CALIFICACIONES CIENCIAS NATURALES, EDUCACIÓN AMBIENTAL Y QUIMICA AÑO 2012

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INSTITUCIÓN EDUCATIVA TÉCNICA INSTITUTO ARMERO

GRADOS DECIMO PERIODO 3 GUIA SEGUNDA PARTE Enlaces Químicos Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios. Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elemento seran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia. Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes. Enlaces Iónicos En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzaselectroestáticas que son la base del enlace iónico. Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro: sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

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un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana unavalencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, los iones cargado Na+y Cl- se sujetan gracias a las fuerzas electroestáticas, formando así un enlace ionico. Los compuestos iónicos comparten muchas caractéristicas en común:  Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales.  Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio).  Los compuestos iónicos se disuelven facilmente en el agua y otrossolventes polares.  En una solución, los compuestos iónicos fácilmente conducen electricidad.  Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas. Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos uncristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con altos puntos de fusion debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos. Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cristal de Cloruro de Sodio Esquema de Cristal NaCl Enlace Covalentes El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas devalencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno

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'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia. Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas. Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes. Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica. Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). Abajo están las estructuras de Lewis para el H2 y el O2. H2 H:H

H-H or

O2 Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar . Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno oxígeno en la molécula de agua. Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de

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valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H. Enlace polar covalente simulado en una molécula de agua La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación. Los Dipoles Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, laparte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El dipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba) en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) del electrón del dipolo y el otro electrón se ecuentra cerca de la parte delgada final (positiva) al otro lado de la molécula.

ELECTRONEGATIVIDAD Es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:  Iónico (diferencia superior o igual a 1.7)  Covalente polar (diferencia entre 1.7 y 0.4)  Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4) Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa. Según Linus Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido spn en un átomo de carbono enlazado con un átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno(eteno) < acetileno(etino). Es una medida de la tendencia de un átomo (o una molécula) para atraer electrones. En la tabla, disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha. El menos electronegativo es el Cesio y

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el más electronegativo es el Flúor. Según las electronegatividades relativas de los átomos que participan de un enlace serán las características de éste. La electronegatividad de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer

hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos). La electronegatividad tiene numerosas aplicaciones tanto en las energías de enlaces, como en las predicciones de la polaridad de los enlaces y las moléculas y, también, en la racionalización de los tipos de reacciones que pueden experimentar las especies químicas. La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos. Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados n una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7. TALLER 1 1) ¿Qué es la electronegatividad de un átomo? 2) Ordene cada uno de los siguientes conjuntos de átomos de mayor a menor grado de electronegatividad: a) P. As. Sb b) Be. Li. B

c) Rb, Sr, Cs Ba

3) Conceptualice enlace iónico 4) Utilice la distribución electrónica de punto para ilustrar la transferencia de electrones que ocurre cuando se combinan magnesio y cloro para producir cloruro de magnesio 5) Escriba dos iones, un catión y un anión, 6) ¿Cuál es la regla de los gases nobles o del octeto y cómo se aplica cuando se tiene en cuenta el enlace iónico? 7) Escriba las configuraciones electrónicas completas para cada uno de los siguientes iones: a) O-2

, b) Li+

, c) S+2

d) Ca+2 .

8) Escriba las estructuras electrónicas de puntos para cada una de las siguientes sustancias iónicas:

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a) BaS,

b) MgBr2

c) Na2O.

d) CsI

9) ¿Qué tipo dc elementos se combinan para formar sustancias covalentes. 10) Enumere tres propiedades de los compuestos covalentes 11) Escriba los nombres para cada uno de los compuestos covalentes 12)¿En qué se diferencia el enlace covalente del enlace jónico? 13) ¿Cuántos electrones están compartidos en cada uno de los siguientes a) un enlace covalente simple, b) un enlace covalente doble, c) un enlace covalente triple de ejemplos 14) Dibuje las estructuras electrónicas de punto para: a) H2 b) Br2 c) F2 N2 e) Cl2 15) Dé ejemplos y explique las diferencias entre un enlace covalente no polar y un enlace covalente polar. 16)Dibuje las estructuras de punto para cada una de las siguientes moléculas polares a) HI

b) IF

17)¿Qué diferencia hay entre las propiedades de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes? Explique 18). ¿A qué cantidad de átomos se refiere cada uno de los siguientes prefijos? a) tetra, b) hexa, c)

di, d)octa, e)tri.

TALLER 2

1.Dibuje las estructuras de punto (Lewis), establezca la diferencia de electronegatividad y el tipo de enlace para cada una de las siguientes moléculas polares a) HI

b) CF4 c) H2S

d) SF2

2. Utilice las estructuras electrónicas de punto (Lewis) para ilustrar la transferencia de electrones que se presenta cuan do se forman cada una de las siguientes sustancias Iónicas: a) K 2S b) SrF2 3¿Cuál es la fórmula del compuesto iónico que se produce por las combinaciones de cada uno de los siguientes metales y no metales a) calcio y azufre, b)yodo y magnesio . 4. Dibuje la estructura de punto para los tres compuestos siguientes que contienen dos átomos de carbono a) C2H6 b) C2H2 5. Dé un ejemplo de una molécula que contenga uno de los siguientes enlaces covalentes: a) un enlace doble b) dos enlaces sencillos. TRABAJO EXTRACLASE

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1. Descarge o imprima el taller 2 de la pagina enlaces del blog caginufra.wordpres.com y responda las preguntas 4,5,6,8 y 9 2. consulta en el blog radio atómico, afinidad electrónica, energía de ionización

ENLACE METÁLICO hacer la lectura y responder las preguntas Por último estudiaremos el enlace metálico, su importancia la podemos ver en el hecho de que las 3/4 partes de elementos del sistema periódico son metales. El papel que estas sustancias han tenido en el desarrollo de la humanidad es tan importante que incluso se distingue entre la edad de piedra, la edad del bronce y la del hierro. De los 90 elementos que se presentan enla naturaleza algunos metales como el sodio y el magnesio, pueden extraerse de los océanos donde se encuentran disueltos. Los demás metales se suelen obtener a partir de depósitos minerales que se hallan encima o debajo de la superficie terrestre. Algunos metales son tan poco reactivos que es posible encontrarlos directamente en forma elemental, este es el caso del oro, la plata y el platino. Otros se encuentran formando parte de distintos compuestos químicos. En general presentan propiedades muy peculiares que los han diferenciado desde hace siglos de las restantes sustancias, tales como: ser excelentes conductores del calor y la electricidad en estado sólido, ser fácilmente deformables (lo que permite trabajarlos y fabricar con ellos objetos de distintas formas). Por otra parte suelen presentarse como sólidos de dureza variable, con muy diversos puntos de fusión y ebullición (el galio, por ejemplo, funde a 2978° mientras que otro metal, el tantalio, lo hace a casi 3000°). 1¿Qué implicaciones tuvo para la humanidad el descubrimiento de metales como el cobre y el hierro y la puesta a punto de técnicas adecuadas para extraerlos y trabajarlos? En primer lugar podemos referirnos a la sustitución de herramientas y armas de piedra por otras de cobre. 3000 años antes de nuestra era, los sumerios sabían obtener cobre y alearlo con estaño para fabricar bronce. Posteriormente, cuando se dispuso de la tecnología adecuada, el bronce fue sustituido en muchos casos por el hierro. Las flechas y lanzas con puntas de hierro, supusieron una mejora en el rendimiento de la caza. También la invención del arado de hierro (unos 1000 años antes de nuestra era),cambió de forma espectacular la agricultura. Así mismo, las llantas metálicas colocadas en las ruedas de los carromatos o las simples herraduras de los caballos, dieron lugar a mejoras importantes en los primeros medios de transporte terrestre. Herramientas de hierro como martillos, clavos, sierras, etc., contribuyeron también de forma decisiva a la construcción de viviendas. La capacidad de los metales en general para ser moldeados en diferentes formas, permitió la elaboración de diversos recipientes de gran utilidad en la alimentación: ollas, platos, cucharas, cacerolas, etc., o la construcción de elementos de protección como las armaduras, escudos, cascos, mallas, etc. El descubrimiento de que el hierro podía mejorar muchas de sus propiedades al añadirle una cierta cantidad de carbón vegetal (acero), fue también un hito importante en la utilización de los metales. A partir del siglo XVIII el desarrollo de la máquina de vapor y de los motores de explosión, suponen un enorme desarrollo de la industria siderúrgica, al tener que fabricar vías de ferrocarril, puentes, trenes, automóviles, barcos, monumentos, etc. Otra propiedad general de los metales, como es su capacidad para conducir la corriente en estado sólido, permitió más tarde transportar energía eléctrica de unos lugares a otros utilizando largos cables de cobre. Sin ello no hubiera sido posible la electrificación de ciudades y pueblos. Otros metales muy importantes son los llamados metales preciosos como la plata y el oro, usados desde la antigüedad en la fabricación de joyas y de monedas. Tampoco podemos olvidar la utilización cada vez mayor de ciertos metales que tienen propiedades muy específicas, como los ejemplos

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que, en orden aleatorio, se citan a continuación: El aluminio en la construcción de diversos vehículos y en la industria de la construcción en general, por su baja densidad y resistencia a la corrosión. El calcio es un metal que forma parte de los huesos y dientes. La luz emitida por algunos metales, como el sodio y el mercurio, en estado de vapor e incandescentes se utiliza en iluminación de casa y ciudades. Metales como el cinc, el cadmio y el mercurio, se utilizan en la fabricación de pilas eléctricas. Uno de los usos del plomo, es como barrera frente a radiaciones (así las personas que trabajan con aparatos de rayos X se protegen con delantales y guantes de plomo), etc. Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia. Además dichos electrones tienen mucha facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran (nivel más externo) lo cual podemos interpretar (en una primera aproximación) como una consecuencia de que éste se encuentre tan vacío. Si tomamos como ejemplo el átomo de sodio, podemos plantearnos el problema de cómo explicar la existencia de un cristal de sodio metálico. Si intentamos aplicar el concepto de enlace covalente desarrollado en el punto anterior, nos encontramos con una dificultad: cada átomo de sodio, en su nivel de energía más externo, sólo tiene un electrón por lo que le faltarían 7 más para completar su octeto. En principio podemos pensar en la compartición de 8 electrones aportados por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran movilidad formarían una especie de nube electrónica común a 8 cationes Na+ y esto se extendería en las tres direcciones del espacio con todos los restantes átomos del metal. La idea anterior se puede aplicar a cualquier metal que podría entenderse así como una red de iones positivos vibrando en torno a una posición de equilibrio, en cuyo interior habría una nube colectiva de electrones de valencia con gran libertad de movimientos, la cual actuaría como elemento de unión entre los iones positivos. Esta es precisamente una de las características fundamentales del enlace metálico: la deslocalización de los electrones de valencia 2. Justifique de acuerdo con el modelo propuesto algunas de las propiedades de los metales. TALLER 3 ICFES El trabajo de dos científicos Meyer y Medeleiev, condujo a la organización de los elementos químicos en grupos y períodos determinados, según sus propiedades físicas y químicas. Esta organización se conoce hoy como Tabla Periódica de los Elementos. Esta Tabla se basa en la ley de la periodicidad química. Con ella se pueden predecir algunas características sobre el comportamiento de átomos, moléculas, iones y compuestos. y en general de la interacción frente a si mismos y frente a otros sistemas con distintos entornos químicos y físicos. La siguiente gráfica muestra el valor de la electronegatividad para algunos elementos químicos. 1. El enlace que se forma entre un elemento de la región de la tabla periódica con otro de la región III, presenta alta polaridad e incluso carácter iónico. Lo anterior es debido a

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A. la diferencia en el valor de sus radios atómicos B. la semejanza en el valor de sus radios iónicos. C. la misma naturaleza metálica de los dos elementos. D. la diferencia de electronegatividad entre los dos elemento 46. Es conocido que uno de los factores que más influye en el valor del punto de fusión de un sólido es la naturaleza de su enlace, es decir, entre más alta sea su diferencia de electronegatividad mayor será el punto de fusión. Con lo anterior, entre el NaCl. LiCl, NaF y LiF, el compuesto que funde a la menor temperatura es A. NaCl B.LiCI C. NaF D. LiF 2. En la siguiente tabla, se muestra la configuración electrónica, el grupo en la tabla periódica y algunas propiedades de tres elementos, que se han simbolizado como M, G y T . El número del grupo indica el número de electrones de valencia. La forma más correcta de clasificar los elementos M, G y T es A todos son no metales. B M y G son metales y T no metal. C. todos son metales. D. G y T son no metales, y M metal.

3. De acuerdo con la información de la tabla. un catión del elemento M se puede representar como M1+ y su configuración electrónica es 1S2 La configuración electrónica mas probable para el anión J-1 del elemento J con Z = 17 es

4. Un alumno escribió la siguiente representación para la geometría molecular del agua: La representación anterior está errada porque A los átomos de hidrógeno carecen de electrones libres. B. la molécula de agua es polar y por tanto no puede ser lineal. C. los átomos de hidrógeno están ubicados en sentido opuesto D. la distribución electrónica del oxígeno no cumple con la regla del octeto 5. Algunos productos líquidos desinfectantes usados en el hogar contienen hipoclorito de sodio cuya representación química es

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NaClO . Las especies químicas presentes en una solución acuosa (forma iones)de este compuesto son

BIBLIOGRAFIA Anthony Carpi, Ph.D.

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/properiodicas/electroneg.html Hipertexto Química 10 Santillana Hola Química Tomo 1 Fabio Restrepo Merino Química Y Ambiente 1 Fidel A Cárdenas Editorial Mc Graw Hill http://caginufra.wordpress.com/soluciones/ wikipedia.org.

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