Este documento describe diferentes tipos de enlaces químicos. Explica que los enlaces químicos son las fuerzas que unen los átomos y que existen tres tipos principales: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Describe las características de cada uno, incluyendo que los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes involucran la compartición de electrones entre no metales. También explica conceptos como la regla del oct
Enlace Químico. Ejercicios. Enlace Iónico y Enlace CovalenteJhon Mariño
El documento proporciona instrucciones para identificar y clasificar diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Solicita al estudiante nombrar compuestos iónicos formados por metales y no metales, determinar números de grupo y tipos de enlace para compuestos hipotéticos de los elementos X e Y, y clasificar una serie de compuestos como iónicos, polares o apolares. También pide mostrar transferencias de electrones para formar cationes y aniones, e identificar enlaces polares y
Nivel: 1° medio
Asignatura: ciencias - química
Contenidos: nomenclatura química, origen de la nomenclatura número de oxidación, cálculo de número de oxidación, tipos de compuestos binarios.
El documento presenta un resumen de 10 preguntas sobre nomenclatura química de compuestos inorgánicos. Las preguntas abordan temas como la formación de lluvia ácida a partir de óxidos, los métodos de nomenclatura tradicional, Stock y sistemática, y la identificación de sales presentes en muestras de suelo.
I. El documento presenta 20 preguntas de química sobre reacciones químicas y estequiometría.
II. Las preguntas cubren temas como clasificación de reacciones químicas, balanceo de ecuaciones químicas, cálculos estequiométricos, reacciones nucleares y rendimiento de reacciones.
III. Se pide determinar cantidades de sustancias, coeficientes estequiométricos, fórmulas moleculares y marcar alternativas correctas e incorrectas.
Taller el estudio de las propiedades periódicas de la tabla periódicaRamiro Muñoz
Este documento presenta un taller sobre las propiedades periódicas de la tabla periódica. El taller incluye tres actividades: 1) reconocer las regiones de la tabla periódica y los grupos y elementos representativos de cada región, 2) describir la variación del radio atómico y los elementos más grandes y pequeños, y 3) analizar la variación de la electronegatividad, determinar los elementos más y menos electronegativos, y consultar las propiedades de varios elementos.
Este documento presenta una práctica calificada sobre los óxidos. Contiene tres secciones que piden a los estudiantes completar tablas proporcionando las fórmulas de varios óxidos y hidruros, usando la nomenclatura IUPAC y clásica. La primera sección pide escribir las fórmulas de 12 óxidos. La segunda sección pide completar una tabla con los nombres de 6 hidruros. La tercera sección pide completar una tabla con los nombres de 12 óxidos y anhídridos us
Este documento presenta un taller sobre oxidos y bases químicas. Cubre temas como la identificación del estado de oxidación en compuestos, la nomenclatura de compuestos mediante los sistemas Stock y tradicional, la escritura de ecuaciones químicas, la definición de términos como oxidos, bases e hidróxidos, y el uso de prefijos y sufijos en la nomenclatura química. El documento contiene ejercicios para practicar estos conceptos.
Este documento es un examen de química para estudiantes de secundaria que cubre varios temas incluyendo: 1) la valencia de elementos químicos como aluminio, cloro y carbono; 2) la formulación de compuestos como ácido clórico y ácido carbónico; y 3) la nomenclatura de compuestos inorgánicos como sales y ácidos usando nomenclatura sistemática e histórica. El examen contiene preguntas de selección múltiple y ejercicios de emparejamiento para evaluar la comprens
Enlace Químico. Ejercicios. Enlace Iónico y Enlace CovalenteJhon Mariño
El documento proporciona instrucciones para identificar y clasificar diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Solicita al estudiante nombrar compuestos iónicos formados por metales y no metales, determinar números de grupo y tipos de enlace para compuestos hipotéticos de los elementos X e Y, y clasificar una serie de compuestos como iónicos, polares o apolares. También pide mostrar transferencias de electrones para formar cationes y aniones, e identificar enlaces polares y
Nivel: 1° medio
Asignatura: ciencias - química
Contenidos: nomenclatura química, origen de la nomenclatura número de oxidación, cálculo de número de oxidación, tipos de compuestos binarios.
El documento presenta un resumen de 10 preguntas sobre nomenclatura química de compuestos inorgánicos. Las preguntas abordan temas como la formación de lluvia ácida a partir de óxidos, los métodos de nomenclatura tradicional, Stock y sistemática, y la identificación de sales presentes en muestras de suelo.
I. El documento presenta 20 preguntas de química sobre reacciones químicas y estequiometría.
II. Las preguntas cubren temas como clasificación de reacciones químicas, balanceo de ecuaciones químicas, cálculos estequiométricos, reacciones nucleares y rendimiento de reacciones.
III. Se pide determinar cantidades de sustancias, coeficientes estequiométricos, fórmulas moleculares y marcar alternativas correctas e incorrectas.
Taller el estudio de las propiedades periódicas de la tabla periódicaRamiro Muñoz
Este documento presenta un taller sobre las propiedades periódicas de la tabla periódica. El taller incluye tres actividades: 1) reconocer las regiones de la tabla periódica y los grupos y elementos representativos de cada región, 2) describir la variación del radio atómico y los elementos más grandes y pequeños, y 3) analizar la variación de la electronegatividad, determinar los elementos más y menos electronegativos, y consultar las propiedades de varios elementos.
Este documento presenta una práctica calificada sobre los óxidos. Contiene tres secciones que piden a los estudiantes completar tablas proporcionando las fórmulas de varios óxidos y hidruros, usando la nomenclatura IUPAC y clásica. La primera sección pide escribir las fórmulas de 12 óxidos. La segunda sección pide completar una tabla con los nombres de 6 hidruros. La tercera sección pide completar una tabla con los nombres de 12 óxidos y anhídridos us
Este documento presenta un taller sobre oxidos y bases químicas. Cubre temas como la identificación del estado de oxidación en compuestos, la nomenclatura de compuestos mediante los sistemas Stock y tradicional, la escritura de ecuaciones químicas, la definición de términos como oxidos, bases e hidróxidos, y el uso de prefijos y sufijos en la nomenclatura química. El documento contiene ejercicios para practicar estos conceptos.
Este documento es un examen de química para estudiantes de secundaria que cubre varios temas incluyendo: 1) la valencia de elementos químicos como aluminio, cloro y carbono; 2) la formulación de compuestos como ácido clórico y ácido carbónico; y 3) la nomenclatura de compuestos inorgánicos como sales y ácidos usando nomenclatura sistemática e histórica. El examen contiene preguntas de selección múltiple y ejercicios de emparejamiento para evaluar la comprens
Las estructuras de Lewis representan la conectividad y posición de electrones en una molécula mediante diagramas bidimensionales. Se obtienen aplicando reglas como elegir el átomo central, situar ligandos simétricamente, asignar electrones de valencia a enlaces y átomos, y formar dobles enlaces para cerrar capas atómicas o eliminar cargas formales. La resonancia ocurre cuando existen estructuras equivalentes que distribuyen dobles enlaces de forma diferente.
I. Los alcanos son compuestos orgánicos saturados con hibridación sp3 en sus átomos de carbono. Los alquenos contienen enlaces dobles carbono-carbono y su hibridación es sp2.
II. La pregunta evalúa conceptos sobre tipos de carbono, clasificación de hidrocarburos insaturados, y estructuras propuestas para el benceno.
III. Se pide identificar términos como isómero, alquenos, ciclo alquenos y sus propiedades o fórmulas gener
Este documento presenta una tabla con diferentes cationes y aniones y solicita al lector que escriba la fórmula química y nombre sistemático de las sales que se forman al combinarlos. Primero se muestran ejemplos de sales formadas por K+, Ca2+, Al3+, Fe2+ y Cu+ combinados con I-, Br-, Cl-, S2- y Cl-, respectivamente. Luego se pide al lector que realice lo mismo para Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Fe3+ y (NH4)+ combinados con Cl-, S2-, NO3-,
Este documento presenta información sobre la estructura atómica. Explica que los átomos están compuestos de protones, neutrones y electrones. Describe cómo los átomos se diferencian por su número atómico y número másico. Además, introduce conceptos como iones, isótopos y la tabla periódica, y explica cómo los átomos tienden a unirse para formar moléculas u otros compuestos químicos.
Este documento trata sobre la nomenclatura inorgánica. Explica conceptos como valencia, número de oxidación, funciones químicas como óxidos, hidróxidos, peróxidos, ácidos, sales y radicales. También presenta reglas para determinar el número de oxidación de los elementos y nombrar compuestos inorgánicos según las nomenclaturas clásica, Stock y IUPAC.
Taller de quimica inorganica funcion oxidosRamiro Muñoz
Este documento presenta información sobre la nomenclatura química, incluyendo las funciones químicas y los tipos de nomenclatura según la IUPAC. También cubre los óxidos, explicando que son combinaciones de elementos metálicos y no metálicos con oxígeno, y clasificándolos como óxidos básicos u óxidos ácidos. Por último, pide al estudiante que identifique elementos como metálicos o no metálicos y sus posibles estados de oxidación y óxidos formados.
El documento presenta los modelos atómicos desde la antigüedad hasta el modelo actual. Explica el modelo de Thomson basado en los rayos catódicos, el modelo planetario de Rutherford con el núcleo central y las órbitas de electrones, y el modelo cuántico de Bohr con los estados estacionarios de los electrones. También define conceptos como número atómico, número másico, isótopos, y masa atómica. Incluye preguntas y ejercicios para comprender y aplicar estos conceptos.
Este documento presenta una prueba cognitiva de química para estudiantes de grado 8 que contiene 12 preguntas sobre conceptos como el número de Avogadro, cálculos de masa molecular, y número de átomos y moléculas.
Este documento presenta un taller de química de octavo grado que incluye ejercicios para escribir ecuaciones químicas de formación de óxidos y sales a partir de elementos, así como para equilibrar reacciones químicas y nombrar los compuestos resultantes.
Este documento presenta 17 preguntas sobre enlaces químicos. Las preguntas cubren temas como elementos metálicos y no metálicos, formación de iones, tipos de enlaces como iónico y covalente, y la estructura electrónica de los átomos. Se proporcionan tablas periódicas, diagramas y descripciones de texto para responder a las preguntas.
1) El documento presenta 20 preguntas de química sobre temas como hibridación de orbitales, propiedades del carbono, estructura de hidrocarburos, pH y pOH.
2) Las preguntas requieren identificar el número de átomos con diferentes tipos de hibridación, indicar el número de carbonos primarios, secundarios y otros en diferentes compuestos, y determinar pH a partir de la concentración de iones hidrógeno.
3) El documento parece ser parte de un examen de química para estudiantes de 4to a
Este documento presenta información sobre química inorgánica para un curso de primer semestre de enfermería en la Universidad Técnica de Machala en Ecuador. Explica las funciones químicas principales de la química inorgánica como óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. También describe la nomenclatura y propiedades de estos compuestos.
Este documento presenta varios ejercicios sobre los tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Los ejercicios piden identificar los tipos de enlaces en compuestos específicos, escribir la configuración electrónica y estructura de Lewis de varios compuestos, y explicar conceptos clave como la regla del octeto, estructura de Lewis, enlace iónico y enlace covalente.
Este documento presenta cuatro talleres sobre nomenclatura inorgánica de óxidos e hidróxidos. En cada taller, los estudiantes deben completar tablas y enunciados con la nomenclatura correcta de compuestos dados sus fórmulas o nombres. También deben identificar si nombres o fórmulas dados son correctos o incorrectos. El objetivo es que los estudiantes practiquen la nomenclatura sistemática, tradicional y de Stock de compuestos inorgánicos.
El documento describe los cicloalcanos, que son alcanos cuyos extremos de la cadena están unidos formando un ciclo. Explica que tienen dos átomos de hidrógeno menos que el alcano del que derivan y que se representan mediante figuras geométricas. También presenta las reglas para nombrar cicloalcanos, incluyendo numerar sustituyentes y escribir sus nombres en orden alfabético. Por último, proporciona ejercicios para nombrar diversos cicloalcanos.
Este documento presenta varias preguntas sobre enlaces químicos. Pregunta sobre la notación de Lewis y el tipo de enlace de varios compuestos como HClO4 y FeCl3. También pregunta sobre el compuesto formado por la combinación química de calcio y nitrógeno, el tipo de enlace en compuestos como CH4 y CH3Cl, y qué molécula es polar entre opciones como CH4 y CO2. Finalmente, hace preguntas sobre el número de enlaces sigma y pi, las covalencias coordinadas en H3PO4, y cu
Este documento trata sobre los hidróxidos. Explica que los hidróxidos son compuestos ternarios formados por la reacción de un metal u óxido básico con agua. Presenta fórmulas generales de hidróxidos, ejemplos de su formación y nomenclatura. También describe cómo identificar un hidróxido por sus propiedades como sabor amargo y cambiar el color de indicadores de pH. El documento incluye ejercicios de formulación y nomenclatura de hidróxidos.
La unidad de masa atómica (uma) se define como la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono-12 y se utiliza para expresar la masa de los átomos y moléculas. La masa atómica promedio de un elemento se calcula como un promedio ponderado de las masas de sus isótopos y sus abundancias. La masa molecular de un compuesto se determina sumando las masas atómicas de los átomos que lo componen.
Este documento presenta preguntas sobre nomenclatura y formación de compuestos químicos. Aborda temas como números de oxidación, tipos de compuestos como sales, ácidos y bases, y reacciones químicas que involucran la formación de compuestos a partir de elementos. El objetivo es evaluar los conocimientos sobre la estructura atómica de los compuestos y las propiedades químicas que surgen de las combinaciones de los elementos.
El documento clasifica y describe varios óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. Proporciona la nomenclatura y fórmulas químicas de compuestos como el óxido de hierro, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico y la sal de cloruro de sodio. También incluye información sobre las propiedades químicas y físicas de estos compuestos, así como sobre su toxicidad.
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Explica que los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes involucran el compartir de electrones entre no metales. También proporciona ejemplos detallados de cómo se forman estos diferentes tipos de enlaces a nivel atómico y molecular.
Este documento presenta una serie de ejercicios sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, covalentes polares y dativos. Los ejercicios piden identificar el tipo de enlace formado en diferentes compuestos químicos basados en las propiedades de los átomos involucrados, así como dibujar las estructuras de Lewis de varias moléculas.
Las estructuras de Lewis representan la conectividad y posición de electrones en una molécula mediante diagramas bidimensionales. Se obtienen aplicando reglas como elegir el átomo central, situar ligandos simétricamente, asignar electrones de valencia a enlaces y átomos, y formar dobles enlaces para cerrar capas atómicas o eliminar cargas formales. La resonancia ocurre cuando existen estructuras equivalentes que distribuyen dobles enlaces de forma diferente.
I. Los alcanos son compuestos orgánicos saturados con hibridación sp3 en sus átomos de carbono. Los alquenos contienen enlaces dobles carbono-carbono y su hibridación es sp2.
II. La pregunta evalúa conceptos sobre tipos de carbono, clasificación de hidrocarburos insaturados, y estructuras propuestas para el benceno.
III. Se pide identificar términos como isómero, alquenos, ciclo alquenos y sus propiedades o fórmulas gener
Este documento presenta una tabla con diferentes cationes y aniones y solicita al lector que escriba la fórmula química y nombre sistemático de las sales que se forman al combinarlos. Primero se muestran ejemplos de sales formadas por K+, Ca2+, Al3+, Fe2+ y Cu+ combinados con I-, Br-, Cl-, S2- y Cl-, respectivamente. Luego se pide al lector que realice lo mismo para Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Fe3+ y (NH4)+ combinados con Cl-, S2-, NO3-,
Este documento presenta información sobre la estructura atómica. Explica que los átomos están compuestos de protones, neutrones y electrones. Describe cómo los átomos se diferencian por su número atómico y número másico. Además, introduce conceptos como iones, isótopos y la tabla periódica, y explica cómo los átomos tienden a unirse para formar moléculas u otros compuestos químicos.
Este documento trata sobre la nomenclatura inorgánica. Explica conceptos como valencia, número de oxidación, funciones químicas como óxidos, hidróxidos, peróxidos, ácidos, sales y radicales. También presenta reglas para determinar el número de oxidación de los elementos y nombrar compuestos inorgánicos según las nomenclaturas clásica, Stock y IUPAC.
Taller de quimica inorganica funcion oxidosRamiro Muñoz
Este documento presenta información sobre la nomenclatura química, incluyendo las funciones químicas y los tipos de nomenclatura según la IUPAC. También cubre los óxidos, explicando que son combinaciones de elementos metálicos y no metálicos con oxígeno, y clasificándolos como óxidos básicos u óxidos ácidos. Por último, pide al estudiante que identifique elementos como metálicos o no metálicos y sus posibles estados de oxidación y óxidos formados.
El documento presenta los modelos atómicos desde la antigüedad hasta el modelo actual. Explica el modelo de Thomson basado en los rayos catódicos, el modelo planetario de Rutherford con el núcleo central y las órbitas de electrones, y el modelo cuántico de Bohr con los estados estacionarios de los electrones. También define conceptos como número atómico, número másico, isótopos, y masa atómica. Incluye preguntas y ejercicios para comprender y aplicar estos conceptos.
Este documento presenta una prueba cognitiva de química para estudiantes de grado 8 que contiene 12 preguntas sobre conceptos como el número de Avogadro, cálculos de masa molecular, y número de átomos y moléculas.
Este documento presenta un taller de química de octavo grado que incluye ejercicios para escribir ecuaciones químicas de formación de óxidos y sales a partir de elementos, así como para equilibrar reacciones químicas y nombrar los compuestos resultantes.
Este documento presenta 17 preguntas sobre enlaces químicos. Las preguntas cubren temas como elementos metálicos y no metálicos, formación de iones, tipos de enlaces como iónico y covalente, y la estructura electrónica de los átomos. Se proporcionan tablas periódicas, diagramas y descripciones de texto para responder a las preguntas.
1) El documento presenta 20 preguntas de química sobre temas como hibridación de orbitales, propiedades del carbono, estructura de hidrocarburos, pH y pOH.
2) Las preguntas requieren identificar el número de átomos con diferentes tipos de hibridación, indicar el número de carbonos primarios, secundarios y otros en diferentes compuestos, y determinar pH a partir de la concentración de iones hidrógeno.
3) El documento parece ser parte de un examen de química para estudiantes de 4to a
Este documento presenta información sobre química inorgánica para un curso de primer semestre de enfermería en la Universidad Técnica de Machala en Ecuador. Explica las funciones químicas principales de la química inorgánica como óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. También describe la nomenclatura y propiedades de estos compuestos.
Este documento presenta varios ejercicios sobre los tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Los ejercicios piden identificar los tipos de enlaces en compuestos específicos, escribir la configuración electrónica y estructura de Lewis de varios compuestos, y explicar conceptos clave como la regla del octeto, estructura de Lewis, enlace iónico y enlace covalente.
Este documento presenta cuatro talleres sobre nomenclatura inorgánica de óxidos e hidróxidos. En cada taller, los estudiantes deben completar tablas y enunciados con la nomenclatura correcta de compuestos dados sus fórmulas o nombres. También deben identificar si nombres o fórmulas dados son correctos o incorrectos. El objetivo es que los estudiantes practiquen la nomenclatura sistemática, tradicional y de Stock de compuestos inorgánicos.
El documento describe los cicloalcanos, que son alcanos cuyos extremos de la cadena están unidos formando un ciclo. Explica que tienen dos átomos de hidrógeno menos que el alcano del que derivan y que se representan mediante figuras geométricas. También presenta las reglas para nombrar cicloalcanos, incluyendo numerar sustituyentes y escribir sus nombres en orden alfabético. Por último, proporciona ejercicios para nombrar diversos cicloalcanos.
Este documento presenta varias preguntas sobre enlaces químicos. Pregunta sobre la notación de Lewis y el tipo de enlace de varios compuestos como HClO4 y FeCl3. También pregunta sobre el compuesto formado por la combinación química de calcio y nitrógeno, el tipo de enlace en compuestos como CH4 y CH3Cl, y qué molécula es polar entre opciones como CH4 y CO2. Finalmente, hace preguntas sobre el número de enlaces sigma y pi, las covalencias coordinadas en H3PO4, y cu
Este documento trata sobre los hidróxidos. Explica que los hidróxidos son compuestos ternarios formados por la reacción de un metal u óxido básico con agua. Presenta fórmulas generales de hidróxidos, ejemplos de su formación y nomenclatura. También describe cómo identificar un hidróxido por sus propiedades como sabor amargo y cambiar el color de indicadores de pH. El documento incluye ejercicios de formulación y nomenclatura de hidróxidos.
La unidad de masa atómica (uma) se define como la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono-12 y se utiliza para expresar la masa de los átomos y moléculas. La masa atómica promedio de un elemento se calcula como un promedio ponderado de las masas de sus isótopos y sus abundancias. La masa molecular de un compuesto se determina sumando las masas atómicas de los átomos que lo componen.
Este documento presenta preguntas sobre nomenclatura y formación de compuestos químicos. Aborda temas como números de oxidación, tipos de compuestos como sales, ácidos y bases, y reacciones químicas que involucran la formación de compuestos a partir de elementos. El objetivo es evaluar los conocimientos sobre la estructura atómica de los compuestos y las propiedades químicas que surgen de las combinaciones de los elementos.
El documento clasifica y describe varios óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. Proporciona la nomenclatura y fórmulas químicas de compuestos como el óxido de hierro, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico y la sal de cloruro de sodio. También incluye información sobre las propiedades químicas y físicas de estos compuestos, así como sobre su toxicidad.
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Explica que los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes involucran el compartir de electrones entre no metales. También proporciona ejemplos detallados de cómo se forman estos diferentes tipos de enlaces a nivel atómico y molecular.
Este documento presenta una serie de ejercicios sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, covalentes polares y dativos. Los ejercicios piden identificar el tipo de enlace formado en diferentes compuestos químicos basados en las propiedades de los átomos involucrados, así como dibujar las estructuras de Lewis de varias moléculas.
El documento describe las estructuras de Lewis y el enlace covalente coordinado. Explica que las estructuras de Lewis muestran los enlaces entre átomos y pares de electrones en una molécula. También describe cómo dibujar las estructuras de Lewis para moléculas orgánicas e inorgánicas, incluidos iones, y cómo la carga formal de un átomo se calcula basándose en los electrones de valencia y enlaces.
Este documento presenta una prueba corta de 10 preguntas sobre conceptos químicos fundamentales como tipos de enlaces, geometrías moleculares, fórmulas químicas y propiedades de compuestos. El estudiante debe seleccionar la única respuesta correcta para cada pregunta marcando con una "x" en la tabla de respuestas al final.
Este documento presenta una evaluación sobre reacciones químicas para estudiantes de 7mo año. Incluye preguntas sobre tres reacciones químicas específicas: la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno, la formación de ácido clorhídrico a partir de cloro e hidrógeno, y la fotosíntesis en plantas. También incluye preguntas sobre por qué las plantas purifican el ambiente, ejemplos de reacciones químicas cotidianas, y factores que afectan
Este documento habla sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica que los enlaces mantienen unidos a los átomos para formar moléculas mediante fuerzas eléctricas. Describe las características de cada tipo de enlace, como su estructura, propiedades y ejemplos. El objetivo es ayudar a los estudiantes a entender cómo se unen los átomos y el comportamiento de las sustancias basado en el tipo de enlace presente
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes implican el compartir de electrones entre no metales. También explica conceptos clave como la regla del octeto y las propiedades de los compuestos formados por diferentes tipos de enlaces.
Bloque 2 aprendizajes 14,15 y 16 2015 2016Alicia Puente
El documento explica las partículas y fuerzas que mantienen unidos a los átomos, incluyendo electrones y diferentes tipos de enlaces químicos como iónico y covalente. También describe la regla del octeto y cómo los elementos tienden a compartir o transferir electrones para alcanzar una capa de valencia llena de ocho electrones.
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Explica que los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos y que involucran la transferencia o compartición de electrones. Describe las características de los enlaces iónicos, formados entre metales y no metales, y los enlaces covalentes, formados entre no metales. También proporciona ejemplos detallados de cómo se forman estos enlaces químicos entre diferentes
Este documento describe diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y metálicos. Explica que los átomos se unen entre sí mediante estas fuerzas de enlace, y que existen enlaces primarios más fuertes y secundarios más débiles. A continuación, describe las características y propiedades de cada tipo de enlace.
Este documento describe diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, y metálicos. Explica que los átomos se unen entre sí mediante estas fuerzas de enlace, y que existen enlaces primarios y secundarios. A continuación, describe las características y propiedades de cada tipo de enlace.
Este documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos. Explica que los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, y que existen dos tipos principales: los enlaces iónicos y los enlaces covalentes. Los enlaces iónicos se forman entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes se forman entre no metales.
Este documento presenta información sobre los tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Explica que los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales debido a la transferencia de electrones, mientras que los enlaces covalentes se forman por el compartir de electrones entre átomos no metálicos. También describe algunas propiedades generales de los compuestos iónicos y moleculares.
Los compuestos iónicos se forman cuando los elementos experimentan cambios químicos al combinarse, resultando en formas ilimitadas de combinaciones. Los compuestos iónicos incluyen sales como NaCl, MgI2, CaS y KBr. Los enlaces químicos incluyen enlaces iónicos que involucran la transferencia de electrones, y enlaces covalentes que involucran el compartir de electrones.
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Existen dos tipos principales de enlaces: iónicos y covalentes. Los enlaces iónicos se forman entre un metal y un no metal, donde el metal cede electrones para formar cationes e iones negativos. Los enlaces covalentes se forman por la compartición de electrones entre no metales. La polaridad de los enlaces covalentes depende de la diferencia en electronegatividad entre los átomos unidos.
Este documento trata sobre las propiedades periódicas de los elementos y los diferentes tipos de enlaces químicos. Explica que las propiedades de un elemento dependen de la configuración electrónica de su capa exterior y cómo ciertas propiedades como la electronegatividad, afinidad electrónica e ionización varían periódicamente en la tabla. También describe los diferentes tipos de enlaces como iónico, covalente y metálico, y factores como la estructura, energía y estabilidad asociados con cada uno.
Este documento presenta los diferentes tipos de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Explica cómo se forman cada uno de estos enlaces y las características físicas de los compuestos que los presentan. También describe las fuerzas intermoleculares como los puentes de hidrógeno y las fuerzas de van der Waals que unen moléculas.
Este capítulo trata sobre átomos, moléculas y la importancia del agua para la vida. Explica que los átomos son las unidades fundamentales de la materia y están compuestos de partículas como protones y electrones. Los átomos pueden interactuar mediante enlaces iónicos o covalentes para formar moléculas. El agua es crucial para la vida debido a sus únicas propiedades que derivan de los enlaces covalentes polares entre los átomos de oxígeno e hidrógeno que la componen.
El documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos e intermoleculares. Define cada tipo de enlace y describe las características que los distinguen, como la transferencia de electrones, el compartir electrones, y las fuerzas entre moléculas. El objetivo es comprender cómo se forman los enlaces químicos a nivel atómico y molecular.
Este documento trata sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces covalentes, iónicos y la regla del octeto. Explica cómo los átomos forman enlaces para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble mediante la ganancia, pérdida o compartición de electrones. También describe los factores que determinan si un enlace será iónico o covalente, como la electronegatividad de los átomos involucrados. Finalmente, proporciona ejemplos de cómo se forman y representan diferentes tip
Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y covalentes coordinados. Explica que los enlaces se forman cuando los átomos comparten, ceden o aceptan electrones, y describe las propiedades de los compuestos formados por cada tipo de enlace. También introduce la regla del octeto y la electronegatividad para explicar cómo se forman los diferentes enlaces.
Este documento describe los conceptos fundamentales de los enlaces iónicos. Explica que un enlace iónico ocurre cuando hay una gran diferencia en la electronegatividad entre los átomos, generalmente más de 2.0, resultando en la transferencia de electrones y la formación de iones positivos y negativos. También cubre las propiedades de los compuestos iónicos como puntos de fusión y ebullición altos, solubilidad en agua, y buena conductividad eléctrica. Finalmente, presenta ejercicios para que el estudiante ident
Este documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos que existen entre los átomos. Describe los enlaces iónicos que ocurren cuando un átomo gana o pierde electrones, los enlaces covalentes donde los átomos comparten electrones, y la geometría molecular que adoptan las moléculas. Resalta que los átomos se unen para alcanzar una configuración electrónica más estable siguiendo la regla del octeto.
Este documento explica los diferentes tipos de enlaces químicos que existen entre los átomos. Describe los enlaces iónicos que ocurren cuando un átomo gana o pierde electrones, los enlaces covalentes donde los átomos comparten electrones, y la geometría molecular que adoptan las moléculas. Resalta que los átomos se unen para alcanzar una configuración electrónica más estable siguiendo la regla del octeto.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos y covalentes. Los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre átomos para formar iones positivos y negativos unidos por fuerzas electrostáticas. Los enlaces covalentes involucran el compartir de electrones entre átomos no metálicos para formar enlaces simples, dobles o triples. Las propiedades de los compuestos formados dependen del tipo de enlace.
1. IVIVIVIV. ENLACES QUÍMICOS. ENLACES QUÍMICOS. ENLACES QUÍMICOS. ENLACES QUÍMICOS
OBJETIVOOBJETIVOOBJETIVOOBJETIVO.- Identificar los tipos de enlace en la formación de
moléculas relacionándolos con sus propiedades y las fuerzas que las
unen.
1.1.1.1. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICOCONCEPTO DE ENLACE QUÍMICOCONCEPTO DE ENLACE QUÍMICOCONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a
los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan oceden, aceptan oceden, aceptan oceden, aceptan o
comparten electrones. Son los electrones de valenciacomparten electrones. Son los electrones de valenciacomparten electrones. Son los electrones de valenciacomparten electrones. Son los electrones de valencia quienes
determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las
características del enlace.
1.11.11.11.1. Regla del octeto.. Regla del octeto.. Regla del octeto.. Regla del octeto.
El último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la
familia de los gases nobles, son los elementos más estables de la
tabla periódica. Esto se debe a que tienen 8 electrones en su capa
más externa, excepto el Helio que tiene sólo 2 electrones, que también
es una configuración estable.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden oLos elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden oLos elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden oLos elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o
comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivelcomparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivelcomparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivelcomparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel
más externomás externomás externomás externo (excepto los cuatros primeros elementos)(excepto los cuatros primeros elementos)(excepto los cuatros primeros elementos)(excepto los cuatros primeros elementos), esto es lo que, esto es lo que, esto es lo que, esto es lo que
se conoce como lase conoce como lase conoce como lase conoce como la regla del ocregla del ocregla del ocregla del octetotetotetoteto.
1.2 Energía de ionización1.2 Energía de ionización1.2 Energía de ionización1.2 Energía de ionización
La energía de ionizaciónenergía de ionizaciónenergía de ionizaciónenergía de ionización. es la cantidad de energía que se requiere
para retirar el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de
2. ionización en los periodos aumenta de izquierda a derecha y en los
grupos, aumenta de abajo hacia arriba.
Los metales tienen bajas energía de ionizaciónLos metales tienen bajas energía de ionizaciónLos metales tienen bajas energía de ionizaciónLos metales tienen bajas energía de ionización y fácilmente
ceden sus electrones. En cambio, los no metales tienelos no metales tienelos no metales tienelos no metales tienennnn alta energíaalta energíaalta energíaalta energía
de ionizaciónde ionizaciónde ionizaciónde ionización y difícilmente ceden sus electrones.
1.3 Afinidad1.3 Afinidad1.3 Afinidad1.3 Afinidad electrónicaelectrónicaelectrónicaelectrónica
AFINIDAD ELECTRÓNICAAFINIDAD ELECTRÓNICAAFINIDAD ELECTRÓNICAAFINIDAD ELECTRÓNICA.- Cantidad de energía desprendida o
absorbida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la
tendencia de los átomos a ganar electrones. La afinidad electrónica
aumenta en los periodos de izquierda a derecha, y en los grupos de
abajo hacia arriba.
En la siguiente tabla se muestran las variaciones de esas dos
propiedades
2222. ENLACE IÓNICO. ENLACE IÓNICO. ENLACE IÓNICO. ENLACE IÓNICO
2.12.12.12.1 CaracterísticasCaracterísticasCaracterísticasCaracterísticas:
Está formado por metal y no metal
ENERGÍA DE IONIZACIÓNENERGÍA DE IONIZACIÓNENERGÍA DE IONIZACIÓNENERGÍA DE IONIZACIÓN
AFINIDAD ELECTRÓNICAAFINIDAD ELECTRÓNICAAFINIDAD ELECTRÓNICAAFINIDAD ELECTRÓNICA
3. No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de
aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electronesmetales ceden electronesmetales ceden electronesmetales ceden electrones formando cationescationescationescationes, los no metalesmetalesmetalesmetales
aceptanaceptanaceptanaceptan electroneselectroneselectroneselectrones formando anionesanionesanionesaniones.
2.2 Formación2.2 Formación2.2 Formación2.2 Formación ddddeeee eeeenlacesnlacesnlacesnlaces iiiiónicosónicosónicosónicos
Ejm: NaF
Na: metalmetalmetalmetal del grupo IA
ENLACE IÓNICOENLACE IÓNICOENLACE IÓNICOENLACE IÓNICO
F: no metalno metalno metalno metal del grupo VIIA
Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración
electrónica de cada átomo:
11Na: 1s2
, 2s2
, 2p6
, 3s1
Electrones de valencia = 1
9F: 1s2
, 2s2
, 2p5
Electrones de valencia = 5 +2 = 7
Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y
en éste tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión
positivo) Na1+
.
El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar
su octeto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión
(ion negativo) F1-
.
Esta transferencia de electrones entre el sodio y el flúor, permite
que ambos elementos tengan 8 electrones en su nivel más externo.
La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente
forma:
4. Como el catión es quien cede los electrones, éstos no se indican.
Pero en el anión si ya que está ganando electrones. Se representa con
rojo el electrón que ganó el flúor, completando así su octeto.
Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metalmetalmetalmetal del grupo II A
Br: no metalno metalno metalno metal del grupo VIIA
METAL + NO METALMETAL + NO METALMETAL + NO METALMETAL + NO METAL IÓNICOIÓNICOIÓNICOIÓNICO
No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de
Lewis de cada elemento. Recuerde, el número de grupo en romano,
para los representativos, indica el número de electrones de valencia.
Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos
representativos.
5. El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para
completar el octeto.
Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos
electrones cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones
en un nivel más bajo.
EJERCICIO 8EJERCICIO 8EJERCICIO 8EJERCICIO 8
Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos
indicando el tipo de enlace. Señale catión y anión.
a) K2S
b) Cs2O
c) Ca 2
d) Al2O3
Conociendo los principios del enlace iónico, podemos proponer
un tipo de ejercicio diferente. Observe el ejemplo.
Para los elementos K y O,:
a) Indique el tipo de enlace.
b) Escriba la fórmula del compuesto
c) Dibuje la estructura de Lewis del compuesto.
CATIÓN
ANIÓN
ANIÓN
6. K.K.K.K. MetalMetalMetalMetal del grupo IAdel grupo IAdel grupo IAdel grupo IA
O:O:O:O: No metalNo metalNo metalNo metal del grupo VIAdel grupo VIAdel grupo VIAdel grupo VIA
Cuando un metal pierde sus electrones de valencia, pierde un nivel,
y su nivel anterior siempre está lleno, por lo que queda con un nivel
más bajo pero completo el octeto. Por tanto, si el potasio puede ceder
ese electrón, tendrá su octeto completo. El oxígeno en cambio, le
faltan dos electrones para completar el octeto, pero el potasio solo
pude dar uno ¿cuántos átomos de cada elemento deben combinarse?
La respuesta es dos de potasio y uno de oxígeno, de esta manera
cada átomo de potasio cederá uno de los electrones que necesita el
oxígeno, por tanto la fórmula del compuesto es
b) K2O (óxido de potasio)
c) Estructura de Lewis
Recuerde que el número de electrones cedidos debe ser igualRecuerde que el número de electrones cedidos debe ser igualRecuerde que el número de electrones cedidos debe ser igualRecuerde que el número de electrones cedidos debe ser igual
que número de electrones que se aceptan.que número de electrones que se aceptan.que número de electrones que se aceptan.que número de electrones que se aceptan.
ENLACE IÓNICO
7. EJERCICIO 9EJERCICIO 9EJERCICIO 9EJERCICIO 9
Para los pares de elementos:
a) Indique el tipo de enlace.
b) Escriba la fórmula del compuesto
c) Dibuje la estructura de Lewis del compuesto
1) Sr, Cl 2) S y Ga 3) CsI
Recuerde que la fórmula de un compuesto que tiene un metal, se
inicia con el símbolo del metal.
2.3 Propiedades de los compuestos iónicos2.3 Propiedades de los compuestos iónicos2.3 Propiedades de los compuestos iónicos2.3 Propiedades de los compuestos iónicos
Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes
características:
Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un
gas..
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
Son solubles en solventes polares como el agua.
En disolución acuosa, son buenos conductores de la corriente
eléctrica.
8. Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2ª Edición, México, Prentice Hall, 1996.
.
3.3.3.3.---- ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTEENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE
Burns, Ralph. Fundamentos de Química. 2ª Edición, México, Prentice Hall, 1996.
.
Disposición de los iones en
un cristal de cloruro de
sodio.
Modelo de esferas y varillas de un cristal
de cloruro de sodio. El diámetro de un ion
cloruro es alrededor del doble del de un
ion sodio.
9. 3.1 Características3.1 Características3.1 Características3.1 Características ::::del enlace covalente.del enlace covalente.del enlace covalente.del enlace covalente.
Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no
ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no
metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples,
dependiendo del compuestos que se forma.
3.23.23.23.2 Formación de enlaces covalentesFormación de enlaces covalentesFormación de enlaces covalentesFormación de enlaces covalentes
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas
diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no
metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes.
El cloro es un elemento del grupo VII A.
El átomo de cloro sólo necesita un electrón para completar su
octeto. Al unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón
desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos.
10. Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos.
La línea roja representa un enlace covalente sencilloun enlace covalente sencilloun enlace covalente sencilloun enlace covalente sencillo, formadoformadoformadoformado
por dos electronespor dos electronespor dos electronespor dos electrones. Estos electrones se comparten por igual por
ambos átomos.
O2 La molécula de oxígeno también es diatómica. Por ser del grupo
VIA la estructura de Lewis del oxígeno es:
Al oxígeno le hacen falta dos electrones para completar su
octeto. Cada oxígeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos
deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones
disponibles es:
2 x 6 e-
= 12 e-
menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan
10.
Estos 10 e----
se colocan por pares al azar entre los dos átomos.
........
Ahora revisamos cuántos electrones tiene cada átomo alrededor.
Observamos que el oxígeno de la derecha está completo, mientras
que el de la izquierda tiene solo seis. Recuerde que el enlace indicado
con la línea, cuenta como 2 para ambos átomos. Entonces uno de los
11. pares que rodean al oxígeno de la derecha, se coloca entre los dos
átomos formándose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan
con 8 electrones.
La molécula queda formada por un enlace covalente dobleun enlace covalente dobleun enlace covalente dobleun enlace covalente doble,,,, 2222
pares depares depares depares de electroneselectroneselectroneselectrones compartidoscompartidoscompartidoscompartidos y 4 pares de electrones noy 4 pares de electrones noy 4 pares de electrones noy 4 pares de electrones no
enlazados.enlazados.enlazados.enlazados.
N2 El nitrógeno, otra molécula diatómica, está ubicado en el grupo
VA, por lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos =
10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8
electrones.
Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto,
cada uno de ellos compartirá uno de sus pares con el otro átomo
formándose un triple enlacetriple enlacetriple enlacetriple enlace.
12. La molécula queda formada por un enlace covalente tripleun enlace covalente tripleun enlace covalente tripleun enlace covalente triple, 3 pares3 pares3 pares3 pares
dededede electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazadoselectrones enlazados y dos pares de electrones no enlazadoselectrones enlazados y dos pares de electrones no enlazadoselectrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.
En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más,
siempre debe seleccionarse un átomo como central para hacer el
esqueleto básico del compuesto. Para esto se siguen las siguientes
reglas:
El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un
átomo de ese elemento en la molécula).
El oxígeno y el hidrógeno no pueden ser átomos centrales.
El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de
los elementos.
En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma
molécula, el hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que
se enlaza al oxígeno, por ser éste el segundo elemento más
electronegativo.
El hidrógeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al
lograr la configuración del gas noble helio con 2 electrones en su
último nivel.
Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte
lo más simétrica posible.
13. Ejemplos:
CO2 (dióxido de carbono)
TRES ÁTOMOS NO METÁLICOS COVALENTE
Las estructuras de Lewis del carbono y el oxígeno son:
El carbono es un elemento muy especial, y sus característica
han demostrada que acomoda sus electrones de valencia de la
manera indicada.
Total de electrones de valencia:
C 1 x 4 electrones = 4 electrones
O 2 x 6 electrones = 12 electrones +
16161616 electrones
El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro
electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.
14. En esta estructura sólo el carbono ha completado su octeto,
entonces los pares no enlazantes del carbono, son los que deben
compartirse con cada oxígeno para que éstos también completen su
octeto. La estructura final sería:
La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4
pares de electrones no enlazantes y 4 pares enlazados.
HNO3 (ácido nítrico)
H, N y O son tres no metalesno metalesno metalesno metales entonces el tipo de enlace es
covalentecovalentecovalentecovalente. Las estructuras de Lewis son:
Electrones de valencia totales:
H 1 x 1e-
= 1
N 1 x 5 e-
= 5
O 3 x 6 e-
= 18 +
24 electrones de valencia totales
15. El nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces
covalentes para enlazar los oxígenos y uno más para enlazar el
hidrógeno a uno de los oxígenos. Recuerde que una de las reglas
establece que:
En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma
molécula, el hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que
se enlaza al oxígeno, por ser éste el segundo elemento más
electronegativo.
Se selecciona el oxígeno que está abajo porque de esta forma la
molécula es más simétrica.
Son cuatro enlaces covalentes, por tanto a los 24 total le restamos 8 y
resultan 16 electrones16 electrones16 electrones16 electrones que se acomodan por pares en forma aleatoria
en los oxígenos y el nitrógeno. Recuerde que el hidrógeno se
completa con 2 electrones, porque adquiere la estructura estable del
primero de los gases nobles, el helio.
16. Los oxígenos laterales están completos, el nitrógeno y el
hidrógeno también. Lo lógico sería pensar que el nitrógeno coloque su
par no enlazante de tal forma que se complete el octeto del oxígeno,
pero ESTOESTOESTOESTO NO ES CORRECTONO ES CORRECTONO ES CORRECTONO ES CORRECTO,,,, PORQUE EL OXÍGENO SOLOPORQUE EL OXÍGENO SOLOPORQUE EL OXÍGENO SOLOPORQUE EL OXÍGENO SOLO
PUEDE FORMAPUEDE FORMAPUEDE FORMAPUEDE FORMARRRR 2 ENLACES, Y DE ESA MANERA TENDRÍA2 ENLACES, Y DE ESA MANERA TENDRÍA2 ENLACES, Y DE ESA MANERA TENDRÍA2 ENLACES, Y DE ESA MANERA TENDRÍA
TRESTRESTRESTRES.. Así como el carbono forma máximo 4 enlaces, el nitrógeno
forma 3 y el oxígeno solo forma 2 por lo tanto, ese doble enlace que
necesita la estructura debe estar entre el nitrógeno y uno de los
oxígenos laterales:
Es cierto que la estructura no tiene simetría, pero no hay otra
forma de acomodarla y esta es la correcta.
17. Por tanto la estructura de HNO3 tiene:
4 enlaces covalentes, 3 sencillos y uno doble
5 pares de electrones enlazados
14 electrones no enlazados (7 pares)
Para comprobar que sus respuestas son lógicas los electroneslos electroneslos electroneslos electrones
enlazados + los no enlazadosenlazados + los no enlazadosenlazados + los no enlazadosenlazados + los no enlazados = electrones totales de valenc= electrones totales de valenc= electrones totales de valenc= electrones totales de valencia.
SO3 (trióxido de azufre)
Electrones de valencia:
S 1 x 6 e-
= 6
O: 3 x 6 e-
= 18 +
24
24 – 6 = 18 electrones colocados al azar.
Uno de los electrones enlazados está incompleto. El azufre
coloca su par no enlazante con ese oxígeno.
18. La estructura tiene:
3 enlaces covalentes, uno doble y dos sencillos.
8 electrones compartidos (4 pares)
16 electrones no enlazados (8 pares)
EJERCICIO #EJERCICIO #EJERCICIO #EJERCICIO # 9999....---- Dibuje la estructura de Lewis de los siguientes
compuesto e indique:
a) Número total de electrones de valencia.
b) Número de electrones no enlazados.
c) Número de electrones enlazados
d) Número y tipo de enlaces formados.
1) HCN, 2) SO2, 3) H2CO3 4) H2SO4
5) HIO2
19. TARETARETARETAREAAAA # 1# 1# 1# 13333
Para los siguientes compuestos, indique el tipo de enlace y
dibuje la estructura de Lewis. De acuerdo al tipo de enlace señale la
información solicitada en el recuadro.
ENLACE IÓNICOENLACE IÓNICOENLACE IÓNICOENLACE IÓNICO ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTEENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE
a) Catión
b) Anión
a) Número total de electrones de valencia.
b) Número y tipo de enlaces.
c) Números de electrones enlazados.
d) Números de electrones no enlazados.
1) SiO2 2) H3PO4 3) Al2O3
4) MgO 5) HNO3 6) H2SiO3
7) K2Se 9)CaBr2 10) HCN
Entregue su tarea en hojas blancas tamaño carta, en la clase
indicada por su profesor.
3.3 Propiedades de los compuestos covalentes3.3 Propiedades de los compuestos covalentes3.3 Propiedades de los compuestos covalentes3.3 Propiedades de los compuestos covalentes
Las características de los compuestos unidos por enlaces covalentes
son:
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier
estado de la materia: sólido, líquido o gaseoso.
Sus disoluciones no conducen la corriente eléctrica..
20. Son solubles en solventes no polares como benceno,
tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares
como el agua
En términos generales, tienen bajos puntos de fusión y de
ebullición.
Son aislantes del calor y la electricidad.
3.43.43.43.4 TTTTipos de enlaces covalentesipos de enlaces covalentesipos de enlaces covalentesipos de enlaces covalentes4444
3.4.1 Electronegatividad3.4.1 Electronegatividad3.4.1 Electronegatividad3.4.1 Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la tendencia quetendencia quetendencia quetendencia que
muestra un átomo, a atraer hacia si los electrones.muestra un átomo, a atraer hacia si los electrones.muestra un átomo, a atraer hacia si los electrones.muestra un átomo, a atraer hacia si los electrones. La
electronegatividad aumenta en los periodos de izquierda a derecha y
en los grupos de abajo hacia arriba, tal y como sucede con la afinidad
electrónica y al energía de ionización.
Linus Pauling, fue el primer químico que desarrolló una escala
numérica de electronegatividad. En su escala, se asigna al flúor, el
elemento más electronegativo, el valor de 4. El oxígeno es el segundo,
seguido del cloro y el nitrógeno.
A continuación se muestra los valores de electronegatividad de los
elementos. Observe que no se reporta valor par los gases nobles por
ser los elementos menos reactivos de la tabla periódica.
21. 3.4.2 Enlace polar y no polar3.4.2 Enlace polar y no polar3.4.2 Enlace polar y no polar3.4.2 Enlace polar y no polar
La diferencia en los valores de electronegatividad determina la
polaridad de un enlace.
Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma
electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no
polar, ya que los electrones son atraídos por igual por ambos átomos.
22. El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de
la diferencia de electronegativad, en términos, generales es el
siguiente:
DiDiDiDiferencia deferencia deferencia deferencia de
electronegatividadelectronegatividadelectronegatividadelectronegatividad
Tipos de enlaceTipos de enlaceTipos de enlaceTipos de enlace
Menor o igual a 0.4 Covalente no polar
De 0.5 a 1.7 Covalente polar
Mayor de 1.7 Iónico
Casi todos los compuestos que contienen enlaces covalente
polares; quedan comprendidos entre los extremos de lo covalente no
polar y lo iónico puro.
Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se compartenen el enlace covalente polar los electrones se compartenen el enlace covalente polar los electrones se compartenen el enlace covalente polar los electrones se comparten
de manera desigualde manera desigualde manera desigualde manera desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la
molécula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo.
Esto se indica con la letra griega delta (δ). Ejemplo: La molécula de
HCl.
ÁtomosÁtomosÁtomosÁtomos ElectronegatividadElectronegatividadElectronegatividadElectronegatividad
Diferencia deDiferencia deDiferencia deDiferencia de
electronegatividadelectronegatividadelectronegatividadelectronegatividad
HHHH 2.12.12.12.1
ClClClCl 3.03.03.03.0
3.03.03.03.0 –––– 2.12.12.12.1
0.90.90.90.9
Tipo de enlaceTipo de enlaceTipo de enlaceTipo de enlace COVALENTE POLARCOVALENTE POLARCOVALENTE POLARCOVALENTE POLAR
23. δ +
δ −
H Cl
El átomo más electronegativo, en éste caso es el cloro, que
adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, es el
hidrógeno que adquiere la carga parcial positiva.
Ejemplo:
De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los
siguientes enlaces como polar, no polar o iónico.
EnlaceEnlaceEnlaceEnlace ElectronegatividadesElectronegatividadesElectronegatividadesElectronegatividades
Diferencia deDiferencia deDiferencia deDiferencia de
electronegatividadelectronegatividadelectronegatividadelectronegatividad
Tipo de enlaceTipo de enlaceTipo de enlaceTipo de enlace
N - O 3.0 3.5 3.5 -3.0 = 0.5 Polar
Na - Cl 0.9 3.0 3.0 - 0.9 = 2.1 Iónico
H - P 2.1 2.1 2.1 - 2.1 = 0 No polar
As -O 2.0 3.5 3.5 - 2.0 = 1.5 Polar
Observe que al obtener la diferencia, siempre es el mayor menos
el menor ya que no tendría sentido una diferencia de
electronegatividad negativa.
24. TAREA # 14TAREA # 14TAREA # 14TAREA # 14
De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los
siguientes enlaces como polar, no polar o iónico.
EnlaceEnlaceEnlaceEnlace ElectronegatividadesElectronegatividadesElectronegatividadesElectronegatividades
Diferencia deDiferencia deDiferencia deDiferencia de
electronegatividadelectronegatividadelectronegatividadelectronegatividad
Tipo de enlaceTipo de enlaceTipo de enlaceTipo de enlace
NNNN––––HHHH
PPPP––––HHHH
LiLiLiLi––––ClClClCl
CaCaCaCa––––SSSS
CCCC––––OOOO
SSSS––––OOOO
Envíe su tarea al correo electrónico del profesor.
3.4.33.4.33.4.33.4.3 Enlace covalente coordinadoEnlace covalente coordinadoEnlace covalente coordinadoEnlace covalente coordinado.-
En este tipo de enlace el átomo menos electronegativo aporta los
dos electrones que forma el enlace.
Ejemplo:
Realizamos la estructura de Lewis del H2SO4 formado por tres no
metales y por tanto un compuesto covalente.
25. Electrones totales:
H 2 x 1e-
= 2
S 1 x 6e-
= 6
O 4 x 61e-
= 24 +
32 electrones totales
Ahora haremos la estructura indicando los electrones que cada átomo
aporta:
Se han utilizado 12 electrones, por tanto quedan 32-12 = 20
electrones que deben acomodarse por pares en los oxígenos.
26. Observe la estructura con atención. El oxígeno de arriba y el de
abajo aparecen con 7 puntitos rojos (electrones del oxígeno) siendo
que el oxígeno solo tiene seis, mientras que el azufre aparece con solo
4 puntos azules (4 electrones) siendo que también tiene seis. En un
enlace covalente no se pierden ni se ganan electrones, solo se
comparten y se acomodan de la forma más conveniente, por lo tanto,
la estructural real es:
La estructura muestra dos enlaces covalentes coordinados y 4
enlaces que no lo son porque cada átomo aportó un electrón al enlace.
Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de
un covalente típico, ya que las características del enlace no se
modifican.
4. ENLACE METÁLI4. ENLACE METÁLI4. ENLACE METÁLI4. ENLACE METÁLICOCOCOCO
4.1 Los electrones libres y la energía de ionización4.1 Los electrones libres y la energía de ionización4.1 Los electrones libres y la energía de ionización4.1 Los electrones libres y la energía de ionización
Muchas veces hemos observando un fenómeno conocido como
corrosión, que es la conversión de un metal en un compuesto metálico
por una reacción entre el metal y alguna sustancia del ambiente.
27. Cuando un ion, átomo o molécula incrementa su carga positiva
decimos que se oxida, pierde electrones. Los metales tienden a tener
energía de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones)
cuando sufren reacciones químicas).
Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como el
cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está
unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen
relativa libertad para moverse a través de toda la estructura
tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a las propiedades
características de los metales.
Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre
átomos, sino un enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El
modelo más sencillo para explicar este tipo de enlace propone un
ordenamiento de cationes en un “mar” de electrones de valencia.
4.2 Propiedades de los metales en función4.2 Propiedades de los metales en función4.2 Propiedades de los metales en función4.2 Propiedades de los metales en función ddddel enlace metálicoel enlace metálicoel enlace metálicoel enlace metálico
Conductividad eléctricaConductividad eléctricaConductividad eléctricaConductividad eléctrica.- Para explicar la conductividad eléctrica, se
utiliza un modelo propuesto por Drude conocido como el modelo delmodelo delmodelo delmodelo del
gas de electronesgas de electronesgas de electronesgas de electrones. En este modelo se considera que los electrones
más alejados del núcleo están desdesdesdes localizadoslocalizadoslocalizadoslocalizados, es decir, que se
mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo que
permite el paso de la corriente eléctrica.
MaleabilidadMaleabilidadMaleabilidadMaleabilidad y ductibilidady ductibilidady ductibilidady ductibilidad.- Estas propiedades se deben a que las
distancias que existen entre los átomos son grandes; al golpear un
metal, las capas de átomos se deslizan fácilmente permitiendo la
deformación del metal, por lo que pueden laminarse o estirase como
hilos.
28. 5. FUERZAS INTERMOLECULARES5. FUERZAS INTERMOLECULARES5. FUERZAS INTERMOLECULARES5. FUERZAS INTERMOLECULARES
En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de
fuerzas:
Interiónicas
Intramoleculcares
Intermoleculares
Fuerzas inteFuerzas inteFuerzas inteFuerzas interrrriónicasiónicasiónicasiónicas.- Son las que se dan entre iones.. Son las más
intensas ya que son de tipo electrostático, aniones y cationes que se
atraen entre sí. A esto se deben los altos puntos de fusión de los
compuestos iónicos.
Fuerzas intramolecularesFuerzas intramolecularesFuerzas intramolecularesFuerzas intramoleculares.- Son las que existen entre los átomos que
forman una molécula.
Fuerzas intermolecularesFuerzas intermolecularesFuerzas intermolecularesFuerzas intermoleculares.- Son mucho más débiles que las
intramoleculares. Son las fuerzas que unen a las moléculas. También
se conocen como fuerzas de van de Waals, en honor al físico
29. holandés Johannes van der Waals, porque fue el primero en poner de
relieve su importancia.
Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad
son:
Puentes de hidrógeno
Fuerzas dipolares
Fuerzas de London
5.1 Dipolos inducidos y dipolos instantáneos5.1 Dipolos inducidos y dipolos instantáneos5.1 Dipolos inducidos y dipolos instantáneos5.1 Dipolos inducidos y dipolos instantáneos
Las moléculas polares, que tienen centros separados de carga
no equilibrados, reciben el nombre de dipolos.
Si estos dipolos se acercan, el extremo positivo de una molécula
atrae al extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden
estar presenta en toda la estructura de un líquido o un sólido.
En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que
se ejercen entre iones, pero más intensas que las de moléculas no
polares de tamaño comparable.
La formación de dipolos instantáneos es una característica de la
fuerzas de dispersión o de London y se analizarán en ese punto.
5.2 Puentes de hidrógeno5.2 Puentes de hidrógeno5.2 Puentes de hidrógeno5.2 Puentes de hidrógeno
Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares
que contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o
nitrógeno. Estás fuerzas son más intensas que las atracciones dipolo-
dipolo.
30. a) Caraca) Caraca) Caraca) Características del aguaterísticas del aguaterísticas del aguaterísticas del agua....---- Las moléculas de agua están unidas por
puentes de hidrógeno y es precisamente este tipo de fuerza
intermolecular la que da al agua ciertas características especiales.
En la siguiente estructura de Lewis se indica en forma punteada
en color rojo el puente de hidrógeno.
El modelo en barras y esferas
Las líneas azules son enlaces covalentes, y la línea punteada
roja es un puente de hidrógeno. Éste último es más débil que un
enlace covalente.
Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse
energía para vencer la fuerza de atracción entre las moléculas. Los
puentes de hidrógeno son fuerzas intermoleculares fuertes, por lo que
ha medida que el hielo empieza a fundirse a 0°C, algunos de los
31. puentes de hidrógeno se rompen, pero no todos. El requerimiento de
energía es mayor que en aquellos compuestos donde no hay puentes
de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cual
explica el elevado punto de fusión del agua.
Si elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye
la cantidad de puentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a
gaseosos, casi todos los puentes de hidrógeno se rompen. La
cantidad de energía para lograr este rompimiento, es mayor que la
cantidad de energía requerida por sustancias que no tienen este tipo
de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevado punto de
ebullición del agua.
Las moléculas de los sólidos siempre están más cercanas que
en los líquidos, pero al enfriarse el agua la formación de puentes de
hidrógeno entre sus moléculas, da como resultado una estructura con
gran cantidad de espació vacío que es la estructura del hielo.
(Insertar figura 13.8 Seese-Daub página 343)
Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor
que el agua líquido, lo cual es muy conveniente para la conservación
de los ecosistemas acuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se
hundiría, y los lagos y mares se congelarían de abajo hacia arriba y
ningún ser vivo podría permanecer en esas condiciones.
32. b) Otros compuestos con puentes de hidrógenob) Otros compuestos con puentes de hidrógenob) Otros compuestos con puentes de hidrógenob) Otros compuestos con puentes de hidrógeno
Las molécula del NHNHNHNH3333 (amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico)(amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico)(amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico)(amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico)
también se unen por puentes de hidrógeno.
Las moléculas que se unen por puente de hidrógeno tienen las
siguientes características comunes:
33. 1. Cada molécula tiene un átomo de hidrógeno unido en forma
covalente con un átomos de alta electronegatividad: flúor (F), oxígeno (O)
o nitrógeno (N), el átomo más electronegativo adquiere una carga parcial
negativa y el hidrógeno una carga parcial positiva.
2. El hidrógeno es atraído hacia el par electrónico no enlazado
de un átomo de. flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N).
3. En este tipo de compuestos, el extremo positivo de la
molécula está dirigido al extremo negativo de la otra molécula.
Otros compuestos oxigenados que también forman puentes de
hidrógeno son el CHCHCHCH3333OH (metanol), el COH (metanol), el COH (metanol), el COH (metanol), el C2222HHHH5555OH (etanol)OH (etanol)OH (etanol)OH (etanol) y algunos otros
alcoholes.
5.3 Fuerzas de van der Waals5.3 Fuerzas de van der Waals5.3 Fuerzas de van der Waals5.3 Fuerzas de van der Waals
Con este nombre genérico se designan las fuerzas
intermoleculares: los puentes de hidrógeno y las interacciones dipolo-
dipolo ya descritas y las fuerzas de London que se tratarán a
continuación.
5.4 Fuerzas de London5.4 Fuerzas de London5.4 Fuerzas de London5.4 Fuerzas de London
Este tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de
dispersión y son las que mantienen unidas moléculas no polares tales
como las diatómicas como el Br2, Cl2, H2, etc.
Van der Waals, físico holandés, ganador del premio Nobel de
física en 1910, propuso que en los átomos o moléculas no polares, la
distribución electrónica homogénea, no es una característica
permanente, ya que el continuo movimiento de los electrones, y la
vibración de los núcleos, pueden originar en determinado momento la
34. aparición de zonas con exceso de electrones y otras sin ellos,
formando dipolos instantáneos.
Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en
promedio entre los dos núcleos, los cuales los comparten por igual.,
pero en un instante dado pueden estar éstos en un extremo de la
molécula dando origen a dipolos instantáneos, el cual puede inducir un
dipolo momentáneo similar en una molécula cercana. Si los electrones
de una molécula están en un extremo, los electrones de la siguiente
molécula se alejan, dando lugar a una atracción del extremo rico en
electrones al extremo pobre en ellos. Estas pequeñas y momentáneas
fuerzas se conocen como fuerzas de dispersión o fuerzas de Londonfuerzas de dispersión o fuerzas de Londonfuerzas de dispersión o fuerzas de Londonfuerzas de dispersión o fuerzas de London.
En las moléculas no polares más grandes, las fuerzas de
dispersión son mayores, ya que la nube electrónica es mayor y los
electrones del nivel más externo están menos sujetos, por esto las
moléculas grandes son más polarizables que las pequeñas. Así por
ejemplo, las fuerzas de dispersión del Br2 y el I2 son mayores que las
del F2.
Aún cuando las fuerzas de London son débiles, su efecto en
conjunto es importante en las sustancias formadas por moléculas no
polares grandes.
6. LOS NUEVOS MATERIALES6. LOS NUEVOS MATERIALES6. LOS NUEVOS MATERIALES6. LOS NUEVOS MATERIALES
La búsqueda de nuevos materiales es un aspecto muy
importante en nuestra sociedad actual. Se llevan a cabo constantes
pruebas en busca de materiales que nos permitan mejorar la calidad
de vida y permitan la solución de problemas sociales. El gran avance
35. de la tecnología esta muy relacionado con la fabricación de nuevos
materiales.
6.1 Principales característica y usos6.1 Principales característica y usos6.1 Principales característica y usos6.1 Principales característica y usos
Dentro de los nuevos materiales se encuentran los
superconductores. Lea con atención el siguiente texto:
SUPERCONDUCTORES:SUPERCONDUCTORES:SUPERCONDUCTORES:SUPERCONDUCTORES:
Una nueva fronteraUna nueva fronteraUna nueva fronteraUna nueva frontera
Cuando la corriente eléctrica pasa por un alambre, la resistencia de éste la
frena y hace que el alambre se caliente. Para que la corriente continúe fluyendo
se debe contrarrestar esta fricción eléctrica añadiendo más energía al sistema. De
hecho, a causa de la resistencia eléctrica existe un límite en la eficiencia de todos
los aparatos eléctricos.
En 1911, un científico holandés, Heike Kamerlingh Onnes, descubrió que a
temperaturas muy frías (cercanas a 0 K), desaparece la resistencia eléctrica.
Onnes llamó a este fenómeno superconductividad. Desde entonces los científicos
han estado fascinados por el fenómeno. Desafortunadamente, por requerirse
temperaturas tan bajas, es necesario helio líquido para enfriar los conductores.
Como el helio cuesta $3.50 dólares por litro, las aplicaciones comerciales de la
superconductividad serían demasiado costosas para considerarse.
Por muchos años los científicos tuvieron la convicción de que la
superconductividad no era posible a temperaturas más altas (no tanto como 77 K,
punto de ebullición del nitrógeno líquido). El primer superconductor de mayor
temperatura, desarrollado en 1986, era un superconductor a 30 K. El material era
un óxido metálico complejo capaz de tener una estructura cristalina similar a un
emparedado, con átomos de cobre y oxígeno en el interior, y de bario y lantano en
el exterior.
Los investigadores trataron de inmediato de desarrollar materiales que
podrían ser superconductores incluso a temperaturas más elevadas. Para hacerlo
recurrieron a sus conocimientos de la tabla periódica y de las propiedades de las
familias químicas. Paul Chu, de la Universidad de Houston, Texas, descubrió que
la temperatura crítica se podría elevar comprimiendo el óxido superconductor. La
presión era demasiado grande para tener utilidad comercial, de modo que Chu
buscó otra forma de acercar más las capas. Logró esto reemplazando el bario con
estroncio, un elemento de la misma familia con propiedades químicas parecidas
pero con menor radio iónico. La idea tuvo éxito: la temperatura crítica cambió de
30 a 40 K.
Después Chu trató de reemplazar el estroncio con calcio (de la misma
familia, pero aun menor) lo cual no presentó ninguna ventaja. ¡El nuevo material
36. tenía una temperatura crítica menor! Chu persistió y, en 1987, al sustituir el itrio
por lantano (de la misma familia, con menor radio) produjo un nuevo
superconductor que tenía una temperatura crítica de 95 K, muy por arriba de 77 K,
punto de ebullición del nitrógeno líquido. Este material tiene la fórmula YBa2
Cu3O7 , es un buen candidato para aplicaciones comerciales.
Es preciso vencer varias barreras antes que los superconductores tengan
un uso amplio. Los materiales desarrollados hasta ahora son quebradizos y se
rompen con facilidad, no son maleables ni tienen gran capacidad de conducción
de corriente por unidad de área transversal, como la de los conductores
convencionales.
Muchos investigadores trabajan actualmente para resolver estos problemas
y desarrollar usos potenciales para los superconductores, incluyendo los trenes de
levitación de altas velocidades, diminutos motores eléctricos eficientes y
computadoras más pequeñas y rápidas.
Bibliografía: Hein, M., Arena S. Fundamentos de Química. 10a. edición, México, Editorial Thomson , 2001
TAREA # 15TAREA # 15TAREA # 15TAREA # 15
1. Escriba un comentario de la lectura anterior resaltando los
puntos más importantes.
2. Realice una investigación sobre otros nuevos materiales y
escriba un ensayo sobre el tema.
3. Escriba una conclusión sobre el impacto en la sociedad de los
nuevos materiales.
Envíe su tarea por correo electrónico al profesor..
AUTOEVALUACIÓNAUTOEVALUACIÓNAUTOEVALUACIÓNAUTOEVALUACIÓN #### 5555