia ( ) Diagrama de puntos que representa los electrones de valencia 
35. No metal ( ) Especie química con carga positiva como Na+ 
36. Halógeno ( ) Partícula con carga positiva, masa de 1 uma, se encuentra en el núcleo y se representa como p+ 
Preguntas de aplicación de conceptos revisados 
 
 
El átomo 
 
 
2. Complete la siguiente tabla para los átomos que se indican: 
 
Número 
atómico 
Número de 
masa 
Protones Neutrones Electrones Nombre Símbolo 
 27 Al 
20 22 
 6 7 
 
3. Escriba el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos: 
a) 𝐴𝑙#/
$0
: 
	
b) 𝑆#"/% 
4. Hay cuatro isótopos del azufre (números de masa 32, 33, 34 y 36): 
a. ¿En cúal de las siguientes caracterícas son semejantes estos isótopos; número de masa, número de 
protones, o número de neutrones? 
b. El ______________ atómico del azufre no es un número entero por que es un promedio ponderado de la 
masa de sus isótopos 
 
Ordenamiento de los electrones en el átomo 
 
5. Para cada par de elementos, seleccione el que corresponde a cada columna: 
Elementos Mayor tamaño atómico Mayor energía de ionización Mayor afinidad electrónica 
a) K o Br 
b) O o Se 
 	 
6. ¿Cuál elemento de la tabla periódica es el más electronegativo? 
 
	
7. Identificar los elementos que tienen las siguientes configuraciones electrónicas: 
a) 1s1 
c) 1s22s22p5 
d) 1s22s22p63s23p64s2 
 
 
Tabla periódica y ley periódica 
8. Relacionar las propiedades con metales y no metales respectivamente: 
 
_____________ Reflejan la luz de una forma característica 
_____________ Son buenos conductores de la electricidad y del calor 
_____________ Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente. 
_____________ Son malos conductores de la electricidad y el calor 
_____________ Tienen alta densidad. 
_____________ Sus puntos de fusión suelen ser más bajos 
_____________ Carecen de brillo 
_____________ Son dúctiles y o maleables. 
 
9. Emplea la imagen para relacionar las columnas 
a. ( ) Metales 
b. ( ) No metales 
c. ( ) Elementos estables 
d. ( ) Elemento no metálico 
e. ( ) Metaloides 
 
 
 
 
 
 
 
10. Se ha encontrado que los siguientes elementos son fundamentales para los procesos bioquímicos y fisiológicos del 
cuerpo. Indicar si son metales(M) o no metales(NM). 
a) Zinc: b) Manganeso: 
c) Selenio: d) Yodo: 
 
 
 
11. ¿Es probable que el Mg, Ca y Sr presenten comportamientos químicos y físicos similares? 
a. Verdadero 
b. Falso 
 
Regla del octeto 
12. Escriba el número de electrones perdidos o ganados cuando los siguientes elementos forman iones: 
a. Grupo 7A b. Ba c. Br 
 
Iones 
13. Escriba la configuración electrónica para cada uno de los siguientes iones e indica con cual elemento es 
isoelectrónico. 
a. Na+ 
b. Ca+2 
c. N-3 
14. Escriba los iones más estables que forman los siguientes elementos: 
a. Cloro: 
b. Magnesio: 
 
Sección II. Enlaces Químicos 
 
Instrucciones: 
Esta actividad está comprendida de 2 partes. La primera corresponde a la revisión de la información básica 
de enlaces químicos y en resolver los ejercicios que se plantean. La segunda consiste en capturar en Canvas 
las respuestas del cuestionario. Es importante que revises y comprendas la información antes de contestar el 
cuestionario. 
 
 
 
 
 
 
 
 
PARTE 1. Revisa la información, contesta los ejercicios planteados (respuestas al término del resumen) 
ENLACES 
Introducción 
Una propiedad que poseen casi todos los átomos es su capacidad para combinarse, algunos con ellos mismos 
y formar elementos moleculares como el caso del O2, N2, Cl2, etc., o con otros átomos para formar compuestos 
moleculares o iónicos. Al combinarse, los átomos se mantienen unidos por fuerzas de atracción y a estas fuerzas 
de atracción les llamamos enlaces. 
 
La formación de enlaces 
Los enlaces químicos se forman entre dos o más átomos e involucra los electrones de valencia. Los electrones 
de valencia son los electronesque se encuentran en los orbitales con el mayor número cuántico principal, es 
decir, son los electrones que se encuentran más alejados del núcleo. Existen dos tipos diferentes de enlaces 
que se pueden formar entre elementos: el enlace iónico y el enlace covalente. Aunque existe un tercer tipo 
de enlace, el enlace metálico, este no se discutirá. 
 
El enlace iónico 
Los enlaces iónicos se forman por la atracción 
electrostática entre cationes (iones con carga positiva) y 
aniones (iones con carga negativa). Un átomo al perder 
uno o varios de sus electrones se convierte en un ion 
cargado positivamente, a este ion se le llama catión. Por el contrario, 
si un átomo gana electrones se convierte en un ion cargado 
negativamente al cual se le llama anión. En cada caso, tanto el 
anión como el catión, adquiere la configuración electrónica de un 
gas noble y se dice que se hace “isoelectrónico con un gas noble”, esto 
significa simplemente que su última capa está llena, tal como sucede con 
los gases nobles. Al tener cargas opuestas, el catión y el 
anión se atraen y se forma entonces un enlace iónico. 
Los compuestos iónicos se forman por la combinación de 
un metal con un no metal, o por la combinación de un 
metal con un ion poliatómico (iones formados por la 
combinación de dos o más elementos). Los elementos 
metálicos pierden electrones para convertirse en cationes 
y adquieren la configuración electrónica del gas noble 
anterior. Los no metales ganan electrones para convertirse 
en aniones y adquieren la configuración electrónica del 
gas noble siguiente. 
Ejemplo 1: 
Elemento 
Númer
o 
atómic
o (Z) 
Configuración 
electrónica 
Gan
a e- 
Pierde 
e- 
Total 
de e- 
del 
ion 
Símbolo 
del Ion 
Configuración 
electrónica del 
ion 
Gas noble con el 
que se hace 
isoelectrónico 
Litio (Li) 3 1s2 2s1 --- 1 e- 2 Li + 1s2 Helio (He, Z=2) 
Cloro 
(Cl) 
17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1 e- --- 18 Cl - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Argón (Ar, Z=18) 
Nota: Recuerda que el elemento gana o pierde electrones dependiendo los electrones que le falten para tener 
8 e- en su último nivel. 
 
Ejercicio 1: 
Completa la tabla con la información requerida. 
Elemento 
Númer
o 
atómic
o (Z) 
Configuración 
electrónica 
Gan
a e- 
Pierd
e e- 
Total 
de e- 
del 
ion 
Símbol
o del 
Ion 
Configuración 
electrónica del 
ion 
Gas noble con el 
que se hace 
isoelectrónico 
Potasio (K) 
Flúor (F) 
 
 
 
 
 
Enlaces covalentes 
Los enlaces covalentes se forman entre dos no metales por la compartición de electrones. El enlace en la 
molécula de flúor diatómico (F2) se forma porque cada átomo de flúor comparte uno de sus electrones. En la 
mayoría de los casos, al formarse un enlace, cada átomo participante en el enlace tendrá ocho electrones 
en su última capa de valencia (regla del octeto). 
 
 
 
 
Electronegatividad, enlaces covalentes polares, cargas parciales y momento dipolar 
Debido a la electronegatividad, en ocasiones los electrones en un enlace no se 
comparten de manera equitativa. La electronegatividad se representa por la letra 
griega “ji” (χ) e indica la capacidad de un elemento para atraer los electrones 
hacia sí en un enlace, en palabras simples indica cuál de los átomos “jala” más 
fuertemente los electrones. La electronegatividad de los elementos en la tabla 
periódica incrementa de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha. Cuando se 
combinan elementos con la misma electronegatividad se forma un enlace 
covalente no polar ya que ambos elementos atraen con la misma fuerza los electrones en el enlace. Sin 
embargo, cuando se combinan elementos con diferentes electronegatividades, el más electronegativo atrae 
más fuertemente los electrones del enlace. 
En la molécula de fluoruro de hidrógeno (HF), los electrones son atraídos más fuertemente hacia el flúor ya que 
este tiene una electronegatividad más grande que el hidrógeno. Cuando esto sucede, se dice que el enlace 
está polarizado, de manera que el flúor al tener más cerca los electrones adquiere una carga parcialmente 
negativa (δ-), por la misma razón, el hidrógeno adquiere una carga 
parcialmente positiva (δ+). A este tipo de enlace se le llama enlace covalente 
polar y como consecuencia de la compartición desigual de los electrones se 
produce un momento dipolar (una distribución asimétrica de las cargas dentro 
de la molécula), el cual se representa por una flecha encima del enlace, la 
cual indica la dirección del dipolo formado y apunta hacia el elemento más 
electronegativo. En otras palabras, el momento dipolar es una medida de la 
polaridad a lo largo del enlace. 
 
Ejemplo 2: Determina el tipo de enlace que formarían los siguientes elementos 
al combinarse. Utiliza la tabla que se muestra y los siguientes datos de 
electronegatividades: Na= 1.5, I= 2.5; F= 4.0. En caso de que el enlace sea covalente 
polar, indica hacia donde apuntará 
la flecha del dipolo. 
 
 
 
Ejemplo 
Combinación 
(Metal (M), 
No metal 
(NM)) 
Diferencia de 
electronegatividades Tipo de enlace 
¿Hay 
momento 
dipolar? 
¿Hacia 
dónde 
apunta? 
Sodio con Flúor (NaF) M + NM 4.0 – 1.5 = 2.5 Iónico No --- 
Yodo con Yodo (I2) NM + NM 2.5 - 2.5 = 0 Covalente no 
polar 
No --- 
Yodo con Flúor (IF) NM + NM 4.0 – 2.5 = 1.5 Covalente polar Sí Al flúor 
 
Ejercicio 2: Determina el tipo de enlace que formarían los siguientes elementos al combinarse. 
Electronegatividades: F= 4.0; Li= 1.0; I=2.5; O=3.5; Br=2.8. 
Ejemplo 
Combinación 
(Metal (M), 
No metal 
(NM)) 
Diferencia de 
electronegatividades Tipo de enlace 
¿Hay 
momento 
dipolar? 
¿Hacia 
dónde 
apunta? 
Litio con Flúor (LiF) 
Oxígeno con Oxígeno 
(O2) 
 
Yodo con Bromo (BrI) 
 
 
 
Enlaces múltiples 
Los átomos pueden formar enlaces dobles o triples cuando es necesario compartir más de un electrón para 
completar ocho electrones en la capa de valencia y así adquirir la configuración de gas noble. En la molécula 
de O2 cada átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia y para que cada átomo de oxígeno tenga ocho 
electrones, es necesario que cada uno de ellos comparta dos electrones y se forma por lo tanto un enlace 
doble con los cuatro electrones compartidos. En el caso del N2 cada nitrógeno comparte 3 electrones y se 
forma un enlace triple. 
 
 
 
 
 
Diferencia (χ) Tipo de enlace 
0 Covalente no polar 
0 < y < 2.0 Covalente polar 
≥ 2.0 Iónico 
 
ESTRUCTURAS DE LEWIS DE COMPUESTOS COVALENTES Y DE IONES POLIATÓMICOS 
Las estructuras de Lewis son una de las formas más simples de visualizar y explicar cómo se establecen los 
enlaces en una molécula. A pesar de que se han desarrollado otros modelos científicos más correctos y 
elaborados, las estructuras de Lewis continúan siendo el método más utilizado para mostrar los enlaces de una 
molécula. 
Gilbert N. Lewis desarrolló un modelo para los enlaces químicos asumiendo que los electrones de valencia se 
comparten entre los elementos que forman una molécula. Por lo tanto es importante que podamos identificar 
el número de electrones de valencia en los átomos de una molécula. 
El número de electrones de valencia es igual al total de electrones 
en los orbitales s y p más externos. Podemos utilizar la tabla periódica 
para identificar el número de electrones de valencia de un 
elemento. El grupo al que pertenece el elemento indica el número 
de electrones de valencia. Por ejemplo el carbono pertenece al 
grupo IV, por lo tanto, tiene 4 electrones de valencia. El oxígeno 
pertenece al grupo VI, por lo tanto tiene 6 electrones de valencia. 
Los metales de transición no participan en la formación en enlaces 
covalentes por lo tanto no se discuten aquí. 
El número de electrones de valencia en una molécula es la suma 
de los electrones de valencia de sus elementos constituyentes. 
Ejemplo 3: Determinar el número de electrones de 
valencia (e-V) en la molécula de CO. 
 
e-V del C = 4x1 (Pertenece al grupo IV y hay un 
átomo de C) 
e-V del O = 6 x1 (Pertenece al grupo VI y hay un 
átomo de O) 
 Total=10 electronesde valencia 
Ejemplo 4: Determinar el número de electrones de 
valencia en la molécula de CO2 
 
e-V C = 4 x1 (Pertenece al grupo IV y hay un átomo 
de C) 
e-V del O = 6 x2 (Pertenece al grupo VI y hay dos 
átomos de O) 
 Total=16 electrones de valencia 
 
Ejercicio3: 
Determinar el número de electrones de valencia (e-V) 
en la molécula de H2O. 
 
e-V del H = 
e-V del O = 
 Total= 
 
Para dibujar una estructura de Lewis, un enlace se define como la compartición de un par de electrones entre 
dos átomos. A los pares de electrones que no participan en la formación de enlaces se les llama par de 
electrones no compartidos o pares de electrones libres (pares de e- libres). Cuando tres o más átomos forman 
una molécula, los elementos se ordenan alrededor de un átomo central. 
Para establecer el arreglo de la molécula se siguen las siguientes reglas: 
a) Los arreglos simétricos son favorecidos 
b) El hidrógeno y el flúor nunca pueden ser átomos centrales 
c) El elemento menos electronegativo es usualmente el átomo central 
 
Cuando se da el caso de que para un compuesto se puedan plantear dos o más estructuras posibles, el cálculo 
de cargas formales nos ayudará a discriminar cuál de las estructuras es la correcta. La carga formal (CF) de un 
átomo se calcula restando a los electrones de valencia del átomo los electrones libres y los enlaces que tenga. 
CF= electrones de valencia – electrones libres - enlaces 
La suma de las cargas formales de moléculas neutras siempre es cero. 
 
 
 
Ejemplo 5: Calcula la carga formal de los átomos en la 
molécula de CO2. 
Carbono 
Grupo IV: 4 e- V 
e- libres = 0 (no tiene) 
Enlaces = 4 
CF= 4 -0 -4 = 0 
Oxígeno 
Grupo VI: 6 e- V 
e- libres = 4 
Enlaces = 2 
CF= 6 -4 -2 = 0 
Oxígeno 
Grupo VI: 6 e- V 
e- libres = 4 
Enlaces = 2 
CF= 6 -4 -2 = 0 
CF C = 0 
CF O = 0 
CF O = 0 
Total: 0 
Como es una molécula neutra, la suma 
debe ser cero. 
 
 
Metales de 
transición 
 
 
Ejercicio 4: Calcula la carga formal de los átomos en la molécula de SO2. Verifica que la suma 
de las CF sea cero ya que es una molécula neutra. 
Azufre 
Grupo ___: ___ e- V 
e- libres = 
Enlaces = 
CF= 
Oxígeno 
Grupo __: __ e- V 
e- libres = 
Enlaces = 
CF= 
Oxígeno 
Grupo __: __ e- V 
e- libres = 
Enlaces = 
CF= 
CF S = 
CF O = 
CF O = 
Total: 
 
 
Como ya se mencionó, las cargas formales nos ayudan a discriminar cuál es la estructura correcta cuando 
hay varias opciones. Los criterios que se utilizan son los siguientes: 
1. La estructura que tenga cargas formales más cercanas a cero es favorecida 
2. La estructura que tengas las cargas formales negativas en los elementos más electronegativos es 
favorecida 
Ejemplo 6: De las posibles estructuras mostradas, la del centro es la más probable en la de la izquierda y la de 
la derecha, el nitrógeno tiene una carga formal negativa, por lo tanto, viola la regla 2, ya que el nitrógeno es 
menos electronegativo que el oxígeno 
 
Existen casos en que se pueden dibujar más de una estructura y todas son correctas, a este fenómeno se le 
conoce como resonancia y se representa dibujando todas las estructuras y una flecha doble entre ellas. La 
flecha doble indica que las estructuras son equivalentes y están fluctuando entre una y otra. Este fenómeno 
ocurre cuando hay enlace(s) doble(s). 
 
 
 
 
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO 
La regla del octeto establece que la mayoría de los elementos tienden a formar enlaces para llenar su capa 
más externa con 8 electrones, sin embargo, hay algunos elementos que no necesitan tener 8 electrones para 
adquirir una configuración electrónica estable o que pueden tener más de 8 electrones. Esto da origen a tres 
grandes excepciones a la regla del octeto: 
1. Compuestos con átomos con octeto incompleto 
2. Compuestos con átomos con número impar de electrones de valencia 
3. Compuestos con átomos con octeto expandido 
Octeto incompleto 
Hay elementos que se estabilizan con menos de 8 electrones en su última 
capa y por lo tanto no cumplen la regla del octeto. 
El hidruro de berilio (BeH2) es el ejemplo característico de esta 
excepción. El Berilio forma solamente dos enlaces. Por lo tanto adquiere 
una configuración electrónica estable con 4 electrones. 
Elementos del grupo III como el B y el Al pueden formar 3 enlaces 
covalentes y con 6 electrones adquieren una configuración electrónica 
estable. 
La tabla muestra los elementos más comunes que forman compuestos con este tipo de excepción. 
 
 
Número impar de electrones de valencia 
Alguno compuestos tienen un número impar de electrones de valencia ya que poseen algún elemento del 
grupo V o VII. En estos compuestos, uno de los átomos tendrá un electrón desapareado en la estructura de 
Lewis. Ejemplo: monóxido de nitrógeno, NO. 
 
Elemento 
Cantidad 
de enlaces 
que puede 
formar 
Cantidad de 
electrones con 
los que se 
estabiliza 
Hidrógeno 1 2 
Berilio 2 4 
Boro 3 6 
Aluminio 3 6 
 
 
Octeto expandido 
Hay casos donde los elementos pueden expandir sus capas externas para tener más de 8 
electrones. Un ejemplo de esto es el hexafluoruro de azufre (SF6), el cual se usa en la 
fabricación de transformadores eléctricos. Los elementos no metálicos del tercer periodo y 
posteriores tienen esta capacidad. Específicamente, los elementos después del número 
atómico Z=14 pueden tener octetos expandidos, esto significa que pueden tener más de 8 
electrones en su última capa. 
En los compuestos que involucran a estos elementos, el elemento que puede expandir el octeto es el átomo 
central, pero solamente puede expandir su valencia si hay un orbital d vacío que tenga una energía similar a 
la capa de valencia del orbital. Estos elementos no siempre expanden su valencia, pero tienden a hacerlo 
bajo las siguientes condiciones: 
• Cuando los átomos enlazados son altamente electronegativos, por ejemplo, oxígeno, flúor o cloro 
• Cuando la carga formal en el átomo central en la estructura con valencia expandida sea más cercana 
a cero que en cualquier otra estructura posible. 
Bibliografía: 
http://media.wwnorton.com/college/chemistry 
 
Respuestas de los ejercicios del resumen 
Ejercicio 1: 
Completa la tabla con la información requerida. 
Elemento 
Número 
atómico 
(Z) 
Configuración 
electrónica 
Gana 
e- Pierde e
- 
Total de 
e- del 
ion 
Símbolo 
del Ion 
Configuración 
electrónica del ion 
Gas noble con el que 
se hace isoelectrónico 
Potasio (K) 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s1 --- 1e- 18 K+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Argón [Ar] 
Flúor (F) 9 1s2 2s2 2p5 1e- --- 10 F- 1s2 2s2 2p6 Neón [Ne] 
 
Ejercicio 2: Determina el tipo de enlace que formarían los siguientes elementos al combinarse. Electronegatividades: F= 4.0; Li= 1.0; I=2.5; O=3.5. 
Ejemplo 
Combinación 
(Metal (M), No 
metal (NM)) 
Diferencia de 
electronegatividades Tipo de enlace 
¿Hay momento 
dipolar? 
¿Hacia dónde 
apunta? 
Litio con Flúor (LiF) M + NM 4.0 – 1.0 = 3.0 Iónico No --- 
Oxígeno con Oxígeno (O2) NM + NM 3.5 -3.5 = 0 Covalente no polar No --- 
Yodo con Bromo (BrI) NM + NM 2.8 – 2.5 = 0.3 Covalente polar Sí Al Bromo 
 
Ejercicio: 
3. Determinar el número de electrones de valencia (e-V) en la molécula de H2O. 
 
e-V del H = 1x2 (Pertenece al grupo I y hay dos átomo de H) 
e-V del O =6 x1 (Pertenece al grupo VI y hay un átomo de O) 
 Total=8 electrones de valencia 
Ejercicio 4: Calcula la carga formal de los átomos en la molécula de SO2. Verifica que la suma de las CF sea cero ya que es 
una molécula neutra. 
Azufre 
Grupo _VI: _6 e- V 
e- libres = 2 
Enlaces = 4 
CF= 6-2-4=0 
Oxígeno 
Grupo VI: _6 e- V 
e- libres = 4 
Enlaces =2 
CF= 6-4-2=0 
Oxígeno 
Grupo VI: _6 e- V 
e- libres = 4 
Enlaces = 2 
CF= 6-4-2=0 
CF S = 0 
CF O = 0 
CF O = 0 
Total: sin carga 
 
 
Parte 2. Contesta el siguiente cuestionario y las respuestas deberán ser capturadas en Canvas 
A partir de aquí se capturan las respuestas en Canvas 
CUESTIONARIO: 
 
15. Cuáles son los electrones que participan en la formación de enlaces entre dos átomos: 
a) Losque están más cercanos al núcleo b) Los que están más alejados del núcleo 
 
 
16. Si un átomo pierde un electrón se forma un ______________ con carga ______________ , si gana un electrón se 
formará un _________________ el cual tiene carga ________________. 
 
 
 
 
 
 
 
17. Al formarse un catión o un anión se dice que los átomos participantes adquieren “una configuración electrónica de 
gas noble”, lo cual significa que: 
a) Han llenado su 
capa más 
externa 
b) Se convierten 
en gases 
nobles 
c) Ha adquirido el 
arreglo electrónico 
más estable 
d) Todas son 
correctas 
 
18. Selecciona los enunciados que son verdaderos para un enlace iónico 
a) Se forma por una atracción electrostática entre iones con cargas diferentes 
b) Se forma entre un metal y un no metal 
c) Se forma entre un no metal y un ion poliatómico 
d) Se forma entre dos metales 
 
 
19. ¿Cuál no es una característica de un enlace covalente? 
a) Se forma entre dos no metales 
b) Involucra que dos átomos compartan electrones 
c) En general, los átomos involucrados al formar el enlace, lo hacen para tener 8 electrones en la última capa 
d) Involucra atracciones electrostáticas 
 
 
20. La ____________ se define como la capacidad de atraer electrones en un enlace y se representa por la letra χ. 
 
21. Un enlace covalente polar se forma entre: 
a) Átomos con diferente 
electronegatividad 
b) Átomos con igual 
electronegatividad 
c) Dos átomos metálicos 
 
22. En el enlace formado entre I y H en el HI, el hidrógeno tendrá una carga parcialmente ______________. 
 
23. La medida de la polaridad a lo largo de un enlace es conocida como _________________ y se representa como 
una flecha apuntando hacia el elemento __________ electronegativo. 
 
24. Un momento dipolar nos indicaría que: 
a) Los electrones en un enlace están más cerca de uno de los dos átomos 
b) Los electrones se comparten equitativamente 
c) Los electrones están más cerca del átomo menos electronegativo 
d) Es un enlace covalente no polar 
 
25. La formación de enlaces covalentes múltiples (triples o dobles) es posible si los átomos participantes logran tener 8 
electrones en su capa más externa. V ____ F _____ 
 
26. Método usado para mostrar la manera en que se forman los enlaces en una molécula: 
a) Configuración electrónica b) Estructura de puntos de Lewis c) Momento dipolar 
 
27. ¿Cuántos electrones de valencia hay en el CH4? ______________ 
 
 
28. Selecciona los enunciados que son falsos al dibujar una estructura de Lewis: 
a) El hidrógeno 
puede ser el 
átomo central 
b) Los arreglos 
simétricos no son 
favorecidos 
c) El átomo menos 
electronegativo puede 
ser el átomo central 
d) El flúor no 
puede ser el 
átomo central 
 
29. En la molécula de agua (H2O) el átomo central es el: _______ 
 
 
30. Indica si el siguiente enunciado para la regla del octeto es falso o verdadero: “Los átomo tienden a ganar, perder o 
compartir electrones hasta estar rodeados por 8 electrones de valencia F ____ V ____ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31. Las excepciones a la regla del octeto son tres, relaciona las columnas: 
I. El hidruro de berilio (BeH2) es un ejemplo para este tipo de excepción ( ( ) CO2 
II. En este tipo de excepción participa un átomo con un número impar ( 
de electrones de valencia. La molécula que cumple con esto es: 
( ) Octeto expandido 
III. El hexafluoruro de azufre (SF6) representa un ejemplo de este tipo de 
excepción. 
( ) Número impar de 
electrones de valencia 
 ( ( ( ) NO 
( ( ( ) Octeto incompleto 
 
32. Para decidir entre varías posibles estructuras, se utiliza el cálculo de la __________________ cuya sumatoria es 
cero para moléculas neutras. 
 
33. Selecciona los enunciados que son verdaderos para escoger la estructura correcta cuando hay más de una 
posibilidad: 
a) Los arreglos simétricos no son favorecidos 
b) La estructura con la carga formal más alejada de cero es favorecida 
c) La estructura con carga formal negativa en los elementos más electronegativos es favorecida 
d) La estructura con carga formal positiva en los elementos más electronegativos es favorecida 
e) La estructura con la carga formal más cercana a cero es favorecida 
 
34. La suma de cargas formales para moléculas neutras debe ser cero. En el caso de un anión debe de ser igual a la 
carga del anión y el mismo criterio aplica para los cationes: F _______ V _______ 
 
35. Para escribir correctamente la estructura para un ion, se debe de encerrar la estructura en un corchete e indicar la 
carga formal del ion como un superíndice: F ___ V ___ 
 
36. Cuando se tienen arreglos simétricos y dobles enlaces es posible obtener varías estructuras de Lewis correctas, a 
este fenómeno se le llama __________________ y las flechas dobles indican que las estructuras son equivalentes. 
 
37. Selecciona los elementos que pueden tener octeto expandido: 
a) P b) H c) Cl d) S 
e) F