UUNNIIVVEERRSSIIDDAADD NNAACCIIOONNAALL DDEELL CCAALLLLAAOO

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.