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Lucía
21/11/2025
Química
enlace covalente y geometría molecular
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21 nov 2025
•
Lucía
@luca_pvd7w
El enlace covalente es la fuerza que mantiene unidos los... Mostrar más
¿Te has preguntado por qué algunos átomos se unen compartiendo electrones? La teoría de Lewis te lo explica de forma sencilla. Los átomos buscan estabilidad alcanzando la configuración de los gases nobles, con 8 electrones en su capa exterior (la famosa regla del octeto).
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten pares de electrones. Dependiendo de cuántos pares compartan, pueden formar enlaces simples (un par), dobles (dos pares) o triples (tres pares). Es como si los átomos "colaboraran" para conseguir la estabilidad que necesitan.
Para representar estos enlaces usamos las estructuras de Lewis, donde dibujamos los átomos con puntos que representan sus electrones de valencia. El hidrógeno es especial: solo necesita 2 electrones para estar estable, como el helio.
Dato clave: Los elementos del mismo grupo en la tabla periódica tienen el mismo número de electrones de valencia, por eso se comportan de manera similar.
Dibujar estructuras de Lewis es más fácil de lo que parece. Primero cuentas todos los electrones de valencia disponibles, luego los electrones compartidos (los que forman enlaces) y finalmente los electrones solitarios (los que quedan sin compartir).
La fórmula es súper práctica: Electrones compartidos = Electrones necesarios - Electrones disponibles. Después, Electrones solitarios = Electrones disponibles - Electrones compartidos. Con el CO₂, por ejemplo, necesitas 4 enlaces para que todos alcancen el octeto.
Pero ojo, no todas las moléculas siguen la regla del octeto. Tenemos el octeto incompleto (como el BF₃ con solo 6 electrones), el octeto ampliado (como el SF₆ con 12 electrones) y los radicales que tienen electrones desapareados y son muy reactivos.
Recuerda: El enlace covalente dativo se forma cuando un solo átomo aporta ambos electrones del par compartido, como en el ion amonio NH₄⁺.
La teoría de Lewis tiene sus límites. No explica bien la geometría molecular ni puede manejar todos los casos de resonancia, donde una molécula se puede representar con varias estructuras equivalentes (como el ozono O₃).
Para los exámenes de EBAU, hay moléculas que aparecen constantemente: NH₃, H₂O, CH₄, BF₃, PCl₅, SF₆ y muchas otras. Es clave que sepas dibujar sus estructuras de Lewis correctamente.
Los parámetros de enlace son fundamentales: la energía de enlace es lo que se libera al formar el enlace, la longitud de enlace es la distancia óptima entre núcleos, y el ángulo de enlace es el que forman las líneas que conectan los núcleos.
Tip de examen: Practica especialmente con moléculas como NH₃, BeCl₂, H₂O y CH₄, son las favoritas en selectividad.
La teoría TRPECV (Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia) explica por qué las moléculas tienen formas específicas. Es simple: los electrones se repelen entre sí y buscan estar lo más alejados posible.
Hay dos tipos de pares de electrones: los enlazantes (que forman enlaces) y los no enlazantes o libres (que quedan solitarios). Los pares libres ocupan más espacio y repelen más fuerte, por eso los ángulos de enlace se cierran cuando están presentes.
Para predecir la geometría: dibuja la estructura de Lewis, cuenta los pares de electrones alrededor del átomo central y usa la nomenclatura ABₓEᵧ. Moléculas lineales (180°), trigonales planas (120°), tetraédricas (109.5°), piramidales trigonales y angulares son las más comunes.
Clave: Los pares libres no se ven en la geometría final, pero sí afectan a los ángulos de enlace, haciéndolos más pequeños.
La polaridad depende de la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Si es pequeña, el enlace es apolar; si es grande, es polar y se forman dipolos eléctricos .
El momento dipolar mide cuán polar es una molécula. Si μ = 0, la molécula es apolar; si μ ≠ 0, es polar. Pero cuidado: una molécula puede tener enlaces polares y ser apolar si los dipolos se cancelan por la geometría.
Ejemplos clásicos: el CO₂ es apolar (lineal, los dipolos se anulan), pero el H₂O es polar (angular, los dipolos se suman). El CCl₄ y BF₃ son apolares por su geometría simétrica, aunque tengan enlaces polares.
Regla práctica: Las moléculas simétricas con enlaces polares suelen ser apolares porque los dipolos se cancelan.
En moléculas diatómicas, la polaridad depende solo del enlace. Las homonucleares (O₂, Cl₂) son siempre apolares, mientras que las heteronucleares (HBr, HCl) pueden ser polares.
En moléculas más complejas, necesitas considerar tanto la polaridad de los enlaces como la geometría molecular. Los momentos dipolares son vectores, así que se pueden sumar o restar dependiendo de la orientación.
Analiza estos casos típicos: BeCl₂ (lineal, apolar), BF₃ (trigonal plana, apolar), CCl₄ (tetraédrica, apolar), H₂O (angular, polar) y NF₃ (piramidal trigonal, polar). En H₂O y NF₃, los pares libres influyen en la polaridad.
Detalle importante: En NF₃, los pares libres del nitrógeno van en dirección opuesta al vector resultante, reduciendo la polaridad total.
La TEV explica la formación de enlaces desde otra perspectiva: se necesita solapamiento de orbitales con electrones desapareados. Cuando dos orbitales se superponen, los electrones se aparean y forman el enlace.
La promoción electrónica permite que un átomo "mueva" electrones a orbitales de mayor energía para tener más electrones desapareados y formar más enlaces. Solo es posible dentro de la misma capa electrónica.
Existen dos tipos de enlaces: sigma (σ) por solapamiento frontal (más fuerte) y pi (π) por solapamiento lateral (más débil). Los enlaces simples son siempre σ, los dobles tienen un σ y un π, los triples tienen un σ y dos π.
Concepto clave: Los enlaces π son menos estables que los σ porque hay mayor repulsión entre núcleos en el solapamiento lateral.
La TEV explica perfectamente las moléculas diatómicas. En H₂, dos orbitales 1s se solapan frontalmente formando un enlace σ. En los halógenos (F₂, Cl₂), los orbitales p se solapan también frontalmente.
En moléculas con enlaces múltiples, la cosa se complica. El O₂ tiene un enlace doble: un σ (solapamiento frontal de orbitales p) y un π (solapamiento lateral). El N₂ tiene enlace triple: un σ y dos π.
Los haluros de hidrógeno (HF, HCl) se forman por solapamiento entre el orbital s del hidrógeno y un orbital p del halógeno, siempre dando enlaces σ.
Regla general: En enlaces múltiples, siempre hay un enlace σ (el primero) y el resto son π. No puede haber más de un solapamiento frontal entre dos átomos.
La teoría de hibridación resuelve las limitaciones de la TEV. Los orbitales atómicos puros se combinan para formar orbitales híbridos idénticos en forma y energía, que explican correctamente ángulos y geometrías moleculares.
Los orbitales híbridos son más direccionales y forman enlaces más fuertes. Se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos puros se combinen, y todos son idénticos entre sí.
Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas entre sí. Los enlaces de hidrógeno son los más fuertes (con F, O, N), seguidos de las fuerzas dipolo-dipolo entre moléculas polares, y finalmente las fuerzas de Van der Waals entre moléculas apolares.
Dato importante: Los enlaces de hidrógeno explican por qué el agua tiene puntos de fusión y ebullición tan altos comparado con moléculas similares.
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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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Lucía
@luca_pvd7w
El enlace covalente es la fuerza que mantiene unidos los átomos cuando comparten electrones, especialmente entre elementos con electronegatividades similares. Esta unión permite que los átomos alcancen configuraciones electrónicas más estables, y su comportamiento se explica a través de varias... Mostrar más
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¿Te has preguntado por qué algunos átomos se unen compartiendo electrones? La teoría de Lewis te lo explica de forma sencilla. Los átomos buscan estabilidad alcanzando la configuración de los gases nobles, con 8 electrones en su capa exterior (la famosa regla del octeto).
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten pares de electrones. Dependiendo de cuántos pares compartan, pueden formar enlaces simples (un par), dobles (dos pares) o triples (tres pares). Es como si los átomos "colaboraran" para conseguir la estabilidad que necesitan.
Para representar estos enlaces usamos las estructuras de Lewis, donde dibujamos los átomos con puntos que representan sus electrones de valencia. El hidrógeno es especial: solo necesita 2 electrones para estar estable, como el helio.
Dato clave: Los elementos del mismo grupo en la tabla periódica tienen el mismo número de electrones de valencia, por eso se comportan de manera similar.
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Pero ojo, no todas las moléculas siguen la regla del octeto. Tenemos el octeto incompleto (como el BF₃ con solo 6 electrones), el octeto ampliado (como el SF₆ con 12 electrones) y los radicales que tienen electrones desapareados y son muy reactivos.
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La teoría TRPECV (Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia) explica por qué las moléculas tienen formas específicas. Es simple: los electrones se repelen entre sí y buscan estar lo más alejados posible.
Hay dos tipos de pares de electrones: los enlazantes (que forman enlaces) y los no enlazantes o libres (que quedan solitarios). Los pares libres ocupan más espacio y repelen más fuerte, por eso los ángulos de enlace se cierran cuando están presentes.
Para predecir la geometría: dibuja la estructura de Lewis, cuenta los pares de electrones alrededor del átomo central y usa la nomenclatura ABₓEᵧ. Moléculas lineales (180°), trigonales planas (120°), tetraédricas (109.5°), piramidales trigonales y angulares son las más comunes.
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Existen dos tipos de enlaces: sigma (σ) por solapamiento frontal (más fuerte) y pi (π) por solapamiento lateral (más débil). Los enlaces simples son siempre σ, los dobles tienen un σ y un π, los triples tienen un σ y dos π.
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La TEV explica perfectamente las moléculas diatómicas. En H₂, dos orbitales 1s se solapan frontalmente formando un enlace σ. En los halógenos (F₂, Cl₂), los orbitales p se solapan también frontalmente.
En moléculas con enlaces múltiples, la cosa se complica. El O₂ tiene un enlace doble: un σ (solapamiento frontal de orbitales p) y un π (solapamiento lateral). El N₂ tiene enlace triple: un σ y dos π.
Los haluros de hidrógeno (HF, HCl) se forman por solapamiento entre el orbital s del hidrógeno y un orbital p del halógeno, siempre dando enlaces σ.
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Los orbitales híbridos son más direccionales y forman enlaces más fuertes. Se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos puros se combinen, y todos son idénticos entre sí.
Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas entre sí. Los enlaces de hidrógeno son los más fuertes (con F, O, N), seguidos de las fuerzas dipolo-dipolo entre moléculas polares, y finalmente las fuerzas de Van der Waals entre moléculas apolares.
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