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elisabet.gambus
11/12/2025
Física y Química
ENLACE IONICO Y COVALENTE
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11 dic 2025
•
elisabet.gambus
@elisabet.gambus_algu
¿Sabías que todo lo que tocas, comes y respiras está... Mostrar más
Los enlaces químicos son básicamente las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, como si fueran imanes microscópicos. Cuando los átomos se unen, pueden formar moléculas (grupos pequeños) o redes cristalinas (estructuras gigantes como la sal de mesa).
Aquí tienes un dato súper importante: cuando se forma un enlace, se libera energía (proceso exotérmico), pero para romperlo necesitas darle energía (proceso endotérmico). Es como construir con LEGO: es fácil unir las piezas, pero cuesta trabajo separarlas.
La regla del octeto es el secreto detrás de todo: los átomos quieren tener 8 electrones en su última capa para ser súper estables, igual que los gases nobles. Por eso forman enlaces, para "prestarse" o "robarse" electrones hasta conseguir esa configuración perfecta.
¡Ojo con esto! La energía siempre busca el estado más estable. Los átomos forman enlaces porque así están más "cómodos" energéticamente.
Los aniones son átomos no metálicos que han ganado electrones y se vuelven negativos (como N³⁻, O²⁻, F⁻). Imagínate que son como personas que han recogido monedas del suelo y ahora tienen más de las que empezaron.
En los compuestos iónicos, los iones positivos y negativos se atraen formando redes cristalinas tridimensionales súper ordenadas. La fórmula que escribimos es empírica, no muestra moléculas individuales sino la proporción de iones.
La entalpía de red es la energía que necesitas para separar completamente un mol de compuesto iónico en sus iones gaseosos. Depende de dos factores clave: mayor carga de los iones = mayor energía de red, y menor tamaño de los iones = mayor energía de red.
Truco para recordar: Los iones pequeños con cargas grandes forman los enlaces más fuertes, como personas pequeñas pero muy fuertes abrazándose.
Los compuestos iónicos tienen propiedades características que los hacen únicos: altos puntos de fusión (porque cuesta mucha energía romper esas atracciones fuertes), conducen electricidad cuando están fundidos o disueltos (pero no en sólido), son duros pero frágiles, y se disuelven en agua pero no en hexano.
El enlace covalente funciona diferente: aquí los átomos no se roban electrones, sino que los comparten como buenos amigos. Se forma por la atracción entre los electrones compartidos y los núcleos positivos de ambos átomos.
Las fórmulas de Lewis son tu herramienta visual para entender estos enlaces. Usas puntos, cruces o rayas para mostrar todos los electrones de valencia. Un enlace simple comparte un par de electrones, uno doble comparte dos pares, y uno triple (N≡N) comparte tres pares.
Excepción importante: El berilio y el boro pueden ser estables con menos de 8 electrones. ¡No siempre se cumple la regla del octeto!
La fuerza del enlace covalente sigue una regla simple: triple > doble > simple. Esto se mide con la entalpía de enlace, que es la energía necesaria para romperlo. Cuanto más alta, más fuerte es el enlace y más estable la molécula.
La longitud del enlace es inversamente proporcional a su fuerza: los enlaces triples son más cortos que los dobles, y estos más cortos que los simples. Es lógico: si compartes más electrones, los átomos se acercan más.
El enlace covalente coordinado (o dativo) es especial porque los dos electrones compartidos vienen del mismo átomo, como en NH₄⁺ o H₃O⁺. Una vez formado, es indistinguible de los otros enlaces covalentes.
Dato curioso: En el monóxido de carbono (CO) hay un enlace coordinado que hace que sea tan tóxico, porque se une fuertemente a la hemoglobina.
Los enlaces covalentes apolares se forman cuando dos átomos idénticos comparten electrones equitativamente (como en H₂, Cl₂, N₂). Es como dos personas de igual fuerza tirando de una cuerda: queda en el centro.
Los enlaces covalentes polares aparecen cuando los átomos tienen diferente electronegatividad. El más "codicioso" (electronegativo) atrae más los electrones, creando cargas parciales δ+ y δ⁻, como en HCl o CO.
La diferencia de electronegatividad (Δχ) te dice qué tipo de enlace esperar: Δχ = 0 (covalente apolar), 0 < Δχ ≤ 1,8 (covalente polar), Δχ > 1,8 (iónico). Es como una escala que va desde "compartir por igual" hasta "robo total".
Regla práctica: Si la diferencia de electronegatividad es mayor que 1,8, ya no es un enlace covalente sino iónico.
La teoría TRPEV (repulsiones entre pares de electrones de valencia) explica por qué las moléculas tienen formas específicas. Los electrones se repelen y adoptan la disposición que minimiza estas repulsiones, como personas en un ascensor que se separan lo máximo posible.
Los dominios electrónicos incluyen tanto pares enlazantes como no enlazantes (solitarios). Los enlaces dobles y triples cuentan como un solo dominio. El número total de dominios determina la geometría básica: 2 dominios = lineal, 3 = triangular, 4 = tetraédrica, 5 = bipiramidal, 6 = octaédrica.
La geometría molecular real puede diferir de la de los dominios electrónicos porque los pares solitarios ocupan más espacio y repelen más fuertemente. Las repulsiones siguen el orden: solitario-solitario > solitario-enlazante > enlazante-enlazante.
Clave para exámenes: Los pares solitarios "empujan" más que los enlazantes, distorsionando los ángulos de enlace.
Para determinar si una molécula es polar necesitas dos condiciones: debe tener enlaces polares Y una geometría asimétrica que no cancele los momentos dipolares.
Las moléculas diatomicas homonucleares (O₂, N₂, F₂) siempre son apolares, mientras que las heteronucleares (HCl, CO, NO) siempre son polares. Es como la diferencia entre gemelos idénticos y personas diferentes.
En moléculas poliatomicas, la geometría es crucial. El CO₂ tiene enlaces polares pero geometría lineal simétrica, así que los dipolos se cancelan y la molécula es apolar. El H₂O tiene enlaces polares y geometría angular, por eso es polar.
Regla de oro: Si no hay pares solitarios y todos los átomos periféricos son iguales, la molécula será apolar. Si hay pares solitarios, probablemente sea polar.
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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
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elisabet.gambus
@elisabet.gambus_algu
¿Sabías que todo lo que tocas, comes y respiras está formado por átomos unidos de maneras específicas? Los enlaces químicos son las "pegamento invisible" que mantiene unida toda la materia que conoces, desde el agua que bebes hasta tu propio... Mostrar más
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Los enlaces químicos son básicamente las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, como si fueran imanes microscópicos. Cuando los átomos se unen, pueden formar moléculas (grupos pequeños) o redes cristalinas (estructuras gigantes como la sal de mesa).
Aquí tienes un dato súper importante: cuando se forma un enlace, se libera energía (proceso exotérmico), pero para romperlo necesitas darle energía (proceso endotérmico). Es como construir con LEGO: es fácil unir las piezas, pero cuesta trabajo separarlas.
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La entalpía de red es la energía que necesitas para separar completamente un mol de compuesto iónico en sus iones gaseosos. Depende de dos factores clave: mayor carga de los iones = mayor energía de red, y menor tamaño de los iones = mayor energía de red.
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El enlace covalente funciona diferente: aquí los átomos no se roban electrones, sino que los comparten como buenos amigos. Se forma por la atracción entre los electrones compartidos y los núcleos positivos de ambos átomos.
Las fórmulas de Lewis son tu herramienta visual para entender estos enlaces. Usas puntos, cruces o rayas para mostrar todos los electrones de valencia. Un enlace simple comparte un par de electrones, uno doble comparte dos pares, y uno triple (N≡N) comparte tres pares.
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La longitud del enlace es inversamente proporcional a su fuerza: los enlaces triples son más cortos que los dobles, y estos más cortos que los simples. Es lógico: si compartes más electrones, los átomos se acercan más.
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La diferencia de electronegatividad (Δχ) te dice qué tipo de enlace esperar: Δχ = 0 (covalente apolar), 0 < Δχ ≤ 1,8 (covalente polar), Δχ > 1,8 (iónico). Es como una escala que va desde "compartir por igual" hasta "robo total".
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La geometría molecular real puede diferir de la de los dominios electrónicos porque los pares solitarios ocupan más espacio y repelen más fuertemente. Las repulsiones siguen el orden: solitario-solitario > solitario-enlazante > enlazante-enlazante.
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