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10Una persona, viajando por Inglaterra, se siente indispuesta y va al médico. Estetras revisarla, le informa que su temperatura axilar es de 100°F.¿Cuál es su temperatura en grados Celsius? ¿Y en Kelvin?LA ESCALA RANKINEIdeada por el escocés William John Mcquorun Rankine (1820-1872), se relacionacon la escala Celsius mediante la expresión:R=9/5 ºC + 491,67. Otras:ºC=5/9R-273,15 R=9/5K K=5/9R R= F +459,67 F=R-459,67¿Cuál es la Temperatura del punto de fusión del hielo en esta escala?LA ESCALA REAMURSe debe a René-Antoine Ferchault de Reamur (1683-1757). La relaciónmatemática con la temperatura Celsius viene dada por:ºRe=4/5 ºCY K=1,25ºRe + 273,15¿Cuál es la Temperatura del punto de ebullición del agua esta escala?CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOSLas modificaciones en la presión, la temperatura o las interrelaciones de lassustancias, pueden originar cambios físicos o químicos en la materia.Cambios físicos de la materia:Son aquellos cambios que no generan la creación de nuevas sustancias, lo quesignifica que no existen cambios en la composición de la materia, como se ve enla figura siguiente:


CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA12


135. ESTRUCTURA ATÓMICA: PARTÍCULAS ELEMENTALES. TABLAPERIÓDICA Y PROPIEDADES. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y SURELACIÓN CON LA POSICIÓN QUE OCUPA UN ELEMENTO EN LATABLA PERIÓDICA.En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito postuló, sin evidenciacientífica, que el Universo estaba compuesto por partículas muy pequeñas eindivisibles, que llamó "átomos".Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía dela antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte demateria más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, poremplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. Dehecho, átomo significa en griego “no divisible”. El conocimiento del tamaño y lanaturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que lagente se limitaba a especular sobre él.Sin embargo, los avances científicos de este siglo han demostrado que laestructura atómica integra a partículas máspequeñas.Así una definición de átomo sería:El átomo es la parte más pequeña en la que sepuede obtener materia de forma estable, ya que laspartículas subatómicas que lo componen no puedenexistir aisladamente salvo en condiciones muyespeciales. El átomo está formado por un núcleo,compuesto a su vez por protones y neutrones, y poruna corteza que lo rodea en la cual se encuentranlos electrones, en igual número que los protones.Protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, el protón esuna partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. Elnúmero de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el quedetermina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseencarga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.Neutrón, partícula elemental que constituye parte del núcleo de los átomos.Fueron descubiertos en 1930 por dos físicos alemanes, Walter Bothe y HerbertBecker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el


15En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva teoría sobre laconstitución de la materia. Según Dalton toda la materia se podía dividir en dosgrandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos estaríanconstituidos por unidades fundamentales, que en honor a Demócrito, Daltondenominó átomos. Los compuestos se constituirían de moléculas, cuya estructuraviene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y constantes. Lateoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran partículasindivisibles.Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos noson indivisibles, pues se componen de varios tipos departículas elementales. La primera en ser descubierta fue elelectrón en el año 1897 por el investigador Sir JosephThomson, quién recibió el Premio Nobel de Física en 1906.Posteriormente, Hantaro Nagaoka (1865-1950) durante sustrabajos realizados en Tokio, propone su teoría según lacual los electrones girarían en órbitas alrededor de uncuerpo central cargado positivamente, al igual que losplanetas alrededor del Sol. Hoy día sabemos que la cargapositiva del átomo se concentra en un denso núcleo muy pequeño, en cuyoalrededor giran los electrones.El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en laUniversidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años1909 a 1911. El experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas decierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que talbarrera desviara la trayectoria de las partículas , se dedujo la distribución de lacarga eléctrica al interior de los átomos.


16MODELO ATOMICO (actual) DE LA MECANICA CUANTICA .SCHRODINGEREn el modelo atómico de Bohr se observa que los electrones giran en órbitasesféricas y que dependiendo de su posición era su energía y cuando decidecomprobar la forma de los orbitales, la posición y velocidad de los electrones deun átomo, se descubre que el modelo de Bohr es insuficiente.Como consecuencia de estas observaciones, Heisemberg postuló, lo que seconoce como el principio de incertidumbre, que consiste en que no se puedeconocer la velocidad del electrón y su posición al mismo tiempo. De ahí nace loque se conoce como nube electrónica que representa la región en el espacio másprobable de encontrar al electrón, lo que dio lugar a lo que conocemos como órbitau orbital.La gran aportación del modelo de Schrodinger fue la creación de la configuraciónelectrónica de donde se obtienen los números cuánticos de los electrones de unátomo. La configuración electrónica indica el nivel de energía del electrón (a quédistancia esta del núcleo), el orbital y el tipo específico de orbital en el que seencuentra y el giro que tiene sobre su propio eje. En pocas palabras este modelodefine las características particulares de un electrón, que lo hacen diferente decualquier otro electrón del mismo átomo.De esta manera resuelve que hay cuatro tipos de orbitales (s , p , d y f ) y lacapacidad de electrones de cada uno de ellos (2,6,10 y 14), además de laorientación de cada uno de los tipos de orbitales (forma).Cada uno de los orbitales tiene la capacidad de 2 electrones, si un orbital tienevarios tipos, entonces la capacidad del orbital se incrementa. Por ejemplo el orbitalp tiene 3 tipos y cada uno con capacidad de 2 electrones, por lo que la capacidaddel orbital p es de 6 electrones.• En conclusión, aunque los conocimientos actuales sobre la estructuraelectrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son lassiguientes:1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse loselectrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintossubniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que puedencontener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo deelectrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4primeros niveles se resume en la siguiente tabla:


17Niveles de energía 1 2 3 4Subniveles s s p s p d s p d fNúmero de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4fNúmero máximo de electrones en los2orbitales2 - 6 2 - 6 - 10 2- 6- 10- 14Número máximo de electrones por2nivel8 18 32La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución desus electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se vansituando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energíacreciente hasta completarlos. Es importante saber cuántos electronesexisten en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen enlos enlaces con otros átomos para formar compuestos.TABLA PERIÓDICALa tabla periódica actual obedece a un ordenamiento de los elementos de acuerdoa una serie de características y propiedades que se repiten a lo largo de ella. Laprimera forma de clasificar a los elementos fue según su número atómico (Z) obien según su tamaño, por ello el primer elemento que conforma la tabla periódicaes el hidrógeno.Otra de las propiedades que ayudaron a formar el sistema periódico es que loselementos con configuraciones atómicas externas similares se comportan demanera parecida en muchos aspectos.El origen de la tabla periódica data aproximadamente de 1864, cuando el químicoinglés John Newlands observó que cuando los elementos conocidos se ordenabande acuerdo con sus masas atómicas, cada octavo elemento tenía propiedadessimilares. Newlands se refirió a esta relación como la ley de las octavas. Sinembargo, esta ley no se cumple para elementos que se encuentran mas allá delcalcio, y por eso la comunidad científica de la época no aceptó su trabajo.En 1869 el químico ruso Dimitri Mendeleev propuso una tabulación más amplia delos elementos basada en la recurrencia periódica y regular de las propiedades.Este segundo intento de sistema periódico hizo posible la predicción de laspropiedades de varios elementos que aún no habían sido descubiertos. Porejemplo, Mendeleev propuso la existencia de un elemento desconocido que llamóeka–aluminio, cuya ubicación debiera ser inmediatamente bajo el aluminio.Cuando el galio fue descubierto cuatro años más tarde, se encontró que laspropiedades predichas para el eka– aluminio coincidían notablemente con lasobservadas en el galio.


18Actualmente la tabla está ordenada en siete filas horizontales, llamadas “periodos”que indican el último nivel enérgico que tiene un elemento. Las 18 columnas(verticales) son llamadas grupos, e indican el número de electrones en la últimacapa.Clasificación periódicaDe acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se puedendividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles, loselementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y losactínidos.Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1A hasta 7A,todos los cuales tienen incompletos los subniveles s ó p del máximo númerocuántico principal.Con excepción del He, los gases nobles que conforman el grupo 8A tienen elmismo subnivel p completo.Los metales de transición son los elementos 1B y del 3B hasta el 8B, los cualestienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles dincompletos. Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd, y Hg, que no sonrepresentativos ni metales de transición.A los lantánidos y actínidos se les llama también elementos de transición internadel bloque f porque tienen subniveles f incompletos.


19Si analizamos las configuraciones del grupo 1A vemos que son similares: todostienen el último electrón en un orbital s. El grupo 2A tiene configuración ns2 paralos dos electrones más externos. La similitud de las configuraciones electrónicasexternas es lo que hace parecidos a los elementos de un grupo en sucomportamiento químico.Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Sianalizamos la configuración del grupo 7A, o elementos halógenos, todos ellosposeen configuración ns2np5, haciendo que tengan propiedades muy similarescomo grupo.PROPIEDADES PERIÓDICAS1- La energía de ionización es la energía mínima necesaria para que un átomogaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un electrón deeste átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estadofundamental:Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan alincrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionizaciónde los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que lamayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadasenergías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienenlas menores energías de ionización.Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual esenergéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energíade ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (ionespositivos).Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida queaumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que enelementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayorque en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.


20Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan alincrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionizaciónde los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que lamayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadasenergías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienenlas menores energías de ionización.Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual esenergéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energíade ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (ionespositivos).Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida queaumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que enelementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayorque en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.Energía de ionizaciónEl conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve parapredecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalenteEnergía de ionización Tendencia del elemento Tipo de CompuestoBaja Perder electrones y dar iones positivos IónicosElevada Compartir electrones CovalentesMuy elevada Ganar electrones y dar iones negativos IónicosEjercicioCon referencia a la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden deenergía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K.El orden se predice con base en la posición relativa de los elementos y lastendencias en cuanto a variación de esta propiedad ya comentadas:


21Na, P y Ar están en la misma fila de la tabla periódica, por lo queP.I. Na


22En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en unperíodo y de abajo hacia arriba en un grupo.4- Radio atómico: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomosadyacentes. Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto defusión, el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Losradios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae elnúcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán másfuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de unperiodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta lacarga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumentasegún aumenta el número atómico.Radio atómicoAumento del radio atómico


23Variación periódicaAumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo loselectrones más externos ocupan niveles que están más alejadosdel núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez másgrandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la cargaefectiva aumente muy lentamente de un período a otro).Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones seencuentran en el mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleocomo los demás del mismo nivel. El aumento de la carga delnúcleo atrae con más fuerza los electrones y el átomo es máscompacto).En el caso de los elementos de transición, las variaciones no sontan obvias ya que los electrones se añaden a una capa interior,pero todos ellos tienen radios atómicos inferiores a los de loselementos de los grupos precedentes IA y IIA. Los volúmenesatómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el quehay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientosmutuos y las repulsiones se hacen importantes, observándose uncrecimiento paulatino tras llegar a un mínimo.Ejercicio propuestoDisponga los átomos siguientes en orden de radio atómico creciente: Na, Be y MgUna vez situados estos elementos en el sistema periódico se ha de hacer uso delas variaciones periódicas de esta propiedad ya comentadas.Na (metal alcalino) y Mg (metal alcalino-térreo) se encuentran en la misma fila dela tabla periódica. Puesto que el Mg está a la derecha, lo esperable es que r Mg


245- Radio iónico: es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta laspropiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructuratridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes yaniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio enel tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carganuclear permanece constate pero la repulsión resultante entre electrones extiendeel dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más pequeño que suátomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón–electrón y se contrae la nube electrónica. El radio iónico aumenta de acuerdo alradio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta conforme el númeroatómico, y en un grupo aumenta hacia abajo.Radio iónicoVariación periódicaLos iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos delos que derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que losátomos de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muyparecidas.Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos por ungrupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal del orbitalocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así como eldel átomo del que deriva.Ejercicio propuesto¿Cuál de los siguientes iones y átomos es el más grande: S 2- , S, O 2- ?Los aniones presentan un tamaño superior al de los átomos de los queproceden, por tanto, r S 2- >r S .S y O son elementos que se encuentran dentro de la misma columna y , enconcreto, el S por debajo del O, de modo que al aumentar el númerocuántico principal del orbital ocupado más externo del ion S 2- se tiene quer S 2- >r O 2- .


25CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y SU RELACIÓN CON LA POSICIÓN QUEOCUPA UN ELEMENTO EN LA TABLA PERIÓDICA.Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo sedistribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales ylas subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementospueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales,principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.1. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía delátomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se establecióexperimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos ymagnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuracioneselectrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente:Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismoque en la serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidadde una subcapa de electrones puede obtenerse tomando el doble del número deorbitales en la subcapa. Así, la subcapa s consiste en un orbital con unacapacidad de dos electrones; la subcapa p consiste en tres orbitales con una


26capacidad total de seis electrones; la subcapa d consiste en cinco orbitales conuna capacidad total de diez electrones; la subcapa f consiste en siete orbitales conuna capacidad total de catorce electrones.En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitalesde menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en suestado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones másexternos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a unestado excitado2. Principio de exclusión de Pauli.En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro número cuánticosiguales.Los tres primeros número cuánticos, n, l y m l determinan un orbital específico. Doselectrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, perosi es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamosexpresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupadopor dos electrones y estos electrones deben tener espines opuestos.3. Regla de Hund.Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cincoi orbitales d, o lossiete orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con susespines paralelos, es decir, desapareados.Ejemplo:La estructura electrónica del 7 N es: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z1El principio aufbau o de construcciónPara escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau.Aufbau es una palabra alemana que significa "construcción progresiva";utilizaremos este método para asignar las configuraciones electrónicas a loselementos por orden de su número atómico creciente. Veamos por ejemplo comosería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na hasta el Ar:Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como laconfiguración 1s 2 2s 2 2p 6 corresponde a la del neón, la denominamos"configuración interna del neón" y la representamos con el símbolo químico delneón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se situan en la capaelectrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, sedenominan electrones de valencia. La configuración electrónica del Na se


27escribe en la forma denominada "configuración electrónica abreviada interna delgas noble" de la siguiente manera:Na: [Ne]3s 1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s 1 parala configuración del electrón de valencia.de manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al, Si,P....Mg: [Ne]3s 2Al: [Ne]3s 2 3p 1Si: [Ne]3s 2 3p 2P: [Ne]3s 2 3p 3S: [Ne]3s 2 3p 4Cl: [Ne]3s 2 3p 5Ar: [Ne]3s 2 3p 6Veamos un ejercicio de aplicación:Escribir la estructura electrónica del P (Z=15) aplicando la regla de máximamultiplicidad de Hund15P es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 (3p x 1 3p y 1 3p z 1 )Escribir la estructura electrónica del Sc (Z=21) mediante la configuraciónabreviada interna del gas nobleSc: [Ar]4s 2 3d 1 Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e – de unátomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividadquímica, fórmula estequiométrica de compuestos que forma... Se clasifica en cuatro bloques: Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)


28 Bloque “d”: (En el centro de la tabla) Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla) Tipos de orbitales enla tabla periódica


29Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.s12AlcalinosAlcalinotérreosn s 1n s 2p131415161718TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases noblesn s 2 p 1n s 2 p 2n s 2 p 3n s 2 p 4n s 2 p 5n s 2 p 6d 3-12Elementostransiciónden s 2 (n–1)d 1-10fEl.transiciónInterna(lantánidosactínidos)deyn s 2 (n–1)d 1 (n–2)f 1-14EJERCICIO PROPUESTO:Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35 respectivamente: a)Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b) Indique susituación en el sistema periódico. c) Compare tres propiedades periódicas deambos elementos. d) Justifique el tipo de enlace que producen al unirse.


304. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS.Nomenclatura química de los compuestos inorgánicosSe aceptan 3 tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicosinorgánicos:Nomenclatura sistemática o estequiométrica: para nombrar de este modo seusan prefijos numéricos excepto para indicar que el primer elemento de la fórmulasólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber confusión posible debido aque tenga un único número de oxidación.Prefijosgriegosmono- 1di- 2tri- 3tetra- 4penta- 5hexa- 6hepta- 7octa- 8nona- (oeneá)Número9deca- 10Ejemplos: CrBr 3 tribromuro de cromo ; CO monóxido de carbonoNomenclatura con numeral de Stock: En este caso, si el elemento que forma elcompuesto tiene más de un número de oxidación, se indica en números romanosal final y entre paréntesis. Ejemplo: Fe 2 S 3 Sulfuro de hierro (III)Nomenclatura tradicional: Aquí se indica el número de oxidación del elementoque forma el compuesto con una serie de prefijos y sufijos.


31a) Cuando sólo tiene un número de oxidación se usa el sufijo –ico (en óxidos,oxácidos e hidróxidos) o –ato (en oxosales), o el prefijo de y el elementocorrespondienteb) Cuando tiene dos números de oxidación diferentes se usan (de menor a mayornúmero de oxidación)-OSO (en óxidos, hidróxidos y oxácidos) e ITO (en oxosales)-ICO (en óxidos, hidróxidos y oxácidos) y ATO (en oxosales)c) Cuando tiene cuatro se utilizan (de menor a mayor)En óxidos y oxácidos: En sales:hipo-…. -oso hipo-…..-ito-oso -ito-ico -atoper-….. -ico per-….-atoEjemplo: Cl 2 O 7 Óxido perclórico1) ÓxidosSon compuestos químicos inorgánicos binarios formados por la unión del oxígenocon otro elemento. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidosbásicos u óxidos ácidos, respectivamente. El oxígeno siempre tiene número deoxidación -2.1a) Óxidos básicosSon aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. El metal actúacon números de oxidación positivos.Fórmula general : M n O x (M es un metal)


32EjemploK 2 ONomenc. sistem. oesteq.Nomenc. Stockmonóxido de dipotasio óxido de potasioNomenc. tradic.óxido potásico o depotasioFe 2 O 3 trióxido de dihierro óxido de hierro(III) óxido férricoFeO monóxido de hierro óxido hierro (II) óxido ferrosoSnO 2dióxido de estaño1b) Óxidos ácidosóxido de estaño(IV)óxido estánnicoSon aquellos formados por la combinación del óxigeno con un no metal.El nometal actúa con números de oxidación positivos.Fórmula general: N a O b (N es el un metal)Ejemplo Nomenc. sistem.SO 3 trióxido de azufreCl 2 O 7heptóxido dedicloroNomenc. stockóxidoazufre(VI)deNomenc.tradicionalóxido sulfúricoóxido de cloro(VII) óxido perclórico2) Hidruros2a) Hidruros metálicosSon compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal. En estoscompuestos, el hidrógeno siempre tiene número de oxidación -1 y los metalesnúmeros de oxidación positivos. Se nombran con la palabra hidruro.Fórmula general: MH x (M es un metal y x=número de oxidación del metal)Ejemplo Nomenc.sistemáticaNomenc. stockNomenc.tradicionalKHmonohidruropotasiodehidruro de potasiohidruro de potasio


33NiH 3trihidruro de níquelhidruroníquel(III)dehidruro niquélicoPbH 4tetrahidruro de plomohidruroplomo(IV)dehidruro plúmbico2b) Hidruros no metálicosSon aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal. Elhidrógeno siempre usa número de oxidación +1 y los no metales, el menor de susnúmeros de oxidación y con signo negativo. Hay varios de ellos que tienennombres especiales mucho más usados que los sistemáticos:Fórmula general: H n N (N es no metal y n es el nº de oxidación del no metal)Ejemplo Nombre más usadoNH 3PH 3BH 3AsH 3SbH 3CH 4SiH 4H 2 Oamoníaco o trihidruro denitrógenofosfina o trihidruro de fósforoborano o trihidruro de boroarsina o trihidruro de arsénicoestibina o trihidruro de antimoniometano o tetrahidruro decarbonosilano o tetrahidruro de silicioagua o dihidruro de oxígeno(por tradición, en muchos hidrácidos el no metal se escribe delante)Hidrácidos: Son aquellos hidruros no metálicos que forman una solución ácida enagua. Se nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado puro.Son los formados con S, Se, Te, F, Cl, Br, I. Si están puros se nombran de laforma …..-uro de hidrógeno y si están disueltos ácido ….-hídrico. El H se escribedelante.Ejemplo en estado purofluoruroHFhidrógenodeen disoluciónácidofluorhídrico


34HClclorurohidrógenodeácido clorhídrico3) HidróxidosSon compuestos formados por la reacción de un oxido básico con el agua. Paraformularlo se coloca al metal y el grupo hidroxilo OH, que siempre tiene número deoxidación -1.La fórmula general es: M(OH) x siendo x el número de oxidación del metal.Aquí la nomenclatura sistemática no antepone el prefijo mono cuando sólo hay unOH.Ejemplo NomenclaturasistemáticaNomenclatura Stock NomenclaturatradicionalLiOH hidróxido de litio hidróxido de litio hidróxido lítico o de litioPb(OH) 2 dihidróxido de plomoFe(OH) 3 trihidróxido de hierro4) Oxácidoshidróxido de plomo(II) hidróxido plumbosohidróxido de hierro(III)hidróxido férricoSon compuestos ternarios formados por oxígeno, hidrógeno y un no metal, seobtienen al agregar una molécula de agua al correspondiente óxido ácido. Losmetales actúan con números de oxidación positivos.Fórmula general H a N b O c (aquí N es un no metal).(generalmente b = 1)La nomenclatura sistemática es oxo-, dioxo- (según nº de oxígenos)+no metalterminado en -ato seguido de la número de oxidación en números romanos entreparéntesis + "de hidrógeno"(o dihidrógeno, trihidrógeno, etc.). Si hay >1 átomo delno metal también lleva prefijo.La nomenclatura de Stock es como la sistemática pero no agrega los prefijosoxo- y siempre es “de hidrógeno”. La nomenclatura tradicional no cambia conrespecto compuestos anteriores tan sólo que empieza por la palabra ácido. Éstaes la más frecuente.


35Ejemplo Nom. Stock Nom. sistemáticaH 2 SO 3HClO 4sulfato (IV) dehidrógenoClorato (VII) dehidrógenotrioxosulfatodihidrógeno(IV)detetraoxoclorato (VII) dehidrógenoNom.tradicionalácido sulfurosoácidoperclóricoEl fósforo (P) , el arsénico (As) y el antimonio (Sb) pueden forman varios ácidosespeciales según se agregue 1, 2 ó 3 moléculas de agua al óxido de origen,llevando los prefijos meta-, piro- (o di-), y orto- , respectivamente, en lanomenclatura tradicional y en la de Stock (se puede omitir el prefijo en el casoorto) además de los sufijos correspondientes.Ejemplo Nom. Stock Nom. sistem. Nom. tradic.HPO 3 (cuando reacciona1 molécula de agua)H 4 P 2 O 5reaccionan 2)H 3 PO 4reaccionan 3)metafosfatode hidrógeno(V)(cuando pirofosfato (III)de hidrógeno(cuandoortofosfatode hidrógeno(V)trioxofosfato (V) dehidrógenopentaoxodifosfato (III) detetrahidrógenotetraoxofosfato (V) detrihidrógenoPara arsénico: arsenioso o arsénico; para antimonio: estiboso o estíbico.ácidometafosfóricoácidopiroestibosoácidoortofosfóricoEl boro (B) puede formar el oxácido meta o el orto. Además, el silicio y el yodo,para formar los oxiácidos ortosilícico y el peryódico necesitan 2 y 5 moléculas deagua respectivamente.Ejemplo NomenclaturatradicionalHBO 2H 3 BO 3H 4 SiO 4ácido metabóricoácido bórico u ortobóricoácido ortosilícico osilícico


365) Sales5a) Sales binarias o hidrosalesSe obtienen a partir de los hidrácidos e hidróxidos.Su fórmula general es M a N b (M es un metal y N es un no metal)Su nombre empieza por el no metal terminado en -uro. La nomenclatura stock esla más frecuente.Ejemplo NomenclaturasistemáticaNomenclaturaStockCaF 2 difluoruro de calcio fluoruro de calciodeNomenclaturatradicionalfluoruro cálcico o decalcioFeCl 3 tricloruro de hierro cloruro de hierro(III) cloruro férricoCoS monosulfuro de cobalto sulfuro de cobalto(II) sulfuro cobaltoso5b) Sales de oxoácidos u oxosalesSe trata de compuestos ternarios formados -a partir de la reacción de oxácidoscon hidróxidos- por metal, no metal y oxígeno.5b1) Sales neutrasSon aquellas oxosales que han “reemplazado” todos los hidrógenos del oxácidopor un metal.La nomenclatura tradicional es igual que las anteriores salvo en que los sufijos -oso e -ico de ,los oxácidos se sustituyen por -ito y -ato respectivamente. (repiten lanomenclatura de los aniones que se obtienen cuando se disocia una oxosal)En la de Stock se indican los números de oxidación del no metal y del metal(ídem)En la sistemática, se agrega el prefijo bis (si n=2) o tris ( si n=3) según la cantidadde aniones que tenga la molécula y corchetes.


37Fórmula general: M a (N b O c ) n Cuando n = 1 no se escribe el paréntesis.EjemploZn 2 SiO 4Fe 4 (P 2 O 7 ) 3Al 2 (SO 3 ) 35b2) Sales ácidasNomenclatura sistemáticatetraoxosilicato(IV) de zincTris [heptaoxodifosfato(V)] detetrahierro(III)Tris [trioxosulfato(IV)] de dialuminioNomenclaturade StockSilicato (IV) decincPirofosfato (V)de hierro (III)Sulfato (IV) dealuminioNomenclaturatradicionalsilicato de zincpirofosfatoférricosulfitoaluminioalumínicoSon aquellas sales en las que conservan parte de los hidrógenos que había en eloxácido. Se nombran anteponiendo al nombre de la sal neutra los prefijoshidrógeno-, dihidrógeno, etc. (según cuantos H haya)(nomenclatura de stock). Enla nomenclatura tradicional (la más frecuente) también se puede indicaranteponiendo bi- si la sal conserva un H o agregando la “aclaración” monoácido,diácido, etc. al nombre de la sal.Su fórmula general es : M a (H a N b O c ) n Si n=1 no se escribe el paréntesis.En la sistemática, se agrega el prefijo bis (si n=2) o tris ( si n=3) según la cantidadde aniones que tenga la molécula y corchetes.deoEjemploNaHSO 4KH 2 PO 4Fe(HCO 3 ) 2Nomenclatura sistemáticahidrógenotetraoxosulfato(VI)sodio (I)dedihidrógenotetraoxofosfato(V) depotasio (I)Bis[hidrógenotrioxocarbonato(IV)]de hierro (II)Nomenclaturade StockHidrógeno sulfato(IV) de sodioDihidrógenoortofosfato (V) depotasioHidrógenocarbonato (IV) dehierro (II)Nomenclaturatradicionalbisulfato o sulfatomonoácido de sodio(o sódico)ortofosfato diácidode potasio (opotásico)Carbonato ácido obicarbonato ferroso


38IonesSon aquellos átomos o moléculas cargados eléctricamente. Pueden ser de cargapositiva (cationes) o de carga negativa (aniones).Cationes mono y poliatómicosSon iones con carga positiva, si son monoatómicos se nombran simplementenombrando el elemento después de la palabra catión. Por ejemplo, Li + catión litio.Si el elemento tiene varios estados de oxidación (número de oxidacións) se usannúmeros romanos (stock) o los sufijos hipo- -oso, -oso, -ico, per- -ico (tradicional).Ejemplo NomenclaturastockNomenclaturatradicionalFe 3+ catión hierro(III) catión férricoCu + catión cobre(I) catión cuprososi procede de hidruros, lleva el sufijo -onio.Ejemplo NombreH 3 O + hidronio uoxonioNH 4+PH 4+SbH 4+AsH 4+H 2 S +H 2 Cl +amoniofosfonioestibonioarsoniosulfoniocloronioAniones mono y poliatómicosSon iones con carga negativa, se puede anteponer la palabra ion. a) si sonhomoatómicos (todos los átomos son del mismo elemento) se añade el sufijo -uroa la raíz del nombre del elemento. Si hay varios átomos se usan prefijoscuantitativos y, si fuese necesario, la carga entre paréntesis.


39Ejemplo Nombre(s)H -O 2-O 22-N 3-Cl -I -S 2-hidruroóxido (los aniones del oxígeno tienen nombresespeciales)dióxido(2-), peróxidonitrurocloruroyodurosulfurob)si son heteroatómicos y proceden de la disociación de oxácidos o sales, esdecir, son los que intervienen en oxosales y similares se nombran como éstas, consufijos -ato (stock), -ato o -ito (tradicional).Ejemplo NomenclaturatradicionalSO 42-SO 32-ClO -ion sulfatoion sulfitoion hipocloritoNomenclaturasistemáticaAnióntetraoxosulfato(VI)Anióntrioxosulfato(IV)Aniónmonoxoclorato(I)Nomenclaturastockanión sulfato(VI)anión sulfato(IV)anión clorato(I)c) si son heteroatómicos pero no proceden de oxosales o similares suelen terminaren -uro o en -oxido.Ejemplo Nombre(s)OH -Hidróxido u oxhidriloHS - hidrógenosulfuro(1-) o sulfuro ácido obisulfurohttp://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.htm


405. ENLACE, TIPOS DE ENLACES: IÓNICO, COVALENTE, POLAR Y NOPOLAR. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS Y SU RELACIÓN CON LOSTIPOS DE ENLACES QUE MANTIENEN UNIDOS A SUS ÁTOMOS.Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen varias fuerzas entre ellos.Algunas de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden asepararlos. en la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles , lasfuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercanformando un enlace. Así, se considera al enlace químico como la fuerza quemantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.REGLA DEL OCTETOLos átomos tienden a perder, ganar o compartir electrones en forma tal quequeden con un total de 8 electrones en su nivel energético más exterior, estaconfiguración les proporciona gran estabilidad.IONES: átomos o conjunto de átomos que poseen carga eléctrica.Catión: ion con carga positiva. Ejemplo: Ca +2 ion calcio, NH4 + ion amonioAnión: ion con carga negativa. Ejemplo: Br - ion bromuro, ClO 2- ion cloritoEJEMPLOS:El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente suelectrón 3sNa 0 → Na + + 1e -1s 2 2s 2 2p 63s 1 → 1s2 2s 22p 6 + 1e -átomosodiodeionsodiodeLa estructura electrónica del ion sodio resultante es exactamente igual a la del gasnoble neón. Este ion es una especie muy estable.Otros elementos ganan electrones para llenar la capa de valencia y alcanzar laconfiguración estable de 8 electrones. El cloro es un ejemplo:


41Cl 0 → 1e - + Cl -1s 2 2s 2 2p 6 3s 23p 5 → +átomo de cloro1s 2 2s 2 2p 6 3s 23p 6ion cloruroTIPOS DE ENLACESENLACEIÓNICO:Este enlace se originacuando se transfiere uno ovarios electrones de unátomo a otro. Debido alintercambio electrónico, losátomos se cargan positivay negativamente,estableciéndose así unafuerza de atracciónelectrostática que losenlaza. Se forma entre dosátomos con una apreciablediferenciadeelectronegatividades, loselementos de los grupos Iy II A forman enlacesiónicos con los elementosde los grupos VI y VII A.EJEMPLO:ENLACECOVALENTESe presenta cuando secomparten uno o máspares de electrones entredos átomos cuya diferenciade electronegatividad espequeña.Enlacecovalenteapolar:Se estableceentre átomoscon igualelectronegatividad. Átomos delmismo elementopresentan estetipo de enlace.EJEMPLO:EJEMPLO:


42Enlacecovalente polar:Enlacecovalentecoordinado:Se estableceentre átomosconelectronegatividades próximaspero no igualesSe establecepor comparticiónde electronesentre dosátomos pero unátomo aporta elpar deelectronescompartidos.EJEMPLO:EJEMPLO:ENLACEMETÁLICOLos electrones que participan en él se mueven libremente, a causade la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de superiferia.Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman elenlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:Si la diferencia dese formará un enlaceelectronegatividades es mayor que =iónico2.Si la diferencia deel enlace formado seráelectronegatividades es mayor que =covalente polar0.5 y menor a 2.0.Si la diferencia deelectronegatividades es menor a0.5=el enlace serácovalente puro (o nopolar).


43EJEMPLOS: Qué tipo de enlace se formará entre H y O?Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene unaElectronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia deelectronegatividadesserá:3.44 - 2.2 = 1.241.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a)BeCl 2, (b) BCl 3 .Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases rarostienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo centralcompleta ocho electrones en la capa de valencia.(a) Los electrones de valenciaasociados con Be (2s 2 ) son:y con Cl(3s 2 3p 5 )son:la estructura de lewisserá:El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción ala regla del octeto.(b) Los electrones de valenciaasociados con B (2s 2 2p 1 ) son:y con Cl(3s 2 3p 5 )son:la estructura electrónicao de Lewis será


44El boro está rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla deloctetoExplicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro dehidrogeno gaseoso, HCl.Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así,el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza laconfiguración del gas noblehttp://cdpdp.blogspot.com/2008/05/enlace-covalente.html


45Ejercicios de la unidad:Cuestiones:1. ¿ Cómo se define el punto de fusión ?2. ¿ Por qué es importante la determinación de los puntos de fusión y deebullición ?3. ¿ Cómo se determinan puntos de fusión mixtos ? (sustancias mezcladas)4. ¿Qué se entiende por curva de corrección ?5. Defina lo que es Punto de ebullición.6. ¿ En que consiste el método microquímico de Emich para determinarpuntos de ebullición ?7. Cite otras propiedades físicas de las substancias que pueden ayudarnos aidentificarlas.Resolver:1.-Calcular la densidad en g/cm ³ de:a) granito, si una pieza rectangular de 0,05 m x 0,1 m x 23 cm, tiene una masa de3,22 kg. Respuesta: 2,8 g/cm ³b) leche, si 2 litros tienen una masa de 2,06 kg. Respuesta: 1,03 g/cm ³c) cemento, si una pieza rectangular de 2 cm x 2 cm x 9 cm, tiene una masa de108 g. Respuesta: 3 g/cm ³2.- Indica el nombre, símbolo, nombre del grupo a que pertenece y periodo de loselementos de números atómicos 3, 9, 16, 19, 38 y 51.3.- Indica el nombre, símbolo y la configuración electrónica de los elementos denúmeros atómicos 12, 15, 17 y 37


464.-Un elemento neutro tienen la siguiente configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 23p 6 4s 2 3d 10 4p 5 . Di el nombre del elemento, del grupo y el periodo a que pertenece.5.-¿Cuál será la configuración electrónica de un elemento situado el grupo 10 yperiodo 5?6.-Escribe la configuración electrónica de la última capa de: a) el segundo alcalinoterreo;b) el tercer elemento del grupo 9; c) el selenio.7.-Un átomo X tiene la siguiente configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 5s 1 .Explica razonadamente si las siguientes frases son verdaderas o falsas: a) X seencuentra en su estado fundamental; b) X pertenece al grupo de los metalesalcalinos; c) X pertenece al 5º periodo del sistema periódico; d) Si el electrónpasara desde el orbital 5s al 6s, emitiría energía luminosa que daría lugar a unalínea en el espectro de emisión.8.- Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor amayor: a) radio atómico; b) electronegatividad; c) energía de ionización.9.-Dos elementos presentan las siguientes configuraciones electrónicas:A: 1s 2 2s 2 p 6 ; B: 1s 2 2s 2 p 6 3s 1 a) Si los valores de las energías de ionización son2073 y 8695 kJ/mol, justifica cual será el valor asociado a cada elemento; b) ¿porqué el radio atómico y la energía de ionización presentan tendencias periódicasopuestas?10.- Justifica el orden de los siguientes átomos (Ba, Cs, Cl, Ag, I, He) según suradio atómico, su energía de ionización y su afinidad electrónica. b) Explica quéiones son mayores y cuales menores que sus correspondientes átomos de los queproceden.11.- Formula las siguientes sustancias:1) Óxido de bario2) Óxido de sodio3) Anhídrido sulfuroso4) Óxido de plata5) Óxido de aluminio6) Óxido de níquel (III)7) Óxido de cloro (VII)8) Óxido nitroso9) Anhídrido nitroso10) Hidruro de litio11) Cloruro de cobalto (III)12) Hidruro de plata


4713) Ácido bromhídrico14) Ácido sulfhídrico15) Amoniaco16) Ácido clorhídrico17) Peróxido de bario18) Hidruro de calcio19) Peróxido de sodio20) Óxido de estroncio21) Ácido clorhídrico22) Cloruro de sodio23) Fluoruro de calcio24) Yoduro de plomo (II)25) Bromuro potásico26) Arsenamina27) Sulfuro de bario28) tricloruro de arsénico29) Peróxido de litio30) Sulfuro de hierro (II)12.- Nombre a los siguientes compuestos:1. BaO2. Na 2 O3. SO 24. CaO5. Ag 2 O6. NiO7. Cl 2 O 78. P 2 O 59. LiH10. CaO11. AgH12. HBr13. H 2 S


4814. NH 315. HCl16. BaO17. CaH 218. Na 2 O 219. PH 320. Cs 2 O21. PbI 222. KBr23. AsH 324. BaS25. AlCl 326. Al 2 S 327. Li 2 O28. FeS29. HNO 330. H 2 CO 313- Colocar las siguientes moléculas por orden creciente de su polaridad: HBr, HF,HI y HCl. Justificar brevemente la respuesta.14.-Enlace metálico: 1) Características del enlace. 2) Propiedades de los metales.15.-Explique razonadamente qué tipo de enlace o fuerza intermolecular hay quevencer para fundir los siguientes compuestos:a) Cloruro de sodio.b) Dióxido de carbono.c) Agua.d) Aluminio.16.-¿Cuál es la principal característica de los gases nobles desde el punto de vistaquímico?


4917.- Se dispone de los elementos . a) Cómo se distribuyen loselectrones en su corteza? b) Cita algún elemento que tenga propiedades similaresa cada uno de ellos c) ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada uno de ellos?d) ¿Cómo pueden adquirir una configuración de gas noble los dos primeros?18.-Disponemos de los elementos A, B, C y D, cuyos números atómicos son,respectivamente, 9, 11, 17 y 20. a) Escribe la configuración electrónica de losmismos e indica la familia del Sistema Periódico a la que pertenecen.b) Indica eltipo de enlace que se produciría en las uniones A– A y C– D, justificando cada unade las respuestas.19.-Representa los diagramas de Lewis de las siguientes moléculas: C 2 H 2 , H 2 O yCO 2 .20.-Indica la estructura electrónica de los elementos de números atómicos 11, 12,13 y 15. Comenta la naturaleza de los enlaces que darían estos elementos con elde número atómico 17.


50BIBIBLIOGRAFIABROWN T., LeMAY Jr., BURSTEN B., Química La ciencia central.Editorial Prentice Hall Hispanoamericana SA. 1998. Séptima ediciónCHANG R. Química. Editorial Mc Graw Hill. México.1992. Primeraedición en español.WHITTEN, GAILEY y DAVIS. Química General. Editorial Mc Graw Hill.México. 1992. Segunda edición en español.ATKINS y JONES. Química. Moléculas. Materia. Cambio. Ed. OmegaS.A. 1998. Tercera edición.UMLAND y BELLAMA. Química General. Editorial Tompson International.Edición 2000. Edición Número 3 en españolMASTERTON y SLOWINSKI. Química General Superior. EditorialInteramericana. 1973Páginas de Internet consultadas:http://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Quimica/LaMateria.htmlhttp://www.educaplus.org/gases/con_temperatura.htmlhttp://xalquimiax.blogspot.com/http://www.educarchile.cl/Portal.Base/Web/VerContenido.aspx?GUID=123.456.789.000&ID=136396http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/enlace_quimico.htm

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