El documento describe los diferentes tipos de enlaces atómicos. Existen dos tipos de enlaces: los primarios, que mantienen unidos los átomos y incluyen los enlaces metálicos, iónicos y covalentes; y los secundarios, más débiles, como los enlaces de hidrógeno y van der Waals. También se explican las diferentes formas de los orbitales atómicos, que representan las regiones donde es más probable encontrar un electrón.

1. Alumno: Kristhian Camacho
C.I. 25151640
Escuela 46

2. ENLACE ATOMICOS
Un enlace atómico es un enlace químico. El enlace químico
es el proceso físico responsable de las interacciones entre
átomos y moléculas.
Hay dos tipos diferentes de enlaces atómicos: los primarios
y los secundarios. Los enlaces primarios producen los
enlaces químicos que mantienen a los átomos unidos y se
dividen en tres, el metálico, el covalente y el iónico. Los
enlaces secundarios son subdivisiones de los enlaces, y se
consideran más débiles incluyen los de hidrógeno y los de
van der Waals.

3.  La fuerza de enlace total, FB, es la suma de las fuerzas de atracción y
repulsión; es decir,
 FB = FA + FR
 e1 e2
 Fuerza de atracción de largo alcance entre cargas
 Positivas (núcleos) y cargas negativas (electrones)
 Fuerza de repulsión de corto alcance entre
 Cargas del mismo signo (electrones - electrones)
Esquema de dos átomos
separados, donde se indican las
fuerzas de atracción y de
repulsión

4. Los enlaces fuertes o primarios se establecen cuando los átomos transfieren o
comparten electrones, llenando completamente sus niveles externos, estos
enlaces son: Metálicos, Iónico y Covalente.
Enlace metálico
Los enlaces metálicos son un metal y comparten vínculos externos con los
átomos de un sólido. Cada átomo desprende una carga positiva perdiendo
sus electrones más externos, y los electrones (de carga negativa) mantienen a
los átomos metálicos unidos.
ENLACE PRIMARIOS

5. Enlace iónico
En Química, un enlace iónico o electro Valente es la unión de
átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática
entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente
electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente
electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el
enlace, uno de los átomos capta electrones del otro
Los átomos está rellenos con una capa externa de electrones.
Estas capas de electrones se llenan transfiriendo electrones de un
átomo al de al lado. Los átomos donantes obtienen una carga
positiva y los receptores tendrán carga negativa. Se atraerán
entre ellos al ser positivo y negativo, y entonces ocurrirá el
enlace.

6. Enlace covalentes
Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce
cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable,
comparten electrones del último nivel. La diferencia de
electronegatividades entre los átomos no es lo suficientemente grande
como para que se produzca una unión de tipo iónica, en cambio, solo
es posible la compartición de electrones con el fin de alcanzar la
mayor estabilidad posible; para que un enlace covalente se genere es
necesario que el delta de electronegatividad sea menor a 1,7.
De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares
electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital
molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un
mismo no metal y entre distintos no metales. Cuando distintos átomos
de no metales se unen, a pesar de que ocurra el compartimento
electrónico. Estas polaridades permiten que las moléculas del mismo
compuesto se atraigan entre si por fuerzas electrostáticas
relativamente débiles, pero lo suficientemente fuertes para, en la
mayoría de los casos, crear un estado de agregación líquido a la
sustancia.

7. ENLACE SECUNDARIOS
Un enlace común es el enlace de hidrógeno. Son los más comunes en
las moléculas con enlace covalente que contengan hidrógeno. Los
enlaces de hidrógeno se producen entre átomos covalentes y
oxigenados. Esto lleva a cargas eléctricas muy pequeñas alrededor del
enlace de hidrógeno, y cargas negativas alrededor de los enlaces
oxigenados.
Enlaces de hidrógenos
•Es un caso especial de enlace entre moléculas polares.
•Es el tipo de enlace secundario más fuerte.
•Densidad: Depende de peso atómico, radio atómico (iónico) y
distribución atómica espacial.
•Conductividades, eléctrica y térmica: Están asociadas a la movilidad de
los portadores de carga, que a la vez depende de la distribución
electrónica espacial.

8. Enlaces de van der Waals
En fisicoquímica, las fuerzas de Van der Waals o interacciones de Van der
Waals, son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes
de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace covalente o a
la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras. El
término incluye:
• Fuerza entre dos dipolos permanentes (interacción dipolo-dipolo o fuerzas
de Keesom).
• Fuerza entre un dipolo permanente y un dipolo inducido (fuerzas de
Debye).
• Fuerza entre dos dipolos inducidos instantáneamente (fuerzas de
dispersión de London).
Los enlaces de van der Waals son el enlace más débil, pero son unos gases
increíblemente importantes, que son enfriados a temperaturas bajas. Estos
enlaces son creados por pequeñas cargas de electrones positivos y negativos
que producen una carga débil. Los enlaces de van der Waals se anulan por la
energía térmica, causándoles una disfunción.

9. ORBITAS ATOMICAS
Un orbital atómico es una determinada solución particular, espacial
e independiente del tiempo, a la ecuación de Schrödinger para el
caso de un electrón sometido a un potencial coulombiano. La
elección de tres números cuánticos en la solución general señalan
unívocamente a un estado mono electrónico posible.
Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del
electrón, el momento angular orbital y la proyección del mismo
sobre el eje z del sistema del laboratorio. Un orbital también puede
representar la posición independiente del tiempo de un electrón en
una molécula, en cuyo caso se denomina orbital molecular.
La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la
corteza electrónica, representada por el modelo de capas, el cual se
ajusta a cada elemento químico según la configuración electrónica
correspondiente.

10. En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la mecánica cuántica
a la descripción de los electrones en los átomos (modelo posterior al
modelo atómico de Bohr),2 se denomina orbital atómico a cada una de
las funciones de onda mono electrónicas que describen los estados
estacionarios y espaciales de los átomos hidrogenoides. Es decir, son los
estados físicos estacionarios en representación de posición, que se
obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger independiente del
tiempo, es decir, las funciones propias del operador hamiltoniano.
No representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no
puede conocerse dada su naturaleza mecano cuántica, sino que
representan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que
la probabilidad de encontrar al electrón es elevada (por lo que en
ocasiones al orbital se le llama Región espacio energética de
manifestación probabilística electrónica o REEMPE).
La función de Ondas

11. Formas de los Orbitales
 Orbital S:
El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura siguiente se muestran dos formas
alternativas para representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al
electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la
segunda, se representa el volumen esférico en que el electrón pasa la mayor parte del tiempo y por último se
observa el electrón.
 Orbitales F:
Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar
de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4
nodos radiales.

12.  Orbitales P:
La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto
(el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que
puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos
respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos
radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico
principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p"
representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja
entre la distancia del núcleo y el orbital.

13.  Orbitales D:
Los orbitales d tienen formas más diversas. Cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos
de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el
último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la
misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales. Este tiene 5 orbitales y corresponde al
número cuántico l (azimutal)