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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos

1.

Escriba las configuraciones de electrones de cada uno de los siguientes elementos:

(a) Sc

(b) Ti

(c) Cr

(d) Fe

(e) Ru

2.

Escriba las configuraciones de electrones de cada uno de los siguientes elementos y sus iones:

(a) Ti

(b) Ti2+

(c) Ti3+

(d) Ti4+

3.

Escriba las configuraciones electrónicas de cada uno de los siguientes elementos y sus iones 3+:

(a) La

(b) Sm

(c) Lu

4.

¿Por qué los elementos lantanoides no se encuentran en la naturaleza en sus formas elementales?

5.

Cuál de los siguientes elementos es más probable que se utilice para preparar La mediante la reducción de La2O3: ¿Al, C o Fe? ¿Por qué?

6.

¿Cuál de los siguientes es el agente oxidante más fuerte VO43,VO43, CrO42−,CrO42−, o MnO4?MnO4?

7.

¿Cuál de los siguientes elementos es más probable que forme un óxido con la fórmula MO3: Zr, Nb o Mo?

8.

En un alto horno se producen las siguientes reacciones. ¿Cuáles de ellas son reacciones redox?

(a) 3Fe2O3(s)+CO(g)2Fe3O4(s)+CO2(g)3Fe2O3(s)+CO(g)2Fe3O4(s)+CO2(g)

(b) Fe3O4(s)+CO(g)3FeO(s)+CO2(g)Fe3O4(s)+CO(g)3FeO(s)+CO2(g)

(c) FeO(s)+CO(g)Fe(l)+CO2(g)FeO(s)+CO(g)Fe(l)+CO2(g)

(d) C(s)+O2(g)CO2(g)C(s)+O2(g)CO2(g)

(e) C(s)+CO2(g)2CO(g)C(s)+CO2(g)2CO(g)

(f) CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)

(g) CaO(s)+SiO2(s)CaSiO3(l)CaO(s)+SiO2(s)CaSiO3(l)

9.

¿Por qué es útil la formación de escorias durante la fundición del hierro?

10.

¿Espera que una solución acuosa de óxido de manganeso(VII) tenga un pH mayor o menor que 7,0? Justifique su respuesta.

11.

El hierro(II) puede ser oxidado a hierro(III) por el ion de dicromato, que se reduce a cromo(III) en solución ácida. Se disuelve una muestra de 2,5000 g de mineral de hierro y se convierte el hierro en hierro(II). En la titulación se necesitan exactamente 19,17 mL de 0,0100 M de Na2Cr2O7. ¿Qué porcentaje de la mena de la muestra era hierro?

12.

¿Cuántos pies cúbicos de aire a una presión de 760 torr y 0 °C se necesitan por tonelada de Fe2O3 para convertir ese Fe2O3 en hierro en un alto horno? Para este ejercicio, suponga que el aire tiene un 19 % de oxígeno en volumen.

13.

Halle los potenciales de la siguiente celda electroquímica:

Cd | Cd2+, M = 0,10 ‖ Ni2+, M = 0,50 | Ni

14.

Una muestra de 2,5624 g de un cloruro de metal alcalino sólido puro se disuelve en agua y se trata con un exceso de nitrato de plata. El precipitado resultante, filtrado y secado, pesa 3,03707 g. ¿Cuál era el porcentaje en masa del ion de cloruro en el compuesto original? ¿Cuál es la identidad de la sal?

15.

El potencial de reducción estándar para la reacción [Co(H2O)6]3+(aq)+e[Co(H2O)6]2+(aq)[Co(H2O)6]3+(aq)+e[Co(H2O)6]2+(aq) es de aproximadamente 1,8 V. El potencial de reducción para la reacción [Co(NH3)6]3+(aq)+e[Co(NH3)6]2+(aq)[Co(NH3)6]3+(aq)+e[Co(NH3)6]2+(aq) es de +0,1 V. Calcule los potenciales de la celda para mostrar si los iones complejos, [Co(H2O)6]2+ o [Co(NH3)6]2+, pueden ser oxidados al correspondiente complejo de cobalto(III) por el oxígeno.

16.

Prediga los productos de cada una de las siguientes reacciones. (Nota: Además de utilizar la información de este capítulo, utilice también los conocimientos que ha acumulado en esta fase de su aprendizaje, incluida la información sobre la predicción de los productos de reacción).

(a) MnCO3(s)+HI(aq)MnCO3(s)+HI(aq)

(b) CoO(s)+O2(g)CoO(s)+O2(g)

(c) La(s)+O2(g)La(s)+O2(g)

(d) V(s)+VCl4(s)V(s)+VCl4(s)

(e) Co(s)+xsF2(g)Co(s)+xsF2(g)

(f) CrO3(s)+CsOH(aq)CrO3(s)+CsOH(aq)

17.

Prediga los productos de cada una de las siguientes reacciones. (Nota: Además de utilizar la información de este capítulo, utilice también los conocimientos que ha acumulado en esta fase de su aprendizaje, incluida la información sobre la predicción de los productos de reacción).

(a) Fe(s)+H2SO4(aq)Fe(s)+H2SO4(aq)

(b) FeCl3(aq)+NaOH(aq)FeCl3(aq)+NaOH(aq)

(c) Mn(OH)2 (s)+HBr(aq)Mn(OH)2 (s)+HBr(aq)

(d) Cr(s)+O2(g)Cr(s)+O2(g)

(e) Mn2O3(s)+HCl(aq)Mn2O3(s)+HCl(aq)

(f) Ti(s)+xsF2(g)Ti(s)+xsF2(g)

18.

Describa el proceso electrolítico para refinar el cobre.

19.

Prediga los productos de las siguientes reacciones y balancee las ecuaciones.

(a) Se añade Zn a una solución de Cr2(SO4)3 en ácido.

(b) Se añade FeCl2 a una solución que contiene un exceso de Cr2O72−Cr2O72− en ácido clorhídrico.

(c) El Cr2+ se añade a Cr2O72−Cr2O72− en solución ácida.

(d) El Mn se calienta con CrO3.

(e) Se añade CrO al 2HNO3 en agua.

(f) Se añade FeCl3 a una solución acuosa de NaOH.

20.

¿Qué gas se produce cuando el sulfuro de hierro(II) se trata con un ácido no oxidante?

21.

Prediga los productos de cada una de las siguientes reacciones y luego balancee las ecuaciones químicas.

(a) El Fe se calienta en una atmósfera de vapor.

(b) Se añade NaOH a una solución de Fe(NO3)3.

(c) Se añade FeSO4 a una solución acídica de KMnO4.

(d) Se añade Fe a una solución diluida de H2SO4.

(e) Una solución de Fe(NO3)2 y HNO3 se deja reposar en el aire.

(f) Se añade FeCO3 a una solución de HClO4.

(g) El Fe se calienta en el aire.

22.

Balancee las siguientes ecuaciones por métodos de reducción-oxidación; observe que tres elementos cambian de estado de oxidación.
Co(NO3)2 (s)Co2O3(s)+NO2(g)+O2(g)Co(NO3)2 (s)Co2O3(s)+NO2(g)+O2(g)

23.

Una solución diluida de cianuro de sodio se gotea lentamente en una solución de nitrato de plata agitada lentamente. Se forma temporalmente un precipitado blanco, pero se disuelve al continuar la adición de cianuro de sodio. Utilice las ecuaciones químicas para explicar esta observación. El cianuro de plata es similar al cloruro de plata en su solubilidad.

24.

Prediga cuál será más estable, [CrO4]2− o [WO4]2−, y explique.

25.

Indique el estado de oxidación del metal para cada uno de los siguientes óxidos de la primera serie de transición. (Pista: Los óxidos de fórmula M3O4 son ejemplos de compuestos de valencia mixta en los que el ion metálico está presente en más de un estado de oxidación. Es posible escribir estas fórmulas de compuestos en el formato equivalente MO·M2O3 para permitir la estimación de los dos estados de oxidación del metal).

(a) Sc2O3

(b) TiO2

(c) V2O5

(d) CrO3

(e) MnO2

(f) Fe3O4

(g) Co3O4

(h) NiO

(i) Cu2O

19.2 Química de coordinación de los metales de transición

26.

Indique el número de coordinación del átomo de metal central en cada uno de los siguientes compuestos de coordinación:

(a) [Pt(H2O)2Br2]

(b) [Pt(NH3)(py)(Cl)(Br)] (py = piridina, C5H5N)

(c) [Zn(NH3)2Cl2]

(d) [Zn(NH3)(py)(Cl)(Br)]

(e) [Ni(H2O)4Cl2]

(f) [Fe(en)2(CN)2]+ (en = etilenediamino, C2H8N2)

27.

Indique los números de coordinación y escriba las fórmulas de cada uno de los siguientes elementos, incluso todos los isómeros cuando corresponda:

(a) ion de tetrahidroxozincato(II) (tetraédrico)

(b) ion de hexacianopaladato(IV)

(c) ion de dicloroaurato(I) (observe que aurum es "oro" en latín)

(d) diaminodicloroplatino(II)

(e) diametraclorocromato de potasio(III)

(f) hexacianocromato(III) de hexaaminecobalto(III)

(g) nitrato de dibromobis (etilendiamina) cobalto(III)

28.

Indique el número de coordinación de cada ion metálico en los siguientes compuestos:

(a) [Co(CO3)3]3- (observe que CO32- es bidentado en este complejo)

(b) [Cu(NH3)4]2+

(c) [Co(NH3)4Br2]2(SO4)3

(d) [Pt(NH3)4][PtCl4]

(e) [Cr(en)3](NO3)3

(f) [Pd(NH3)2Br2] (cuadrado plano)

(g) K3[Cu(Cl)5]

(h) [Zn(NH3)2Cl2]

29.

Esboce las estructuras de los siguientes complejos. Indique los isómeros cis, trans y ópticos.

(a) [Pt(H2O)2Br2] (cuadrado plano)

(b) [Pt(NH3)(py)(Cl)(Br)] (cuadrado plano, py = piridina, C5H5N)

(c) [Zn(NH3)3Cl]+ (tetraédrico)

(d) [Pt(NH3)3Cl]+ (cuadrado plano)

(e) [Ni(H2O)4Cl2]

(f) [Co(C2O4)2Cl2]3- (observe que C2O42−C2O42− es el ion oxalato bidentado, O2CCO2)O2CCO2)

30.

Dibuje los diagramas de los isómeros cis, trans y ópticos que podrían existir para lo siguiente (en es etilendiamina):

(a) [Co(en)2(NO2)Cl]+

(b) [Co(en)2Cl2]+

(c) [Pt(NH3)2Cl4]

(d) [Cr(en)3]3+

(e) [Pt(NH3)2Cl2]

31.

Designe cada uno de los compuestos o iones que aparecen en la Ejercicio 19.28, incluso el estado de oxidación del metal.

32.

Designe cada uno de los compuestos o iones que aparecen en la Ejercicio 19.30.

33.

Especifique si los siguientes complejos tienen isómeros.

(a) tetraédrico [Ni(CO)2(Cl)2]

(b) bipiramidal trigonal [Mn(CO)4NO]

(c) [Pt(en)2Cl2]Cl2

34.

Prediga si el ligando de carbonato CO32−CO32−se coordinará con un centro metálico como ligando monodentado, bidentado o tridentado.

35.

Dibuje los isómeros geométricos, de enlace y de ionización para [CoCl5CN][CN].

19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación

36.

Determine el número de electrones desapareados que se prevén para [Fe(NO2)6]3- y para [FeF6]3- en términos de la teoría del campo cristalino.

37.

Dibuje los diagramas de campo cristalino para [Fe(NO2)6]4- y [FeF6]3-. Indique si cada complejo es de alto o bajo espín, paramagnético o diamagnético, y compare Δoct con P para cada complejo.

38.

Indique el estado de oxidación del metal, el número de electrones d y el número de electrones desapareados que se prevén para [Co(NH3)6]Cl3.

39.

El sólido anhidro CoCl2 es de color azul. Dado que absorbe fácilmente el agua del aire, se utiliza como indicador de humedad para controlar si un equipo (como un teléfono móvil) ha estado expuesto a niveles excesivos de humedad. Prediga qué producto se forma en esta reacción y cuántos electrones desapareados tendrá este complejo.

40.

¿Es posible que el complejo de un metal de la serie de transición tenga seis electrones desapareados? Explique.

41.

¿Cuántos electrones desapareados hay en cada uno de los siguientes?

(a) [CoF6]3- (alto espín)

(b) [Mn(CN)6]3- (bajo espín)

(c) [Mn(CN)6]4- (bajo espín)

(d) [MnCl6]4- (alto espín)

(e) [RhCl6]3- (bajo espín)

42.

Explique cómo el ion de difosfato, [O3P−O−PO3]4-, puede funcionar como un ablandador de agua que impide la precipitación del Fe2+ como sal de hierro insoluble.

43.

En los complejos del mismo ion metálico sin cambio de número de oxidación, la estabilidad aumenta a medida que aumenta el número de electrones en los orbitales t2g. ¿Qué complejo de cada uno de los siguientes pares de complejos es más estable?

(a) [Fe(H2O)6]2+ o [Fe(CN)6]4-

(b) [Co(NH3)6]3+ o [CoF6]3-

(c) [Mn(CN)6]4- o [MnCl6]4-

44.

El trimetilfosfino, P(CH3)3, actúa como ligando al donar el par solitario de electrones del átomo de fósforo. Si se añade trimetilfosfina a una solución de cloruro de níquel(II) en acetona, se puede aislar un compuesto azul que tiene una masa molecular de aproximadamente 270 g y que contiene 21,5 % de Ni, 26,0 % de Cl y 52,5 % de P(CH3)3. Este compuesto azul no tiene formas isoméricas. ¿Cuál es la geometría y la fórmula molecular del compuesto azul?

45.

¿Espera que el complejo [Co(en)3]Cl3 tenga algún electrón desapareado? ¿Hay isómeros?

46.

¿Prevé que el Mg3[Cr(CN)6]2 sea diamagnético o paramagnético? Explique su razonamiento.

47.

¿Prevé que las sales del ion oro(I), Au+, sean de color? Explique.

48.

[CuCl4]2- es verde. [Cu(H2O)6]2+ es azul. ¿Cuál absorbe los fotones de mayor energía? ¿Cuál se predice que tiene mayor desdoblamiento del campo cristalino?

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