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Química
30 nov 2025
279
13 páginas
Beatriz Montenegro @beatrizmonteneg
¿Alguna vez te has preguntado por qué el agua hierve a 100°C pero el alcohol se evapora más... Mostrar más
Las fuerzas intermoleculares son como imanes invisibles entre moléculas que determinan si una sustancia es sólida, líquida o gas a temperatura ambiente. Son mucho más débiles que los enlaces entre átomos, pero súper importantes para entender las propiedades de los materiales.
Estas fuerzas explican por qué algunas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición altos o bajos. Cuanto más fuertes sean estas interacciones, más energía necesitarás para separar las moléculas.
Existen varios tipos interacciones ión-dipolo (como cuando la sal se disuelve en agua), fuerzas de Van der Waals (que incluyen tres subtipos) y los famosos enlaces de hidrógeno (los más fuertes de todos).
💡 Truco de estudio Las temperaturas de fusión y ebullición te dan pistas directas sobre qué tan fuertes son las fuerzas intermoleculares de una sustancia.
Las fuerzas dipolo-dipolo actúan entre moléculas polares que tienen cargas parciales permanentes. Es como si fueran imanes permanentes que se atraen cuanto mayor sea el momento dipolar, más fuerte será la atracción.
Las fuerzas dipolo-dipolo inducido aparecen cuando una molécula polar "convence" a una apolar para que se polarice temporalmente. La molécula apolar debe ser lo suficientemente grande para que sus electrones se puedan mover de un lado a otro.
Las fuerzas de London o dispersión están presentes en todas las moléculas, incluso las apolares. Se forman cuando los electrones crean dipolos instantáneos que inducen otros dipolos temporales en moléculas vecinas.
💡 Dato curioso Las fuerzas de London aumentan con el tamaño molecular, por eso el I₂ es sólido mientras que el F₂ es gas.
Los enlaces de hidrógeno son los más fuertes de todas las fuerzas intermoleculares. Se forman cuando el hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos y pequeños F, O, N (recuerda "FON").
Estos átomos atraen tanto la carga del enlace que dejan al hidrógeno con una carga parcial positiva muy fuerte. Esto permite que las moléculas se atraigan intensamente entre sí mediante fuerzas electrostáticas.
Por eso el H₂O, HF y NH₃ tienen puntos de ebullición anormalmente altos comparados con otros compuestos similares. Sin los puentes de hidrógeno, el agua sería gas a temperatura ambiente y no existiría vida como la conocemos.
💡 Para el examen Los enlaces de hidrógeno tienen energías superiores a 40 kJ/mol, mucho mayores que otras interacciones dipolo-dipolo.
Las fuerzas de London son las más débiles pero aumentan considerablemente con el tamaño molecular. Por eso los halógenos muestran esta progresión F₂ < Cl₂ < Br₂ (58,8°C) < I₂ (183°C).
Las interacciones dipolo-dipolo son intermedias, mientras que los puentes de hidrógeno son los más intensos. Su direccionalidad e intensidad los convierte en fundamentales para estructuras organizadas como el ADN.
El número de electrones importa mucho más electrones significan dipolos instantáneos más fuertes y, por tanto, mayores fuerzas de London. Esto explica perfectamente por qué el yodo es sólido y el flúor es gas.
💡 Regla práctica Más electrones = más fuerzas de London = mayor punto de ebullición.
Las sustancias moleculares (H₂O, Cl₂, CH₄) pueden ser gases, líquidos o sólidos según sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas apolares tienen puntos de fusión y ebullición bajos porque sus fuerzas intermoleculares son débiles.
En moléculas polares, a mayor polaridad, mayores serán los puntos de fusión y ebullición. La regla de solubilidad es simple "semejante disuelve a semejante" - sustancias polares se disuelven en disolventes polares.
Las redes covalentes (diamante, grafito, SiO₂) son sólidos cristalinos donde los átomos están unidos por enlaces covalentes en todas las direcciones. Tienen puntos de fusión altísimos porque romper la estructura significa romper enlaces covalentes.
💡 Diferencia clave En sustancias moleculares rompes fuerzas intermoleculares (débiles); en redes covalentes rompes enlaces covalentes (muy fuertes).
El enlace metálico explica por qué los metales conducen electricidad y son maleables. El modelo del mar de electrones describe un cristal metálico como cationes inmersos en un mar de electrones deslocalizados.
Los electrones de valencia no pertenecen a átomos individuos sino que son comunes a toda la red cristalina. Esta deslocalización electrónica explica perfectamente la excelente conductividad eléctrica de los metales.
Los metales forman estructuras cristalinas muy compactas con números de coordinación altos (8 o 12). Las estructuras más comunes son cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en las caras y hexagonal compacta.
💡 Conexión práctica La facilidad de movimiento de los electrones deslocalizados explica tanto la conductividad eléctrica como la maleabilidad de los metales.
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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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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¿Alguna vez te has preguntado por qué el agua hierve a 100°C pero el alcohol se evapora más fácilmente? Todo tiene que ver con las fuerzas intermoleculares y el enlace metálico. Estas fuerzas invisibles determinan si una sustancia es sólida,... Mostrar más
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Estas fuerzas explican por qué algunas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición altos o bajos. Cuanto más fuertes sean estas interacciones, más energía necesitarás para separar las moléculas.
Existen varios tipos: interacciones ión-dipolo (como cuando la sal se disuelve en agua), fuerzas de Van der Waals (que incluyen tres subtipos) y los famosos enlaces de hidrógeno (los más fuertes de todos).
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En moléculas polares, a mayor polaridad, mayores serán los puntos de fusión y ebullición. La regla de solubilidad es simple: "semejante disuelve a semejante" - sustancias polares se disuelven en disolventes polares.
Las redes covalentes (diamante, grafito, SiO₂) son sólidos cristalinos donde los átomos están unidos por enlaces covalentes en todas las direcciones. Tienen puntos de fusión altísimos porque romper la estructura significa romper enlaces covalentes.
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Los metales forman estructuras cristalinas muy compactas con números de coordinación altos (8 o 12). Las estructuras más comunes son: cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en las caras y hexagonal compacta.
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Mar
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