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Química
26 nov 2025
173
7 páginas
Pilar Pacheco Saussol @pilarpachecosau
¿Te has preguntado alguna vez por qué el agua es líquida pero el oxígeno es gaseoso? La respuesta... Mostrar más
Todo átomo busca estabilidad energética, y la encuentra imitando a los gases nobles con 8 electrones en su capa externa. Esta es la famosa regla del octeto, aunque tiene sus excepciones el hidrógeno solo necesita 2 electrones, y algunos átomos pueden tener octetos expandidos o incompletos.
Los átomos forman enlaces para conseguir esta configuración estable, liberando energía en el proceso. La configuración electrónica de la última capa determina qué tipo de enlace se formará.
El enlace iónico se da entre metales y no metales. El metal cede electrones y el no metal los acepta, formando iones con cargas opuestas que se atraen. Estos iones no forman parejas, sino que cada ion positivo se rodea del mayor número posible de iones negativos, creando cristales iónicos.
Truco Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos, más iónico será el enlace.
La energía reticular mide cuánta energía se libera al formar un cristal iónico desde iones gaseosos. Es como medir qué tan "felices" están los iones al juntarse en el cristal.
Cuando dos no metales se encuentran, ninguno quiere ceder electrones, así que deciden compartir pares de electrones para alcanzar la configuración de gas noble. Esto es el enlace covalente.
Las estructuras de Lewis son como mapas que muestran cómo se comparten los electrones. Para dibujarlas, sigue estos pasos cuenta todos los electrones disponibles, calcula cuántos necesitas según la regla del octeto, y la diferencia te da los electrones de enlace.
Por ejemplo, en NH₃OH tienes 14 electrones disponibles pero necesitas 22. La diferencia (8 electrones) forma 4 enlaces, y los 6 electrones restantes quedan como pares no enlazantes.
Consejo Recuerda que cada enlace son 2 electrones compartidos, y el hidrógeno solo necesita completar su primera capa con 2 electrones.
Los pares no enlazantes son igual de importantes que los enlaces ocupan espacio y afectan la forma de la molécula.
La forma de las moléculas no es casualidad. El modelo RPECV (Repulsión entre Pares de Electrones de la Capa de Valencia) explica que todos los pares de electrones se repelen y buscan estar lo más separados posible.
Sin pares solitarios, las formas son predecibles 2 enlaces dan geometría lineal (180°), 3 enlaces forman un triángulo plano (120°), y 4 enlaces crean un tetraedro (109.5°). Los pares solitarios complican las cosas, ocupando más espacio y reduciendo los ángulos.
La teoría del enlace de valencia va más allá explica cómo se forman realmente los enlaces cuando los orbitales atómicos se solapan. Los enlaces sigma (σ) se forman por solapamiento frontal y son los más fuertes, mientras que los enlaces pi (π) resultan del solapamiento lateral.
Dato clave Los enlaces simples son solo sigma, los dobles tienen un sigma y un pi, y los triples tienen un sigma y dos pi.
Todo enlace múltiple siempre incluye un enlace sigma como base.
Los metales tienen pocos electrones en su capa externa y muchos orbitales vacíos, creando un tipo especial de enlace. En el modelo del mar de electrones, los electrones de valencia forman una "nube" que envuelve a todos los núcleos metálicos.
El modelo de bandas es más sofisticado cuando muchos átomos metálicos se juntan, sus orbitales se combinan formando bandas de energía continuas. Esto explica por qué los metales conducen electricidad tan bien.
Las propiedades de cada tipo de enlace son predecibles. Los compuestos iónicos son sólidos duros pero quebradizos, los covalentes pueden ser desde gases blandos hasta sólidos duros como el diamante, y los metálicos brillan y se pueden deformar sin romperse.
Conexión real Tu móvil funciona gracias a semiconductores, que son materiales con propiedades entre metales y no metales.
Los puntos de fusión y ebullición te dan pistas sobre el tipo de enlace enlaces fuertes significan temperaturas altas para romperlos.
Entre moléculas también existen fuerzas, aunque más débiles que los enlaces. Los puentes de hidrógeno son los más fuertes se forman cuando el hidrógeno se une a átomos muy electronegativos como F, O o N.
Las fuerzas dipolo-dipolo aparecen entre moléculas polares, donde hay separación de cargas. Las fuerzas de London (dipolo inducido) son las más débiles pero universales incluso las moléculas no polares las tienen.
El orden de fuerza es claro puentes de hidrógeno > dipolo-dipolo > fuerzas de London. Esta jerarquía explica por qué el agua (con puentes de hidrógeno) hierve a 100°C mientras que moléculas similares sin estos puentes son gases a temperatura ambiente.
Aplicación práctica Las fuerzas intermoleculares determinan si una sustancia es sólida, líquida o gaseosa a temperatura ambiente.
Estas fuerzas también explican por qué algunas sustancias se disuelven en agua y otras no "lo similar disuelve lo similar".
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.
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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.
Ana
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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!
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¡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
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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
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Mar
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Pilar Pacheco Saussol
@pilarpachecosau
¿Te has preguntado alguna vez por qué el agua es líquida pero el oxígeno es gaseoso? La respuesta está en los enlaces químicos: las fuerzas invisibles que mantienen unidos a los átomos. Entender estos enlaces te ayudará a explicar... Mostrar más
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Todo átomo busca estabilidad energética, y la encuentra imitando a los gases nobles con 8 electrones en su capa externa. Esta es la famosa regla del octeto, aunque tiene sus excepciones: el hidrógeno solo necesita 2 electrones, y algunos átomos pueden tener octetos expandidos o incompletos.
Los átomos forman enlaces para conseguir esta configuración estable, liberando energía en el proceso. La configuración electrónica de la última capa determina qué tipo de enlace se formará.
El enlace iónico se da entre metales y no metales. El metal cede electrones y el no metal los acepta, formando iones con cargas opuestas que se atraen. Estos iones no forman parejas, sino que cada ion positivo se rodea del mayor número posible de iones negativos, creando cristales iónicos.
Truco: Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos, más iónico será el enlace.
La energía reticular mide cuánta energía se libera al formar un cristal iónico desde iones gaseosos. Es como medir qué tan "felices" están los iones al juntarse en el cristal.
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Las estructuras de Lewis son como mapas que muestran cómo se comparten los electrones. Para dibujarlas, sigue estos pasos: cuenta todos los electrones disponibles, calcula cuántos necesitas según la regla del octeto, y la diferencia te da los electrones de enlace.
Por ejemplo, en NH₃OH tienes 14 electrones disponibles pero necesitas 22. La diferencia (8 electrones) forma 4 enlaces, y los 6 electrones restantes quedan como pares no enlazantes.
Consejo: Recuerda que cada enlace son 2 electrones compartidos, y el hidrógeno solo necesita completar su primera capa con 2 electrones.
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Sin pares solitarios, las formas son predecibles: 2 enlaces dan geometría lineal (180°), 3 enlaces forman un triángulo plano (120°), y 4 enlaces crean un tetraedro (109.5°). Los pares solitarios complican las cosas, ocupando más espacio y reduciendo los ángulos.
La teoría del enlace de valencia va más allá: explica cómo se forman realmente los enlaces cuando los orbitales atómicos se solapan. Los enlaces sigma (σ) se forman por solapamiento frontal y son los más fuertes, mientras que los enlaces pi (π) resultan del solapamiento lateral.
Dato clave: Los enlaces simples son solo sigma, los dobles tienen un sigma y un pi, y los triples tienen un sigma y dos pi.
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Las fuerzas dipolo-dipolo aparecen entre moléculas polares, donde hay separación de cargas. Las fuerzas de London (dipolo inducido) son las más débiles pero universales: incluso las moléculas no polares las tienen.
El orden de fuerza es claro: puentes de hidrógeno > dipolo-dipolo > fuerzas de London. Esta jerarquía explica por qué el agua (con puentes de hidrógeno) hierve a 100°C mientras que moléculas similares sin estos puentes son gases a temperatura ambiente.
Aplicación práctica: Las fuerzas intermoleculares determinan si una sustancia es sólida, líquida o gaseosa a temperatura ambiente.
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Marta
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Izan
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Julyana
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Erick
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Mar
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