2. el atomo, isótopos, peso atómico y peso molecular

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DE

CHIMBORAZO

MATERIA DE QUÍMICA

Ing. Ximena Tapia G.

ELEMENTOS MAYORES Los elementos mayores o conservativos, son aquellos

elementos más abundantes en el agua de mar.

Estos son los iones cloruro, sodio, sulfato, magnesio, calcio,

potasio y constituyen el 99,36% de la masa de los solutos

disueltos en el agua de mar y de éstos solo el sodio y el cloruro

constituyen el 85,69%.

Se les denominan conservativos porque se encuentran

presentes en proporciones constantes en la naturaleza.

Son afectados por procesos físicos como la precipitación,

evaporación, congelamiento, derretimiento y mezclas de aguas. Na, K, Ca, Mg, Cl, F, I, Fe

C, H, O, N, P, S

CARBONO Se representa con el símbolo C y está presente con un 18.5% en todas las moléculas orgánicas. Algunos la consideran la estructura fundamental de la vida, ya que es un elemento muy energético que proporciona grandes cantidades de energía a los seres que la consumen. El carbono forma azúcares, como podemos apreciar el nombre “carbohidratos” ó hidratos de carbono, también en los lípidos, como en los glicéridos. En conclusión, el carbono es un elemento demasiado presente en la naturaleza y de gran ayuda para los seres vivos.

ELEMENTOS ESENCIALES

HIDRÓGENO

Su símbolo es la letra H, está presente con un 9.5% en el agua, en los nutrientes, y en casi todas las moléculas orgánicas y también contribuye a la acidez cuando está cargado positivamente. El hidrógeno es un gas muy inestable de la materia por lo tanto siempre vendrá combinado con otros elementos.

OXÍGENO

Se representa con el símbolo O y está presente con un 65% en el agua y casi todas las moléculas orgánicas. Todo ser vivo aerobio necesita del oxígeno para eliminar el exceso de carbono en el organismo, y alimentar a las células, proceso conocido por respiración. El oxígeno también es importante por que forma compuestos nutritivos que alimentan a muchos seres vivos.

NITRÓGENO

Se representa con el símbolo N y está presente con un 3.2% en las proteínas y ácidos nucleicos. Al igual que los ya mencionados, el nitrógeno también es muy vital para los organismos, lo encontramos en la orina animal (ciclo del nitrógeno) y en las hojas de las plantas (fotosíntesis). El nitrógeno esta en los ciclos que realizan los seres vivos, es un elemento nutritivo.

ESTOS ELEMENTOS MAYORES CONSTITUYEN EL 96% DE LA MASA TOTAL DEL CUERPO.

FÓSFORO Se representa con el símbolo P y está presente con un 1.0% en los ácidos nucleicos y el ATP la molécula rica en energía clave del metabolismo celular; constituyente de huesos y dientes.

AZUFRE Se representa con el símbolo S y está presente con un 0.3%. Forma parte de muchas proteínas, especialmente las contráctiles. El azufre cuando no tiene un uso adecuado provoca daños a los seres vivos, como cuando se expulsa en grandes cantidades, produce la lluvia ácida, que es mala para los seres vivos. Este elemento como los demás en exceso provocan daño a los seres vivos.

ELEMENTOS MENORES El resto de las sustancias en el agua de mar, el 0,64% se les

denomina elementos menores o no conservativos y trazas.

Estos elementos están presentes en concentraciones muy

pequeñas que van desde los 5 y 0,05 ppm, como son los

elementos menores, y los elementos trazas respectivamente.

Se les llama no conservativos, porque no están presentes en

proporciones constantes, debido a que sus concentraciones

son alteradas por reacciones químicas que ocurren en el

océano y en los sedimentos. Co, V, Mo, Se, Br, Mn, Cu, Ni.

EL ÁTOMO

HISTORIA DEL ÁTOMO

450 – 370 a.C. - Siglo V a.C.

Filósofos griegosLeucipo y su discípulo Demócrito

La filosofía atomista de Leucipo y DemócritoLos átomos son eternos, indivisibles, homogéneos.Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.

Dieron origen a la palabra átomo Del griego: a=sin ; tomos=cortar

Sin cortar indivisible

Años más tarde

Filósofos griegos: Empédocles y Aristóteles

La materia estaba formada por 4 elementos, que se relacionan con las propiedades caliente, seco, frío y húmedo, pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.

TEORÍA ATÓMICA DE DALTONQuímico inglés (1766 – 1844)

En 1803 enuncia la primera teoría atómica de la materia con carácter científico, en la que se basa la ciencia física moderna.

1. Todos los elementos existentes en la naturaleza se componen de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.

INCORRECTOAños después se determinó que existían partículas subatómicas más pequeñas que el átomo: protones, neutrones y electrones.

Postulados de Dalton

2. Los átomos son indivisibles, ya que luego se subdividir la materia, llegaremos a punto donde no será posible dividirla mas.

INCORRECTO

Posteriormente se determinó que en el átomo distinguimos estructuralmente dos partes: el núcleo y la corteza o envoltura.

INCORRECTO

3. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí en masa, tamaño y el resto de propiedades.

Ejm: Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico, pero diferente masa atómica

4. Todos los átomos de un elemento, difieren de los átomos de los demás elementos.

CORRECTO

El átomo del hidrógeno, difiere del átomo de oxígeno y del átomo de bromo.

5. Los átomos no se modifican ni desaparecen en las reacciones químicas, pues se pueden recuperar por descomposición.

Ley de la conservación de la masa: (propuesta por el químico Antoine Lavoisier en 1789.

En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción. Ejm:

2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

CORRECTO

6. Los compuestos se forman cuando los átomos de elementos diferentes se combinan en proporciones lo más sencillas posibles. Esta proporción para Dalton era de 1 a 1.

La proporción para formar compuestos debe ser en proporciones fijas y pequeñas de números enteros.

Esto se explica a través de la Ley de la proporciones definidas, planteada por Proust.

INCORRECTO

Relación 2:1

7. Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos.

CORRECTORelación 1:1

Relación 1:2

TEORÍAS ATÓMICASDemócrito450 a.C. La materia no puede dividirse

infinitamente, existe una mínima unidad.

Dalton1808 El átomo como una sola partícula

Rutherford1911 Propuso un núcleo con protones de carga positiva, y orbitas alrededor con electrones de carga negativa. Posteriormente se añadió el neutrón.

Thomson1897 Divide el átomo en cargas positivas y negativas con atracción eléctrica.

Bohr1913 Refuerza el modelo de Rutherford, afirma el como los electrones forman órbitas alrededor del núcleo, a través de ecuaciones.

Sommerfeld1916 Se incluyen subniveles dentro de la estructura del átomo de Bohr.

Schrödingero modelo cuántico

Surge al perfeccionarse el electroscopio: instrumento que se utiliza para verificar el signo de las cargas de un elemento.

De así surge la física cuántica y posteriormente la ecuación de Schrödinger, la misma que relaciona la posibilidad de encontrar el electrón en una región del espacio, a la cual se la denomina orbital.

1916

DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO Todos los cuerpos que forman el Universo, vivos o inertes,

están formados por átomos.

El átomo es la parte unidad básica más pequeña de la materia. El átomo está estructurado de un núcleo central y la corteza o

envoltura.Núcleo central

Es la parte central del átomo, y es compacto.

Proporción pequeña en comparación con el volumen del resto del átomo.

Contiene partículas como: protones de carga positiva y neutrones eléctricamente neutros.

Aquí se concentra casi toda la masa del átomo y es de carga positiva.

DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO Todos los cuerpos que forman el Universo, vivos o inertes,

están formados por átomos. El átomo es la parte unidad básica más pequeña de la materia. El átomo está estructurado de un núcleo central y la corteza o

envoltura.

Tomando en cuenta que 1 metro tiene 10000 millones de átomos:

El tamaño del núcleo es de unos 1 x 10-14 m. El tamaño del átomo es del orden1 x 10-10 m.

El núcleo es 10000 veces más pequeño que el átomo.

Si el diámetro del núcleo fuese como el de un balón de futbol, el del átomo sería comparable a la longitud de 10 campos de futbol.

Corteza o envoltura

Parte exterior del átomo. Aquí se hallan los electrones, que tienen carga negativa, girando en órbitas circulares, a semejanza de los planetas alrededor del Sol.

La carga del electrón es igual a la del protón pero con signo contrario.

La masa del electrón es 1840 veces menor que la del protón.

Aquí se concentra casi toda la masa del átomo y es de carga positiva.

Partícula Símbolo Carga Masa en gramos

Ubicación

Protón p+ 1+ 1,672 x Núcleo

Neutrón n° 0 1,675 x Núcleo

Electrón e- 1- 9,11 x Corteza

Protón

Neutrón

SUBPARTÍCULAS ATÓMICAS

Protón

Se atribuye a Rutherford el descubrimiento del protón en 1911.

Protón que en griego significa primero.

Se encuentra en el núcleo.

Está formado por una carga eléctrica positiva.

La carga eléctrica positiva del protón es conocida a como carga elemental, carga fundamental o carga de +1.

La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón, y es () o, del mismo modo, unas 1836 veces la masa de un electrón.

Neutrón

Fue descubierto por James Chadwick en el año de 1932, quien en 1935 recibió el Premio Nobel de física por demostrar la existencia de los neutrones. Sin embargo fue Rutherford en 1920, quien dio inicio al estudio del neutrón.

Se localiza en el núcleo del átomo.

Es una partícula eléctricamente neutra, de masa 1.838,4 veces mayor que la del electrón y 1,00137 veces la del protón.

Es fundamental para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos, menos del hidrógeno, ya que éste actúa fuertemente atrayendo, no permitiendo la estabilización.

El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos.

Electrón

Fue descubierto por Joseph John Thomson en 1897 en la Universidad de Cambridge, mientras estudiaba el comportamiento de los rayos catódicos.

Los electrones son mucho más pequeños que los neutrones y protones.

Tienen una carga eléctrica negativa de y es la carga eléctrica más pequeña conocida hasta ahora, y tiene una masa de

Se están moviendo constantemente alrededor del núcleo siguiendo unas “órbitas”

La masa de un electrón es unas 1840 veces menor que la de un protón, y se la considera insignificante, por lo que la masa del núcleo se hace equivalente a la del átomo.

NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE MASA

Existen dos conceptos que caracterizan los núcleos atómicos:

Número atómico: se representa con la letra Z. Se sitúa como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento.Número de masa: se representa con la letra A. Se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento.

XAZNúmero de masa

Número de atómico

Elemento

C126Número de atómico

Número de masa

Carbono

NÚMERO ATÓMICO (Z)

Es el número de protones que tiene un elemento químico en el núcleo de un átomo y es el que determina la identidad de un átomo. Determina el lugar que ocupa un elemento en la tabla periódica.

El número de protones es igual al número de electrones que giran alrededor del átomo, es decir el número atómico también indica el número de electrones.

Número atómico (Z) = Número de protones (p+) = Número de electrones ()

El número atómico del sodio es 11 significa que tiene 11 protones y 11 electrones y quiere decir que ocupa el onceavo puesto en la tabla periódica.

NÚMERO MÁSICO (A)

Es el número de protones y neutrones existentes en el núcleo del átomo de un elemento.

Número de masa (A) = Número de protones (p+) + Número de neutrones (n)A = Z + n

Número de neutrones (n) = Número de masa (A) - Número de protones (p+)n = A - Z

Ejemplo: Z = 6 A = 12

Nº protones = 6

Nº electrones = 6

Nº neutrones = A – Z = 12 – 6 = 6

Nº de masa = Z + n = 6 + 6 = 12

C126

EJEMPLOS

¿Cuántos neutrones y protones hay en el átomo de

Número de neutrones (n) = Número de masa (A) - Número de protones (p+)n = A – Z

Z = 77 A = 192

Nº protones = 77

Nº electrones = 77

Número de neutrones (n) = Número de masa (A) - Número de protones (p+) n = A – Z

n = 192 – 77 = 115 neutrones

Resp: hay 77 protones, porque el número atómico es igual que el número de protones.

Y hay 115 neutrones, obtenidos de la fórmula: n = A – Z

Dar el símbolo del circonio, incluyendo los valores de A y Z.Cuando Z= 40 y A = 91

¿Cuántos electrones, protones y neutrones hay en:


Z = 6 A = 12

Nº protones = 6

Nº electrones = 6


n = 12 – 6 = 6 neutrones

Resp: Contiene 6 protones, 6 electrones y 6 neutrones.

9140

𝑍 𝑟



Z = 20 A = 40

Nº protones = 20

Nº electrones = 20


n = 40 – 20 = 20 neutrones


Hallar en número de masa y el número atómico del siguiente átomo:


Z = 20 A = 40

Nº protones = 20

Nº electrones = 20


n = 40 – 20 = 20 neutrones




Z = 56 A = 137

Nº protones = 56

Nº electrones = 56


n = 137 – 56 = 81 neutrones


Hallar en número atómico y el número másico del siguiente átomo:

Z = 12 A = 24,31

Hallar el número de protones y el número de electrones del átomo anterior.

Nº protones = 12

Nº electrones = 12

Hallar el número de neutrones del átomo anterior.


n = 24,31 – 12 = 12,31 neutrones

Hallar el símbolo del potasio, su número atómico y el número másico:

Z = 19 A = 39,10

Hallar el número de protones y el número de electrones del átomo anterior.

Nº protones = 19

Nº electrones = 19

Hallar el número de neutrones del átomo anterior.


n = 39,10 – 19 = 20,1 neutrones

DISPOSICIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA

Los elementos existentes en la naturaleza, están dispuestos

en la tabla periódica de acuerdo al número atómico. Que

generalmente se escribe en la parte superior. Luego se encuentra el símbolo del elemento. Luego su masa atómica. Luego el nombre del elemento.

1H

1,01Hidrógeno

24Cr

52,00Cromo

8O

16,00Oxígeno

Litio, Estroncio, Yodo, Vanadio, Hierro, Níquel, Azufre, Bismuto, Oro, Cadmio, Mercurio, Cloro, Potasio, Magnesio, Fósforo, Selenio, Telurio, Flúor, Plomo, Sodio

1. Con los elementos mencionados anteriormente, hallar el símbolo, el número atómico y el número de masa.

2. Calcular el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes elementos.

ISÓTOPOS Viene del griego: isos = igual; topos =lugar. En el mismo

lugar. Los isótopos son átomos de un mismo elemento, que

tienen el mismo número atómico (igual número de protones y electrones), pero diferente número de masa (diferente número de neutrones).

# atómico (Z)

# de masa (A) # de masa (A)

# atómico (Z)

La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos.

El elemento con más isótopos estables es el estaño: tienen 10 de ellos.

Todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente las mismas propiedades químicas.

El hidrógeno es el único elemento cuyos isótopos tienen nombres individuales.

El hidrógeno tiene un número atómico de 1 (Z=1), pero también tiene isótopos con masas atómicas de 1, 2 y 3, llamados: protio, deuterio y tritio, respectivamente.

Isótopo Nº de electrones

Nº de protones

Nº de neutrones

N° de masa

Protio 1 1 0 1

Deuterio 1 1 1 2

Tritio 1 1 2 3

En el caso anterior solo el hidrógeno tiene nombres específicos, los de otros elementos se identifican por su número de masa. Por ejemplo los isótopos del Carbono:

estable estable Inestable(radioactivo)

Ejemplo de algunos isótopos:

Los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238

Si Si Si

Los cuales se denominan silicio-28, silicio-29, silicio-30

B B

Los cuales se denominan boro-10, boro-11

Clasificación de los isótopos

Los isótopos se encuentran en forma natural o se sintetizan artificialmente, y pueden ser radioactivos y no radioactivos.

Isótopos naturales

Se encuentran en la naturaleza de manera natural. Ejm: el hidrógeno tiene tres isótopos naturales: protio,

deuterio, tritio que es utilizado en labores de tipo nuclear, este es el elemento esencial de las bombas de hidrógeno.

El carbono, con tres isótopos:

Carbono 12: base referencial del peso atómico de los elementos.

Carbono 13: es el único carbono con propiedades magnéticas. Carbono 14: radioactivo, muy importante ya que su tiempo de

vida media es de 5730 años, muy usado en la arqueología para determinar la edad de los fósiles orgánicos.

Isótopos artificiales

Fabricados en laboratorios nucleares con la adición de partículas subatómicas, de vida corta por su inestabilidad y radioactividad. Ejm: El cesio cuyos isótopos artificiales se usan en plantas nucleares de generación eléctrica.

El Iridio 192, para verificar que las soldaduras de tubos estén selladas herméticamente, sobre todo en tubos de transporte de petróleo y combustibles.

Algunos isótopos del Uranio también son usados para labores de tipo nuclear como generación eléctrica o en bombas atómicas con principio de fusión nuclear (varios núcleos atómicos de carga similar se unen y forman un núcleo más pesado).

Isótopo radioactivo (inestable): el núcleo del átomo del elemento no es estable y se desintegra espontáneamente emitiendo partículas y/o radiaciones. La principal razón de esta inestabilidad es el exceso de protones y neutrones.

Radioisótopo: se produce cuando los isótopos más pesados, son inestables y tienden a descomponerse para volverse más estables.

Todos los tipos de descomposición radioactiva implican la emisión de partículas (alfa y beta), o de energía electromagnética (rayos gamma), los cuales son dañinas para las células vivas.

Ejm: rayos alfa (núcleos de helio), beta (electrones o positrones que es la antipartícula del electrón).

Isótopos radioactivos naturales:para determinar cronologías. Ejm: el carbono 14, que permite determinar cualquier muestra de origen orgánico que no tenga más de 60,000 años de antigüedad.

Isótopos radioactivos artificiales: en medicina con diferentes funciones, como la identificación de vasos sanguíneos.

Una de las aplicaciones más importantes de los isótopos es la fotografía de rayos gamma, donde al paciente se le inyecta un isótopo que emita radiación gamma y se recoge la radiación emitida de forma que se obtiene una foto de la zona deseada, como por ejemplo el cerebro.

Aplicaciones de los isótopos y radioisótopos Medicina: diagnóstico y tratamiento de enfermedades,

esterilización de productos en clínica y en cirugía.

Industria y tecnología: comprobación de materiales y soldaduras en las construcción, control de procesos productivos

Agricultura: control de plagas, conservación de los alimentos.

Arte: restauración de objetos artísticos, verificación de objetos artísticos o históricos.

Arqueología: fechar eventos geológicos.

Investigación: universo, industria, medicina.

Farmacología: estudiar el metabolismo de los fármacos antes de autorizar su uso público.

Arsénico-73: como trazador para estimar la cantidad de arsénico absorbido por el organismo.

Arsénico-74: localización de tumores cerebrales.

Bromo-82: hidrología: determinación de caudales, direcciones de flujo de agua, aguas superficiales y subterráneas; dinámica de lagos y fugas en embalses.

Carbono-14: para medir la antigüedad de restos arqueológicos.

Cobalto-60: tratamiento por radiación del cáncer y en la investigación agrícola.

Escandio-46: estudios de sedimentología y análisis de suelos.

Estroncio-90: en la industria como fuente de radiación. Es importante en la investigación geológica.

Fósforo-32: diagnóstico de enfermedades de los huesos y las medula ósea.

Iridio-192: tratamiento del cáncer de mama.

Lantano -140: estudio del comportamiento de calderas y hornos utilizados en el sector industrial.

Mercurio-147: de aplicación en celdas electrolíticas.

Neon-20: en lámparas, tubos de referencia e indicadores de alto voltaje.

Nitrógeno-15: investigación médica, en agricultura, espectroscopia de resonancia magnética nuclear (NMR).

Níquel-60: proporciona información sobre el origen del sistema solar y su historia.

Talio-121: para evaluar el daño producido en el músculo cardiaco, por sus efectos directos en el tejido sano del corazón.

Yodo 125: utilizado en la braquiterapia.

Yodo 131: pruebas nucleares atmosféricas, que comenzaron en 1945. Diagnóstico y tratamiento de afecciones de la glándula tiroides.

Oro-198: industria del petróleo: perforación de pozos, recuperación secundaria de petróleo, industria petroquímica en general, inyecciones cancerosas.

PESO ATÓMICO

El peso atómico de un elemento es un número decimal, que indica la relación que existe entre la masa de un átomo de un elemento, con la masa patrón del átomo de referencia.

En 1961 se adoptó una nueva escala de pesos atómicos, para ser usados en química y física, basada en el isótopo 12 del Carbono, simbolizado por como modelo patrón, que tiene exactamente el valor de 12 uma.

Uma: unidades de masa atómica, esta unidad es una unidad de peso, al igual que el gramo, y se define exactamente como de la masa del átomo .

EJEMPLO: El cromo natural, está formado por cuatro isótopos cuyos

porcentajes son los siguientes: 4,31% de , 83,76% de , 9,55% de , 2,38% de . Las masas nuclídicas de estos isótopos son 49,496; 51,940; 52,941 y 53,939 respectivamente. Mediante esta distribución calcular el peso atómico del cromo natural.

EJEMPLO:

El cloro natural, está formado por dos isótopos cuyos porcentajes son los siguientes: 80 % de moles de, y 20 % de moles de . Las masas atómicas de estos isótopos son 34,9689 y 36,9659 respectivamente. Mediante esta distribución calcular el peso atómico del cloro natural.

EJEMPLO:

El boro natural, está formado por dos isótopos cuyos porcentajes son los siguientes: 80,20 % de moles de, y 19,8 % de moles de . Las masas atómicas de estos isótopos son 10,811 y 10,009 respectivamente. Mediante esta distribución calcular el peso atómico del boro natural.

EJEMPLO:

El silicio natural, está formado por tres isótopos cuyos porcentajes son: 92,28% de, y 4,67% de, 3,05% de . Las masas nuclídicas de estos isótopos son 27,9776; 28,9733 y 29,9735 respectivamente. Mediante esta distribución calcular el peso atómico del silicio natural.

PESO MOLECULAR Se determina a partir de la fórmula molecular de un

compuesto como: H2O (agua), H2SO4 (Ácido sulfúrico), NaHCO3 (bicarbonato de sodio).

Es el resultado de la suma de los pesos atómicos de los elementos, multiplicados por el subíndice de cada elemento que integran la fórmula molecular de un compuesto.

El peso molecular se mide en una medida establecida por la IUPAC (es un sistema de nomenclatura de compuestos químicos y de descripción de la ciencia y de la química en general), que se llama uma.

La fórmula molecular de un compuesto expresa el número real de átomos de cada elemento.

Determinar:

El peso molecular del agua H2O, y su masa molar.

2H = 2 x 1,008 = 2,016 uma 1O = 1 x 16,00 = 16,000 uma Peso molecular = 18,016 uma Masa molar = 18,016 g

El peso molecular del sulfato de sodio Na2SO4, y su masa molar.

2Na = 2 x 22,99 = 45,98 uma 1S = 1 x 32,07 = 32,07 uma 4O = 4 x 16,00 = 64,00 uma Peso molecular = 142,05 uma Masa molar = 142,05 g

Determinar los pesos moleculares y su masa molar de los siguientes compuestos químicos: El peso molecular del clorato de bario Ba(ClO3)2, y su masa molar. 1Ba = 1 x 137,33 = 137,33 uma 2Cl = 2 x 35,45 = 70,90 uma 6O = 6 x 16,00 = 96,00 uma Peso molecular = 304,23 uma Masa molar = 304,23 g El peso molecular del fosfato de calcio Ca3(PO4)2, y su masa molar. 3Ca = 3 x 40,08 = 120,24 uma 2P = 2 x 30,97 = 61,94 uma 8O = 8 x 16,00 = 128,00 uma Peso molecular = 310,18 uma Masa molar = 310,18 g

El peso molecular del ácido perclórico HClO4, y su masa molar.

1H = 1 x 1,01 = 1,01 uma 1Cl = 1 x 35,45 = 35,45 uma 4O = 4 x 16,00 = 64,00 uma Peso molecular = 100,46 uma Masa molar = 100,46 g

2. el atomo, isótopos, peso atómico y peso molecular

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