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FACULTAD DE INGENIERIA ELECTRICA Y ELECTRONICA
ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA ELECTRICA
LABORATORIO Nº 6
QUÍMICA GENERAL
CICLO: 2008-A DOCENTE:
ING. CARMEN LÓPEZ CASTRO TEMA:
ENLACE QUÍMICO ALUMNOS:
BRIONES VERDE, Christian Alexander 072583C
CHUCARI MARTINEZ, Jorge Jesús 072570 I GAMARRA QUISPE, Saúl Abel 072567H
GONZALES ROJAS, Jonathan Jair 072612C
MEJIA RUIZ, Pablo Cesar 072574D
SEGOVIA CHIRRE, Julio Cesar 070569C
ROMERO MEDINA, Gianpierre Alexander 072586B
MEDINA MENDIVIL, Jorge Daniel 070521K
HUAMANI QUISPE, Miuller 072647D
LIMA - PERU
JULIO - 2008
INTRODUCCIÓN
Cuándo hacemos leche en polvo, o cuando le echamos azúcar al té,
¿desaparece la leche o el azúcar? Claro que no, uno respondería que estos
se están disolviendo en el agua. Pero en realidad, ¿Qué sucede? ¿Por qué
sucede? Son hechos tan comunes que se nos olvida hacernos estas
preguntas. En realidad lo que sucede es que la leche y el azúcar son solutos,
que serán disueltos en un solvente como el agua. Pero ¿qué es lo que en
realidad sucede? ¿Qué son los solutos y los solventes? Bueno estas
preguntas serán respondidas en este informe.
Este informe habla de enlaces y soluciones, pero, para entenderlos hay que
empezar por conocer el significado de estas palabras, para luego poder pasar
a un lenguaje más técnico. Enlace significa unión, un enlace químico es la
unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la
estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano, para la mayoría de
los elementos alcanzar ocho electrones en su último nivel. Las soluciones son
mezclas homogéneas, no se distinguen sus componentes como separados,
entre al menos dos reactantes un soluto, que es él que será disuelto, y un
solvente, que es él que disolverá al soluto.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser
metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es
covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico.
Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre
un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.
ENLACE QUIMICO 1) OBJETIVOS
Se pretenden conseguir los siguientes objetivos, de enseñanza y de
aprendizaje:
• Adquirir conocimientos teóricos básicos sobre, estructura de la
materia y enlaces químicos.
• Conocer, usando estos conocimientos, los compuestos químicos en
general, sus características y aplicaciones.
• Predecir su comportamiento, especialmente el de algunos materiales de
gran importancia en la actualidad como, polímeros, semiconductores, etc.
• Aprender aplicaciones de las reacciones rédox: construcción de
pilas electroquímicas y prevención de la corrosión.
• Conocer algunos de los problemas actuales relacionados con el
medio ambiente y sensibilizarse en la protección medioambiental.
2) FUNDAMENTO TEORICO
Un enlace químico es la unión entre dos o más átomos para formar una
entidad de orden superior, como una molécula o una estructura cristalina.
Para formar un enlace dos reglas deben ser cumplidas regla del dueto y la
regla del octeto.
Los primeros planteamientos sobre la naturaleza de los enlaces químicos
surgieron a principios del siglo XII, y suponían que ciertos tipos de especies
químicas eran vinculados por ciertos tipos de afinidades químicas.
A mediados del siglo XIX Edward Frankland, Friedrich Kekulé, A.S. Couper,
A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, desarrollaron teorías de radicales, de
valencias llamada en un principio “poder de combinar” en la cual los
compuestos se atraían gracias a la atracción de polos positivos y negativos.
En 1916, el químico Gilbert Lewis desarrolló la idea de la unión por par de
electrones. Walter Heitler y Fritz London fueron los autores de la primera
explicación mecánica cuántica de la conexión química, especialmente la del
hidrógeno molecular, en 1927, utilizando la teoría de conexiones de Valencia.
En 1930, la primera descripción matemática cuántica del enlace químico
simple se desarrolló en la tesis de doctorado de Edward Teller.
En 1931, el químico Linus Pauling publicó lo que a veces se considera como
el texto más importante de la historia de la química: "The Nature of the
Chemical Bond"
Teorías de enlace
Es importante indicar que el enlace químico es una situación de equilibrio,
donde las fuerzas de atracción entre los átomos son contrarrestadas por
fuerzas equivalentes y de sentido contrario (fuerzas de repulsión). El punto de
equilibrio suele ser caracterizado por el radio de enlace y la energía. La
explicación de las fuerzas involucradas en un enlace químico son descritas
por las leyes de la electrodinámica cuántica. Sin embargo al ser un problema
de muchos cuerpos se recurre con frecuencia a teorías simplificadas. Estas
teorías dan una idea más o menos buena de la situación real. Entre las más
recurridas están:
Enlace de valencia: teoría sencilla que se completa con la regla del octeto.
Según esta teoría, cada átomo se rodea de 8 electrones, algunos compartidos
en forma de enlaces y otros propios en forma de pares solitarios. No puede
describir adecuadamente a los átomos con orbitales d activos, como los
metales de transición, pero la teoría es muy sencilla y describe
adecuadamente un gran número de compuestos.
Mecánica cuántica: Esta teoría es mucho más compleja que la anterior. Da
respuesta a muchos fenómenos que escapan al enlace de valencia. En la
mecánica cuántica, los enlaces de valencia no tienen un papel destacado
(sólo se tienen en cuenta las posiciones nucleares y las distribuciones
electrónicas), pero los químicos los representan para que las estructuras les
sean más familiares. Los orbitales moleculares pueden clasificarse como
enlazantes y antienlazantes.
Interacción electrostática: Útil para cristales de carácter marcadamente
ioníceso. Predice la unión entre grupos de átomos, de forma no-direccional.
Tipos de enlace El enlace entre dos átomos nunca se corresponde exactamente con una de
las siguientes categorías. Sin embargo, son útiles para clasificar muchas de
las propiedades y reactividad química de una gran variedad de compuestos.
Enlace iónico
Artículo principal: Enlace iónico
Enlace iónico de la Halita
Es la unión que se produce entre dos átomos de electronegatividades
distintas, con una diferencia igual o mayor a 1.67, en este tipo de enlace
ocurre una transferencia de uno o más electrones del átomo menos
electronegativo hacia el más electronegativo. Por ende el átomo que cedió
electrones queda con carga positiva y el que captó electrones queda con
carga negativa.
El enlace iónico se presenta generalmente entre los átomos de los grupos:
I A - VII A
II A - VI A
III A - V A
Cuando se transfieren electrones de un elemento metálico a uno no metálico,
existe una atracción electrovalente entre el catión y el anión lo cual produce
un compuesto de tipo iónico y cuya estructura generalmente es cristalina,
como es el caso del sodio y la el cloro que por sus distribuciones electrónicas
buscan una mayor estabilidad formando una sal donde cada ión de cloro esta
rodeado por seis cationes de sodio y cada sodio rodeado por seis aniones de
cloro.
Mediante una transferencia de un electrón al cloro de cada sodio adquiere la
distribución del neón Na[Ne]3s1 Na+ [Ne]+ e-
Mediante la transferencia de un electrón del sodio, el cloro adquiere la
distribución del argón Cl[Ne]3s23p5 + e- Cl- [Ar]
Enlace covalente
Enlace covalente no polar hidrógeno y carbono: metano.
Artículo principal: Enlace covalente
En química, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces
covalentes. Este tipo de enlace se produce cuando existe una
electronegatividad polar, se forma cuando la diferencia de electronegatividad
no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de
electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en
un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.
Enlace covalente sencillo
Artículo principal: Enlace covalente sencillo
Se forma cuando se comparte un par de electrones entre los átomos que
forman el enlace; en otras palabras,
Enlace covalente simple: un átomo comparte con otro, un par de electrones
uno con otros. (Alcanos)
Enlace covalente doble: un átomo comparte con otro, 4 electrones 2 de cada
átomo. (Alquenos)
Enlace covalente triple: Cuando un átomo comparte con otro, 6 electrones 3
de cada átomo. (Alquino)
Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad para que exista
transferencia electrónica, resultan dos átomos compartiendo uno o más pares
de electrones y forman una molécula con energía de atracción débil en
resultado poseen bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los
iónicos. Los enlaces pueden ser simples, dobles y triples, según la forma de
compartir uno, dos o tres electrones.
La energía de las fuerzas de atracción o repulsión entre los elementos que
conforman un enlace iónico es función de la distancia internuclear llegando a
una distancia mínima donde se compensa las fuerzas de atracción y de
repulsión, la cual se denomina distancia de enlace.
Enlace Van der Waals
Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman
un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o
interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las
fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de dos átomos contiguos.
Fuerzas de dispersión
Fuerzas de dispersión
Todos los átomos, aunque sean apolares, forman pequeños dipolos debidos
al giro de los electrones en torno al núcleo (véase átomo). La presencia de
este dipolo transitorio hace que los átomos contiguos también se polaricen, de
tal manera que se producen pequeñas fuerzas de atracción electrostática
entre los dipolos que forman todos los átomos. Lo que se denomina la
relación dipolo instantáneo - dipolo inducido.
Artículo principal: Enlace de Van der Waals
Enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno
Enlace de hidrógeno
Se produce un enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno (correctamente
llamado enlace por puente de hidrógeno) cuando un átomo de hidrógeno se
encuentra entre dos átomos más electronegativos, estableciendo un vínculo
entre ellos. El átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva, por lo que
atrae a la densidad electrónica de un átomo cercano en el espacio.
El enlace de hidrógeno es poco energético frente al enlace covalente
corriente, pero su consideración es fundamental para la explicación de
procesos como la solvatación o el plegamiento de proteínas.
Luminiscencia es toda luz cuyo origen no radica exclusivamente en las altas
temperaturas, por el contrario, es una forma de "luz fría" en la que la emisión
de radiación lumínica es provocada en condiciones de temperatura ambiente
o baja.
La primera referencia escrita conocida pertenece a Henry Joseph Round.
Cuando un sólido recibe energía procedente de una radiación incidente, ésta
es absorbida por su estructura electrónica y posteriormente es de nuevo
emitida cuando los electrones vuelven a su estado fundamental. En función
de la radiación que estimula esta emisión, tendremos los siguientes procesos
luminiscentes:
También comprende las emisiones de luz visible producidas tanto por la
acción de ciertos rayos como por la existencia de reacciones físicas o
químicas. Se excluye la radiación originada exclusivamente como
consecuencia del calor.
Conocida como una emisión de luz no causada por combustión y que, por
tanto, tiene lugar a temperaturas menores. Un ejemplo de luminiscencia es la
luz que emiten algunas pegatinas o adhesivos que brillan en la oscuridad
después de haber sido expuestas a la luz natural o artificial. La luminiscencia
es distinta de la incandescencia, que es la producción de luz por materiales
calentados. Cuando determinados materiales absorben energía de distintas
clases, parte de esta energía puede ser emitida en forma de luz. Este proceso
implica dos pasos:
1) la energía inicial hace que los electrones de los átomos del material
luminiscente se exciten y salten de las órbitas internas de los átomos a las
externas;
2) cuando los electrones vuelven a su estado original, se emite un fotón de
luz. El intervalo entre ambos pasos puede ser corto (menos de una
cienmilésima de segundo) o largo (varias horas). Cuando el intervalo es corto,
el proceso se denomina fluorescencia; cuando el intervalo es largo,
fosforescencia. En ambos casos, la luz producida es casi siempre de menor
energía -es decir, de mayor longitud de onda- que la luz que produce la
excitación.
La fluorescencia y la fosforescencia tienen numerosas aplicaciones prácticas.
Los tubos de imagen de las televisiones están recubiertos de materiales
fluorescentes que brillan al ser excitados por un rayo catódico. El interior de
un tubo fluorescente también está recubierto por un material similar, que
absorbe la radiación ultravioleta -invisible pero intensa- de la fuente primaria
de luz y emite luz visible. En un láser se produce un tipo especial de
fluorescencia denominado emisión estimulada.
La quimioluminiscencia es provocada por una reacción química; ocurre, por
ejemplo, cuando el fósforo amarillo se oxida en el aire produciendo una
luminiscencia verde. Cuando la reacción química se produce en un ser vivo,
como la luciérnaga, el proceso se denomina bioluminiscencia. La
triboluminiscencia es provocada por la rotura, frotamiento o separación de
determinados materiales. La electroluminiscencia es causada por un gas
recorrido por una descarga eléctrica, como ocurre por ejemplo en los
relámpagos o en una lámpara fluorescente. La fotoluminiscencia es la
luminiscencia que se produce cuando determinados materiales son irradiados
con luz visible o ultravioleta; ocurre por ejemplo en pinturas fosforescentes. La
roentgenluminiscencia es producida por los rayos X al bombardear
determinados materiales, como el recubrimiento de un fluoroscopio (la
pantalla de un aparato de rayos X). La sonoluminiscencia, observable en
algunos líquidos orgánicos, es producida por ondas ultracortas de sonido, o
ultrasonidos.
3) MATERIALES DE LABORATORIO
• ALCOHOL: HOHC 52
• AGUA:
• AGUA DESTILADA
OH 2
• CLORURO DE BARIO:
• BROMURO DE POTASIO
• BENCINA: HC 66
• CLORURO DE SODIO: NaCl
BaCl2
KBr
• VASOS DE PRECIPITADOS
• LAMPARA INCANDESCENTE
• EXTENSION DE TOMACORRIENTES
• PALETA PORTA LAMPARAS
4) PROCEDIMIENTO Preparar y Acondicionar mesa de trabajo.
Verter 200ml de potable, en el matraz.
Conectar el equipo de prueba por medio de la extensión a la toma de
corriente.
Verificar que efectivamente conduce la corriente.
Dar un estimado de luminosidad en porcentaje de 25%.
Verificar que el tipo de enlace que presenta es el covalente polar, pero
debido a las sales que presenta se le considera Iónico.
Verter 150ml de destilada, en el matraz.
Conectar el equipo de prueba por medio de la extensión a la toma de
corriente.
Verificar que efectivamente no conduce la corriente.
Dar un estimado de luminosidad en porcentaje de 0%.
Verificar que el tipo de enlace que presenta es el covalente Polar.
Verter 200ml de NaCl, en el matraz.
Conectar el equipo de prueba por medio de la extensión a la toma de
corriente.
Verificar que efectivamente si conduce la corriente.
Dar un estimado de luminosidad en porcentaje de 90%.
Verificar que el tipo de enlace que presenta es el Iónico.
Verter 70ml de KBr, en el matraz.
Conectar el equipo de prueba por medio de la extensión a la toma de
corriente.
Verificar que efectivamente si conduce la corriente.
Dar un estimado de luminosidad en porcentaje de 95%.
Verificar que el tipo de enlace que presenta es el Iónico.
Verter 200ml de , en el matraz.
Conectar el equipo de prueba por medio de la extensión a la toma de
corriente.
Verificar que efectivamente no conduce la corriente.
Dar un estimado de luminosidad en porcentaje de 0%.
Verificar que el tipo de enlace que presenta es el Covalente Apolar.
Verter 100ml de , en el matraz.
Conectar el equipo de prueba por medio de la extensión a la toma de
corriente.
Verificar que efectivamente si conduce la corriente.
Dar un estimado de luminosidad en porcentaje de 0%.
Verificar que el tipo de enlace que presenta es el Iónico.
Verter 40ml de , en el matraz.
Conectar el equipo de prueba por medio de la extensión a la toma de
corriente.
Verificar que efectivamente no conduce la corriente.
Dar un estimado de luminosidad en porcentaje de 0%.
Verificar que el tipo de enlace que presenta es el Covalente Apolar.
5) DATOS EXPERIMENTALES
a) El agua (H2O).- Entre las moléculas de agua se establecen enlaces por
puentes de hidrógeno debido a la formación de dipolos electrostáticos que se originan al situarse un átomo de hidrógeno entre dos átomos más electronegativos, en este caso de oxígeno. El oxígeno, al ser más electronegativo que el hidrógeno, atrae más los electrones compartidos en los enlaces covalentes con el hidrógeno, cargándose negativamente, mientras los átomos de hidrógeno se cargan positivamente, estableciéndose así dipolos eléctricos. Los enlaces por puentes de hidrógeno son enlaces por fuerzas de van der Waals de gran magnitud, aunque son unas 20 veces más débiles que los enlaces covalentes.
OBSERVACION: El Agua (H2O) sí conduce electricidad pero a poca
intensidad.
b) El agua destilada (H2O).- Podemos indicar que la conductividad del agua destilada es notablemente menor que la del agua del grifo común, al carecer de muchos iones que contribuyen a la conductividad, típicamente cloruros, calcio, magnesio y fluoruros, así también no es buena conductora de electricidad como es el agua de grifo.
OBSERVACION: El Agua destilada (H2O) NO conduce electricidad.
c) Sal común (NaCl).- Al disolverse el NaCl en agua los iones se separan por completo (de ahí que se trate de un "electrolito fuerte") y adquieren movilidad lo cual permite el desplazamiento de las cargas y de esa manera se logra la conductividad de la corriente eléctrica.
Molécula de sal
OBSERVACION: El NaCl en forma acuosa es muy buena conductora de electricidad
d) Bromuro de Potasio (KBr).- depthsEl bromuro de potasio (KBr), un sólido blanco formado por la reacción de hidróxido de potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado y litografía, y en medicina como sedante. OBSERVACION: El bromuro de potasio (KBr), es muy buen conductor de la electricidad por tener muchos iones.
e) Cloruro de Bario (BaCl2).- El cloruro de bario se emplea en la purificación de sal, en la manufactura de cloruro e hidróxido de sodio, como fundente en aleaciones de magnesio, como ablandador de agua de calderas y en preparaciones medicinales. OBSERVACION: El Cloruro de bario si conduce la electricidad, pero no un 100%.
f) El benceno (C6H6).- En el benceno cada átomo de carbono ocupa el vértice de un hexágono regular, ocupa dos valencias con los dos átomos de carbonos adyacentes, una tercera valencia con un átomo de hidrógeno y la cuarta denominada 'oculta' dirigiéndola hacia el centro del anillo hexagonal formada en algunos casos de carbono y en otros de alguna base nitrogenada. Cada átomo de carbono comparte su electrón libre con toda la molécula (según la teoría de orbitales moleculares), de modo que la estructura molecular adquiere una gran estabilidad y elasticidad. OBSERVACION: El benceno no conduce la electricidad, pues es un compuesto orgánico y de enlace covalente.
g) Alcohol C2H3OH.- Los alcoholes tienen uno hasta tres grupos hidróxido (-OH) enlazados a sus moléculas, por lo que se clasifican en monohidroxílicos, dihidroxílicos y trihidroxílicos respectivamente. El metanol y el etanol son monohidroxílicos. Los alcoholes también se pueden clasificar en primarios, secundarios y terciarios, dependiendo de que tengan uno, dos o tres átomos de carbono enlazados con el átomo de carbono al que se encuentra unido el grupo hidróxido. Los alcoholes se caracterizan por la gran variedad de reacciones en las que intervienen; una de las más importantes es la reacción con los ácidos, en la que se forman sustancias llamadas ésteres, semejantes a las sales inorgánicas. Los alcoholes son subproductos normales de la digestión y de los procesos químicos en el interior de las células, y se encuentran en los tejidos y fluidos de animales y plantas. Por lo con siguiente los más relevantes. OBSERVACION: Por ser un compuesto orgánico, de enlaces covalentes no conduce la electricidad.
6) ANALISIS DE DATOS:
TABLA DE PORCENTAJE DE LUMINOSIDAD MUESTRA ENCIENDE
FOCO TIPO DE ENLACE
% DE LUMINOSIDAD
200ml OH 2 SI PUENTE DE HIDROGENO
25%
150ml OH 2 (destilada)
NO PUENTE DE HIDROGENO
0%
200ml NaCl SI IÓNICO 90% 70ml KBr SI IÓNICO 95%
100ml 2BCl SI COVALENTE 50%
200ml 66 HC NO COVALENTE 0%
40ml OHHC 52
NO COVALENTE 0%
7) RESULTADOS
En laboratorio se trabajo con las siguientes sustancias.
H2O
NaCl
BaCl2
KBr
C2H5OH
C6H6
De acuerdo al procedimiento explicado ordenamos los resultados de la experiencia en el siguiente cuadro. MUESTRA ¿ENCIENDE EL FOCO?
TIPO DE ENLACE % DE LUMINOSIDAD
AGUA POTABLE
SI
-----------
25%
H2O
NO
COVALENTE
0%
NaCl
SI
IONICO
90%
BaCl2
S I
IONICO
50%
KBr
SI
IONICO
95%
C2H5OH
NO
COVALENTE
0%
C6H6
NO
COVALENTE
0%
8) CONCLUSION:
Un enlace iónico es una fuerza de atracción enérgica que mantienen unidos
los iones. Dicho enlace se puede formar entre dos átomos por la transferencia
de electrones de la capa de valencia del otro. Los cationes monoatómicos de
los elementos tienen cargas iguales al número de grupos.
Un enlace covalente es una energía fuerza de atracción que mantiene unidos
a dos átomos por la comparición de sus electrones enlazantes son atraídos
simultáneamente hacia ambos núcleos atómicos y pasan una parte del tiempo
cerca de un átomo y otra parte del tiempo cerca del otro. Sin un par de
electrones no es compartido igualmente, el enlace es polar. Esta polaridad es
el resultado de la diferencia que hay en las electronegatividades de los
átomos para atraer hacia ellos los electrones enlazantes.
La regla del octeto predice que los átomos forman suficientes enlaces
covalentes para rodearse de ocho electrones cada uno. Existen excepciones
para la regla del octeto, en particular para los compuestos covalentes de
berilio, para los elementos del grupo 3A y para los elementos del tercer
periodo y subsecuentes de la tabla periódica.
Linus Pauling desarrolló un método para determinar las electronegatividades
relativas de la mayoría de los elementos. Esta propiedad (electronegatividad)
permite distinguir el enlace covalente polar del enlace covalente no polar.
Las formulas de Lewis son representaciones sencillas de los electrones de la
capa de valencia de los átomos en las moléculas y los iones. se pueden
aplicar reglas sencillas para dibujar estas formulas. Aunque los átomos de la
formula de Lewis satisfacen con frecuencia la regla del octeto, no son poco
comunes las excepciones a esta regla. Se pueden obtener las formulas de
Lewis al seguir las reglas para la escritura, el concepto de Carga formal con
frecuencia ayudara a decidir cual de las varias formulas de Lewis da la mejor
descripción de una molécula o ion.
La Geometría molecular se refiere a la ordenación de los átomos o núcleos en
el espacio, no de los pares de electrones y la Geometría electrónica se refiere
a la ordenación geométrica de los electrones de valencia alrededor del átomo
central.
La teoría de enlace de valencia, es una de las aplicaciones de la mecánica
cuántica en el cual se forman orbítales híbridos mediante la combinación y
reacomodo de los orbítales de un mismo átomo. Todos los orbítales híbridos
tienen la misma energía y densidad electrónica y el número de orbítales
híbridos es igual al número de orbítales atómicos puros que se combinan.
La materia presenta tres estados líquido, que son líquido, sólido y gaseoso
(aunque se habla de un cuarto y quinto elemento; plasma y hielo cuántico
respectivamente). RECOMENDACIONES.
Tener cuidado con las sustancias al momento del experimento.
cuidar todo los instrumentos que hay en laboratorio.
9) BIBLIOGRAFIA
”Química” Ing.Alfredo Salcedo L. Editorial SAM Marcos
“QUIMICA” Raymond Chang-4ta edición-Ed.Interamericana 1989
“QUIMICA ELEMENTAL MODERNA” Celsi-Iacobucci-18ava edición-
Ed.Kapelusz.
“QUÍMICA GENERAL” Esteban Santos-Uned-5ta Edición
“FÍSICA Y QUÍMICA” Jordi Llansana - Parramón Ediciones-1era
Edición
“QUIMICA GENERAL” Lino Ramirez S. “
“Fundamentos de Química“ Brescia Arents Editorial Continental S.A.
México. 1980.
“Química General 3ra“ Kennet W. Whitten Edición Editorial Mc
COMPENDIO ACADEMICO “QUIMICA” Academia Cesar Vallejo.