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 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 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 uniformemente por todo el volumen del átomo y que los electrones estarían estarían dispersos en este volumen como si se tratara tratara de muchas semillas en el interior 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 α, por los atomos de elementos radioactivos, lo cual exigía la concentración de cargas positivas en
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 α se dispersaba al atravesar una lámina
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 po r completo transparente a los rayos γ, eran muchas las partículas que 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 átomo del átomo estaba localizada localizada solamente en una región que que fue denominada NUCLEO. NUCLEO. Algunas de las conclusiones derivadas 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¯⁴ veces menor que el diámetro del átomo. 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 electromagnética es decir, que sobre ella ella actúan un campo eléctrico y un campo 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. 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¯²⁷ ergios po r segundos y 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 (λ) y se mide en centímetros. 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 λ = longitud 5
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 l a 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. 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 radiaciones
absorbiendo parte de ellas. 6
c) El espectro del átomo de hidrogeno Recuérdese que el átomo de hidrógeno se considera conformado conformado por un protón y un electrón; es es el átomo más sencillo que se conoce. conoce. Examinando detenidamente detenidamente este espectro 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/2π (h es la constante de Planck).
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 E 1, sin perder energía. Cuando este electrón es excitado salta a un nivel de energía E 2 al regresar a su nivel habitual, emite energía de frecuencia (v) equivalente a E 2 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 distribución de los electrones alrededor 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 p rincipio de incertidumbre, 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, Schrödinger, con base en el concepto 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 8
(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 p robabilidad 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 positivas o protones que hay en el núcleo, 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. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.
Mechero bunsen Alambre de micrón Balón de gas Espectroscopio Vaso precipitado de 100 y 250 ml Espátula Capsula de porcelana Luna de reloj Frasco lavador
b) Reactivos
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.
Estroncio Cobre Sulfato de cobre Ioduro de potasio Cloruro de cobre Cloruro de níquel Azufre 9
8. 9. 10. 11. 12. 13.
Cloruro de estroncio Cloruro de bario Ioduro de sodio Ioduro de litio Nitrato de calcio 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 Experimento N°2 ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO ESPECTRO DE EMISION (Coloración a la llama)
1. Generar una llama no luminosa 2. 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. 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 incandescentes de carbono. Esta Es ta llama es producida por la combustión incompleta. incandescentes de carbono, se Llama no luminosa: es una llama donde no hay presencia de partículas incandescentes aprecian dos zonas claramente separadas por un color azul pálido. Esta llama se produce por una combustión completa. 11
Experimento N° 2 ESTUDIO CUALITATIVO DEL ESPECTRO DE EMISION N°
Sustancia
Coloración Coloración zona alta
Nm
Coloración zona baja
Nm
1
Estroncio
Rojizo naranja
650
Rojo
700
2
Cobre
Verde azulino
500 5 00
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. 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 r elacionado 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 diferencia entre fotón y cuanto 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 r adiación 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. 15
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 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 PROBABILISTICO – PAG 45
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