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Shili
5/12/2025
Química
Propiedades de los compuestos iónicos y covalentes
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5 de dic de 2025
•
Shili
@shili
¿Sabés por qué la sal se disuelve en agua pero... Mostrar más
Los compuestos iónicos como la sal común tienen características muy particulares que los hacen únicos. Todos forman estructuras cristalinas súper organizadas donde los iones se acomodan en patrones perfectos.
Una de sus propiedades más importantes es que son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión muy altos (superiores a 400°C). Esto pasa porque las fuerzas de atracción entre los iones son tan fuertes que necesitás mucha energía para separarlos.
Algo curioso es que no conducen electricidad cuando están sólidos, pero sí lo hacen cuando se disuelven en agua o se funden. En estado sólido, los iones están "atrapados" en sus posiciones, pero al disolverlos quedan libres para moverse y transportar corriente eléctrica.
¡Dato clave! Los compuestos iónicos son muy frágiles: un pequeño golpe puede quebrar todo el cristal porque los iones de igual carga se repelen fuertemente.
Los compuestos iónicos tienen una resistencia increíble a la deformación porque cualquier cambio en su estructura debilita los enlaces entre los iones. Por eso muchos se usan como materiales refractarios en hornos industriales.
La solubilidad en agua es otra característica súper importante. Cada ion del compuesto atrae al polo de carga opuesta de las moléculas de agua, formando enlaces débiles que liberan energía llamada energía de hidratación.
La diferencia de electronegatividad entre los elementos es clave: cuando esta diferencia es mayor a 1,7, se forma un enlace iónico. Entre más grande sea esta diferencia, más fuerte será la atracción electrostática y más iónico será el enlace.
¡Tip para el examen! Recordá que los compuestos iónicos siempre se forman entre metales y no metales con gran diferencia de electronegatividad.
Cuando los átomos son iguales o tienen electronegatividades similares, no pueden formar enlaces iónicos. Acá es donde entra el enlace covalente, propuesto por Gilbert Newton Lewis en 1916.
En este tipo de enlace, los átomos comparten pares de electrones para alcanzar la configuración estable de gas noble. Imaginate dos átomos de hidrógeno: cada uno tiene un electrón, pero necesitan dos para ser estables como el helio.
La solución es súper inteligente: ambos átomos comparten sus electrones, y ese par compartido actúa como un "pegamento" que los mantiene unidos. Así forman la molécula H₂ donde ambos átomos quedan felices con dos electrones.
¡Recordá! Lewis representaba cada electrón de valencia como un punto alrededor del símbolo del átomo, y cada par compartido como una línea entre los átomos.
No todos los enlaces covalentes son iguales - algunos átomos necesitan compartir más de un par de electrones para estar contentos. Cuando comparten un solo par, tenemos un enlace covalente simple (como en F₂ o Cl₂).
Pero mirá qué pasa con el oxígeno: cada átomo necesita dos electrones más para completar su octeto, entonces comparten dos pares de electrones formando un enlace doble .
El nitrógeno es aún más ambicioso: cada átomo necesita tres electrones, así que comparten tres pares formando un enlace triple (N≡N). Este es uno de los enlaces más fuertes que existen en la naturaleza.
¡Dato interesante! Los enlaces triples son más cortos y fuertes que los dobles, y estos a su vez más que los simples. Es como usar más cuerdas para atar algo.
Acá es donde las cosas se ponen interesantes. Los enlaces covalentes apolares se forman cuando los átomos son idénticos, como en H₂ o Cl₂. Como ambos átomos tienen la misma electronegatividad, comparten los electrones por igual - no hay favoritos.
Pero cuando se unen átomos diferentes, como en HCl, tenemos enlaces covalentes polares. El cloro es más electronegativo (3,1) que el hidrógeno (2,2), entonces "tira" más fuerte de los electrones compartidos.
Esto crea zonas con diferentes cargas: el átomo más electronegativo se vuelve ligeramente negativo (δ-) y el menos electronegativo se vuelve ligeramente positivo (δ+). Es como un imán molecular con dos polos.
¡Clave para entender! Entre mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polar será el enlace. El agua (H₂O) y el HCl son ejemplos perfectos de moléculas polares.
Cuando tenés un enlace polar como en HCl, usás símbolos especiales para mostrarlo: δ+ para la carga parcial positiva y δ- para la carga parcial negativa. No son cargas completas como en los iones, sino cargas parciales.
El átomo de cloro (electronegatividad 3,1) atrae más fuertemente los electrones que el hidrógeno (electronegatividad 2,2). Por eso se genera un desplazamiento de carga desde el hidrógeno hacia el cloro.
La regla es simple: entre mayor sea la diferencia de electronegatividades, mayor será el carácter polar del enlace. Esto afecta muchas propiedades como la solubilidad y los puntos de ebullición.
¡Tip visual! Pensá en el enlace polar como una cuerda de saltar donde una persona tira más fuerte que la otra - la cuerda se va hacia el lado más fuerte.
El enlace covalente coordinado es súper especial porque solo uno de los átomos aporta el par de electrones. El átomo que da los electrones se llama dador y el que los recibe es el receptor.
Un ejemplo perfecto es la formación del ion amonio (NH₄⁺). El amoníaco (NH₃) tiene un par de electrones libres que puede compartir con un ion hidrógeno (H⁺) que no tiene electrones.
El nitrógeno actúa como dador y el H⁺ como receptor. Una vez formado el enlace, funciona igual que cualquier enlace covalente normal - la diferencia está solo en cómo se formó.
¡Representación clave! Este enlace se muestra con una flecha que va del átomo dador hacia el receptor, indicando de dónde vienen los electrones compartidos.
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¡Sí lo es! Tienes acceso totalmente gratuito a todo el contenido de la app, puedes chatear con otros alumnos y recibir ayuda inmeditamente. Puedes ganar dinero utilizando la aplicación, que te permitirá acceder a determinadas funciones.
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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
Solía tener problemas para completar mis tareas a tiempo hasta que descubrí Knowunity, que no solo facilita subir mi propio contenido sino que también proporciona excelentes resúmenes que hacen mi trabajo más rápido y eficiente.
Thomas R
usuario de iOS
Siempre era un desafío encontrar toda la información importante para mis tareas – desde que comencé a usar Knowunity, puedo simplemente subir mi contenido y beneficiarme de los resúmenes de otros, lo que me ayuda mucho con la organización.
Lisa M
usuaria de Android
A menudo sentía que no tenía suficiente visión general al estudiar, pero desde que comencé a usar Knowunity, eso ya no es un problema – subo mi contenido y siempre encuentro resúmenes útiles en la plataforma, lo que hace mi aprendizaje mucho más fácil.
David K
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
Solía ser realmente difícil recopilar toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis apuntes y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuaria de Android
Estaba constantemente estresado con todo el material de estudio, pero desde que comencé a usar Knowunity, subo mis cosas y reviso los geniales resúmenes de otros – realmente me ayuda a gestionar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre fue difícil encontrar los materiales adecuados para mis tareas. Ahora solo subo mis apuntes a Knowunity y obtengo los mejores resúmenes de otros - realmente me ayuda a entender todo más rápido y mejora mis notas.
Sarah L
usuaria de Android
Antes pasaba horas buscando en Google materiales escolares, pero ahora solo subo mis cosas a Knowunity y reviso los útiles resúmenes de otros - me siento mucho más seguro al prepararme para los exámenes.
Paul T
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Elena
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Solía ser realmente difícil recopilar toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis apuntes y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
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¿Sabés por qué la sal se disuelve en agua pero no conduce electricidad cuando está seca? Todo tiene que ver con los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Te voy a explicar las propiedades de los compuestos iónicos... Mostrar más
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Los compuestos iónicos como la sal común tienen características muy particulares que los hacen únicos. Todos forman estructuras cristalinas súper organizadas donde los iones se acomodan en patrones perfectos.
Una de sus propiedades más importantes es que son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión muy altos (superiores a 400°C). Esto pasa porque las fuerzas de atracción entre los iones son tan fuertes que necesitás mucha energía para separarlos.
Algo curioso es que no conducen electricidad cuando están sólidos, pero sí lo hacen cuando se disuelven en agua o se funden. En estado sólido, los iones están "atrapados" en sus posiciones, pero al disolverlos quedan libres para moverse y transportar corriente eléctrica.
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La solubilidad en agua es otra característica súper importante. Cada ion del compuesto atrae al polo de carga opuesta de las moléculas de agua, formando enlaces débiles que liberan energía llamada energía de hidratación.
La diferencia de electronegatividad entre los elementos es clave: cuando esta diferencia es mayor a 1,7, se forma un enlace iónico. Entre más grande sea esta diferencia, más fuerte será la atracción electrostática y más iónico será el enlace.
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En este tipo de enlace, los átomos comparten pares de electrones para alcanzar la configuración estable de gas noble. Imaginate dos átomos de hidrógeno: cada uno tiene un electrón, pero necesitan dos para ser estables como el helio.
La solución es súper inteligente: ambos átomos comparten sus electrones, y ese par compartido actúa como un "pegamento" que los mantiene unidos. Así forman la molécula H₂ donde ambos átomos quedan felices con dos electrones.
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No todos los enlaces covalentes son iguales - algunos átomos necesitan compartir más de un par de electrones para estar contentos. Cuando comparten un solo par, tenemos un enlace covalente simple (como en F₂ o Cl₂).
Pero mirá qué pasa con el oxígeno: cada átomo necesita dos electrones más para completar su octeto, entonces comparten dos pares de electrones formando un enlace doble .
El nitrógeno es aún más ambicioso: cada átomo necesita tres electrones, así que comparten tres pares formando un enlace triple (N≡N). Este es uno de los enlaces más fuertes que existen en la naturaleza.
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Pero cuando se unen átomos diferentes, como en HCl, tenemos enlaces covalentes polares. El cloro es más electronegativo (3,1) que el hidrógeno (2,2), entonces "tira" más fuerte de los electrones compartidos.
Esto crea zonas con diferentes cargas: el átomo más electronegativo se vuelve ligeramente negativo (δ-) y el menos electronegativo se vuelve ligeramente positivo (δ+). Es como un imán molecular con dos polos.
¡Clave para entender! Entre mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polar será el enlace. El agua (H₂O) y el HCl son ejemplos perfectos de moléculas polares.
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El átomo de cloro (electronegatividad 3,1) atrae más fuertemente los electrones que el hidrógeno (electronegatividad 2,2). Por eso se genera un desplazamiento de carga desde el hidrógeno hacia el cloro.
La regla es simple: entre mayor sea la diferencia de electronegatividades, mayor será el carácter polar del enlace. Esto afecta muchas propiedades como la solubilidad y los puntos de ebullición.
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Un ejemplo perfecto es la formación del ion amonio (NH₄⁺). El amoníaco (NH₃) tiene un par de electrones libres que puede compartir con un ion hidrógeno (H⁺) que no tiene electrones.
El nitrógeno actúa como dador y el H⁺ como receptor. Una vez formado el enlace, funciona igual que cualquier enlace covalente normal - la diferencia está solo en cómo se formó.
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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.
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A menudo sentía que no tenía suficiente visión general al estudiar, pero desde que comencé a usar Knowunity, eso ya no es un problema – subo mi contenido y siempre encuentro resúmenes útiles en la plataforma, lo que hace mi aprendizaje mucho más fácil.
David K
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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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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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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.
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Solía tener problemas para completar mis tareas a tiempo hasta que descubrí Knowunity, que no solo facilita subir mi propio contenido sino que también proporciona excelentes resúmenes que hacen mi trabajo más rápido y eficiente.
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