ENLACE QUÍMICO - IES Juan de Aréjula
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ENLACE QUÍMICO ENLACE QUÍMICO Contenidos Niveles: 2º Bachillerato Química El enlace químico Recordemos: • Las únicas sustancias formadas por átomos independientes son los gases nobles, cuya configuración electrónica se caracteriza por tener 8 electrones en su capa de valencia. • El resto de sustancias se presenta formando estructuras más complejas como moléculas, redes cristalinas y redes atómicas, que resultan más estables que sus átomos aislados. • Las fuerzas que mantienen unidos a unos átomos con otros se denomina enlace químico (interatómico). Las fuerzas que mantienen unidas a unas moléculas con otras también se denomina enlace químico (intermolecular). • La distancia en la que el sistema se encuentra con mínima energía, la energía de enlace, es la distancia de enlace. Tipos de enlace Electronegatividades de los átomos Tipo de enlace Tiene lugar entre… Naturaleza del enlace Ejemplo Muy diferentes Iónico Metal y no metal Transferencia de electrones NaCl (s) Altas y similares Covalente No metal y no metal Compartición de pares de electrones H2O (l) Bajas y similares Metálico Metal y metal Compartición masiva de electrones Fe (s) A02 Teoría de Lewis Las propiedades químicas de los elementos así como el tipo de enlace que forman vienen determinadas por el número y disposición de los electrones de la capa de valencia. En 1923, Lewis da a conocer su teoría del enlace químico e idea una simbología sencilla para los átomos enlazados. • Representación de Lewis: consiste en representar cada átomo con el símbolo del elemento rodeado de los electrones de su capa de valencia (arriba, abajo, izquierda y derecha). • Teoría de Lewis: los átomos tratan de conseguir una configuración idéntica a la de los gases nobles, lo que les lleva a ganar, perder o compartir electrones hasta tener 8 electrones en su capa de valencia (regla del octeto). Gilbert Newton Lewis (1875-1946) Químico norteamericano Enlace iónico El enlace iónico se produce cuando se combinan elementos con electronegatividades muy diferentes. En tal caso, el elemento más electronegativo (no metal) forma iones negativos, y el menos electronegativo (metal), iones positivos. El enlace se produce por la atracción electrostática entre dichos iones de signo contrario. El enlace iónico es la unión de dos o más átomos mediante la transferencia mutua de electrones, formación de iones de signo contrario y posterior atracción electrostática. A03 Enlace iónico: estudio energético Li ( s ) + Sublimación Ionización Disociación Ionización 1 F2 ( g ) → LiF ( s ) 2 Li ( s ) → Li ( g ) Li ( g ) + EI1 → Li + ( g ) + 1e − 1 F2 ( g ) → F ( g ) 2 F ( g ) + 1e − → F − ( g ) + AE1 -594 kJ/mol 155,2 kJ/mol 520 kJ/mol 150,6 kJ/mol -333 kJ/mol 492,8 kJ/mol Li + ( g ) + F − ( g ) → LiF ( s ) + U Se define la energía de red o energía reticular de un compuesto iónico como la energía que es necesario suministrar a un mol de ese compuesto para que sus iones se separen a una distancia tal que dejen de interaccionar. -1086,8 kJ/mol La energía reticular se representa con la letra U y sus unidades son kJ/mol Enlace iónico: ciclo de Born-Haber 1 Na( s ) + Cl2 ( g ) → NaCl ( s ); ∆H f , NaCl = −411kJ / mol 2 Na ( g ) Cl ( g ) Na + ( g ) Cl − ( g ) ∆H f , NaCl = 107,3kJ + 122kJ + 495,8kJ − 348, 6kJ − 787 kJ = −410,5kJ Enlace iónico: ciclo de Born-Haber Cl ( g ) + e− → Cl − ( g ) Na( g ) → Na + ( g ) + e − ½ Cl2 ( g ) → Cl ( g ) Na + ( g ) + Cl − ( g ) → NaCl ( s) Na( s) → Na( g ) Na( s) + ½ Cl2 ( g ) → NaCl ( s) A04,05 Enlace iónico: cristales iónicos Los iones de un compuesto iónico se ordenan en una estructura geométrica tridimensional denominada red cristalina o cristal iónico, que se refleja macroscópicamente en la cristalización de la sustancia concreta. La estructura cristalina de una sustancia iónica se conoce con ténicas de espectroscopía de difracción de rayos X. La disposición de los iones en la red cristalina depende, fundamentalmente, de la proporción de un tipo y otro de ión en la fórmula química y de sus respectivos radios iónicos. Sulfato de cobre Enlace iónico: cristales iónicos Las redes iónicas están formadas por una estructura básica que se repite y que se llama celda unidad. La estructura de la celda unidad depende de la estequiometría del compuesto y de los tamaños relativos de sus iones. Los iones de la red se disponen de la forma más favorable posible, lo que implica que cada ión se rodeará del máximo número posible de iones del signo contrario. Se llama índice de coordinación (IC) de un ión al número de iones de tipo contrario que se colocan a su alrededor. rcatión/ranión > 0,732 0,732 – 0,414 0,414 – 0,255 Estequiometría IC catión IC anión Tipo de red CsCl 8 8 Cúbica centrada en el cuerpo CaF2 8 4 Tipo fluorita NaCl 6 6 Cúbica centrada en las caras TiO2 6 3 Tipo rutilo ZnS 4 4 Tetraédrica SiO2 4 2 Tipo cuarzo Enlace iónico: cristales iónicos Celda unidad CsCl Cúbica centrada en el cuerpo Celda unidad TiO2 Estructura rutilo Celda unidad SiO2 Celda unidad CaF2 Celda unidad ZnS Estructura blenda Mover las estructuras Mover las estructuras Celda unidad NaCl Cúbica centrada en las caras Celda unidad ZnS Estructura wurtzita Enlace iónico: energía de red La fuerza que mantiene unidos a los iones de un compuesto iónico es de tipo electrostático y hace que éstos alcancen una situación energéticamente estable. Carga del anión Energía de red o energía reticular para un mol Carga del catión U = N0k Número de Avogadro Qa Qc 1 A 1 − re = rcatión + ranión re n Factor de compresibilidad o de Born-Landé Constante de Madelung (depende del compuesto iónico) Constante electrostática de Coulomb Distancia de enlace Enlace iónico: energía de red La energía de red aumenta con la carga de los iones y disminuye con su tamaño. Compuesto AlCl3 BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 NaCl Radio catión (nm) 0,054 0,031 0,066 0,099 0,113 0,095 +3 +2 +2 +2 +2 +1 La energía de red es una medida de la estabilidad del cristal iónico. U (kJ/mol) 5376 3004 2477 2268 2142 787 Carga catión A08,09 Enlace iónico: propiedades • Sólidos a temperatura ambiente y con elevados puntos de fusión. Fundir un compuesto iónico supone romper la red cristalina, luego el punto de fusión será tanto más alto cuanto mayor sea su energía de red. • Solubles en disolventes polares. La disolución también supone la ruptura de la red, en este caso por interacción con las moléculas del disolvente. Esta interacción es mayor cuanto más polar sea el disolvente. • No conducen la electricidad en estado sólido y sí fundidos o disueltos. En estado sólido los iones de la red permanecen fijos en sus posiciones, mientras que cuando se encuentran fundidos o disueltos sus iones cuentan con movilidad. • Son duros y frágiles. Tienen alta resistencia a ser rayados (dureza) pues ello supone la ruptura de enlaces entre unos iones y otros. Por otra lado pueden romperse fácilmente, pues cualquier golpe supone un desplazamiento a nivel atómico que puede enfrentar a iones del mismo signo, provocando la correspondiente repulsión eléctrica. Enlace covalente H2 O2 H 2O HCl Cl2 Cl → 1s 2 s 2 p 3s 3 p 2 No se pueden explicar en base al enlace iónico 2 6 2 5 No consigue el octeto Cl + → 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 4 Cl − → 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 Consigue el octeto Idéntica electronegatividad El enlace covalente es el procedimiento de unión de dos o más átomos que consiste en compartir uno, dos o tres pares de electrones. Enlace covalente El enlace covalente se produce cuando se combinan elementos con electronegatividades altas y parecidas (no metal-no metal o metal-no metal no muy alejados en la T.P.). Covalente apolar Diferencia de electronegatividades Tipo de enlace >1,7 Principalmente iónico 0,4-1,7 Covalente polar <0,4 Principalmente covalente 0 Covalente apolar Covalente polar Cuando esas electronegatividades son iguales se dice que el enlace es covalente apolar Cuando las electronegatividades son diferentes el enlace es covalente polar. Iónico Sustancias covalentes moleculares: están formadas por moléculas de varios átomos unidos entre sí por enlace covalente. Dichas moléculas están unidas unas con otras por fuerzas intermoleculares. Sólidos covalentes: formadas por átomos unidos unos a otros por enlace covalente. Estructuras de Lewis • Permiten representar los enlaces covalentes entre los átomos de una molécula. • Si bien no expresa la verdadera geometría molecular, por su simplicidad, suele ser muy utilizada cuando conocerla no es fundamental. • Se representa cada átomo con el símbolo del elemento al que pertenece rodeado de tantos puntos (o aspas) como electrones posea en la capa de valencia, y dispuestos simétricamente alrededor del mismo. • Entre los dos átomos que se unen se colocan los pares de electrones de enlace (compartidos) o pares enlazantes • En una representación alternativa, se puede sustituir cada par de electrones por un guión. • Cuando el número de electrones compartidos es de dos hablamos de un enlace simple, cuando se comparten cuatro, se trata de un enlace doble y se dice triple cuando se comparten tres pares de electrones Estructuras de Lewis Si bien la estructura de Lewis se puede conseguir de una manera más o menos intuitiva, podemos seguir una serie de pasos que nos orienten. H 2 SO4 1. Plantear un esqueleto razonable intentando la mayor simetría posible. Para ello: 1.a. El elemento más electropositivo aparece normalmente como átomo central, excepto el H. 1.b. Los átomos de oxígeno no se deben enlazar entre sí, excepto en las moléculas de O2 y O3, en los peróxidos y superóxidos. C2 H 4 1.c. En los ácidos ternarios (oxoácidos) el H hidrógeno se enlaza a un O y no al átomo C central, excepto en H3PO3 y H3PO2. H C 1.d. Para iones o moléculas con más de un átomo central se usan los esqueletos más H simétricos posibles H P2 O 7 4− O O O P O P O O O Estructuras de Lewis 2. Calcular D, el número de electrones disponibles en las capas de valencia. (Para iones incluir o disminuir la carga del ion). 3. Calcular N, el número de electrones de la capa de valencia necesarios para adquirir la configuración de gas noble. 4. Calcular C, nº total de electrones compartidos. 5. Colocar los electrones C en el esqueleto como pares compartidos. Usar enlaces simple, dobles y triples (si es necesario para conseguir el octeto) 6. Colocar los electrones sobrantes en el esqueleto como pares no compartidos hasta llenar el octeto de cada elemento de los grupos representativos (excepto para el H que serán 2) 7. Comprobar que el número total de electrones es igual a D. 8. En el caso de iones, se encierra la estructura entre corchetes y se coloca la carga del ión en la parte superior derecha. D = 6 ×1 + 6 × 4 + 1× 2 = 32 N = 8 × nº átomos + 2 × nº átomos H N = 8 × 5 + 2 × 2 = 44 C = N −D C = 44 − 32 = 12 4- Excepciones a la regla del octeto En ocasiones la estructura de Lewis de un compuesto no cumple la regla del octeto: Cl • Caso del BeCl2, en que el Be completa sólo cuatro electrones en su última capa • Elementos del grupo 13, como el B, requieren 6 electrones para completar su última capa • Algunos compuestos e iones con un número impar de electrones suelen dimerizarse • Algunos compuestos, PF5, e iones requieren más de ocho electrones en la última capa del átomo central A10,11 Enlace covalente coordinado o dativo Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, como el ácido sulfúrico, H2SO4 es necesario considerar que los electrones compartidos son aportados por uno de los átomos. Tal situación puede representarse con una flecha, que sustituya a la barra utilizada, y que va de la especie dadora a la especie aceptora. Un enlace covalente se llama coordinado o dativo cuando uno de los átomos que se enlazan es el que aporta los electrones del enlace. A12,13 B Cl Cl Estructuras resonantes. Enlaces deslocalizados Para algunas especies es posible la existencia de varias estructuras. En tales situaciones, se considera que la estructura real, híbrido de resonancia, es intermedia entre todas las posibles, estructuras resonantes, y que contiene enlaces deslocalizados que afectan a dos o más átomos. Estructuras resonantes Híbrido de resonancia Enlaces deslocalizados A14 Teoría de la repulsión entre pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) • La TRPECV junto con la TEV ayudan a determinar la geometría de las moléculas. • En ella se definen como regiones de elevada densidad de carga tanto a los pares electrónicos no enlazantes como a los átomos situados en torno al átomo central Nº de regiones de elevada densidad de carga Las regiones de elevada densidad de carga se sitúan en la molécula lo más alejadas entre sí que sea posible 2 3 4 5 6 Lineal 180º Trigonal plana 120º Tetraédrica 109,5º Bipirámide trigonal 90º, 120º, 180º Octaédrica 90º, 180º Geometría electrónica TRPECV Geometría de las moléculas en función de los pares electrónicos de enlace y no enlace que rodean al átomo central Nº pares enlazantes Nº pares no enlazantes Fórmula general 2 0 AB2 Lineal BeCl2 3 0 AB3 Trigonal plana o triangular BF3 2 1 AB2 (E) Angular SnCl2, O3 4 0 AB4 Tetraédrica CH4 Geometría Ejemplos TRPECV Nº pares enlazantes Nº pares no enlazantes Fórmula general 3 1 AB3 (E) Piramidal trigonal NH3, SO32- 2 2 AB2 (E2) Angular H2O 5 0 AB5 Bipirámide trigonal PCl5 4 1 AB4 (E) Tetraédrica distorsionada SF4 3 2 AB3 (E2) Forma de T ClF3, ICl3 Geometría Ejemplos TRPECV Nº pares enlazantes Nº pares no enlazantes Fórmula general 2 3 AB2 (E3) 6 0 AB6 5 1 4 2 Geometría Ejemplos Lineal XeCl2 Octaédrica SF6 AB5 (E) Piramidal cuadrada ICl5, IF5, BrF5 AB4 (E2) Plana cuadrada XeF4, IF4¯ Pasos para la aplicación de la TRPECV 1. Se escribe la estructura de Lewis de la molécula 2. Se cuenta el número de regiones de alta densidad de carga que rodean al átomo central (pares enlazantes y pares no enlazantes) 3. Se predice la distribución global de las citadas regiones (geometría del átomo central) 4. Se predicen los ángulos de enlace teniendo en cuenta que: repulsión par libre-par libre > repulsión par libre-par enlazante > repulsión par enlazante-par enlazante (geometría de la molécula) F S F A15 Polaridad molecular Un enlace resulta polar cuando los átomos enlazados cuentan con electronegatividades diferentes. µenlace Esa polaridad es tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad y la distancia internuclear. Se define el momento dipolar de un enlace µ, como el producto de la carga desplazada por la distancia entre ambos centros de carga. µenlace = δ renlace La unidad para el momento dipolar es el Debye (D) 1D = 3,338·10−30 C ·m El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces. µmolécula = ∑ µenlace Una molécula es polar cuando su momento dipolar es distinto de cero. Una molécula es apolar cuando su momento dipolar es cero. Polaridad molecular A16,17 Teoría del enlace de valencia (TEV) En 1931, Pauling y Slater desarrollan la teoría del enlace de valencia (TEV): • La formación del enlace entre dos átomos se produce por la interpenetración de las nubes electrónicas (solapamiento) y apareamiento (espines antiparalelos) de los electrones. El enlace es tanto más fuerte cuanto mayor sea el solapamiento. (El número de electrones desapareados de un átomo se denomina covalencia). Buen solapamiento Solapamiento pobre No solapamiento Buen solapamiento Solapamiento pobre • Las condiciones para un buen solapamiento entre orbitales de enlace son: • Aproximación con orientación adecuada. • Energía orbital similar (tamaño parecido de los orbitales). • Orbitales con electrones desapareados. • El enlace se forma cuando la energía potencial del sistema alcanza un valor mínimo (punto de máxima estabilidad) Teoría del enlace de valencia (TEV) Según se produzca el solapamiento se distinguen dos tipos de enlaces: • Enlace σ: formado por un solapamiento frontal (en la dirección de los ejes de revolución de los orbitales). • Enlace Π: formado por un solapamiento lateral Enlace pi Enlaces sigma Enlace triple Enlace simple El enlace pi es más débil que el enlace sigma Enlace doble Hibridación de orbitales atómicos La aplicación de la teoría del enlace de valencia a las moléculas de agua y amoníaco proporcionan unas estructuras espaciales cuyos ángulos de enlace no coinciden con los obtenidos experimentalmente. Una modificación de esta teoría introduce el concepto de hibridación de orbitales. 90º 104,5º 90º 107,3º Hibridación de orbitales atómicos Los átomos centrales de estas moléculas utilizan orbitales híbridos, que son orbitales obtenidos por combinación de los orbitales atómicos de su capa de valencia. Tipo de hibridación sp Orbitales puros que se combinan Nº de orbitales híbridos 2 sp 2 3 Orbitales híbridos obtenidos Geometría Átomo Hibridación de orbitales atómicos Tipo de hibridación Orbitales puros que se combinan sp 3 Nº de orbitales híbridos Orbitales híbridos obtenidos Geometría Átomo 4 sp 2 d 4 4 4x Hibridación de orbitales atómicos Tipo de hibridación Nº de orbitales híbridos Orbitales híbridos obtenidos sp 3 d 5 5x sp 3 d 2 6 6x Geometría Átomo A18,19,20 Enlaces simples, doble y triples C2 H 6 Etano C s 2 s1 p1y p1z px p1y p1z p1x C ( sp ) ( sp ) ( sp ) ( sp ) 3 1 3 1 3 1 3 1 Enlaces sigma Enlaces simples, doble y triples Eteno C2 H 4 C s 2 p1y p1z px ( sp ) ( sp ) ( sp ) 2 1 2 1 2 1 p1x s1 p1y p1z p1x Enlaces simples, doble y triples C2 H 2 Etino C s 2 s1 p1y p1z px 1 ( sp ) ( sp ) 1 p1y p1y p1z p1x p1z A21 Sólidos covalentes y sustancias covalentes moleculares Sustancias covalentes moleculares Dióxido de carbono Agua Yodo Amoníaco Sólidos covalentes Grafito Cuarzo (SiO2) Mueve algunas de estas estructuras A22 Diamante Propiedades de las sustancias covalentes • Sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente. Los sólidos covalentes tienen un elevado punto de fusión, sin embargo, las sustancias covalentes moleculares sólidas presentan bajas temperaturas de fusión y en el caso de los líquidos la temperatura de ebullición tampoco es elevada. En el primer caso hay que vencer fuerzas covalentes fuertes, mientras que en el segundo caso se trata de fuerzas intermoleculares mucho más débiles. • Las sustancias covalentes moleculares son solubles en disolventes de polaridad similar. Las sustancias polares, como el alcohol, son solubles en disolventes polares, como el agua; mientras que las apolares, como las grasas, lo son en disolventes apolares, como la gasolina. • No conducen la electricidad. En general, las sustancias covalentes son malas conductoras de la electricidad, salvo en casos de sustancias que presenten una gran nube Π en la que pueda existir movilidad electrónica, como ocurre en el grafito. • Blandas y elásticas. A excepción de los sólidos covalentes, que son duros, las sustancias covalentes moleculares son fáciles de rayar o romper si se trata de sólidos, pues con ello se rompen enlaces intermoleculares débiles. Enlace metálico El enlace metálico tiene lugar cuando se unen átomos de elementos con electronegatividades parecidas y bajas. El enlace metálico es el tipo de unión que mantiene unidos a los átomos de los elementos metálicos y de las aleaciones. El enlace metálico se puede explicar con dos teorías: el modelo de mar de electrones y la teoría de bandas. Modelo de mar de electrones En la red de átomos metálicos con pocos electrones de valencia, éstos se liberan formando un mar de electrones con capacidad para moverse por todo el metal. Si bien este modelo es capaz de explicar la mayoría de las propiedades de los metales, sin embargo, no consigue hacerlo con las diferentes conductividades eléctricas de algunos materiales (conductores, aislantes y semiconductores). Enlace metálico Teoría del orbital molecular La teoría de bandas se basa en el concepto de orbital molecular. La teoría del orbital molecular es una teoría cuántica del enlace en la que se interpreta que cuando dos átomos se acercan para enlazarse sus orbitales atómicos de la capa de valencia se combinan para formar orbitales moleculares: uno de menor energía (orbital enlazante) y otro de mayor energía (orbital antienlazante). El primero favorece el enlace mientras que el segundo no. Los electrones se colocan en éstos orbitales siguiendo el principio de exclusión de Pauli y el de máxima multiplicidad de Hund. Tales electrones pertenecen a toda la molécula. Enlace metálico Teoría de bandas En la unión por enlace metálico de los átomos que forman la red metálica se forman dos bandas (agrupación de orbitales moleculares): una de valencia y otra de conducción. Cuando la banda de valencia y la de conducción están unidas (dependerá de cada material) los electrones tienen posibilidad de moverse (conductor). Si entre ambas hay una gran separación (banda prohibida), los electrones no tienen movilidad (aislante). Por último, si la separación es pequeña, los electrones pueden pasar a la banda de conducción cambiando las condiciones del material (semiconductor). Propiedades de los metales • Sólidos a temperatura ambiente. Los metales, a excepción del mercurio que es líquido, son sólidos a temperatura ambiente y con elevados puntos de fusión. • Conducen la electricidad y el calor. Los metales conducen muy bien la electricidad y el calor al disponer de electrones que tienen gran movilidad por toda la red metálica.. • Dúctiles y maleables. Pues al desplazar un plano atómico de la red respecto de otro no se produce la repulsión iónica de los compuestos iónicos. Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas que aparecen entre las moléculas de las sustancias covalentes moleculares y que permiten la unión de unas moléculas con otras. Tales fuerzas explican que las sustancias covalentes moleculares se licuen y solidifiquen. Además determinan muchas de sus propiedades. Las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares La energía necesaria para descomponer agua en átomos de O y H es de 920 kJ/mol. La energía necesaria para vaporizar el agua es de 40,7 kJ/mol Enlaces de hidrógeno Fuerzas intermoleculares Ion-dipolo Ion-dipolo inducido Keeson: dipolos permanentes De Van der Waals Debye: dipolo permanente-dipolo inducido London: dipolo instantáneo-dipolo inducido Fuerzas intermoleculares Ion-dipolo Las fuerzas intermoleculares ion-dipolo son las responsables de la disolución de los compuestos iónicos en disolventes polares. La energía de solvatación es la desprendida cuando las moléculas del disolvente rodean a los iones de la red. Si la energía de solvatación es mayor que la de red entonces el compuesto iónico se disolverá. Ion-dipolo inducido En este caso el ion induce un dipolo en las moléculas apolares. Es la interacción entre el I¯ y el I2. De van der Waals Las fuerzas intermoleculares de Keeson o dipolodipolo, ocurren en compuestos polares como el HCl. Fuerzas intermoleculares De van der Waals Las fuerzas intermoleculares de Debye o dipolo permanente-dipolo inducido, ocurren entre sustancias polares y sustancias apolares. En estas últimas las moléculas deben ser lo suficientemente grandes para que la inducción provoque un desplazamiento significativo de sus cargas eléctricas. Cl2 HCl Cl2 HCl Las fuerzas intermoleculares de dispersión, de London o dipolo instantáneo-dipolo inducido, ocurren en compuestos apolares como el Cl2. Las fuerzas de London aumentan con el tamaño de la molécula Cl2 Cl2 Cl2 Fuerzas intermoleculares Enlaces de hidrógeno Las combinaciones del H con elementos de los grupos 15, 16 y 17 forman moléculas polares cuyo punto de ebullición aumenta con el tamaño de la molécula. En el HF, el H2O y el NH3, el punto de ebullición y de fusión son considerablemente superiores al esperado. La interacción que se da entre las moléculas que tienen átomos de H unidos a otros muy electronegativos y de pequeño tamaño, que ocurre en os enlaces H-F, H-O y H-N, se denomina enlace de hidrógeno. A23 Material realizado: • Con ordenador pagado del bolsillo del profesor • Con energía eléctrica pagada del bolsillo del profesor • Con conexión a Internet pagada del bolsillo del profesor. ¡Andalucía imparable! Anexo A Anexo A Anexo A Anexo A Anexo A Anexo A Anexo A Anexo A
