PRESENTACIÓN

Las primeras de la concepción atómicas las dieron aproximadamente 600 años a.C. los filósofos griegos

Leucipo y su discípulo Demócrito (etimológicamente la palabra átomo significa sin división). Sin embargo,

esta corriente no prospero en aquella época por el predominio de los cuatro elementos aristotélicos:

agua, aire, tierra y fuego. En 1803, el inglés John Dalton retomo el concepto atomístico y empezó a

estudiar el átomo de una forma científica y no filosófica, desde entonces se han ido planteando diferentes

teorías hasta llegara la teoría actual que es la que nos ocupa en el presente informe.

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OBJETIVOS

Describir en forma detallada las clases de llama y las zonas existen en la llama del mechero bunsen, para

poder utilizar adecuadamente en las pruebas necesarias.

Explicar cualitativamente las características del espectro de emisión que se producen cuando algunas

sustancias son expuestas a la llama del mechero bunsen.

Identificar los elementos a través de su espectro visible, longitud de onda, velocidad y frecuencia.

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FUNDAMENTO TEÓRICO

Carrasco, L. (2006), define que el mechero bunsen es una fuente calórica muy empleada en el laboratorio.

Este aparato quema gases combustibles como: metano, propano, butano, etc. NOTA.- describa partes del

mechero y las características de la llama.

La cual se realiza por la presencia del oxígeno en el aire, produciendo la siguiente reacción durante el proceso

de combustión.

C3H8 + 302 C + 2CO + 4H20 + calor (combustión incompleta)

C3H8 + 02 3CO2 + 4H20 + calor (combustión completa)

Sin embargo, la estructura atómica estudia los espectros de absorción y de emisión, donde ellos son huellas de

los elementos. Cada elemento posee una serie única de longitudes de onda de absorción o emisión. Un

espectro de emisión se obtiene por el análisis espectroscópico de una fuente de luz, como puede ser llama o

arco eléctrico.

Albarracín, F. (2005), los espectros de los elementos, son formas de energía que el elemento absorbe o

emite cuando se produce saltos de electrones entre sus niveles energía. Constituye las huellas digitales de los

elementos, de tal forma que cada elemento posee una serie única de longitud de onda de absorción y emisión.

Mientras que el espectro de la energía radiante obtiene por el análisis al espectroscopio de la luz u otra fuente

de energía radiante, los espectros de emisión de los elementos se pueden obtener al excitar un átomo (pasar

el átomo desde su configuración momentánea, saltando alguno de sus electrones a niveles más externos), por

medio de la llama o un arco eléctrico. Así cuando se calientan sales como NaCl, estas sustancias se vaporizan,

convirtiéndose al mismo tiempo los iones en átomos que además están excitados.

Energía térmica + Na Cl ¯ ⁺ (solido) Na vapor + Cl vapor Na* vapor + Cl *

Siendo: * = excitado

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Química del carbono

Modelos del átomo

La concepción nuclear

Con el conocimiento que se tiene de las partículas que conforman el átomo y sus características, es apenas

lógico plantear la pregunta: ¿cómo están distribuidas estas partículas dentro del átomo? La neutralidad

eléctrica del átomo ha quedado demostrada por varios experimentos, o sea que los átomos de cualquier

elemento químico tienen tantos electrones como protones, además de las neutrones, los mesones , etc.

Modelo de J. Thompson

El primer intento de describir el átomo en función de la distribución de las partículas fue realizado por J.

Thompson en 1904; suponía el que la parte positiva del átomo, la cual constituye prácticamente la masa total,

estaba distribuida uniformemente por todo el volumen del átomo y que los electrones estarían dispersos en

este volumen como si se tratara de muchas semillas en el interior de una esfera de algodón. Este modelo se

denominó el PUDIN y perdura durante poco tiempo pues no podía explicar fenómenos como la emisión de

partículas , por los atomos de elementos radioactivos, lo cual exigía la concentración de cargas positivas enα

alguna región del átomo.

Modelo de E. Rutherford

El modelo anterior fue descartado a raíz de los experimentos que efectuaron Rutherford, Geiger y Mardsen.

Primero fue Rutherford, quien descubrió que un haz de partículas se dispersaba al atravesar una láminaα

delgada de aluminio; con base en estos resultados Geiger y Mardsen utilizaron láminas de oro, y encontraron

que a pesar de que la lámina de oro es por completo transparente a los rayos , eran muchas las partículas queγ

se reflejaban, unas en ángulos agudos y otras regresaban en la dirección haz incidente. Estos resultados

llevaron a Rutherford a proponer un nuevo modelo para explicar la estructura del átomo, según el cual la

carga positiva del átomo del átomo estaba localizada solamente en una región que fue denominada NUCLEO.

Algunas de las conclusiones derivadas del modelo de Rutherford fueron:

1. La masa del átomo está concentrada en un núcleo pequeño situado en el centro.

2. El diámetro del núcleo es aproximadamente 10¯ veces menor que el diámetro del átomo.⁴

3. Los átomos son en su mayor parte espacio vacío.

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Modelo de N. Bohr

La teoría del átomo con un núcleo donde se concentraban las partículas positivas, dejaba una interrogante

¿Cuál era la disposición de los electrones alrededor del núcleo? Pues si el átomo es eléctricamente neutro se

necesitan algunos electrones para compensar la carga nuclear positiva. Para obviar este problema, el danés

Niels Bohr propuso su modelo planetario para explicar el comportamiento de los electrones; es decir, que los

electrones deberían estar girando alrededor del núcleo con un movimiento circular para que el átomo

conservara su estabilidad de otra manera un electrón estacionario seria atraído irremediablemente hasta el

núcleo. En su modelo, Bohr propuso una serie de postulados para explicar la distribución alrededor del

núcleo.

Antes de enunciar y estudiar los postulados de Bohr es necesario comprender algunos conceptos relacionados

con los niveles de energía en los espectros que en aquella época ya habían sido estudiados.

a) Naturaleza de la luz

Un haz de luz blanca o de cualquier color está conformado por ondas de movimiento. Según Maxwell la

luz es una onda electromagnética es decir, que sobre ella actúan un campo eléctrico y un campo

magnético y se propaga con una velocidad de 3 x 10 metros por segundo. Según la teoría fotónica, un⁸

haz de luz está conformado por fotones o cuantos de energía lumínica que son como paquetitos de

energía.

La energía de cada fotón estaría determinada por la frecuencia de la onda. La energía E de un cuanto

de luz está determinada por la ecuación:

E = hv

Donde h es la constante de Planck = 6,62 x 10¯² ergios por segundos y ⁷ v es la frecuencia de la onda

lumínica. La luz se caracteriza por dos conceptos que están íntimamente relacionados: la frecuencia y

la longitud de onda.

En la onda, se define longitud de onda como la distancia entre dos crestas, se representa por la letra

griega lambda ( ) y se mide en centímetros.λ

La frecuencia esta dada por el tiempo que transcurre entre el paso de dos crestas por un mismo punto;

esto se entiendo mejor si se asimila una onda lumínica con la ola del mar, la frecuencia es el tiempo

que trascurre entre ola y ola. La frecuencia se expresa en ondas por segundo y se representa por la

letra ny (v). Para relacionar la frecuencia con la longitud de onda.

Por lo tanto: v = 1 / λ

V = frecuencia

= longitud λ

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Además la frecuencia es directamente proporcional a la velocidad de propagación de la onda; en el

caso de la luz, lo será a la constante c = 3 x 10 elevado a la 10 centímetros por segundo, o sea que:

V = c / λ

b) El espectro electromagnético

Cuando la luz blanca pasa a través de un prisma se descompone en una serie de colores que van desde

el rojo hasta el violeta pasando por el amarillo, naranja, verde y azul. Esta banda de colores se

denomina espectro visible de la luz, debido a que es la única región del espectro total de la luz que el

ojo humano puede apreciar sin ayuda de instrumentos.

El espectro lumínico o espectro electromagnético es muy amplio. A la derecha del violeta esta la región

de las ondas cortas y de altas frecuencias llamadas región ultravioleta y a la izquierda del rojo esta la

región de las ondas largas y bajas frecuencias llamada región infrarroja; cuando se estudie la

estructura de las moléculas se verá la gran importancia que tienen en la química moderna estas

regiones del espectro.

La importancia de introducir el concepto de espectro lumínico en la investigación del átomo radica en

que al estudiarlo a fondo , se van encontrando rayas que ocupan posiciones fijas ; es decir , que poseen

una frecuencia determinada y por consiguiente una energía también determinada.

Estos espectros de líneas oscuras fueron dilucidados por Kirchhoff y Bunsen en 1859 cuando

descubrieron que la llama de un mechero de gas origina un espectro de rayas (discontinuo), cuando se

pone en contacto en contacto con el vapor de un metal y , además , que para cada metal, se produce un

conjunto de rayas diferente y característico. También se había observado ya, que cuando un metal no

está excitado, es decir, que no ha sido sometido a calentamiento absorbe energía de una fuente

luminosa y produce luego una serie de líneas espectrales que coinciden con el espectro de líneas que

se obtiene cuando se parte del vapor del metal ¿qué conclusiones se pueden sacar con base a los

hechos hasta aquí estudiados?

El estudio de los espectros elementales conduce a la consideración de que los átomos de cada

elemento, tienen ciertos niveles de energía, ocupados por electrones, cuando los átomos se excitan, sus

electrones pasan a niveles más elevados, por absorción de energía y cuando regresan a sus original,

emiten la energía que habían absorbido en forma de luz.

El conjunto de líneas brillantes de los espectros atómicos recibe el nombre de espectros de emisión y

se producen cuando los electrones excitados saltan a niveles cercanos al núcleo, emitiendo energía de

frecuencias determinadas.

El conjunto de líneas oscuras recibe el nombre de espectros de absorción. La presencia de líneas

oscuras en los espectros se debe a que los electrones interactúan con algunas radiaciones

absorbiendo parte de ellas.

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c) El espectro del átomo de hidrogeno

Recuérdese que el átomo de hidrógeno se considera conformado por un protón y un electrón; es el

átomo más sencillo que se conoce. Examinando detenidamente este espectro a la luz del análisis

matemático fue posible determinar las posiciones relativas de las líneas y se llegó a la conclusión de

que los átomos absorben y emiten energía en pequeñas cantidades o cuantos, que se pueden

considerar como paquetitos de energía; o sea, que si existen niveles energéticos en el átomo, las

diferencias de energía entre un nivel y otro estarán cuantificadas.

Basado en los estudios de Balmer, Lyman, Max Planck y Einstein y para complementar el modelo

atómico de Rutherford, Niels Bohr en 1913 propuso su modelo planetario para el átomo y rompiendo

con la tradición de la época expuso los postulados que la sazón revolucionaron la concepción atómica.

Estos postulados pueden resumirse así:

Hay ciertas orbitas en las cuales el electrón puede girar sin pérdida de energía y en consecuencia

sin emisión de luz en forma continua.

Estas orbitas son tales que el momento angular de un electrón es un numero entero, múltiplo de

h/2 (h es la constante de Planck).π

La emisión de luz ocurre cuando el electrón, al ser excitado, absorbe una cantidad de energía y

pasa a un nivel de energía superior e inmediatamente regresa a su nivel inicial liberando la

cantidad que había absorbido.

De acuerdo con Bohr, cada electrón permanece en un nivel discreto de energía E1, sin perder energía. Cuando

este electrón es excitado salta a un nivel de energía E2 al regresar a su nivel habitual, emite energía de

frecuencia (v) equivalente a E2 menos E1, que en términos de energía será:

E2 - E1 = hv

Los niveles discretos de energía se representan por la letra n y pueden tener valores de n = 1, n = 2, hasta n =

∞ (infinito)

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d) Modelo de A. Sommerfeld

A medida que se perfeccionó el espectroscopio, se descubrió que las líneas de los espectros

elementales no eran sencillas sino que se subdividen en líneas de estructura más fina, lo cual implica la

existencia de subniveles de energía. Para explicar este hallazgo Arnold Sommerfeld en 1916 propuso

un modelo de estructura atómica en el cual los electrones ocupan orbitas elípticas y circulares a partir

del segundo nivel de energía.

Debido a que en la elipse se consideran dos parámetros, el semieje y el semieje mayor, aparecen aquí

dos números cuánticos: n y K; n es igual al número cuántico principal que representa los niveles

discretos en el modelo de Bohr y K es un número cuántico secundario que indica cuanto se desvía la

órbita elíptica en relación con la órbita circular.

e) Modelo Probabilístico

Los modelos de Bohr y Sommerfeld, para explicar la distribución de los electrones alrededor del

núcleo, solo daban razón del átomo de hidrogeno y de aquellas formas atómicas que como el He y el⁺

Li han perdido electrones hasta quedar solamente con uno, siempre y cuando la carga negativa este⁺⁺

fuera de la acción de cualquier campo magnético.

En adición a lo anterior, Heisenberg en 1925 propuso el principio de incertidumbre, en virtud del cual,

no es posible determinar con exactitud el lugar donde se encuentra el electrón en un átomo y en un

momento determinado; aunque si es factible definir la probabilidad de encontrarlo en ese mismo

momento. El principio de incertidumbre se puede ilustrar de la siguiente manera: si se tiene un

trompo a la cual se ha hecho una señal en alguna región de su superficie, mientras el objeto este

girando no se puede decir con exactitud en que sitio se encuentra la señal, pero existe una

probabilidad definida por la superficie total del trompo y para tener una idea de la localización de la

señal sería necesario detener el movimiento. Esto mismo ocurre con los modelos atómicos, es como si

en un momento determinado se detuvieran los electrones en su movimiento, por lo cual ya no es el

átomo tal como es en la realidad.

En 1926 Erwin Schrödinger, con base en el concepto de que el electrón se comporta como una onda,

propuso su ecuación de onda para describir la situación de los electrones en los átomos en términos

de la probabilidad de encontrarlos en una determinada región del espacio extra nuclear, pero sin

confinarlos a orbitas elípticas o circulares como pretendían Bohr y Sommerfeld.

Este modelo probabilístico se basa en la naturaleza ondulatoria del electrón y conserva los conceptos

de cuantificación de la energía como lo propuso Bohr.

Gráficamente, la imagen del átomo a través del modelo probabilístico sería algo así como la resultante

de representar todas las posiciones probables de encontrar un colibrí (electrón) alrededor de su nido

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(núcleo). Siempre los sitios más probables estarían cerca del nido y localizados en las tres

dimensiones del espacio formando algo semejante a una nube.

Si se elabora una gráfica de la probabilidad de encontrar el colibrí o el electrón (en la ordenada) contra

la distancia desde el nido o desde el núcleo (en la abscisa) resulta curva, la cual indica que la máxima

probabilidad de encontrar el electrón estará en el núcleo y que no hay probabilidad cero, ya que

siempre existirá la posibilidad de encontrar el electrón en sitios muy alejados del núcleo.

Los conceptos estudiados hasta aquí han servido para familiarizarse con la naturaleza del átomo y han

permitido llegar al concepto de que el átomo es un sistema de cargas eléctricas; las positivas se

concentran en un núcleo de alta densidad, alrededor del cual se encuentran las cargas negativas o

electrones en número igual al de cargas positivas o protones que hay en el núcleo, ya que el átomo es

eléctricamente neutro.

El núcleo puede considerarse como la parte del átomo del cual dependen muchas de las propiedades

físicas, tales como masa atómica, número atómico, densidad y emisión radioactiva; mientras que de la

estructura extra nuclear, es decir de la configuración electrónica, dependen todas las propiedades

químicas, tales como la capacidad de enlace que determina la formación de compuestos y algunas de

las propiedades físicas, entre ellas, punto de fusión, punto de ebullición, brillo, dureza y color.

Relación de materiales, equipos y reactivos

a) Materiales

1. Mechero bunsen2. Alambre de micrón3. Balón de gas 4. Espectroscopio5. Vaso precipitado de 100 y 250 ml6. Espátula7. Capsula de porcelana8. Luna de reloj9. Frasco lavador

b) Reactivos

1. Estroncio2. Cobre3. Sulfato de cobre4. Ioduro de potasio5. Cloruro de cobre6. Cloruro de níquel 7. Azufre

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8. Cloruro de estroncio9. Cloruro de bario10. Ioduro de sodio11. Ioduro de litio12. Nitrato de calcio13. Cloruro de calcio

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento N° 1 ESTUDIO DEL MECHERO BUNSEN

1. Evaluar el mechero antes de encender el fuego, revisando las válvulas y/u orificio de la entrada de aire.2. Dibuje un diagrama del mechero, marcando las diferentes secciones por sus nombres respectivos e indique

cómo y por donde penetra el gas a la chimenea.3. Abra la válvula de balón de gas, y paralelo abra o regule la entrada del aire del mechero, luego encienda el

fuego en la parte superior de la chimenea del mechero.4. Observe e identifique las zonas y tipos de la llama con las características en función a la temperatura y

coloración: 500°C (rojo oscuro), 700°C (rojo), 1100°C (anaranjado), 1500°C (blanco).5. Identifique la llama luminosa y no luminosa regulando la válvula del mechero

Experimento N°2 ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO DE EMISION (Coloración a la llama)

1. Generar una llama no luminosa2. Coloque el extremo argollado del alambre de micrón en la parte más caliente (zona de mayor temperatura)

de la llama. Observe el color amarillo que se produce, será necesario eliminar, para lo cual introducir en ácido clorhídrico concentrado. Repetir esta operación cuantas veces sea necesario hasta no ver el color amarillo de la llama.

3. Una vez limpio el alambre, introduzca nuevamente en el ácido y luego en la sustancia que se le ha entregado.

4. Coloque la muestra insertada en el alambre en la zona de la llama indicado anteriormente y observe el color que más predomine y anote.

5. Repita el paso cuatro en la otra zona de la llama.6. Siga el mismo procedimiento con las otras sustancias de ensayo y empleando cada vez un alambre de

micrón rotulado para cada sustancia, no confundirlo.7. De acuerdo a los resultados obtenidos, identifique a cada una de las sustancias utilizadas en el

experimento.

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RESULTADOS

Experimento N° 1 ESTUDIO DEL MECHERO BUNSEN

1. Se hizo la evaluación, el mechero está en perfectas condiciones.

2.

3. Se abrió la válvula, se regulo la entrada de aire y se procedió a encender el mechero

4. La zona fría.-Esta en la parte inferior de la llama y tiene una temperatura aproximada de 300ºC en la

llama no luminosa.

La zona cono interno o reductora.-Esta en la parte media de la llama y se encuentra

aproximadamente a 500ºC en la llama no luminosa.

La zona cono externo u oxidante.-Es la parte final de la llama y se encuentra aún a temperatura

aproximada de 1500ºC en la llama no luminosa..

5. Llama luminosa: Esta es una llama que emite luz de color anaranjado debido a la presencia de

partículas incandescentes de carbono. Esta llama es producida por la combustión incompleta.

Llama no luminosa: es una llama donde no hay presencia de partículas incandescentes de carbono, se

aprecian dos zonas claramente separadas por un color azul pálido. Esta llama se produce por una

combustión completa.

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Experimento N° 2 ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO DE EMISION

N° SustanciaColoración zona

altaNm

Coloración zona

bajaNm

1 Estroncio Rojizo naranja 650 Rojo 700

2 Cobre Verde azulino 500 Azul verdoso 480

3 Sulfato de cobre Verde 530 verde 530

4 Ioduro de potasio violeta 400 Amarillo naranja 650

5 Cloruro de cobre Azul verdoso 500 Azul 450

6 Cloruro de níquel Chispas amarillas 600 Amarillo con chispas 600

7 Azufre Chispa amarilla 600 Amarillo 600

8 Cloruro de estroncio rojo 700 Rojo 700

9 Cloruro de bario Amarillo verdoso 550 Verde amarillo 570

10 Ioduro de sodio naranja 650 Naranja amarillo 630

11 Ioduro de litio rojo 700 Rojo naranja 670

12 Nitrato de calcio Rojo naranja 670 rojo 700

13 Cloruro de calcio Rojo naranja 670 Rojo bajo 740

Nm: Nanómetros

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CONCLUSIONES

Los átomos absorben y emiten energía en pequeñas cantidades o cuantos, que se pueden considerar

como paquetitos de energía.

El ojo humano es un excelente instrumento para percibir las diferentes longitudes de onda

relacionadas al espectro visible electromagnético.

Al excitar mediante calor los átomos de un elemento o compuesto se ve una reacción que coincide con

algún color del espectro electromagnético.

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GRÁFICAS

DESARROLLO DEL PROCESO EXPERIMENTAL

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CUESTIONARIO

¿Cuál es la naturaleza de la luz?

Un haz de luz blanca o de cualquier color está conformado por ondas de movimiento. Según Maxwell la luz es una onda electromagnética es decir, que sobre ella actúan un campo eléctrico y un campo magnético y se propaga con una velocidad de 3 x 10 ⁸ metros por segundo. Según la teoría fotónica, un haz de luz está conformado por fotones o cuantos de energía lumínica que son como paquetitos de energía.

¿Qué produce la sensación de diversos colores?

Es un fenómeno físico-químico asociado a las innumerables combinaciones de la luz, relacionado con las diferentes longitudes de onda en la zona visible del espectro electromagnético, que perciben los humanos y otros animales a través de los órganos de la visión, como una sensación que nos permite diferenciar los objetos con mayor precisión.

Haga la diferencia entre fotón y cuanto Explique

Los cuantos o quantums son los pequeños paquetes en los que la luz siempre viaja. El fotón es la partícula portadora de todas las formas de radiación electromagnética. La diferencia es que los cuantos están formados por fotones. El fotón es la partícula, el cuanto es el paquete.

Establezca la diferencia entre espectro de absorción y emisión; y un espectro continuo y discontinuo.

En el espectro de emisión.- se aprovecha a medir la intensidad de la radiación emitida por un elemento, que es proporcional al número de átomos (o concentración) del elemento.

En el espectro de absorción.- se mide la capacidad que tiene un elemento de absorber la radiación de una longitud de onda determinada. Que también es proporcional al número de átomos (o concentración) del elemento.

Espectro continuo.- también llamado térmico o de cuerpo negro, es emitido por cualquier objeto que irradie calor (es decir, que tenga una temperatura distinta de cero absoluto = -273 grados Celsius). Cuando su luz es dispersada aparece una banda continua con algo de radiación a todas las longitudes de onda. Por ejemplo, cuando la luz del sol pasa a través de un prisma, su luz se dispersa en los siete colores del arcoíris (donde cada color es una longitud de onda diferente).

Espectro discontinuo.- se conoce con el nombre de ESPECTRO DISCONTINUO O DE RAYAS a la luz que se obtiene al poner incandescente una muestra de un elemento químico en estado gaseoso (muy pocos átomos). Para cada elemento, su espectro discontinuo es diferente y característico. A partir de este momento, se le da el nombre de ESPECTRO ATÓMICO. Es característico de cada elemento.

¿Por qué solo los alcalinos y los alcalinotérreos presentan bandas de emisión en el visible?

Debido a su simplicidad y sensibilidad la fotometría de llama es muy útil para ciertos análisis de rutina, especialmente cuando se analizan metales alcalinos, alcalino-térreos, que son los más fácilmente excitables.

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Una emisora transmite en la frecuencia de los 1600khz. Calcule la longitud de onda en metros

¿Cuál de las siguientes radiaciones es más intensa o penetrante? rayos x, radiación de sensación azul, radiación de sensación roja, Infrarroja.

Los rayos x, ya que pasan por la mayor parte de sustancias, y esto los hace útiles en medicina e industria, son poderosos y perjudiciales.

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BIBLIOGRAFÍA

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – LA CONCEPCION DEL ÁTOMO –PAG 41

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – MODELO DE J.THOMSON – PAG 41

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – MODELO DE RUTHERFORD – PAG 42

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – MODELO DE N. BOHR – PAG 42

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – NATURALEZA DE LA LUZ – PAG 42

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – ESPECTRO ELECTROMAGNETICO – PAG 44

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – ESPECTRO DEL HIDROGENO – PAG 44

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – MODELO DE A. SOMMERFELD – PAG 45

QUÍMICA DEL CARBONO – MODELOS DE ÁTOMO – MODELO PROBABILISTICO – PAG 45

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