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30 nov 2025
•
Carmen Navarro Saturno
@caarmenchu_10
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a... Mostrar más
El enlace iónico se forma por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Cuando un átomo pierde o gana electrones (según su valencia iónica), se forman iones que se atraen y organizan en redes cristalinas tridimensionales.
La estabilidad de estos compuestos se mide por su energía reticular, que es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. Esta energía se puede calcular con la fórmula de Born-Landé y determina muchas propiedades del compuesto.
Los compuestos iónicos tienen propiedades características como ser sólidos a temperatura ambiente, presentar dureza alta y puntos de fusión elevados. Son frágiles porque al aplicar fuerza, las capas de iones se desplazan y se repelen cuando iones del mismo signo se encuentran.
💡 ¿Sabías que los compuestos iónicos no conducen la electricidad en estado sólido pero sí cuando están fundidos o disueltos? Esto ocurre porque los iones necesitan libertad de movimiento para transportar la carga eléctrica.
El enlace metálico puede entenderse mediante dos modelos principales. El primero es el modelo del gas de electrones, que visualiza un metal como una red de cationes rodeados por una "nube" de electrones de valencia que se mueven libremente.
La teoría de bandas ofrece una explicación más avanzada: cuando muchos átomos metálicos se juntan, sus orbitales atómicos forman bandas continuas de energía que permiten a los electrones moverse con facilidad por todo el metal.
Estas características explican las propiedades típicas de los metales como su brillo (por la vibración de electrones al recibir luz), su conductividad eléctrica y térmica, y sus propiedades mecánicas como ser dúctiles y maleables.
🔍 Curiosidad: Los metales son prácticamente insolubles en disolventes comunes, pero se disuelven muy bien entre sí, formando aleaciones. Cuando un metal se disuelve en mercurio, se forma una amalgama, que se ha usado tradicionalmente en empastes dentales.
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten electrones. Según la Teoría de Enlace de Valencia, este enlace se produce por solapamiento de orbitales atómicos con electrones desapareados y espines antiparalelos.
Existen dos tipos principales de enlaces covalentes: el enlace sigma (σ), formado por solapamiento frontal de orbitales, y el enlace pi (π), creado por solapamiento lateral. Los enlaces pueden ser sencillos, dobles o triples dependiendo del número de pares de electrones compartidos.
Algunas moléculas presentan excepciones a la regla del octeto, como aquellas con número impar de electrones (NO), con octeto incompleto (BH₃), o con octeto expandido (I₃).
🧪 La polaridad de una molécula depende tanto de la polaridad de sus enlaces individuales como de su geometría. Una molécula será polar cuando la suma de sus momentos dipolares sea distinta de cero, lo que afecta enormemente a su comportamiento químico y físico.
Las sustancias con enlaces covalentes moleculares suelen tener baja densidad y puntos de fusión bajos, existiendo como gases o líquidos volátiles a temperatura ambiente. Su solubilidad depende de las fuerzas intermoleculares que puedan establecer con el disolvente.
Los sólidos covalentes como el diamante o el grafito tienen estructuras extendidas donde cada átomo está unido covalentemente a otros formando redes tridimensionales. Estos materiales suelen ser duros, tener puntos de fusión elevados y ser insolubles en cualquier disolvente.
La teoría de hibridación de orbitales explica la geometría molecular mediante la combinación de orbitales atómicos que forman orbitales híbridos. Las hibridaciones más comunes (sp, sp², sp³) producen geometrías específicas: lineal, triangular o tetraédrica, respectivamente.
🔬 El grafito es una excepción fascinante entre los sólidos covalentes: a pesar de su estructura extendida, conduce la electricidad debido a que tiene electrones deslocalizados que pueden moverse a través de sus capas, lo que también explica su uso como lubricante.
La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) es fundamental para predecir la geometría de las moléculas. Esta teoría se basa en que los pares de electrones (tanto enlazantes como no enlazantes) se repelen entre sí y buscan disponerse lo más alejados posible.
Los pares no enlazantes ejercen mayor repulsión que los pares enlazantes, lo que distorsiona los ángulos de enlace. Cuando el átomo central solo tiene pares enlazantes y los átomos unidos son iguales, todos los ángulos son iguales. Sin embargo, la presencia de pares no enlazantes modifica esta simetría.
Para determinar la geometría molecular, primero se considera la distribución de todos los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) alrededor del átomo central, obteniendo una geometría inicial. Luego, la geometría final se determina considerando solo la posición de los átomos, no de los pares solitarios.
📐 La geometría de una molécula afecta directamente a sus propiedades físicas y químicas. Por ejemplo, el agua (H₂O) tiene geometría angular debido a sus dos pares no enlazantes, lo que la hace polar y explica propiedades únicas como su alta capacidad calorífica y su menor densidad en estado sólido.
Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre moléculas que no implican la formación de enlaces químicos propiamente dichos, pero son cruciales para explicar las propiedades físicas de las sustancias.
Las fuerzas de dispersión de London ocurren entre todas las moléculas, incluso las apolares, debido a dipolos instantáneos que surgen por fluctuaciones en la distribución electrónica. Su intensidad aumenta con la masa y el volumen molecular, lo que explica por qué el F₂ y Cl₂ son gases mientras que el I₂ es sólido a temperatura ambiente.
Las fuerzas dipolo-dipolo se dan entre moléculas polares, mientras que los puentes de hidrógeno son interacciones especialmente fuertes que aparecen cuando un átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N) y se acerca a otro átomo electronegativo con pares de electrones libres.
💧 Los puentes de hidrógeno son responsables de muchas propiedades extraordinarias del agua, como su alto punto de ebullición (100°C cuando compuestos similares hierven a temperaturas mucho más bajas), lo que ha permitido la existencia de vida en nuestro planeta.
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, tienes acceso gratuito a los contenidos de la aplicación y a nuestro compañero de IA. Para desbloquear determinadas funciones de la aplicación, puedes adquirir Knowunity Pro.
App 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
Está app es muy buena, tiene apuntes que son de mucha ayuda y su IA es fantástica, te explica a la perfección y muy fácil de entender lo que necesites, te ayuda con los deberes, te hace esquemas... en definitiva es una muy buena opción!
Sophia
usuario de Android
Me encanta!!! Me resuelve todo con detalle y me da la explicación correcta. Tiene un montón de funciones, ami me ha ido genial!! Os la recomiendo!!!
Marta
usuaria de Android
La uso casi diariamente, sirve para todas las asignaturas. Yo, por ejemplo la utilizo más en inglés porque se me da bastante mal, ¡Todas las respuestas están correctas! Consta con personas reales que suben sus apuntes y IA para que puedas hacer los deberes muchísimo más fácil, la recomiendo.
Izan
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
Esto no es como Chatgpt, es MUCHISMO MEJOR, te hace unos resúmenes espectaculares y gracias a esta app pase de sacar 5-6 a sacar 8-9.
Julyana
usuaria de Android
Es la mejor aplicación del mundo, la uso para revisar los deberes a mi hijo.
Javier
usuario de Android
Sinceramente me ha salvado los estudios. Recomiendo la aplicación 100%.
Erick
usuario de Android
Me me encanta esta app, todo lo que tiene es de calidad ya que antes de ser publicado es revisado por un equipo de profesionales. Me ha ido genial esta aplicación ya que gracias a ella puedo estudiar mucho mejor, sin tener que agobiarme porque mi profesor no ha hecho teoría o porque no entiendo su teoría. Le doy un 10 de 10!
Mar
usuaria de iOS
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Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas y compuestos. Entender cómo se forman estos enlaces y qué propiedades confieren a las sustancias es fundamental para comprender la química y cómo funciona la... Mostrar más
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El enlace iónico se forma por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Cuando un átomo pierde o gana electrones (según su valencia iónica), se forman iones que se atraen y organizan en redes cristalinas tridimensionales.
La estabilidad de estos compuestos se mide por su energía reticular, que es la energía necesaria para separar completamente un mol de un compuesto iónico en sus iones gaseosos. Esta energía se puede calcular con la fórmula de Born-Landé y determina muchas propiedades del compuesto.
Los compuestos iónicos tienen propiedades características como ser sólidos a temperatura ambiente, presentar dureza alta y puntos de fusión elevados. Son frágiles porque al aplicar fuerza, las capas de iones se desplazan y se repelen cuando iones del mismo signo se encuentran.
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Estas características explican las propiedades típicas de los metales como su brillo (por la vibración de electrones al recibir luz), su conductividad eléctrica y térmica, y sus propiedades mecánicas como ser dúctiles y maleables.
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El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten electrones. Según la Teoría de Enlace de Valencia, este enlace se produce por solapamiento de orbitales atómicos con electrones desapareados y espines antiparalelos.
Existen dos tipos principales de enlaces covalentes: el enlace sigma (σ), formado por solapamiento frontal de orbitales, y el enlace pi (π), creado por solapamiento lateral. Los enlaces pueden ser sencillos, dobles o triples dependiendo del número de pares de electrones compartidos.
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Los sólidos covalentes como el diamante o el grafito tienen estructuras extendidas donde cada átomo está unido covalentemente a otros formando redes tridimensionales. Estos materiales suelen ser duros, tener puntos de fusión elevados y ser insolubles en cualquier disolvente.
La teoría de hibridación de orbitales explica la geometría molecular mediante la combinación de orbitales atómicos que forman orbitales híbridos. Las hibridaciones más comunes (sp, sp², sp³) producen geometrías específicas: lineal, triangular o tetraédrica, respectivamente.
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La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) es fundamental para predecir la geometría de las moléculas. Esta teoría se basa en que los pares de electrones (tanto enlazantes como no enlazantes) se repelen entre sí y buscan disponerse lo más alejados posible.
Los pares no enlazantes ejercen mayor repulsión que los pares enlazantes, lo que distorsiona los ángulos de enlace. Cuando el átomo central solo tiene pares enlazantes y los átomos unidos son iguales, todos los ángulos son iguales. Sin embargo, la presencia de pares no enlazantes modifica esta simetría.
Para determinar la geometría molecular, primero se considera la distribución de todos los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) alrededor del átomo central, obteniendo una geometría inicial. Luego, la geometría final se determina considerando solo la posición de los átomos, no de los pares solitarios.
📐 La geometría de una molécula afecta directamente a sus propiedades físicas y químicas. Por ejemplo, el agua (H₂O) tiene geometría angular debido a sus dos pares no enlazantes, lo que la hace polar y explica propiedades únicas como su alta capacidad calorífica y su menor densidad en estado sólido.
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Las fuerzas intermoleculares son interacciones entre moléculas que no implican la formación de enlaces químicos propiamente dichos, pero son cruciales para explicar las propiedades físicas de las sustancias.
Las fuerzas de dispersión de London ocurren entre todas las moléculas, incluso las apolares, debido a dipolos instantáneos que surgen por fluctuaciones en la distribución electrónica. Su intensidad aumenta con la masa y el volumen molecular, lo que explica por qué el F₂ y Cl₂ son gases mientras que el I₂ es sólido a temperatura ambiente.
Las fuerzas dipolo-dipolo se dan entre moléculas polares, mientras que los puentes de hidrógeno son interacciones especialmente fuertes que aparecen cuando un átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N) y se acerca a otro átomo electronegativo con pares de electrones libres.
💧 Los puentes de hidrógeno son responsables de muchas propiedades extraordinarias del agua, como su alto punto de ebullición (100°C cuando compuestos similares hierven a temperaturas mucho más bajas), lo que ha permitido la existencia de vida en nuestro planeta.
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Enlace iónico, covalente y metálico, estructuras de lewis, geometria molecular...
QuímicaApuntes TEMA 3. ENLACE QUÍMICO.
QuímicaBloque II de química de 2⁰ de Bachillerato. Incluye teoría sobre los diferentes enlaces químicos, la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencias, la Teoría de Enlace de Valencia y de Hibridación
QuímicaEnlace ionico, covalente y metálico. Como se forman y sus propiedades. Fuerzas intermoleculares
QuímicaEL ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
QuímicaResumen de la parte teórica del tema Enlace Químico de química (2º Bachillerato).
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