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Quisemana3iienlaiquimic 111109154953-phpapp02

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  • 1. CICLO 2012-I Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERALLic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
  • 2. CONTENIDOS TEMÁTICOS Enlace químico Características del enlace químico Propiedades Problemas de analisis Enlace covalente Enlace moleculares Trabajo de investigación
  • 3. Meditemos
  • 4. ¿Por qué se forman compuestos?Los elementos forman compuestos por que de esa forma gananestabilidad  liberan energía Un compuesto iónico El grafito es una forma elemental en la que se forman enlaces covalentes
  • 5. Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestosmoleculares muy complejos.
  • 6. ¿Qué es un enlace químico?Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entrelos átomos u otras especies químicas, confiriendoestabilidad a los conjuntos formados.Esta fuerza es lo que se conoce como enlace químico. químicoUn enlace químico resultará de la redistribución de loselectrones de los átomos y partículas participantes, yésta es la causa de que la energía total del sistemallegue a un mínimo de energía, es decir a su estado másestable.
  • 7. Electronegatividad y enlaceLa mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente: Si ∆EN >=1,7 es iónico; ∆EN <=1,7 es covalenteH2,1Li Be B C N O F1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0Na Mg Al Si P S Cl0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br0,8 1,0 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 1,8 1,8 1,8 1,9 1,6 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8Rb Sr In Sn Sb Te I0,8 1,0 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5Cs Ba0,7 0,9
  • 8. Electronegatividad y enlace
  • 9. Tipos de enlace• Interatómicos – Iónico – Covalente Metano – Metálico CH4(g)• Intermoleculares – Fuerzas de London – Interacciones dipolo-dipolo – Enlaces puente de hidrógeno Agua H2O(l)
  • 10. Tipos de enlaces interatómicos
  • 11. Enlace Iónico
  • 12. ¿Cómo se forma el enlace iónico? a tr a c c ió n e le c tr o s tá tic a e n tre c a rg a s o p u e s ta s ! Na + Cl Na Cl 2 2 6 1 N e 3s 3p2 5 1s2 2s2 2p 6 1s 2s 2p 3s N e 3s2 3p 6 E N = 0 ,9 E N = 3 ,0 E l c lo r o g a n a e le c tr o n e sE l s o d io p ie r d e e le c tr o n e s c o n fa c ilid a d ! fá c ilm e n te ! a m b o s c o m p le ta n e l o c te to !
  • 13. Teoría de Lewis• Los electrones de valencia son los que intervienen en la formación de enlaces.• Los electrones buscan aparearse para ganar estabilidad (regla del dueto).• Los electrones con transferidos o compartidos hasta que el átomo obtenga la configuración de gas noble (regla del octeto).• En la representación de Lewis, el símbolo representa al núcleo y a los electrones del kernel, y los puntos a los electrones de valencia,
  • 14. Estructuras de Lewis de compuestos iónicosPrimero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representaentre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la cargacorrespondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos serepresentan entre corchetes. •• 2- •• 2+ • BaO Ba O• Ba O •• • • •• •• •• •• • Cl - •• 2+ •• •• MgCl2 Mg • Mg 2 Cl •• •• • •• •• • Cl •• ••
  • 15. Los compuestos iónicos Un ion no solo atrae un contraion sino varios otros más, de acuerdo a su tamaño y carga,por lo que cada ion estará siempre rodeado de un número determinado de iones de signo contrario, y un compuesto iónico será por lo tanto una estructura tridimensional, llamada RED CRISTALINA + R E D C R IS T A L IN A
  • 16. Los compuestos iónicos Los c diversos a α c compuesto a β γa 120 o a a a b s tienen varias formas de cristalizar.
  • 17. Propiedades de los compuestos iónicos A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de atracción entre los iones. Altos puntos de fusión y ebullición. Muchos son solubles en solventes polares como el agua.La mayoría es insoluble en solventes no polares como el hexano o la gasolina.Son conductores de la electricidad en estado fundido (líquido) o en solución acuosa.No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que se prefiere hablar de unidades fórmula ó fórmulas mínimas, cuando de compuestos iónicos se trata.
  • 18. Problemas de aplicación1. En un enlace covalente:•Los átomos formando el enlace están en la forma deiones.•Hay transferencia total de electrones de un átomo aotro.•Los electrones son compartidos en formarelativamente igual por los dos átomos.•El pasaje de la corriente eléctrica es muy fácil•Es la gran diferencia en electronegatividad lo quemantiene el enlace.
  • 19. 2. Qué compuesto de los que seindican abajo, tendrán todos susenlaces esencialmente covalentes?a) NaOHb) ZnCl2c) CH3CO2Nad) CaCO3 e) CH3CH2OH
  • 20. 3. De los siguientes compuestos diga cuantosenlaces iónicos y cuantos enlaces covalentes tiene.•Na2O2•H2O2•CO2•N2O3•Cl2O5•Mn2O3•H2S•N2O3
  • 21. En la siguiente estructura determine ustedcuantos enlaces iónicos hay y cuantosenlaces covalentes hay en la estructurasiguiente:
  • 22. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDASInvestigar lo siguiente:1. Los enlaces en su importancia en la existencia de la vida, fundamente con ejemplos.2. En que tipo de materiales se identifican los enlaces iónicos.3. Construya una tabla en donde describa las principales propiedades de los compuestos iónicos, y sus aplicaciones.
  • 23. ORIENTACIONESSe recomienda revisar las bases teóricas en suguía didáctica de química general.Es necesario que dedique dos horas diarias a suestudio, consultando los libros o textos delectura obligatorios y el material impreso que sele ha entregado.Es obligatorio que revise los videoscomplementarios que se le adjunta susrespectivos link en internet.
  • 24. GRACIAS
  • 25. CICLO 2012-I Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERALLic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
  • 26. Regla del octetoLos átomos se unen compartiendo electroneshasta conseguir completar la última capa con 8e- (4 pares de e-) es decir conseguir laconfiguración de gas noble: s2p6En el enlace sólo participan los electrones devalencia (los que se encuentran alojados en laúltima capa). Estado basal de los átomos
  • 27. Electronegatividad y enlace La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente: Si ∆EN >=1,9 es iónico; ∆EN <=1,9 es covalente H2,1 Li Be B C N O F1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0Na Mg Al Si P S Cl0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br0,8 1,0 1,3 1,5 1,6 1,6 1,5 1,8 1,8 1,8 1,9 1,6 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8Rb Sr In Sn Sb Te I0,8 1,0 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5Cs Ba0,7 0,9
  • 28. Porcentaje de carácter iónico del enlace
  • 29. El enlace covalentePueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomosque forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química:una molécula. Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomosde elementos no metálicos, que tienen potenciales de ionización relativamentealtos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias deelectronegatividades menores a 1,9. Electrones Par electrónico 1s compartido Dos átomos de Una molécula de hidrógeno hidrógeno Par enlazante
  • 30. Formación del H2Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (sesuperponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de orbital: un orbital molecular (un enlace covalente)
  • 31. Moléculas sencillas p a r n o c o m p a r t id o HO O H H HAG UA, H 2O p a r c o m p a r tid o O H H
  • 32. Moléculas sencillas H HN H H N H H p a r n o c o m p a r tid o A M O N IA C O , N H 3 p a r c o m p a rtid o H H N H
  • 33. Clasificación de los enlaces covalentes
  • 34. Tipos de enlace covalentes(a) Por el origen de los electronescompartidos• Normales: Si los electrones compartidos provienen uno de cada uno de los átomos enlazados.• Coordinados: Si el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos enlazados.
  • 35. Tipos de F o r m a c ió n d e l B r 2 enlace Br Br Br Brcovalent E n la c e c o v a le n te n o r m a l Br Br es: + F o r m a c ió n d e l N H (io n a m o n io ) Por el H 4 H +origen de H N H + H N H los H n o tie n e e le c tr o n e s !! s u o r b it a l 1 s e s t á v a c ío !! Helectrones Hcompartid E n la c e c o v a le n te c o o r d in a d o H N H H os Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH4+ son
  • 36. Enlaces covalentes normales y coordinados Orbitales semillenos Pares de e- compartidos Enlace covalente normal simpleOrbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos Enlace covalente coordinado simple
  • 37. Tipos de enlace covalentes:(b) Por el grado de compartición de loselectrones Enlaces formados por átomos iguales: nubes Enlaces covalentes no polares simétricas Enlaces formados por δ+ δ− átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de Enlaces covalentes polares cargas parciales)
  • 38. Tipos de Enlace según la diferencia de ElectronegatividadLa mayor o menor diferencia entre las electronegatividades delos átomos que forman un compuesto determinan el tipo deenlace. ΔEN = ENA - ENB Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9 Enlace Iónico Enlace Covalente No polar o apolar Polar Si, ΔEN = 0, 0 Si, 0 <ΔEN < 1,9 (átomos iguales) (elementos diferentes)
  • 39. Enlace no polar
  • 40. Enlace polar
  • 41. δ− δ+ Momento Dipolar (µ) El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipoloCl H formado, es decir es una medida del polaridad del enlace. µ=q.r q: carga del e- = 1,602·10-19 C r: distancia entre cargas µ 1 Debye (D) = 3,33·10−30 C.m Sustancia ΔEN µ (D) Te (oC) HF 1,9 1,91 19,9 HCl 0, 9 1,03 -85,03 HBr 0,7 0,79 -66,72 HI 0,4 0,38 -35,35 H-H 0,0 0,0 -253
  • 42. Tipos de enlace covalentes:(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples enlaces sencillos (1 par compartido) enlaces dobles (2 pares compartidos) enlaces triples (3 pares compartidos) H H O O N N octetos
  • 43. Tipos de enlace covalentes:(d) Por la forma de los enlaces (orbitalesmoleculares) El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos. Enlacedos e- se comparten en el nuevo orbital Los Sigma, σ: La formado. densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.
  • 44. Tipos de enlace covalentes:(d) Por la Forma de los enlaces (orbitalesmoleculares)Enlace pi, π:La densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une los átomos. Consta de dos lóbulos. - Un enlace doble consiste en un enlace σ y un π. - Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π. +Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitudE≡E Enlace longitud de enlace (Å) energía de enlace (kcal/mol) C–C 1,53 88 C=C 1,34 119 C≡C 1,22 200
  • 45. Enlace simple Orbitales sigma y pi •• •• •• • Cl • •H• • • Cl • • • Cl • Enlace doble •• •• •• Región de traslape Enlace tripleEnlace σ Enlace σ s-p p-p
  • 46. Orbitales sigma
  • 47. Orbitales pi
  • 48. Enlaces múltiples π•• N σ π N • •Nitrógeno, N2
  • 49. Estructuras de Lewis en compuestos covalentesSon una representación gráfica para comprenderdonde están los electrones en un átomo o molécula,colocando los electrones de valencia como puntosalrededor de los símbolos de los elementos. La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de G. N. Lewis electrones.
  • 50. ReglasSe considerará como átomo central de la molécula:. El que esté presente unitariamente. De haber más de un átomo unitario, será al que le falten máselectrones.. De haber igualdad en el número de e-, será el menoselectronegativo.
  • 51. Ejemplos de Estructuras de Lewis
  • 52. Adicionalmente...Reglas para hallar el número de enlaces1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en lafórmula molecular propuesta. Para un anión poliatómico se leañade un e- más por cada carga negativa y para un catión serestan tantos electrones como cargas positivas. A este valor sele denomina a2- Se determina el número total de electrones necesarios paraque todos los átomos de la especie puedan adquirir laconfiguración de gas noble, multiplicando el número de átomosdiferentes del hidrógeno por 8 y el número de átomos dehidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b. b-a Número de enlaces = 2
  • 53. Ejemplos Ejemplo 2: SiO4-4 1) Si: 4e- valEjemplo 1: H2CO O: 6e-x 4 = 24 e- val a =321)C: 4e- + 4 cargas neg. H: 1e- x 2= 2e- a =12 2) b = 8x5= 40 O 4- O: 6e- #enlaces= (40 -32)/ 2 = 4 H O Si O2) b = 8x2 + 2x1 = 18 #enlaces= (18 -12) / 2 = 3 H C O O3) e- de v. libres: 12-6= 6 H 3) e- de val libres= 32- 8= 24 H H C O 4) 4-4) O H C O O Si O O
  • 54. Propiedades de los compuestos covalentesSon gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión. Algunos sólidos covalentes presentan altos puntos de fusión y ebullición. Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua.Mayormente se disuelven en líquidos no polares como el hexano o la gasolina. En estado líquido o fundido, no conducen la corriente eléctrica.Cuando forman soluciones acuosas, éstas son malas conductoras de la electricidad.
  • 55. Comparación de propiedadesCompuestos iónicos y covalentes
  • 56. ResonanciaEn ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula querepresenta.Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dosenlaces idénticos mientras que en la estructura deLewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+largo). O O O
  • 57. ResonanciaExplicación: Suponer que los enlaces sonpromedios de dos posibles situaciones A estas estructuras se les llama formas O O resonantes O O O O- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay una molécula: la real, queno es una ni la otra.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
  • 58. Excepciones a la regla del octeto• No todas las especies químicas cumplen la regla del octeto.• Hay tres clases de excepciones a la regla del octeto a) Moléculas con # de e- impar. N O Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto. F BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). B F F Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.
  • 59. Excepciones a la regla del octetoc) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto. PCl 5 La clase más amplia de moléculas que violan la regla # de e- de val ⇒ 5+7x5= 40 e- consiste en especies en las que el átomo central está Cl rodeado por mas de 4 pares de Cl e-, tienen octetos expandidos. P Cl Cl Cl Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.
  • 60. Hibridación• Por ejemplo, el carbono, con sus 4 e- de valencia y su notación de Lewis, es decir solo 2 electrones desapareados, no explicaría la formación de 4 enlaces simples iguales en el metano, CH4. H Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la H C H hibridación de orbitales. • •C • H •• La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía
  • 61. La formación del metano, CH4
  • 62. Hibridación sp3 Hibridación CH4
  • 63. Híbridos sp3
  • 64. El metano, CH4
  • 65. Hibridación sp2 Hibridación
  • 66. Híbridos sp2
  • 67. Hibridación sp Hibridación
  • 68. Híbridos sp
  • 69. Enlaces múltiples El Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis.H H C=CH H Molécula plana
  • 70. El eteno o etileno, C2H4
  • 71. Enlaces múltiples• El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace.• La molécula es lineal, H – C ≡ C – H
  • 72. El etino o acetileno, C2H2
  • 73. Geometría molecularEs importante saber predecir la geometría o forma molecular,puesto que de ella derivaremos muchas propiedades.a) Se dibuja la estructura de Lewis.b) Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los noenlazantes alrededor del átomo central y de acuerdo a ello seatribuye un tipo de hibridaciónc)La geometría molecular final vendrá determinada en funciónde los átomos o grupos atómicos unidos al átomo central. Estructura de Lewis Geometría de los Geometría molecular Requiere sp 3 pares de e- (pirámide trigonal) (tetraedral)
  • 74. Geometría molecular# de pares Geometría de # de pares # de pares Geometría molecular Ejemplos de e- del los pares de de e- de e- no átomo e- enlazantes enlazantes central lineal Plana- trigonal angular
  • 75. Geometría molecular# de pares Geometría de # de pares # de pares Geometría molecular Ejemplos de e- del los pares de de e- de e- no átomo e- enlazantes enlazantes central Tetraedral Tetraedral Piramidal- Trigonal Angular
  • 76. Hibridación y Geometría molecular: Resumen Número de Número AnguloHibridación enlaces de pares Total Geometría de enlace Ejemplo sigma solitarios (aprox) sp 2 0 2 Lineal 180° BeH2 2 1 3 Angular SO2 sp2 3 0 3 PlanaTrigonal 120° SO3 2 2 4 Angular 3 1 4 Piramidal- H2 O sp3 trigonal 109,5 ª NH3 4 0 4 Tetraédrica CH4
  • 77. Polaridad molecularLas propiedades de las sustancias dependen en gran medida de supolaridad, es decir la distribución de la densidad electrónica.Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer doscosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular HO2 CO2 Cada dipolo C-O se anula porque la molécula Los dipolos H-O no se anulan es lineal porque la molécula no es lineal, sino angular.
  • 78. Polaridad molecular Polar Si hay pares no enlazantes la molécula es polar. Si los pares de e- de enlace están distribuidossimétricamente alrededor del átomo central, la molécula es no polar.
  • 79. Moléculas polares
  • 80. La “Teoría del Mar de Enlace MetálicoElectrones”: afirma quesiendo los electrones devalencia de un metal muydébilmente atraídos por elnúcleo, estos electrones sedesprenderían del átomo,creando una estructurabasada en cationes metálicosinmersos en una grancantidad de electrones libres(un mar de electrones) quetienen la posibilidad de Metal Punto de fusión (°C)moverse libremente por todala estructura del sólido. Na 97,8 Fe 1536 W 3407
  • 81. Enlace metálico (Mg)
  • 82. Propiedades que genera el enlace• metálico Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad.• Sin dúctiles, maleables, tenaces• Son relativamente blandos (se rayan fácilmente) + + + + +• Poseen alta densidad• Poseen color y brillo + + + + + característico• Algunas de las propiedades señaladas se explican por la facilidad con la que se realizan desplazamiento de partes del cristal alo largo
  • 83. Fuerzas intermoleculares Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)Fuerzas de London Fuerzas de Van der WaalsFuerzas dipolo-dipoloEnlaces por puentes de hidrógeno
  • 84. Fuerzas de dispersión de London Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos formados entre las moléculas (polares o no polares) Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital origina la formación de dipolos no permanentes. Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos). Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes en moléculas no polares
  • 85. Fuerzas de dispersión de London Moléculas no polares En una de ellas se forma un dipolo instantáneo El dipolo instantáneo induce a la formación de un dipolo en la molécula vecina
  • 86. Fuerzas de London
  • 87. Grafito
  • 88. Fuerzas dipolo-dipoloInteracción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en lamolécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentanentre moléculas polares neutras, y su intensidaddepende de la polaridad molecular.
  • 89. Fuerzas dipolo-dipolo
  • 90. Enlaces Puente de Hidrógeno (EPH)Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas intermoleculares muy fuertes. El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido (enlazado) a un elemento altamente electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes entre compuestos con F, O y N, unido a H
  • 91. EPH en el agua
  • 92. Efecto de los EPH en la propiedades físicas
  • 93. Efecto de los EPH en la propiedades físicasPunto deebullición normal (K) Masa molecular ⇒ Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.
  • 94. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDASInvestigar lo siguiente:1.Los enlaces covalentes en que tipo de sustancias orgánicas se encuentran presentes que usen lo ingenieros electrónicos y cual es su aplicación .2. Dentro de la gama de materiales compuestos que son muy usados actualmente que tipo de enlace se encuentra presente y porque.
  • 95. ORIENTACIONESSe recomienda revisar las bases teóricas en suguía didáctica de química general.Es necesario que dedique dos horas diarias a suestudio, consultando los libros o textos delectura obligatorios y el material impreso que sele ha entregado.Es obligatorio que revise los videoscomplementarios que se le adjunta susrespectivos link en internet.
  • 96. GRACIAS