- Número atómico, Z, de un elem. = nº de protones del núcleo = nº de e- de su corteza.
La carga del e- ó la del p+ es la unidad de carga eléctrica = 1,6 · 10^-19 Culombios.

- Masa atómica = número másico, A, de un elem. es la masa de un átomo de dicho elem.
Al p. se eligió como u.m.a. la masa del átomo de H, cuyo núcleo tiene sólo un protón. Actualm.:
1 u.m.a. = 1/12 masa del átomo de C ˜ masa del átomo de H = masa del p+ = masa del n = 1,66 · 10^-24 g.
Como la masa del e- es despreciable (es 1800 veces menor que la del p+), tenemos:
Masa atómica = número másico, A = nº de p + nº de N   (= Z + nº de n). Símbolo: ^A_ZX.

- Masa molecular de un compuesto químico es la masa de una molécula del mismo cuando se toma como unidad la u.m.a.

- Isótopos →  átomos de un mismo elem. que, teniendo el mismo nº atómico, tienen distinto nº másico. Algunos isótopos presentan radiactividad.
Ej.:
Isótopos del H:  ¹₁X (protio),   ²₁X (deuterio = D),  ³₁X (tritio).
Isótopos del C: ¹²₆C,  ¹³₆C
Isótopos del Cl: ³⁵₁₇Cl,  ³⁷₁₇Cl

Ejercicio:
Los isótopos del cloro ³⁵₁₇X,  ³⁷₁₇X, se encuentran en la nat. en una proporción del 75,4 % y del 24,6 %, resp. Determinar la masa atómica del Cl.
RTA.:
Hacemos la media ponderada de los porcentajes en que se encuentra cada isótopo:
masa atómica del cloro = 0,754 · 35 + 0,246 · 37 35,492 umas.

- Iones → átomos que han perdido o ganado uno o más e- → cationes (+) y aniones (-).
Ej.:
Cationes: Fe²⁺ [catión hierro (II)], Fe³⁺ [catión hierro (III)], Ba²⁺ [catión bario],...
Aniones: F^- (anión fluoruro), H ^- (anión hidruro), S^2- (anión sulfuro),...

Los e- giran alrededor de núcleo sometidos a dos F: la atracción electrostática debida a los p+ y la F centrífuga debida a su velocidad orbital. La compensación de ambas F determina que el e- se mantenga en un orbital estable. Todos los átomos tienden a conseguir la saturación de su capa externa, que da al átomo la configuración más estable, para lo cual, cuando pueden, captan o ceden e-.
Energía de ionización de un elem. → la que se necesita para separar de su átomo un e- de la última capa.

Son las leyes que gobiernan el comportamiento de la masas de las sustancias que intervienen en un cambio químico.

• Ley de conservación de la masa o de Lavoisier
En toda comb. química, la masa total de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa total de los productos que se forman .
Corolario: En toda comb. química, el nº total de átomos de las sustancias reaccionantes es igual al nº total de átomos de los productos de la reacción.
Ej. :
2 H₂ + O₂ = 2 H₂O
CO₂ + C = 2 CO

• Ley de las proporciones definidas o de Proust
Cuando dos o más elem. se combinan para formar un compuesto, lo hacen de modo que sus masas guardan una proporción fija determinada.
Si se mezclan cantidades distintas a las de la proporción, una vez agotada una sustancia, las cantidades sobrantes quedan sin reaccionar.
Ej.:
N₂ + 3 H₂ = 2 NH₃

• Ley de las proporciones múltiples o de Dalton
Las cantidades de un mismo elem. que se unen con una cantidad fija de otro para formar distintos compuestos, están en una relación de números enteros sencillos (esta ley incluye a la de Proust).

Ejemplo:
El Cl y el O pueden forman los sig. óxidos (anhídridos):
Cl₂O
Cl₂O₃
Cl₂O₅
Cl₂O₇
Si tomamos una cantidad fija de Cl, por ej., por comodidad, 71 g (A_Cl=35,5), podemos ver que las cantidades de O que se han combinado con dicha cantidad de Cl, en cada caso, son:
Cl₂O    → 1 · 16 = 16 g
Cl₂O₃  → 3 · 16 = 48 g
Cl₂O₅  → 5 · 16 = 80 g
Cl₂O₇  → 7 · 16 = 112 g
Las cantidades están en rel. 16 : 48 : 80 : 112, y simplificando: 1, 3, 5, 7.

• Ley de las proporciones recíprocas o de Richter (= Ley de las masas equivalentes)
Las masas de dos elem. dif. que se combinan con una masa determinada de un tercer elem., están en la misma proporción en aquéllos se combinan entre sí.
Otra forma: Cuando se combinan dos elem., lo hacen siempre según sus equivalentes o según múltiplos enteros de éstos.

Ejemplo:
Sean los compuestos Cl₂O y Fe₂O₃, en los cuales dos elem., el Cl y el Fe, se combinan con un tercer elem., el O. Consideremos 10 g de O, y calculemos las cantidades de Cl y Fe con que se halla combinada en los comp. ant.:
Cl₂O   →   16 g de O   →   2 · 35,5 g de Cl
                10 g          →        x         →  x = 44 g de Cl
Fe₂O₃    →    3 · 16 g de O    →    2 · 55,8 g de Fe
                        10 g            →          x          →    x = 23 g de Fe
La rel. existente entre ambas cantidades es:  (masa de Cl) / (masa de Fe) = 44/23 = 1,9.
Por otra parte, si consideramos la ec. química correspondiente a la combinación entre el Cl y el Fe:
3 Cl₂ + 2 Fe → 2 FeCl₃
podemos comprobar que la proporción en que participan ambos elem. es la misma que la obtenida antes:
(masa de Cl) / (masa de Fe) = 3·2·35,5 / 2·55,8 = 1,9.

• Ley de los volúmenes de combinación o de Gay - Lussac
En una reacción química en la que intervienen sust. gaseosas, los V que se combinan de tales sust. están en una relación de números enteros sencillos.
En toda reacción de combinación, el V de la sust. gaseosa resultante es menor o, a lo sumo, igual que la suma de los V de los reactivos gaseosos que se combinan.

Ejemplo:
Consideremos la reacción O₂ + 2 H₂2  →  2 H₂O_v
Según el p. de Avogadro, moles de dif. gases, en iguales cond. de P y T, ocupan el mismo V. En consecuencia, la rel. entre los V de O e H que participan en la reacción es la misma que la existente entre los nº de moles correspondientes a ambos elem., la cual es una rel. de nº sencillos:
(V de O₂) / (V de H₂) = (nº de moles de O₂) / (nº de moles de H₂) = 1/2.
Por otra parte, podemos ver como por cada 3 volúmenes que intervienen en la reacción, uno de O y 2 de H, solam. resultan 2 volúmenes de vapor de agua.

Hacer ejercicios.