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Química
4 dic 2025
827
14 páginas
agustin de la torre @agustindelatorre_lypc
¿Sabes por qué el agua es líquida a temperatura ambiente pero el dióxido de carbono es gas? Todo... Mostrar más
Las sustancias covalentes se comportan de forma muy distinta a los compuestos iónicos que ya conoces. Tienen puntos de fusión y ebullición bajos, son blandas y no conducen la electricidad en ningún estado.
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones para alcanzar una estructura electrónica más estable. No hay transferencia completa de electrones como en el enlace iónico, sino que ambos átomos "cooperan" para estabilizarse.
Lo más interesante es que estos electrones compartidos quedan localizados entre los dos átomos enlazados, formando moléculas con un número definido y limitado de átomos. Por eso el agua siempre es H₂O y nunca H₃O o H₄O.
¡Dato curioso! El azufre puede formar hasta seis enlaces covalentes a la vez, como en el hexafluoruro de azufre (SF₆), rompiendo la típica regla del octeto.
Gilbert Lewis revolucionó la química en 1916 al proponer que los átomos forman enlaces para conseguir la configuración electrónica de los gases nobles. Su regla del octeto establece que los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa externa.
Las estructuras de Lewis son diagramas súper útiles para visualizar cómo se forman los enlaces. Solo representas los electrones de la capa de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento, y los enlaces como líneas entre átomos.
Para dibujar estas estructuras, sigue estos pasos primero cuenta todos los electrones de valencia, coloca los átomos con el más grande en el centro, únelos con enlaces simples y reparte los electrones restantes empezando por el más electronegativo.
Si algún átomo no alcanza el octeto, puedes formar enlaces dobles o triples compartiendo más pares de electrones. Así es como se forma el O₂ (con enlace doble) o el N₂ (con enlace triple).
Consejo de estudio Practica con moléculas simples como H₂O, NH₃ y CO₂ hasta que te salgan automáticamente.
No todos los átomos siguen la regla del octeto al pie de la letra. Existen tres tipos principales de excepciones que debes conocer para entender completamente el enlace covalente.
El octeto reducido ocurre cuando átomos como el berilio (BeCl₂) o el boro (BF₃) se contentan con menos de ocho electrones. Estas moléculas son perfectamente estables aunque no cumplan la regla.
El octeto expandido es aún más interesante átomos como el fósforo (PCl₅) o el azufre (SF₆) pueden tener más de ocho electrones en su capa de valencia. Esto es posible porque tienen orbitales d disponibles en su tercera capa.
Estas excepciones no invalidan la teoría de Lewis, sino que demuestran la flexibilidad de la naturaleza. Los átomos buscan la máxima estabilidad, y a veces eso significa romper las reglas que aprendimos inicialmente.
Para recordar Las excepciones suelen involucrar elementos del segundo período (octeto reducido) o del tercero en adelante (octeto expandido).
La teoría del enlace de valencia explica cómo se forman realmente los enlaces covalentes a nivel atómico. Cuando dos átomos se acercan, sus orbitales atómicos se "solapan" creando una zona común donde se comparten los electrones.
El enlace sigma (σ) es el más fuerte y común. Se forma por el solapamiento frontal de orbitales, creando una zona de alta densidad electrónica entre los núcleos que los estabiliza. Este enlace puede rotar libremente sin romperse.
Los enlaces sigma pueden formarse de diferentes maneras orbital s con orbital s (como en H₂), orbital s con orbital p (como en HF), o orbital p con orbital p frontalmente (como en F₂). Todos estos casos crean esa característica zona de solapamiento frontal.
Esta teoría explica por qué las moléculas son más estables que los átomos separados la concentración de electrones entre los núcleos reduce las repulsiones y crea una situación energéticamente favorable.
Visualízalo Imagina dos globos que se tocan por un extremo la zona de contacto es como el enlace sigma, manteniendo unidos los dos globos.
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.
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Herramientas Inteligentes NUEVO
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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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agustin de la torre
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Las sustancias covalentes se comportan de forma muy distinta a los compuestos iónicos que ya conoces. Tienen puntos de fusión y ebullición bajos, son blandas y no conducen la electricidad en ningún estado.
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones para alcanzar una estructura electrónica más estable. No hay transferencia completa de electrones como en el enlace iónico, sino que ambos átomos "cooperan" para estabilizarse.
Lo más interesante es que estos electrones compartidos quedan localizados entre los dos átomos enlazados, formando moléculas con un número definido y limitado de átomos. Por eso el agua siempre es H₂O y nunca H₃O o H₄O.
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Gilbert Lewis revolucionó la química en 1916 al proponer que los átomos forman enlaces para conseguir la configuración electrónica de los gases nobles. Su regla del octeto establece que los átomos tienden a tener ocho electrones en su capa externa.
Las estructuras de Lewis son diagramas súper útiles para visualizar cómo se forman los enlaces. Solo representas los electrones de la capa de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento, y los enlaces como líneas entre átomos.
Para dibujar estas estructuras, sigue estos pasos: primero cuenta todos los electrones de valencia, coloca los átomos con el más grande en el centro, únelos con enlaces simples y reparte los electrones restantes empezando por el más electronegativo.
Si algún átomo no alcanza el octeto, puedes formar enlaces dobles o triples compartiendo más pares de electrones. Así es como se forma el O₂ (con enlace doble) o el N₂ (con enlace triple).
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Los enlaces sigma pueden formarse de diferentes maneras: orbital s con orbital s (como en H₂), orbital s con orbital p (como en HF), o orbital p con orbital p frontalmente (como en F₂). Todos estos casos crean esa característica zona de solapamiento frontal.
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Mar
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