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Luciatm.ds3
23/11/2025
Química
El enlace químico
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23 nov 2025
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Luciatm.ds3
@luciatm.ds3
¿Te has preguntado por qué el agua es líquida pero... Mostrar más
Los átomos no están solos por casualidad - se unen porque así disminuyen su energía y aumentan su estabilidad. Es como cuando dos personas se apoyan mutuamente: juntas son más fuertes.
Cuando dos átomos se acercan, primero se atraen (baja la energía), pero si se acercan demasiado, sus electrones se repelen. Existe una distancia perfecta llamada distancia de enlace donde el sistema es más estable y libera la máxima energía.
La famosa regla del octeto dice que los átomos quieren tener 8 electrones en su capa externa, como los gases nobles. Aunque hay excepciones: algunos átomos pueden tener más de 8 electrones, otros menos, y el hidrógeno solo necesita 2.
El enlace iónico ocurre entre un metal y un no metal. El metal "regala" electrones y se convierte en catión (+), mientras el no metal los "acepta" y se convierte en anión (-). Estos iones de cargas opuestas se atraen fuertemente formando redes cristalinas.
💡 Truco para recordar: Metal + No metal = Enlace iónico
Para que un enlace sea iónico necesitas: gran diferencia de electronegatividad, iones sin cargas muy grandes, y que el catión sea grande mientras el anión sea pequeño.
El ciclo de Born-Haber te explica por qué se forman los compuestos iónicos. Aunque separar electrones cuesta energía, cuando se forma la red cristalina se libera muchísima más energía (energía reticular), haciendo el proceso favorable.
La energía reticular es clave: cuanta más energía se libere al formar el cristal, más estable será el compuesto. Por eso el NaCl es tan estable - su red cristalina libera una cantidad enorme de energía.
Los compuestos iónicos tienen propiedades muy características. Son sólidos cristalinos con puntos de fusión altos porque se necesita mucha energía para romper la red cristalina.
Se disuelven en agua (disolvente polar) porque los iones se rodean de moléculas de agua. Son duros pero frágiles, y solo conducen electricidad cuando están fundidos o disueltos.
⚡ Dato curioso: La sal común no conduce electricidad sólida, pero sí cuando la disuelves en agua porque los iones pueden moverse libremente.
En el enlace covalente , los átomos comparten electrones en lugar de transferirlos. Es como compartir un libro entre dos amigos: ambos se benefician sin perder nada.
La teoría de Lewis te ayuda a dibujar cómo se comparten los electrones. A veces encuentras estructuras resonantes (como en O₃) donde los electrones pueden distribuirse de diferentes formas igualmente válidas.
La geometría molecular (método RPECV) predice la forma 3D de las moléculas. Los pares de electrones se repelen y adoptan disposiciones que minimizan esta repulsión: lineal, angular, piramidal, tetraédrica...
🔍 Tip de examen: Para determinar la geometría, cuenta los pares de electrones alrededor del átomo central, tanto los que forman enlaces como los solitarios.
Un enlace es polar cuando un átomo atrae más los electrones (mayor electronegatividad). En moléculas complejas, debes sumar todos los momentos dipolares para saber si la molécula completa es polar o apolar.
La teoría de hibridación explica cómo se forman enlaces en moléculas complejas. Los orbitales atómicos se "mezclan" creando orbitales híbridos (sp, sp², sp³) que permiten formar más enlaces de los esperados.
Los enlaces se clasifican en sigma (σ) - solapamiento frontal en enlaces simples - y pi (π) - solapamiento lateral en enlaces dobles o triples. Un enlace doble tiene 1σ + 1π, y uno triple tiene 1σ + 2π.
Aunque las moléculas ya tienen sus átomos unidos por enlaces, también se atraen entre sí mediante fuerzas más débiles. Los puentes de hidrógeno (solo con N, O, F) son los más fuertes y explican por qué el agua tiene propiedades tan especiales.
Las fuerzas dipolo-dipolo actúan entre moléculas polares, mientras que las fuerzas de London (las más débiles) existen incluso entre moléculas apolares por fluctuaciones instantáneas de carga.
🌡️ Aplicación práctica: Estas fuerzas determinan los puntos de ebullición - por eso el agua hierve a 100°C pero el metano a -164°C.
Estas fuerzas intermoleculares son las responsables de que existan los estados líquido y sólido, y determinan muchas propiedades físicas que observas en tu día a día.
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
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.
Elena
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Ana
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Sophia
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Marta
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Izan
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Roberto
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Luciatm.ds3
@luciatm.ds3
¿Te has preguntado por qué el agua es líquida pero el hidrógeno es gas? Todo está en los enlaces químicos. Los átomos se unen para ser más estables y formar compuestos, y entender cómo lo hacen te ayudará a comprender... Mostrar más
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Los átomos no están solos por casualidad - se unen porque así disminuyen su energía y aumentan su estabilidad. Es como cuando dos personas se apoyan mutuamente: juntas son más fuertes.
Cuando dos átomos se acercan, primero se atraen (baja la energía), pero si se acercan demasiado, sus electrones se repelen. Existe una distancia perfecta llamada distancia de enlace donde el sistema es más estable y libera la máxima energía.
La famosa regla del octeto dice que los átomos quieren tener 8 electrones en su capa externa, como los gases nobles. Aunque hay excepciones: algunos átomos pueden tener más de 8 electrones, otros menos, y el hidrógeno solo necesita 2.
El enlace iónico ocurre entre un metal y un no metal. El metal "regala" electrones y se convierte en catión (+), mientras el no metal los "acepta" y se convierte en anión (-). Estos iones de cargas opuestas se atraen fuertemente formando redes cristalinas.
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La energía reticular es clave: cuanta más energía se libere al formar el cristal, más estable será el compuesto. Por eso el NaCl es tan estable - su red cristalina libera una cantidad enorme de energía.
Los compuestos iónicos tienen propiedades muy características. Son sólidos cristalinos con puntos de fusión altos porque se necesita mucha energía para romper la red cristalina.
Se disuelven en agua (disolvente polar) porque los iones se rodean de moléculas de agua. Son duros pero frágiles, y solo conducen electricidad cuando están fundidos o disueltos.
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En el enlace covalente , los átomos comparten electrones en lugar de transferirlos. Es como compartir un libro entre dos amigos: ambos se benefician sin perder nada.
La teoría de Lewis te ayuda a dibujar cómo se comparten los electrones. A veces encuentras estructuras resonantes (como en O₃) donde los electrones pueden distribuirse de diferentes formas igualmente válidas.
La geometría molecular (método RPECV) predice la forma 3D de las moléculas. Los pares de electrones se repelen y adoptan disposiciones que minimizan esta repulsión: lineal, angular, piramidal, tetraédrica...
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Un enlace es polar cuando un átomo atrae más los electrones (mayor electronegatividad). En moléculas complejas, debes sumar todos los momentos dipolares para saber si la molécula completa es polar o apolar.
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La teoría de hibridación explica cómo se forman enlaces en moléculas complejas. Los orbitales atómicos se "mezclan" creando orbitales híbridos (sp, sp², sp³) que permiten formar más enlaces de los esperados.
Los enlaces se clasifican en sigma (σ) - solapamiento frontal en enlaces simples - y pi (π) - solapamiento lateral en enlaces dobles o triples. Un enlace doble tiene 1σ + 1π, y uno triple tiene 1σ + 2π.
Aunque las moléculas ya tienen sus átomos unidos por enlaces, también se atraen entre sí mediante fuerzas más débiles. Los puentes de hidrógeno (solo con N, O, F) son los más fuertes y explican por qué el agua tiene propiedades tan especiales.
Las fuerzas dipolo-dipolo actúan entre moléculas polares, mientras que las fuerzas de London (las más débiles) existen incluso entre moléculas apolares por fluctuaciones instantáneas de carga.
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Mar
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