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Diapositiva 1

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Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste QUIMICA GENERAL Carreras: Ingenier a en Electr nica, Ingenier a El ctrica ... – PowerPoint PPT presentation

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Title: Diapositiva 1


1
Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y
Agrimensura Universidad Nacional del Nordeste
QUIMICA GENERAL Carreras Ingeniería en
Electrónica, Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en
Agrimensura Licenciatura en Física, Prof. en
Física Unidad II Estructura atómica de la
materia
2
UNIDAD II ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA.
Evidencias que muestran la complejidad del átomo.
Modelo atómico de Rutherford Bohr. El átomo
de hidrógeno. Naturaleza de la luz. Espectros
atómicos. Rayos X y el número atómico. Dualidad
onda partícula. Principio de incertidumbre de
Heisenberg. Modelo atómico moderno.
3
  • Cuando se estudie el tema se aprenderá
  • Acerca de la evidencia de la existencia y
    propiedades de los electrones, protones y
    neutrones.
  • Las distribuciones de estas partículas en los
    átomos.
  • Acerca de la naturaleza ondulatoria de la luz y
    cómo se relacionan longitud de onda, frecuencia y
    velocidad.
  • La descripción corpuscular de la luz, y como se
    relaciona con la descripción ondulatoria.
  • Acerca de los espectros atómicos de emisión y
    absorción y cómo fueron la base de un importante
    avance en la teoría atómica.
  • Acerca de la descripción mecanocuantica del átomo.

4
(No Transcript)
5
(No Transcript)
6
(No Transcript)
7
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
  • Un elemento se compone de partículas indivisibles
    extremadamente pequeñas llamadas átomos.
  • Todos los átomos de un elemento tienen
    propiedades idénticas que difieren de las de los
    átomos de los otros elementos.
  • Los átomos no pueden crearse, destruirse o
    transformarse en átomos de otro elemento.
  • Los compuestos se forman cuando átomos de
    diferentes elementos se combinan unos con otros
    en una relación de números enteros sencillos.
  • Los números relativos y clases de átomos son
    constantes en un compuesto dado.
  • los átomos no se crean ni se destruyen

8
Un átomo puede definirse como la unidad básica de
un elemento que puede entrar en combinación
química y las partículas subatómicas que
interesan en este hecho son
9
NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA Experimentos
permitieron determinar que el átomo contiene
partículas cargadas Radiactividad
rayos ?, ? y ? Tubos de descarga
electrón Década de 1890 Roetgen ..rayos
X Becquerel, Curie, Rutherford ..radiactividad
10
(No Transcript)
11
La radiactividad es un término que se aplica para
describir la descomposición espontánea de los
átomos de ciertos elementos para producir tres
clases de radiación rayos ? , rayos ? y rayos
? la descomposición del núcleo
atómico Los rayos ? son corpúsculos materiales
que transportan carga eléctrica positiva. Se
mueven a altas velocidades (30000 km/s), no son
detectables por el ojo humano, son núcleos del
elemento helio 42 He 2 Los rayos ? son
partículas muy pequeñas que transportan carga
eléctrica negativa. Son electrones que se mueven
a velocidades cercanas a 200000 km/s. Los rayos
? son radiaciones luminosas invisibles al ojo
humano con propiedades semejantes a los de la
luz, se mueven a una velocidad de 300000 km/s.
12
ELECTRON En 1881 George Stoney sobre el trabajo
realizado por Faraday de electrólisis, sugirió el
nombre de electrones a las unidades de cargas
eléctricas asociadas con los átomos. La
evidencia más convincente de la existencia de los
electrones vino de los experimentos que usaban
tubos de rayos catódicos
13
(No Transcript)
14
Thomson determinó la relación entre carga (e) y
masa (m) de los electrones, existencia del
electrón
15
1909 Robert Millikan Con el experimento de la
gota de aceite determinó la carga de un electrón
1,60218 .10-19 C
En base a la relación (carga/masa) y al valor de
la carga, se determinó la masa del electrón
9,10940 .10-31 kg
16
PROTONES En 1886 Eugen Goldstein trabajando con
tubos de rayos catódicos descubrió la existencia
de partículas con una carga eléctrica positiva
igual a la del electrón a la que denominó
protones. Su masa es casi 1836 veces mayor que la
masa del electrón.
17
MODELO ATOMICO DE THOMSON
Modelo del bizcocho de ciruelas o modelo del
budín de pasas.
El átomo debía de ser una esfera de materia
cargada positivamente, en cuyo interior estaban
incrustados los electrones.
18
El modelo atómico de Thomson, también conocido
como el budín de pasas, es una teoría sobre la
estructura atómica propuesta en 1897 por J.
Thomson, descubridor del electrón antes del
descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho
modelo, el átomo está compuesto por electrones de
carga negativa en un átomo positivo, como pasas
en un budín. Se pensaba que los electrones se
distribuían uniformemente alrededor del átomo.
  • Es estático porque los electrones no tienen
    movimiento.
  • La masa y la carga eléctrica positiva se hallan
    repartidas y distribuidas uniformemente en todo
    el espacio ocupado por la esfera.

19
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
1909 Ernest Rutherford había establecido que las
partículas alfa (?) son partículas cargadas
positivamente que pueden ser emitidas por algunos
átomos radiactivos.
20
Las experiencias de Rutherford y colaboradores
determinaron que el átomo consiste en un núcleo
cargado positivamente muy pequeño y denso rodeado
por una nube de electrones que se hallan a una
distancia relativamente grande de él .
21
Rutherford postuló también que los electrones se
mueven alrededor del núcleo a altas velocidades,
y este movimiento genera una fuerza (FC) de
igual dirección pero de distinto sentido que la
fuerza de atracción (FA).
22
(No Transcript)
23
NATURALEZA DE LA LUZ Gran parte del
conocimiento actual sobre la naturaleza de los
átomos y moléculas, con todos sus detalles,
procede de experiencias en las que la luz o las
radiaciones interaccionan con la materia. Los
fenómenos provocados por la luz pueden ser
explicados a partir de las teorías ondulatoria y
corpuscular
24
TEORIA ONDULATORIA
Considera que la luz o radiación luminosa está
formada por ondas electromagnéticas.
25
Un rayo de radiación electromagnética está
formado por oscilaciones (variaciones en el
tiempo) de campos eléctricos y magnéticos (con la
misma longitud de onda y frecuencia) que viajan
a través del espacio vacío, en planos
perpendiculares entre sí, a una velocidad de
3x108 m. s-1.
? . ? c ?
c 2,9979 1010 cm/s ? se expresa en nm ó Å ?
en s-1 (Hz)
26
Son ejemplos de radiaciones electromagnéticas la
luz visible, ondas de radio, rayos X, microondas,
etc. estas formas de radiación, transfieren
energía desde una región del espacio hasta otra.
27
Una razón por la que una radiación
electromagnética es una buena herramienta para el
estudio de los átomos, es que un campo eléctrico
ejerce acciones sobre las partículas cargadas
como los electrones. Cuando un rayo de luz pasa
por donde está un electrón, su campo eléctrico
impulsa al electrón, una y otra vez, primero en
una dirección y luego en la dirección opuesta
28
El número de ciclos (cambios completos de
dirección alejándose y acercándose a la fuerza y
dirección iniciales) por segundo se denomina
frecuencia de la radiación y se simboliza ?
(nu). La unidad de frecuencia, 1hertz (1 Hz) se
define como 1 ciclo por segundo 1Hz 1 s-1.
La onda se caracteriza por su amplitud y su
longitud de onda. La amplitud es la altura de la
onda por sobre la línea central. El cuadrado de
la amplitud determina la intensidad o brillo de
la radiación. La longitud de onda (?) es la
distancia entre dos picos (crestas o valles).
29
(No Transcript)
30
Diferentes longitudes de onda de la radiación
electromagnética corresponden a diferentes
regiones del espectro. Nuestros ojos detectan
radiación electromagnética con longitudes de onda
comprendidas en el rango de 700 nm (luz roja) a
400 nm (luz violeta), rango denominado luz
visible y la frecuencia de la luz visible
determina su color. La luz blanca, que incluye a
la luz solar, es una mezcla de todas las
longitudes de onda de la luz visible.
31
Se cumple la relación c ?. ? A una longitud
de onda corta corresponde una radiación de alta
frecuencia y a una longitud de onda larga
corresponde una radiación de baja frecuencia.
Por ejemplo, para hallar la ? de la luz azul de
frecuencia 6,4 x 1014 Hz, se aplica ? c/ ? ?
3x108 m.s-1 / 6.4x1014 s-1 4,7 x 10-7 m (470
nm).
32
Ejercicio a) calcule las longitudes de onda de
las luces del semáforo a partir de los datos de
frecuencia verde, ? 5,75 x 1014 Hz amarillo,
? 5, 15 x 1014 Hz rojo, ? 4,27x1014 Hz. b)
Cuál es la longitud de onda de una estación de
radio que transmite a 98,4 MHz. (1MHz 106 Hz)
La radiación ultravioleta, es radiación de
frecuencia mayor que la de la luz violeta, su
longitud de onda es algo menor que 400 nm
La radiación infrarroja, que experimentamos como
calor tiene frecuencia menor y longitud de onda
más larga que la luz roja su longitud de onda es
un poco mayor de 800 nm. Las microondas que se
utilizan en radares y en hornos de microondas,
poseen longitudes de onda comprendidas en el
rango del milímetro al centímetro.
33
Radiación, cuantos y fotones. Max Planck, físico
alemán, propuso que el intercambio de energía
entre materia y radiación ocurre en cuantos o
paquetes de energía.
Su idea central fue que un átomo que oscila a una
frecuencia ? puede intercambiar energía con sus
alrededores solo en paquetes de magnitud E h ?.
La constante h, es llamada constante de Planck
y tiene un valor h 6,626x10-34 J. s.
34
La evidencia de su propuesta provino del efecto
fotoeléctrico, la expulsión de electrones de un
metal cuando su superficie se expone a la
radiación ultravioleta.
35
Las observaciones experimentales fueron las
siguientes a) los electrones no son expulsados
a menos que la radiación posea una frecuencia por
encima de cierto valor umbral característico de
cada metal b) los electrones son expulsados
inmediatamente, sin importar cuán baja sea la
intensidad de la radiación c) la energía
cinética de los electrones expulsados aumenta
linealmente con la frecuencia de la radiación
incidente.
36
TEORIA CORPUSCULAR
Einsten propuso que la radiación electromagnética
está compuesta por partículas, las que
posteriormente fueron denominadas fotones. Cada
fotón puede ser considerado como un paquete de
energía y la energía de un único fotón se
relaciona con la frecuencia de la radiación a
través de la ecuación E h ?.
Explica fenómenos como el efecto fotoeléctrico
37
La intensidad de la radiación es un índice del
número de fotones presentes, mientras que E h ?,
es una medida de la energía de cada fotón
individual. La energía de un único fotón de luz
azul de frecuencia 6,4x1014 Hz es E
(6,626x10-34 J. s) x (6,4x1014 s-1) 4,2 x 10-19
J. El efecto fotoeléctrico proporciona fuerte
apoyo a la idea de que la radiación
electromagnética consiste en fotones que se
comportan como partículas. Sin embargo, hay
abundante evidencia que demuestra que la
radiación electromagnética se comporta como
ondas, tal el caso de la difracción de un rayo de
luz.
38
Los experimentos nos obligan a aceptar la
dualidad onda partícula de la radiación
electromagnética, en la cual se combinan los
conceptos de ondas y de partículas. En el modelo
ondulatorio, la intensidad de la radiación es
proporcional al cuadrado de la amplitud de la
onda. En el modelo de partículas, la intensidad
es proporcional al número de fotones presentes en
cada instante.
39
Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno.
Las investigaciones de Einsten prepararon el
camino para resolver el misterio de los espectros
de emisión de los átomos
Los espectros de emisión de los átomos en fase
gaseosa no muestran una distribución continua de
longitudes de onda del rojo al violeta más bien
los átomos producen líneas brillantes en
distintas partes del espectro visible. Estos
espectros de líneas corresponden a la emisión de
la luz sólo a ciertas longitudes de onda. Cada
elemento tiene un espectro de emisión único.
40
(No Transcript)
41
(No Transcript)
42
ESPECTROS DE LOS ELEMENTOS Espectro
electromagnético de la luz blanca
Luz de neon
Los espectros de los elementos son como las
huellas dactilares de los átomos.
43
En 1913, después de los descubrimientos de Planck
y Einsten, el físico danés, Niels Bohr, dio a
conocer una explicación teórica del espectro de
emisión del átomo de hidrógeno
En esa fecha, los físicos ya sabían que los
átomos estaban formados de electrones y protones.
Consideraban al átomo como una unidad donde los
electrones giraban alrededor del núcleo en
órbitas circulares a gran velocidad, un
movimiento semejante al de los planetas alrededor
del sol. (Modelo Atómico de RUTHERFORD BOHR)
44
(No Transcript)
45
Se suponía que en el átomo de hidrógeno, la
atracción electrostática entre el protón positivo
y el electrón negativo empujaba al electrón hacia
el núcleo, y que esta fuerza se contrarrestaba
por la aceleración externa debida al movimiento
circular del electrón
El modelo del átomo de Bohr, suponía que los
electrones se movían en órbitas circulares, pero
imponía restricciones rigurosas el único
electrón del átomo de hidrógeno podía localizarse
sólo en ciertas órbitas.
46
Como cada órbita tiene una energía particular,
las energías asociadas al movimiento del electrón
en las órbitas permitidas, deberían tener un
valor fijo, es decir están cuantizadas. Bohr
supuso que la emisión de radiación por un átomo
de hidrógeno energizado se debía a la caída del
electrón desde una órbita de mayor energía a otra
de menor energía y esto originaba un cuanto de
energía (un fotón) en forma de luz.
47
Bohr demostró que las energías que tiene el
electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por
la expresión En - RH (1/n2) R H constante de
Rydberg 2,18 x 10-18 J n número cuántico
principal 1,2,3..número entero
El signo negativo en la ecuación es una
convención arbitraria para indicar que la energía
del electrón en el átomo es menor que la energía
del electrón libre, es decir, ubicado a una
distancia infinita del núcleo. A la energía de
un electrón libre se asigna un valor arbitrario
igual a cero
48
Cuando el electrón se acerca más al núcleo (n
disminuye), En aumenta su valor absoluto y lo
vuelve más negativo. Su valor más negativo se
alcanza para n1 y corresponde al estado
energético más estable conocido como estado
fundamental o nivel basal y corresponde al estado
de energía más bajo de un sistema.
La estabilidad del electrón disminuye a medida
que n aumenta n 2,3,.. Cada uno de estos
niveles es un estado excitado o nivel excitado y
tiene mayor energía que el estado fundamental.
Cuanto mayor sea el estado excitado, el electrón
está más lejos del núcleo y este lo retiene con
menor fuerza.
49
La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de
línea del átomo de hidrógeno. Si el átomo absorbe
energía radiante, su electrón pasa de un estado
de energía más bajo a otro de mayor energía
(mayor valor de n). En cambio, si el electrón se
mueve desde un estado de mayor energía a otro de
menor energía, se emite energía radiante en forma
de un fotón.
La cantidad de energía necesaria para mover un
electrón en el átomo de Bohr, depende de la
diferencia de los niveles de energía entre los
estados inicial y final
50
?E Ef Ei Ef -RH (1/nf2) Ei -RH
(1/ni2) ? E RH (1/ni2 1/nf2)
Dado que esta transición lleva a la emisión de un
fotón de frecuencia ? y energía h.?, se puede
escribir ? E h.? RH (1/ni2 1/nf2)
Si se emite un fotón ni gt nf, el término entre
paréntesis es negativo y ?E es negativo (la
energía se pierde hacia los alrededores). Si se
absorbe energía, nilt nf, el término entre
paréntesis es positivo y ?E positivo.
51
La brillantez de una línea del espectro depende
del número de fotones emitidos que tengan la
misma longitud de onda. El espectro de emisión
del hidrógeno abarca una amplia gama de
longitudes de onda desde el infrarrojo hasta el
ultravioleta. Las series de transición llevan el
nombre de sus descubridores
Series nf ni región del espectro
Lyman 1 2, 3, 4 ultravioleta
Balmer 2 3, 4, 5 visible y ultravioleta
Paschen 3 4, 5, 6 infrarrojo
Brakett 4 5, 6, 7. Infrarrojo
52
Series espectrales del hidrógeno
Proceso de emisión en un átomo de hidrógeno
excitado
53
  • La teoría de Bohr aplicada al átomo de hidrógeno
    tiene cuatro postulados
  • El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas
    circulares permitidas.
  • Cada órbita permitida tiene una energía definida,
    es decir la energía está cuantificada.
  • Cuando el electrón se halla en una órbita
    permitida es estable, es decir no irradia
    energía, sólo puede ganar o perder energía cuando
    pasa de una órbita permitida a otra.
  • Para que el electrón se halle en una órbita
    permitida debe cumplir con la condición cuántica,
    la cual establece que el momento angular del
    electrón debe ser un múltiplo entero de la
    cantidad ( h/2?).

54
(No Transcript)
55
Dualidad onda partícula de la materia. La
naturaleza dual del electrón
Se cuestionaba por qué las energías del electrón
de hidrógeno eran cuantizadas, es decir por qué
el electrón estaba circunscripto a girar en
órbitas alrededor del núcleo a distancias fijas.
En 1924, Louis de Broglie dio la solución a este
enigma propuso que un electrón enlazado al
núcleo se comporta como una onda estacionaria.
de Broglie llegó a la conclusión de que las ondas
se comportan como partículas y éstas exhiben
propiedades ondulatorias. Propuso que todas las
partículas deberían ser consideradas como
provistas de propiedades ondulatorias
56
Sugirió además que la longitud de onda asociada
con la onda de materia es inversamente
proporcional a la masa de la partícula, m, y a su
velocidad, v. Las propiedades de partícula y de
onda se relacionan por medio de la siguiente
expresión ? h/m.v
El lado izquierdo de la ecuación expresa la
propiedad de una onda, su longitud de onda el
lado derecho incluye a la masa, una propiedad
característica de una partícula.
El carácter ondulatorio de los electrones fue
detectado mediante la demostración de que
producían imágenes de difracción. En la
actualidad la difracción de electrones es una
técnica importante para la determinación de las
estructuras de las moléculas y para la
exploración de las estructuras de las superficies
sólidas
57
Ejercicio Calcule la longitud de onda de las
siguientes partículas a) una pelota de tenis de
masa 6,00 x 10-2 kg que viaja a una velocidad de
68 m/s b) un electrón, masa 9, 1094 x 10-31 kg
que se desplaza a 63 m/s. ? h/mv ?
6,63x10-34 J.s/ (6,0 x 10-2 kg) x 63 m/s 1,6 x
10-34 m. Este valor tan pequeño de longitud de
onda, no puede ser medido por ningún dispositivo,
por esto no hay manera de detectar las
propiedades de onda de una pelota de tenis. ?
h/mv ? 6,63 x 10-34 J.s / (9,1094 x 10-31 kg)
x 68 m/s 1,1 x 10-5 m o 1,1 x 104 nm. Esta
longitud de onda se encuentra en la región
infrarroja.
58
Este ejercicio nos muestra que aunque la
ecuación de De Broglie, se aplica a distintos
sistemas, las propiedades ondulatorias solo se
observan en los electrones y otras partículas
submicroscópicas. Esto se debe al valor tan
pequeño de la constante de Planck que aparece en
el numerador de la ecuación.
59
Mecánica cuántica La dualidad onda partícula
barre los fundamentos de la física clásica y
modifica nuestra comprensión de la radiación
electromagnética y de la materia. En la mecánica
clásica, una partícula tiene una trayectoria
definida, su localización y el momento lineal
están especificados en cada instante
La propuesta de Bohr no podía explicar los
espectros de emisión de los átomos que tenían más
de un electrón como los de helio y litio. Tampoco
explicaba por qué aparecían más líneas en el
espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando
se aplicaba un campo magnético.
60
Con el descubrimiento del comportamiento
ondulatorio de los electrones surgió otro
problema cómo precisar la posición de una onda,
ya que al extenderse en el espacio, no se puede
saber su posición exacta.
W. Heisenberg, formuló una teoría, que hoy se
conoce como Principio de Incertidumbre de
Heisenberg Es imposible conocer con certeza el
momento p (definido como la masa x velocidad) y
la posición de una partícula simultáneamente.
También se lo expresa"es imposible determinar
simultáneamente y con exactitud, la posición y la
velocidad del electrón"
61
Matemáticamente esto se expresa ?x . ?p h/4p.
?p . ?x ½ ? ? h partida, significa h/2p
?x y ?p son las incertidumbres en las mediciones
de la posición y el momento respectivamente.
Cuando se mide con mayor precisión el momento de
una partícula (?p pequeño), su posición se va a
estimar con menor precisión (?x se hace mayor).
Aplicando este principio al átomo de hidrógeno,
se deduce que en realidad, el electrón no viaja
en la órbita alrededor del núcleo con una
trayectoria bien definida, como suponía Bohr
62
La contribución de Bohr fue importante para la
comprensión de los átomos y su sugerencia de que
la energía de un electrón en un átomo está
cuantizada, permanece inalterada. Pero esta
teoría no describe por completo el comportamiento
electrónico en los átomos.
En 1926, mediante un desarrollo matemático
complejo, el físico austriaco E. Schrödinger,
formuló una ecuación que describe el
comportamiento y la energía de las partículas
subatómicas en general. Para resolver esta
ecuación hay que hacer cálculos avanzados que no
vamos a considerar en esta asignatura
63
Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento
de partícula, en términos de la masa m, como el
de onda, en términos de una función de onda ?
(psi), la cual depende de la ubicación del
sistema en el espacio (como la del electrón en un
átomo). La probabilidad de encontrar al electrón
en cierta región del espacio es proporcional al
cuadrado de la función de onda ?2.
64
Descripción mecánico-cuántica del átomo de
hidrógeno.
La ecuación de Schrödinger especifica los
posibles estados de energía que puede ocupar el
electrón del átomo de hidrógeno e identifica las
respectivas funciones de onda. Los estados de
energía y sus funciones de onda se caracterizan
por un conjunto de números cuánticos con los que
es posible construir un modelo comprensible del
átomo de hidrógeno.
65
El concepto de densidad electrónica da la
probabilidad de encontrar un electrón en cierta
región del átomo. El cuadrado de la función de
onda, ?2, define la distribución de densidad
electrónica alrededor del núcleo en el espacio
tridimensional. Las regiones de alta densidad
electrónica representan la mayor probabilidad de
localizar un electrón, lo contrario se aplica a
las regiones de baja densidad electrónica. En la
mecánica cuántica, el concepto de órbita del
modelo de Bohr, se sustituye por el de orbital
atómico.
66
El orbital atómico se considera como la función
de onda del electrón de un átomo. Decir que un
electrón está en cierto orbital, significa que la
distribución de densidad electrónica o
probabilidad de localizar un electrón en el
espacio, se expresa mediante el cuadrado de la
función de onda asociada con ese orbital. Un
orbital atómico tiene energía y distribución
características de la densidad electrónica.
67
La ecuación de Schrödinger funciona bien para el
átomo de hidrógeno, con un protón y un electrón,
pero no se resuelve con exactitud para átomos que
tengan más de un electrón. Los físicos y los
químicos superan esta dificultad con métodos de
aproximación. Se supone que la diferencia no es
muy grande entre el comportamiento de átomos
polielectrónicos y el átomo de hidrógeno.
68
(No Transcript)
69
(No Transcript)
70
(No Transcript)
71
  • Bibliografía
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    Los caminos del descubrimiento. Editorial
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  • http//www.puc.cl/sw_educ/qda1106/frame_contenidos
    .htm
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