El documento describe la estructura atómica de los átomos. Explica que los átomos están formados por electrones que giran alrededor de un núcleo central compuesto de protones y neutrones. Los electrones se agrupan en capas electrónicas y los enlaces químicos entre átomos se producen cuando los electrones se comparten o transfieren entre los átomos. Hay tres tipos principales de enlaces químicos: enlaces iónicos, enlaces metálicos y enlaces covalentes. Además, existen

1. ATOMO
 El concepto de átomo ya fue propuesto por filósofos griegos como Demócrito y
Leucipo y los epicúreos . Demócrito, discípulo de Leucipo, acuñó el término ἄτομος (
atomos ) hacia el año 450 aC con el significado de ‘indivisible’, pero estos conceptos
de átomo no eran más que ideas abstractas, razonamientos filosóficos sin ningún tipo
de apoyo experimental o empírico.
Sin embargo, este concepto filosófico sería olvidado durante muchos siglos.
El 1661 , Robert Boyle publicó The Sceptical Chymist , en el que defendía que la
materia era compuesta por diferentes partículas de diferentes tipos y tamaños, en vez
de los tradicionales elementos clásicos de aire, tierra, fuego y agua.
Boyle avanzar en la diferenciación entre compuesto y mezcla , y en el análisis de sus
componentes, pero no fue más allá de la conjetura en lo que respecta a las partículas.
El 1789 , Antoine Lavoisier definió el término elemento como la sustancia básica que no
puede ser dividida con los métodos de la química.
El 1803 , John Dalton utilizó el concepto de átomo para explicar porque los elementos

2. Dalton propuso la idea de que los elementos eran formados por
átomos de un mismo tipo y estos átomos podían unirse para
formar compuestos químicos. La teoría atómica de Dalton fue la
primera desde las teorías filosóficas de la antigüedad.
El 1827 , cuando el botánico Robert Brown descubrió con la
ayuda del microscopio el movimiento irregular y aleatorio que
siguen las partículas inmersas en un fluido, este movimiento
browniano no sería explicado matemáticamente hasta el 1905
por Albert Einstein basándose en la teoría atómica.
Basándose en el trabajo de Einstein, el físico francés Jean
Perrin calculó de manera experimental la masa y las
dimensiones de los átomos.

3. Estructura electrónica de los atomos

6. ESTRUCTURA ATOMICA DE LOS ATOMOS

7. Enlaces primarios
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.
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 iónico 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.
 Enlaces covalentes • A los átomos les gusta compartir sus electrones y esto hace que su capa externa esté
completa. Un enlace covalente se produce cuando se comparten átomos y electrones. Esto produce un fuerte enlace
covalente.

8. Enlace covalente por carbono
 Los enlaces carbono-carbono, son enlaces de tipo covalente, que
tienen lugar entre dos átomos de carbono. Existen enlaces
simples, que generalmente son los más comunes, pues se
encuentra formado por dos electrones, siendo cada uno de uno de
los átomos que participan en el enlace. Los enlaces simples son de
tipo sigma (enlace σ), siendo este el más fuerte de los enlaces
covalentes, y se encuentran formados por un orbital híbrido de los
átomos de carbono del enlace.
Los átomos de carbono al enlazarse también pueden formar
enlaces dobles (alquenos), formados por orbitales híbridos sp^2 y
dos p, en cambio los enlaces triples (alquinos), formados por un
orbital híbrido sp y dos p de cada uno de los átomos.

9. Enlaces secundarios
 Enlaces de hidrogeno
Los enlaces de hidrógeno se forman cuando un átomo “donador”
dona el átomo de hidrógeno unido covalentemente a él a un átomo
electronegativo “aceptor”. Son donadores típicos el oxígeno en
grupos -OH (p.ej. Ser, Thr, Tyr) o en el agua y el nitrógeno en -
NH3
+ (como en Lys, Arg) o en -NH- (como en el enlace peptídico, en
Trp, His, Arg, en bases nitrogenadas). Los pares electrónicos
aislados de estos mismos donadores pueden servir como
aceptores de enlaces de hidrógeno. Igualmente pueden ser
aceptores los pares de los oxígenos carbonílicos =O (como el del
enlace peptídico) y los de los nitrógenos con tres enlaces
covalentes =N- (como en His, Trp o bases nitrogenadas). Estos
últimos no pueden ser donadores, pues carecen de hidrógenos.€

10.  Enlaces 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 intramolecular (Enlace
iónico, Enlace metálico y enlace covalente de tipo reticular) o a la interacción
electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.1El término incluye:
 Fuerza entre dos dipolos permanentes. Si las interacciones son entre moléculas
que están polarizadas de manera permanente (por ejemplo, las moléculas de
agua que atraen otras moléculas de agua u otras moléculas polares), se
conocen como fuerzas de Keesom.
 Fuerza entre un dipolo permanente y un dipolo inducido. Cuando un dipolo
inducido (esto es, un dipolo que se induce en un átomo o una molécula que de
otra manera sería no polar) interactúa con una molécula que tiene un momento
dipolar permanente, esta interacción se conoce como fuerza de Debye. Un
ejemplo de esta interacción serían las fuerzas entre las moléculas de agua y las
de tetracloruro de carbono.
 Fuerza entre dos dipolos inducidos instantáneamente. Si las interacciones son
entre dos dipolos que están inducidos en los átomos o moléculas, se conocen
como fuerzas de London (por ejemplo, el tetracloruro de carbono).

11. Diferencias entre enlaces primarios y secundarios
Enlaces primarios Enlaces secundarios
 Enlaces primarios, asociados
por lo general con la
formación de moléculas.
 Los enlaces primarios
producen los enlaces
químicos que mantienen a los
átomos unidos.
 Enlaces secundarios, que se
asocian generalmente con la
atracción entre moléculas
 Los enlaces secundarios son
significativamente más débiles
que los primarios ya que
producen conexiones más
débiles, y crean
deformaciones en el enlace.

12. Descripción de el efecto del tipo de enlace y la resistencia en
el rendimiento mecánico y eléctrico
de distintas clases de materiales.

14. ENLACES MIXTOS
 Es muy frecuente que los enlaces primarios, donde intervienen los
electrones de valencia, se presenten no como enlaces perfectamente
puros, sino que como combinaciones de los enlaces primarios básicos.
Estos enlaces unen a los átomos en los cristales (metálico, iónico y
covalente) o bien dentro de las moléculas (preferentemente covalentes).
 Complementario a lo anterior, hay que considerar los enlaces
secundarios que unen a las moléculas entre sí. A este último respecto,
los cristales de los gases inertes son una singularidad, al no presentar
enlaces primarios dentro de las moléculas y sí de dipolo fluctuante,
entre las moléculas; nótese que se trata de “moléculas monoatómicas”.
 Finalmente, entre las moléculas también se pueden establecer enlaces
primarios (covalentes). Un ejemplo es la vulcanización del caucho con S.

15. Enlaces primarios mixtos
Consideraremos las combinaciones binaria iónico-covalente, metálico-covalente y metálico iónico.
 Covalente-iónico.
En el caso de moléculas o de cristales covalentes, puede haber también un cierto carácter iónico asociado a la
diferencia de electronegatividad de los elementos involucrados. En este caso, el porcentaje de carácter iónico se
puede calcular por la ecuación de Pauling. Tal es el caso del GaAs y del ZnSe, que son dos cristales clasificados
como semicoductores (como el Si y el Ge).
 Metálico-covalente
Caso importante, los metales de transición. En ellos se presenta un enlace predominantemente metálico con cierto
carácter covalente. Ejemplo, Fe y W. Asociado a este carácter covalente, los metales de transición tienen
temperaturas de fusión notablemente superiores a aquellas de los metales que no lo son (K, Ca, Ga, Al, etc).
 Metálico-iónico
 Al unir dos metales puede formarse un enlace metálico, dentro de un rango de solubilidad de un metal en el otro;
se forma una solución sólida de carácter metálico; por ejemplo, es el caso de Cu con hasta un 8%p. Al disuelto.
Pero como estos metales pueden presentar una diferencia de electronegatividad suficiente, entonces, más allá del
límite de solubilidad de un metal en el otro, puede aparecer un nuevo cristal, Cu4Al9, eventualmente coexistiendo
con la solución sólida inicial. Este nuevo cristal puede ser una fase de carácter iónico, llamada compuesto
intermetálico (que no tiene carácter metálico). Como todo cristal iónico, este compuesto intermetálico tiene una
composición definida, al no ser una solución sólida. Otros ejemplos: Al9Co3 y Fe5Zn21 .