Trabajo elaborado para la correcta explicación de los tipos de enlaces químicos, modelos atómicos y la elaboración de ejercicios de los diferentes formulas (Empírica , molecular y lewis9

1. 1
MODELOS ATOMICOS, ENLACES QUIMICOS
EJERCICIOS Y TIPOS DE FORMULAS
LUHER JEHINS OLAYA MORENO
Francisco Góngora
Universidad Antonio Nariño
Facultad de ingeniería
Ingeniería electromecánica
2017

2. 2
CONTENIDO
INTRODUCCION.........................................................................................................................3
FORMULA EMPIRICA..................................................................................................................4
Ejercicios resueltos formula empirica..........................................................................................5
FORMULA MOLECULAR..............................................................................................................8
Ejercicios resueltos formula molecular........................................................................................9
FORMULA DE LEWIS................................................................................................................. 12
EJERCICIOS FORMULA LEWIS ....................................................................................................12
ENLACES QUIMICOS................................................................................................................. 15
Tipos de enlaces químicos ...................................................................................................15
Enlace iónico........................................................................................................................... 15
ENLACE COVALENTE................................................................................................................. 17
MODELOS ATOMICOS .............................................................................................................. 18
TEORIA ATOMICA DE DALTON ..................................................................................................19
MODELO ATOMICO DE THOMSON............................................................................................ 19
Modelo atómico de Rutherford ................................................................................................ 20
Modelo atómico de Bohr.......................................................................................................... 21
Paramagnetismo...................................................................................................................... 21
RESUMEN................................................................................................................................ 23
BIBLIOGRAFIAS........................................................................................................................ 24

3. 3
INTRODUCCION
El siguiente trabajo tiene como objetivo describir los tipos de fórmulas (formula
empírica, formula molecular y formula de Lewis), para asimismo la elaboración de
ejercicios de las diferentes fórmulas.
También se dará la descripción de las clases de enlaces (enlace covalente y
enlace iónico). Y los modelos atómicos que fueron propuestos por John Dalton,
Thomson, Rutherford y Niels Bohr.

4. 4
FORMULA EMPIRICA
La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto
químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del compuesto. La
fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados por moléculas
como en los que forman cristales y macromoléculas.
A partir de la composición de un compuesto es posible deducir su fórmula más
simple o también llamada formula empírica que es una relación simple de números
enteros entre los átomos que la componen.
EJEMPLO
1) Calcular la formula empírica para un compuesto que contiene 6,64g de k,
8,84g de cr y 9,52 g de o
Solución
Primer paso: Calcular el número de moles de cada elemento.
Peso de K= 39.1 Cr=52 O=16
Moles k= m/Mmol
 6,64g/39,1g/mol (se cancelan gramos con gramos)
0,17 moles
Moles Cr= m/Mmol
 8.84g/52(se cancelan gramos con gramos)
0.17 moles
Moles de O= m/Mmol
 9,52g/16g/mol(se cancelan gramos con gramos)
0,595 moles
Segundo paso: Se divide por el menor número de moles.
k→ 0,17 moles de k/ 0,17 moles de k= 1 mol k / mol de k
Cr→ 0,17 moles de Cr/0,17 moles de k= 1 mol de Cr/mol de k

5. 5
O→ 0,595 moles de O/0,17 moles de k= 3.5 mol de O/mol de k
Concluciones;
1k:1Cr:3.5O (Se necesita números enteros, cada uno se multiplica por dos)
2K:2Cr:7O
FORMULA EMPIRICA: K2Cr2O7
Ejercicios resueltos formula empírica
1) Calcular la fórmula empírica de una sustancia que presenta una
composición de 48,65% de carbono, 8,11% de hidrógeno y 43,24% de
oxígeno. Datos Masas atómicas O = 16 ;H = 1 ;C=12
R/=
C= 48,65g/12g/mol= 4.05416 moles
H= 8.11g/1g/mol= 8.11 moles
O= 43,24g/16g/mol= 2.7025 moles
El menor es el O 2.7025 moles
4,05416 mol de C / 2.7025mol de O = 1.5mol de C/ mol O x 2= 3 mol de C
8,11 mol de H/2.7025 mol de O = 3.0 mol de H/mol de O x 2= 6 mol de H
2.7025 mol de O/2.7025 mol de O= 1 mol de O x 2= 1 mol de O
C3H6O1
2) Al analizar un óxido de nitrógeno, se obtiene 0,079 g de Nitrógeno y
0,181 g de Oxígeno. Calcular la fórmula empírica Datos Masas atómicas
N = 14; O = 16
R/=

6. 6
N= 0,079 g / 14 g/m= 5.65 X 10-3 Moles
O= 0,181g/ 16g/m= 0,0113 moles
El menor es N= 5.65 X 10-3 Moles
5.65 X 10-3 Moles/5.65 X 10-3 Moles= 1 Mol de N
0,0113 moles de O / 5.65 X 10-3 Moles de N= 2 mol de O/Mol de N
Formula empírica= N1O2
3) Calcula la fórmula empírica de un hidrocarburo que en un análisis dio la
siguiente composición: 85,63% de C y 14,3% de H
R/=
C= 85,63g/ 12,0107g/m= 7.1294 moles
H= 14,3g/1g)m0 14,3 moles
La menor es C= 7.1294
7.1294 moles de C / 7.1294= 1 mol de C
14,3 moles de H/7.1294 mol de C= 2.0mol de H/ Mol de C
Formula empírica: C1H2
4) La cafeína tiene una composición en masa de 49.5% de C, 5,15% de H,
28,9% de N y 16,5% de O Datos: C= 12,01 H= 1, N= 14 y O=16
R/=
C= 49.5g/12.01g/m= 4,1215 moles
H= 5.15g/1g/m= 5.15 moles
N= 28.9 g/ 14g/m= 2.0642
O= 16.5 g/ 16g/m= 1.031 moles

7. 7
La menor es O= 1.031
4.1215 mol de C/1.031 mol de O= 3.99 mol de C/mol de O
5.15 mol de H/1.031 mol de O= 4.99 mol de H/mol de O
2.0642 mol de N/1.031 mol de O= 2 mol de N/mol de O
1.031mol de O/1.031= 1 mol de O
FORMULA EMPIRICA= C4H5N2O1
5) La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un
análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual
en masa: C: 44,4%; H: 6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Calcule su fórmula
empírica.
Datos: C= 12, H=1, S=32 y O= 16
R/=
C= 44.4g/12g/m= 3.7 moles
H=6.21g/1g/m= 6.21 moles
S= 39.5g/32g/m= 1.23 moles
O=9.86g/16g/m= 0.616 moles
El menor es O= 0.616
3.7 moles de C/0.616 mol de O= 6 mol de C/Mol de O
6.21 mol de H/0.616 mol de O= 10 mol de H/ mol de O
1.23 mol de S/0.616 mol de O= 2 mol de S / Mol de O
0.616 mol de O/ 0.616= 1 mol de O
C6H10S2O

8. 8
FORMULA MOLECULAR
La fórmula molecular es la fórmula química que indica los números de átomos
distintos presentes en la molécula esta es la máxima expresión ya que la fórmula
molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula.
Por lo general es un múltiplo de enteros de la formula emperica, a partir de la
formula empírica se puede deducir la formula molecular.
Ejemplo
1) Sabiendo que la formula empírica de un compuesto es C5H7N calcule su
masa molar es de 162g/m
Primer paso
Se saca la masa molar 162 y se iguala con la operación empírica la cual es
(Numero de atomos x peso atomico x n) n= Numeros de moles.
C5H7N
162= ( 5 X 12.011 x n) + ( 7 X 1 X n) + ( 1 X 14.006 X n)
162 = 60n + 7n + 14n
162= 81n
Despejo n
162/81=n
N= 2
Segundo paso
Multiplico el número que obtuve por toda la formula empírica
(C5H7N)2= C10H14N2
Formula molecular= C10H14N2

9. 9
Ejercicios resueltos formulamolecular
1) La Vitamina C (ácido ascórbico) posee un 40.92% de Carbono(C), 4.58 %
de Hidrogeno (H), y un 54.50 % de Oxigeno(O), en masa. El peso molecular
de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o
química y su fórmula empírica?
Datos
C= 12.011 H=1 O=16
C= 40.92g/12.011g/m= 3.40 moles
H= 4.58g/1g/m= 4.58 moles
O= 54.50g/16g/m= 3.40
El menor es 3.40
3.40 moles de C / 3.40 moles de C= 1 mol de C x 3 = 3
4.58 moles de H / 3.40 moles de C= 1.35 mol de H / Mol de C x 3= 4
3.40 moles de O/ 3.40 moles de C= 1 Mol de O / Mol de C x 3 = 3
FORMULA EMPIRICA= C3H4O3
176 = ( 3 X 12.011 X n ) + ( 4 X 1 X n ) + ( 3 X 16 X n )
176= 36n + 4n + 48n
176= 88n
N=176/88= 2
(C3H4O3)2 = C6H8O6
FORMULA MOLECULAR= C6H8O6
2) Determine la fórmula molecular de un compuesto que está formado por: 85
% de Hg; 15 % Cl y su masa molecular es de 472.

10. 10
Datos:
Hg= 200.59 Cl=35,45
Hg= 85 g / 200.59g/m= 0.42
Cl= 15 g/35,45g/m= 0.42
El menor es Cl= 0.42
0.42 moles de Hg / 0.42 moles de Cl = 1 mol de Hg / Mol Cl
0,42 moles de Cl/0.42 moles de Cl= 1 mol de Cl
FORMULA EMPIRICA= Hg1Cl1
472= ( 1 X 200.59 x n ) + ( 1 X 35,45 x n)
472= 200.59n + 35,45n
472= 236.04n
N=472/236.04= 2
(Hg1Cl1)2= Hg2Cl2
FORMULA MOLECULAR= Hg2Cl2
3) ¿Cuál es la fórmula de un compuesto que contiene 40% de C, 6,7% de H y
53,3% de O, si su masa molecular es 60?.
DATOS:
C= 12.011 H= 1 O= 16
C= 40 g / 12.011 g / m= 3.33 moles
H= 6.7 g / 1 g / m= 6.7 moles
O= 53.3 g / 16 g / m= 3.33 moles
LA MENOR ES C= 3.33
3.33 moles de C / 3.33 moles de C = 1 mol de C

11. 11
6.7 moles de H / 3.33 moles de C= 2.0 mol de H / Mol de C
3.33 moles de O / 3.33 moles de C= 1 mol de O / mol de C
FORMULA EMPIRICA= C1H2O1
FORMULA MOLECULAR
60 = ( 1 X 12.011 X n) + (2 X 1 X n ) + (1 X 16 X n)
60= 12.011n + 2n + 16n
60= 30n
N=60/30= 2
(C1H2O1)2= C2H4O2
4) Cuál es la fórmula molecular de una sustancia cuyo análisis determino que
posee una formula empírica de C2H4O y un peso molecular de 88g
R/=
DATOS: C= 12 H= 1 O=16
88= ( 2 X 12 X N) + ( 4 X 1 X N) + ( 1 X 16 X N )
88 = 24n + 4n + 16n
880 = 44n
88/44= 2
FORMULA MOLECULAR (C2H4O)2= C4H8O2
5) El análisis de un compuesto puro constituido de carbono e hidrogeno dio
como resultado la siguiente composición: Carbono 92.3% Hidrogeno 7.7%
En un experimento separado se encontró que su peso molecular es 78g.
Hallar la formula molecular del compuesto.
R/=
DATOS: C= 12 H=1

12. 12
92.3 g C/ 12g/m = 7.7 moles
7.7 g H/ 1g/m= 7.7 moles
La menor es C= 7.7 Moles
7.7 moles de H / 7.7 MOLES DE C= 1 MOL
7.7 moles de C / 7.7 moles de C = 1 MOL
FORMULA EMPIRICA= C1 H1
78 = (1 x 12 x n ) + (1 x 1 x n )
78= 12n + 1n
78= 13n
78/13= 6
FORMULA MOLECULAR (C1 H1)6 = C6 H6
FORMULA DE LEWIS
Es una forma de representar en dos dimensiones la estructura de las moléculas,
en ellas podemos ver que átomos formas parte de las moléculas y como quedan
distribuidos todos los electrones tanto los que forman enlaces como los que
quedan sin enlazar
EJERCICIOS FORMULALEWIS
1) ¿Cómo se representa el NaCl utilizando la estructura de Lewis?
R/=
× ××
Na × Cl ××
××

13. 13
××
×× Cl ×× Na+1 Cl-1
××
2) ¿Cómo se representa el Al-Cl utilizando la estructura de Lewis?
R/=
× ××
× Al × × Cl ×× (Así están los electrones en su estado natural)
××
__________________________________________________________________
× ××
× Al × ×× Cl ××
××
××
×× Cl ×× SOLUCION (Al+3)1 (Cl-1)3
××
××
×× Cl ××
××
3) ¿Cómo se representa al compuesto Al - O utilizando la estructura de
Lewis?
R/=
× ××
× Al × O ×× (Así están los electrones en su estado natural)
××

14. 14
× ××
× Al × ×× O ×× (dona dos electrones el Al)
××
××
×× O ×× (dos electrones donados uno por el primer Al y otro por el Al que apareció)
××
× ××
× Al × ×× O ×× (dona los dos electrones el Al que le quedaron)
××
SOLUCION: ( Al+3)2 (O-2)3
4) ¿Cómo se forma el K - O a partir de sus átomos utilizando las estructuras
de Lewis?.
R/=
× ××
K S ×× (Así están los electrones en su estado natural)
××
× ××
K ×× S ×× (El primer K dona un electrón y el segundo otro electrón)
××
×
K SOLUCION= (K+1
)2 (S-2
)1
5) ¿Cómo se forma el compuesto de Be – Se utilizando las estructuras de
lewis?
R/=

15. 15
×× ××
Be ×× Se ×× (Así están los electrones en su estado natural)
×× ××
Be ×× Se ×× (El berilio le dona 2 electrones a El selenio)
××
SOLUCION: (Be+2) (Se-2)
ENLACES QUIMICOS
Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones
atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos
químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es
un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.
Un enlace químico es la unión de dos o más átomos ya sean iguales o de distinta
naturaleza, y los enlaces pueden ser covalente (compartición de electrones) o
iónicos (transferencia de electrones). Un ácido es un compuesto químico donde
participa el Hidrogeno unido a NO metales, y donde en medio acuosos aportan
iones H+ hidrógenos (cationes), y en reacción con una base forman una sal y
agua. La estructura de un ácido general es de esta manera: HCL, HF... el primero
es ácido clorhídrico y el segundo es ácido fluorhídrico.
Tipos de enlaces químicos
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.

16. 16
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.
EJEMPLO:
Na + Cl
××
Na × × Cl ××
××
××
Na ×× Cl ××
××
NOTA: El sodio perdió un electrón y el cloro gano un electrón por lo que ambos
quedaron con cargas por lo que quedara así
Na+1 Cl-1 ( Enlace ionico)
Otro ejemplo
Mg + I
××
Mg ×× × I ××
××
( Enlace iónico porque es un metal con un no metal)

17. 17
××
×× I ×× (El Mg dono un electrón y completo el octeto este I )
××
××
×× I ×× (Aparecio un nuevo I y el Mg Dono el electron que quedo )
××
( Mg+2 )1 ( I-2 )2
ENLACE COVALENTE
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.
Cuando átomos distintos de no metales se unen en una forma covalente, uno de
ellos resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer la nube
electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico. Esta
polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí
por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad.
Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen
covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos.
Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.
Estos no se donan electrones, solo los comparten.

18. 18
Ejemplo enlace covalente
O + O
×× ××
O ×× ×× O ( Dos no metales, Ahora se compartirán dos electron)
×× ××
×× ××
O ××-------------×× O (Al compartir 2 electrones ambos O Están completos)
×× ××
O2
MODELOS ATOMICOS
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la
materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la
materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser
divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en
griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de
ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los
filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la
idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

19. 19
TEORIAATOMICADE DALTON
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las
cuales han servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales
de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles y no se pueden
destruir llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus
propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades
químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos
en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los de átomos de
cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra
sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un
átomo de otro elemento.
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.
MODELO ATOMICODE THOMSON
El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica
propuesta en 1904 por Thomson, quien descubrió el electrón. Cuando comía su

20. 20
pudin y le dió la corriente.1 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».2 3 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.
los resultados del modelo Thomson
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.
Modelo atómico de Rutherford
Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de
bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo
atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear.
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda
la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del
núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación
de las partículas alfa (también con carga positiva).
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del
núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina
de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y
carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor

21. 21
del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados
al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
Modelo atómico de Bohr
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del
hidrógeno.
Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una
teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso
que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de
radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite
energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción
electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas
órbitas. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de
menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una
absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no
poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los
electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser
desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica
cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.
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

22. 22
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.
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.

23. 23
RESUMEN
Este trabajo está centrado en dar la explicación correcta de los modelos atómicos
sus características, así como la explicación de los enlaces químicos entre ellos
enlaces iónicos y enlaces covalentes, Se da como estrategia y herramienta la
explicación de cómo resolver los ejercicios de las diferentes tipos de fórmulas
como las son la formula empírica, la formula molecular y la formula de Lewis.

24. 24
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