Un video muy hermoso, espero que lo disfruten. Un saludo.

Jorge Marzoa R.

SITIOS DE CONSULTA DE QUIMICA INORGANICA

Compañero estudiante, para que consultes algunos temas relacionados a tu materia de química inorgánica y aprendas interactiva mente, aquí te dejo algunos sitios que te serán de gran ayuda y apoyo, en tu aprendizaje de esta ciencia, disfrútalo, diviértete y utiliza tu imaginación, recuerda que " LA CIENCIA Y TECNOLOGÍA ESTA AL SERVICIO DE LA HUMANIDAD".

http://www.latizavirtual.org/quimica/qu

http://www.alonsoformula.com/

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/concurso2006/ver/06/lfq_menu1.html

http://contenidos.educarex.es/mci/2006/22/unidad5/unida

http://ticblog.wordpress.com/2008/10/17/juegos-de-quimica/

http://www.educaplus.org/sp2002/index1.html

http://www.acienciasgalilei.com/indicederqui.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/indice.htm

No pierdan esta oportunidad de navegar y aprender, reciban un caluroso saludo

¿Que concepciones de aprendizaje nos parecen congruentes con el enfoque por competencias y porque?

Partiendo de la necesidad de que los alumnos necesitan del aprendizaje, así como del ambiente en el cual aprenden, se necesita considerar, más a fondo este concepto, ya que de ahí parte la motivación del entusiasmo que existe por parte del docente, para que exista el enfoque, el cual esta basado en problemas (competencias), que provienen del hecho de que se tiene que vitalizar toda la energía creativa, que dicho enfoque libera.

En base a lo antes expuesto, ubico a la educación por competencias en las siguientes percepciones de aprendizaje que son más afines al modelo que nos propone la RIEMS, según mi criterio:

• v La perspectiva del aprendizaje por descubrimiento propuesto por J. Bruner atribuye una gran importancia a la actividad directa de los estudiantes sobre la realidad, los profesores debemos de ser claros, concisos, directos, en el proceso de aprendizaje de los chicos, de tal manera puedan desarrollar sus capacidades al máximo, ser reflexivos, críticos y proporcionarles todos los medios que estén a nuestro alcance.
• v Por otro lado D. Ausbel, J. Novack, quien postula el aprendizaje significativo, que no se debe de ser memorístico y debe relacionarse con los saberes previos que debe de poseer todo estudiante sobre todo a nivel técnico profesional. Es muy importante que los facilitadotes sepan dar forma al conocimiento que desean que sus alumnos adquieran de acuerdo a una serie de perfiles (competencias) ya preestablecidas y de una serie de actividades que estén en línea con los propósitos, habilidades y procedimientos que adquirirán a lo largo de su aprendizaje.
• v J. Piaget establece sus bases en el alumno por ejemplo, se conoce y se valora asì mismos, siempre sustenta su interés en temas relevantes para si mismo, por supuesto que siempre de una manera reflexiva y crìtica.
• v Por ùltimo Vigotski, se basa su proceso de aprendizaje en como algo muy personal en su búsqueda de la construcciòn del conocimiento a partir de saber previos, pero que no esta aislada de lo que sucede o acontece de donde se esta llevando cabo. Esto nos lleva a reflexionar que el facilitador siempre serà necesario su forma de guiar al chico por su transito en el saber y del aprendizaje, de su interacción social e interlocutora con los demás. Y sobre todo que aprenda a realizar trabajos colaborativos, cooperativos, con su entorno con quienes interactúa.
• Estos procesos de aprendizaje, nos permitirán alcanzar las metas en que los procesos educativos, se centren en el aprendizaje (el alumno) y no solo en el conocimiento. Debemos de mantener siempre una actitud de apertura hacia los cambios en los procesos de la educación actual, porque es importante para lograr el objetivo de que las nuevas tecnologías educativas propuestas en este Siglo, no se queden solo en el papel y sean aplicadas en el aula para beneficio d los educandos.

¿El aprendizaje es algo tan trivial que se puede observar y medir con base a unas simples preguntas a propósito de unos contenidos cualesquiera?

Los procesos cognitivos del ser humano se desarrollan de una forma gradual, en orden ayudado por las experiencias que se susciten a lo largo de la vida del ser humano, esto nos llevará al proceso llamado Aprendizaje. Todo lo que aprendemos en ámbito del conocimiento personal, familiar, profesional, repercuten en forma directa en nuestras actitudes, habilidades y valores.

Una competencia es sin duda alguna, el pilar de la nueva escuela del Siglo XXI, que repercutirá en la construcción de los saberes cognitivos, procedimentales, reflexivo, críticos, actitudinales y de valores, en el estudiante así como del facilitador que día a día interacciona con su grupo de estudiantes y compañeros maestros, generando al final del proceso de aprendizaje productos de evidencias de las competencias alcanzadas.

No obstante hay que mencionar, que siempre hay que fomentar en nosotros mismos y en los alumnos que estamos sujetos a errores y que estamos obligados a identificarlos y corregirlos, de tal manera que sea capaz de resolver tareas y problemas que se le presente a lo largo de su vida y entorno.

Por ello, las estrategias de enseñanza y aprendizaje, juegan un papel preponderante con gran relevancia, para la planificación de los propósitos, actividades a realizar, productos que queremos alcanzar y del perfil (competencias) en situaciones que estén de gran problemática, que estén en la realidad de una vida cotidiana y que estos sean significativos.

Cuando se evalue un conocimiento debe de ser de manera objetiva, formativa y no solo conceptual, claro que esto es una acción compleja pero sumando esfuerzos de cada uno de nosotros involucrados en este proceso, llegaremos con los chicos alcanzar los propósitos trazados desde el inicio.

Toda evaluación debe de ser crítica, reflexiva, analítica y que aporte al medio donde se desarrolla esas competencias y sean capaces de proyectarse en otros menesteres profesionales y de la propia vida.

Finalmente, los procesos cognitivos tienen un papel muy importante en la conducción del aprendizaje dentro y fuera del aula.

Nomenclatura Química de los Compuestos Inorgánicos

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.

Los compuestos inorgánicos se clasifican según por la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades característica de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion H⁺¹; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH^-1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Oxígeno + Metal → Oxido Básico

Oxígeno + No metal → Oxido ácido

Oxido Básico + Agua → Base (Hidróxido)

Oxido ácido + Agua → Oxoácido

Hidrógeno + No metal → Acido hidrácido

Metal + No metal → Sal haloidea

En esta dirección o URL, encontraras un libro completo de los compuestos inorgánicos:

http://es.wikibooks.org/wiki/Formulaci%C3%B3n_inorg%C3%A1nica

TIPOS DE ENLACES QUIMICOS

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus características principales.

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.

¿Qué mantiene unidos a los Átomos?
Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.
Todos los compuestos están constituidos por dos o más átomos de un o más elementos diferentes, unidos entre sí por enlaces ya sean estos iónicos o covalentes.

TIPOS DE ENLACE

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad.

Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar -polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
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.

Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles -grupo 18- más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente.

El enlace covalente se forma cuando ambos átomos carecen del número de electrones del gas noble más cercano. El átomo de cloro, por ejemplo, tiene un electrón menos que el átomo de argón (17 frente a 18). Cuando dos átomos de cloro forman un enlace covalente compartiendo dos electrones (uno de cada átomo), ambos consiguen el número 18 del argón (Cl~~Cl). Es común representar un par de electrones compartido por medio de un guión entre los átomos individuales: Cl~~Cl se escribe Cl8Cl.

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.

2. Enlace covalente, si comparten los electrones.

3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.

4. Enlace metálico, so los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.

Enlace iónico

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl^- y Na⁺. De esta forma cada ion Cl^- queda rodeado de seis iones Na⁺ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.

Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.

Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

Enlace covalente

Generalidades del enlace covalente

Los átomos se encuentran por lo general, formando parte de compuestos químicos en forma de moléculas, unidos entre sí mediante fuerzas de unión o de enlace. La importancia de estas fuerzas es considerable pues de ellas dependen las propiedades físicas y químicas de los compuestos. El primer modelo aceptable del enlace químico se debe a Lewis, a comienzos del siglo XX, y estaba basado en los electrones de los átomos. Todavía hoy la explicación del enlace según Lewis es aplicable a muchas moléculas simples.

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl₃, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF₆, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número. La teoría de

Lewis. La regla del octeto.

En 1916 Lewis relacionó el enlace químico con la compartición de un par de electrones por los átomos enlazados. De esta forma, cada pareja de electrones envuelta en un enlace debe ocupar una región del espacio entre ambos átomos, y a efectos de contabilidad, pertenecen a los dos átomos. Esto es lo que se denomina un enlace covalente, y se representa por A-B. Si existieran dos o tres pares compartidos entre dos átomos, entonces el enlace sería doble (A=B) o triple (AºB), respectivamente. Los pares de electrones no compartidos se denominan pares de electrones solitarios. Aunque éstos no contribuyen directamente al enlace, ejercen influencia en la forma de las moléculas y en sus propiedades químicas.

Lewis propuso una explicación para el enlace de un gran número de moléculas mediante la regla del octeto, según la cual, "cada átomo comparte electrones con átomos vecinos hasta alcanzar un total de ocho electrones en su capa de valencia". En realidad, esto no es mas que consecuencia de la alta estabilidad de la configuración electrónica de tipo gas noble (s²p⁶), también denominada de capa cerrada. El átomo de hidrógeno es una excepción a esta regla pues sólo puede llenar su capa de valencia (1s) con un máximo de 2 electrones.

La regla del octeto proporciona una forma simple de construir las denominadas estructuras de Lewis, que son diagramas que muestran el tipo de enlace en una molécula. Para poder construir una estructura de Lewis hay que seguir los siguientes pasos:

1. Calcular el número de electrones que se han de incluir en la estructura sumando el número de electrones de la capa de valencia de cada átomo que constituye la molécula.

2. Escribir los símbolos químicos de los átomos, de forma que se muestre cuáles están enlazados entre sí. Generalmente, el átomo menos electronegativo es el átomo central de una molécula, como ocurre en el CO₂ o en el SO₄^2-, aunque existen excepciones como las moléculas de H₂O o NH₃.

3. Distribuir los electrones en pares de forma que haya un par de electrones entre cada dos átomos enlazados y poner, a continuación, pares electrónicos (en forma de pares solitarios o múltiples enlaces) hasta que cada átomo se encuentre rodeado de un octeto. Cada par de electrones de enlace se representa por una sola línea. La carga neta de una especie química pertenece a toda la especie química y no a un átomo en particular.

Ejemplos:

Estructura de Lewis del ion BF₄¯.

B: 1s²2s²2p¹ 3 electrones de valencia.

F: 1s²2s²2p⁵ 7 electrones de valencia.

Los átomos aportan: 3 + (4 x 7) = 31 electrones de valencia; la carga negativa del ion representa un electrón adicional. El número de electrones totales del ion BF₄¯ es de 32, lo que implica que hay que acomodar 16 pares de electrones alrededor de 5 átomos. La estructura de Lewis del ion es:

Estructura de Lewis de la molécula de CO₂:

C: 1s²2s²2p² 4 electrones de valencia.

O: 1s²2s²2p⁴ 6 electrones de valencia.

Nº electrones de valencia: 4 + (6 x 2) = 16, lo que implica que hay que acomodar 8 pares de electrones alrededor de 3 átomos. La estructura de Lewis de esta molécula es:

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

• La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.

· La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

POLARIDAD DE LOS ENLACES

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá más fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

ADJUNTO UNA REFERENCIA ELECTRONICA PARA QUE INTERACTUEN CON LOS DIFERENTES TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS ( URL):

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm