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22 nov 2025
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ria
@riaair
¿Te has preguntado alguna vez por qué el agua hierve... Mostrar más
Imagínate los átomos como personas solitarias que buscan compañía para sentirse más seguras. El enlace químico es esa fuerza de atracción que permite a dos o más átomos unirse y formar algo estable, como moléculas o cristales.
Existen tres tipos principales: el enlace iónico (entre metales y no metales que forman cristales), el enlace covalente (entre no metales que crean moléculas), y el enlace metálico (entre átomos metálicos).
La clave está en la energía: cuando los átomos se unen, disminuye su energía y aumenta su estabilidad. Es como encontrar el equilibrio perfecto entre la atracción (que los acerca) y la repulsión (que los separa).
💡 Recuerda: Menor energía = mayor estabilidad. Los átomos siempre buscan la configuración más estable posible.
¿Por qué los gases nobles son tan "antisociales"? Porque ya tienen su configuración electrónica perfecta. La regla del octeto explica que los átomos se enlazan para conseguir 8 electrones en su capa externa, imitando a estos gases nobles.
Los diagramas de Lewis son tu herramienta visual para entender esto. Representan los electrones de valencia con puntos alrededor del símbolo del elemento, haciendo fácil ver cómo se forman los enlaces.
En el enlace iónico, un metal cede electrones (se convierte en catión) y un no metal los gana (se vuelve anión). Por ejemplo: Na⁺ + Cl⁻ → NaCl. En el enlace covalente, los átomos comparten electrones en lugar de intercambiarlos.
💡 Truco: Si ves metal + no metal = iónico. Si ves no metal + no metal = covalente.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas donde cada catión se rodea de aniones y viceversa. Esta disposición ordenada minimiza las fuerzas de repulsión y crea estructuras sólidas estables como la sal de cocina.
La fórmula empírica te dice la proporción más simple de átomos en un compuesto. CoCl₂ significa que por cada átomo de cobalto hay dos de cloro, pero no te dice cuántos átomos totales tiene el cristal.
En los enlaces covalentes, los átomos comparten pares de electrones. Pueden ser sencillos (un par), dobles (dos pares) o triples (tres pares). F₂ tiene un enlace sencillo, O₂ uno doble, y N₂ uno triple.
💡 Dato curioso: Cuantos más pares de electrones comparten, más fuerte es el enlace, pero también más corto.
La electronegatividad es como el "egoísmo" de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo. Cuando dos átomos con diferente electronegatividad se enlazan, crean un enlace covalente polar donde los electrones están más cerca del átomo más electronegativo.
Si la electronegatividad es igual (como en F₂), el enlace es apolar y los electrones se reparten equitativamente. Si es diferente (como en H₂O), se forman dipolos con cargas parciales positivas y negativas.
Las fuerzas intermoleculares son las atracciones entre moléculas diferentes. Son más débiles que los enlaces intramoleculares pero determinan propiedades como el punto de ebullición del agua.
💡 Para recordar: HF > HCl > HBr en polaridad. A mayor diferencia de electronegatividad, mayor polaridad.
Las fuerzas de Van der Waals son atracciones débiles que ocurren entre todas las moléculas. Aunque son débiles, determinan cuánta energía necesitas para hervir o fundir una sustancia.
Estas fuerzas dependen de dos factores principales: la polaridad y el tamaño molecular. Moléculas más polares tienen fuerzas más intensas, y moléculas más grandes también.
Hay tres tipos: dipolo-dipolo (entre moléculas polares), dipolo-dipolo inducido (cuando una molécula polar "convence" a una apolar para que se polarice temporalmente), y fuerzas de dispersión.
Compara SiH₄, PH₃, H₂S y HCl: conforme aumenta la polaridad, aumentan las temperaturas de ebullición y fusión porque necesitas más energía para separar las moléculas.
💡 Regla práctica: Más polar o más grande = punto de ebullición más alto.
Los enlaces de hidrógeno son los "superhéroes" de las fuerzas intermoleculares. Son mucho más fuertes que las fuerzas de Van der Waals y explican por qué el agua tiene propiedades tan especiales.
Se forman cuando el hidrógeno se une a elementos muy electronegativos y pequeños: nitrógeno (N), oxígeno (O) o flúor (F). Esta combinación crea una atracción especialmente intensa entre moléculas.
Mira esta comparación sorprendente: H₂O hierve a 100°C, pero H₂S a -60°C, H₂Se a -41°C y H₂Te a -2°C. ¿Por qué el agua es tan diferente? ¡Por los puentes de hidrógeno!
Mientras que H₂S, H₂Se y H₂Te solo tienen fuerzas de Van der Waals (que aumentan gradualmente con el tamaño), el H₂O tiene enlaces de hidrógeno que requieren mucha más energía para romperse.
💡 ¡Increíble! Sin los enlaces de hidrógeno, el agua sería gas a temperatura ambiente y la vida tal como la conocemos no existiría.
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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.
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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
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
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.
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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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Marta
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Sara
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Roberto
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ria
@riaair
¿Te has preguntado alguna vez por qué el agua hierve a 100°C mientras que otras sustancias similares hierven a temperaturas mucho más bajas? Todo tiene que ver con los enlaces químicos y las fuerzas que mantienen unidos a los átomos... Mostrar más
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Imagínate los átomos como personas solitarias que buscan compañía para sentirse más seguras. El enlace químico es esa fuerza de atracción que permite a dos o más átomos unirse y formar algo estable, como moléculas o cristales.
Existen tres tipos principales: el enlace iónico (entre metales y no metales que forman cristales), el enlace covalente (entre no metales que crean moléculas), y el enlace metálico (entre átomos metálicos).
La clave está en la energía: cuando los átomos se unen, disminuye su energía y aumenta su estabilidad. Es como encontrar el equilibrio perfecto entre la atracción (que los acerca) y la repulsión (que los separa).
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Los diagramas de Lewis son tu herramienta visual para entender esto. Representan los electrones de valencia con puntos alrededor del símbolo del elemento, haciendo fácil ver cómo se forman los enlaces.
En el enlace iónico, un metal cede electrones (se convierte en catión) y un no metal los gana (se vuelve anión). Por ejemplo: Na⁺ + Cl⁻ → NaCl. En el enlace covalente, los átomos comparten electrones en lugar de intercambiarlos.
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La fórmula empírica te dice la proporción más simple de átomos en un compuesto. CoCl₂ significa que por cada átomo de cobalto hay dos de cloro, pero no te dice cuántos átomos totales tiene el cristal.
En los enlaces covalentes, los átomos comparten pares de electrones. Pueden ser sencillos (un par), dobles (dos pares) o triples (tres pares). F₂ tiene un enlace sencillo, O₂ uno doble, y N₂ uno triple.
💡 Dato curioso: Cuantos más pares de electrones comparten, más fuerte es el enlace, pero también más corto.
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La electronegatividad es como el "egoísmo" de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo. Cuando dos átomos con diferente electronegatividad se enlazan, crean un enlace covalente polar donde los electrones están más cerca del átomo más electronegativo.
Si la electronegatividad es igual (como en F₂), el enlace es apolar y los electrones se reparten equitativamente. Si es diferente (como en H₂O), se forman dipolos con cargas parciales positivas y negativas.
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Compara SiH₄, PH₃, H₂S y HCl: conforme aumenta la polaridad, aumentan las temperaturas de ebullición y fusión porque necesitas más energía para separar las moléculas.
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Los enlaces de hidrógeno son los "superhéroes" de las fuerzas intermoleculares. Son mucho más fuertes que las fuerzas de Van der Waals y explican por qué el agua tiene propiedades tan especiales.
Se forman cuando el hidrógeno se une a elementos muy electronegativos y pequeños: nitrógeno (N), oxígeno (O) o flúor (F). Esta combinación crea una atracción especialmente intensa entre moléculas.
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Elena
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Sophia
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Marta
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Mar
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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.
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Mar
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