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Periferia 
Distribución electrónica
Capítulo 6
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 ma-
yor que el diámetro del núcleo.
En esa enorme zona que rodea al núcleo atómico se mueven conti-
nuamente los electrones ocupando así todo ese espacio (fig. 1).
El electrón es una partícula subatómica de masa casi 2000 veces me-
nor 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 núme-
ro 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 n=3 n=4 …..
niveles de menor energía niveles de mayor energía
Zonas del átomo
Zona central: Núcleo.
Zona que rodea al núcleo: 
Periferia.
Depreciable: (en el texto) sig-
nifica insignificante, prescin-
dible, que puede no tenerse 
en cuenta.
Podemos establecer la siguiente 
analogía: cuando un relator de fút-
bol dice que un equipo ha estado en 
toda la cancha durante el transcurso 
del partido, quiere expresar que los 
jugadores se han movido continua-
mente 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 movi-
miento continuo de los electrones.
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 “2n2” don-
de n indica el nivel de energía y es un número natural igual o mayor 
que 1.
Orbitales
El concepto de orbital surgió al interpretar físicamente el resultado 
de la ecuación de Schrödinger. 
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” movién-
dose en esa zona.
Las palabras orbital y órbita son muy parecidas, pero es importante 
insistir que sus significados son totalmente diferentes:
•	 Órbita	se	refiere	a	un	“camino”,	a	una	trayectoria.
•	 Orbital	se	refiere	a	una	zona	del	espacio	(fig.	3).
 Distribución electrónica
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:
•	 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).
Estado fundamental del átomo
Estado fundamental del átomo es el estado atómico de menor ener-
gía, es decir, los electrones tienen la menor energía posible. 
Órbita.
Es una trayectoria (lineal), con-
cepto usado en los modelos 
atómicos anteriores, ya modifi-
cados y en desuso. 
Orbital.
Es una zona (tridimensional) 
concepto usado en el modelo 
atómico actual.
Fig. 3. Los orbitales tienen diferentes 
formas y se identifican con las letras s, p, 
d y f. 
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.
Orbital s
selatibro
Orbital px
selatibro
Orbital py
selatibro
Orbital pz
selatibro
Orbital dx2 - y2
selatibro
Orbital dz2
selatibro
Orbital dxy
selatibro
Orbital dxz
selatibro
Orbital dyz
175Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6 Química • 3º C.B.
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Resulta útil construir un cuadro para representar la distribución de los 
electrones en niveles de energía en estado fundamental (fig. 4 a 7). 
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).
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
•	 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).
•	 Nitrógeno: 7N (átomo con 7 protones y 7 electrones).
 Para representar el estado fundamental del átomo de N, se com-
pleta con 2 electrones el primer nivel de energía (n=1).
 Los 5 electrones restantes tendrán mayor energía, la energía co-
rrespondiente 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 com-
pleta 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 últi-
mo nivel energético se ubican 8 electrones con la energía corres-
pondiente 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.
Nivel de energía n=1 n=2 n=3
Nº de electrones 1
Nivel de energía n=1 n=2 n=3
Nº de electrones 2 5
Nivel de energía n=1 n=2 n=3
Nº de electrones 2 8 3
Nivel de energía n=1 n=2 n=3
Nº de electrones 2 8 8
Regla: para representar los po-
sibles estados excitados de un 
átomo, se colocan electrones 
en niveles de mayor energía 
aunque los anteriores estén in-
completos o vacíos.
Fig. 4. Estado fundamental del H.
Fig. 5. Estado fundamental del N.
Fig. 6. Estado fundamental del Al.
Fig. 7. Estado fundamental del Ar.
Z número atómico: es el nú-
mero de protones (p+)
Como el átomo es eléctrica-
mente neutro, el número de 
protones es igual al número de 
electrones (e-). 
En el átomo: Nº p+ = Nº e-
176 Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica. Química • 3º C.B.
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Ejemplo
•	 Aluminio: 13 Al (13 protones y 13 electrones)
 En el cuadro de la figura 8 se representan algunos posibles esta-
dos excitados para este átomo
Niveles de energía n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6
Número de electrones 2 7 4
Número de electrones 1 8 2 2
Número de electrones 5 4 2 1 1
Número de electrones 2 10 1
Número de electrones 5 4 4
Fig. 8. Algunos posibles estados excitados del Al.
Energía de los electrones en el tercer nivel (n=3)
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 ubi-
cados en el último nivel o subnivel de energía incompleto.
Para determinar cuántos son loselectrones 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 Electrones de valencia
Litio 3Li 2 1
Litio tiene 1 electrón de 
valencia
Magnesio 12Mg 2 8 2
Magnesio tiene 2 electrones 
de valencia 
Cloro 17Cl 2 8 7
Cloro tiene 7 electrones de 
valencia
Si el último nivel (o subnivel) de energía está completo, los electro-
nes 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. 
Niveles de 
energía
n=1 n=2 n=3 ...
Nº de 
electrones
2 8 8
Cuando se realice el estudio de 
la Tabla Periódica, se analizará 
la correspondencia entre el nú-
mero de electrones de valencia 
y la ubicación del elemento en 
la misma. 
Fig. 9.
Fig. 10. Distribución de electrones en ni-
veles de energía en estado fundamental 
para el argón (18Ar)
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.
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Diagramas de Lewis o diagramas de puntos 
Un diagrama de puntos o diagrama de Lewis es una manera senci-
lla 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	(es-
tado fundamental) señalando los electrones de valencia
•	 escribir	el	símbolo	químico	del	elemento	imaginando	un	cuadra-
do que lo rodea, por ejemplo
 
Br
•	 representar	los	electrones	de	valencia	mediante	puntos	y	distri-
buirlos 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)
Ejemplos
Elemento litio 3Li
Diagrama de Lewis para el litio: el electrón de valencia del litio se re-
presenta mediante un punto (fig. 13a).
Li
Elemento carbono 6C
Diagrama de Lewis para el carbono: los cuatro electrones de valencia 
del carbono se representan dibujando cuatro puntos (fig. 13b).
C
Elemento fósforo 15P
Diagrama de Lewis para el fósforo: los cinco electrones de valencia 
del fósforo se representan dibujando cinco puntos (fig. 13c).
P
Elemento bromo 35Br
Diagrama de Lewis para el bromo: los siete electrones de valencia 
del bromo se representan dibujando siete puntos (fig. 13d).
Br
Fig. 12. Los diagramas de Lewis tendrán 
como máximo ocho puntos representan-
do ocho electrones.
Fig. 11. Gilbert Lewis (1875–1946) Fí-
sico 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 men-
cionada por primera vez en 1916 en su 
artículo “La molécula y el átomo”.
Ne
a)
Nivel de energía n=1 n=2 n=3
Nº de electrones 2 1
Los átomos de litio tienen 1 electrón de 
valencia.
b)
Nivel de energía n=1 n=2 n=3
Nº de electrones 2 4
Los átomos de carbono tienen 4 electro-
nes de valencia.
c)
Nivel de energía n=1 n=2 n=3
Nº de electrones 2 8 5
Los átomos de fósforo tienen 5 electro-
nes de valencia.
d)
Nivel de 
energía
n=1 n=2 n=3 n=4
Nº de 
electrones
2 8 18 7
Los átomos de bromo tienen 7 electrones 
de valencia.
Fig. 13. Ejemplos.
178 Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica. Química • 3º C.B.
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¿Cuál es la relación entre el estado fundamental y los 
estados excitados de un átomo? 
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 áto-
mo queda en un estado excitado (estado con mayor energía que el 
fundamental).
El estado excitado es inestable, en fracciones de segundo, se li-
bera 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.
Átomo en estado 
fundamental
Átomo en estado 
fundamental
Átomo en estado 
excitado
energía absorbida energía liberada
Cuando los átomos pasan de estados excitados al estado fundamen-
tal, ¿es posible apreciar la energía emitida?
La respuesta es sí, pero solo es posible ver luz cuando la energía emi-
tida 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. 
¿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 for-
mas de suministrar energía a los electrones.
Cuando los electrones de un 
átomo liberan la energía absor-
bida, el átomo puede pasar: 
- de un estado excitado al esta-
do fundamental o 
- de un estado excitado a otro es-
tado excitado de menor energía.
Principio de conservación de 
la energía.
La energía se conserva. 
En los diferentes procesos 
la energía es transferida. Es 
imposible “crear o destruir” 
energía.
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Ejemplos
 Si se acerca a la llama de un 
mechero Bunsen una muestra 
de sustancia, por ejemplo clo-
ruro de sodio se aprecia que 
la llama, inicialmente azul, se 
torna de color amarillo duran-
te algunos segundos debido a 
la presencia del elemento so-
dio (fig.13). El calentamiento 
es suficiente para excitar a los 
electrones. Cuando muchos 
de esos electrones pasan de un 
estado excitado al estado fun-
damental, liberan la energía 
absorbida, cuyo valor corres-
ponde 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 ob-
tiene el espectro de emisión del sodio (fig. 14). Este espectro es ca-
racterístico 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 corres-
pondiente 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 fosfo-
resce, emitiendo luz que permite visualizarlos.
 En este caso la energía proviene de la radiación ultravioleta (de ma-
yor energía que la luz visible) y es la causante de la excitación de los 
electrones de los átomosde 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 exci-
tación de electrones que vuelven al estado fundamental. La energía 
proviene de reacciones químicas (bioluminiscencia) (fig.15).
 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).
Fig. 14. Espectro de emisión continuo y 
discontinuo.
Espectro de emisión continuo.
Se obtiene, por ejemplo, cuando la luz 
blanca pasa a través de un prisma óptico 
(fenómeno de dispersión)
Fig. 13. Ensayos a la llama. La diferen-
cia en los colores de la llama indica la 
presencia de elementos diferentes en las 
sustancias analizadas.
Fig. 15. Bioluminiscencia.
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 organis-
mo.
Espectro de emisión discontinuo o de 
líneas de sodio. Cada elemento tiene un 
espectro de emisión característico que lo 
identifica.
Valores expresados en Nanómetros
420 550 615 420
380 590 700 800490
ultravioleta infrarrojo
180 Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica. Química • 3º C.B.
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 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
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 fós-
foro? Explica. 
4) a) Escribe la distribución de los electrones en tres posibles estados ex-
citados	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.
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 ex-
pliques cómo se producen las luces en ambas situaciones.
Elemento Z Símbolo Electrones por nivel 
estado fundamental n=1 n=2 n=3 n=4
Nitrógeno 7
Helio 2
Azufre 16
Argón 18
Boro 5
n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 Estado
1 4 1 6 2 1
2 7 6
3 8 1 1 1 1
1 1 13
2 8 5
2 9 4
2 8 4 1
15
2 2 2 2 2 2 3
Fig. 1. Ejercicio 2.
Fig. 2. Ejercicio 3.
Fig. 3. Ejercicio 7.
Actividades
181Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6 Química • 3º C.B.
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8) a) Analiza la siguiente situación: Sabrina debe identificar dos sus-
tancias	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
9) 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 ra-
diación 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, fosfores-
cencia y bioluminiscencia. Menciona ejemplos. 
 b) ¿Qué sustancias contienen las pulseras, collares y otros adornos 
de cotillón para permanecer iluminados por varias horas?
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 ele-
mento 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 es-
tado fundamental de un átomo.
 b) ¿Cuáles son las diferencias entre lámparas de filamento y lám-
paras de “bajo consumo”? Reflexiona sobre las ventajas de estas 
últimas.
 c) ¿Qué tipos de lámparas existen y cuáles son sus aplicaciones?
Fig. 4. Ejercicio 10.
“El helio fue descubierto en 
1868 en el espectro del Sol. 
Algunas de las líneas de ab-
sorción del espectro solar no 
coincidían con las de ninguno 
de los elementos conocidos. 
Se llegó a la conclusión que el 
Sol contenía un elemento has-
ta entonces desconocido en la 
Tierra. Este elemento fue nom-
brado helio por helios la pala-
bra griega para “sol”. Poste-
riormente el helio fue aislado y 
caracterizado en el laboratorio 
en 1895” 
Texto extraído de Química La ciencia 
Central de T. Brown y otros.
Fig. 5. Ejercicio 12.
182 Capítulo 6 • Periferia: distribución electrónica. Química • 3º C.B.
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Ampliando el horizonte...
•	 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?
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 pirotec-
nia en España. También se extiende por Italia y Francia, lle-
gando a su máximo apogeo en el reinado de Luis XV. 
Hastafinales del siglo XVIII los maestros pirotécnicos tra-
bajaban aislados y en secreto, transmitiendo sus conocimien-
tos solo a sus discípulos. 
Los fuegos artificiales fueron monocromos hasta el siglo 
XIX, ya que se utilizaba el sodio casi exclusivamente. La intro-
ducción del color se encuentra estrechamente ligada a la histo-
ria 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 pota-
sio, carbón y azufre, lo que proporciona propulsión a la mayoría de los fue-
gos 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
183Periferia: distribución electrónica. • Capítulo 6 Química • 3º C.B.
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