Capítulo 9. Las teorías de enlaces Explican:

Transcripción

1 Capítulo 9 Enlaces Químicos Fuerzas de atracción que mantiene unidos a dos o más átomos. El enlace químico reduce la energía potencial (EP) entre partículas con cargas diferentes. EP (átomo enlazado) < EP (átomo separado) EP se calcula considerando: Repulsión o núcleo núcleo ú l o electrón electrón Atracción o núcleo electrón 2015 Ileana Nieves Martínez Las teorías de enlaces Explican: Cómo y por qué se enlazan los átomos y forman moléculas. La estabilidad de ciertas combinaciones sobre otras. Ejemplo: H 2 O, no HO o H 3 O Se usan para predecir: geometría molecular propiedades físicas y químicas de compuestos Ileana Nieves Martínez 1

2 Tipos de enlaces químicos Se clasifican dependiendo de los tipos de átomos que se enlazan: Enlace iónico- transferencia electrónica entre un metal y un no metal AEbaja Metal No-Metal PI bajo AEbaja Catión Anión PI bajo AE PI AE PI alta alto alta alto Enlace covalente- comparte electrones entre átomos (generalmente no metales) Clasificación o Tipos de Enlaces Tipos Enlace Características metal con no-metal no-metal con no-metal Iónico Covalente Electrones transferidos (cationes y aniones) Electrones compartidos (baja energía potencial) metal con metal Metálico Electrones agrupados delocalizados* * Los metales liberan sus e de valencia, están delocalizados por toda la estructura y se comparten en una piscina o mar a través de todos los átomos/iones en el metal Ileana Nieves Martínez 2

3 Enlaces iónico Tipos de Enlaces Enlaces covalente Enlace Metálico mar de e mar de e H 2 O Compuesto covalente NaCl Compuesto iónico NaCl Sólido iónico 5 Sencilla Teoría de enlace de Lewis Énfasis en los e - de valencia para explicar enlaces. X Los átomos se enlazan: G.N. Lewis transfiriendo o compartiendo electrones. ( ) 1946) para adquirir una configuración electrónica más estable. Estabilidad = energía potencial menor Generalmente habrá ocho e - en la capa externa: Regla del octeto Adquirir la configuración de gas noble Excepciones 3

4 Estructura de Lewis Representa e - valencia como: estructuras electrónicas de puntos alrededor del átomo. puntos aislados los que están disponibles para el enlace. Para moléculas, Lewis permite predecir su: estabilidad forma tamaño polaridad 7... F Ileana Nieves Martínez Símbolos de puntos de Lewis del 2 do periodo (n = 2) Li Be B C N O F Ne Método: parear los primeros dos puntos que representan los e del orbital s. Colocar un punto en cada lado disponible del símbolo para los primeros tres e s p. Parear el resto de los puntos de los e s p restantes. 4

5 Práctica Escriba la estructura de Lewis para arsénico Elementos Representativos Número de grupo Elementos de Transición As Elementos Representativos Periodo 33 As 9 Regla del Octeto Los átomos forman enlaces cuando ganan, pierden o comparten electrones que resultan en OCHO e de valencia ns 2 np 6 Configuración de gas noble Excepciones H, Li, Be, B adoptan la configuración electrónica de He Expansión del octeto para los elementos en el periodo 3 en adelante Se usa los orbitales d de valencia Ileana Nieves Martínez 5

6 Excepciones a Regla del Octeto Excepciones a la número par de e - Text Regla del Octeto Molécula con menos de 8e - molécula con más de 8e Química Excepciones de la Regla del Octeto H, Li, Be, B adoptan la configuración electrónica de He: He = dos electrones de valencia, un dueto Li H - pierde su único electrón de valencia - (1) comparte o gana un electrón. (2) pierde un electrón para convertirse en H + Be - (1) pierde dos electrones para convertirse en Be 2+ (2) comparte sus 2 e en enlaces covalentes que resulta en cuatro electrones de valencia. B - (1) pierde tres electrones para convertirse en B 3+ (2) comparte sus tres electrones en enlaces covalentes, que resulta en seis electrones de valencia Ileana Nieves Martínez 6

7 a) Enlace Iónico Estructura de Lewis de Iones Elemento se oxida, pierde e s y forma cationes cuya estructura de Lewis carece e s de valencia Elemento se reduce, gana e s y forma aniones cuya estructura de Lewis tiene ocho e s de valencia 14 7

8 Teoría de Lewis y Enlace Iónico + Representar la transferencia de e de un metal a un no-metal que producen iones que se atraen y por lo tantot forman enlaces iónicos. i 15 Predicción de fórmulas Iónica usando símbolos Lewis Li 2 O Los e se transfieren hasta que los metales pierden todos sus e de valencia y los no metales adquieren su octeto. El # de átomos se ajustan hasta que la tranferencia de e se iguala. 16 8

9 Ejemplo 9.1: Use la teoría de Lewis para predecir la fórmula de compuestos iónicos Prediga la fórmula del compuesto que se forma entre calcio (Ca) y cloro (Cl). Dibuje los puntos de los elementos con sus Ca e de valencia. Cl Transfiera todos los e de valencia del metal al no-metal, Ca Cl añadiendo más átomos hasta que todos los e se transfieran del metal al no-metal y todos los no-metales completen su octeto. Cl Ca 2+ CaCl 2 17 Práctica Use Lewis para predecir la fórmula de un compuesto iónico de un metal, M, con dos e s de valencia con un no-metal, X, con cinco e s de valencia M 3 X

10 Compuestos iónicos Energía de la Red Cristalina Lattice Energy Propiedades de los compuestos iónicos Compuestos cristalinos El orden de lo iones se repite periódicamente en el espacio Altos puntos de fusión y de ebullición por alta fuerza de unión (E red cristalina ) Duros, rígidos y quebradizos (no de deforman al romperse). Conducen electricidad en el estado fundido o de disolución Fuerza externa Fuerza repulsiva Fractura del cristal Sólido iónico Sólido iónico fundido Sólido iónico disuelto en agua 10

11 Red Cristalina de compuestos iónicos Los iones gaseosos coalecen. Se libera energía Na + (g) + Cl (g) (g) NaCl(s) H 0 = Energía de la red cristalina Atracción Electrostática es no-direccional No hay un par específico de anión catión Por lo tanto NO hay molécula iónica La fórmula química es empírica, dando la razón entre los iones basada en su balance de carga 21 Enlace Iónico y Energía de la Red Cristalina Energía adicional debido a la formación de la red cristalina: en la estructura t cada catión está rodeado d de aniones y viceversa. resulta de fuerzas de atracción entre los cationes y los aniones circundantes. minimiza las atracciones entre cationes y aniones, para alcanzar el arreglo más estable. exotérmica difícil de medir directamente, se puede calcular con procesos conocidos Ileana Nieves Martínez 11

12 Determación de la Energía de la Red Cristalina Ciclo de Born Haber El ciclo de Born Haber una serie de reacciones hipotéticas que repesentan la formación de compuestos iónicos de sus elementos en su estado patrón. Reacciones de entalpías conocidas: Ley de Hess Ileana Nieves Martínez Na + (g) + Cl(g) Ionización de Na(g) Adición de un electrón a Cl(g) Na + (g) + Cl (g) Entalpía, H Na(g) + Cl(g) Formación de Cl(g) atómico de Cl 2 (g) {molecular} Na(g) + ½ Cl 2 (g) Formación de Na(g) de Na(s) Na(s) + ½ Cl 2 (g) Formación de sólido cristalino de iones gaseosos Cambio en entalpía para la formación de NaCl(s) de sodio y cloro en estado patrón NaCl(s) Tro: Chemistry: A Molecular Approach 24 12

13 Na + (g) + Cl(g) Ionización de Na(g) Adición de un electrón a Cl(g) Na + (g) + Cl (g) Entalpía, H Na(g) + Cl(g) Na(g) + ½ Cl 2 (g) Formación de Cl(g) atómico de Cl 2 (g) {molecular} Formación de Na(g) de Na(s) Na(s) + ½ Cl 2 (g) Formación de sólido cristalino de iones gaseosos Cambio en entalpía para la formación de NaCl(s) de sodio y cloro NaCl(s) Tro: Chemistry: A Molecular Approach 25 Ciclo de Born Haber Ley de Hess: Na(s) + ½ Cl 2 (g) NaCl(s) 0 Atomización ió f 0 Disociación Na s Na g H Na g f Cl g Cl g H Cl g 0 Ionización Na g Na g H f Na g IP1 0 Afinidad electrónica Cl g Cl g H f Cl g AE 0 Red Rd cristalina itli Na g Cl g NaCl s H f NaCl s EL f Na s Cl g NaCl s H NaCl s Ileana Nieves Martínez 13

14 Ciclo de Born Haber 0 Nas Na g Hatom 108kJ atom Nag Na g PI1 496 kj Cl gcl g AE 349kJ Na gcl g NaCl s EL? 0 Na s 1 2 Cl 2 g NaCl s H f 411kJ H f NaCl s HNa( s) atom 1 H PI 2 Cl atom 1 Na( g ) AE Cl 2 g ( ) ( ) 1 EL kJ kj 496kJ 349 kj Cl g Cl g H kj EL EL H NaCl s H H PI Na AE Cl f Na s atom Cl atom g g Ileana Nieves Martínez Práctica Dada la información a continuación, determine la energía de la red cristalina de MgCl 2 Mg(s) Mg(g) ½Cl(g) 2 Cl(g) Mg(g) Mg + (g) Sublimación Disociacióni ió PI 1 H 1 f = kj/mol H 2 f = +122 kj/mol H 3 f = +738 kj/mol Mg + (g) Mg 2+ (g) Cl(g) Cl (g) PI 2 AE H 4 f = kj/mol H 5 f = 349 kj/mol Mg(s) + Cl 2 (g) MgCl 2 (s) H 6 f = 641 kj/mol 28 14

15 Mg(s) Mg(g) Solución para formar MgCl 2 Sublimación H 1 f = kj/mol 2{½ Cl 2 (g) Cl(g)} Disociación 2H 2 f = 2(+122 kj/mol) Mg(g) Mg + (g) PI 1 HH 3 f = +738 kj/mol Mg + (g) Mg 2+ (g) 2{Cl(g) Cl (g)} PI 2 AE H 4 f = kj/mol 2H 5 f = 2( 349 kj/mol) Mg 2+ (g) + 2 Cl (g) MgCl 2 (s) H energía de la red =? kj/mol Mg(s) + Cl 2 (g) MgCl 2 (s) H 6 f = 641 kj/mol 29 Solución (alterna) energía de la red Mg(s) Mg(g) H 1 f = kj/mol 2{½ Cl 2 (g) Cl(g)} 2H 2 f = 2(+122 kj/mol) Mg(g) Mg + (g) H 3 f = +738 kj/mol Mg + (g) Mg 2+ (g) H 4 f = kj/mol 2{Cl(g) Cl (g)} 2H 5 f =2( 349 kj/mol) Mg 2+ (g) + 2 Cl (g) MgCl 2 (s) H energía de la red =? kj/mol Mg(s) + Cl 2 (g) MgCl 2 (s) H 6 f = 641 kj/mol 30 15

16 Energía de la red vs tamaño de ión Cloruro Metálico E Red Cristalina kj/mol LiCl -834 NaCl -787 KCl -701 CsClC -657 La estabilidad del compuesto iónico, (E red ) depende inversamente de: la distancia entre iones. 1 F atracción r el tamaño de los iones 31 Tendencias la E red cristalina y carga iónica Fatracción qq Cargas altas Atracción más fuerte Mayor energía de la red cristalina La carga iónica es el factor más importante Energía de la Red = 910 kj/mol Energía de la Red = 3414 kj/mol 32 16

17 Ejemplo 9.2: Ordene los siguientes compuestos iónicos en forma ascendente en magnitud de energía de la red cristalina. CaO, KBr, KCl, SrO 1) Examinar primero las cargas 2) Ordenar por la suma de las cargas Ca 2+ & O 2- ; K + & Br K + & Cl ; Sr 2+ & O 2 E red : (KBr, KCl) <(CaO, SO) SrO) 1) Examinar el tamaño iónico de cada grupo. 2) Ordenar de según radio: [E red menor (r mayor )] < E red mayor (r menor ). (a) (KBr, KCl) mismo catión, E red : KBr < KCl < (CaO, SrO) (b) radio(br ) > radio(cl ) (el mismo grupo) (c) (CaO, SrO) mismo anión E red : KBr < KCl < SrO < CaO (d) radio(sr 2+ ) > radio(ca 2+ )(el mismo grupo) 33 Enlace Covalente 17

18 Teoría de Lewis de enlace covalente Compartir e s de valencia forma enlace covalente es otra manera de alcanzar el octeto Ileana Nieves Martínez Enlace Covalente: Electrones enlazantes & solitarios Pares enlazantes O.. O... S.. Pares solitarios Los e s que: se comparten son pares enlazantes no se comparten son pares solitarios 36 18

19 Enlace covalente sencillo Enlace covalente sencillo Se comparte un (1) par de e s 2 electrones F F F F F F H O O H H H 37 Enlace covalente Doble Se comparten dos pares de e s 4 electrones Triple Se comparten tres pares de e s 6 electrones O O O O N N N N 38 19

20 Predicciones de las fórmulas moleculares por la teoría de Lewis Hidrógeno es más estable con enlace sencillo + H 2 + HCl 39 Predicciones de Fórmulas moleculares por la teoría de Lewis Oxígeno es más estable con enlace sencillo con dos átomos + + o con enlaces dobles con otro átomo H 2 O O + O

21 Electronegatividad La electronegatividad es una medida de la habilidad de un elemento de atraer e cuando está enlazado a otro elemento. Un elemento electronegativo atrae e. Un elemento electropositivo dona e Escala de electronegatividad Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl Química 41 Generalización Mayor diferencia en enlectronegatividad, (E) entre dos átomos; MÁS POLAR es el enlace... H.. F: Ȯ... H : O C.. O: H Ọ..... Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividad.. H H : F F: :N N: Enlaces no-polares conectan dos átomos de igual electronegatividad Química 42 21

22 Enlace Polar Covalente Enlace donde los e - se comparten de forma no equitativa por átomos diferentes y se produce un dipolo. Un átomo es más eficiente atrayendo e - Un extremo del enlace tiene mayor densidad electrónica y otro menor por lo que se exhibe: Polaridad de enlace: o Carga parcial negativa ( )para el que tenga mayor densidad electrónica o Carga parcial positiva ( + ) para el que esté deficiente de e - 43 EN 2.1 H F EN 4.0 HF H F Dipolo Las moléculas de HF se alinean con el campo eléctrico 44 22

23 E y tipo de enlace E = 0 enlace es puramente covalente E 0.4, enlace es covalente no-polar 0.5 E 1.9, enlace es polar covalente E 2.0, enlace es iónico Por ciento de Carácter Iónico 4% 51% 100% Polar covalente iónico 4.0 Diferencia en Electronegatividad Covalente no polar Ileana Nieves Martínez Polaridad de enlace EN Cl = = 0 EN Cl = EN Cl = Covalente Puro EN H = = 0.9 Polar Covalente EN Na = = 2.1 Iónico 46 23

24 Agua Molécula Polar Corriente de agua se atrae hacia un cristal cargado Corriente de hexano no se atrae hacia un cristal cargado 47 Por ciento de caráct ter iónico Iónico Covalente No polar Polar Covalente Iónico Diferencia en electronegatividad 48 24

25 Ejemplo 9.3(c): Determine si el enlace N O es iónico, covalente, o polar covalente. Determine la electronegatividad de cada elemento: N = 3.0; O = 3.5 Reste las electronegatividades, (3.5) (3.0) = 0.5 Si E 2.0, enlace es iónico Pero como E = , es covalente Si 0.5 E 1.9, enlace es polar covalente Como E = 0.5 está en el intervalo de polar covalente Ileana Nieves Martínez Estructuras de Lewis de Moléculas Para moléculas, predice: la distribución de e s de valencia Geometría molecular Propiedades Interacción Ileana Nieves Martínez 25

26 Estructuras Lewis átomo Patrón de enlace general: enlaces Pares solitarios C 4 0 O 2 2 N 3 1 H & X 1 Be 2 0 B 3 0 B C N O F Estructuras fuera de los patrones comunes de enlaces pueden tener cargas formales 51 Enlaces: patrones comunes B C N O F Enlaces: patrones no-comunes cargas formales C + N + O + F + B C N O F 52 26

27 Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO 3 1.Escribir la estructura esqueleto de HNO 3 : O Átomo central es el menos electronegativo. N es el central H O N O nunca H N = 5 e H siempre es terminal. H = 1 e H terminal enlazado a los O en oxi-ácidos. 2.Contar los e de valencia: O 3 = 3 6 = 18 e Total = 24 e Molécula neutral Sumar los e s de valencia para cada átomo. Para moléculas que son iones: sumar un e por cada carga negativa (aniones). restar un e por cada carga positiva (cationes). 53 Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO 3 3. Enlazar átomos con pares de e s, restarlos del total No olvidar que una linea representa 2 e s O H O N O e s Inicial 24 Usados 8 Restantes

28 Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO 3 4. Completar los octetos con los e s restantes, de afuera hacia adentro. H ya está completo con 2 e 1 enlace 5. Re-contar e s. e s N = 5 e H = 1 e O 3 = 3 6 = 18 e Total = 24 e e s Inicial 24 Enlaces 8 Restantes 16 O H O N O e s Inicial 16 octeto 16 Restantes 0 55 Ejemplo: Estructura de Lewis de HNO 3 5. Si todos los octetos se completan, añadir los e s extra (de haberlos) al átomo central: elementos con orbitales d pueden tener mas de 8 e s. Periodo 3 o mayor. 6. Si el átomo central no tiene octeto, usar los e s de los átomos externos para compartir. Siguir patrones usuales si es posible. O H O N O O H O N O 56 28

29 H O N O Carga Formal (CF) HNO 3 O 24e O H O N O Carga Formal: Resulta de la carencia o el exceso de e s de valencia al completar el octeto. CF e e # enlaces valencia no enlazante Suma de todas las cargas formales en una molécula = 0 en un ión = carga del ión 57 Carga formal de HNO 3 7. Asignar cargas formales (cf) a) cf = e valencia e par solitario # enlaces (2) b) siga patrones comunes de enlaces Cálculo de cargas formales para HNO (1) (3) +1 0 cf= valencia solitario enlaces H 0 = O (1) 0 = 6 v4 2 N = O (2) 1-1 = O (3) 0 = cf Molécula =

30 Carga formal de HNO 3 7. Asigne cargas formales (cf) a) cf = e valencia e par solitario enlaces b) o siga patrones comunes de enlaces 1 (2) Cálculo de cargas formales para HNO (1) (3) +1 0 cf= valencia solitario enlaces H 0 = O (1) 0 = N = O (2) 1 1 = O (3) 0 = cf Molécula = 0 59 Resonancia Híbrido (a) Estructura híbrida resonante (b) 60 30

31 Estructuras Resonantes Resonancia - delocalización de e s. Estructura Resonante estructura de Lewis que se diferencia solo por la posición de los e s. Híbrido resonante combinación de las formas resonantes. delocalización de las cargas. estabiliza la molécula. 61 Reglas para estructuras resonantes Deben tener: el mismo número de e. la misma conetividad. solo cambia la posición de los e s Los elementos de: la segunda fila tienen un máximo de 8 e - enlazantes y no enlazantes. la tercera fila pueden expandir el octeto. Las cargas formales deben sumar lo mismo Ileana Nieves Martínez 31

32 Dibujar Estructuras Resonantes, HNO 3 1. Dibujar la estructura Lewis para máximizar el octeto. 2. Asignar cargas formales: CF e e # enlaces valencia noenlazante 3. Mover pares de electrones de átomos con carga formal ( ) hacia los de carga formal (+) 0 0 (1) 1 (2) (1) (3) Si la CF (+) es del átomo de la 2 da fila, mueva e s siempre y cuando pueda mover pares de e s de un enlace múltiple. 5. Si la CF (+) de átomo de la 3 ra fila o mayor, traiga pares de e s para reducir la carga forma aunque expanda el octeto híbridos resonantes Dibujar Estructuras Resonantes, (NO 3 ) 1. Dibujar la estructura Lewis para máximizar el octeto. 2. Asignar cargas formales: 1 CF e e # enlaces valencia noenlazante 3. Mover pares de electrones de átomos con carga formal ( ) hacia los de carga formal (+) 4. Si la CF (+) es del átomo de la 2 da fila, mueva e s siempre y cuando pueda mover pares de e s de un enlace múltiple. 5. Si la CF (+) de átomo de la 3 ra fila o mayor, traiga pares de e s para reducir la carga forma aunque expanda el octeto híbridos resonantes 64 32

33 Ejemplo de práctica 1) Estructura Lewis 2) Carga formal 3) Estructura resonante Estructura y Carga Formal (SO 3 2 ) O 6e - O S O 6e - 6e - 6e - 6x4 = 24e totales + 2e carga ión 6e (enlace) O Calcule y Asigne Carga Formal (SO 3 2 ) CF evalencia eno enlazante # enlaces izquierda O CF = = 1 S CF = = +1 derecha O CF = = 11 arriba O CF = = 1 2 Suma de todas las cargas formales del ión =

34 Estructura resonante (SO 3 2 ) 1. Mover pares de e s de átomos con CF ( ) hacia los de CF (+). 2. Si la CF (+) es del átomo de la 2 da fila, mueva e s para formar un enlace múltiple 3. Si la CF (+) de átomo de la 3 ra fila o mayor, traiga pares de e s para reducir la carga forma aunque expanda el octeto. O 1 1 O O O Evaluar Estructuras Resonantes Las mejores estructuras resonantes poseen: Menos cargas formales distribuidas en la molécula. l Cargas formales con: valores menores valores negativos en los átomos más electronegativos Ileana Nieves Martínez 34

35 Excepciones a la Regla del Octeto Octetos Expandidos elementos con orbitales d vacíos puenden tener más de ocho electrones Número impar de electrones e.g.: NO Tendrán electrones sin parear Radicales libres Muy reactivos Octetos Incompletos B, Al Ileana Nieves Martínez Ejercicios de práctica Estructura Lewis Carga formal Estructura resonante 35

36 Estructura y Carga Formal (SO 2 ) O S O 6e - 6e - 6e - 18e = Calcule y asigne CF CF e e # enlaces valencia noenlazante izquierda O CF = = 0 S CF = = +1 derecha O CF = 6 6 1= 1 Suma de todas las cargas formales en una molécula = 0 en un ión = carga del ión 71 Estructura resonante (SO 2 ) híbrido resonante O S O O.. S O 72 36

37 Práctica Dibujar estructuras de Lewis para: CO 2 H 3 PO 4 SeOF 2 SO 3 2 NO 2 P 2 H 4 73 Respuestas Práctica de Estructuras O C O CO 2 16 e 16e H 3 PO 4 32 e 0 SeOF 2 SO e 26 e NO 2 P 2 H 4 18 e 14 e 74 37

38 Práctica Estructuras-respuestas CO 2 H 3 PO 4 16 e 32 e SeOF 2 SO e 26 e NO 2 P 2 H 4 18 e 14 e 75 Práctica Asignar carga formal CF e e # enlaces valencia noenlazante CO 2 H 3 PO 4 SeOF 2 SO 3 2 NO 2 P 2 H

39 Respuesta Asignar carga formal CF e e # enlaces valencia noenlazante CO 2 H 3 PO 4 todo 0 P = +1 resto 0 SeOF 2 Se = +1 SO 2 3 S = +1 NO 2 P 2 H 4 todo 0 77 Respuesta Asignar carga formal CF e e # enlaces valencia noenlazante CO 2 H 3 PO 4 todo 0 P = +1 resto 0 SeOF 2 Se = +1 SO 2 3 S = +1 NO 2 P 2 H 4 todo

40 Práctica Identifique las estructuras con mejor formas resonantes y dibújelas CO 2 toda 0 SeOF 2 Se = +1 H 3 PO 4 P = +1 resto 0 SO 2 3 S = +1 NO 2 P 2 H 4 toda 0 79 Práctica Identifique las estructuras con mejor formas resonantes y dibújelas CO 2 H 3 PO 4 Toda 0 ninguna SeOF 1 2 Toda 0 SO NO 2 P 2 H 4 S =0 En tres de las Formas resonantes 80 none ninguna 40

41 Respuestas Identifique las estructuras con mejor formas resonantes y dibújelas CO 2 H 3 PO 4 Toda 0 ninguna SeOF 1 2 Toda 0 SO NO 2 P 2 H 4 S =0 En todas las Formas resonantes none ninguna 81 Largo de Enlaces La distancia entre los núcleos de átomos enlazados es largo de enlace Promedio de enlaces similares de muchos compuestos 82 41