Asignaturas
Química
29 de nov de 2025
49
14 páginas
JuanDa Lo @juanda
La estructura atómica y los enlaces químicos son fundamentales para entender cómo se comporta la materia. Estos conceptos... Mostrar más
La estructura de Lewis representa a los átomos usando su símbolo químico y puntos o barras alrededor para mostrar los electrones de valencia. Estos electrones son clave para entender cómo se forman los enlaces químicos.
La regla del octeto establece que los átomos tienden a transferir o compartir electrones hasta alcanzar una configuración estable de 8 electrones en su capa de valencia, como los gases nobles. Por ejemplo, el hidrógeno (H) tiene 1 electrón de valencia (1s¹), mientras que el oxígeno (O) tiene 6 electrones de valencia (1s² 2s² 2p⁴).
Los tipos de enlaces dependen de cómo se comportan estos electrones de valencia. El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia de electrones entre átomos, generalmente de un metal a un no metal. Un ejemplo es el LiF, donde el litio (con 1 electrón de valencia) transfiere su electrón al flúor (con 7 electrones de valencia).
⚡ ¡Dato importante! La diferencia de electronegatividad entre átomos determina el tipo de enlace si es mayor a 1.7, será un enlace iónico.
El enlace iónico se forma entre metales y no metales con una diferencia de electronegatividad mayor a 1.7. El NaCl es un ejemplo perfecto el sodio (Na) con 1 electrón de valencia lo cede al cloro (Cl) con 7 electrones de valencia.
El enlace covalente se produce cuando dos o más átomos comparten electrones entre sí. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividad es menor a 1.7. El metano (CH₄) es un buen ejemplo donde el carbono comparte sus 4 electrones de valencia con 4 átomos de hidrógeno.
El enlace metálico es un enlace fuerte que se forma exclusivamente entre átomos del mismo elemento metálico. En este enlace, los electrones de valencia forman una "nube electrónica" que permite a los metales conducir electricidad y calor.
🔍 ¡Atención! Identificar correctamente el tipo de enlace te ayudará a predecir las propiedades de los compuestos, como su punto de fusión, solubilidad y conductividad.
Los enlaces iónicos siempre se forman entre elementos metálicos y no metálicos. Es fácil recordarlo pensando en la tabla periódica un elemento de la izquierda (metal) con uno de la derecha (no metal).
Los enlaces covalentes se forman entre elementos no metálicos, ya sea entre átomos del mismo elemento o entre diferentes elementos no metálicos. Aquí los átomos comparten electrones en lugar de transferirlos.
Para determinar qué tipo de enlace formará un elemento, es crucial conocer su configuración electrónica y su estructura de Lewis. Por ejemplo, el flúor (F) tiene la configuración 1s² 2s² 2p⁵ con 7 electrones de valencia, por lo que su estructura de Lewis muestra 7 puntos alrededor del símbolo F.
💡 ¡Consejo práctico! Para dibujar estructuras de Lewis rápidamente, primero determina los electrones de valencia (los del último nivel) contando desde la configuración electrónica del elemento.
Las estructuras de Lewis nos permiten visualizar fácilmente cuántos electrones de valencia tiene cada elemento. Para el calcio (Ca), su configuración electrónica es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s², resultando en 2 electrones de valencia que se representan como dos puntos junto al símbolo Ca.
El azufre (S) tiene 6 electrones de valencia (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴), por lo que su estructura de Lewis muestra 6 puntos alrededor del símbolo S. Estos electrones participarán en la formación de enlaces.
El estaño (Sn) tiene una configuración electrónica más compleja (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p²), pero lo importante es que tiene 4 electrones de valencia, representados como 4 puntos en su estructura de Lewis.
🧪 ¡Interesante! Los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica suelen tener el mismo número de electrones de valencia, lo que les da propiedades químicas similares.
El fósforo (P) tiene 5 electrones de valencia (configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³), que se representan como 5 puntos alrededor del símbolo P en su estructura de Lewis. Estos electrones son clave para su capacidad de formar múltiples enlaces.
El arsénico (As), con configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p³, también tiene 5 electrones de valencia. Esto explica por qué el arsénico y el fósforo tienen propiedades químicas similares, ya que están en el mismo grupo de la tabla periódica.
El germanio (Ge) tiene 4 electrones de valencia (configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p²). Su estructura de Lewis muestra estos 4 electrones, que determinan su comportamiento químico.
📝 ¡No olvides! Los electrones de valencia son los protagonistas de las reacciones químicas y determinan la capacidad de un elemento para formar enlaces.
El bario (Ba) tiene 2 electrones de valencia (configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s²). Como metal, tiende a perder estos electrones en las reacciones químicas.
Existen excepciones a la regla del octeto, como el hidrógeno, berilio, litio, fósforo, azufre, selenio, silicio y helio. Estas excepciones ocurren por la naturaleza de los elementos, como en moléculas con número impar de electrones o átomos con más o menos de 8 electrones.
Los compuestos iónicos tienen puntos de ebullición y fusión altos y suelen ser sólidos cristalinos. Los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y ebullición bajos y pueden estar en cualquiera de los tres estados de la materia. Los compuestos metálicos tienen puntos de fusión y ebullición altos y conducen bien el calor.
🔥 ¡Dato curioso! La diferencia entre enlaces afecta directamente las propiedades físicas de los materiales que usamos diariamente, desde el agua (enlace covalente polar) hasta los cables eléctricos (enlace metálico).
La nube electrónica nos ayuda a visualizar cómo se distribuyen los electrones en una molécula. En el caso del hidrógeno molecular (H₂), cada átomo de hidrógeno aporta 1 electrón, formando un enlace covalente simple donde comparten 2 electrones.
En el yoduro de hidrógeno (HI), el hidrógeno aporta 1 electrón y el yodo aporta 7 electrones de valencia. Forman un enlace covalente polar debido a la diferencia de electronegatividad entre ambos elementos.
En el óxido de magnesio (MgO), el magnesio (con 12 electrones totales) transfiere 2 electrones al oxígeno (con 8 electrones totales), formando un enlace iónico. El magnesio queda con carga +2 y el oxígeno con carga -2.
🌍 ¡Conexión real! La comprensión de la nube electrónica es fundamental en campos como la medicina (resonancia magnética), la tecnología (semiconductores) y la ciencia de materiales.
El dióxido de carbono (CO₂) forma un octeto donde el carbono (con 6 electrones de valencia) comparte electrones con dos átomos de oxígeno (cada uno con 8 electrones de valencia). El carbono alcanza su octeto mediante enlaces dobles con cada oxígeno.
En el óxido de calcio (CaO), el calcio (con 20 electrones totales) cede 2 electrones al oxígeno (con 8 electrones totales), cumpliendo ambos con la regla del octeto. El calcio queda con configuración electrónica estable similar al argón.
El oxígeno molecular (O₂) está formado por dos átomos de oxígeno que comparten electrones para formar un enlace doble. Cada átomo de oxígeno tiene 8 electrones de valencia, cumpliendo con la regla del octeto.
🔬 ¡Piénsalo! Si los elementos no siguieran la regla del octeto, nuestro mundo sería completamente diferente y muchas moléculas esenciales para la vida no existirían.
El óxido de magnesio (MgO) se forma por un enlace iónico simple. El magnesio tiene 2 electrones de valencia (configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s²) y el oxígeno tiene 6 electrones de valencia. El magnesio cede sus 2 electrones al oxígeno, formando los iones Mg²⁺ y O²⁻.
El yoduro de potasio (KI) también forma un enlace iónico simple. El potasio tiene 1 electrón de valencia y el yodo tiene 7. El potasio transfiere su electrón al yodo, formando los iones K⁺ y I⁻.
El fluoruro de litio (LiF) sigue el mismo patrón iónico el litio (con 1 electrón de valencia) transfiere su electrón al flúor (con 7 electrones de valencia), resultando en un enlace iónico simple con iones Li⁺ y F⁻.
👁️ ¡Visualízalo! Cuando dibujes estructuras de Lewis, recuerda los puntos representan electrones de valencia, y las líneas representan pares de electrones compartidos en un enlace.
La molécula de nitrógeno (N₂) forma un enlace covalente triple. Cada átomo de nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y comparte 3 pares de electrones entre sí, cumpliendo ambos con el octeto. Este triple enlace hace que el N₂ sea muy estable.
El cloruro de magnesio (MgCl₂) es un compuesto iónico donde el magnesio (con 2 electrones de valencia) cede un electrón a cada uno de los dos átomos de cloro (cada uno con 7 electrones de valencia). El resultado son iones Mg²⁺ y Cl⁻.
El monóxido de carbono (CO) forma un enlace covalente triple. El carbono (con 4 electrones de valencia) y el oxígeno (con 6 electrones de valencia) comparten 3 pares de electrones, lo que permite a ambos alcanzar el octeto.
🚀 ¡Conéctalo con la realidad! El triple enlace en el N₂ explica por qué el nitrógeno es tan estable en nuestra atmósfera y requiere mucha energía para reaccionar, como en la producción de fertilizantes.
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¡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.
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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 problemas 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
usuaria 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 realmente difícil recopilar toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis apuntes y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuaria de Android
Estaba constantemente 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 gestionar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre fue difícil encontrar los materiales adecuados 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 notas.
Sarah L
usuaria 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 al prepararme 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.
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La estructura atómica y los enlaces químicos son fundamentales para entender cómo se comporta la materia. Estos conceptos explican cómo los átomos se unen para formar moléculas y compuestos que encontramos en nuestra vida diaria, desde el agua que bebemos... Mostrar más
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La estructura de Lewis representa a los átomos usando su símbolo químico y puntos o barras alrededor para mostrar los electrones de valencia. Estos electrones son clave para entender cómo se forman los enlaces químicos.
La regla del octeto establece que los átomos tienden a transferir o compartir electrones hasta alcanzar una configuración estable de 8 electrones en su capa de valencia, como los gases nobles. Por ejemplo, el hidrógeno (H) tiene 1 electrón de valencia (1s¹), mientras que el oxígeno (O) tiene 6 electrones de valencia (1s² 2s² 2p⁴).
Los tipos de enlaces dependen de cómo se comportan estos electrones de valencia. El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia de electrones entre átomos, generalmente de un metal a un no metal. Un ejemplo es el LiF, donde el litio (con 1 electrón de valencia) transfiere su electrón al flúor (con 7 electrones de valencia).
⚡ ¡Dato importante! La diferencia de electronegatividad entre átomos determina el tipo de enlace: si es mayor a 1.7, será un enlace iónico.
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El enlace covalente se produce cuando dos o más átomos comparten electrones entre sí. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividad es menor a 1.7. El metano (CH₄) es un buen ejemplo donde el carbono comparte sus 4 electrones de valencia con 4 átomos de hidrógeno.
El enlace metálico es un enlace fuerte que se forma exclusivamente entre átomos del mismo elemento metálico. En este enlace, los electrones de valencia forman una "nube electrónica" que permite a los metales conducir electricidad y calor.
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Los enlaces iónicos siempre se forman entre elementos metálicos y no metálicos. Es fácil recordarlo pensando en la tabla periódica: un elemento de la izquierda (metal) con uno de la derecha (no metal).
Los enlaces covalentes se forman entre elementos no metálicos, ya sea entre átomos del mismo elemento o entre diferentes elementos no metálicos. Aquí los átomos comparten electrones en lugar de transferirlos.
Para determinar qué tipo de enlace formará un elemento, es crucial conocer su configuración electrónica y su estructura de Lewis. Por ejemplo, el flúor (F) tiene la configuración 1s² 2s² 2p⁵ con 7 electrones de valencia, por lo que su estructura de Lewis muestra 7 puntos alrededor del símbolo F.
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Las estructuras de Lewis nos permiten visualizar fácilmente cuántos electrones de valencia tiene cada elemento. Para el calcio (Ca), su configuración electrónica es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s², resultando en 2 electrones de valencia que se representan como dos puntos junto al símbolo Ca.
El azufre (S) tiene 6 electrones de valencia (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴), por lo que su estructura de Lewis muestra 6 puntos alrededor del símbolo S. Estos electrones participarán en la formación de enlaces.
El estaño (Sn) tiene una configuración electrónica más compleja (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p²), pero lo importante es que tiene 4 electrones de valencia, representados como 4 puntos en su estructura de Lewis.
🧪 ¡Interesante! Los elementos de un mismo grupo en la tabla periódica suelen tener el mismo número de electrones de valencia, lo que les da propiedades químicas similares.
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El fósforo (P) tiene 5 electrones de valencia (configuración: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³), que se representan como 5 puntos alrededor del símbolo P en su estructura de Lewis. Estos electrones son clave para su capacidad de formar múltiples enlaces.
El arsénico (As), con configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p³, también tiene 5 electrones de valencia. Esto explica por qué el arsénico y el fósforo tienen propiedades químicas similares, ya que están en el mismo grupo de la tabla periódica.
El germanio (Ge) tiene 4 electrones de valencia (configuración: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p²). Su estructura de Lewis muestra estos 4 electrones, que determinan su comportamiento químico.
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Existen excepciones a la regla del octeto, como el hidrógeno, berilio, litio, fósforo, azufre, selenio, silicio y helio. Estas excepciones ocurren por la naturaleza de los elementos, como en moléculas con número impar de electrones o átomos con más o menos de 8 electrones.
Los compuestos iónicos tienen puntos de ebullición y fusión altos y suelen ser sólidos cristalinos. Los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y ebullición bajos y pueden estar en cualquiera de los tres estados de la materia. Los compuestos metálicos tienen puntos de fusión y ebullición altos y conducen bien el calor.
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En el yoduro de hidrógeno (HI), el hidrógeno aporta 1 electrón y el yodo aporta 7 electrones de valencia. Forman un enlace covalente polar debido a la diferencia de electronegatividad entre ambos elementos.
En el óxido de magnesio (MgO), el magnesio (con 12 electrones totales) transfiere 2 electrones al oxígeno (con 8 electrones totales), formando un enlace iónico. El magnesio queda con carga +2 y el oxígeno con carga -2.
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El dióxido de carbono (CO₂) forma un octeto donde el carbono (con 6 electrones de valencia) comparte electrones con dos átomos de oxígeno (cada uno con 8 electrones de valencia). El carbono alcanza su octeto mediante enlaces dobles con cada oxígeno.
En el óxido de calcio (CaO), el calcio (con 20 electrones totales) cede 2 electrones al oxígeno (con 8 electrones totales), cumpliendo ambos con la regla del octeto. El calcio queda con configuración electrónica estable similar al argón.
El oxígeno molecular (O₂) está formado por dos átomos de oxígeno que comparten electrones para formar un enlace doble. Cada átomo de oxígeno tiene 8 electrones de valencia, cumpliendo con la regla del octeto.
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El yoduro de potasio (KI) también forma un enlace iónico simple. El potasio tiene 1 electrón de valencia y el yodo tiene 7. El potasio transfiere su electrón al yodo, formando los iones K⁺ y I⁻.
El fluoruro de litio (LiF) sigue el mismo patrón iónico: el litio (con 1 electrón de valencia) transfiere su electrón al flúor (con 7 electrones de valencia), resultando en un enlace iónico simple con iones Li⁺ y F⁻.
👁️ ¡Visualízalo! Cuando dibujes estructuras de Lewis, recuerda: los puntos representan electrones de valencia, y las líneas representan pares de electrones compartidos en un enlace.
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La molécula de nitrógeno (N₂) forma un enlace covalente triple. Cada átomo de nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y comparte 3 pares de electrones entre sí, cumpliendo ambos con el octeto. Este triple enlace hace que el N₂ sea muy estable.
El cloruro de magnesio (MgCl₂) es un compuesto iónico donde el magnesio (con 2 electrones de valencia) cede un electrón a cada uno de los dos átomos de cloro (cada uno con 7 electrones de valencia). El resultado son iones Mg²⁺ y Cl⁻.
El monóxido de carbono (CO) forma un enlace covalente triple. El carbono (con 4 electrones de valencia) y el oxígeno (con 6 electrones de valencia) comparten 3 pares de electrones, lo que permite a ambos alcanzar el octeto.
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Puedes descargar la app en Google Play Store y Apple App Store.
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Pablo
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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.
Ana
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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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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
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¡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!
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Julia S
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Siempre fue difícil encontrar los materiales adecuados 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 notas.
Sarah L
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Paul T
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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 problemas 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
usuaria 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 realmente difícil recopilar toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis apuntes y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuaria de Android
Estaba constantemente 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 gestionar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre fue difícil encontrar los materiales adecuados 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 notas.
Sarah L
usuaria 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 al prepararme para los exámenes.
Paul T
usuario de iOS
