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1. Caracterís
ticas de
los
elementos

2. Número
atómico
Masa atómica

3. Número atómico
Masa atómica

4. El número atómico es el número de
protones en un elemento
Número de masa es el número de protones
más el número de neutrones

5. En un átomo
neutro, que es su
estado habitual,
el número de
electrones es
igual al de
protones.

6. Cada uno de los
átomos de un
mismo elemento
químico, cuyo
núcleo tiene el
mismo número de
protones, pero
distinto número
de neutrones.

7. Estructura de
Lewis
La estructura de
Lewis es una
forma de mostrar
los electrones de
la capa exterior
de un átomo.

8. Estructura de
Lewis
La estructura de
Lewis es una
forma de mostrar
los electrones de
la capa exterior
de un átomo.

9. colocar el
símbolo del
elemento y marcar
a su alrededor
puntos o
asteriscos para
indicar los
electrones
externos que
tienen.

10. Muestra los pares
de electrones de
enlaces entre los
átomos de una
molécula y los
pares de
electrones
solitarios que
puedan existir.

12. compartidos de
electrones se
dibujan como
líneas entre los
átomos, mientras
que los pares
solitarios de
electrones se
dibujan como
puntos próximos a
los átomos

13. Electrones de
valencia
Los electrones de
valencia son los
electrones de la
última capa de
energía de un
átomo, también
conocida como
capa de valencia.

14. Estos sirven para
que los átomos
puedan formar
enlaces con otros
átomos, es decir,
formar nuevos
compuestos.

15. Características de
los elementos
Tabla periódica de los elementos

16. El número de
oxidación es el
número de electrones
que un átomo capta o
cede (total o
parcialmente) al
formar un compuesto.
Es negativo si gana
electrones y positivo

17. Valencia de los elementos

28. Un hecho interesante es que los gases nobles (excepto el
Helio) tienen 8 electrones en su capa externa. Lewis
reconoció que los gases nobles son muy estables y no
forman compuestos.

29. Los enlaces covalentes se dibujan como líneas conectando
los átomos participantes. Un enlace simple es una línea,
un doble enlace son dos líneas paralelas y un enlace triple
son tres líneas paralelas.
Los electrones solitarios, es decir, los que no se comparten
con otros átomos, se marcan como puntos.
El hidrógeno llena su capa de valencia con solo dos
electrones.

30. El agua H2O está formada por
dos átomos de hidrógeno y uno
de oxígeno:

31. El dióxido de carbono CO2 está formado por un
átomo de carbono C y dos átomos de oxígeno:

32. El nitrógeno molecular está
formado por dos átomos de
nitrógeno:

33. 1. Dibuja la estructura de Lewis del
sulfuro de potasio K2S.
El potasio K tiene un electrón de
valencia y el azufre S tiene seis
electrones de valencia:

34. 2. Dibuja la estructura del ioduro
de estaño SnI4. El ioduro de estaño
está formado por un átomo de estaño
Sn con cuatro electrones de valencia
y cuatro átomos de iodo I con 7
electrones de valencia:

35. •3. Dibuja la estructura del metano CH4.
•El metano está formado por un carbono con 4 electrones de
valencia y 4 hidrógenos con un electrón de valencia

36. Tipos de enlaces
Enlaces fuertes
Enlace iónico
Enlace Covalente
Enlace disulfuro
Enlaces débiles
Enlace de hidrógeno
Fuerzas de Van Der Wals
Interacción hidrofóbica

37. Enlaces fuertes
Enlace iónico electrovalente o salino
Es la fuerza que une a dos átomos cuando un
elemento electropositivo se une con un
elemento electronegativo. Se debe a la
reacción entre un metal y un no metal

38. Enlace iónico
Los átomos involucrados
ganan o pierden electrones
para quedar convertidos en
iones, que son átomos o
grupo de átomos con carga
eléctrica libre
Catión: ión electropositivo
que cede electrones:
Anión: ión electronegativo
que acepta electrones:

39. Enlace iónico
Los compuestos formados por
enlace iónico:
Son sólidos a temperatura
ambiente
Son buenos conductores de
calor y electricidad
Tienen altos puntos de
fusión y ebullición
Son solubles en solventes
polares

40. Trabajo práctico
Realizar los diferentes enlaces químicos
iónicos
Metal + No metal =
Compuesto iónico
Ejemplo
Na + + Cl - = Na Cl

41. Enlaces fuertes
Enlace covalente
Un enlace covalente es un tipo de enlace
químico que se produce cuando dos átomos se
unen para formar una molécula, compartiendo
electrones de su capa de valencia o último nivel
de energía

42. Enlaces
fuertes
• Enlace disulfuro
• Un enlace disulfuro es un
enlace covalente entre dos
átomos de azufre. Se forman
cuando se oxidan dos grupos
sulfhidrilo (SH), cada uno
perteneciente a una molécula

43. Enlaces débiles
Enlace de hidrógeno
Cada átomo de hidrógeno forma un enlace
covalente parcial con dos átomos, en vez
de con uno.

44. Fuerzas de Van Der Wals
Las fuerzas de Van der Waals son
interacciones débiles de atracción y
repulsión entre átomos, moléculas y
superficies. Son fuerzas
intermoleculares de tipo
electrostático que se establecen
tanto entre moléculas polares como
apolares.
https://www.areaciencias.com/quimica/fuerza
s-de-van-der-waals/

45. Enlaces
débiles

46. Enlaces débiles
Interacción
hidrofóbica
• Las interacciones hidrofóbicas son
fuerzas que mantienen unidas las
regiones apolares de las moléculas.
Estas fuerzas se producen cuando un
soluto no polar interrumpe los
enlaces de hidrógeno entre las
moléculas de agua líquida.