ENSAYO 01 · CARGAS
Un ion de Mg tiene 12 protones y 10 electrones. ¿Qué ocurrió?
Pista
Compará los 10 electrones actuales con los 12 que tendría el átomo neutro.
MILTI PREPAQUÍMICA · 3.º AÑO
TALLER DE LO INVISIBLE
Tres materiales.
Tres formas de unirse.
Una pizca de sal, una gota de agua y un cable de cobre. ¿Qué cambia si miramos por dentro?
La pista está en los electrones: algunos se transfieren, otros se comparten y otros se mueven por toda una red.
MUESTRA 01 · SALNaClUna red de iones.
MUESTRA 02 · AGUAH₂OÁtomos unidos en moléculas.
MUESTRA 03 · COBRECuUna red metálica.
Dibujos de materiales, no imágenes de sus partículas.
Tu misiónSeguir los electrones, dibujar los enlaces y justificar cada respuesta.
01
IDENTIFICAR LAS PIEZAS
El signo sale de una cuenta.
Un protón tiene carga positiva; un electrón, negativa; un neutrón, carga cero. Un átomo es neutro cuando tiene tantos protones como electrones. Si gana o pierde electrones, se convierte en un ion.
CARGA NETAprotones − electronesEn unidades de carga elemental: 12 − 10 = +2.
Catión: carga positiva
Perdió electrones. Quedan más cargas positivas que negativas. Na⁺ tiene 11 protones y 10 electrones.
Anión: carga negativa
Ganó electrones. Quedan más cargas negativas que positivas. Cl⁻ tiene 17 protones y 18 electrones.
Ojo con el núcleo. En estos procesos cambian los electrones, no los protones. Por eso el elemento sigue siendo el mismo.
Valencia: mirá la capa de afuera
Los electrones de valencia son los de la capa más externa en los elementos que trabajamos acá. Participan en los enlaces y son los que representamos en Lewis. No son todos los electrones del átomo.
H 1C 4N 5O 6Na 1Mg 2Cl 7
Por ejemplo, un Cl neutro tiene 17 electrones totales, distribuidos 2, 8, 7 en el modelo por capas: solo los 7 externos son de valencia. Tener 7 electrones de valencia no significa tener carga −7.
EXPERIMENTO 01 · TRANSFERIR SIN CREAR ELECTRONES
Seguí el punto que sale del sodio.
Antes de avanzar, predecí: si Na entrega un electrón a Cl, ¿qué signo tendrá cada ion?
Na · neutro11 p⁺ − 11 e⁻ = 0
Cl · neutro17 p⁺ − 17 e⁻ = 0
28 electrones totales
entre las dos partículas, antes y después de la transferencia.
Estado 1. Na tiene 1 electrón de valencia y Cl tiene 7. Los dos átomos son neutros.
Secuencia de la transferencia:
- Na neutro: 11 p⁺, 11 e⁻. Cl neutro: 17 p⁺, 17 e⁻.
- Na → Na⁺ + e⁻. Cl + e⁻ → Cl⁻.
- Na⁺: 11 p⁺, 10 e⁻. Cl⁻: 17 p⁺, 18 e⁻. Total: 28 e⁻ antes y después.
- Los iones se atraen en una red tridimensional. NaCl indica proporción 1:1.
Na⁺ · Cl⁻ · Na⁺
Cl⁻ · Na⁺ · Cl⁻
Modelo de formación de iones, no simulación de una reacción real ni de trayectorias. Los puntos son los electrones de valencia iniciales: 1 + 7 = 8. Na⁺ conserva 8 electrones en su nueva capa externa, que no se dibujan en su símbolo de Lewis. La red es un fragmento 2D de un sólido 3D.
ENSAYO 02 · VALENCIA
Cl neutro: 17 electrones distribuidos 2, 8, 7. ¿Cuántos puntos tiene su símbolo de Lewis?
Pista
Lewis muestra la capa externa, no todas las capas.
02
RECONOCER LA UNIÓN
No todo lo unido es una molécula.
Los enlaces químicos se explican por interacciones eléctricas entre núcleos y electrones. Al formarse un enlace estable, el conjunto alcanza una energía menor que cuando sus partículas están separadas. Romper un enlace requiere energía. El octeto es una guía de representación, no la causa de la unión.
ATRAERIÓNICO
La transferencia forma los iones. La atracción los une.
En el modelo de NaCl, Na cede un electrón y Cl lo recibe. Luego, los iones de cargas opuestas se atraen. El enlace iónico es esa atracción, no el viaje del electrón.
En la sal sólida hay una red, no moléculas aisladas de NaCl. Su fórmula indica la proporción de iones que neutraliza la carga total.
Otro caso: Mg²⁺ y Cl⁻
Un Mg²⁺ necesita dos Cl⁻ para compensar su carga: (+2) + 2 × (−1) = 0. La fórmula es MgCl₂; el 2 indica cantidad, no carga.
En el sólido los iones no se desplazan libremente. Fundido o disuelto en agua, un compuesto iónico puede conducir porque sus iones pueden moverse.
COMPARTIRCOVALENTE
Dos átomos comparten uno o más pares.
Es frecuente entre no metales. Un par compartido forma un enlace simple y se representa con una raya. Los electrones del par son atraídos por ambos núcleos.
H—HSimple
1 par · 2 e⁻
1 par · 2 e⁻
O=ODoble
2 pares · 4 e⁻
2 pares · 4 e⁻
N≡NTriple
3 pares · 6 e⁻
3 pares · 6 e⁻
Estas moléculas tienen enlaces covalentes. También existen redes covalentes, como el diamante: covalente no siempre significa moléculas separadas.
DESLOCALIZARMETÁLICO
Electrones que pertenecen a toda la red.
En un metal, los electrones de valencia están deslocalizados: no quedan encerrados en un enlace entre dos átomos. La atracción entre ellos y los centros positivos mantiene unido el material.
La movilidad de esos electrones explica la conductividad del cobre sólido. El carácter no direccional del enlace permite desplazar capas sin perder la cohesión: por eso muchos metales son maleables.
ENSAYO 03 · FÓRMULA IÓNICA
Con Mg²⁺ y Cl⁻, ¿qué proporción da carga total cero?
Pista
Sumá las cargas de todos los iones de cada opción.
ENSAYO 04 · EXPLICAR UNA PROPIEDAD
¿Qué permite que un cable de cobre conduzca electricidad?
Pista
Buscá qué partículas tienen movilidad en el metal sólido.
03
DIBUJAR LO QUE NO SE VE
Lewis: cada electrón cuenta.
Un símbolo de Lewis representa un átomo y sus electrones de valencia con puntos. Para estos átomos, distribuí primero un punto por lado y después formá pares.
En una estructura de Lewis distinguimos pares compartidos y pares libres, que no forman enlaces. Una raya puede reemplazar un par compartido.
UNA GUÍA ÚTILOcteto: 8 alrededor.
Hidrógeno: solo 2.Muchos átomos de estos ejemplos completan ocho electrones, incluidos los compartidos. H completa un dueto. Hay excepciones: no es una ley universal.
Hidrógeno: solo 2.Muchos átomos de estos ejemplos completan ocho electrones, incluidos los compartidos. H completa un dueto. Hay excepciones: no es una ley universal.
La secuencia para construir
- Sumá los electrones de valencia. Si la especie tiene carga negativa, agregá electrones; si es positiva, restalos según la carga.
- Armá el esqueleto. En estos ejemplos, el átomo menos electronegativo va al centro. H nunca es central. Uní inicialmente con enlaces simples.
- Repartí lo que queda. Completá los átomos externos con pares libres; H solo necesita dos electrones.
- Revisá el centro. Si le faltan electrones y no quedan disponibles, convertí pares libres vecinos en enlaces múltiples.
- Controlá dos cuentas. El total debe coincidir con el inicial y cada átomo debe cumplir el octeto o dueto del ejemplo.
EXPERIMENTO 02 · UN BANCO DE 16 ELECTRONES
Construí CO₂ sin gastar un electrón de más.
1. Presupuesto: C aporta 4 y los dos O aportan 6 cada uno: 4 + 2 × 6 = 16 e⁻.
2. Primer intento: O—C—O usa 4 e⁻ en enlaces. Los 12 restantes forman tres pares libres en cada O. Los oxígenos tienen octeto, pero al carbono le faltan electrones.
3. Tu intervención: alterná cada enlace entre simple y doble. Al hacerlo doble, un par libre del O se convierte en un segundo par compartido. No agregás electrones: los reorganizás.
Enlaces4 e⁻
Pares libres12 e⁻
Total16 e⁻
Carbono: 4 de 8 electrones. Cada oxígeno: 8 de 8. Todavía falta completar el centro.
Pista
Cada segundo enlace suma dos electrones alrededor de C, sin cambiar los 16 de la molécula.
Reconstruí los pasos en papel: dibujá O—C—O con tres pares libres en cada O. Convertí un par libre de cada O en un segundo enlace.
| Estado | e⁻ en enlaces | e⁻ libres | e⁻ alrededor de C |
|---|---|---|---|
| Dos simples | 4 | 12 | 4 |
| Un doble y un simple | 6 | 10 | 6 |
| Dos dobles | 8 | 8 | 8 |
Dos cuentas distintas. Para el octeto, un par compartido cuenta alrededor de los dos átomos unidos. En el total de la molécula, ese par se cuenta una sola vez.
Lewis y desarrollada: mismo esqueleto, distinta información
La fórmula desarrollada muestra todos los átomos y sus enlaces simples, dobles o triples. En el uso escolar habitual omite los pares libres. La fórmula molecular, como CO₂, solo dice cuántos átomos de cada elemento hay.
LEWIS DE CO₂ · RESULTADO FINAL
••••O= C =O••••
4 pares compartidos + 4 pares libres = 8 pares = 16 e⁻.
FÓRMULA DESARROLLADA
O=C=O
Conserva los dos enlaces dobles. No muestra los pares libres.
Probá la misma lógica con agua
H₂O: 6 + 1 + 1 = 8 e⁻ de valencia. Dos enlaces O—H usan 4 e⁻. Los otros 4 quedan como dos pares libres en O. O cuenta ocho electrones y cada H, dos.
Desarrollada: H—O—H. Esta escritura muestra conexiones, no significa que el agua sea lineal.
ENSAYO 05 · LEER UNA RAYA
En H—H, ¿qué representa la raya?
Pista
Cada H cuenta dos electrones alrededor gracias al mismo par.
ENSAYO 06 · CONTAR SIN DUPLICAR
Si O aporta 6 y cada H aporta 1, ¿cuántos electrones de valencia tiene H₂O en total?
Pista
Sumá los aportes de los tres átomos una sola vez.
ENSAYO 07 · COMPLETAR LEWIS
Partís de O=C=O. ¿Qué agregás para completar Lewis de CO₂?
Pista
Las cuatro rayas ya representan 8 electrones. Faltan ubicar otros 8, respetando el octeto de cada átomo.
04
DEL ENLACE A LA MOLÉCULA
Compartir no siempre es repartir por igual.
La electronegatividad (EN) mide la capacidad de un átomo para atraer los electrones de un enlace. En general, aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica; el flúor es el más electronegativo.
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADΔEN = EN mayor − EN menorUsamos valores de Pauling redondeados: H 2,2 · C 2,5 · N 3,0 · O 3,4 · Cl 3,2.
Covalente apolar
Los electrones se comparten por igual o casi por igual. En H—H, ambos átomos atraen igual: 2,2 − 2,2 = 0.
Covalente polar
Los electrones se comparten de manera desigual. El átomo más electronegativo queda con carga parcial negativa, δ−; el otro, δ+.
H—Cl: de los datos a la explicación
- EN(Cl) = 3,2 es mayor que EN(H) = 2,2.
- ΔEN = 3,2 − 2,2 = 1,0.
- Cl atrae más a los electrones compartidos: H δ+ — Cl δ−.
- El enlace es covalente polar. No hubo una transferencia completa del electrón.
δ− no es −1. Una carga parcial indica una distribución desigual en el enlace, no un anión completo. Los cortes numéricos entre tipos de enlace son orientativos: seguí la convención de tu clase. ΔEN no alcanza por sí sola: Cu—Cu tiene diferencia cero, pero el cobre presenta enlace metálico.
ENSAYO 08 · USAR LOS DATOS
EN(H) = 2,2 y EN(Cl) = 3,2. ¿Qué conclusión es correcta para H—Cl?
Pista
La carga parcial negativa corresponde al átomo que atrae más.
CAMBIÁ LA MIRADA · AHORA IMPORTA LA FORMA
Enlace polar ≠ molécula polar
Para la molécula completa, además de la polaridad de cada enlace, importa su geometría. Los efectos de los enlaces pueden compensarse o sumarse. Las flechas violetas apuntan hacia el átomo más electronegativo.
Estás comparando CO₂: enlaces polares, molécula apolar por cancelación.
Se comparan dos moléculas distintas: el control no dobla una molécula real. Dibujos esquemáticos, no a escala; se omiten pares libres para destacar la geometría. Lewis muestra electrones y conexiones, pero su disposición en el papel no determina por sí sola la forma espacial.
ENSAYO 09 · NO MEZCLAR DOS NIVELES
¿Por qué CO₂ es apolar aunque cada C=O sea polar?
Pista
Compará la dirección de las dos flechas, no solo los átomos presentes.
SALIDA DEL TALLER · SIN OPCIONES A LA VISTA
Ahora, construí una explicación.
Estas dos consignas son para resolver en papel. No tienen corrección automática: compará tu producción con los criterios del solucionario.
10. Un caso nuevo: NH₃
Datos: N aporta 5 electrones de valencia; cada H aporta 1. La molécula es neutra.
- Calculá el total de electrones de valencia.
- Dibujá Lewis con N central y marcá pares compartidos y libres.
- Escribí la fórmula desarrollada. ¿Qué información dejaste de mostrar?
- Justificá el octeto de N y el dueto de cada H.
11. Volvé a las tres muestras
Escribí una explicación de tres partes usando las palabras indicadas:
- Sal sólida: iones, atracción, red.
- Agua: pares compartidos, enlaces polares, forma angular.
- Cobre: electrones deslocalizados, movilidad, conductividad.
En el caso del agua, distinguí los enlaces dentro de cada molécula de las interacciones entre moléculas: no son lo mismo.
LO QUE TE TENÉS QUE LLEVAR
Una pregunta para cada decisión.
- ¿Tiene carga?
- Contá protones − electrones. Ganar e⁻ produce aniones; perder e⁻, cationes.
- ¿Cómo se unen?
- Iónico: atracción de iones. Covalente: pares compartidos. Metálico: electrones deslocalizados.
- ¿Qué dibujo?
- Lewis cuenta electrones de valencia. La desarrollada conserva enlaces y omite pares libres.
- ¿Es polar?
- En el enlace, compará EN. En la molécula, analizá también la geometría y la cancelación de efectos.
Chequeo sin mirar: explicá por qué perder electrones vuelve positivo a un átomo, por qué una raya vale dos electrones y por qué CO₂ no es polar como H₂O.
SOLUCIONARIO · CONSULTÁ DESPUÉS DEL INTENTO
La respuesta vale por su razón.
- 01 · B. 12 − 10 = +2. Mg²⁺ perdió dos electrones respecto del átomo neutro; no perdió protones.
- 02 · C. Lewis representa los 7 electrones de la capa externa del Cl neutro, no los 17 totales.
- 03 · A. (+2) + 2 × (−1) = 0. MgCl₂ indica un ion Mg²⁺ por cada dos Cl⁻.
- 04 · B. Los electrones deslocalizados transportan carga por el cobre sólido; los protones permanecen en los núcleos.
- 05 · C. Una raya representa un par compartido: 2 electrones. Cada H cuenta ese mismo par para su dueto.
- 06 · B. 6 + 1 + 1 = 8 electrones. Dos pares compartidos y dos libres en O suman cuatro pares.
- 07 · A. Dos pares libres en cada O: 8 e⁻ no enlazantes. Con los 8 e⁻ de los enlaces, el total es 16. Cada átomo completa octeto.
- 08 · B. 3,2 − 2,2 = 1,0. Cl atrae más y queda δ−; H queda δ+. El enlace es covalente polar.
- 09 · C. Los enlaces siguen siendo polares. La geometría lineal y simétrica cancela sus efectos: la molécula es apolar.
- 10 · NH₃. 5 + 3 × 1 = 8 e⁻. Tres enlaces N—H usan 6 e⁻; queda un par libre en N. Alrededor de N: 6 + 2 = 8. Cada H cuenta 2. La desarrollada muestra los tres enlaces y omite el par libre.
- 11 · Respuesta de referencia. En la sal, los iones Na⁺ y Cl⁻ se atraen en una red. Dentro de cada molécula de agua, O y H comparten pares en enlaces covalentes polares; su forma angular hace que la molécula sea polar. Entre moléculas de agua hay otras interacciones, como puentes de hidrógeno, que no son los enlaces O—H internos. En el cobre, los electrones deslocalizados pueden moverse por la red y explicar su conductividad.
Lista para autocorregir tus dibujos
- ¿Conservaste el total de electrones?
- ¿Cada raya representa 2 e⁻?
- ¿Marcaste todos los pares libres en Lewis?
- ¿Cada H tiene 2 e⁻, no 8?
- ¿Separaste carga de ion y carga parcial?