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19 nov 2025
•
Ivan Castilla
@ivancastilla
¿Te has preguntado alguna vez por qué los átomos se... Mostrar más
¿Sabes qué tienen en común el agua que bebes y el aire que respiras? Todos están formados por átomos unidos mediante enlaces químicos. Un átomo es estable cuando su última capa está completa, y para conseguirlo se une con otros átomos.
La regla del octeto nos dice que los átomos buscan tener 8 electrones en su capa más externa, como los gases nobles. Esta configuración electrónica (ns²np⁶) es la más estable, excepto para el helio que solo necesita 2 electrones (ns²).
El enlace químico es una fuerza de tipo electrostático que mantiene unidos a los átomos. Se forma cuando las fuerzas de atracción (entre núcleos y electrones) contrarrestan las de repulsión (entre núcleos y entre nubes electrónicas), alcanzando una distancia de equilibrio.
💡 Dato curioso: La naturaleza del enlace es siempre electrostática, pero según cómo se comporten los electrones, tendremos enlaces iónicos, covalentes o metálicos.
Existen tres tipos principales de enlaces químicos: iónico (unión entre iones de cargas opuestas), covalente (compartición de electrones) y metálico (electrones deslocalizados y móviles). Cada tipo da lugar a sustancias con propiedades muy diferentes.
Cuando dos átomos se acercan para formar un enlace, su energía potencial cambia. Al principio, cuando están muy separados, apenas hay interacción. A medida que se acercan, aparecen fuerzas de atracción que hacen que la energía disminuya.
Existe una distancia de enlace óptima donde la energía potencial es mínima y la estabilidad máxima. Si los átomos se acercan demasiado, las fuerzas repulsivas dominan y la energía aumenta bruscamente.
⚡ Recuerda: El enlace se forma en el punto de mínima energía potencial, donde las fuerzas de atracción y repulsión se equilibran perfectamente.
El enlace covalente se forma cuando átomos con electronegatividad similar comparten pares de electrones. Es típico entre no metales y explica moléculas como H₂, O₂, Cl₂ o HCl.
Para representar estos enlaces usamos los diagramas de Lewis, donde escribimos el símbolo del elemento y marcamos los electrones de valencia con puntos o aspas. Solo participan los electrones de la última capa en la formación de enlaces.
El solapamiento de orbitales ocurre cuando las nubes electrónicas de dos átomos se unen. Los electrones pueden estar compartidos (formando el enlace) o no compartidos (llamados solitarios o no enlazantes).
🔬 Importante: En los diagramas de Lewis, cada punto representa un electrón de valencia, y cada par compartido forma un enlace covalente.
Los enlaces covalentes pueden ser simples, dobles o triples según cuántos pares de electrones compartan los átomos. Un enlace simple comparte un par , un doble comparte dos pares y un triple comparte tres pares (como N≡N).
Existe también el enlace covalente coordinado o dativo, donde el par de electrones procede de un solo átomo. Se representa con una flecha dirigida hacia el átomo que no aporta electrones.
No todos los átomos cumplen la regla del octeto. Los elementos del tercer período pueden rodearse de más de 8 electrones (como PF₅), mientras que algunas moléculas tienen número impar de electrones (radicales NO, NO₂) o son deficitarias (BeCl₂, BF₃).
📌 Excepción clave: Los elementos a partir del tercer período pueden expandir su octeto porque tienen orbitales d disponibles.
Los elementos covalentes moleculares se forman cuando átomos del mismo elemento no metálico comparten electrones. El flúor forma enlaces simples (F₂), el oxígeno dobles (O₂) y el nitrógeno triples (N₂).
Estos elementos suelen ser gaseosos a temperatura ambiente, con puntos de fusión y ebullición bajos. No conducen electricidad y son poco solubles en agua, características que los distinguen de otros tipos de sustancias.
Los compuestos covalentes moleculares se forman entre no metales diferentes (como HCl o NH₃). Pueden ser gaseosos, líquidos o sólidos, pero mantienen propiedades similares: bajos puntos de fusión, blandos y malos conductores.
🧪 Para recordar: Las propiedades de los compuestos moleculares se deben a que las fuerzas entre moléculas son débiles, aunque dentro de cada molécula los enlaces sean fuertes.
Los cristales covalentes son estructuras donde los átomos forman redes tridimensionales unidas por enlaces covalentes. El carbono es el mejor ejemplo, con formas alotrópicas como el diamante y el grafito.
El diamante tiene una estructura tetraédrica tridimensional que lo hace extremadamente duro y no conductor. El grafito forma anillos de 6 carbonos en capas, siendo blando, brillante y conductor eléctrico.
Los compuestos covalentes reticulares como el cuarzo (SiO₂) también forman redes tridimensionales. Tienen puntos de fusión elevados, son muy duros pero frágiles, no conducen electricidad ni se disuelven en agua.
💎 Curiosidad: El diamante y el grafito están hechos del mismo elemento (carbono), pero sus propiedades son completamente opuestas debido a su diferente estructura cristalina.
La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen. Si tienen electronegatividades similares, el enlace es apolar . Si hay diferencia apreciable, es polar .
En los enlaces polares se forman dipolos eléctricos: el átomo más electronegativo atrae más los electrones compartidos y queda con carga parcial negativa (δ-), mientras el menos electronegativo queda con carga parcial positiva (δ+).
La polaridad del enlace se mide con el momento dipolar (μ). Esta polaridad es fundamental porque determina cómo interaccionan las moléculas entre sí y explica muchas propiedades físicas y químicas.
⚖️ Regla práctica: Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, más polar será su enlace covalente.
La geometría molecular determina si una molécula es polar o apolar, independientemente de que sus enlaces sean polares. Una molécula como CO₂ tiene enlaces polares pero geometría lineal simétrica, resultando apolar.
Las principales geometrías son: lineal (BeCl₂), angular (H₂O), tetraédrica (CH₄), piramidal trigonal (NH₃), bipirámide trigonal (PCl₅) y octaédrica (SF₆). Los ángulos de enlace son característicos de cada geometría.
La polaridad de la molécula depende de la suma vectorial de todos los momentos dipolares de los enlaces. Si se cancelan por simetría, la molécula es apolar; si no, es polar.
🎯 Clave: Una molécula puede tener enlaces polares y ser apolar si su geometría es simétrica, como en el caso del metano (CH₄).
Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas entre sí. Los puentes de hidrógeno son fuerzas de atracción electrostática entre moléculas polares donde el hidrógeno está unido a átomos pequeños y muy electronegativos (F, O, N).
Estas fuerzas explican los elevados puntos de fusión y ebullición del agua, amoníaco y fluoruro de hidrógeno comparados con otros hidruros. El hidrógeno soporta la carga parcial positiva (δ+) y se siente atraído por átomos con carga parcial negativa (δ-).
Los puentes de hidrógeno son fundamentales en sistemas biológicos como el ADN, donde mantienen unidas las bases nitrogenadas complementarias en la doble hélice.
🧬 Aplicación biológica: Sin los puentes de hidrógeno, el ADN no podría mantener su estructura de doble hélice y la vida tal como la conocemos no sería posible.
El agua es el ejemplo perfecto de cómo los puentes de hidrógeno determinan propiedades excepcionales. Cada molécula de agua puede formar hasta cuatro puentes de hidrógeno con moléculas vecinas.
En el estado sólido (hielo), las moléculas forman una estructura hexagonal rígida que ocupa más volumen, por eso el hielo flota. En estado líquido, mantiene puentes pero con más libertad de movimiento. En estado gaseoso, no existen fuerzas intermoleculares.
Las propiedades únicas del agua (punto de fusión 0°C, ebullición 100°C, densidad máxima a 4°C) se deben completamente a los puentes de hidrógeno. Sin ellos, el agua sería gas a temperatura ambiente.
🌊 Dato fascinante: El agua es menos densa en estado sólido que líquido, una propiedad muy rara que permite la vida acuática durante el invierno.
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.
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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
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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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Ivan Castilla
@ivancastilla
¿Te has preguntado alguna vez por qué los átomos se unen para formar compuestos? Todo tiene que ver con algo llamado enlace químico. Los átomos buscan la estabilidad uniéndose con otros átomos, y la forma en que lo hacen... Mostrar más
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¿Sabes qué tienen en común el agua que bebes y el aire que respiras? Todos están formados por átomos unidos mediante enlaces químicos. Un átomo es estable cuando su última capa está completa, y para conseguirlo se une con otros átomos.
La regla del octeto nos dice que los átomos buscan tener 8 electrones en su capa más externa, como los gases nobles. Esta configuración electrónica (ns²np⁶) es la más estable, excepto para el helio que solo necesita 2 electrones (ns²).
El enlace químico es una fuerza de tipo electrostático que mantiene unidos a los átomos. Se forma cuando las fuerzas de atracción (entre núcleos y electrones) contrarrestan las de repulsión (entre núcleos y entre nubes electrónicas), alcanzando una distancia de equilibrio.
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Existen tres tipos principales de enlaces químicos: iónico (unión entre iones de cargas opuestas), covalente (compartición de electrones) y metálico (electrones deslocalizados y móviles). Cada tipo da lugar a sustancias con propiedades muy diferentes.
Cuando dos átomos se acercan para formar un enlace, su energía potencial cambia. Al principio, cuando están muy separados, apenas hay interacción. A medida que se acercan, aparecen fuerzas de atracción que hacen que la energía disminuya.
Existe una distancia de enlace óptima donde la energía potencial es mínima y la estabilidad máxima. Si los átomos se acercan demasiado, las fuerzas repulsivas dominan y la energía aumenta bruscamente.
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El enlace covalente se forma cuando átomos con electronegatividad similar comparten pares de electrones. Es típico entre no metales y explica moléculas como H₂, O₂, Cl₂ o HCl.
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El solapamiento de orbitales ocurre cuando las nubes electrónicas de dos átomos se unen. Los electrones pueden estar compartidos (formando el enlace) o no compartidos (llamados solitarios o no enlazantes).
🔬 Importante: En los diagramas de Lewis, cada punto representa un electrón de valencia, y cada par compartido forma un enlace covalente.
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Existe también el enlace covalente coordinado o dativo, donde el par de electrones procede de un solo átomo. Se representa con una flecha dirigida hacia el átomo que no aporta electrones.
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Los elementos covalentes moleculares se forman cuando átomos del mismo elemento no metálico comparten electrones. El flúor forma enlaces simples (F₂), el oxígeno dobles (O₂) y el nitrógeno triples (N₂).
Estos elementos suelen ser gaseosos a temperatura ambiente, con puntos de fusión y ebullición bajos. No conducen electricidad y son poco solubles en agua, características que los distinguen de otros tipos de sustancias.
Los compuestos covalentes moleculares se forman entre no metales diferentes (como HCl o NH₃). Pueden ser gaseosos, líquidos o sólidos, pero mantienen propiedades similares: bajos puntos de fusión, blandos y malos conductores.
🧪 Para recordar: Las propiedades de los compuestos moleculares se deben a que las fuerzas entre moléculas son débiles, aunque dentro de cada molécula los enlaces sean fuertes.
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Los cristales covalentes son estructuras donde los átomos forman redes tridimensionales unidas por enlaces covalentes. El carbono es el mejor ejemplo, con formas alotrópicas como el diamante y el grafito.
El diamante tiene una estructura tetraédrica tridimensional que lo hace extremadamente duro y no conductor. El grafito forma anillos de 6 carbonos en capas, siendo blando, brillante y conductor eléctrico.
Los compuestos covalentes reticulares como el cuarzo (SiO₂) también forman redes tridimensionales. Tienen puntos de fusión elevados, son muy duros pero frágiles, no conducen electricidad ni se disuelven en agua.
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La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos que se unen. Si tienen electronegatividades similares, el enlace es apolar . Si hay diferencia apreciable, es polar .
En los enlaces polares se forman dipolos eléctricos: el átomo más electronegativo atrae más los electrones compartidos y queda con carga parcial negativa (δ-), mientras el menos electronegativo queda con carga parcial positiva (δ+).
La polaridad del enlace se mide con el momento dipolar (μ). Esta polaridad es fundamental porque determina cómo interaccionan las moléculas entre sí y explica muchas propiedades físicas y químicas.
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La geometría molecular determina si una molécula es polar o apolar, independientemente de que sus enlaces sean polares. Una molécula como CO₂ tiene enlaces polares pero geometría lineal simétrica, resultando apolar.
Las principales geometrías son: lineal (BeCl₂), angular (H₂O), tetraédrica (CH₄), piramidal trigonal (NH₃), bipirámide trigonal (PCl₅) y octaédrica (SF₆). Los ángulos de enlace son característicos de cada geometría.
La polaridad de la molécula depende de la suma vectorial de todos los momentos dipolares de los enlaces. Si se cancelan por simetría, la molécula es apolar; si no, es polar.
🎯 Clave: Una molécula puede tener enlaces polares y ser apolar si su geometría es simétrica, como en el caso del metano (CH₄).
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Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas entre sí. Los puentes de hidrógeno son fuerzas de atracción electrostática entre moléculas polares donde el hidrógeno está unido a átomos pequeños y muy electronegativos (F, O, N).
Estas fuerzas explican los elevados puntos de fusión y ebullición del agua, amoníaco y fluoruro de hidrógeno comparados con otros hidruros. El hidrógeno soporta la carga parcial positiva (δ+) y se siente atraído por átomos con carga parcial negativa (δ-).
Los puentes de hidrógeno son fundamentales en sistemas biológicos como el ADN, donde mantienen unidas las bases nitrogenadas complementarias en la doble hélice.
🧬 Aplicación biológica: Sin los puentes de hidrógeno, el ADN no podría mantener su estructura de doble hélice y la vida tal como la conocemos no sería posible.
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El agua es el ejemplo perfecto de cómo los puentes de hidrógeno determinan propiedades excepcionales. Cada molécula de agua puede formar hasta cuatro puentes de hidrógeno con moléculas vecinas.
En el estado sólido (hielo), las moléculas forman una estructura hexagonal rígida que ocupa más volumen, por eso el hielo flota. En estado líquido, mantiene puentes pero con más libertad de movimiento. En estado gaseoso, no existen fuerzas intermoleculares.
Las propiedades únicas del agua (punto de fusión 0°C, ebullición 100°C, densidad máxima a 4°C) se deben completamente a los puentes de hidrógeno. Sin ellos, el agua sería gas a temperatura ambiente.
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Pablo
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Elena
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Ana
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Marta
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Izan
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