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Química: Comenzando con los átomos 2ed

2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica

Química: Comenzando con los átomos 2ed2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Enunciar los postulados de la teoría atómica de Dalton.
  • Utilizar los postulados de la teoría atómica de Dalton para explicar las leyes de las proporciones definidas y múltiples.

La primera discusión registrada sobre la estructura básica de la materia proviene de los antiguos filósofos griegos, los científicos de su época. En el siglo V a.C., Leucipo y Demócrito sostenían que toda la materia estaba compuesta por partículas pequeñas y finitas que llamaban átomos, término derivado de la palabra griega "indivisible". Pensaron en los átomos como partículas móviles que diferían en forma y tamaño, y que podían unirse. Más tarde, Aristóteles y otros llegaron a la conclusión de que la materia estaba formada por diversas combinaciones de los cuatro “elementos”: fuego, tierra, aire y agua, y podía dividirse infinitamente. Curiosamente, estos filósofos pensaban en los átomos y los "elementos" como conceptos filosóficos, pero aparentemente nunca se plantearon realizar experimentos para comprobar sus ideas.

La visión aristotélica de la composición de la materia se mantuvo durante más de dos mil años, hasta que el maestro de escuela inglés John Dalton contribuyó a revolucionar la química con su hipótesis de que el comportamiento de la materia podía explicarse mediante una teoría atómica. Publicada por primera vez en 1807, muchas de las hipótesis de Dalton sobre las características microscópicas de la materia siguen siendo válidas en la teoría atómica moderna. Estos son los postulados de la teoría atómica de Dalton.

  1. La materia está compuesta por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Un átomo es la unidad más pequeña de un elemento que puede participar en un cambio químico.
  2. Un elemento está formado por un solo tipo de átomo, que tiene una masa característica del elemento y que es la misma para todos los átomos de ese elemento (Figura 2.2). Una muestra macroscópica de un elemento contiene un número increíblemente grande de átomos, todos los cuales tienen propiedades químicas idénticas.
    La imagen de la izquierda muestra una fotografía de una pila de monedas de un centavo. La imagen de la derecha señala un área de uno de los centavos, que está formado por muchos átomos de cobre con forma de esfera. Los átomos están densamente organizados.
    Figura 2.2 Un centavo de cobre anterior a 1982 (izquierda) contiene aproximadamente 3 × × 1022 átomos de cobre (varias docenas se representan como esferas marrones a la derecha), cada uno de los cuales tiene las mismas propiedades químicas (créditos: modificación del trabajo de "slgckgc”/Flickr).
  3. Los átomos de un elemento difieren en propiedades de los átomos de todos los demás elementos.
  4. Un compuesto está formado por átomos de dos o más elementos combinados en una pequeña proporción de números enteros. En un determinado compuesto, el número de átomos de cada uno de sus elementos está siempre presente en la misma proporción (Figura 2.3).
    La imagen de la izquierda muestra un contenedor con un compuesto negro en polvo. La imagen de la derecha muestra la estructura molecular del polvo, que contiene átomos de cobre agrupados con un número igual de átomos de oxígeno.
    Figura 2.3 El óxido de cobre(II), un compuesto negro y pulverulento, resulta de la combinación de dos tipos de átomos, cobre (esferas marrones) y oxígeno (esferas rojas), en una proporción de 1:1 (créditos: modificación de la obra de "Chemicalinterest"/Wikimedia Commons).
  5. Los átomos no se crean ni se destruyen durante un cambio químico, sino que se reordenan para dar lugar a sustancias diferentes de las presentes antes del cambio (Figura 2.4).
    La botella tapada de la izquierda contiene cobre y oxígeno. Hay un aviso que muestra que el cobre está formado por muchos átomos en forma de esfera. Los átomos están densamente organizados. El espacio abierto de la botella contiene gas oxígeno, que está formado por pares de átomos de oxígeno unidas y espaciadas uniformemente. La botella tapada de la derecha muestra el compuesto de óxido de cobre dos, que es una sustancia negra y pulverulenta. Un aviso desde el polvo muestra una molécula de óxido de cobre dos, que contiene átomos de cobre agrupados con un número igual de átomos de oxígeno.
    Figura 2.4 Cuando los elementos cobre (un sólido brillante de color marrón rojizo, mostrado aquí como esferas marrones) y oxígeno (un gas claro e incoloro, mostrado aquí como esferas rojas) reaccionan, sus átomos se reordenan para formar un compuesto que contiene cobre y oxígeno (un sólido negro en polvo) (créditos de cobre: modificación del trabajo de http://images-of-elements.com/copper.php).

La teoría atómica de Dalton ofrece una explicación microscópica de las numerosas propiedades macroscópicas de la materia de las que ha aprendido. Por ejemplo, si un elemento como el cobre está formado por un solo tipo de átomos, no puede descomponerse en sustancias más simples, es decir, en sustancias compuestas por menos tipos de átomos. Y si los átomos no se crean ni se destruyen durante un cambio químico, entonces la masa total de materia presente cuando la materia cambia de un tipo a otro permanecerá constante (ley de conservación de la materia).

Ejemplo 2.1

Prueba de la teoría atómica de Dalton

En el siguiente dibujo, las esferas verdes representan átomos de un determinado elemento. Las esferas moradas representan átomos de otro elemento. Si las esferas se tocan, forman parte de una unidad de un compuesto. ¿El siguiente cambio químico representado por estos símbolos viola alguna de las ideas de la teoría atómica de Dalton? Si es así, ¿cuál? Esta ecuación muestra que los materiales de partida de la reacción son dos esferas verdes enlazadas, que se combinan con dos esferas púrpuras más pequeñas enlazadas. El producto del cambio es una esfera púrpura que se une a una esfera verde.

Solución

Los materiales de partida consisten en dos esferas verdes y dos esferas púrpura. Los productos consisten en una sola esfera verde y una esfera púrpura. Esto viola el postulado de Dalton de que los átomos no se crean ni se destruyen durante un cambio químico, sino que simplemente se redistribuyen (en este caso, los átomos parecen haber sido destruidos).

Compruebe lo aprendido

En el siguiente dibujo, las esferas verdes representan átomos de un determinado elemento. Las esferas moradas representan átomos de otro elemento. Si las esferas se tocan, forman parte de una unidad de un compuesto. ¿El siguiente cambio químico representado por estos símbolos viola alguna de las ideas de la teoría atómica de Dalton? Si es así, ¿cuál? Esta ecuación muestra que los materiales de partida de la reacción son dos conjuntos de esferas verdes enlazadas que se combinan con dos esferas púrpuras más pequeñas enlazadas. Los productos del cambio son dos moléculas que contienen una esfera púrpura cada una enlazada entre dos esferas verdes.

Respuesta:

Los materiales de partida consisten en cuatro esferas verdes y dos esferas púrpura. Los productos consisten en cuatro esferas verdes y dos esferas púrpura. Esto no viola ninguno de los postulados de Dalton: los átomos no se crean ni se destruyen, sino que se redistribuyen en pequeñas proporciones de números enteros.

Dalton conocía los experimentos del químico francés Joseph Proust, quien demostró que todas las muestras de un compuesto puro contienen los mismos elementos en la misma proporción en masa. Esta afirmación se conoce como la ley de las proporciones definidas o la ley de la composición constante. La sugerencia de que el número de átomos de los elementos de un determinado compuesto existe siempre en la misma proporción es coherente con estas observaciones. Por ejemplo, cuando se analizan diferentes muestras de isooctano (un componente de la gasolina y uno de los estándares utilizados en el sistema de octanaje), se encuentra que tienen una relación de masa de carbono a hidrógeno de 5,33:1, como se muestra en la Tabla 2.1.

Composición constante del isooctano
MuestraCarbonoHidrógenoRelación de masa
A14,82 g2,78 g14,82 g de carbono2,78 g de hidrógeno=5,33 g de carbono1,00 g de hidrógeno14,82 g de carbono2,78 g de hidrógeno=5,33 g de carbono1,00 g de hidrógeno
B22,33 g4,19 g22,33 g de carbono4,19 g de hidrógeno=5,33 g de carbono1,00 g de hidrógeno22,33 g de carbono4,19 g de hidrógeno=5,33 g de carbono1,00 g de hidrógeno
C19,40 g3,64 g19,40 g de carbono3,63 g de hidrógeno=5,33 g de carbono1,00 g de hidrógeno19,40 g de carbono3,63 g de hidrógeno=5,33 g de carbono1,00 g de hidrógeno
Tabla 2.1

Cabe destacar que, aunque todas las muestras de un determinado compuesto tengan la misma relación de masas, lo contrario no es cierto en general. Es decir, las muestras que tienen la misma relación de masa no son necesariamente la misma sustancia. Por ejemplo, hay muchos compuestos, además del isooctano, que también tienen una relación de masas de carbono a hidrógeno de 5,33:1,00.

Dalton también utilizó los datos de Proust, así como los resultados de sus propios experimentos, para formular otra ley interesante. La ley de las proporciones múltiples establece que cuando dos elementos reaccionan para formar más de un compuesto, una masa fija de un elemento reaccionará con masas del otro elemento en una relación de números enteros y sencillos. Por ejemplo, el cobre y el cloro pueden formar un sólido verde y cristalino con una relación de masas de 0,558 g de cloro por 1 g de cobre, así como un sólido cristalino marrón con una relación de masas de 1,116 g de cloro por 1 g de cobre. Estas relaciones por sí mismas pueden no parecer especialmente interesantes o informativas; sin embargo, si tomamos una relación de estas proporciones obtenemos un resultado útil y posiblemente sorprendente: una relación de números enteros y sencillos.

1,116 g Cl1 g de Cu0,558 g Cl1 g de Cu=2 11,116 g Cl1 g de Cu0,558 g Cl1 g de Cu=2 1

Esta relación de 2 a 1 significa que el compuesto marrón tiene el doble de cantidad de cloro por cantidad de cobre que el compuesto verde.

Esto puede explicarse mediante la teoría atómica si la relación cobre-cloro en el compuesto marrón es de 1 átomo de cobre por 2 átomos de cloro, y la relación en el compuesto verde es de 1 átomo de cobre por 1 átomo de cloro. La relación de los átomos de cloro (y, por lo tanto, la relación de sus masas) es por consiguiente de 2 a 1 (Figura 2.5).

La figura A muestra un montón de polvo verde. Un aviso muestra que el polvo verde está formado por una red de átomos de cobre intercalados con átomos de cloro. Los átomos tienen un código de color marrón para el cobre y verde para el cloro. El número de átomos de cobre es igual al número de átomos de cloro en la molécula. La figura B muestra un montón de polvo marrón. Un aviso muestra que el polvo marrón también está formado por átomos de cobre y cloro, de forma similar a la molécula mostrada en la figura A. Sin embargo, parece que hay dos átomos de cloro por cada átomo de cobre en esta molécula. Los átomos de cobre de la figura B se enlazan tanto a los átomos de cloro como a los otros átomos de cobre. Los átomos de cobre de la figura A solo se unen a los átomos de cloro.
Figura 2.5 En comparación con el compuesto de cobre y cloro de (a), donde el cobre está representado por esferas marrones y el cloro por esferas verdes, el compuesto de cobre y cloro de (b) tiene el doble de átomos de cloro por cada átomo de cobre (créditos a: modificación de la obra de "Benjah-bmm27"/Wikimedia Commons; créditos b: modificación de la obra de "Walkerma"/Wikimedia Commons).

Ejemplo 2.2

Leyes de las proporciones definidas y múltiples

Se analiza una muestra del compuesto A (un gas claro e incoloro) y se encuentra que contiene 4,27 g de carbono y 5,69 g de oxígeno. Se analiza una muestra del compuesto B (también un gas claro e incoloro) y se encuentra que contiene 5,19 g de carbono y 13,84 g de oxígeno. ¿Son estos datos un ejemplo de la ley de las proporciones definidas, de la ley de las proporciones múltiples o de ninguna de ellas? ¿Qué le dicen estos datos sobre las sustancias A y B?

Solución

En el compuesto A, la relación de masas entre el oxígeno y el carbono es:
1,33 g de O1 g de C1,33 g de O1 g de C

En el compuesto B, la relación de masas entre el oxígeno y el carbono es:

2,67 g de O1 g de C2,67 g de O1 g de C

La relación de estas proporciones es:

1,33 g de O1 g de C2,67 g de O1 g de C=12 1,33 g de O1 g de C2,67 g de O1 g de C=12

Esto apoya la ley de las proporciones múltiples. Esto significa que A y B son compuestos diferentes, teniendo A la mitad de oxígeno por cantidad de carbono (o el doble de carbono por cantidad de oxígeno) que B. Un posible par de compuestos que se ajustaría a esta relación sería A = CO y B =CO2.

Compruebe lo aprendido

Se analiza una muestra del compuesto X (un líquido claro, incoloro y combustible con un olor perceptible) y se encuentra que contiene 14,13 g de carbono y 2,96 g de hidrógeno. Se analiza una muestra del compuesto Y (un líquido claro, incoloro y combustible con un olor perceptible que es ligeramente diferente del olor de X) y se encuentra que contiene 19,91 g de carbono y 3,34 g de hidrógeno. ¿Son estos datos un ejemplo de la ley de las proporciones definidas, de la ley de las proporciones múltiples o de ninguna de ellas? ¿Qué le dicen estos datos sobre las sustancias “X” y “Y”?

Respuesta:

En el compuesto X, la relación de masas entre el carbono y el hidrógeno es 14,13 g de C2,96 g de H.14,13 g de C2,96 g de H. En el compuesto Y, la relación de masas entre el carbono y el hidrógeno es 19,91 g de C3,34 g de H.19,91 g de C3,34 g de H. La relación de estas proporciones es 14,13 g de C2,96 g de H19,91 g de C3,34 g de H=4,77 g C/g H5,96 g C/g H=0,800=45.14,13 g de C2,96 g de H19,91 g de C3,34 g de H=4,77 g C/g H5,96 g C/g H=0,800=45. Esta pequeña relación de números enteros apoya la ley de las proporciones múltiples. Esto significa que X y Y son compuestos diferentes.

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