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Beatriz Montenegro
25/11/2025
Química
TEMA 2 2ª PARTE QUÍMICA
536
•
25 nov 2025
•
Beatriz Montenegro
@beatrizmonteneg
¿Sabías que las moléculas tienen formas específicas que determinan sus... Mostrar más
El enlace covalente se forma cuando átomos con electronegatividades similares y altas deciden "compartir" electrones en lugar de robárselos completamente. Piénsalo así: es como cuando dos amigos comparten algo porque ambos lo necesitan por igual.
Este tipo de enlace aparece principalmente entre elementos no metálicos (como C, N, O, F) o entre estos y el hidrógeno. La clave está en que ambos átomos ganan estabilidad al compartir pares de electrones.
La Teoría de Lewis nos explica que los átomos comparten electrones para completar su capa externa con 8 electrones (regla del octeto). Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace, y pueden ser simples , dobles o triples (C≡C).
💡 Recuerda: Los átomos "cooperan" compartiendo electrones porque ambos necesitan completar su octeto para ser estables.
Dibujar estructuras de Lewis es como hacer un plano de dónde están todos los electrones en una molécula. Sigue estos pasos y nunca te perderás:
Primero, cuenta los electrones de valencia de todos los átomos (paso A). Después calcula cuántos electrones necesitas para que todos tengan su octeto completo (paso B). La diferencia te dice cuántos electrones se comparten.
El átomo central suele ser el menos electronegativo o el que necesita menos electrones. Coloca los demás átomos alrededor y conecta con enlaces. Los electrones que sobren los pones como pares solitarios alrededor de los átomos periféricos.
💡 Truco: Si te falta espacio para todos los electrones, probablemente necesites enlaces dobles o triples.
Algunas moléculas son como personas con múltiples personalidades: no puedes describirlas con una sola estructura de Lewis. El híbrido de resonancia es la estructura real, que es una mezcla de todas las formas posibles.
Imagínate el SO₃: puedes dibujar el enlace doble en diferentes posiciones entre el azufre y cada oxígeno. En realidad, los tres enlaces S-O son idénticos, con características entre simples y dobles.
Las formas resonantes se conectan con flechas de doble punta (↔), indicando que la estructura real es un promedio de todas ellas. Esto le da mayor estabilidad a la molécula.
💡 Importante: La resonancia no significa que la molécula "cambie" entre formas, sino que su estructura real es una mezcla estable de todas.
Los enlaces tienen tres características principales que los definen como una "huella dactilar" molecular. La energía de enlace te dice qué tan fuerte es: mayor energía significa mayor estabilidad y más difícil de romper.
La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos unidos. Los enlaces múltiples son más cortos y fuertes: C≡C < C=C < C-C en longitud, pero al revés en energía.
El ángulo de enlace es el ángulo que forman los átomos unidos al átomo central. Estos valores son promedios que nos ayudan a predecir formas moleculares.
💡 Regla práctica: Más enlaces entre los mismos átomos = más corto y más fuerte.
Una molécula es polar cuando tiene enlaces polares y su geometría hace que el momento dipolar total no se cancele. Es como un imán molecular con polos positivo y negativo.
El momento dipolar (μ) te dice si la molécula tiene "personalidad eléctrica". Si μ ≠ 0, la molécula es polar y puede interactuar con otras moléculas polares como el agua.
La geometría es clave: CO₂ es lineal y simétrica, así que aunque los enlaces C=O son polares, se cancelan mutuamente (μ = 0). Pero NH₃ es piramidal, so su momento dipolar no se cancela.
💡 Truco visual: Si puedes dibujar una línea que divida la molécula en dos partes iguales, probablemente sea apolar.
La Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos (TRPECV) es tu herramienta para predecir formas moleculares. La idea es simple: los electrones se repelen y buscan estar lo más alejados posible.
Para moléculas con solo pares enlazantes alrededor del átomo central: 2 pares = lineal (180°), 3 pares = triangular (120°), 4 pares = tetraédrica (109.5°). Todas estas son apolares por simetría.
Las repulsiones siguen este orden: par solitario-par solitario > par solitario-par enlazante > par enlazante-par enlazante. Esto significa que los pares solitarios "empujan" más fuerte.
💡 Método fácil: Cuenta los pares alrededor del átomo central y busca la disposición que los mantenga más alejados.
Cuando el átomo central tiene pares solitarios, la cosa se complica. Estos pares "fantasma" ocupan espacio y empujan a los otros átomos, cambiando ángulos y creando moléculas polares.
AB₂E (como SO₂): Los dos pares enlazantes más un solitario crean geometría angular con ángulo menor a 120°. El par solitario "aprieta" a los otros.
AB₃E (como NH₃): Geometría piramidal trigonal con ángulo ≈107°. AB₂E₂ (como H₂O): Angular con ángulo ≈104.5°. Los dos pares solitarios comprimen aún más.
💡 Regla de oro: Los pares solitarios hacen que las moléculas sean polares y reducen los ángulos de enlace.
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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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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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.
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Este tipo de enlace aparece principalmente entre elementos no metálicos (como C, N, O, F) o entre estos y el hidrógeno. La clave está en que ambos átomos ganan estabilidad al compartir pares de electrones.
La Teoría de Lewis nos explica que los átomos comparten electrones para completar su capa externa con 8 electrones (regla del octeto). Cada pareja de electrones compartidos forma un enlace, y pueden ser simples , dobles o triples (C≡C).
💡 Recuerda: Los átomos "cooperan" compartiendo electrones porque ambos necesitan completar su octeto para ser estables.
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Las formas resonantes se conectan con flechas de doble punta (↔), indicando que la estructura real es un promedio de todas ellas. Esto le da mayor estabilidad a la molécula.
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El ángulo de enlace es el ángulo que forman los átomos unidos al átomo central. Estos valores son promedios que nos ayudan a predecir formas moleculares.
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La geometría es clave: CO₂ es lineal y simétrica, así que aunque los enlaces C=O son polares, se cancelan mutuamente (μ = 0). Pero NH₃ es piramidal, so su momento dipolar no se cancela.
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AB₃E (como NH₃): Geometría piramidal trigonal con ángulo ≈107°. AB₂E₂ (como H₂O): Angular con ángulo ≈104.5°. Los dos pares solitarios comprimen aún más.
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Mar
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