44
•
25 nov 2025
•
Areli Reyes Zuñiga
@arelireyeszuiga
¿Alguna vez te has preguntado cómo se forman los medicamentos,... Mostrar más
La química orgánica comenzó en el siglo XIX con un objetivo fascinante: entender la química de los seres vivos. Durante mucho tiempo, los científicos creían en el vitalismo, una teoría que decía que los compuestos orgánicos solo podían ser creados por organismos vivos porque necesitaban una "fuerza vital" especial.
Todo cambió en 1828 cuando Friedrich Wöhler demostró que esto era falso. Logró crear urea (un compuesto orgánico que normalmente produce nuestro cuerpo) usando solo cianato de amonio (un compuesto inorgánico) en su laboratorio. ¡Imagínate el impacto que tuvo este descubrimiento!
Conforme se desarrollaron mejores métodos de análisis, los científicos se toparon con un problema intrigante: encontraron compuestos con la misma fórmula empírica pero propiedades completamente diferentes. Stanislao Cannizzaro ayudó a resolver parte del misterio introduciendo el concepto de fórmula molecular, que nos dice exactamente cuántos átomos de cada elemento están presentes.
Sin embargo, aparecieron nuevas inconsistencias cuando descubrieron compuestos con la misma fórmula molecular pero propiedades distintas, como el dimetil éter y el alcohol etílico. Esto llevó al desarrollo de la teoría estructural por científicos como Kekulé, Couper y Butlerov, que establece que los átomos tienen una valencia fija (el carbono forma cuatro enlaces) y pueden conectarse entre sí de diferentes maneras.
💡 Dato curioso: El carbono es tetravalente, lo que significa que puede formar cuatro enlaces, y esta capacidad es la base de la increíble diversidad de compuestos orgánicos.
La teoría estructural revolucionó la química al permitirnos diferenciar compuestos con la misma fórmula molecular pero diferentes propiedades. La clave está en la conectividad entre átomos: cómo están unidos determina las propiedades del compuesto. A estos compuestos se les llama isómeros.
Los compuestos orgánicos están literalmente en todas partes de tu vida cotidiana. Desde los textiles de tu ropa hasta los medicamentos que tomas, pasando por combustibles, perfumes y colorantes. Se conocen alrededor de 16 millones de moléculas orgánicas, y se calcula que podrían existir hasta 1×10^63 moléculas diferentes de solo hasta 30 átomos de carbono.
Esta enorme variedad de moléculas presenta propiedades físicas increíblemente diversas: pueden ser sólidas, aceites, ceras, plásticos, gases, y tener colores y olores muy variados. Algunos tienen fragancias agradables como las flores, mientras que otros contienen azufre y producen olores francamente nauseabundos.
Los enlaces covalentes son fundamentales en los compuestos orgánicos, ya que los átomos comparten electrones entre sí. Estas moléculas pueden representarse mediante estructuras de Lewis que muestran los electrones de valencia, y pueden formar enlaces simples, dobles o triples según sea necesario.
🔬 Para reflexionar: Los seres humanos podemos detectar el terbutiltiol (un compuesto orgánico) en concentraciones de una parte por cada 50 millones de partes de gas natural. ¡Nuestros sentidos están increíblemente adaptados para detectar moléculas orgánicas!
Para entender cómo se forman los enlaces químicos, necesitas conocer cómo están organizados los electrones en los átomos. La química se hace con electrones, y desde el siglo XIX sabemos que estos tienen niveles de energía cuantizados dentro de los átomos. Esto significa que los electrones solo pueden tener ciertos valores específicos de energía, como los peldaños de una escalera.
Los electrones no son solo partículas; también tienen carácter de onda. Piensa en una cuerda de guitarra: cuando la pulsas, vibra a una frecuencia fundamental, pero también puede vibrar en otras frecuencias específicas llamadas armónicos. De manera similar, los electrones pueden existir solo en ciertas "frecuencias" o niveles de energía.
Un electrón moviéndose alrededor de un núcleo se comporta como una onda con valores de frontera definidos. Solo puede tener ciertas longitudes de onda permitidas, y cada una corresponde a una energía específica. Esto nos lleva al concepto de orbitales atómicos.
El modelo atómico moderno abandona la idea de órbitas fijas (como planetas alrededor del sol) debido al principio de incertidumbre de Heisenberg. En lugar de saber exactamente dónde está un electrón, hablamos de la probabilidad de encontrarlo en cierta región del espacio, lo que crea una "imagen borrosa" del hábitat del electrón.
⚛️ Concepto clave: Los orbitales atómicos son regiones tridimensionales donde hay 95% de probabilidad de encontrar un electrón. Su forma se determina mediante funciones matemáticas llamadas funciones de onda.
Los orbitales atómicos son como diferentes "habitaciones" donde pueden vivir los electrones, cada una con una forma y energía específica. En el estado basal (más estable), los electrones ocupan los niveles de energía más bajos disponibles.
El orbital 1s es esférico y representa el nivel de energía más bajo. Puede albergar hasta dos electrones (según el principio de exclusión de Pauli). El hidrógeno tiene un electrón en este orbital, mientras que el helio lo tiene completamente lleno con dos electrones.
Los orbitales 2s aparecen cuando necesitamos acomodar más electrones, como en el litio. Tienen una característica especial: poseen un nodo esférico donde la probabilidad de encontrar el electrón es cero. Este nodo divide al orbital en dos regiones separadas y hace que tenga mayor energía que el 1s.
Los orbitales p son completamente diferentes: tienen forma lobular (como una propela) y son direccionales. Aparecen por primera vez en el boro y vienen en grupos de tres (px, py, pz), uno para cada eje del espacio. Tienen un nodo planar que hace que su energía sea ligeramente mayor que el orbital 2s del mismo nivel.
📊 Regla importante: Los orbitales se llenan siguiendo el orden de energía creciente. Una capa es un grupo de orbitales con energía similar, y cuando se llena completamente (como en el neón), se considera una capa cerrada.
Una característica fascinante de los orbitales es que tienen fases, similar a las ondas. Imagina una cuerda de guitarra vibrando: en el nivel fundamental, toda la cuerda se mueve en la misma dirección. Pero en los armónicos, diferentes partes de la cuerda se mueven en direcciones opuestas, separadas por nodos.
Los orbitales p tienen exactamente esta característica: el plano nodal los divide en dos regiones con fases opuestas. En una región, la función de onda es positiva (+) y en la otra es negativa (-). Es crucial entender que estos signos no tienen nada que ver con la carga eléctrica.
Cuando un orbital p está lleno con electrones, ambas mitades tienen densidad electrónica y están cargadas negativamente. Los signos de fase se refieren únicamente a la función matemática que describe el orbital, no a cargas positivas o negativas reales.
Esta diferencia de fases se vuelve extremadamente importante cuando los orbitales se combinan para formar enlaces químicos. La manera en que las fases interactúan (constructiva o destructivamente) determina si se forma un enlace fuerte o si los átomos se repelen.
⚡ Datos importantes sobre orbitales:
- Pueden estar llenos, parcialmente llenos o completamente vacíos
- Los electrones nunca se encuentran en los nodos
- Todos los orbitales se superponen en el espacio
- Conforme aumenta el número atómico, los electrones ocupan niveles de energía superiores
Cuando los átomos se combinan para formar moléculas, sus orbitales atómicos se combinan para crear orbitales moleculares. Este proceso es fundamental para entender cómo y por qué se forman los enlaces químicos.
Los orbitales atómicos son funciones de onda que pueden combinarse de dos maneras: constructivamente (en fase) o destructivamente (fuera de fase). Cuando se combinan en fase, el resultado es un orbital molecular de enlace con menor energía que los orbitales originales. Los electrones en estos orbitales se sitúan entre los núcleos, siendo atraídos por ambos y manteniéndolos unidos.
Cuando los orbitales se combinan fuera de fase, se forma un orbital molecular de antienlace con mayor energía. En este caso, hay un nodo entre los núcleos donde no hay densidad electrónica, por lo que los núcleos positivos se repelen en lugar de atraerse.
La teoría de orbitales moleculares establece reglas claras: dos orbitales atómicos siempre producen dos orbitales moleculares, los electrones llenan primero los orbitales de menor energía, y cada orbital molecular puede contener máximo dos electrones con espines opuestos.
🔗 Concepto clave: El orden de enlace se calcula como ÷ 2. Si el resultado es positivo, la molécula puede existir; si es cero o negativo, la molécula es inestable.
En química orgánica, nos enfocamos principalmente en los elementos del segundo período de la tabla periódica, especialmente carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor. Estos elementos contienen orbitales 2s y 2p, que son fundamentales para formar los enlaces en moléculas orgánicas.
Para describir los orbitales moleculares, utilizamos términos específicos de simetría. Los orbitales que son cilíndricamente simétricos (como un tubo alrededor del eje de enlace) se denominan orbitales σ (sigma). Estos se forman cuando orbitales s o p se traslapan frontalmente.
Cuando dos orbitales s (1s o 2s) se combinan en fase, forman un enlace σ con la densidad electrónica concentrada directamente entre los núcleos. Si se combinan fuera de fase, forman un orbital σ (sigma estrella)* de antienlace con un nodo entre los núcleos.
Los orbitales p también pueden traslaparse frontalmente para formar enlaces σ, pero tienen una capacidad adicional: pueden traslaparse lateralmente para formar enlaces π (pi). Esta versatilidad de los orbitales p es lo que permite la formación de enlaces dobles y triples en moléculas orgánicas.
🎯 Punto clave: La comprensión de la simetría de orbitales es esencial para predecir cómo se formarán y romperán los enlaces químicos, lo cual es fundamental para entender la reactividad química.
Los enlaces σ (sigma) son los más fuertes y estables porque tienen la máxima densidad electrónica directamente entre los núcleos. Se forman por el traslape frontal de orbitales, ya sea s-s, s-p, o p-p. Todos los enlaces simples en moléculas orgánicas son enlaces σ.
Los enlaces π (pi) se forman por el traslape lateral de orbitales p y no son cilíndricamente simétricos. La densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje de enlace, no directamente entre los núcleos. Aunque contribuyen a mantener unidos los átomos, son más débiles que los enlaces σ.
Cuando encuentras un enlace doble , en realidad consiste en un enlace σ más un enlace π. Un enlace triple (C≡C) contiene un enlace σ y dos enlaces π. Esta combinación explica por qué los enlaces múltiples son más fuertes que los simples, pero también más reactivos.
Los orbitales de antienlace tienen nodos que impiden la atracción entre núcleos. Cuando un electrón se promueve desde un orbital de enlace hacia uno de antienlace, el enlace se debilita o se rompe completamente. Este concepto es crucial para entender las reacciones químicas.
⚡ Dato fascinante: En el nitrógeno molecular (N≡N), la superposición de los tres tipos de enlaces (un σ y dos π) crea uno de los enlaces más fuertes conocidos, razón por la cual el N₂ es tan estable e inerte.
Para determinar si una molécula puede existir, necesitas calcular su orden de enlace usando la fórmula: ÷ 2. Si el resultado es positivo, la molécula es estable; si es cero o negativo, no puede existir.
Un ejemplo perfecto es la molécula hipotética He₂. Aunque cada átomo de helio aporta dos electrones, estos llenan tanto el orbital molecular de enlace como el de antienlace. El resultado neto es orden de enlace = 0, por lo que esta molécula no existe en la naturaleza.
La ruptura de enlaces ocurre cuando se promueve un electrón desde un orbital de enlace hacia uno de antienlace. Esto requiere energía, y la cantidad necesaria corresponde exactamente a la energía de enlace. Esta energía se libera cuando se forma el enlace y debe suministrarse para romperlo.
Los elementos más importantes para la química orgánica aparecen en la tabla periódica del químico orgánico: principalmente C, N, O, F, y algunos otros como Si, P, S, Cl. Estos elementos forman la base de prácticamente todas las moléculas biológicas y sintéticas que encuentras en tu vida diaria.
🧪 Aplicación práctica: Understanding orbital interactions helps predict molecular stability, bond strengths, and reaction pathways. Esta teoría no es solo académica; se usa para diseñar nuevos medicamentos, materiales y procesos industriales.
Los orbitales p tienen una versatilidad única que los hace fundamentales en química orgánica. Pueden traslaparse de dos maneras diferentes: frontalmente (formando enlaces σ) o lateralmente (formando enlaces π). Esta capacidad dual permite la formación de enlaces múltiples.
Cuando dos orbitales p se traslapan lateralmente en fase, crean un orbital molecular π de enlace que no es cilíndricamente simétrico. La densidad electrónica se concentra en regiones separadas por encima y por debajo del plano que contiene los núcleos, creando una forma característica de "dona cortada".
Si los mismos orbitales p se combinan fuera de fase, resulta un orbital π de antienlace* con un nodo adicional entre los núcleos. Este orbital tiene mayor energía y, si contiene electrones, debilita o impide la formación del enlace.
En moléculas como el nitrógeno (N₂), la combinación de un enlace σ (traslape frontal de orbitales p) más dos enlaces π (traslape lateral) crea el enlace triple más fuerte de la química. Esta configuración explica por qué el nitrógeno molecular es tan estable y difícil de hacer reaccionar.
🔍 Visualización importante: Los enlaces π restringen la rotación alrededor del enlace, a diferencia de los enlaces σ que permiten rotación libre. Esta característica es crucial para entender la geometría molecular y la isomería en compuestos orgánicos.
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 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.
App Store
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 dificultades 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
usuario 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 muy difícil reunir toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis notas y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuario de Android
Siempre estaba 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 manejar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre era difícil encontrar los materiales correctos 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 calificaciones.
Sarah L
usuario 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 cuando me preparo para los exámenes.
Paul T
usuario 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.
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 dificultades 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
usuario 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 muy difícil reunir toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis notas y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuario de Android
Siempre estaba 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 manejar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre era difícil encontrar los materiales correctos 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 calificaciones.
Sarah L
usuario 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 cuando me preparo para los exámenes.
Paul T
usuario de iOS
Areli Reyes Zuñiga
@arelireyeszuiga
¿Alguna vez te has preguntado cómo se forman los medicamentos, perfumes o plásticos que usas todos los días? La química orgánica es precisamente la ciencia que estudia estos compuestos basados en carbono. Esta unidad te introducirá a los fundamentos de... Mostrar más
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
La química orgánica comenzó en el siglo XIX con un objetivo fascinante: entender la química de los seres vivos. Durante mucho tiempo, los científicos creían en el vitalismo, una teoría que decía que los compuestos orgánicos solo podían ser creados por organismos vivos porque necesitaban una "fuerza vital" especial.
Todo cambió en 1828 cuando Friedrich Wöhler demostró que esto era falso. Logró crear urea (un compuesto orgánico que normalmente produce nuestro cuerpo) usando solo cianato de amonio (un compuesto inorgánico) en su laboratorio. ¡Imagínate el impacto que tuvo este descubrimiento!
Conforme se desarrollaron mejores métodos de análisis, los científicos se toparon con un problema intrigante: encontraron compuestos con la misma fórmula empírica pero propiedades completamente diferentes. Stanislao Cannizzaro ayudó a resolver parte del misterio introduciendo el concepto de fórmula molecular, que nos dice exactamente cuántos átomos de cada elemento están presentes.
Sin embargo, aparecieron nuevas inconsistencias cuando descubrieron compuestos con la misma fórmula molecular pero propiedades distintas, como el dimetil éter y el alcohol etílico. Esto llevó al desarrollo de la teoría estructural por científicos como Kekulé, Couper y Butlerov, que establece que los átomos tienen una valencia fija (el carbono forma cuatro enlaces) y pueden conectarse entre sí de diferentes maneras.
💡 Dato curioso: El carbono es tetravalente, lo que significa que puede formar cuatro enlaces, y esta capacidad es la base de la increíble diversidad de compuestos orgánicos.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
La teoría estructural revolucionó la química al permitirnos diferenciar compuestos con la misma fórmula molecular pero diferentes propiedades. La clave está en la conectividad entre átomos: cómo están unidos determina las propiedades del compuesto. A estos compuestos se les llama isómeros.
Los compuestos orgánicos están literalmente en todas partes de tu vida cotidiana. Desde los textiles de tu ropa hasta los medicamentos que tomas, pasando por combustibles, perfumes y colorantes. Se conocen alrededor de 16 millones de moléculas orgánicas, y se calcula que podrían existir hasta 1×10^63 moléculas diferentes de solo hasta 30 átomos de carbono.
Esta enorme variedad de moléculas presenta propiedades físicas increíblemente diversas: pueden ser sólidas, aceites, ceras, plásticos, gases, y tener colores y olores muy variados. Algunos tienen fragancias agradables como las flores, mientras que otros contienen azufre y producen olores francamente nauseabundos.
Los enlaces covalentes son fundamentales en los compuestos orgánicos, ya que los átomos comparten electrones entre sí. Estas moléculas pueden representarse mediante estructuras de Lewis que muestran los electrones de valencia, y pueden formar enlaces simples, dobles o triples según sea necesario.
🔬 Para reflexionar: Los seres humanos podemos detectar el terbutiltiol (un compuesto orgánico) en concentraciones de una parte por cada 50 millones de partes de gas natural. ¡Nuestros sentidos están increíblemente adaptados para detectar moléculas orgánicas!
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Para entender cómo se forman los enlaces químicos, necesitas conocer cómo están organizados los electrones en los átomos. La química se hace con electrones, y desde el siglo XIX sabemos que estos tienen niveles de energía cuantizados dentro de los átomos. Esto significa que los electrones solo pueden tener ciertos valores específicos de energía, como los peldaños de una escalera.
Los electrones no son solo partículas; también tienen carácter de onda. Piensa en una cuerda de guitarra: cuando la pulsas, vibra a una frecuencia fundamental, pero también puede vibrar en otras frecuencias específicas llamadas armónicos. De manera similar, los electrones pueden existir solo en ciertas "frecuencias" o niveles de energía.
Un electrón moviéndose alrededor de un núcleo se comporta como una onda con valores de frontera definidos. Solo puede tener ciertas longitudes de onda permitidas, y cada una corresponde a una energía específica. Esto nos lleva al concepto de orbitales atómicos.
El modelo atómico moderno abandona la idea de órbitas fijas (como planetas alrededor del sol) debido al principio de incertidumbre de Heisenberg. En lugar de saber exactamente dónde está un electrón, hablamos de la probabilidad de encontrarlo en cierta región del espacio, lo que crea una "imagen borrosa" del hábitat del electrón.
⚛️ Concepto clave: Los orbitales atómicos son regiones tridimensionales donde hay 95% de probabilidad de encontrar un electrón. Su forma se determina mediante funciones matemáticas llamadas funciones de onda.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Los orbitales atómicos son como diferentes "habitaciones" donde pueden vivir los electrones, cada una con una forma y energía específica. En el estado basal (más estable), los electrones ocupan los niveles de energía más bajos disponibles.
El orbital 1s es esférico y representa el nivel de energía más bajo. Puede albergar hasta dos electrones (según el principio de exclusión de Pauli). El hidrógeno tiene un electrón en este orbital, mientras que el helio lo tiene completamente lleno con dos electrones.
Los orbitales 2s aparecen cuando necesitamos acomodar más electrones, como en el litio. Tienen una característica especial: poseen un nodo esférico donde la probabilidad de encontrar el electrón es cero. Este nodo divide al orbital en dos regiones separadas y hace que tenga mayor energía que el 1s.
Los orbitales p son completamente diferentes: tienen forma lobular (como una propela) y son direccionales. Aparecen por primera vez en el boro y vienen en grupos de tres (px, py, pz), uno para cada eje del espacio. Tienen un nodo planar que hace que su energía sea ligeramente mayor que el orbital 2s del mismo nivel.
📊 Regla importante: Los orbitales se llenan siguiendo el orden de energía creciente. Una capa es un grupo de orbitales con energía similar, y cuando se llena completamente (como en el neón), se considera una capa cerrada.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Una característica fascinante de los orbitales es que tienen fases, similar a las ondas. Imagina una cuerda de guitarra vibrando: en el nivel fundamental, toda la cuerda se mueve en la misma dirección. Pero en los armónicos, diferentes partes de la cuerda se mueven en direcciones opuestas, separadas por nodos.
Los orbitales p tienen exactamente esta característica: el plano nodal los divide en dos regiones con fases opuestas. En una región, la función de onda es positiva (+) y en la otra es negativa (-). Es crucial entender que estos signos no tienen nada que ver con la carga eléctrica.
Cuando un orbital p está lleno con electrones, ambas mitades tienen densidad electrónica y están cargadas negativamente. Los signos de fase se refieren únicamente a la función matemática que describe el orbital, no a cargas positivas o negativas reales.
Esta diferencia de fases se vuelve extremadamente importante cuando los orbitales se combinan para formar enlaces químicos. La manera en que las fases interactúan (constructiva o destructivamente) determina si se forma un enlace fuerte o si los átomos se repelen.
⚡ Datos importantes sobre orbitales:
- Pueden estar llenos, parcialmente llenos o completamente vacíos
- Los electrones nunca se encuentran en los nodos
- Todos los orbitales se superponen en el espacio
- Conforme aumenta el número atómico, los electrones ocupan niveles de energía superiores
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Cuando los átomos se combinan para formar moléculas, sus orbitales atómicos se combinan para crear orbitales moleculares. Este proceso es fundamental para entender cómo y por qué se forman los enlaces químicos.
Los orbitales atómicos son funciones de onda que pueden combinarse de dos maneras: constructivamente (en fase) o destructivamente (fuera de fase). Cuando se combinan en fase, el resultado es un orbital molecular de enlace con menor energía que los orbitales originales. Los electrones en estos orbitales se sitúan entre los núcleos, siendo atraídos por ambos y manteniéndolos unidos.
Cuando los orbitales se combinan fuera de fase, se forma un orbital molecular de antienlace con mayor energía. En este caso, hay un nodo entre los núcleos donde no hay densidad electrónica, por lo que los núcleos positivos se repelen en lugar de atraerse.
La teoría de orbitales moleculares establece reglas claras: dos orbitales atómicos siempre producen dos orbitales moleculares, los electrones llenan primero los orbitales de menor energía, y cada orbital molecular puede contener máximo dos electrones con espines opuestos.
🔗 Concepto clave: El orden de enlace se calcula como ÷ 2. Si el resultado es positivo, la molécula puede existir; si es cero o negativo, la molécula es inestable.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
En química orgánica, nos enfocamos principalmente en los elementos del segundo período de la tabla periódica, especialmente carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor. Estos elementos contienen orbitales 2s y 2p, que son fundamentales para formar los enlaces en moléculas orgánicas.
Para describir los orbitales moleculares, utilizamos términos específicos de simetría. Los orbitales que son cilíndricamente simétricos (como un tubo alrededor del eje de enlace) se denominan orbitales σ (sigma). Estos se forman cuando orbitales s o p se traslapan frontalmente.
Cuando dos orbitales s (1s o 2s) se combinan en fase, forman un enlace σ con la densidad electrónica concentrada directamente entre los núcleos. Si se combinan fuera de fase, forman un orbital σ (sigma estrella)* de antienlace con un nodo entre los núcleos.
Los orbitales p también pueden traslaparse frontalmente para formar enlaces σ, pero tienen una capacidad adicional: pueden traslaparse lateralmente para formar enlaces π (pi). Esta versatilidad de los orbitales p es lo que permite la formación de enlaces dobles y triples en moléculas orgánicas.
🎯 Punto clave: La comprensión de la simetría de orbitales es esencial para predecir cómo se formarán y romperán los enlaces químicos, lo cual es fundamental para entender la reactividad química.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Los enlaces σ (sigma) son los más fuertes y estables porque tienen la máxima densidad electrónica directamente entre los núcleos. Se forman por el traslape frontal de orbitales, ya sea s-s, s-p, o p-p. Todos los enlaces simples en moléculas orgánicas son enlaces σ.
Los enlaces π (pi) se forman por el traslape lateral de orbitales p y no son cilíndricamente simétricos. La densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje de enlace, no directamente entre los núcleos. Aunque contribuyen a mantener unidos los átomos, son más débiles que los enlaces σ.
Cuando encuentras un enlace doble , en realidad consiste en un enlace σ más un enlace π. Un enlace triple (C≡C) contiene un enlace σ y dos enlaces π. Esta combinación explica por qué los enlaces múltiples son más fuertes que los simples, pero también más reactivos.
Los orbitales de antienlace tienen nodos que impiden la atracción entre núcleos. Cuando un electrón se promueve desde un orbital de enlace hacia uno de antienlace, el enlace se debilita o se rompe completamente. Este concepto es crucial para entender las reacciones químicas.
⚡ Dato fascinante: En el nitrógeno molecular (N≡N), la superposición de los tres tipos de enlaces (un σ y dos π) crea uno de los enlaces más fuertes conocidos, razón por la cual el N₂ es tan estable e inerte.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Para determinar si una molécula puede existir, necesitas calcular su orden de enlace usando la fórmula: ÷ 2. Si el resultado es positivo, la molécula es estable; si es cero o negativo, no puede existir.
Un ejemplo perfecto es la molécula hipotética He₂. Aunque cada átomo de helio aporta dos electrones, estos llenan tanto el orbital molecular de enlace como el de antienlace. El resultado neto es orden de enlace = 0, por lo que esta molécula no existe en la naturaleza.
La ruptura de enlaces ocurre cuando se promueve un electrón desde un orbital de enlace hacia uno de antienlace. Esto requiere energía, y la cantidad necesaria corresponde exactamente a la energía de enlace. Esta energía se libera cuando se forma el enlace y debe suministrarse para romperlo.
Los elementos más importantes para la química orgánica aparecen en la tabla periódica del químico orgánico: principalmente C, N, O, F, y algunos otros como Si, P, S, Cl. Estos elementos forman la base de prácticamente todas las moléculas biológicas y sintéticas que encuentras en tu vida diaria.
🧪 Aplicación práctica: Understanding orbital interactions helps predict molecular stability, bond strengths, and reaction pathways. Esta teoría no es solo académica; se usa para diseñar nuevos medicamentos, materiales y procesos industriales.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Los orbitales p tienen una versatilidad única que los hace fundamentales en química orgánica. Pueden traslaparse de dos maneras diferentes: frontalmente (formando enlaces σ) o lateralmente (formando enlaces π). Esta capacidad dual permite la formación de enlaces múltiples.
Cuando dos orbitales p se traslapan lateralmente en fase, crean un orbital molecular π de enlace que no es cilíndricamente simétrico. La densidad electrónica se concentra en regiones separadas por encima y por debajo del plano que contiene los núcleos, creando una forma característica de "dona cortada".
Si los mismos orbitales p se combinan fuera de fase, resulta un orbital π de antienlace* con un nodo adicional entre los núcleos. Este orbital tiene mayor energía y, si contiene electrones, debilita o impide la formación del enlace.
En moléculas como el nitrógeno (N₂), la combinación de un enlace σ (traslape frontal de orbitales p) más dos enlaces π (traslape lateral) crea el enlace triple más fuerte de la química. Esta configuración explica por qué el nitrógeno molecular es tan estable y difícil de hacer reaccionar.
🔍 Visualización importante: Los enlaces π restringen la rotación alrededor del enlace, a diferencia de los enlaces σ que permiten rotación libre. Esta característica es crucial para entender la geometría molecular y la isomería en compuestos orgánicos.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
Acceso a todos los documentos
Mejora tus notas
Únete a millones de estudiantes
Al registrarte aceptas las Condiciones del servicio y la Política de privacidad.
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 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.
1
Herramientas Inteligentes NUEVO
Convierte estos apuntes en: ✓ 50+ Preguntas de Práctica ✓ Tarjetas de Estudio Interactivas ✓ Examen Completo de Práctica ✓ Esquemas de Ensayo
App Store
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 dificultades 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
usuario 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 muy difícil reunir toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis notas y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuario de Android
Siempre estaba 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 manejar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre era difícil encontrar los materiales correctos 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 calificaciones.
Sarah L
usuario 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 cuando me preparo para los exámenes.
Paul T
usuario 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.
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 dificultades 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
usuario 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 muy difícil reunir toda la información para mis presentaciones. Pero desde que comencé a usar Knowunity, solo subo mis notas y encuentro increíbles resúmenes de otros – ¡hace mi estudio mucho más eficiente!
Julia S
usuario de Android
Siempre estaba 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 manejar todo mejor y es mucho menos estresante.
Marco B
usuario de iOS
Siempre era difícil encontrar los materiales correctos 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 calificaciones.
Sarah L
usuario 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 cuando me preparo para los exámenes.
Paul T
usuario de iOS
