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Química 6°año‐ Actividad N°1‐ 2da Etapa ‐ ENSAGA‐ Página 1 de 11 
 
ESCUELA NORMAL SUPERIOR “DR AGUSTÍN GARZÓN AGULLA” 
Viamonte Nº 150 – Bº General Paz – Tel. 0351‐4339179 
e‐mail: ensaga2004@yahoo.com.ar 
QUÍMICA 
 6to año- Ciclo Orientado 
 Orientaciones: Arte, Ciencias Sociales, Educación Física 
 Actividad virtual n° 1 – 2da Etapa 
Docentes Responsables: Silvia Muchut y Jesica Puddu. 
Fecha para consultas: Semana del 21 al 25 de septiembre 
Medio de contacto para consultas: por el grupo de WhatsApp y por mail. / días previos enviaremos un 
link para una reunión por Meet. (dependiendo el curso) / classroom (dependiendo el curso). 
 Atención!! Hay cambios de correo electrónico. 
Fecha de entrega de la actividad resuelta: del 30 de septiembre al 2 de octubre 
Medio de contacto para la Entrega de la Actividad resuelta: según el curso 
 6°F por classroom código ghgwor7 
 6° A, B, C al jesicapuddu.ensaga@gmail.com 
Recuerden: Es muy importante que todos los trabajos o archivos que nos envíen estén correctamente 
identificados de la siguiente manera: 
Química 6° división -Actividad n° -Alumno (datos) 
Ejemplo: Quimica6° A – Actividad n°1 -Perez Juan 
Eje Temático: LOS MATERIALES: COMPOSICIÓN, ESTRUCTURA Y PROPIEDADES 
Tema de esta actividad: Modelo atómico actual simplificado-propiedades periódicas-uniones químicas. 
Desarrollo de la Actividad: 
En esta propuesta retomamos la idea del átomo según el modelo actual simplificado, intentando despejar dudas 
del mismo y resaltando la importancia del último nivel de electrones y de las propiedades periódicas para el 
estudio de las uniones químicas entre átomos. Nos aproximaremos a las uniones covalentes, iónicas y metálicas. 
Intentando reconocer, interpretar y caracterizar los distintos tipos de uniones y las propiedades de las sustancias 
iónicas, moleculares y metálicas. 
Reforzando el modelo atómico actual simplificado, las características generales son: 
La estructura de un átomo comprende dos zonas básicas: 
 El núcleo: región central de pequeño volumen que reúne casi toda la masa del átomo. En ésta zona se 
encuentran dos tipos de partículas; los protones ( de carga positiva) y los neutrones (sin carga). 
 zona extra nuclear: región que se encuentra por fuera del núcleo, de gran volumen, en la que se hallan 
en continuo movimiento, partículas de masa casi insignificante y de carga negativa; los electrones. 
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Los electrones se distribuyen en zonas denominadas orbitales atómicos, donde la probabilidad de encontrar un 
electrón es máxima; es como una nube difusa de carga negativa. Presentan diferentes formas geométricas y 
cantidades de energía, se los denomina orbitales s, p , d, f. 
Estos orbitales forman subniveles de energía y se agrupan 
para formar niveles de energía. 
Cada orbital puede contener como máximo 2 electrones 
cada uno. Así hay: 
1 orbital S  con un total de 2 electrones 
3 orbital p  con un total de 6electrones (2x3)  
5 orbital d  con un total de 10 electrones (2x5) 
7 orbital f  con un total de 14 electrones (2x7) 
Los Niveles de energía se designan con números y son  1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. 
Subniveles de energía  s, p, d ,f. 
En cada nivel de energía hay un número determinado de orbitales o subniveles de energía, de la siguiente 
manera: 
Nivel de energía Subniveles de energía que posee 
1 s 
2 s -p 
3 s-p-d 
4 s-p-d-f 
5 s-p-d-f 
6 s-p-d 
7 s 
 
Recordemos ahora algo que vieron en tercer año, la configuración electrónica, que nos ayudara a comprender 
mejor esto. 
Configuración electrónica: es la distribución de electrones en niveles y subniveles de energía. Para ello se 
indica con un coeficiente el número de nivel de energía, a continuación la letra correspondiente al subnivel y 
sobre ella un superíndice que indique la cantidad de electrones que tiene en el mismo. 
  1s2  cantidad de electrones en ese subnivel 
  Nivel   subnivel 
El orden de niveles y subniveles responde a la cantidad de energía de cada uno, ese orden se puede obtener 
usando el cuadro de la regla de las diagonales. Aplicando dicho cuadro el orden sería: 
Aumento de energía 
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 
Es muy importante respetar ese orden!!! 
Cuadro de las diagonales es: 
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Son dos representaciones para que te ayuden a recordar o interpretar. En la segunda, al lado tiene la 
configuración electrónica, cómo iría quedando… 
¿¿Lo recuerdan?? 
Vemos un ejercicio: en este ejemplo es un átomo 
con 25 electrones, el manganeso Mn. 
Hay que respetar el orden e ir completando cada 
subnivel con la cantidad máxima de electrones que 
puede contener, hasta llegar a la cantidad de 
electrones que posee el átomo. 
 
Entonces… si tenemos el Nitrógeno, su configuración electrónica es N7: 1s2 2s2 2p3 
Lo que quiere decir, que en un átomo de Nitrógeno sus7 electrones están en: 
 el 1er nivel de energía: en el orbital S hay 2 electrones 
 en el 2do nivel de energía: en el orbital S hay 2e, y en los orbitales P hay 3 electrones. 
Y si fuera el Sodio, su configuración electrónica seria: Na11: 1s2 2s2 2p63s1 
Y para ayudarnos a imaginar!! ..Si intentáramos dibujarlo, según el modelo actual, se vería más o menos así: 
 
Recordando sus dibujos de orbitales…los 
orbitales S son esféricos..y los P son como un 
par de lóbulos en cada eje(,x, y, z). 
Al núcleo casi no se lo ve bien…(pero allí están 
protones y neutrones) luego se ve una zona 
esférica que representa el orbital 1S, luego el 2S 
(que al tener mayor energía , su zona es de 
mayor espacio), los p son los lóbulos y luego 
otra zona esférica que es el orbital 3S ( nivel de 
energía 3..por ende mayor tamaño) todos 
superpuestos. 
 
 
 
Nada fácil para imaginar y dibujar no??!! Por eso se sigue usando mucho el modelo de Bohr…que es mucho más 
sencillo…si aun no comprendes bien esto de niveles de energía y subniveles de energía, y cantidades de 
electrones, pero si comprendes el modelo de Bohr, quizá esta imagen te ayude: 
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La	primera	línea	representa	el	nivel	1,	la	segunda	el	nivel	2	
y	así	hasta	el	nivel	7.	Aquí	están	representadas	las	orbitas	
de	Bohr	en	negro	(niveles	de	energía)	y	abajo	con	colores,	
los	subniveles	en	cada	nivel.		
Ojo!		Esto	es	sólo	para	ayudar	a	relacionar	con	Bohr	y	así	
interpretar	mejor,	pero	NO	es	así	la	representación	según	el	
modelo	actual.	En	el	modelo	actual	los	orbitales	o	
subniveles	de	energía,	tienen	las	formas	geométricas	ya	
vistas.		
	
	
Actividad A: 
1) Ahora intentaran realizar algunas configuraciones electrónicas sencillas, la de los siguientes 
elementos: Oxigeno, azufre, flúor, neón, cloro, aluminio, potasio, hierro. 
 
La importancia de reconocer cuales son los electrones más alejados del núcleo, es decir los electrones externos, 
es porque esos electrones son los que intervienen o participan en las uniones químicas. También llamados 
electrones de valencia. 
La capa de valencia, es la configuración electrónica externa, es el último tramo de la configuración a partir del 
máximo nivel de energía. En ella se encuentran los electrones de valencia. 
Veamos cómo identificar y marcar la configuración electrónica externa (c.e.e.) a través de ejemplos: 
N7: 1s2 2s2 2p3 c.e.e. o capa de valencia. 
Na11: 1s2 2s2 2p63s1 
Mn25: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 
Se 34: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 (si observan el último subnivel y revisan la tabla periódica C que 
realizaron en el plan de trabajo 1, verán que cada elemento 
coincide con el bloque del último subnivel al que pertenecen.) 
Actividad: 
2) Teniendo en cuenta la definición de configuración electrónica externa (c.e.e.), marca o resalta 
la misma en las configuraciones que realizaste en la consigna 1. 
NOTACIÓN DE LEWIS 
Para simplificar la representaciónde los átomos y teniendo en cuenta las características químicas de ellos 
dependen generalmente de los electrones externos, el químico estadounidense Lewis propuso una forma 
sencilla de representación. Esta consiste en escribir el símbolo del elemento rodeado por electrones de valencia. 
Cada electrón se representa por puntos, rayas o 
cruces. 
Estructura de Lewis para algunos elementos: 
3) ¿Te coinciden las cantidades de 
electrones de valencia que marcaste 
en las c.e.e. con las que se ven aquí 
representadas? 
 
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La notación de Lewis se usa mucho para representar o explicar las uniones químicas, seguramente la observarás 
en el siguiente tema: 
Uniones químicas o enlaces químicos. 
Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos 
unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan 
enlaces químicos.  
¿Por qué se unen los átomos?  
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban 
separados. 
En la naturaleza es muy difícil encontrar átomos libres de los diferentes elementos ya que la gran mayoría 
(excepto los átomos de los gases nobles) son muy inestables y rápidamente buscan estabilizarse formando 
uniones químicas con otros átomos. Cuando se unen entre sí dos o más átomos se forma un compuesto. 
 La unión entre dos átomos se llama enlace químico. Podemos definir al enlace o unión  química como el 
conjunto de fuerzas que mantiene unidos los átomos, iones y moléculas, cuando forman distintas 
agrupaciones estables.  
Como existe una relación estrecha entre estabilidad y energía, puede deducirse que los sistemas más 
estables son los que contienen menos energía. Por lo tanto, los agregados atómicos tienen más estabilidad 
que los átomos aislados porque contienen menos energía. Esto significa que siempre que se forme un 
enlace se desprenderá energía, mientras que para romper un enlace será necesario suministrar energía, 
denominada energía de enlace.  
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en 
su último o máximo  nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles. 
Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza 
como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta 
configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. 
Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último 
nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este 
principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en 
muchos casos. Plantea que los átomos al reaccionar, buscan completar el último nivel, cediendo o 
atrayendo electrones y así a adquirir una estructura estable, es decir, toman la configuración externa del 
gas noble más próximo en la tabla periódica. 
¿Y qué elementos ceden electrones y quienes ganan? 
Vamos a intentar explicarlo en términos generales, para ello necesitamos analizar al menos algunas 
propiedades periódicas.  
Pero ¿Qué son las propiedades periódicas? 
Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que varían en la Tabla Periódica siguiendo 
la periodicidad de los grupos y periodos de ésta. Conocer estas variaciones nos permite conocer el 
comportamiento, desde un punto de vista químico, de un elemento, ya que dicho comportamiento, 
depende en gran manera de sus propiedades periódicas. 
Veamos algunas:  
 Carga nuclear efectiva: es la fuerza de atracción que ejerce el núcleo (la carga positiva) sobre los 
electrones externos.  
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 Radio atómico: es la distancia desde el centro del núcleo al electrón más externo. (como el radio de 
una circunferencia) . Y nos da la idea del tamaño del átomo.  
Al bajar por un grupo el radio atómico aumenta (de arriba abajo) , ya que aumenta la cantidad de niveles 
de energía.  
A lo largo de un periodo (de izquierda a derecha), el radio atómico 
disminuye debido a que aumenta la carga nuclear efectiva.  
Podemos decir entonces,  que mientras más grande es el átomo más 
fácilmente perderá electrones. (ya que el núcleo los retiene débilmente –
carga nuclear)  
Y por lo contrario, mientras más pequeño con mayor fuerza el núcleo 
retendrá los electrones.. y además puede atraer  electrones de otro átomo.  
Y con eso nos metemos en otra propiedad:  
 La electronegatividad: es la tendencia que tienen los átomos a atraer hacia sí los electrones  de un 
enlace cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por 
tanto es una propiedad de los átomos enlazados.  
Entonces, si un átomo es muy electronegativo tenderá a ganar electrones.  
Por lo contrario si es poco electronegativo, tenderá a perderlos.  
 
El químico norteamericano Linus Pauling confeccionó una tabla de las 
electronegatividades de los elementos. El elemento más electronegativo es el 
Flúor, con un valor de 4,0 y el menos electronegativo es el francio, con 0,7. En las tablas periódicas figuran estos 
valores.  
Y esto nos puede llevar a definir otra propiedad:  
 Carácter metálico: Un elemento se considera metal desde un punto 
de vista electrónico cuando cede fácilmente electrones y no tiene 
tendencia a ganarlos; es decir, los metales son muy poco 
electronegativos.  
Un no‐metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene 
tendencia a ganarlos; es muy electronegativo. 
 Los gases nobles no tienen ni carácter metálico ni no metálico.  
Actividad B: 
1) ¿Qué es una unión o enlace químico? 
2) ¿Por qué los átomos se unen y se mantienen así? 
3) ¿Qué pasa (energéticamente) siempre que se forma un enlace y qué cuando se rompe? 
4) ¿Qué partículas subatómicas intervienen y son las responsables de las uniones químicas? 
5) Teniendo en cuenta el radio atómico, analiza cada par de elementos e indica cuál tiene 
mayor tamaño. 
a) Ca – Be b) K – As c) F – Pb 
6) Analiza cada par de elementos e indica cuál tiene mayor electronegatividad: 
b) O – Se b) N – Pb c) F – Cl 
7) Teniendo en cuenta la ley de octeto y las propiedades periódicas, indica si los siguientes 
elementos tienden a perder o ganar electrones, y cuántos. 
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a) Potasio 
b) Oxigeno 
c) Flúor 
d) Magnesio 
e) Nitrógeno: tiende a ganar 3 electrones. Ejercicio resuelto de ejemplo. Quizá 
te haga falta realizar la configuración electrónica, si no la hiciste ya, para poder ver cuántos 
electrones N7: 1s2 2s2 2p3 le faltan 3 e- para completar el octeto. Si gana o pierde se deduce 
analizando las propiedades periódicas, observando la ubicación del elemento en la tabla. 
Bueno…y ahora si….veamos que sucede cuando los átomos se unen! Las distintas posibilidades!! 
 
TIPOS DE UNIONES QUÍMICAS 
Los átomos, al unirse entre sí, los hacen de diferentes formas, conocidas como tipos de uniones químicas. 
Los principales tipos de uniones son:    Unión iónica 
Unión covalente 
                         Unión metálica. 
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. 
Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificar las sustancias 
en:  iónicas, covalentes y metálicas o metales. 
Unión iónica 
Se llama así a la unión entre un metal y un no metal.  
 Los metales al ponerse en contacto con un no metal tienen la tendencia a ceder electrones. (todos los que 
tenga en el último nivel)  (ya que son poco electronegativos) 
  Los  no metales  tienen  tendencia  a  recibir  electrones.  (todos  los  que  necesitepara  alcanzar  a  tener  8 
electrones en el último nivel)    ( son muy electronegativos) 
  Recuerda que la cantidad de electrones (partículas con carga negativa) y de protones (partículas con carga 
positivas) son iguales, por lo tanto: 
 * si un metal pierde electrones, es decir, cargas negativas, queda con exceso de cargas positivas y 
* si el no metal recibe electrones, es decir, cargas negativas, queda con exceso de cargas negativas.   Ya no 
son átomos, porque al no ser neutros se transforman en iones. Es decir un  ion es un átomo cargado eléctricamente. 
Puede ser :  
 
 
 La unión  iónica es aquella en que hay  trasferencia de electrones de un metal a un no metal,  formándose 
cationes y aniones, respectivamente, que se mantienen unidos entre sí por fuerzas electrostáticas. 
Ejemplo: el sodio le cede el electrón de su último nivel al cloro 
 
 
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 Las sustancias iónicas no forman moléculas, sino una red cristalina 
en donde se van alternando iones positivos y negativos. 
 
 
 
Propiedades de los compuestos iónicos: 
Las sustancias que se forman por unión iónica se caracterizan por presentar las siguientes propiedades comunes: 
 Tienen  puntos  de  fusión  y  ebullición  altos  (más  de  700º  C),  por  lo  cual  a  la  temperatura  ambiente  se 
encuentran en estado sólido. 
 Son solubles en agua. 
 Fundidas o en  solución conducen  la corriente eléctrica continua, descomponiéndose  (se comportan como 
electrólitos). 
 Presentan estructura cristalina iónica. 
 Son duros, frágiles y quebradizos.  
Unión covalente 
 Los  enlaces  covalentes  son  las  fuerzas  que  mantienen  unidos  entre  sí  los  átomos  no  metálicos.  (alta 
electronegatividad). 
 Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia 
a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. 
Por  tanto,  los  átomos  no metálicos  no  pueden  cederse  electrones  entre  sí  para  formar    iones  de  signo 
opuesto. 
 En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de 
cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera 
que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble.  
 Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes. 
Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan unidos por un enlace 
covalente. 
 
Otro ejemplo, sería el cloruro de hidrogeno o ácido clorhídrico. 
 
 
 Los electrones  compartidos  siempre  se presentan de a pares, pudiendo  los átomos  compartir uno o más 
pares de electrones. De esa manera hay enlaces simples, dobles o triples.  
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 También se clasifican en covalentes polares, no polares y coordinada dativa: 
 
 En el caso de los gases simples (cloro, hidrógeno, oxígeno, etc.) como los átomos que forman las moléculas 
son iguales, sus núcleos atraen con igual intensidad al par de electrones que comparten y, en consecuencia, 
la distribución de  las cargas eléctricas es uniforme. Lo mismo ocurre cuando se unen elementos de similar 
electronegatividad.    Las moléculas  no  presentan  zonas  o  polos  con  cargas  eléctricas  y  por  ello  se  llama 
MOLÉCULAS NO POLARES O APOLARES. 
  En cambio, cuando los átomos que constituyen la molécula son diferentes puede presentarse casos como el 
cloruro de hidrógeno  (HCl), el cloro ejerce mayor atracción sobre el par de electrones compartidos que el 
hidrógeno. Esto determina que dicho par permanezca más tiempo en las proximidades del cloro que en las 
del hidrógeno, por lo tanto la molécula tiene una distribución desigual de las cargas eléctricas, presentando 
un polo negativo y el otro positivo. Es Una MOLÉCULA POLAR.  Se da entre elementos que tienen diferente 
electronegatividad.  
 Uniones  covalentes  coordinadas.  En  las  uniones  covalentes  coordinadas  los  dos  electrones  que  se 
comparten son    proporcionados por uno solo de los átomos que forman el enlace.         
En esta  imagen  se observa  la nube electrónica  , en un enlace NO polar, en uno polar y en uno 
iónico..para notar bien la diferencia.  
 
Propiedades de los compuestos covalentes:  
 Las sustancias que presentan unión covalente manifiestan las siguientes propiedades. 
 En general, los puntos de fusión y ebullición son bajos (menos de 300ºC) por que las fuerzas que mantienen 
unidas entre sí a las moléculas son generalmente son débiles. 
 No conducen la corriente eléctrica, ya que los electrones no están libres y   tampoco tienen iones. 
 Son malos conductores de calor.  
 Solubles  en  solventes  orgánicos  no  polares,  como  éter,  cloroformo,  sulfuro  de  carbono,  nafta,  etcétera. 
Generalmente  insolubles en agua, aunque  la  solubilidad en ésta depende de  la polaridad de  la molécula. 
Cuanto mayor es la polaridad, mayor es la solubilidad en agua. 
 Presentan estructura cristalina atómica o molecular. 
 Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. 
 En el caso de los sólidos, hay algunos  muy duros y con altos puntos de fusión y ebullición, como el diamante 
o el oxido de  silicio  (cuarzo) que  son  sólidos  cristalinos. Pero  también hay  sólidos  relativamente blandos 
como  por  ejemplo  las  moléculas  orgánicas,  como  el  benceno  o  un  lípido  (grasa),  que  son  sólidos 
moleculares.  
Unión metálica 
Esta forma de unión se encuentra entre los átomos de los metales, los cuales  pierden   con facilidad los electrones 
externos, en cuyo caso se convierten en iones positivos (cationes). Los electrones son compartidos por los átomos, 
pero pueden moverse con libertad. 
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 Por este motivo,  se  considera que una porción de metal está  constituida por un  conjunto de  cationes, entre  los 
cuales se mueven con bastante libertad los electrones, formando una nube o mar de electrones. 
Las fuerzas electrostáticas de atracción entre los átomos cargados positivamente y la nube de electrones se conocen 
con el nombre de enlace metálico. 
  
Propiedades de los compuestos metálicos:  
 Los metales se caracterizan por tener brillo característico, el cual se debe a la movilidad de los electrones. 
La  luz  que  incide  sobre  el metal  es  absorbida  por  los  electrones  libres  que  se mueven  rápidamente 
emitiendo energía radiante que se aprecia como brillo. 
 Conductividad  eléctrica:  la  corriente  eléctrica  es  el desplazamiento de  electrones,  los  cuales  al  llegar  al 
metal repelen a los electrones externos de dicho metal por tener carga de igual signo y así permiten el paso 
de la electricidad. 
 Maleabilidad y ductilidad: la facilidad con que pueden deslizarse unas capas sobre otras hace que sea muy 
fácil producir láminas delgadas o hilos metálicos. 
 Tienen alta resistencia mecánica.  
 Los puntos de  fusión  y ebullición  son  variables pero en  general elevados, por esta  razón  casi  todos  los 
metales son sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio. 
 Son insolubles en agua y en solventes polares, solo se disuelven en otros metales. Por ejemplo, el mercurio 
puede disolver a la plata o al zinc, estas aleaciones se conocen con el nombre de amalgamas.  
 
 
 
 
Actividad C: 
1) Entre qué tipos de elementos ocurre una unión covalente? y Entre qué tipos de elementos 
ocurre una unión iónica? 
2) ¿En la unión covalente los átomos, comparten o se transfieren electrones? 
Química 6°año‐ Actividad N°1‐ 2da Etapa ‐ ENSAGA‐ Página 11 de 11 
 
3) Si un átomo cede o pierde electrones queda cargado de manera positiva o negativa? se 
convierte en un catión o un anión? 
4) Si un átomo gana electrones queda cargadode manera positiva o negativa? se convierte en un 
catión o un anión? 
5) Dadas las siguientes representaciones de iones, indica cuáles son cationes y cuáles aniones: 
Fe++ Br - S = Ga 3+ 
6) Las siguientes son fórmulas moleculares, una forma de representar compuestos. Analizando los 
tipos de elementos que se unieron y formaron los siguientes compuestos, indique el tipo de 
enlace que presentan. (iónico, covalente o metálico) 
K2O , HI , N2O3 , KI , Fe , SO3 , CaCl2 , MgO , H2S , N2 , FeO , CO2 , AgHg 
7) ¿Una molécula es covalente polar, cuando los elementos tienen similar o diferente 
electronegatividad? 
8) Dados los siguientes compuestos, indica cuál es una molécula polar y cuál no polar. 
O2 HF N2 CO 
9) Lea el listado de propiedades que damos seguidamente y coloque en el paréntesis la letra I, C o 
M según corresponda a compuestos iónicos, covalentes o metálicos. 
Solubles en agua. ( ) 
Solubles en solventes orgánicos ( ) 
Insolubles en agua y en solventes polares. ( ) 
Punto de fusión bajo. ( ) 
No conducen la electricidad. ( ) 
Son electrolitos. ( ) 
A temperatura ambiente son sólidos cristalinos, duros y quebradizos. ( ) 
Malos conductores del calor. ( ) 
Alta resistencia mecánica. ( ) 
Son gaseosos, líquidos y sólidos. ( ) 
10) Indique verdadero o falso. Y Justifique las afirmaciones falsas. (pueden simplemente reformular 
la afirmación, de manera correcta). 
a) Los compuestos metálicos conducen la electricidad porque sus electrones se encuentran libres. 
b) Los compuestos covalentes en estado líquido, fundidos o disueltos conducen la electricidad. 
c) Un cristal de NaCl no se disuelve en agua. 
d) Los compuestos iónicos tienen la propiedad de ser dúctiles y maleables. 
e) Los compuestos covalentes funden a bajas temperaturas. 
f) Los compuestos covalentes se caracterizan por tener brillo característico, el cual se debe a la movilidad 
de los electrones. 
11) Para pensar y analizar… ¿el agua es un compuesto iónico o covalente? ¿Por qué el agua destilada 
no conduce la electricidad y el agua de red sí?