El documento resume los antecedentes históricos de la tabla periódica, incluyendo las contribuciones de Döbereiner, Newlands, Mendeleiev y Meyer. Explica conceptos clave como la clasificación de elementos, propiedades periódicas, modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, estructura de Lewis, tipos de enlaces químicos e importancia de la electronegatividad.

2. Tabla Periódica
Antecedentes
J. Döbereiner
J. Newlands
Mendeleiev y Meyer
Clasificación de los elementos
Propiedades Periódicas
Unidades
El tamaño de los átomos: Radio atómico
Radio covalente
Radio Metálico

3. Periodicidad Química
Modelos Atómicos
Modelo Atômico De John Dalton
Modelo Atómico De J.J Thomson
Ernest Ruthenford
Modelo Atômico De Borh
Estructura de Lewis
Reglas Importantes

4. Enlaces Químicos
Enlace Iônico
Enlace Covalente
Enlace Covalente Polar
Enlace Covalente No Polar
Enlace Metálico
Puentes de Hidrogeno
Uso de valores de electronegatividad para
determinar tipo de enlace químico

6. J. Döbereiner (1817)
• Similitudes entre conjuntos de tres
elementos (Triadas):
– Ca, Sr, Ba;
– Cl, Br, I;
– S, Se, Te.

7. J. Newlands (1863)
• Ordenó los elementos
por su masa atómica,
y observó que se
repite un ciclo de
propiedades comunes
cada 8 elementos.
• Ley de las octavas
(escala musical).

8. Mendeleiev y Meyer (1869)
• Sugieren el mismo patrón organizando los
elementos conocidos en grupos de 8
elementos en orden de masa atómica
creciente.
D. Mendeleiev
L.Meyer

9. • 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer
• Cuando los elementos se organizan en orden
creciente de sus masas atómicas, algunos
conjuntos de propiedades se repiten
periódicamente
• A fin de asegurar que los patrones de
propiedades se ajustaran a la estructura de la
tabla fue necesario dejar espacios vacíos. Esos
espacios corresponderían a elementos
desconocidos.

10. • Radios atómicos
• Energías de ionización o potenciales de
ionización
• Afinidad electrónica
Unidades
Picómetro: 1pm = 1·10-12m Ángstrom:
1Å = 1·10-10m
El tamaño de los átomos: Radio atómico
• Se supone que los átomos son esferas
rígidas, lo cual no es cierto
• Concepto de radio atómico carece de
sentido estricto
– La función de distribución radial
disminuye gradualmente al aumentar la
distancia al núcleo.

11. • No es posible determinar el radio atómico en
átomos aislados. Se habla de radio covalente o
de radio metálico

12. Radio covalente
• Moléculas diatómicas: H2, Cl2
– Radio covalente es la mitad de la distancia internuclear.
– Los datos de radios se refieren a enlaces sencillos (ni dobles ni triples)
– Limitación:
• Se obtienen radios covalentes diferentes para diferentes órdenes de
enlace ya que los átomos no son esferas indeformables
O2: d(O-O)=1,21Å
H2O2: d(O-O)=1,47 Å
Radio metálico
• • La mayor parte de los metales son sólidos cristalinos
• formados por empaquetamiento, más o menos compacto,
• de átomos.
– La mitad de la distancia internuclear entre dos átomos contiguos en el
cristal es el radio metálico.

13. • Los químicos estuvieron muy ocupados en el siglo XIX
principalmente en el esfuerzo para aislar y determinar las
propiedades de todos los elemento químicos. Químicos de todo
el mundo se dieron a la tarea, y tras trabajar con varios miles
de compuestos diferentes descomponiéndolos y caracterizando
los "bloques" con los que se habían construido ya para 1860
cerca de 70 elementos de los 113 conocidos hasta hoy habían
sido aislados y estudiados. En los varios miles de compuestos y
mezclas con propiedades físicas y químicas únicas solo
pudieron encontrar 70 elementos. Pero esto representó una
gran simplificación a la química al comprender (por lo menos
en principio) que cualquier objeto en el universo estaba
formado por un grupo relativamente pequeño de elementos.

14. • A medida que los elementos eran descubiertos y sus
propiedades estudiadas resultaba necesario organizar los
datos de una manera útil a fin de darle sentido como un todo.
Uno de los mas grandes avances en conseguir esta meta fue
hecho por el químico ruso Dmitri Mendeleev, él escribió los
elementos y sus propiedades individualmente en un juego de
tarjetas las que organizó en diferentes arreglos buscando
pautas de comportamiento. El salto se obtuvo cuando las
organizó en orden creciente de sus masas atómicas(partiendo
de los valores de las masas atómicas conocidas para la época)

15. • Al arreglo se han agregado los elementos helio (He),
neón (Ne) y argón (Ar) que eran completamente
desconocidos por Mendeleiev y él había colocado
otros elementos en esos lugares.
Con los elementos arreglados de esa forma
Mendeleiev se da cuenta de que las propiedades
químicas se repiten siguiendo un patrón fijo, por
ejemplo, si tomamos el sodio (Na) vemos que este es
demasiado reactivo como para encontrarse libre en
la naturaleza sin embrago los químicos se las
ingeniaron para aislarlo puro de sus compuestos y
determinaron que era blando, de color plateado, con
baja densidad y bajo punto de fusión (para ser un
metal). También demostraron que conducía la
electricidad y que era altamente reactivo. Dejando
caer un trozo de sodio al agua se produce una
reacción violenta que produce hidrógeno inflamado y
en adición el producto formado con el agua coloreaba
de azul el tornasol. Luego, analizando la sustancia
formada se concluyó que era NaOH, sustancia que se
conocía coloreaba de azul el tornasol.

16. • Como la mayoría de los químicos de la época, Mendeleiev
conocía todo esto del sodio y por tanto nada era sorpresa.
Pero cuando examina el arreglo de sus tarjetas buscando
elementos con cualidades como las del sodio nota algo
interesante; el octavo elemento a la derecha del sodio y
también el octavo a la izquierda tenían propiedades físicas
y químicas parecidas a las del sodio. A 8 espacios a la
derecha estaba el potasio (K) y a 8 a la izquierda el litio (Li).

17. • Ambos elementos reaccionan con el oxígeno para formar óxidos (Li2O y K2O)
y estos tienen fórmulas muy similares a los óxidos del sodio (Na2O). Ambos
reaccionan con el agua para formar hidróxidos (LiOH y KOH) como lo hace el
sodio (NaOH). Todos son metales de color plateado y son muy reactivos para
estar libres en la naturaleza. Los tres conducen la electricidad y reaccionan
violentamente con el agua liberando hidrógeno inflamado y las soluciones
resultantes de las reacciones colorean de azul el tornasol.
Podía parecer a primera vista una coincidencia, ¡pero no lo era! Mendeleiev
observó este mismo patrón en otros elementos de su arreglo por lo que el
caso no era único (vea la figura 2). El magnesio (Mg) reacciona con el
oxígeno para formar el óxido en proporción atómica 1:1 (MgO) y 8 elementos
a la derecha y a la izquierda hay dos que tienen el mismo comportamiento
con el oxígeno, el calcio (Ca) y el Berilio (Be) cuyos óxidos son CaO y BeO
respectivamente.

18. • Ahora que conocemos los gases nobles podemos notar que
el neón (Ne) que se niega a reaccionar con el oxigeno tiene
a ambos lados separados por 8 espacios otros dos gases
que tampoco reaccionan con el oxígeno. Aparentemente
algo mágico rodea el número 8 y por tal motivo es común
que este patrón se conozca como la regla de los octavos.

19. • Cuando Mendeleiev reorganizó sus tarjetas formando columnas con los
elemento de propiedades similares obtuvo 8 columnas (figura 3). No
quedaba lugar a dudas, hay algo especial alrededor del número 8. Aunque
los elementos mostrados en la columna 8 de la figura 3 no se conocían para
la época de Mendeleiev su tabla la hizo con 8 columnas.
El comportamiento repetitivo de las propiedades químicas de los elementos
se conocen como periodicidad química o comportamiento periódico (de
ahí en nombre de tabla periódica) y en reconocimiento a sus méritos
también se conoce como ley de Mendeleiev o tabla de Mendeleiev.
La ley de Mendeleiev se puede enunciar como:
Las propiedades de los elementos son recurrentes (periódicas) en
ciclos regulares cuando estos se arreglan en orden creciente de sus
masa atómicas.

20. • Mendeleiev fue un hombre genial y su tabla periódica
funcionó tal y como él la elaboró, pero en las tablas
periódicas modernas los elementos están arreglados en
orden creciente de los números atómicos y no de sus
masas atómicas y este cambio casi no produjo
modificaciones a la tabla original de Mendeleiev, solo unos
pocos elementos cambiaron de lugar, como por ejemplo el
cobalto (Co) y el níquel (Ni) los que en la tabla moderna
están intercambiados de posición con respecto a la de
Mendeleiev.

21. • Mas adelante se descubrió que el 8 no es el único número
mágico con respecto al comportamiento de los elementos
químicos. En partes de la tabla periódica las propiedades se
repiten cada 18 o 32 elementos.
Cuando Mendeleiev comenzó su tabla solo se conocían unos 70
elementos y cuando los acomodó en forma de columnas, con
aquellos de propiedades químicas similares, se dio cuenta que
faltaban elementos sin descubrir, y, genialmente, dejó los
espacios vacíos en la tabla, incluso nombró y predijo sus
posibles propiedades químicas y físicas. Esto fue un paso de
avance importante que permitió a los químicos de la época
buscar y descubrir los elementos hasta entonces desconocidos
partiendo de bases mucho mas sólidas que "trabajar a prueba y
error".

22. • Uno de estos "huecos" que dejó en su tabla correspondía al
posteriormente descubierto germanio (Ge), que asumió
muy brillantemente debía estar en la columna del carbono
entre los elementos silicio (Si) y estaño (Sn). Lo
llamó ekasilio y determinó sus propiedades físicas como
muy cercanas al promedio calculado utilizando los
elementos por encima y por debajo del "futuro huésped" de
la casilla vacía.

23. DA CLIC AQUÍ PARA UN PEQUEÑO
CRUCIGRAMA SOBRE LOS ANTECEDENTES DE
LA TABLA PERIODICA
http://uk3.hotpotatoes.net/ex/93454/QLQEGRR
B.php

25. • Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado
de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego
Demócrito consideró que la materia estaba constituida
por pequeñísimas partículas que no podían ser
divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a
estas partículas átomos, que en griego quiere decir
"indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las
cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia
no fueron aceptadas por los filósofos de su época y
hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la
idea de los átomos fuera tomada de nuevo en
consideración.

26. MODELO ATOMICO
DE JOHN DALTON
• Descubrimiento
Durante el siglo XVIII y
principios del XIX algunos
científicos habían
investigado distintos
aspectos de las reacciones
químicas, obteniendo las
llamadas leyes clásicas de la
Química.

27. • Modelo Atómico De Dalton
La imagen del átomo expuesta por Dalton en
su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de
minúsculas partículas esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales entre si en cada elemento químico.

28. • Descubrimiento
Demostró que dentro de
los átomos hay unas
partículas diminutas,
con carga eléctrica
negativa, a las que se
llamó electrones.

29. • Modelo Atómico De
Thomson
De este descubrimiento
dedujo que el átomo
debía de ser una esfera
de materia cargada
positivamente, en cuyo
interior estaban
incrustados los
electrones.
(Modelo atómico de
Thomson)

30. • Descubrimiento
Demostró que
los átomos no
eran
macizos, como
se creía, sino
que están vacíos
en su mayor
parte y en su
centro hay un
diminuto núcleo.

31. • Modelo Atómico De Ruthenford
Dedujo que el átomo debía estar
formado por una corteza con los
electrones girando alrededor de un
núcleo central cargado
positivamente. (Modelo atómico de
Rutherford.)

34. Da clic en la Imagen

40. Generalidades de los enlaces
químicos
• Los enlaces químicos, son
las fuerzas que mantienen
unidos a los átomos.
• Cuando los átomos se
enlazan entre si, ceden,
aceptan o comparten
electrones. Son
los electrones de
valencia quienes
determinan de que forma
se unirá un átomo con otro
y las características del
enlace.

41. • Regla del octeto.
EL ultimo grupo de la tabla periódica
VIII A (18), que forma la familia de
los gases nobles, son los elementos
mas estables de la tabla periódica.
Esto se deben a que tienen 8
electrones en su capa mas externa,
excepto el Helio que tiene solo 2
electrones, que también se
considera como una configuración
estable.

42. Características:
• Esta formado por metal + no metal
• No forma moléculas verdaderas, existe como
un agregado de aniones (iones negativos)
y cationes (iones positivos).
• Los metales ceden electrones formando
por cationes, los no metales aceptan
electrones formando aniones.

43. Los compuestos formados por enlaces iónicos
tienen las siguientes características:
• Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno
es un liquido o un gas.
• Son buenos conductores del calor y la
electricidad.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
• Son solubles en solventes polares como el agua

44. Formación De Enlaces Iónicos
• Ejm: NaF
• Na: metal del grupo IA Enlace
• F: no metal del grupo VIIA Iónico

45. • Características:
• Esta basado en la compartición de electrones. Los
átomos no ganan ni pierden
electrones, COMPARTEN.
• Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser
2 o 3 no metales.
• Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o
triples, dependiendo de los elementos que se unen.

46. • Cuando un mismo átomo aporta
el par de electrones, se dice que
el enlace covalente es
polarizado. Aunque las
propiedades de enlace covalente
polarizado son parecidas a las
de un enlace covalente normal
(dado que todos los electrones
son iguales, sin importar su
origen), la distinción es útil para
hacer un seguimiento de los
electrones de valencia y asignar
cargas formales. Una base
dispone de un par electrónico
para compartir y un ácido
acepta compartir el par

47. • Características del enlace covalente polar
• Enlace sencillo: se comparten 2 electrones de la capa de
valencia.
• Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en dos
pares, de la capa de valencia.
• Enlace triple: se comparten 6 electrones de la capa de
valencia en 3 pares.
• Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de la capa
de valencia en 4 pares .
• Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones de la
capa de valencia en 5 pares.
• En general cuando un átomo comparte los dos
electrones para uno solo se llama enlace covalente
dativo y se suele representar con una flecha (→).

48. • Características del enlace covalente polar
• Enlace sencillo: se comparten 2 electrones de la
capa de valencia.
• Enlace doble: se comparten cuatro electrones,
en dos pares, de la capa de valencia.
• Enlace triple: se comparten 6 electrones de la
capa de valencia en 3 pares.
• Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de
la capa de valencia en 4 pares .
• Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones
de la capa de valencia en 5 pares.
• En general cuando un átomo comparte los dos
electrones para uno solo se llama enlace
covalente dativo y se suele representar con una
flecha (→).

49. • Cuando el enlace lo forman
dos átomos del mismo elemento, la
diferencia de electronegatividad es cero,
entonces se forma un enlace covalente no
polar. El enlace covalente no polar se
presenta entre átomos del mismo
elemento o entre átomos con muy poca
diferencia de electronegatividad. Un
ejemplo es la molécula de hidrógeno, la
cual está formada por dos átomos del
mismo elemento, por lo que su diferencia
es cero.

50. • Las características del enlace covalente no polar son las
siguientes:
- Ocurre entre átomos de no metales iguales.
- Las electronegatividades de los elementos unidos son iguales:
se unen átomos del mismo elemento.
- Los electrones de valencia se comparten equitativamente: los
átomos tienen la misma electronegatividad y atraen los
electrones por igual, por lo que los electrones se mueven
alrededor de ambos átomos.
- La partícula que se forma es una molécula no polar: sin cargas
eléctricas.
- La diferencia de cargas entre los átomos enlazados es nula.
- Las sustancias con este tipo de enlace se denominan “elementos
moleculares”.
Ejemplo: enlace de dos átomos de hidrógeno (no metal con 1
electrón de valencia).

51. • En este enlace los átomos de hidrógeno
comparten sus electrones de valencia. El
enlace se forma por la atracción de los
átomos, resultado de la compartición de
electrones. Cuando se unen de esta
manera dos átomos de hidrógeno se
forma una molécula sin cargas (molécula
no polar), ya que los electrones se
comparten equitativamente.

52. • Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos
los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia,
que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre
sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que
produce estructuras muy compactas. Se trata de
líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica
de empaquetamiento compacto de esferas(hexagonal compacta), cúbica
centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de
estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos
(seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además,
debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los
electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo
puede estar en sustancias en estado sólido.

53. • Los metales poseen algunas propiedades características
que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser
sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y
tienen un punto de fusión alto.
• Características
• El enlace metálico es característico de los elementos
metálicos.
• Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre
elementos de la misma especie.
• Al estar los átomos tan cercanos unos de otros,
interaccionan sus núcleos junto con sus nubes
electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones,
por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes.
• Estos electrones libres son los responsables de que los
metales presenten una elevada conductividad
eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con
facilidad si se ponen en contacto con una fuente
eléctrica

54. • El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre
moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la
sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en
su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están
más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan
dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno
y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran
los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y
negativas hace que las moléculas de agua se comporten como
imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las
partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola
molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a
través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace
al agua un líquido muy especial.

55. • Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno
localizados entre átomos electronegativos. Cuando un átomo de
Hidrógeno está unido covalentemente, a una átomo
electronegativo, ej. Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d)
de carga positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo
vecino. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de
Hidrógeno susceptibles de atracción por los electrones no
compartidos en los átomos de Oxígeno o Nitrógeno
•
•
• Obsérvese la configuración electrónica del Oxígeno:
• 8O 1s2 2s2 2pxêé pyé pzé
•

56. • El puente de Hidrógeno es relativamente débil
entre -20 y -30 kJ mol-1, la fuerza de enlace
aumenta al aumentar la electronegatividad y
disminuye con el tamaño de los átomos
participantes. Por tanto, el puente de
Hidrógeno existe en numerosas moléculas no
solo en el agua. Aquí solo se tratará lo
referente al agua.
•

57. • La estructura del agua favorece las interacciones para
formar puentes de Hidrógeno, el arreglo siempre es
perpendicular entre las moléculas participantes,
además, es favorecido por que cada protón unido a un
Oxígeno muy electronegativo encuentra un electrón no
compartido con el que interactúa uno a uno. De lo
anterior se concluye que cada átomo d Oxígeno en el
agua interacciona con 4 protones, dos de ellos
unidos covalentemente y dos a través de puentes de
Hidrógeno.

59. • A continuación un pequeño cuestionario
sobre los Enlaces Químicos!
• http://uk3.hotpotatoes.net/ex/93454/HAGKZ
VQZ.php

60. • La electronegatividad es la medida de la capacidad de
un átomo (o de manera menos frecuente un grupo
funcional) para atraer hacia él los electrones, cuando
forma un enlace químico en una molécula.Compendium of
Chemical Terminology</ref>También debemos considerar
la distribución de densidad electrónica alrededor de un
átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una
especie molecular como en sistemas o especies no
moleculares. El flúor es el elemento con más
electronegatividad, el francio es el elemento con menos
electronegatividad.

61. • La electronegatividad de un átomo
determinado, esta afectada
fundamentalmente por dos magnitudes:
su masa atómica y la distancia promedio de
los electrones de valencia con respecto
al núcleo atómico. Esta propiedad se ha
podido correlacionar con otras propiedades
atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el
investigador que propuso esta magnitud por
primera vez en el año 1932, como un
desarrollo más de su teoría del enlace de
valencia. La electronegatividad no se puede
medir experimentalmente de manera directa
como, por ejemplo, la energía de ionización,
pero se puede determinar de manera
indirecta efectuando cálculos a partir de
otras propiedades atómicas o moleculares.

62. • Se han propuesto distintos métodos para
su determinación y aunque hay
pequeñas diferencias entre los
resultados obtenidos todos los métodos
muestran la misma tendencia periódica
entre los elementos.
• El procedimiento de cálculo más común
es el inicialmente propuesto por Pauling.
El resultado obtenido mediante este
procedimiento es un
número adimensional que se incluye
dentro de la escala de Pauling. Esta
escala varía entre 0,7 para el elemento
menos electronegativo y 4,0 para el
mayor.

63. • Escalas de electronegatividad
• Los diferentes valores de electronegatividad
se clasifican según diferentes escalas, entre
ellas la escala de Pauling anteriormente
aludida 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:
• Covalente no polar:
• Covalente polar:
• Iónico:

64. • Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es
la energía de ionización y mayor la electronegatividad
y viceversa, 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 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). La escala de
Pauling se basa en la diferencia entre la energía del
enlace A–B en el compuesto y la media de las
energías de los enlaces homopolares A–A y B–B.

65. • La escala Mulliken (también llamada escala
Mulliken-Jaffe) es una escala para la
electronegatividad de los elementos
químicos, desarrollada por Robert S.
Mulliken en 1934. Dicha escala se basa en
la electronegatividad Mulliken (cM) que
promedia la afinidad electrónica A.E.
(magnitud que puede relacionarse con la
tendencia de un átomo a adquirir carga
negativa) y los potenciales de ionización de
sus electrones de valencia P.I. o E.I.
(magnitud asociada con la facilidad, o
tendencia, de un átomo a adquirir carga
positiva). Las unidades empleadas son el
kJ/mol: