1

El enlace químicoUnidad 2

¿Por qué se unen los átomos?

Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad (Configuración electrónica de gas noble).Son los electrones más externos, los

también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

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¿Por qué se unen los átomos?

En la formación de un enlace participan todos los electrones.Se unen utilizando los electrones más externos (de valencia).

curva de Morse

Las propiedades características de las sustancias están relacionadas con la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.

Enlace químico: conjunto de fuerzas que mantienen unidos a los átomos cuando forman moléculas o cristales, así como a las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas cuando se presentan en estado líquido o sólido

Una primera aproximación para interpretar el enlace

A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8 electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de valencia igual a la del gas noble más próximo

REGLA DEL OCTETO

Regla del octeto

Los átomos tienen una capa electrónica externa que puede contener hasta ocho electrones (ns2 np6); este octeto de electrones representa una disposición electrónica especialmente estable, ya que corresponde a la estructura de gas noble.

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Cuando los átomos se unen por medio de enlaces ceden, captan o comparten electrones con el fin de alcanzar ocho electrones en sus capas externas, la máxima estabilidad.

7

Excepciones a la teoría de Lewis

El hidrógeno: sólo tiene 2 electrones.

Octeto incompleto: Moléculas tipo BeCl2 en la que el Berilio sólo tiene 2 electrones.

Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas como el BF3 en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones.

Octeto expandido: Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–).

Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

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Tipos de enlaces

Intramoleculares:Iónico.Covalente.

Intermoleculares:Fuerzas de Van de WaalsEnlaces de hidrógeno.

Metálico.

Enlace iónico

El compuesto iónico se forma al reaccionar un metal con un no metal.

Transferencia de e- de un átomo a otro.

Los átomos del metal pierden electrones (se forma un catión) y los acepta el no metal (se forma un anión).

Se da entre elementos de menor Energía de Ionización (metales grupo IA) y elementos de Electroafinidad elevada (No metales Halógenos)

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Redes cristalinas Los iones en los compuestos iónicos se ordenan

regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.

Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal.

Índice de coordinación: Es el número de iones de signo opuesto que rodean a

un ion dado”. Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su

índice de coordinación.

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Ciclo de Born-HaberLa reacción global de formación de NaCl es:

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) (Hformación = –411,1 kJ)

que puede considerarse suma de las siguientes reacciones:

Na (s) Na (g) (Hsublimación = +107,8 kJ)½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdisociación= +121,3 kJ)Cl (g) Cl– (g) (ΔHAfinidad Electrónica = –348,8 kJ)

Na (g) Na+ (g) (ΔHEnergía Ionización = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) (U= ?)

U = Hf – (Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI)

U U = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ–786’8 kJ

Ci l B H b

16

Factores de los que depende la Energía reticular En general, la energía de red es grande y

negativa y compensa el déficit de energía que suponen el resto de los procesos. Está influenciada por la carga y el tamaño de los iones

A mayor carga de los iones mayor Hu.

Ejemplo: Así el CaO (Ca2+ y O2–) tendrá “Hu ” mayor que el NaCl

(Na+ y Cl–).

A menor tamaño de los iones mayor Hu.

Ejemplo: Así el NaCl (Na+ y Cl–) tendrá “Hu ” mayor que el KBr (K+

y Br–).

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Propiedades de los compuestos iónicos

Puntos de fusión y ebullición elevados (tanto más cuanto mayor HU) ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la cantidad de uniones atracciones electrostáticas entre iones de distinto signo. Son sólidos a temperatura ambiente.

Son solubles en disolventes polares como el agua (tanto más cuanto menor HU) e insolubles en disolventes apolares.

Presentan conductividad electrolítica a la corriente eléctrica en estado disuelto o fundido. Sin embargo, en estado sólido no conducen la electricidad.

Son duros (elevada resistencia a ser rayados) y quebradizos (se rompe con facilidad al someterlos a fuerzas moderadas).

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Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar

Solubilidad de un cristal iónico

Fragilidad en un cristal iónico

FUERZA

ACTIVIDADES: Ejemplo pág. 43, ejemplo 2 pág 45 Pág 65: 1,4,5,6, y 7

Ocurre cuando se COMPARTEN pares de e-Entre átomos de la misma especie

(elementos No Metálicos), y compuestos del C

La mayoría de las sustancias de Interés biológico se forman mediante enlace Covalente. O2, CO2,H2O, NH4, COMPUESTOS ORGANICOS

¿Cómo se puede formar la molécula de H2?

¿Cómo se puede formar la molécula de F2? ¿Cómo se puede formar la molécula de HCl? ¿Cómo se puede formar la molécula de Cl2? ¿Cómo se puede formar la molécula de O2? ¿Cómo se puede formar la molécula de N2?

Hꞏ + ꞏH H:H

Diferentes tipos de enlace covalente Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple

Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble

Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple

Enlace covalente dativo o coordinado

Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo.

El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

Ejemplos : HClO, HClO2 , H3O+, NH4+, SO3

Estructuras de Lewis

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? Pág 481. Se sitúa cada uno de los elementos alrededor del átomo central.

Generalmente, el átomo central es el átomo menos electronegativo, en especies del tipo ABx.

2. Calcula el número total de electrones de valencia de los átomos implicados.

3. Se determina el número de electrones necesarios para completar el octeto de todos los átomos implicados.

4. Se calcula el número de electrones compartidos (3-2 ).5. Se dibujan los enlaces sencillos.6. Se determina el número de electrones que forman enlaces

múltiples (dobles o triples). En caso de que existan, algunos enlaces sencillos de los dibujados en el apartado 5) deberán ser múltiples . (4-5).

7. Se calcula el número total de electrones no compartidos (2-4).8. Se distribuyen los electrones no compartidos de forma que dada

átomo cumpla con la regla del octeto.

pág. 47: Ejemplo ; Actividades 4-6 pág. 49;

Estructuras de Lewis

Ejercicio 6 pág. 49: SiO4-4

Si: 3s2p2 4e-O: 2s2p4 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg.

32 e-

2)

1)

3) e- de v. libres: 32-8= 24

4)

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

Ejemplo: SO2

S: 3s2p4 6e-O: 2s2p4 6e-x2 = 12+ 4 cargas neg.

18 e-

2)

1)

3) e- de v. libres: 18-4= 14

4)

SO O

SO O

SO O

31

Resonancia.

Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta.

En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras

de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO3

2–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo ˙ ˙

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙

˙ ˙

Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

S ═ O:˙ ˙

:O ←˙ ˙˙ ˙

↓:O:˙ ˙

pág. 67: 23 y 24; pág 66: 5

34

Parámetros moleculares pág. 50

Energía de enlace

Longitud de enlace

Ángulo de enlace

Polaridad de enlace

35

Parámetros moleculares pág. 50

Energía de enlace Energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos

átomos en estado gaseoso y fundamental.

Se obtiene a partir de la energía de disociación

Enlace simple

Energía de enlace

Enlace doble

Energía de enlace

Enlace triple

Energía de enlace

C—C 346,1 C=C 611,1 C≡C 818,4

C—N 292,6 C=N 614,0 C≡N 888,7

C—O 350,3 C=O 713,9 C≡O 1073,4

C—S 258,3 C=S 476,1 ? ?

N—N 158,8 N=N 417,2 N≡N 939,7

N—O 221,5 N=O 606,1 — —

O—O 137,9 O=O 497,4 — —

S—O 346,5 S=O 497,4 — —

36

Parámetros moleculares pág. 50

Longitud de enlace Es la distancia de equilibrio entre los núcleos atómicos

correspondiente al valor de la energía de enlace en la curva de acercamiento interatómico. Se denomina también distancia internuclear.

Son valores promedios

37

Parámetros moleculares pág. 51

Ángulo de enlace El ángulo hipotético formado entre el núcleo del átomo central y

los núcleos de los átomos enlazados a él. Son valores promedios

Depende del átomo central y no de los que se hallan unidos a él

39

Polaridad de moléculas

Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:

Moléculas polares.Moléculas polares. Tienen no nulo:Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl.

Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3.

Moléculas apolaresMoléculas apolares. Tienen nulo:Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.

= 0. Ej: CH4, CO2.

Polaridad de las Moléculas

Polarity of bondsPolarity of bonds

H ClH ClCarga postiva pequeña

Menor electronegatividadCarga negativa pequeña

Mayor electronegatividad

43

Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV) y geometría molecular

Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse por técnicas de difracción de rayos X.

Las moléculas diatómicas como H2 o Cl2 deben ser lineales, ya que dos puntos siempre forman una recta.

Para moléculas formadas por 3 o más átomos usamos el modelo de repulsión de los pares electrónicos, que dice que: “La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central”.

● Los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si se encuentran formando enlaces (pares de enlace) como cuando están sin compartir (pares solitarios).

● Los pares de electrones (tanto solitarios como de enlace) se distribuyen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones entre ellos

● La geometría molecular viene definida por distribución espacial de los átomos que integran la molécula.

Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV), (cont.)

Notación en el modelo RPECV

AXnE

m

A: átomo centralX: átomos periféricosE: pares solitarios asociados al átomo central

46

Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV), (cont.)

Para saber la geometría que tienen las moléculas con enlaces covalentes podemos distinguir las siguientes clases:

• El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace, ej.:

• BeF2

• BCl3

• CH4

47

El átomo central sólo tiene pares de eEl átomo central sólo tiene pares de e– – de enlace.de enlace.

BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Ang. enl. = 180º.

BCl3: El B tiene 3 pares de e– Ang. enl. = 120º.

CH4: El C tiene 4 pares de e– Ang. enl. = 109,4º.

CH4

Tetraédrica

BCl3

Triangular

BeF2

Lineal

48

Modelo de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPEV), (cont.)

El átomo central tiene pares de e– sin compartir, ej:

• SnCl2

• NH3

• H2O

49

El átomo central tiene pares de e– sin compartir.

La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.

• NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)

• H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)

Los ángulos medidos son ligeramente inferiores a los de un tetraedro, ya que los pares de e- no compartidos requieren más espacio que los compartidos, ya que estos están atraídos por dos átomos.

Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

50

Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular. (cont.).

El átomo central tiene un enlace doble, ej: eteno.

51

El átomo central tiene un enlace doble.

La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.

CH2=CH2: Cada C tiene 2 pares de e– compartidos con el otro C y 2 pares de e– compartidos con sendos átomos de H. • Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)

• Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

122º

116º

122º

53

Teoría del enlace de valencia (T.E.V.)

Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento (superposición) de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e– de orbitales semiocupados.

Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e–

desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–.

¡¡¡¡¡RECUERDA!!! Se llama “covalenciacovalencia” al nº de e– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.

54

Enlace covalente simple.

Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma).Puede ser:

a) Entre dos orbitales “s”

b) Entre un orbital “s” y uno “p”

c) Entre dos orbitales “p”.

56

Enlace covalente múltiple.

Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos.Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1).Si en enlace es doble, el segundo

solapamiento es lateral “π” (pi).Si el enlace es triple,

existe un solapa-miento “σ” y dos “π”.

MOLÉCULA DE NITRÓGENO: N2

57

MOLÉCULA DE OXÍGENO: O2

MOLÉCULA DE BORANO: BH3

58

MOLÉCULA DE HIDRURO DE BERILIO: BeH2

59

MOLÉCULA DE METANO: CH4

60

Hibridación de orbitales atómicos. Para explicar la geometría de la moléculas

(ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridaciónteoría de la hibridación”.

Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orbitales 2p).

Los tipos de hibridación se utiliza, sobre todo, en compuestos de química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.

61

Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos

62

Tipos de hibridaciónTipos de hibridación

spsp33 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3

2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

spsp22

3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3

1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

sp sp 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2

2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2

1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

Orbitales atómicos; Hibridación

Enlaces MúltiplesEnlaces MúltiplesLos pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en orbitales híbridos.

C C

H

H H

H

H C C H

Enlace sigma, :Densidad electrónica se concentra en el eje que une los

átomos. Consta de un solo lóbulo. Todos los enlaces sencillos son sigma.

Enlace pi, :Densidad electrónica se encuentra por encima y por

debajo del eje que une los átomos. Consta de más de un lóbulo.

- Un enlace doble consiste en un enlace y un .- Un enlace triple consiste en un enlace y dos .

66

Se hibridan:Se hibridan:Los orbitales atómicos que van a formar

enlaces “” Las parejas de e– sin compartir.

No se hibridan:No se hibridan: Los orbitales atómicos que van a formar

el segundo o tercer enlace.Los orbitales atómicos vacíos.

Orbitales atómicos; Hibridación

La molécula de agua tiene dos pares electrónicos libres procedentes del átomo de oxígeno, la geometría molecular del H2O no presenta ángulos de enlace de 109,5°, sino un poco menores. Así, el ángulo anómalo observado de 104° es debido a la repulsión inter-electrónica entre los pares libres que fuerza el cierre del ángulo de los enlaces entre átomos

La molécula de amoniaco (NH3 ), que presenta hibridación sp3 con ángulos de enlace de 106,5°, puesto que uno de sus cuatro orbitales híbridos no es equivalente a los otros tres al estar ocupado por un par electrónico libre; esto provoca repulsión sobre los enlaces cercanos y, por ello, el cierre angular observado

EfectoEfecto estéricoestérico

Pág: 57: 8, Pág. 65: 13,18, 19

EXAMENEXAMENSemana 22-26 enero 2018Semana 22-26 enero 2018????????????????????????????????????????????

69

Propiedades de los compuestos covalentes

Sólidos covalentesSólidos covalentes: Los enlaces se dan a lo

largo de todo el cristal. Gran dureza y P.F alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de

disolvente. Malos conductores. El grafito que forma

estructura por capas le hace más blando y conductor.

Sust. molecularesSust. moleculares: Están formados por

moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases),

líquidos (H20, Br2, etanol), sólidos (I2, naftaleno) .

Son blandos. Solubles en disolventes

moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son

solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

Redes covalentes

La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de romper. Los electrones compartidos están muy localizados.

Grafito: láminas de átomos de carbono

Estructura del diamante, C Estructura del cuarzo, SiO2

73

Modelo de bandas:Modelo de bandas:

Los átomos se encuentran muy cercanos Se combinan infinidad de orbitales atómicos con lo

que se produce un conjunto de orbitales de energía muy parecidas (banda de niveles energéticos).

Explica el fenómeno de conductividad.

Ej. litio (1s2 , 2s1)

En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.

En los aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero hay una importante diferencia de energía entre una y otra por lo que los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales.

En los semiconductores la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas,la diferencia de energía entre ellas es pequeña y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si.

75

Propiedades de los compuestos metálicos.

Son dúctiles y maleables debido a que no existen enlaces con una dirección determinada. Si se distorsiona la estructura los e– vuelven a estabilizarla interponiéndose entre los cationes.

76

Propiedades de los compuestos metálicos.

Son buenos conductores debido a la deslocalización de los e–.

Conducen el calor debido a la compacidad de los átomos que hace que las vibraciones en unos se transmitan con facilidad a los de al lado.

Tienen, en general, altos P. F. y P. E. dependiendo de la estructura de la red. La mayoría son sólidos.

Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles muy próximos de energía que hace que prácticamente absorban energía de cualquier “” que inmediatamente emiten (reflejo y brillo).

77

Enlaces intermolecularesEnlace o puente de Hidrógeno.Enlace o puente de Hidrógeno. Es relativamente fuerte y precisa de:Gran diferencia de electronegatividad entre átomos.El pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de

e– del otro átomo.Es el responsable de P.F y P.E. anormalmente altos.

Fuerzas de Van der Waals.Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes

(moléculas polares). Son débiles.

Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos (moléculas apolares). Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas.

Enlace de hidrógenoEnlace de hidrógeno:Cuando el átomo de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O, N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de otras moléculas

HF

H2O

NH3

Enlace de hidrógeno en la molécula de agua

Enlace de hidrógeno

Este tipo de enlace es el responsable de la existencia Este tipo de enlace es el responsable de la existencia del agua en estado líquido y sólido.del agua en estado líquido y sólido.

Fuerzas Intermoleculares

Punto de ebullición normal (K)

Masa molecular (u)

Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

Fuerzas de Van der Waals.Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de tipo electrostático que unen a las

moléculas tanto polares como apolares.

Fuerzas dipolo-dipolo: entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son interacciones débiles. Modifica los P.E. y P. F. de estas sustancias (HCl, HBr, HI…)

83

Fuerzas de Van der Waals.Fuerzas de Van der Waals. Fuerzas de London: entre dipolos instantáneos

(moléculas apolares). Los dipolos instantáneos (inducidos) se deben a las

fluctuaciones de los electrones de una zona a otra de la molécula.

Son muy débiles y aumentan con el tamaño de los átomos y de las moléculas, con la masa molecular.

84

Ej. H2, Cl2, I2 CCl4

Pág.59: Act: 12, 13 y 14; Pág.63: Act: 15 y 16Pág: 66: 20-26,29-33