1. Modelos atómicos - Tema 1 Estructura de la materia

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TEMA 1. ESTRUCTURA DE LA

MATERIA

La teoría atómica es la base sobre la que se asienta la Química. En este tema ésta se muestra desde sus inicios y cómo es útil para explicar las propiedades que tienen los compuestos que nos podemos encontrar en la naturaleza. Así, el tema comienza con una breve exposición sobre los diferentes modelos atómicos que se han establecido a lo largo de la historia y que culminan con el modelo mecanocuántico. A partir del concepto de átomo es posible explicar la estructura de los compuestos como unión de átomos, por lo que esta parte se centrará en cómo se realiza esta unión. Por último, se exponen las fuerzas que se pueden dar entre moléculas y que justifican las propiedades macroscópicas que se pueden observar en los diferentes compuestos químicos.

ÍNDICE

1. Modelos atómicos...1

1.1. Modelos clásicos...1

1.2. Modelo mecanocuántico...3

2. Estructura del átomo. Configuración electrónica...4

3. Tabla periódica...5

4. Enlace químico...7

4.1. Enlace iónico...7

4.2. Enlace covalente...9

4.3. Enlace metálico...10

5. Fuerzas intermoleculares...11

1. Modelos atómicos

1.1. Modelos clásicos

La primera teoría atómica que surgió fue propuesta por Demócrito (460-370 a.C.) para describir que era la última partícula de materia que no se podía dividir (átomo: sin división). Esta primera teoría quedó en el olvido hasta que John Dalton (figura 1) describió su modelo atómico a partir de las leyes experimentales que surgieron a finales del siglo XVIII y principios del XIX. Sin embargo, este modelo, que consideraba al átomo indivisible, falló a la hora de explicar las leyes referentes a los gases.

Sin embargo, durante el siglo XIX, que es considerado como el siglo de la electricidad, se realizaron una serie de experimentos que demostraron que el átomo no era indivisible. En este sentido, J. J. Thomson (1904) propuso su modelo atómico, en el cual los átomos erán divisibles y estaban formados por una gran esfera de materia cargada positivamente en la cual se incrustaban los electrones, que fueron descubiertos en estos

Figura 1: John Dalton, químico inglés

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experimentos. Este modelo se conoció como el modelo atómico del “pastel de pasas”, tal y como se presenta en la figura 2.

Más tarde, en 1911, Ernest Rutherford realizó una serie de experimentos en los que hizo incidir partículas alfa (α) sobre una lámina delgada de oro y comprobó que la mayoría de las mismas la atravesan sin desviarse, llegando a la conclusión de que el átomo está en su mayor parte vacío. Durante estos experimentos, Rutherford descubrió el protón, una partícula de masa positiva que se encontraba en el núcleo, con la misma carga que el electrón y con unas 1840 veces más masa que el electrón. Este modelo, se asemeja a un modelo planetario, en el que los protones se sitúan sobre el núcleo y los electrones girando alrededor de éste en unas órbitas circulares, tal y como se muestra en la figura 3. En este modelo es evidente que el núcleo sería inestable, ya que existiría una enorme repulsión electrostática al tener todos ellos carga positiva. Por tanto, debía haber algo entre ellos que compensara esta fuerza de repulsión. A esta hipotética partícula, Rutherford la llamó neutrón, que no fue detectada hasta 1932 por James Chadwick. El protón tiene aproximadamente la misma masa que el protón y tiene carga nula. En la tabla 1 se muestran las principales características de los protones, electrones y neutrones.

Tabla 1: Valores de la masa en kilogramos (kg) y de la carga en Coulombios (C) para electrones, protones y neutrones Masa (kg) Carga (C)

Electrón 9,110·10-31 -1,602·10-19 Protón 1,673·10-27 +1,602·10-19 Neutrón 1,675·10-27 0

Dentro de este modelo, se pueden caracterizar los átomos en función del número de partículas que hay en el núcleo. Así, el número atómico (Z), se define como el número de protones presentes en el núcleo atómico. Cada elemento químico se caracteriza por tener un número atómico diferente. Así, por ejemplo, el hidrógeno (H) tiene 1 protón en su núcleo, mientras que el sodio (Na) tiene 11. Otro número que caracteriza al átomo de un elemento es el número másico (A), que se define como la suma del número de protones y neutrones que existen dentro del núcleo atómico. El número másico coincide con la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica (u), siendo la equivalencia:

1u=1,6606·10−27

kg

Un átomo neutro, es decir, sin carga, posee el mismo número de protones y electrones, por tanto, cuando se da esta situación, el número atómico coincide también con el número de electrones. Sin embargo, los átomos pueden ganar o perder electrones dando lugar a iones. Cuando pierden electrones, el átomo se carga positivamente y se forma una especie iónica conocida como catión. Mientras que al contrario, si el átomo gana electrones se forma una especie iónica conocida como anión.

Ejemplo 1: Vamos a considerar el ejemplo del sodio (Na) neutro y del catión sodio (Na+). Figura 3: Modelo atómico de

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El sodio, si se consulta la tabla periódica es 11Na

23

. Por tanto, se puede concluir que:

• Su número atómico es 11, lo que quiere decir que tiene 11 protones en el núcleo. Como es neutro, este número de protones coincide con el de electrones.

• Su número másico es 23 (23 u es su masa atómica), y por tanto, tiene 23-11=12 neutrones en el núcleo.

Por otro lado, el catión sodio, Na+ tiene 11 protones en el núcleo, tiene 12 neutrones como el neutro, pero, tiene un electrón menos. Por tanto, tiene 10 electrones. Su masa atómica sigue siendo 23 u.

Como se ha visto en todo el desarrollo anterior, el número atómico es característico de cada átomo. Sin embargo, existen átomos de un mismo elemento que tienen diferentes números másicos. Estos se conocen como isótopos. Como ejemplo puede nombrarse al elemento hidrógeno (H), que tiene tres isótopos: protio 11H , deuterio 12H y tritio 13H . Todos tienen un protón en el núcleo (igual número atómico), y se diferencian en el número másico, teniendo el primero 0 neutrones, el segundo, un neutrón, y el tercero, tres. El más abundante es el isótopo protio, siendo un 99,98% del hidrógeno total. Otro ejemplo importante en la naturaleza es el carbono, que tiene tres isótopos: carbono-12, carbono-13 y carbono-14, siendo el más abundante el isótopo de número másico 12.

1.2. Modelo mecanocuántico

El modelo de Rutherford parecía describir completamente al átomo. Sin embargo, desde el punto de vista energético era inestable, ya que, según el electromagnetismo clásico, el electrón en su movimiento alrededor de la órbita iría perdiendo energía en forma de radiación electromagnética, lo que en última instancia provocaría su caída hacia el núcleo. Con este esquema, Niels Bohr (1913), modificó el esquema propuesto por Rutherford asumiendo que existían órbitas permitidas en las cuales el electrón no radiaba energía. Estos niveles permitidos se

nombran con las letras mayúsculas: K, L, M, N, etc. Estos niveles poseen mayor energía cuanto mayor es la distancia del núcleo a la que se encuentran. Cada órbita permitida tiene un número de electrones limitado ( 2· n2 ). Así, en el nivel n=1 (capa K) caben 2 electrones, para n=2 (capa L) 8 electrones, etc. Dentro de este modelo, los electrones podrían pasar de una órbita a otra emitiendo o absorbiendo la energía que existe entre los niveles involucrados en forma de fotones (figura 4). El modelo de Bohr resultó satisfactorio para explicar la luz que emite el hidrógeno cuando se somete a radiación (espectro atómico). Sin embargo, falló a la hora de explicar la luz emitida por los demás átomos. Para solventar este problema, el físico alemán Arnold Sommerfeld, modificó el modelo de Bohr añadiendo la posibilidad de que las órbitas fueran elípticas, y que además, tuvieran cierta inclinación.

Mientras surgían estos últimos modelos atómicos se estaba desarrollando dentro la Física la Mecáncia Cuántica, que surgió a raíz de la incapacidad de la Física Clásica de describir

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correctamente la interacción entre la radiación y la materia. Así, de la aplicación de esta teoría al átomo surgió el modelo mecanocuántico. Éste cambia totalmente el paradigma seguido en los modelos anteriores. En este sentido, los electrones no se organizan en órbitas, sino en orbitales atómicos. Un orbital es una región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar a un electrón. Los orbitales se nombran con las letras s, p, d y f. Este modelo es el que se emplea hoy día. En cuanto a la división del átomo, y gracias a la física nuclear, hoy se sabe que el átomo no sólo se divide en electrones, protones y neutrones; sino que estas partículas a su vez se dividen en otras muchas partículas subatómicas (hadrones, leptones, quarks, etc.)

2. Estructura del átomo. Configuración electrónica

Como se ha comentado, el modelo mecanocuántico es el que actualmente se acepta. Por tanto, la pregunta que cabe hacerse a continuación es: ¿cómo se acomodan los electrones en los orbitales atómicos? Así, se define la configuración electrónica como la forma en la que se distribuyen los electrones en los diferentes orbitales atómicos. En el apartado anterior se han establecido que los orbitales atómicos se nombran de menor a mayor energía y como de más a menos cercanía al núcleo como s, p, d y f. No en todos los orbitales caben el mismo número de electrones. El número de electrones que puede alojarse en cada orbital se muestra a continuación:

orbital s → 2 electrones orbital p → 6 electrones orbital d → 10 electrones orbital f → 14 electrones

El orden en que se llenan se establece en el diagrama de Möeller (ver figura ). En el mismo, los orbitales vienen descritos por letras y números (orbital 1s, 2s, 5d, etc.) El número nos indica en que capa del átomo se encuentra el orbital, mientras que la letra nos indica el tipo de orbital.

A la capa de electrones más externa del átomo se le conoce como capa de valencia; y todos los electrones situados en ésta se le conoce como electrones de valencia, que además, son los responsables de las características químicas del elemento.

En resumen, para realizar la configuración electrónica de un átomo vamos llenando los orbitales de acuerdo con el orden indicado en el diagrama de Möeller (orden creciente de energía) hasta alcanzar el número de electrones que tenga dicho átomo. Por ejemplo, como el cloro tiene número atómico 17, tendrá 17 electrones en su corteza, y su configuración electrónica será:

Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

De la configuración electrónica anterior deducimos que...

✔ ...un átomo de cloro tiene 3 capas de electrones.

✔ ...la capa de valencia de un átomo de cloro es la 3ª.

✔ ...un átomo de cloro tiene 7 electrones de valencia (2 en el orbital 3s y 5 en el orbital 3p).

Puedes consultar aspectos relacionados con la estructura del átomo y las configuraciones electrónicas en la página web:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/estructura.htm

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3. Tabla periódica

Desde mediados del siglo XIX, en el que se conocían aproximadamente 60 elementos químicos, se han descubierto muchos más. Esto hizo que la necesidad de clasificarlos de alguna manera fuera una cuestión primordial. Además, esta clasficación debería tener en cuenta sus propiedades física y químicas.

En 1869, el científico alemán

Lothar Meyer (figura 7) y el ruso y el ruso

Dimitri Ivanovich Mendeleiev (figura 6) propusieron de forma simultánea e independiente que los elementos químicos debían ser ordenados en orden creciente a sus masas atómicas, observándose que haciéndolo de esta manera las propiedades químicas de los elementos se repetían de fila a fila (ley periódica).

Esta tabla periódica tuvo una gran aceptación, pues predecía la existencia y propiedades de elementos aún no descubiertos. No obstante, tenía algunas deficiencias: los metales y los no metales aparecían mezclados, para cuadrar el comportamiento químico de algunos elementos hubo que cambiarlos de sitio, no existía un lugar adecuado ni para el hidrógeno ni para los lantánidos y actínidos, etc. La tabla periódica de Meyer y Mendeleiev fue la siguiente:

Figura 7: Lothar Meyer Figura 6:Ivanovich Mendeleiev Dimitri

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La tabla periódica actual se debe a los científicos Werner y Paneth, que científico inglés Henry Moseley (1887-1915), quien en 1914 establece el concepto de número atómico como el número de protones existente en el núcleo de cualquier átomo, el cual es característico de cada elemento. Así pues, Moseley (en la imagen de la derecha) llegó a la conclusión de que la ordenación correcta de los elementos debía ser no por su masa atómica, sino por su nº atómico.

La tabla periódica actual consta de 7 filas o períodos y de 18 columnas, grupos o familias. En ella se colocan los 114 elementos químicos conocidos y aceptados por la IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry); de ellos, 90 son naturales y el resto, artificiales o sintéticos (descubiertos en los laboratorios). Los elementos metálicos se sitúan en las zonas izquierda y central de la tabla; los no metales se sitúan en la parte superior derecha.

Los elementos se ordenan en ella por orden creciente de su número atómico, de tal manera que las propiedades químicas van repitiéndose conforme bajamos de fila (ley periódica). Así, los elementos situados en el mismo grupo tendrán similares propiedades, además de la misma configuración electrónica externa. Los distintos grupos o familias y sus correspondientes configuraciones electrónicas externas son los siguientes:

GRUPO O FAMILIA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

EXTERNA

1: alcalinos ns1

2: alcalinotérreos ns2

3 a 12: metales de transición (n-1)dx ns2 (x = 1,…, 10)

13: térreos o boroides ns2 np1

14: carbonoides ns2 np2

15: nitrogenoides ns2 np3

16: anfígenos ns2 np4

17: halógenos ns2 np5

18: gases nobles ns2 np6

Metales de transición interna

-A los elementos situados a ambos lados de la tabla se les llama elementos representativos (tipo s o tipo p); a los situados en la zona central, metales de transición (tipo d) y a los situados en la parte inferior de la tabla, metales de transición interna (tipo f). Por otra parte, todos los elementos situados en el mismo pe-ríodo tendrán el mismo número de capas de electrones o niveles de energía, como puede comprobarse fácilmente.

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Para encontrar información sobre todos los elementos de la tabla periódica puedes consultar la página web.

http://tablaplus.awardspace.com/Tabla.html

4. Enlace químico

La mayoría de los elementos no se encuentran de forma aislada en la naturaleza, sino que están combinados (o enlazados) con otros dando lugar a compuestos químicos. Inmediatamente surge la pregunta de cómo se unen los átomos para dar compuestos. La forma en la que se unen los átomos viene determinada, como se ha comentado anteriormente, por los electrones de la capa de valencia. Desarrollando esta idea, se sabe además, que en la naturaleza existen elementos muy estables, que normalmente no se combinan con ningún otro elemento químico. Estos elementos son los gases nobles, que tienen todos 8 electrones en la capa de valencia, a excepción del helio (He) que tiene dos. Así, el enlace químico se podría dar con el objetivo de adquirir un estado o configuración electrónica de gas noble, la cual energéticamente es la más estable.

Así, tal y como se muestra en la figura 10, cuando se unen dos átomos se alcanza un estado energético más estable de mínima energía. Este estado de mínima energía se da a una distancia internuclear que se conoce como distancia de enlace, y representa la máxima estabilidad. Si los átomos siguieran acercándose demasiado se repelerían fuertemente y la energía tendería a ser mayor. Este estado de estabilidad energética donde se produce el enlace se da cuando los elementos en cuestión adquieren la configuración de su gas noble más próximo, que suele ser cuando la capa de valencia consigue tener 8 electrones. A esta regla se la conoce como regla del octeto o regla de Kossel. De lo dicho anteriormente se deduce que el enlace químico, sea del tipo que sea, es siempre de naturaleza eléctrica. Ahora bien, la regla del octeto tiene algunas limitaciones; en primer lugar, sólo se cumple (y no siempre) para los átomos de los 3 primeros períodos; en segundo lugar, el hidrógeno es estable con 2 electrones en su capa 1s; y en tercer lugar, algunos elementos pueden rodearse de más de 8 electrones (octeto expandido) o de menos de 8 electrones (octeto incompleto).

Una vez que tenemos una idea por qué se produce el enlace viene la pregunta de cómo se produce el enlace, es decir, cuántos tipos de enlace químico existen. Ya que en la naturaleza hay compuestos con propiedades muy diferentes, será lógico pensar que es porque los átomos que los constituyen están enlazados de diferentes formas. Existen básicamente tres tipos: iónico, covalente y metálico, que pasamos a describir a continuación.

4.1. Enlace iónico

El enlace iónico tiene lugar entre un átomo metálico y otro no metálico. Para explicar su formación consideraremos el caso del cloruro de sodio o sal común, escribiendo las configuraciones electrónicas de los 2 elementos que lo forman:

Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 1 e- de valencia Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 e- de valencia

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Así pues, para adquirir estructura electrónica de gas noble el Na pierde su e- de valencia (transformándose en el catión Na+), siendo éste captado por el Cl (transformándose en el anión Cl-). Finalmente, el catión sodio y el anión cloruro se atraen eléctricamente, formándose así el enlace iónico, adquiriendo ambos átomos una mayor estabilidad (o menor energía).

Todas las sustancias que presentan enlace iónico son cristales, debido a que están formadas por miles y miles de millones de átomos unidos entre ellos, colocados alternativamente, mediante enlace iónico. En el ejemplo que nos ocupa, el NaCl, ello significa que la sal es una sustancia de estructura cristalina que tiene un átomo de sodio por cada átomo de cloro; su estructura es la siguiente:

Las propiedades de las sustancias iónicas son las siguientes:

1. A temperatura ambiente son sólidos y duros. Ello se debe a que la fuerza que mantiene unidos a los átomos, que es una fuerza eléctrica, es de gran intensidad.

2. Son frágiles, es decir, se rompen con facilidad. La explicación es la siguiente:

Figura 12: Explicación de la fragilidad de las sustancias iónicas

3. Tienen altos puntos de fusión y de ebullición. La razón de ello es la misma expuesta en la 1ª propiedad, pues se necesita una elevada temperatura para “romper” las fuerzas que mantienen unidos a los iones en la red.

4. Suelen ser solubles en agua. Ello se debe a que las moléculas de agua atraen a los átomos del cristal, lo que provoca su desmoronamiento y consiguiente disolución.

5. No conducen la electricidad en estado sólido (pues los iones se encuentran fijos en la red), pero sí cuando se disuelven en agua o cuando se derriten, pues en tal caso desaparecen las fuerzas de atracción entre iones y éstos podrán moverse con libertad.

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4.2. Enlace covalente

El enlace covalente tiene lugar entre dos átomos no metálicos iguales o diferentes, que en lugar de cederse electrones de manera completa los comparten. Para explicar de manera sencilla cómo se produce el enlace covalente se utilizan unas estructuras llamadas diagramas de Lewis. Aunque existen algunos compuestos que no pueden explicarse mediante ellas, son muy útiles para visualizar la estructura de la molécula. Veamos algunos ejemplos:

• Como la configuración electrónica del hidrógeno es H (Z = 1): 1s1, la configuración electrónica de gas noble que tiene que adquirir es la del helio (He). Esto se producirá cuando consiga otro electrón. Así pues, la formación del enlace en la molécula H2 será de la siguiente manera:

Vemos que los 2 átomos de H comparten 1 par de e- de valencia; éstos no pertenecen a ningún átomo en concreto y sirven de unión entre ambos, originándose un enlace covalente sencillo o simple.

• Análogamente al caso anterior, la molécula O2 se formará de la siguiente manera:

Vemos que los 2 átomos de O comparten 2 pares de e- de valencia; éstos no pertenecen a ningún átomo en concreto y sirven de unión entre ambos, originándose un enlace covalente doble.

• Para el caso de la molécula N2, tendremos:

Vemos que los 2 átomos de N comparten 3 pares de e- de valencia; éstos no pertenecen a ningún átomo en concreto y sirven de unión entre ambos, originándose un enlace covalente triple.

• Para la molécula de agua, tendremos:

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Las sustancias que presentan enlace covalente pueden ser moléculas o cristales. Exponemos a continuación las propiedades de los cristales covalentes (reticulares); algunos ejemplos son el diamante, el grafito o la sílice, cuyas estructuras cristalinas son las siguientes:

Figura 13: Diferentes estructuras de sólidos covalentes

1. Son sólidos y muy duros a temperatura ambiente. Ello se debe a que el enlace covalente que mantiene unidos sus átomos es muy fuerte.

2. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. La razón es la misma que la mencionada anteriormente.

3. Son insolubles en agua (y en cualquier otra sustancia). La razón es la misma que la mencionada anteriormente.

4. Suelen ser malos conductores del calor y de la electricidad.

Por otra parte, las propiedades de las sustancias covalentes moleculares (H2O, NH3, CO2, O2, Br2,...) serán las siguientes:

1. Pueden presentarse en cualquiera de los 3 estados de agregación, aunque si son sólidas suelen ser blandas y frágiles.

2. Dicho lo anterior, sus puntos de fusión y ebullición serán variables, aunque no suelen ser muy altos.

3. Son malos conductores del calor y de la electricidad, pues son moléculas eléctricamente neutras.

4. La solubilidad en agua es variable.

4.3. Enlace metálico

El enlace metálico se produce entre 2 o más átomos metálicos que sean iguales. De acuerdo con el modelo de Drude (1900) de los electrones deslocalizados, se produce de manera parecida al enlace covalente: los átomos metálicos se unen, formando una estructura cristalina, gracias a que compaten todos sus electrones de valencia. Éstos se encuentran deslocalizados, pues se mueven libremente por todo el metal, sirviendo de unión entre todos ellos al impedir la repulsión entre los iones positivos, formando una “nube electrónica” o “gas electrónico”.

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Las propiedades de las sustancias metálicas serán las siguientes:

1. A excepción del mercurio, son sólidos a temperatura ambiente. Ello se debe a las elevadas fuerzas que mantienen unidos a los iones en la red.

2. Tienen puntos de fusión y de ebullición variables, aunque suelen ser altos. La razón es la misma que la anterior.

3. Tienen un brillo característico llamado brillo metálico.

4. Suelen ser dúctiles y maleables, es decir, se deforman con facilidad formando hilos o láminas. La razón aparece en la figura de la derecha.

5. No suelen disolverse en ninguna sustancia.

6. Son muy buenos conductores del calor y de la electricidad. Ello se debe a la libertad con que se mueven los electrones por la red metálica.

5. Fuerzas intermoleculares

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Figura 15: Puntos de ebullición de algunos hidruros de los elementos de los grupo 14, 15, 16 y 17

Figure

Figura 5: Diagrama de Möeller

Figura 5:

Diagrama de Möeller p.4
Figura 7: Lothar Meyer Figura 6: Dimitri  Ivanovich Mendeleiev

Figura 7:

Lothar Meyer Figura 6: Dimitri Ivanovich Mendeleiev p.5
Figura 8: Tabla periódica de Meyer y Mendeleiev

Figura 8:

Tabla periódica de Meyer y Mendeleiev p.5
Figura 9: Tabla periódica actual

Figura 9:

Tabla periódica actual p.6
Figura 10: Diagrama de energía

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Diagrama de energía p.7
Figura 12: Explicación de la fragilidad de las sustancias iónicas

Figura 12:

Explicación de la fragilidad de las sustancias iónicas p.8
Figura 11: Estructura cristalina del cloruro de sodio

Figura 11:

Estructura cristalina del cloruro de sodio p.8
Figura 13: Diferentes estructuras de sólidos covalentes

Figura 13:

Diferentes estructuras de sólidos covalentes p.10
Figura 16: Enlace de hidrógeno que se forma en las

Figura 16:

Enlace de hidrógeno que se forma en las p.12
Figura 15: Puntos de ebullición de

Figura 15:

Puntos de ebullición de p.12