Introducción

En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.

La teoría atómica comenzó hace miles de años como un concepto filosófico y fue en el siglo XIX cuando logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometria. Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza y las llamaron átomos (de la palabra griega átomos, que significa "indivisible"). Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado "átomo indivisible" era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide a los átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.

Teoría Atómica 

La teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos, en contraposición a la creencia antigua de que la materia se podía dividir en cualquier cantidad arbitrariamente pequeña. 

El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas indivisibles. Átomo, en griego, significa indivisibles. Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de todos los materiales de ingeniería. 

La teoría atómico-molecular clásica tiene por base la teoría atómica de Dalton. Existe entre estas dos teorías algunas diferencias fundamentales. Para Dalton, la partícula mas pequeña de una sustancia era el átomo. Si la sustancia era simple, Dalton hablaba de "átomos simples"; por ejemplo de cloro, de hidrógeno, etc. Si la sustancia era compuesta, Dalton hablaba de "átomos compuestos"; por ejemplo de agua. En realidad, los "átomos" de Dalton, son las partículas que nosotros llamamos moléculas.

Los siguientes postulados, son los que constituyen la teoría atómico-molecular clásica:

1) todos los elementos químicos están constituidos por partículas discretas, invisibles e indivisibles incluso en las reacciones químicas mas violentas, llamadas átomos

2) los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades, especialmente en tamaño y peso (masa)

3) los átomos de elementos diferentes son totalmente diferentes en todas sus propiedades.

4) Durante las reacciones, existe un reordenamiento de átomos, sin que el átomo se divida o destruya. La molécula del compuesto resulta entonces de la superposición de átomos de elementos diferentes. Citemos como ejemplo la formación de moléculas de agua y amoniaco.

5. Los átomos de dos elementos pueden combinarse en mas de una relación entera y sencilla para formar mas de un compuesto. Ejemplos:

Es importante señalar que Dalton nunca aceptó la idea que la molécula estaría formada por átomos idénticos o de un mismo elemento. Así por ejemplo, era absurdo: H2, O2, N2, P4, etc; por esta razón, se opuso tercamente a la ley experimental de Gay Luzca, referida a los volúmenes de combinación de las sustancias gaseosas. Esta ley se explica fácilmente aceptando que algunos elementos están formados por moléculas (H2, O2, Cl2, F2, etc.), tal como lo propuso el químico italiano Amadeo Avogadro en la misma época de Dalton, quien no obstante, rechazo esa propuesta.

A pesar de ello la teoría de Dalton fue la base del desarrollo de la química moderna, porque todas las investigaciones científicas se hicieron y aun se hacen aceptando que la materia esta formada por átomos.

Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia, cuando J.J. Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos Mediante la experimentación, Thomson descubrió que los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico (además de desviarse con los campos magnéticos, cosa que ya se sabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones). Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta forma, estipuló que los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus componentes. Para explicar la carga neutra del átomo, propuso que los corpúsculos se distribuían en estructuras anilladas dentro de una nube positiva uniforme; éste era el modelo atómico de Thomson o "modelo del plum cake" 

Ernest Rutherford, que descubrió que la mayor parte de la masa y de la carga positiva de un átomo estaba concentrada en una fracción muy pequeña de su volumen, que suponía que estaba en el mismo centro. En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno con partículas alfa, y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó que los núcleos de hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos átomos de nitrógeno. 

Más tarde descubrió que la carga positiva de cualquier átomo equivalía siempre a un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que el hidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica de 1, le llevó a afirmar que los núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos de todos los núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de Rutherford mostró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones que tenía. Por tanto, postuló la existencia de partículas sin carga. 

En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modelo atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento angular fijos, y siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos niveles de energía. Según este modelo, los átomos no podrían describir espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos" instantáneos entre los niveles fijos de energía. Cuando esto ocurre, el átomo absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía 

En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las partículas subatómicas, como los electrones— podían tener propiedades de ondas. 

En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes. Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza. 

Modelo atómico de Schrödinger En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno. 

ESTRUCTURA ATÓMICAEn el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.

El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

IsótoposLa suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

Numero AtómicoEn química, el número atómico es el número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente.

Masa AtómicaLa masa atómica (ma) es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada en unidades de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de protones y neutrones en un solo átomo (cuando el átomo no tiene movimiento). La masa atómica es algunas veces usada incorrectamente como un sinónimo de masa atómica relativa, masa atómica media y peso atómico; estos últimos difieren sutilmente de la masa atómica. La masa atómica está definida como la masa de un átomo, que sólo puede ser de un isótopo a la vez, y no es un promedio ponderado en las abundancias de los isótopos. En el caso de muchos elementos que tienen un isótopo dominante, la similitud/diferencia numérica real entre la masa atómica del isótopo más común y la masa atómica relativa o peso atómico estándar puede ser muy pequeña, tal que no afecta muchos cálculos bastos, pero tal error puede ser crítico cuando se consideran átomos individuales. Para elementos con más de un isótopo común, la diferencia puede llegar a ser de media unidad o más (por ejemplo, cloro). La masa atómica de un isótopo raro puede diferir de la masa atómica relativa o peso atómico estándar en varias unidades de masa.

ValenciaLa valencia, también conocida como número de valencia, es una medida de la cantidad de enlaces químicos formados por los átomos de un elemento químico. A través del siglo XX, el concepto de valencia ha evolucionado en un amplio rango de aproximaciones para describir el enlace químico, incluyendo la estructura de Lewis (1916), la teoría del enlace de valencia (1927), la teoría de los orbitales moleculares (1928), la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (1958) y todos los métodos avanzados de química cuántica.El concepto fue desarrollado a mediados del siglo XIX, en un intento por racionalizar la fórmula química de compuestos químicos diferentes. En 1919, Irving Langmuir, tomó prestado el término para explicar el modelo del átomo cúbico de Gilbert N. Lewis al enunciar que "el número de pares de electrones que cualquier átomo dado comparte con el átomo adyacente es denominado la covalencia del átomo." El prefijo co- significa "junto", así que un enlace covalente significa que los átomos comparten valencia. De ahí, si un átomo, por ejemplo, tiene una valencia +1, significa que perdió un electrón, y otro con una valencia de -1, significa que tiene un electrón adicional. Luego, un enlace entre estos dos átomos resultaría porque se complementarían o compartirían sus tendencias en el balance de la valencia. Subsecuentemente, ahora es más común hablar de enlace covalente en vez de "valencia", que ha caído en desuso del nivel más alto de trabajo, con los avances en la teoría del enlace químico, pero aún es usado ampliamente en estudios elementales donde provee una introducción heurística a la materia.

Configuraciones electrónicas.

La resolución de la ecuación de Schrödinger para los átomos con más de un electrón es un proceso matemático muy complejo que obliga a realizar cálculos aproximados; no obstante, tanto esos cálculos como la información obtenida de los espectros atómicos indican que los electrones ocupan orbitales análogos a los del átomo de hidrógeno.

A continuación se verá cómo se distribuyen los electrones en los distintos orbitales, o lo que es lo mismo, cómo es la estructura electrónica de estos átomos apoyándonos en tres puntos fundamentales: Principio de exclusión de Pauli, energía de los orbitales y regla de Hund.

Principio de exclusión de Pauli.

En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

De acuerdo con este principio, el número máximo de electrones presentes en un orbital s es 2, 6 en un orbital p(2 en el px, 2 en el py, 2 en el pz), 10 en un orbital d(2 en cada uno de los orbitales dxy, dxz, dyz, dy², dx²-y², dz²) y 14 en un orbital f.

En un orbital no puede haber más de dos electrones y estos deben tener spines opuestos o anti paralelos (+ ½, - ½) ya que los dos electrones ocupan el orbital tienen iguales los números cuánticos n, l y m.

Energía en los orbitales.

La energía en los orbitales depende de los números cuánticos n, l y aumenta a medida que aumenta la suma de estos (n +1). Cuando a dos orbitales les corresponde el mismo valor de esta suma el orbital que tiene menor energía es aquel que tiene un valor de n más pequeño.

Para recordar este orden con más facilidad se puede seguir la regla representada en la siguiente tabla, en la que las flechas indican los orbitales en orden creciente de energías.

En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía de algunos de sus electrones, sobre todo los más externos, pueden saltar a orbitales de mayor energía pasando el átomo a un estado excitado.

Entre los orbitales de mayo energía las diferencias de energía son tan pequeñas que la regla representada en la tabla anterior a veces no se cumple de un modo riguroso, sobre todo para átomos con un número elevado de electrones.

Regla de Hund.

Es una regla empírica obtenida en el estudio de los espectros atómicos que dice:

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados.

El átomo es más estable, tiene menor energía, cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o anti paralelos).

Enlaces químicos

Estos enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que mantienen a los átomos unidos en las moléculas. En la visión simplista del enlace localizado, el número de electrones que participan en un enlace (o están localizados en un orbital enlazante), es típicamente un número par de dos, cuatro, o seis, respectivamente. Los números pares son comunes porque las moléculas suelen tener estados energéticos más bajos si los electrones están apareados. Teorías de enlace sustancialmente más avanzadas han mostrado que la fuerza de enlace no es siempre un número entero, dependiendo de la distribución de los electrones a cada átomo involucrado en un enlace. Por ejemplo, los átomos de carbono en el benceno están conectados a los vecinos inmediatos con una fuerza aproximada de 1.5, y los dos átomos en el óxido nítrico, NO, están conectados con aproximadamente 2.5. El enlace cuádruple también son bien conocidos. El tipo de enlace fuerte depende de la diferencia en electronegatividad y la distribución de los orbitales electrónicos disponibles a los átomos que se enlazan. A mayor diferencia en electronegatividad, con mayor fuerza será un electrón atraído a un átomo particular involucrado en el enlace, y más propiedades "iónicas" tendrá el enlace ("iónico" significa que los electrones del enlace están compartidos inequitativamente). A menor diferencia de electronegatividad, mayores propiedades covalentes (compartición completa) del enlace.

Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra, por lo que el enlace se puede llamar no polar.

Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres tipos de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro tipos de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

ENLACES INTERATÓMICOS PRIMARIOS

Enlaces iónicosTal vez el enlace iónico sea el mas fácil de describir y visualizar. Siempre esta presente en los compuestos constituidos por elementos metálicos y no metálicos, los elementos que están situados en los extremos horizontales de la tabla periódica. Los átomos de un elemento metálico ceden fácilmente sus electrones de valencia a los átomos no metálicos. En el proceso, todos los átomos adquieren configuraciones estables o de gases inertes y carga eléctrica, convirtiéndose así en iones. El cloruro de sodio (NaCl) es el material iónico clásico. Un átomo de sodio puede adoptar la estructura electrónica del neón (y una carga positiva individual neta) por la transferencia de su único electrón de valencia 2s a un átomo de cloro.

Después de esta transferencia, el ion cloro tiene una carga negativa resultante y una configuración electrónica idéntica a la del argón. En el cloruro de sodio, todo el sodio y el cloro existen como iones.

Las fuerzas de atracción del enlace son fuerzas coulómbicas: iones positivos y negativos se atraen entre si en virtud de su carga eléctrica neta. Para los iones aislados, la energía de atracción EA es una función de la distancia interatómica de acuerdo con

EA=Ar

Donde A es constante cuyos valores dependen del sistema iónico particular

El enlace iónico se denomina no direccional, es decir, la magnitud del enlace es igual en todas direcciones alrededor del ion. Se concluye que para que los materiales iónicos sean estables todos los iones positivos deben tener como vecinos mas cercanos iones con carga negativa en un esquema tridimensional, y viceversa. El enlace predominante en los materiales cerámicos es iónico.

Los materiales iónicos son característicamente duros, frágiles y, asimismo, aislantes eléctricos y térmicos. Como se estudia en los siguientes capítulos, estas propiedades son una consecuencia directa de las configuraciones electrónicas y/o de la naturaleza del enlace iónico.

Enlaces covalentesEn el enlace covalente, las configuración electrónicas estables se deben a que los átomo adyacentes comparten electrones. En este tipo de enlace, cada uno de los dos átomos

contribuye al enlace por lo menos con un electrón, y se puede considerar que los electrones compartidos pertenecen a los dos átomos. En la figura se ilustra de manera esquemática el enlace covalente para una molécula de metano (CH4).

El átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia, mientras que cada uno delos cuatro átomos de hidrogeno tiene un solo electrón de valencia. Cuando el átomo de carbono comparte un electrón con el hidrogeno, cada átomo de hidrogeno adquiere una configuración electrónica como la del helio: dos electrones de valencia 1s. Ahora, el carbono tiene cuatro electrones de valencia, y la estructura electrónica del neón. El enlace covalente es direccional, es decir, esta entre átomos específicos y puede existir solamente en la dirección entre un átomo y el otro átomo que comparte sus electrones. El numero de enlaces covalentes posibles para un átomo en particular esta determinado por su numero de electrones de valencia. Para “N” electrones de valencia, un átomo puede formar enlaces covalentes hasta con 8 – N´átomos adicionales.Los enlaces covalentes pueden ser muy fuertes, como en el diamante, que es muy duro y tiene una temperatura de fusión muy alta: >3550º C (6400º F), o pueden ser muy débiles, como el bismuto, que se funde alrededor de 270º C (518º F). Los materiales poliméricos son representativos de este tipo de enlace y tiene como estructura molecular básica una cadena larga de átomos de carbono que forman enlaces covalentes con dos de sus cuatro enlaces disponibles por átomo. Los dos enlaces restantes normalmente los comparten con otros átomos, también mediante enlaces covalentes.

Enlaces metálicosEl enlace metálico, el último de los enlaces de tipo primario, es característico de los metales y sus aleaciones. Se ha propuesto un modelo relativamente simple que se aproxima mucho al esquema de este enlace. Los materiales metálicos tiene uno, dos o, cuando mucho, tres electrones de valencia. En este modelo, los electrones de valencia no están enlazados a ningún átomo en particular del solido y son más o menos libres para moverse por todo el metal. Se puede pensar que pertenecen al metal como un todo, o que forman un “mar de electrones” o una “nube de electrones”. Los electrones restantes y los núcleos atómicos forman lo que se conoce como núcleos de iones (cationes), que poseen una carga positiva neta de magnitud igual a la carga total de electrones de valencia por átomo.

Los electrones libres blindan los núcleos de iones con carga positiva de las fuerzas electrostáticas que se repelen entre si, que de otra manera se repelerían; en consecuencia, el enlace metálico es de carácter no direccional. Asimismo, estos electrones libres actúan como una forma de pegamento que mantiene unidos a los núcleos de iones. El enlace metálico se encuentra en los elementos de los grupos IA y IIA de la tabla periódica y, de hecho, en todos los metales elementales.

ENLACES SECUNDARIOS O ENLACES DE VAN DER WAALS

Los enlaces secundarios, enlaces de Van der Waals o enlaces físicos son débiles en comparación con los enlaces primarios o químicos. Los enlaces secundarios existen prácticamente en todos los átomos o moléculas, pero su presencia puede pasar desapercibida si coexisten con cualquiera de los tres tipos de enlace primario. El enlace secundario esta presente en los gases inertes, que tienen una configuración electrónica estable, y también, entre estructuras moleculares que tiene átomos con enlaces covalentes.Las fuerzas de los enlaces secundarios surgen de los dipolos atómicos o moleculares. Básicamente, un dipolo eléctrico aparece siempre que existe una separación de regiones positivas y negativas en un átomo o en una molécula. El enlace resulta de la atracción coulómbica entre el extremo positivo de un dipolo y la región negativa del dipolo adyacente.

Enlaces dipolo inducidos fluctuantesEs posible inducir o crear un dipolo en un átomo o molécula que en condiciones normales es simétrico eléctricamente; es decir, la distribución espacial general de los electrones es simétrica con respecto al núcleo con carga positiva.la licuación y, en algunos casos, solidificación de los gases inertes y otras moléculas eléctricamente neutras y simétricas como H2 y Cl2, se deben a este tipo de enlace. Las temperaturas de fusión y de ebullición son extremadamente bajas en aquellos materiales en los que predominan los enlaces dipolo inducido; de todos los enlaces intermoleculares posibles estos son de los más débiles.

Enlaces dipolo inducidos por una molécula polarEn alunas moléculas existen momentos dipolo permanentes en virtud de un arreglo asimétrico de las regiones con carga positiva y negativa; a tales moléculas se les

denomina moléculas polares. Las moléculas polares también pueden inducir dipolos en moléculas no polares adyacentes, y se formara un enlace como resultado de las fuerzas de atracción entre las dos moléculas. Aun mas, la magnitud e este enlace será mayor que en los dipolos inducidos fluctuantes.

Enlaces dipolo permanentesEntre las moléculas polares adyacentes también existirán fuerzas de Van der Waals. Las energías de enlace asociadas son mucho mayores que los enlaces dipolo inducidos. El tipo de enlace secundario mas fuerte, el enlace por puentes de hidrogeno, es un caso especial de enlace de molécula polar.Las temperaturas de fusión y de ebullición para el fluoruro de hidrogeno y para el agua son anormalmente altas comparadas con sus bajos pesos moléculas, esta característica es una consecuencia de los enlaces por puentes de hidrogeno.

Enlaces Mixtos

El enlace químico de átomos o iones puede involucrar más de un tipo de enlace primario y también enlaces dipolares secundarios. Para el enlace primario existen las siguientes combinaciones de tipos de enlace mixto:

o Iónico - covalente

o Metálico - covalente

o Metálico - iónico

o Iónico - covalente - metálico

1.- Enlace mixto iónico - covalente: La mayoría de las moléculas con enlaces covalentes poseen algo de enlace iónico y viceversa. El carácter iónico parcial de los enlaces covalentes se pude interpretar en términos de la escala de electronegatividades. Cuanto mayor es la diferencia en las electronegatividades de los elementos involucrados en un enlace iónico - covalente, mayor es el grado de carácter iónico del enlace. El grado de carácter iónico en el enlace crece a medida que lo hace la diferencia de electronegatividades entre los átomos del compuesto.

2.- Enlace mixto metálico - covalente: Se presenta frecuentemente, por ejemplo, los metales de transición tienen enlace metálico - covalente mixto que involucra orbítales enlazantes dsp. Los altos puntos de fusión de los metales de transición son atribuidos al enlace mixto metálico - covalente. También en el grupo 4A de la tabla periódica hay una transición gradual desde el enlace covalente puro en el carbono (diamante) a algún carácter metálico en el silicio y germanio para terminar, en estaño y plomo, con un enlace primordialmente metálico.

3.- Enlace mixto metálico - iónico: si se da una diferencia significativa de electronegatividad en los elementos que forman parte del enlace intermetalico, puede ser que exista una cantidad significativa de transferencia electrónica (enlace iónico) en el compuesto. Así pues, algunos compuestos intermetalicos son buenos de enlace mixto metálico - iónico.

CONCLUSION

Toda la química y bioquímica modernas se basan en la teoría de que la materia está compuesta de átomos de diferentes elementos, que no pueden transmutarse por métodos químicos. Por su parte, la química ha permitido el desarrollo de la industria farmacéutica, petroquímica, de abonos, el desarrollo de nuevos materiales, incluidos los semiconductores, y otros avances.

El enlace atómico en los sólidos puede considerarse en términos de fuerzas y energías de atracción y de repulsión.

Tanto los enlaces de Van der Waals como los enlaces por puentes de hidrogeno se denominan secundarios, son enlaces débiles en comparación con los enlaces primarios. Ambos son consecuencia de las fuerzas de atracción entre dipolos eléctricos, de los cuales existen los inducidos y permanentes.

BIBLIOGRAFIA

Callister, William D. Introducción a la ciencia e ingeniería de los materiales, 2da

ed. México 2009. 834p.

Raymond Chang. Química, Edición 9, Editorial McGraw-Hill, 2007, 1063 páginas.