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427
•
27 dic 2025
•
Seidi Buendia
@seidibuendia
¿Alguna vez te has preguntado por qué los átomos se... Mostrar más
La teoría desarrollada por Lewis, Langmuir y Kossel es súper práctica para entender por qué se forman los enlaces químicos. Los átomos quieren parecerse a los gases nobles porque esas configuraciones son súper estables.
Hay dos formas principales de lograr esto: mediante enlaces iónicos (cuando se transfieren electrones completamente) o enlaces covalentes (cuando se comparten pares de electrones). La famosa regla del octeto dice que los átomos buscan tener 8 electrones en su capa externa.
Los símbolos de Lewis son una herramienta genial para visualizar esto. Usas el símbolo químico para representar el núcleo y los electrones internos, y agregas puntitos alrededor para mostrar los electrones de valencia.
Tip clave: El hidrógeno es la excepción - solo necesita 2 electrones para ser estable, no 8.
La diferencia de electronegatividad (ΔEN) es tu mejor amiga para predecir qué tipo de enlace se formará entre dos átomos. Si ΔEN es pequeña, tendrás un enlace covalente; si es grande, será iónico.
En los enlaces iónicos, como en NaCl, un átomo literalmente le regala electrones al otro. El metal pierde electrones y se vuelve positivo, mientras que el no metal los gana y se vuelve negativo.
Los enlaces covalentes son diferentes - aquí los átomos comparten pares de electrones. Pueden ser polares (cuando un átomo atrae más los electrones) o no polares (cuando los comparten equitativamente).
Los pares enlazantes forman el enlace, mientras que los pares solitarios son electrones que no participan en enlaces pero siguen influyendo en la forma de la molécula.
Recuerda: En las estructuras de Lewis, puedes reemplazar cada par de electrones enlazantes con una línea para simplificar el dibujo.
Dibujar estructuras de Lewis es como seguir una receta - si sigues los pasos en orden, siempre te va a salir bien. Primero cuenta todos los electrones de valencia sumando los de cada átomo.
Identifica el átomo central (generalmente el de menor electronegatividad) y conecta todos los átomos con enlaces simples. El hidrógeno nunca puede ser átomo central porque solo puede formar un enlace.
Después de formar los enlaces simples, usa los electrones restantes para completar los octetos. Primero completa los átomos terminales, luego el central. Si te faltan electrones para completar octetos, forma enlaces múltiples.
Las cargas formales te ayudan a decidir cuál estructura es la más estable cuando tienes varias opciones. La fórmula es: electrones de valencia - electrones no enlazados - ½(electrones compartidos).
Estrategia ganadora: Las estructuras con cargas formales más cercanas a cero suelen ser las más estables.
Veamos cómo aplicar todo esto con CO₂. El carbono tiene 4 electrones de valencia y cada oxígeno tiene 6, total = 16 electrones. La estructura O=C=O nos da cargas formales de cero para todos los átomos.
En NH₃, el nitrógeno (5 electrones) se conecta con tres hidrógenos (1 electrón cada uno). La estructura H-N-H con un par solitario en el nitrógeno también da cargas formales de cero.
Para compuestos más complejos como H₂SO₄ o HClO₄, el proceso es igual pero necesitas más cuidado al contar electrones. El azufre y el cloro pueden expandir sus octetos porque están en el tercer período.
Los iones poliatómicos como PO₄³⁻ requieren que ajustes el número total de electrones según la carga. Si es negativo, sumas electrones; si es positivo, los restas.
Consejo de examen: Siempre verifica que la suma de todas las cargas formales coincida con la carga total de la molécula o ion.
El ion amonio (NH₄⁺) es un excelente ejemplo de cómo la carga afecta el conteo de electrones. Tienes 9 electrones normalmente, pero como la carga es +1, trabajas con 8 electrones total.
En la estructura, el nitrógeno forma cuatro enlaces con los hidrógenos, y la carga formal del nitrógeno es +1, mientras que cada hidrógeno tiene carga formal de 0. Esto coincide perfectamente con la carga total del ion.
El ion sulfato (SO₄²⁻) es más complejo pero sigue la misma lógica. Con 32 electrones total, el azufre se conecta a cuatro oxígenos, algunos con enlaces simples y otros con carga negativa.
La belleza de estos ejercicios es que siempre puedes verificar tu trabajo: la suma de cargas formales debe igualar la carga del ion o molécula.
Punto importante: Dominar estos ejemplos te prepara para cualquier estructura de Lewis que te pongan en el examen.
Nuestro compañero de IA está específicamente adaptado a las necesidades de los estudiantes. Basándonos en los millones de contenidos que tenemos en la plataforma, podemos dar a los estudiantes respuestas realmente significativas y relevantes. Pero no se trata solo de respuestas, el compañero también guía a los estudiantes a través de sus retos de aprendizaje diarios, con planes de aprendizaje personalizados, cuestionarios o contenidos en el chat y una personalización del 100% basada en las habilidades y el desarrollo de los estudiantes.
Puedes descargar la app en Google Play Store y Apple App Store.
¡Sí lo es! Tienes acceso totalmente gratuito a todo el contenido de la app, puedes chatear con otros alumnos y recibir ayuda inmeditamente. Puedes ganar dinero utilizando la aplicación, que te permitirá acceder a determinadas funciones.
Aquí encontrarás temas básicos de matemáticas a nivel secundaria con elementos como definición, explicación, ejercicios y mas
MatemáticasApp Store
Google Play
La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
Pablo
usuario de iOS
Esta app es realmente genial. Hay tantos apuntes de clase y ayuda [...]. Tengo problemas con matemáticas, por ejemplo, y la aplicación tiene muchas opciones de ayuda. Gracias a Knowunity, he mejorado en mates. Se la recomiendo a todo el mundo.
Elena
usuaria de Android
Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
Ana
usuaria de iOS
Solía tener dificultades para completar mis tareas a tiempo hasta que descubrí Knowunity, que no solo facilita subir mi propio contenido sino que también proporciona excelentes resúmenes que hacen mi trabajo más rápido y eficiente.
Thomas R
usuario de iOS
Siempre era un desafío encontrar toda la información importante para mis tareas – desde que comencé a usar Knowunity, puedo simplemente subir mi contenido y beneficiarme de los resúmenes de otros, lo que me ayuda mucho con la organización.
Lisa M
usuario de Android
A menudo sentía que no tenía suficiente visión general al estudiar, pero desde que comencé a usar Knowunity, eso ya no es un problema – subo mi contenido y siempre encuentro resúmenes útiles en la plataforma, lo que hace mi aprendizaje mucho más fácil.
David K
usuario de iOS
¡La app es buenísima! Sólo tengo que introducir el tema en la barra de búsqueda y recibo la respuesta muy rápido. No tengo que ver 10 vídeos de YouTube para entender algo, así que me ahorro tiempo. ¡Muy recomendable!
Sara
usuaria de Android
En el instituto era muy malo en matemáticas, pero gracias a la app, ahora saco mejores notas. Os agradezco mucho que hayáis creado la aplicación.
Roberto
usuario de Android
Solía ser muy difícil reunir toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis notas y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuario de Android
Siempre estaba estresado con todo el material de estudio, pero desde que comencé a usar Knowunity, subo mis cosas y reviso los geniales resúmenes de otros – realmente me ayuda a manejar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre era difícil encontrar los materiales correctos para mis tareas. Ahora solo subo mis apuntes a Knowunity y obtengo los mejores resúmenes de otros – realmente me ayuda a entender todo más rápido y mejora mis calificaciones.
Sarah L
usuario de Android
Antes pasaba horas buscando en Google materiales escolares, pero ahora solo subo mis cosas a Knowunity y reviso los útiles resúmenes de otros – me siento mucho más seguro cuando me preparo para los exámenes.
Paul T
usuario de iOS
La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
Pablo
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Esta app es realmente genial. Hay tantos apuntes de clase y ayuda [...]. Tengo problemas con matemáticas, por ejemplo, y la aplicación tiene muchas opciones de ayuda. Gracias a Knowunity, he mejorado en mates. Se la recomiendo a todo el mundo.
Elena
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Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
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Solía tener dificultades para completar mis tareas a tiempo hasta que descubrí Knowunity, que no solo facilita subir mi propio contenido sino que también proporciona excelentes resúmenes que hacen mi trabajo más rápido y eficiente.
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Siempre era un desafío encontrar toda la información importante para mis tareas – desde que comencé a usar Knowunity, puedo simplemente subir mi contenido y beneficiarme de los resúmenes de otros, lo que me ayuda mucho con la organización.
Lisa M
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Sara
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En el instituto era muy malo en matemáticas, pero gracias a la app, ahora saco mejores notas. Os agradezco mucho que hayáis creado la aplicación.
Roberto
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Julia S
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Marco B
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Seidi Buendia
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¿Alguna vez te has preguntado por qué los átomos se unen para formar moléculas? La teoría de Lewiste explica exactamente cómo funciona este proceso. Básicamente, los átomos buscan estabilidad imitando la configuración electrónica de los gases nobles, ya sea... Mostrar más
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La teoría desarrollada por Lewis, Langmuir y Kossel es súper práctica para entender por qué se forman los enlaces químicos. Los átomos quieren parecerse a los gases nobles porque esas configuraciones son súper estables.
Hay dos formas principales de lograr esto: mediante enlaces iónicos (cuando se transfieren electrones completamente) o enlaces covalentes (cuando se comparten pares de electrones). La famosa regla del octeto dice que los átomos buscan tener 8 electrones en su capa externa.
Los símbolos de Lewis son una herramienta genial para visualizar esto. Usas el símbolo químico para representar el núcleo y los electrones internos, y agregas puntitos alrededor para mostrar los electrones de valencia.
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En los enlaces iónicos, como en NaCl, un átomo literalmente le regala electrones al otro. El metal pierde electrones y se vuelve positivo, mientras que el no metal los gana y se vuelve negativo.
Los enlaces covalentes son diferentes - aquí los átomos comparten pares de electrones. Pueden ser polares (cuando un átomo atrae más los electrones) o no polares (cuando los comparten equitativamente).
Los pares enlazantes forman el enlace, mientras que los pares solitarios son electrones que no participan en enlaces pero siguen influyendo en la forma de la molécula.
Recuerda: En las estructuras de Lewis, puedes reemplazar cada par de electrones enlazantes con una línea para simplificar el dibujo.
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Las cargas formales te ayudan a decidir cuál estructura es la más estable cuando tienes varias opciones. La fórmula es: electrones de valencia - electrones no enlazados - ½(electrones compartidos).
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En NH₃, el nitrógeno (5 electrones) se conecta con tres hidrógenos (1 electrón cada uno). La estructura H-N-H con un par solitario en el nitrógeno también da cargas formales de cero.
Para compuestos más complejos como H₂SO₄ o HClO₄, el proceso es igual pero necesitas más cuidado al contar electrones. El azufre y el cloro pueden expandir sus octetos porque están en el tercer período.
Los iones poliatómicos como PO₄³⁻ requieren que ajustes el número total de electrones según la carga. Si es negativo, sumas electrones; si es positivo, los restas.
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El ion amonio (NH₄⁺) es un excelente ejemplo de cómo la carga afecta el conteo de electrones. Tienes 9 electrones normalmente, pero como la carga es +1, trabajas con 8 electrones total.
En la estructura, el nitrógeno forma cuatro enlaces con los hidrógenos, y la carga formal del nitrógeno es +1, mientras que cada hidrógeno tiene carga formal de 0. Esto coincide perfectamente con la carga total del ion.
El ion sulfato (SO₄²⁻) es más complejo pero sigue la misma lógica. Con 32 electrones total, el azufre se conecta a cuatro oxígenos, algunos con enlaces simples y otros con carga negativa.
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Nuestro compañero de IA está específicamente adaptado a las necesidades de los estudiantes. Basándonos en los millones de contenidos que tenemos en la plataforma, podemos dar a los estudiantes respuestas realmente significativas y relevantes. Pero no se trata solo de respuestas, el compañero también guía a los estudiantes a través de sus retos de aprendizaje diarios, con planes de aprendizaje personalizados, cuestionarios o contenidos en el chat y una personalización del 100% basada en las habilidades y el desarrollo de los estudiantes.
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