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1. Ejercicios de formula empírica, molecular,
Lewis
Enlace químico y clases de enlaces
Modelos atómicos, paramagnéticos y
diamagnéticos
Ejercicios de formula empírica
Ejercicio 1: ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido de hierro que contiene 77,75% de
hierro y 22,25% de oxígeno en masa?
Para determinar la fórmula empírica, debemos recordar que al tener la composición
centesimal de un compuesto, se pueden transformar esos porcentajes a masas,
considerando que se forman 100 g de compuesto.
Entonces tenemos: 77,75 g de hierro y 22,25 g de oxígeno. Los que formaran 100g
de compuesto.
Con la masa de cada elemento, podemos determinar el número de moles de
átomos, de cada uno. Ten en cuenta que para este cálculo debes dividir la masa del
elemento por la masa atómica, no la masa molar, como lo indica la formula, ya que
necesitas saber la relación entre los átomos.
Después de que tenemos los moles de átomos, dividimos por el número menor de
moles. Esto se realiza, ya que necesitamos saber la mínima relación entre los
átomos de los elementos.
Entonces la relación de masas es 1:1, siendo la fórmula empírica: Fe1O1, que se
escribe FeO

2. Ejercicio 2: La masa molar de un compuesto formado por carbono e hidrógeno es 28
g/mol. Si tiene un 14,28% de hidrógeno, determine su fórmula empírica y molecular.
Debemos obtener los moles de átomos de cada componente, considerando que si
tiene un 14,28 % de hidrógeno, tendrá 85,72% de carbono
Después de que tenemos los moles, dividimos por el número menor de moles.
Entonces la relación de masas es 1:2, siendo la fórmula empírica: C1H2, que se
escribe CH2.
Ejercicio 3: Al reaccionar 4 g de carbono con hidrógeno se obtiene 5 g de producto
cuya masa molar es 30 g/mol.
Tenemos: 80 g de carbono y 20 g de hidrógeno.
Podemos obtener los moles de cada componente:
Después de que tenemos los moles, dividimos por el número menor de moles
Entonces la relación de masas es 1:3, siendo la fórmula empírica: C1H3, que se
escribe CH3.

3. Ejercicio 4: calcularemos la fórmula empírica de un compuesto formado por 11,19%
de hidrógeno y 88,79% de oxígeno.
Paso 1: expresaremos el porcentaje en gramos. Para ello suponemos que la masa
total es igual a 100 g, considerando que la suma de las partes equivale al 100%;
entonces:
H = 11,19% = 11,19 g O = 88,79% = 88,79 g
Paso 2: se convierten las masas de cada elemento en moles empleando la masa
atómica y el factor de conversión que asocia ésta a 1 mol o la relación:
Para el hidrógeno se tiene:
Empleando la relación nx = mx / MAx se obtendrá el mismo valor, como muestra la
siguiente operación:
Para el oxígeno se obtiene:
Empleando la relación nx = mx / MAx se obtendrá el mismo valor, como muestra la
siguiente operación:
A partir de los datos obtenidos, podríamos suponer que la fórmula empírica del
compuesto es:
H11,10 O5,549
Supuesto erróneo, pues en química se establece que la relación entre átomos se
presenta sólo en números enteros mínimos. Para ello, procedemos a realizar el
Paso 3: se dividen los moles de cada elemento por el valor más bajo obtenido, en
este caso el oxígeno, con 5,549 moles.

4. Entonces, la relación entre el H y el O es 2:1 y la fórmula empírica será: H2O

5. Ejercicios de formula molecular
Ejemplo 1.
Determinar la formula molecular de la alicina , sabiendo que el peso molecular de su
fórmula molecular es 120g/mol.
Peso molecular de la Formula empírica:
C = 12g x 3 = 36g/mol
H = 1g x 10 = 10g/mol
S = 32g x 2 = 64g/mol
O = 16g x 1 = 16g/mol

6. Peso Molecular = 120g/mol
Ejemplo 2
la vitamina C tiene 40.92 g/C, 4.58 g/H, 54.50g/O
el peso molecular es de 176g/mol. determina la formula empírica y molecular.
40.92g/C= 1mol C=3.407
12.011
4.58 g/H= 1mol H= 4.554
1.007
54.50g/O= 1 mol O= 3.406
16.00
C= 3.406/3.406= 1x3=3
O=3.407/3.406= 1.0x 3=3
H=4.53/3.406= 1.33 X 3= 3.99= 4
(como es inexacto se deben multiplicar todos)
entonces la fórmula es: C3H4O3
AHORA LA FORMULA MOLECULAR
PRIMER PASO: CALCULAR EL PESO MOLECULAR A LA FORMULA EMPIRICA.
C3H4O3
C= 12 X 3=36
H= 1.01 X 4=4.06
O= 16X 3 =48
= 88.04
entonces.
176 (que es la multiplicación x 2 del peso molecular sacado anteriormente) dividido
entre 88.04
la respuesta es 2 ese dos lo usamos asi
C=3X2= C6
H=4X2=H8
O=3X2= O6
ENTONCES LA FORMULA MOLECULAR ES:
C6H8O6
Ejemplo 3
Determinación de la fórmula molecular conocida la fórmula empírica
A) Se sabe que 1L del compuesto gaseoso anterior, medido a 710 mmHg de presión
y 110 ºC, tiene una masa de 2,95 g; ¿Cuál es su fórmula molecular?
La mejor manera de poder establecer la fórmula molecular del compuesto es, en
primer lugar, determinar su masa molecular y, posteriormente, calcular el número

7. de veces que la masa que corresponde a la fórmula empírica está contenida en la
masa molecular del compuesto.
La secuencia que debemos seguir es
 cálculo de la masa molar
 determinación de la masa molecular
 deducción del número de veces que la fórmula molecular contiene a la fórmula
empírica
Para calcular la masa molar tenemos que considerar que el compuesto problema
es gaseoso y, por ello, se le puede aplicar la ecuación de los gases perfectos
El número de moles del compuesto, n, lo podemos determinar dividiendo la masa
en gramos del compuesto entre la masa molar (la masa que corresponde a un mol
del compuesto)
si sustituimos y despejamos la masa molar M
Si ésta es la masa de 1 mol, la masa molecular sería Mr = 99,17 u, que debe ser un
número entero de veces mayor que la masa que corresponde a la fórmula empírica
Mr = M(CH2Cl) · x = (1 · 12 + 2 · 1 + 1 · 35,5) · x = 45,9 · x
y el número de veces que la fórmula molécular contiene a la fórmula empírica es
entonces la fórmula molecular es (CH2Cl)2 o C2H4C2
B) El análisis de un compuesto (un hidrato de carbono) revela que contiene un 40
% de carbono, un 6,67% de hidrógeno y el resto es oxígeno. Su masa molecular
relativa es aproximadamente 182 u; ¿Cuál es su fórmula molecular?
La contribución del oxígeno es 100 – (40 + 6,67) = 53,33%
En 100 u del compuesto hay
 40 u de carbono
 6,67 u de hidrógeno
 3,33 u de oxígeno

8. determinamos el número de átomos que corresponden a esas masas
Para deducir los subíndices de la fórmula empírica, dividimos estos valores por el más
pequeño para obtener una relación de números enteros
La fórmula empírica es entonces CH2O
. Una molécula del compuesto problema contendrá ese grupo de átomos x veces:
la masa de esa agrupación de átomos es (1 · 12 + 2 · 1 + 1 · 16) = 30 u y la masa molecular
es un múltiplo entero de ese valor
Mr = M(CH2Ol)x de forma que
y la fórmula molecular es (CH2O)6 o, de otra forma, C6H12O6
C) La fórmula empírica de un compuesto gaseoso es C3H6O2 y su densidad, medida en
condiciones normales es 3,3 g/L: ¿Cuál es su fórmula molecular?
La densidad del gas es la masa por unidad de volumen ; se entiende por
condiciones normales 1 atm de presión y 273 K ( o 0 ºC).
Podemos usar el dato de la densidad junto con la ecuación de los gases perfectos de la
siguiente manera
reordenamos

9. y despejando M, masa molar,
La masa correspondiente a la fórmula empírica es
Como es muy próxima a la masa molecular la fórmula empírica y la molecular coinciden
C3H6O2
Problema214: Una cantidad de vapor de cierto compuesto que pesa 2,4g ocupa 934cc
a 298K y 740mm Hg. Dicho compuesto contiene el 37,2% de C, el 7,8% de H y el
55,0% de Cl. ¿Cuál es su fórmula molecular?
Si nos dan los porcentajes de los elementos consideramos 100g de producto y
calculamos los moles de cada elemento. La proporción entre los moles nos da la
fórmula empírica. Para obtener números enteros dividimos por el menor valor todos
los resultados. Si alguno es fraccionario buscamos un múltiplo que sea entero:
Para 100g de producto:
La fórmula empírica es: (C2H5Cl)n Para determinar la fórmula molecular debemos
conocer la masa molecular y calcular cuántas veces está la masa de la fórmula
empírica contenida en la masa molar. De la ecuación de los gases ideales:

10. ENLACE QUIMICO:
Un enlace químico es la interacción física responsable de las interacciones entre
átomos, moléculas e iones, que tiene una estabilidad en los compuestos diatómicos
y poli atómicos.
En general, el enlace químico fuerte está asociado a la transferencia de electrones
de valencia entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases
diatómicos (que forman la mayor parte del ambiente físico que nos rodea) está
unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de
la materia.
Las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación
más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad
suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último
nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los
electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones
en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los
electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los
núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se
atraigan mutuamente.
Tipos de enlaces químicos
Cuando dos o más átomos de unen para formar moléculas, se mantienen
unidos mediante un puente entre sus electrones más externos. A este puente se
le llama enlace químico. No todos los enlaces químicos tienen las mismas
características.
Una característica de las uniones electrónicas de los átomos, es que tienden a
formar una estructura estable, semejante al gas raro que le corresponda a su
periodo químico, es decir, a completar 2 átomos en su órbita externa (cuando
contienen hidrógeno) y 8 electrones en los demás casos.

11. Hay tres tipos de enlaces químicos:
1. Enlaces iónicos.
2. Enlaces covalentes.
3. Enlaces metálicos.
Enlace iónico:
Los enlaces iónicos son los que se dan cuando se combinan un elemento
metálico y uno no metálico. El elemento no metálico le falta un electrón para
completar su órbita, por lo que se convierte en receptor, con carga negativa y se
le llama anión. Los elementos metálicos tienen un electrón en su última orbita,
que es con el que se acoplan a otros átomos. Este electrón externo le da al
átomo metálico una carga positiva, y le se llama catión. En este caso los átomos
se atraen por fuerzas electrostáticas por las que el anión (el elemento no
metálico) atrae al catión (elemento metálico). Es decir, que un átomo cede y otro
absorbe un electrón. Estos compuestos son sólidos químicamente estables.
Cuando se disuelven en líquido, se rompe el enlace, y permanecen en el líquido
con sus cargas eléctricas. Esto permite que la solución sea conductora de la
electricidad. A esta solución se le llama electrolito.

12. Enlace covalente:
Los enlaces covalentes son los enlaces con los que se unen dos átomos, y
ambos comparten o intercambian electrones. Estas uniones son más estables.
Hay varios tipos de enlaces covalentes.
Enlace covalente polar:
Estos enlaces son los que existen cuando dos elementos no metálicos diferentes
se unen mediante el enlace covalente, en el cual, por ser diferentes las
moléculas, pues cada una de ellas tiene una carga positiva o negativa (como en
los enlaces iónicos), pero que en este caso se une con enlaces covalentes.
Estos enlaces covalentes son asimétricos, es decir, un átomo puede tener dos
electrones para ceder (como el oxígeno) y dos espacios para absorber
electrones, mientras que el hidrógeno tiene un electrón para ceder y un espacio
para completar. Por las características de cada elemento, el oxígeno requiere
dos electrones para completar su órbita, mientras que el hidrógeno solo requiere
uno. Por ello se combinan en proporción de una molécula de oxígeno por dos de
hidrógeno.

13. Enlace covalente no polar:
Es el enlace con el que se unen dos átomos de un mismo elemento no metálico,
para formar una molécula. Como ambos átomos tienen la misma carga, no hay
uno que predomine en la atracción sino que ambos están equilibrados en su
carga energética y sus enlaces son simétricos, es decir, que ambos átomos
comparten y reciben el mismo número de electrones.

14. Enlaces metálicos:
Los enlaces metálicos son los enlaces electrónicos con los que se mantienen
unidos los metales, los cuales toman una forma cristalina en la que los
electrones forman una nube que mantiene unido el conjunto. Esta disposición es
la que permite que cuando se hace circular una corriente eléctrica (flujo de
electrones) o el calor, éstos se desplacen los electrones de los átomos
circundantes, transmitiendo el flujo eléctrico o calórico
Modelos atomicos:
Modelo atómico de Dalton:
El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer
modelo atómico con bases científicas, propuesto entre 1803 y 1807 por John Dalton,
aunque el autor lo denominó más propiamente "teoría atómica" o "postulados
atómicos".
El modelo permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas
reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones
constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más

15. compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números
enteros (Ley de las proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono (C),
pueden reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono (CO)
o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de carbono (CO2).
Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias
diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien
pequeña de constituyentes elementales o elementos. En esencia, el modelo
explicaba la mayor parte de la química de fines del siglo XVIII y principios del siglo
XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria realmente
simple.
Postulados de Dalton
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son
indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen el mismo peso e iguales
propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen peso diferente. Comparando
el peso de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el
concepto de peso atómico relativo.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones
químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples de
números enteros y pequeños.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.La
materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas “átomos”. Estos átomos
no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción
química, y nunca cambian.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y
dimensiones. Por ejemplo: todos los átomos de hidrógeno son iguales.
Por otro lado, los átomos de elementos diferentes son diferentes. Por ejemplo: los
átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno.
Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los
átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua.
Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples.
Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un
átomo de oxígeno).

16. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con uno de oxígeno
forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de
carbono, forman dióxido de carbono (CO2).
Modelo atómico de Thomson
Representación esquemática del modelo de Thomson.Esfera completa de carga positiva con electrones
incrustados
El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica
propuesta en 1904 por Thomson, quien descubrió el electrón. Cuando comía su
pudin y le dió la corriente. En 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del
neutrón. En el modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa
en un átomo positivo, incrustados en este al igual que las pasas de un pudin. Por
esta comparación, fue que el supuesto se denominó «Modelo del pudin de pasas».
Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo
suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una
esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La
herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la
electricidad.
Éxitos del modelo
El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida gracias al estudio de los
rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo
atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos,
postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos
catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga
negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de
Thomson agregaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía
explicar los hechos de los rayos catódicos.

17. Modelo atómico de Rutherford
Modelo de un átomo de Rutherford. Propuso un núcleo con protones,y electrones girando alrededor de este.
El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la
estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés
Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de
oro", realizado en 1911.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una
región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa.
Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se
concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extranuclear se encuentran
los electrones de carga negativa.
Importancia del modelo y limitaciones
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vezla existencia de un
núcleo en el átomo (término que, paradójicamente, no aparece en sus escritos). Lo que
Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales, fue "una
concentración de carga" en el centro del átomo, ya que sin ella, no podía explicarse que algunas
partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la incidente. Este fue un paso crucial en
la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se
concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo
revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.
Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un
minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abrían varios problemas
nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:
 Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse
unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y
descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones
fundamentales.

18.  Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que
una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del
núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el
núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo
aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de Se trata, por tanto de
un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una
estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas. Los
resultados de su experimento le permitieron calcular que el radio atómico era diez mil veces
mayor que el núcleo mismo, y en consecuencia, que el interior de un átomo está prácticamente
vacío.
Modelo atómico de Bohr
Diagrama del modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del
átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a
partir de ciertos postulados. Dado que la cuantización del momento es introducida
en forma ad hoc, el modelo puede considerarse transicional en cuanto a que se
ubica entre la mecánica clásica y la cuántica. Fue propuesto en 1913 por el físico
danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables
alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión
característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de
Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto
fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en 1905.
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo
modelo atómico que se basa en tres postulados:

19. Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin
emitir energía
Segundo Postulado:
Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas
para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de
h/2p.
siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el
radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico
principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.
Tercer postulado:
Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia
de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación
electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía,
sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor
energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe
cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía
absorbida o emitida será:
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas
circulares que determinan diferentes niveles de energía.

20. Paramagnetismo
Prueba magnética
El paramagnetismo es la tendencia de los momentos magnéticos libres (espín u
orbitales) a alinearse paralelamente a un campo magnético. Si estos momentos
magnéticos están fuertemente acoplados entre sí, el fenómeno será
ferromagnetismo o ferrimagnetismo. Cuando no existe ningún campo magnético
externo, estos momentos magnéticos están orientados al azar. En presencia de un
campo magnético externo tienden a alinearse paralelamente al campo, pero esta
alineación está contrarrestada por la tendencia que tienen los momentos a
orientarse aleatoriamente debido al movimiento térmico.
Este alineamiento de los dipolos magnéticos atómicos con un campo externo tiende
a fortalecerlo. Esto se describe por una permeabilidad magnética superior a la
unidad, o, lo que es lo mismo, una susceptibilidad magnética positiva y muy
pequeña.
En el paramagnetismo puro, el campo actúa de forma independiente sobre cada
momento magnético, y no hay interacción entre ellos. En los materiales
ferromagnéticos, este comportamiento también puede observarse, pero sólo por
encima de su temperatura de Curie.
Se denomina materiales paramagnéticos a los materiales o medios cuya
permeabilidad magnética es similar a la del vacío. Estos materiales o medios
presentan en una medida despreciable el fenómeno de ferromagnetismo. En
términos físicos, se dice que tiene un valor aproximadamente igual a 1 para su
permeabilidad magnética relativa, cociente de la permeabilidad del material o medio
entre la permeabilidad del vacío.
Los materiales paramagnéticos sufren el mismo tipo de atracción y repulsión que los
imanes normales, cuando están sujetos a un campo magnético. Sin embargo, al
retirar el campo magnético, la entropía destruye el alineamiento magnético, que ya
no está favorecido energéticamente. Es decir, los materiales paramagnéticos son
materiales atraídos por imanes, pero no se convierten en materiales
permanentemente magnetizados. Algunos materiales paramagnéticos son: aire,
magnesio, aluminio, titanio ,wolframio.
Causa del paramagnetismo
Los materiales paramagnéticos están constituidos por átomos y moléculas que
tienen momentos magnéticos permanentes ("dipolos" magnéticos) incluso en

21. ausencia de campo. Estos momentos magnéticos tienen su origen en los espines de
electrones desapareados en los orbitales moleculares presentes en muchos metales
y materiales paramagnéticos.
Esto tiene consecuencias cuando sobre dicho material se aplica un campo
magnético. Puesto que un espín alineado con el campo tienen menos energía que
los anti-alineados y la energía conjunta de todos los electrones libres debe sumar
aproximadamente la energía de Fermi, mantener esa energía constante implica que
algunos átomos anti-alineados deben alinearse con el campo. En ausencia de
campo las poblaciones de espines alineados y anti-alineados es más o menos la
misma, pero en presencia de campo debe aumentar el número de alineados y
decrecer el número de desalineados. Como el número de momentos magnéticos
alineados finalmente supera al de anti-alineados existe una magnetización neta que
produce un campo magnético que se suma al campo magnético externo.
Diamagnetismo
Levitación diamagnética.
En electromagnetismo, el diamagnetismo es una propiedad de los materiales que
consiste en repeler los campos magnéticos. Es lo opuesto a los materiales
paramagnéticos los cuales son atraídos por los campos magnéticos. El fenómeno
del diamagnetismo fue descubierto por Sebald Justinus Brugmans que observó en
1778 que el bismuto y el antimonio fueron repelidos por los campos magnéticos. El
término diamagnetismo fue acuñado por Michael Faraday en septiembre de 1845,
cuando se dio cuenta de que todos los materiales responden (ya sea en forma
diamagnética o paramagnética) a un campo magnético aplicado.

22. Materiales diamagnéticos
Imán.
Las sustancias son, en su gran mayoría, diamagnéticas, puesto que todos los pares
de electrones con espín opuesto contribuyen débilmente al diamagnetismo, y sólo
en los casos en los que hay electrones desparejados existe una contribución
paramagnética (o más compleja) en sentido contrario.
Algunos ejemplos de materiales diamagnéticos son: el agua, el bismuto metálico, el
hidrógeno, el helio y los demás gases nobles, el cloruro de sodio, el cobre, el oro, el
silicio, el germanio, el grafito, el bronce y el azufre. Nótese que no todos los citados
tienen número par de electrones.
El grafito pirolítico, que tiene un diamagnetismo no especialmente alto, se ha usado
como demostración visual, ya que una capa fina de este material levita (por
repulsión) sobre un campo magnético lo suficientemente intenso (a temperatura
ambiente).
Experimentalmente, se verifica que los materiales diamagnéticos tienen:
 Una permeabilidad magnética relativa inferior a la unidad.
 Una inducción magnética negativa.