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Los enlaces quimicos

Concepto e importancia de los enlaces químicos
Valencia
Estudio del electrón
Fuerzas de atracción entre átomos o enlaces químicos
Bibliografía

Concepto e importancia de los enlaces químicos
La idea del enlace químico es tan vieja como el mismo concepto de átomo, pues ya Demócrito concebía esta idea como dos átomos unidos entre sí por medio de ganchitos. Tiempo después, como dos mil doscientos años más o menos, André Dumas (1843) y Walter Kossel (1916) propusieron los conceptos de enlace covalente y enlace iónico, respectivamente.
Concepto de enlace químico
Los átomos no se encuentran aislados en la naturaleza, sino que están agrupados formando
infinidad de moléculas, y estas infinidades forman las sustancias. Estas agrupaciones de átomos implican uniones y por lo tanto actividad química. La actividad química de los átomos reside en los electrones, específicamente en los electrones de valencia, aquellos que están localizados en la última capa o nivel de energía de un átomo. Esto es que, los átomos se unen entre si por medio de fuerzas de atracción, las cuales los atraen y los mantienen unidos a nivel de los electrones de valencia; así, un enlace químico es la unión entre átomos y entre moléculas por medio de fuerzas de atracción; o sea, las fuerzas que unen a los átomos entre si se llaman enlaces.

Importancia
Los enlaces son muy importantes porque:
- Permiten que los átomos se agrupen en moléculas.
- Permiten que las moléculas se agrupen entre sí, lo que da lugar a que se formen sustancias puras y compuestas.
- Conociendo el mecanismo de los enlaces químicos, el hombre puede formar y separar sustancias.
Para comprender bien los enlaces químicos debemos conocer antes el siguiente concepto.
Valencia
Los átomos se unen entre sí para ganar, perder o compartir electrones, actividad que realizan a través de los electrones de valencia, aquellos que están ubicados en el último nivel de energía de todo átomo. Esta actividad, llamada enlace químico, la realizan con el propósito de cumplir con la ley del octeto (ocho), pues solo así los átomos adquieren su estabilidad química (al igual que una tranquilidad económica en los humanos).Esta ley consiste en que los átomos, con dos o más capas de electrones, procuran tener ocho electrones en su última capa o nivel de energía
La palabra valencia proviene del latín valentía, que significa vigor o capacidad. En los enlaces químicos, esta palabra se refiere a la capacidad que tiene un átomo para establecer combinaciones, uniones o enlaces con otros átomos. Algunos átomos pueden establecer un solo enlace o unión con otros átomos, otros tienen capacidad para establecer dos uniones o enlaces, y existen átomos cuya capacidad les permite establecer hasta cuatro enlaces con otros átomos; la cantidad de enlaces o uniones que puede establecer un átomo con otros es a lo que se denomina valencia, que puede entenderse también como la cantidad de electrones que un átomo gana, pierde o comparte cuando se une o enlaza con otros átomos.
Por ejemplo, un átomo de Cloro tiene siete electrones en su último nivel de energía, por lo tanto solo establecerá un solo enlace o unión con otro átomo para ganar o bien compartir un solo electrón, completando así ocho electrones en su última capa (ley del octeto), adquiriendo así su estabilidad química (ya no se unirá con otros átomos).

En otros casos, existen átomos que presentan uno o dos o bien tres electrones en su capa de valencia, la cual les es más favorable perderla dado que la capa que sigue hacia su interior
presenta muchas veces ocho electrones, situación con la cual el átomo adquiere también su estabilidad química. Por ejemplo, un átomo de Sodio presenta tres niveles de energía en los cuales están distribuidos once electrones, así: dos electrones en el primer nivel, ocho en el segundo y un electrón en el tercer nivel. Para este átomo es mejor perder su único electrón localizado en su último nivel de energía, porque de esa manera quedaría expuesta su segunda capa en donde hay ocho electrones, alcanzando así la ley del octeto que le da la tan buscada estabilidad química (no reaccionara con otros átomos).
Existen fundamentalmente dos tipos de valencia: electrovalencia, que es la cantidad de electrones que un átomo puede ganar o perderlos en los enlaces iónicos, y covalencia, que es la cantidad de electrones que un átomo puede compartir en los enlaces covalentes.
Estudio del electrón
Según algunos autores, el átomo está constituido por más de 200 subpartículas, de las cuales las más importantes son el protón, el neutrón y el electrón. De estas 3, el electrón es la más importante en las actividades o enlaces químicos que realizan los átomos entre sí; por esto último debemos conocer un poco más el electrón.
a. El electrón.
Esta es una partícula sub-atómica que está localizada fuera del núcleo, girando alrededor de este a una velocidad de siete mil billones de revoluciones por segundo, y su función es la de portar o contener la energía o carga negativa del átomo, así como también de servir de unión o enlace con los electrones de otros átomos; su peso y volumen son despreciables en comparación con la de los protones y neutrones; sin embargo, todos los electrones de un átomo ocupan un espacio (volumen) mucho más grande que el del núcleo, siendo esto comparable con el sistema solar nuestro, en donde el sol es el núcleo y los planetas los electrones.
En síntesis, los átomos logran unirse entre sí solo por medio de sus electrones, formandose de esta manera las sustancias químicas.
b. Distribución de los electrones en el átomo.
Ya es conocido que el átomo está dividido en dos regiones: una de menor tamaño llamada núcleo, o región central del átomo, y otra mayor denominada corteza, la que está localizada fuera del núcleo o rodeando a este, en la que habitan los electrones.

La corteza está conformada por todos los electrones que están presentes en un átomo y, a su vez, estos están dispuestos, organizados o distribuidos en capas, mejor conocidas como niveles de energía, pu
diendo haber desde una hasta siete de ellas en los átomos, según sea la clase o tipo de este.
Las capas difieren en su capacidad para albergar electrones, esto es que, en la primera capa pueden encontrarse uno y hasta dos electrones a lo máximo, en la segunda capa habrán desde uno hasta o-
cho electrones a lo sumo, etc. (ver cuadro contiguo).
c. Nivel y electrones de valencia.
La última capa de electrones, llamada nivel de valencia, es la más importante en los enlaces químicos, dado que aquí residen los electrones de un átomo que se ponen en contacto con los electrones de otros átomos, es decir, son los electrones que se ganan, pierden o comparten en las uniones o enlaces químicos, y por ello reciben el nombre de electrones de valencia.
Átomo de Oxigeno

Un átomo de Hidrogeno tiene tan solo 1 capa de electrones, por lo que esta representa su nivel de valencia, habiendo aquí un solo electrón denominado electrón de valencia; un átomo de Cloro posee 3 niveles de energía, enumerados desde el interior hacia el exterior, siendo el tercero su nivel de valencia, en el cual habitan siete electrones que son sus electrones de valencia. En resumen, la última capa de electrones de todo átomo representa su nivel de valencia, y los electrones que aquí se encuentran son sus electrones de valencia.

La tabla periódica es muy útil en este punto, pues los periodos indican la cantidad de niveles de energía que tienen los átomos de los elementos químicos, y los grupos A indican la cantidad de electrones de valencia de tales átomos.
Por ejemplo, el Oxigeno está localizado en el segundo periodo por lo que sus átomos presentan
dos capas o nivele s de energía; este mismo elemento está ubicado en el grupo VIA, por lo que sus átomos tienen seis electrones de valencia, o sea, seis electrones en su segunda o última capa de electrones (nivel de valencia).
d. Átomo, ion, catión y anión.
Un átomo es la partícula más pequeña de la materia, y que contiene igual cantidad de electrones y protones. Cuando el átomo gana o pierde uno o más electrones entonces recibe el nombre de ion. Si este átomo ha ganado electrones luego su carga negativa se ha incrementado (ahora tiene más electrones que protones), por lo que ahora se le denomina anión; y si ha perdido electrones entonces se convierte en catión, porque se ha incrementado su carga positiva (ahora tiene más protones). Estas actividades arriba descritas son realizadas específicamente por los electrones, y por ello se han descrito aquí.
Así se habla de elementos electropositivos, que son aquellos cuyos átomos tienden a perder electrones en los enlaces químicos, y de elementos electronegativos, que son aquellos cuyos átomos tienden a ganar electrones en tales enlaces. El primer tipo de elementos se conoce como elementos metales y el segundo tipo como elementos no-metales.
e. Fuerzas de atracción. Los protones y electrones se mantienen dentro del átomo gracias a un tipo de fuerzas conocidas como fuerzas de atracción, y los átomos se mantienen unidos en las moléculas gracias también a este tipo de fuerzas, que son de origen eléctricas.
Fuerzas dentro del átomo.
Dentro del núcleo los protones ejercen fuerzas de repulsión entre sí, pues presentan carga eléctrica de la misma clase, o sea positiva; fuera del núcleo, los electrones presentan carga eléctrica negativa, condición que favorece para que sean atraídos por los protones que están en el núcleo, es decir que, el núcleo ejerce fuerzas de atracción sobre sus electrones; también los electrones ejercen fuerzas de repulsión entre sí, dado que presentan igual tipo de carga eléctrica, o sea negativa; además, los electrones sufren fuerzas centrifugas por estar girando alrededor del núcleo a una velocidad espantosa, sin verse expulsados del átomo por su condición de ser atraídos por el núcleo.

Fuerzas entre átomos
Mediante los enlaces químicos los átomos logran unirse y mantenerse en esa forma, dando así origen a las moléculas. Las fuerzas que se presentan entre los átomos también son fuerzas de repulsión y de atracción; entre las fuerzas de atracción están las fuerzas electrostáticas y las fuerzas electromagnéticas. Las fuerzas de atracción electrostáticas se presentan en los enlaces iónicos, y las fuerzas electromagnéticas se presentan en los enlaces covalentes.

En general, las fuerzas de atracción se pueden presentar:
- Entre sub-partículas del mismo átomo, y entre átomos.
- Entre moléculas de carga neutra (sus átomos están unidos por enlaces covalentes).
- Entre iones y moléculas.
Fuerzas de atracción entre átomos o enlaces químicos
Los átomos se unen mediante los enlaces químicos, que son fuerzas de atracción intramolecular, para lograr tener ocho electrones en su último nivel de energía, pues así adquieren estabilidad química. Estos enlaces son de tres tipos: iónico, covalente y metálico.
a. Enlace iónico.
También es conocido como enlace electrovalente, procediendo esta última palabra de electrovalencia, que es la capacidad de un átomo para ganar o perder electrones de valencia en un enlace iónico.
Este tipo de enlace fue propuesto por Walter Kossel, en 1916, para definir a la unión o enlace entre un elemento metal y otro no-metal; el átomo no-metal gana electrones y los pasa o transfiere directamente a su nivel de valencia, convirtiéndose en anión; y el átomo metal pierde uno, dos y hasta tres electrones, convirtiéndose así en catión. Al perderse los electrones desaparece prácticamente el nivel de valencia, por lo que el catión disminuye de tamaño y el anión lo aumenta al ganar electrones.
Los elementos metales se llaman también elementos electropositivos, pues sus átomos tienden a perder electrones, y los átomos de los elementos no-metales tienden a ganarlos, por lo que se denominan elementos electronegativos. Respecto a las fuerzas, en los enlaces iónicos los átomos se han unido, y permanecen así, gracias a un tipo de fuerza de atracción muy fuerte denominada fuerzas electrostáticas o enlaces iónicos; esta fuerza la ejercen los núcleos sobre todos los electrones de valencia de los átomos involucrados en el enlace. Como el núcleo tiene carga positiva(protones),entonces atrae sus cargas negativas (electrones) y las de los otros átomos que se unen, e igual hacen los demás núcleos de los átomos de la molécula.
¿Cómo aparece este tipo de fuerza? El átomo metálico al perder electrones queda entonces con más protones, por lo que predomina la carga eléctrica positiva (elemento electropositivo), es decir, este átomo se convierte en una zona positiva (catión); al ganar electrones, el átomo no-metal tendrá más carga eléctrica negativa (elemento electronegativo), por lo que este átomo es una zona negativa (anión). Entre estas dos zonas se genera una atracción de tipo eléctrica (cargas opuestas se atraen) o fuerza conocida como fuerza electrostática. De esto se deduce que, los átomos de los elementos electropositivos ceden o traspasan sus electrones de valencia a los átomos de los elementos electronegativos, y de que este enlace es de tipo eléctrico, y por ello más fuerte que el enlace covalente; en este enlace lo que existe es atracción eléctrica entre los núcleos (positivo) y los electrones (negativo) que forman la molécula.
Ejemplo de enlace iónico.

La unión del Cloro con el Sodio constituye el ejemplo clásico de enlace iónico; sin embargo, tomaremos el ejemplo del Calcio con Oxigeno, que al unirse forman el oxido de calcio.
El Calcio es un elemento metal, por lo tanto electro positivo, es decir, sus átomos tienden a perder electrones en los enlaces químicos; el átomo de Calcio posee un total de veinte electrones distribuidos en cuatro capas o niveles de energía, de los cuales dos están ubicados en su nivel de valencia, que son los que perderá al momento de enlazarse con el Oxígeno. El Oxigeno es un elemento no-metal, o sea electronegativo, por lo que sus átomos tienden a ganar electrones en los enlaces químicos; estos átomos tienen un total de 8 electrones distribuidos en dos capas o niveles de energía, de los cuales seis están localizados en su nivel de valencia, faltándole a este nivel tan solo dos electrones para cumplir con la ley del octeto, los que tomara del átomo de Calcio.
Cuando ambos átomos, de Calcio y Oxigeno, se aproximan, entonces surgen desde los núcleos fuerzas eléctricas de atracción llamadas fuerzas electrostáticas, que ayudan a que estos dos átomos se enlacen para realizar la ganancia de electrones, por parte del Oxígeno, y la perdida de los mismos, por parte del Calcio; el átomo de Calcio pierde sus 2 electrones de valencia situados en el cuarto o ultimo nivel, por lo que este desaparece, quedando así expuesto su tercer nivel de 8 electrones, situación que le permite cumplir con la ley del octeto y, al mismo tiempo, convertirse en un catión y disminuir su tamaño o volumen atómico; lo contrario sucede con el átomo de Oxigeno, que introduce en su segunda capa los dos electrones ganados al átomo de Calcio, totalizando 8 electrones que le permiten también cumplir con la ley del octeto y, además, aumentar su tamaño y convertirse en anión.
De los enlaces químicos, el iónico es el más fuerte y el que está presente en las sustancias inorgánicas, como las sales.

b. Enlace covalente.
Fue propuesto por Irving Langmuir en 1919, quien amplio los trabajos de Walter Kossel y Gilbert N. Lewis de 1916; gano el premio Nobel de Química en1932.
Este es otro tipo de enlace químico, mediante el cual los átomos también pueden lograr tener 8 electrones en su último nivel de energía, y así cumplir con la ley del octeto.
Se define el enlace covalente como la unión de átomos no-metales para compartir sus electrones de valencia, por medio de fuerzas de atracción electromagnéticas, principalmente; aquí los átomos no ganan ni pierden sus electrones, sino que los comparten en cantidades de uno, dos, tres y hasta cuatro en varias situaciones. La última capa de electrones de los átomos que se unen se entrelazan o traslapan, formando las verdaderas moléculas, contrario a lo que sucede en los enlaces iónicos, en el que los átomos unidos solo se aproximan entre sí para for mar verdaderos agregados, en vez de verdaderas moléculas. Por lo general, los átomos de las sustancias orgánicas presentan este tipo de enlace y, además, es muy común entre átomos de igual clase o especie (Cloro con Cloro, Oxigeno con Oxigeno, Carbono con Carbono, etc.).

Recuérdese que los electrones de un átomo están distribuidos en niveles, sub-niveles y orbitales; dentro de estos últimos caben dos electrones como máximo, los que giran sobre sí mismos en dirección contraria, creando con esto un campo electromagnético, con polo negativo y positivo en cada electrón, lo cual mantiene unidos al par de electrones en dirección contraria y dentro del mismo orbital.
Así, un átomo de Cloro (no-metal) tiene siete electrones en su último nivel de energía o de valencia, de tal manera que puede compartir un solo electrón para llegar a tener ocho en este nivel y así cumplir con la ley del octeto; cuando dos átomos de Cloro se unen comparten entonces un electrón cada uno (un par), formándose así una molécula de Cloro. Otro ejemplo de enlace covalente es el del Oxigeno con el Cloro; un átomo de oxigeno tiene seis electrones en su nivel de valencia, pudiendo compartir dos de ellos para llegar a tener ocho y así cumplir con la ley del octeto. Entonces, dos átomos de Cloro se aproximan y se unen a un solo átomo de Oxigeno, y este último compartirá un electrón con cada uno de los átomos de Cloro, formándose así una molécula con tres átomos en total, llamada monóxido de dicloro (Cl2O).

Existen algunas maneras de cómo dividir a los enlaces covalentes, por ejemplo:
- Los enlaces covalentes se dividen en enlace sencillo, enlace doble y enlace triple, según si los átomos que se unen comparten uno, dos o tres pares de electrones, respectivamente.
En los enlaces sencillos, cada uno de los dos átomos que se enlazan comparte tan solo un electrón, por lo que se dice que ambos átomos comparten un par de electrones; en el enlace doble cada átomo comparte dos electrones, o sea cuatro electrones en total, formandose así dos pares de electrones compartidos entre dos átomos, y de este modo ambos cumplen con la ley del octeto; en el enlace triple ambos átomos comparten tres pares de electrones. En todos los casos, jamás se forman cationes y aniones, como en el enlace iónico.

En la figura anterior se aprecian dos átomos de Hidrogeno separados, cada uno con un solo electrón en su única capa de energía; ambos átomos se unen por medio de un enlace covalente sencillo, para lograr compartir un par de electrones y de este modo llenar la capacidad de este primer nivel de energía, alcanzando así la deseada estabilidad química.
En la figura siguiente se utilizan átomos de Oxigeno para representar el enlace covalente doble. Cada átomo de Oxigeno tiene seis electrones de valencia, es decir, seis electrones en el último nivel de energía, faltándole dos electrones para completar ocho y así adquirir estabilidad química, o sea, cumplir con la regla del octeto; los dos átomos de Oxigeno aportan dos electrones cada uno en este enlace covalente doble, de tal modo que se totalizan 4 electrones compartidos, quedando ahora ambos átomos con ocho electrones cada uno en la última capa o nivel de energía, aparentemente.
Recuerde que la segunda capa de electrones de todo átomo tiene la capacidad de albergar hasta ocho electrones, con lo cual todos los átomos, excepto el de Hidrogeno, adquieren estabilidad química (dejan de reaccionar), lo que es conocido como ley del octeto.

En esta figura, dos átomos de Nitrógeno aparecen separados y listos para realizar un enlace covalente triple. Cada uno tiene cinco electrones de valencia, por lo que ambos necesitan tres más para completar ocho en ese mismo nivel; entonces, cada uno aporta tres electrones durante el enlace para totalizar seis electrones compartidos, o sea 3 pares, contando ahora cada átomo con ocho electrones, aparentemente.
En general, lo anterior significa que un solo átomo puede compartir uno, dos y hasta tres electrones con otro átomo en un solo enlace, y un mismo átomo puede establecer varios enlaces con otras clases de átomos, dependiendo esto de su capacidad o valencia.
- Los enlaces covalentes se dividen en no-polar, polar y coordinado, según la manera de como los dos átomos distribuyen los electrones compartidos.
El enlace no-polar se realizan entre átomos no-metales de la misma clase o especie, por ejemplo entre dos átomos de Hidrogeno, dos de Oxigeno, dos de Cloro, dos de Nitrógeno, etc.; los electrones compartidos son atraídos por los núcleos de ambos átomos con la misma intensidad de fuerza, por lo que no se desvían o inclinan hacia ninguno de los dos átomos, sino que permanecen en un espacio intermedio o equidistante. Los dos átomos forman un espacio eléctrico neutro, es decir, forman una molécula sin cargas o polos eléctricos negativo y positivo, o sea, toda la molécula es de carga neutra, dado que ambos átomos unidos tienen similar electronegatividad (capacidad de atraer electrones).
Todas las figuras de enlace covalente anteriores son ejemplos de enlace no-polar.
Lo contrario sucede en los enlaces polares, en donde los átomos que se unen o enlazan presentan diferencias de electronegatividad, pues los átomos unidos son de diferente clase o especie. Esto es que, los electrones compartidos son atraídos con más fuerza hacia el núcleo de uno de los átomos enlazados, por lo que estos electrones pasaran más tiempo alrededor de este núcleo, y menos tiempo alrededor del núcleo del otro u otros átomos enlazados, dando esto lugar a que se formen polos negativo y positivo en toda la molécula. El polo eléctrico negativo se formara alrededor del átomo que atrae con más fuerza los electrones compartidos, y el polo positivo se formara en el otro u otros átomos enlazados.

La molécula de agua, formada por un átomo de Oxigeno y dos de Hidrogeno, es el ejemplo más claro de enlace covalente polar; aquí, el átomo de Oxigeno es más electronegativo que los átomos de Hidrogeno, y por eso su núcleo atrae con más fuerza los electrones compartidos, es decir, éstos electrones pasaran más tiempo en la zona de electrones del Oxigeno por lo que originaran una zona o polo eléctrico negativo (más presencia de cargas negativas o electrones) en este átomo. Todo lo contrario sucede con los 2 átomos de Hidrógeno, pues los electrones compartidos con el Oxigeno pasaran menos tiempo en sus niveles de valencia o única capa de electrones, por lo que se formara una nube o polo positivo alrededor de cada átomo de Hidrogeno; así, en este tipo de enlace los electrones no se comparten de igual manera, por lo que se forman los dos polos eléctricos: negativo y positivo, recibiendo por ello el nombre de moléculas dipolo.
Un enlace covalente coordinado es aquel en el que los electrones compartidos son aportados o cedidos por un solo átomo, mientras que el otro átomo enlazado solo le ha tocado aceptar tales electrones prestados o aportados por el otro átomo. Esto significa que un átomo puede estar ya enlazado con otros átomos y aun así sobrarle dos electrones (un par) de valencia, los cuales puede prestárselos a otro átomo que necesite o carezca de ellos para que así sea posible el enlace entre ambos. Este tipo de enlace se conoce también como dativo (dar).
Un ejemplo clásico de este tipo de enlace lo es la unión entre el amoniaco y un protón:

En la figura A se representa a un átomo de Nitrógeno, con cinco electrones de valencia, y tres átomos de Hidrogeno, con un electrón de valencia cada uno, que están listos para efectuar la unión entre ellos; en la figura B, los cuatro átomos ya han realizado la unión mediante enlaces covalentes sencillos, originando así una molécula de amoniaco. Aquí se observa que al átomo de Nitrógeno le sobran dos electrones de valencia, pudiendo establecer con ellos más enlaces covalentes. En la figura C se representa, además de la molécula de amoniaco, a un ion de Hidrogeno llamado comúnmente protón, o sea, un átomo de Hidrogeno que perdió su único electrón en un enlace anterior (véase el circulo de color negro), el cual no puede establecer algún enlace por sí mismo, a menos que le sean prestados o aportados por otro átomo, como el del Nitrógeno de la molécula de amoniaco, al que aún le sobran dos electrones que compartir.
Finalmente, en la figura D se aprecia que la molécula de amoniaco se ha enlazado al protón, mediante los dos electrones que aporto y que le pertenecen al átomo de Nitrógeno; de esta manera se ha producido una nueva molécula denominada amonio, en donde pareciera que el ion de Hidrogeno ha aportado un electrón y otro el átomo de Nitrógeno; sin embargo, se sabe que ambos electrones para el enlace coordinado fueron aportados por el único átomo de Nitrógeno de la molécula de amoniaco, es decir, el Ion de Hidrogeno no aporto ningún electrón para este enlace coordinado. Al final, este enlace queda como un enlace covalente sencillo. Es necesario recordar que todo enlace covalente solo se realiza entre átomos no-metales.
c. Enlace metálico.
Este tipo de enlace solo se realiza entre los átomos de metales, bien entre átomos de un mismo metal o entre átomos de metales diferentes (aleaciones). Dentro de una muestra o pedazo de plata, por ejemplo, los electrones de valencia de todos los átomos se desplazan libres en todas direcciones, quedando los átomos con menos electrones y por ello con más carga positiva o protones en el núcleo; esta condición se asemeja a un mar de electrones de valencia dentro del cual se encuentran nadando los núcleos de todos los átomos junto con el resto de sus electrones. Este mar de electrones de valencia en movimiento pertenece a todos los átomos, puesto que estos se mueven en todas las direcciones, por todo el pedazo de metal de plata; esta condición hace que los metales sean buenos conductores del calor y la electricidad, y que sean dúctiles y maleables.
Bibliografía
1. de Santos, Verónica Escobar y Gladys Rodríguez de Vega. Ciencias naturales 3. Editorial McGraw-Hill. México, 2002.
2. de Rodríguez, Rosa Medina y María Guadalupe Torres. Química 1. Octava edición.
Honduras, 2004
3. Del Bosque, Francisco Recio. Química Inorgánica. Tercera edición. Mc Graw-Hill. México, 2005.
4. Bonnet Romero, Florencia. Química 1. Segunda edición, Oxford University Press Harla México, S. A. de C.V. I997.
5. Bailey Jr., Philip S. y Christina A. Bailey. Química orgánica. Quinta edición. Editorial Pearson Educación. México, 1995.
Nota: todas las imágenes son creación del autor de este ensayo.

Enviado por:
Jorge A. Marconi
La Ceiba, Honduras, C.A.
25-Diciembre-2012

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