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Capítulo 6
Zonas del átomo
Zona central: Núcleo.
Zona que rodea al núcleo:
Periferia.
Depreciable: (en el texto) significa insignificante, prescindible, que puede no tenerse
en cuenta.
Podemos establecer la siguiente
analogía: cuando un relator de fútbol dice que un equipo ha estado en
toda la cancha durante el transcurso
del partido, quiere expresar que los
jugadores se han movido continuamente por toda la cancha, lo cual no
significa que ésta se encuentre llena
de jugadores. De la misma manera,
la periferia como zona del espacio
queda determinada, por el movimiento continuo de los electrones.
Periferia
Distribución electrónica
Según el modelo atómico actual, en el átomo se diferencian dos zonas:
una central llamada núcleo y otra que rodea al núcleo llamada periferia.
El diámetro de la periferia es aproximadamente 100.000 veces mayor que el diámetro del núcleo.
En esa enorme zona que rodea al núcleo atómico se mueven continuamente los electrones ocupando así todo ese espacio (fig. 1).
El electrón es una partícula subatómica de masa casi 2000 veces menor que la masa del protón.
Se puede deducir que la densidad de la zona llamada periferia es
muy pequeña, pues el volumen es muy grande y la masa es despreciable.
Niveles de energía
El modelo atómico establece que los electrones en los átomos tienen
determinados valores de energía (energía cuantizada).
La energía de los electrones está relacionada con el valor del número cuántico principal n que determina los llamados niveles de energía.
Cuando n vale 1 queda establecido el nivel de menor energía.
A medida que n adquiere valores superiores (números naturales) se
determinan los niveles de mayor energía.
n=1
n=2
niveles de menor energía
n=3
n=4
…..
niveles de mayor energía
Fig. 1.
174
Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica.
Química • 3º C.B.
Número de electrones en cada nivel energético
Es posible calcular en un átomo el número máximo de electrones que
pueden tener la energía correspondiente a un determinado nivel (fig. 2).
Este cálculo se realiza mediante la expresión matemática “2n ” donde n indica el nivel de energía y es un número natural igual o mayor
que 1.
2
Orbitales
El concepto de orbital surgió al interpretar físicamente el resultado
de la ecuación de Schrödinger.
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Orbital: zona del espacio donde es mayor la probabilidad de
encontrar a los electrones.
En el orbital la probabilidad es aproximadamente del 95%, es decir,
de 100 veces que se busque al electrón 95 veces “se encuentra” moviéndose en esa zona.
Las palabras orbital y órbita son muy parecidas, pero es importante
insistir que sus significados son totalmente diferentes:
Nivel de
energía
Cálculo
2 n2
Nº máximo de
electrones
n=1
2 (1)2
2 electrones
n=2
2
2 (2)
8 electrones
n=3
2 (3)
2
18 electrones
n=4
2 (4)
2
32 electrones
Fig. 2.
Órbita.
Es una trayectoria (lineal), concepto usado en los modelos
atómicos anteriores, ya modificados y en desuso.
Orbital.
Es una zona (tridimensional)
concepto usado en el modelo
atómico actual.
orbitales
orbitales
Orbital s
orbitales
• Órbita se refiere a un “camino”, a una trayectoria.
• Orbital se refiere a una zona del espacio (fig. 3).
orbitales
Distribución electrónica
orbitales
Orbital px
Orbital py
Orbital pz
Orbital dz2
Orbital dx2 - y2
Orbital dxy
Orbital dxz
Orbital dyz
La distribución de los electrones en niveles de energía permite definir
si el estado energético del átomo es fundamental, excitado o imposible.
Para un átomo determinado:
orbitales
orbitales
• estado fundamental, es el estado atómico de menor energía
• estados excitados, son los estados atómicos que tienen mayor
energía que el estado fundamental
• estados imposibles, son aquellas distribuciones electrónicas que
el átomo no puede tener (se plantean solo teóricamente).
orbitales
Estado fundamental del átomo
Estado fundamental del átomo es el estado atómico de menor energía, es decir, los electrones tienen la menor energía posible.
Química • 3º C.B.
Fig. 3. Los orbitales tienen diferentes
formas y se identifican con las letras s, p,
d y f.
Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6
175
Z número atómico: es el número de protones (p+)
Como el átomo es eléctricamente neutro, el número de
protones es igual al número de
electrones (e-).
En el átomo: Nº p+ = Nº e-
Nivel de energía
n=1
Nº de electrones
1
n=2
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n=1
n=2
Nº de electrones
2
5
La distribución teórica de los electrones en los niveles energéticos se
realiza ubicándolos desde n=1 en adelante, sin dejar niveles de energía
vacíos o incompletos.
Ejemplos
n=3
• Hidrógeno: 1H (átomo con 1 protón, al ser eléctricamente neutro
tiene 1 electrón moviéndose en la periferia).
Para representar el estado fundamental del átomo de H se ubica
el único electrón en el nivel de energía n=1 (fig. 4).
Fig. 5. Estado fundamental del N.
Nivel de energía
n=1
n=2
n=3
Nº de electrones
2
8
3
Fig. 6. Estado fundamental del Al.
Nivel de energía
n=1
n=2
n=3
Nº de electrones
2
8
8
Fig. 7. Estado fundamental del Ar.
176
Se debe considerar el valor de Z para saber el número de electrones
a distribuir y el número máximo de electrones por nivel de energía (fig.
2).
n=3
Fig. 4. Estado fundamental del H.
Nivel de energía
Resulta útil construir un cuadro para representar la distribución de los
electrones en niveles de energía en estado fundamental (fig. 4 a 7).
Regla: para representar los posibles estados excitados de un
átomo, se colocan electrones
en niveles de mayor energía
aunque los anteriores estén incompletos o vacíos.
• Nitrógeno: 7N (átomo con 7 protones y 7 electrones).
Para representar el estado fundamental del átomo de N, se completa con 2 electrones el primer nivel de energía (n=1).
Los 5 electrones restantes tendrán mayor energía, la energía correspondiente al nivel n=2 (fig.5).
• Aluminio: 13Al (átomo con 13 protones y 13 electrones).
Para representar el estado fundamental del átomo de Al, se completa con 2 electrones el primer nivel de energía (n=1).
Luego, de los 11 electrones restantes, 8 completarán el segundo
nivel de energía. Falta ubicar 3 electrones, que tendrán la energía
correspondiente al nivel n=3 (fig. 6).
• Argón: 18Ar (átomo con 18 protones y 18 electrones). En el último nivel energético se ubican 8 electrones con la energía correspondiente a n=3 (fig. 7).
Estados excitados del átomo
Estados excitados del átomo son los estados atómicos con mayor
energía que la correspondiente al estado fundamental.
En estos estados los electrones tienen cualquier valor permitido de
energía.
Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica.
Química • 3º C.B.
Ejemplo
• Aluminio: 13 Al (13 protones y 13 electrones)
En el cuadro de la figura 8 se representan algunos posibles estados excitados para este átomo
Niveles de energía
Número de electrones
Número de electrones
Número de electrones
Número de electrones
Número de electrones
n=1
2
1
n=2
7
8
5
2
5
n=3
4
2
4
10
4
n=4
n=5
n=6
2
2
1
1
1
4
Fig. 8. Algunos posibles estados excitados del Al.
Si bien el número máximo de
electrones en el nivel n=3 es 18
se considera una distribución
completa con 8 electrones (los
de menor energía); lo que le
confiere estabilidad al átomo.
Fig. 9.
Energía de los electrones en el tercer nivel (n=3)
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El número máximo de electrones en el nivel n=3 es 18 (2n2), pero se
distribuyen en subniveles con una pequeña diferencia de energía entre
ellos (fig. 9).
Electrones de valencia o electrones de enlace
Se llaman electrones de valencia o electrones de enlace a aquellos
electrones que, en el estado fundamental del átomo, se encuentran ubicados en el último nivel o subnivel de energía incompleto.
Para determinar cuántos son los electrones de valencia, es útil:
• realizar la distribución de los electrones en niveles de energía en
estado fundamental
• señalar los electrones que están en el último nivel de energía
incompleto (de color azul en el cuadro)
¿Cuántos son los electrones de valencia del Li, Mg y Cl?
Niveles de energía
n=1
n=2
n=3
Litio 3Li
2
1
Magnesio 12Mg
2
8
2
Cloro 17Cl
2
8
7
Electrones de valencia
Litio tiene 1 electrón de
valencia
Magnesio tiene 2 electrones
de valencia
Cloro tiene 7 electrones de
valencia
Cuando se realice el estudio de
la Tabla Periódica, se analizará
la correspondencia entre el número de electrones de valencia
y la ubicación del elemento en
la misma.
Niveles de
energía
n=1
n=2
n=3
Nº de
electrones
2
8
8
...
Fig. 10. Distribución de electrones en niveles de energía en estado fundamental
para el argón (18Ar)
Si el último nivel (o subnivel) de energía está completo, los electrones de ese nivel no se denominan electrones de valencia. En el ejemplo
de la figura 10 se señala con color rojo el último casillero que representa
ese último nivel de energía.
Química • 3º C.B.
Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6
177
Diagramas de Lewis o diagramas de puntos
Fig. 11. Gilbert Lewis (1875–1946) Físico y químico norteamericano. Realizó
importantes trabajos sobre la valencia y
los electrones de valencia que resultaron
fundamentales para la teoría del enlace
químico. La estructura de Lewis fue mencionada por primera vez en 1916 en su
artículo “La molécula y el átomo”.
Un diagrama de puntos o diagrama de Lewis es una manera sencilla de representar los electrones de valencia (fig.11).
Mediante estas representaciones, se puede explicar cómo se unen
algunos átomos.
Para construir el diagrama de Lewis de un elemento es necesario:
• realizar la distribución de sus electrones en niveles de energía (estado fundamental) señalando los electrones de valencia
• escribir el símbolo químico del elemento imaginando un cuadrado que lo rodea, por ejemplo
Br
• representar los electrones de valencia mediante puntos y distribuirlos de manera tal de colocar uno en cada lado del cuadrado
imaginario. Si el número de electrones es superior a 4, se forman
pares hasta un máximo de 8 electrones (fig.12)
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Ejemplos
178
Ne
Fig. 12. Los diagramas de Lewis tendrán
como máximo ocho puntos representando ocho electrones.
Elemento litio 3Li
Diagrama de Lewis para el litio: el electrón de valencia del litio se representa mediante un punto (fig. 13a).
Li
a)
Nivel de energía
n=1
n=2
Nº de electrones
2
1
n=3
Los átomos de litio tienen 1 electrón de
valencia.
b)
Nivel de energía
n=1
n=2
Nº de electrones
2
4
Elemento carbono 6C
Diagrama de Lewis para el carbono: los cuatro electrones de valencia
del carbono se representan dibujando cuatro puntos (fig. 13b).
C
n=3
Los átomos de carbono tienen 4 electrones de valencia.
c)
Nivel de energía
n=1
n=2
n=3
Nº de electrones
2
8
5
Elemento fósforo 15P
Diagrama de Lewis para el fósforo: los cinco electrones de valencia
del fósforo se representan dibujando cinco puntos (fig. 13c).
P
Los átomos de fósforo tienen 5 electrones de valencia.
d)
Nivel de
energía
Nº de
electrones
n=1
n=2
n=3
n=4
2
8
18
7
Elemento bromo 35Br
Diagrama de Lewis para el bromo: los siete electrones de valencia
del bromo se representan dibujando siete puntos (fig. 13d).
Los átomos de bromo tienen 7 electrones
de valencia.
Br
Fig. 13. Ejemplos.
Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica.
Química • 3º C.B.
¿Cuál es la relación entre el estado fundamental y los
estados excitados de un átomo?
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Cuando los electrones de un átomo tienen la menor energía posible,
se dice que el átomo está en estado fundamental.
Si los electrones reciben suficiente energía, al absorberla, el átomo queda en un estado excitado (estado con mayor energía que el
fundamental).
El estado excitado es inestable, en fracciones de segundo, se libera la energía absorbida inicialmente y el átomo regresa al estado
fundamental.
La energía liberada tiene valores definidos que corresponden a las
diferencias de energía de los electrones entre los estados excitados y el
estado fundamental.
Es decir, la energía liberada está cuantizada; es emitida en paquetes
o cuantos de energía.
Cuando los electrones de un
átomo liberan la energía absorbida, el átomo puede pasar:
- de un estado excitado al estado fundamental o
- de un estado excitado a otro estado excitado de menor energía.
Átomo en estado
excitado
energía absorbida
energía liberada
Átomo en estado
fundamental
Átomo en estado
fundamental
Cuando los átomos pasan de estados excitados al estado fundamental, ¿es posible apreciar la energía emitida?
La respuesta es sí, pero solo es posible ver luz cuando la energía emitida corresponde a la energía de la llamada “luz visible”.
Expliquemos más detalladamente este fenómeno que está presente
en nuestra vida cotidiana aunque no siempre le prestemos atención ni
pensemos cómo ocurre.
Principio de conservación de
la energía.
La energía se conserva.
En los diferentes procesos
la energía es transferida. Es
imposible “crear o destruir”
energía.
¿Cómo se puede suministrar energía a los electrones de los átomos?
Se puede lograr de diferentes maneras, mediante:
•
•
•
•
calentamiento
pasaje de corriente eléctrica
irradiación con luz visible o ultravioleta
reacciones químicas
Se analizarán algunos ejemplos que corresponden a diferentes formas de suministrar energía a los electrones.
Química • 3º C.B.
Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6
179
Ejemplos
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Fig. 13. Ensayos a la llama. La diferencia en los colores de la llama indica la
presencia de elementos diferentes en las
sustancias analizadas.
Fig. 15. Bioluminiscencia.
Valores expresados en Nanómetros
420
550
615
420
Si se acerca a la llama de un 380 490
590
700
800
ultravioleta
infrarrojo
mechero Bunsen una muestra
de sustancia, por ejemplo clo- Espectro de emisión continuo.
Se obtiene, por ejemplo, cuando la luz
ruro de sodio se aprecia que blanca pasa a través de un prisma óptico
la llama, inicialmente azul, se (fenómeno de dispersión)
torna de color amarillo durante algunos segundos debido a
la presencia del elemento sodio (fig.13). El calentamiento Espectro de emisión discontinuo o de
es suficiente para excitar a los líneas de sodio. Cada elemento tiene un
electrones. Cuando muchos espectro de emisión característico que lo
de esos electrones pasan de un identifica.
estado excitado al estado fun- Fig. 14. Espectro de emisión continuo y
damental, liberan la energía discontinuo.
absorbida, cuyo valor corresponde a la energía de la luz amarilla.
Si se observa la llama amarilla emitida con un instrumento llamado
espectroscopio (o se hace pasar a través de un prisma óptico), se obtiene el espectro de emisión del sodio (fig. 14). Este espectro es característico del sodio, y sirve para identificarlo.
La luz fluorescente, blanco-azulada, que emiten los tubos y lámparas
de gas de mercurio se produce porque los electrones de los átomos
de mercurio son excitados por el pasaje de la corriente eléctrica y al
volver a su estado energético fundamental emiten energía correspondiente a la radiación ultravioleta. Esta radiación incide sobre los
átomos de la pintura fluorescente que recubre el interior del tubo de
vidrio, provocando la excitación de los mismos y la emisión de “luz
visible”.
En la noche, al iluminar los carteles de la carretera, la pintura fosforesce, emitiendo luz que permite visualizarlos.
En este caso la energía proviene de la radiación ultravioleta (de mayor energía que la luz visible) y es la causante de la excitación de los
electrones de los átomos de la pintura del cartel.
La luz que emiten las luciérnagas y algunos peces que viven en zonas
profundas y oscuras del mar, se puede explicar también por la excitación de electrones que vuelven al estado fundamental. La energía
proviene de reacciones químicas (bioluminiscencia) (fig.15).
Fig. 16. Una radiografía es un estudio
basado en el poder de penetración de
los rayos X, permitiendo visualizar por
ejemplo la estructura ósea del organismo.
180
Si la diferencia de energía es mayor o menor que la correspondiente
a la “luz visible”, podrá emitirse radiación ultravioleta, rayos X, rayos
infrarrojos, etc. (fig. 16).
Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica.
Química • 3º C.B.
Actividades
Aplicaciones y problemas
1) Corrige las siguientes expresiones:
• en la periferia, los electrones giran en órbitas
• los electrones de valencia son todos los electrones de un átomo
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2) a) Completa el cuadro de la figura 1.
b) Señala los electrones de valencia en los casos
que corresponda.
c) ¿Qué elementos tienen completo su último
nivel o subnivel de energía?
d)Plantea:
- un estado excitado para un átomo de azufre.
- un estado imposible para un átomo de boro.
3) En la figura 2 se han planteado distribuciones de
electrones en niveles de energía para un átomo
de fósforo 15P.
a) - Clasifícalas según correspondan a estado
fundamental, excitado o imposible.
- Explica por qué son imposibles los estados
así clasificados.
b)De todas esas distribuciones; ¿cuál es la de
menor energía y por qué?
c) ¿Cuántos electrones de valencia tiene el fósforo? Explica.
Elemento
Z
Símbolo
Electrones por nivel
estado fundamental
Nitrógeno
n=1
n=2
n=3
n=4
7
Helio
2
Azufre
16
Argón
18
Boro
5
Fig. 1. Ejercicio 2.
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
1
4
1
6
2
2
7
6
3
8
1
1
1
1
1
2
8
5
2
9
4
2
8
4
n=6
n=7
Estado
1
1
13
1
15
2
2
2
4) a) Escribe la distribución de los electrones en tres posibles estados excitados y en el estado fundamental para un átomo de sodio (Z=11).
b) Explica detalladamente por qué solo hay un estado fundamental
pero varios estados excitados para un átomo determinado.
2
2
2
3
Fig. 2. Ejercicio 3.
5) Un átomo de cierto elemento tiene 4 electrones de valencia con
energía correspondiente al nivel 2 en estado fundamental.
a) Averigua cuál es el número atómico de ese elemento.
b) Elige cuál es ese elemento de las siguientes opciones y justifica tu
elección.
2He 4Be 6C 8O 10Ne 12Mg 14Si 16S 18Ar
6) Explica por qué al derramarse el agua de cocción de los fideos u
otros alimentos sobre la llama azul de la hornalla, ésta se ve con
destellos amarillos.
7) Observa las fotos de la figura 3 y elabora un breve texto donde expliques cómo se producen las luces en ambas situaciones.
Química • 3º C.B.
Fig. 3. Ejercicio 7.
Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6
181
8) a) Analiza la siguiente situación: Sabrina debe identificar dos sustancias desconocidas X y Z. Para ello realiza ensayos a la llama
con ambas sustancias y observa:
- Sustancia X: la llama queda verde-azulada
- Sustancia Z: la llama queda roja
•¿Qué conclusiones puede sacar de su experimento?
•¿Logró identificar las sustancias? Si la respuesta es negativa,
propone qué otros ensayos puede realizar.
b)¿Existe alguna relación entre el color de la sustancia y el color
que se observa al colocarla a la llama? Ejemplifica.
Investiga y reflexiona
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9)
Fig. 4. Ejercicio 10.
Investiga
a) ¿Cómo es el espectro de la luz solar?
b) ¿Existe alguna relación entre dicho espectro y el arco iris?
c) Ordena los colores del arco iris, la radiación infrarroja y la radiación ultravioleta en forma creciente de energía.
d)¿Cuál es el significado de los nombres infrarrojo y ultravioleta?
e) ¿Qué es y qué función cumple un espectroscopio?
10) Lee el mensaje del cartel luminoso e investiga cómo se produce la
fosforescencia de la pintura (fig. 4).
11) Investiga
a) Las diferentes formas de luminiscencia: fluorescencia, fosforescencia y bioluminiscencia. Menciona ejemplos.
b) ¿Qué sustancias contienen las pulseras, collares y otros adornos
de cotillón para permanecer iluminados por varias horas?
“El helio fue descubierto en
1868 en el espectro del Sol.
Algunas de las líneas de absorción del espectro solar no
coincidían con las de ninguno
de los elementos conocidos.
Se llegó a la conclusión que el
Sol contenía un elemento hasta entonces desconocido en la
Tierra. Este elemento fue nombrado helio por helios la palabra griega para “sol”. Posteriormente el helio fue aislado y
caracterizado en el laboratorio
en 1895”
Texto extraído de Química La ciencia
Central de T. Brown y otros.
12) a) A partir del texto de la figura 5, establece la relación entre el
nombre del elemento helio y su descubrimiento.
b) Explica la siguiente analogía: “el espectro de emisión de un elemento es como la huella dactilar de cada ser humano”. Explica.
13) El tubo de neón, llamado también tubo de descarga, se utilizó por
primera vez en el año 1910 en el salón del automóvil del Gran Salón
de París.
Investiga
a) ¿Cómo funciona un tubo de neón? Busca la relación entre la luz
producida y la diferencia energética entre estados excitados y estado fundamental de un átomo.
b) ¿Cuáles son las diferencias entre lámparas de filamento y lámparas de “bajo consumo”? Reflexiona sobre las ventajas de estas
últimas.
c) ¿Qué tipos de lámparas existen y cuáles son sus aplicaciones?
Fig. 5. Ejercicio 12.
182
Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica.
Química • 3º C.B.
Ampliando el horizonte...
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Los fuegos artificiales
Los fuegos artificiales tienen una presencia importante
en la vida actual, ya que se utilizan en casi todas las fiestas
populares.
Etimológicamente la palabra pirotecnia proviene de los
vocablos griegos “piros”, fuego, y “techne”, arte o técnica.
Los antiguos pueblos de China, India y Egipto fueron muy
aficionados a los festejos amenizados con fuegos artificiales,
a los que daban color usando sales de sodio. Transmitieron
sus conocimientos a los griegos y más tarde a los romanos. El
arte decae en el siglo IV pero resurge hacia el siglo XII.
Los árabes mantienen la tradición e introducen la pirotecnia en España. También se extiende por Italia y Francia, llegando a su máximo apogeo en el reinado de Luis XV.
Hasta finales del siglo XVIII los maestros pirotécnicos trabajaban aislados y en secreto, transmitiendo sus conocimientos solo a sus discípulos.
Los fuegos artificiales fueron monocromos hasta el siglo
XIX, ya que se utilizaba el sodio casi exclusivamente. La introducción del color se encuentra estrechamente ligada a la historia del descubrimiento de los elementos químicos, por ejemplo
rojo del elemento estroncio, blanco brillante del magnesio, verde del
cobre.
La pólvora, inventada por los chinos es una mezcla de nitrato de potasio, carbón y azufre, lo que proporciona propulsión a la mayoría de los fuegos artificiales.
Actualmente los colores y tipos de fuegos artificiales son muy variados
pero en todos los casos al utilizarlos se deben tener en cuenta los riesgos
del fuego y los explosivos.
Historia y química de los fuegos artificiales.
Lectura extraída y adaptada. por Lorenzo Hernández • 31 ago, 2008 • sección: breves historias
• Usando el modelo atómico de Bohr elabora una explicación adecuada para
interpretar el funcionamiento de los fuegos artificiales.
• Los fuegos artificiales han tenido aplicaciones bélicas y lúdicas.
Busca información sobre ambos usos.
¿Qué importancia tienen las bengalas en navegación?
• ¿Para qué se usó en fotografía la luz producida al quemar magnesio?
Química • 3º C.B.
Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6
183