Este documento resume varias leyes fundamentales de la química como la ley de conservación de la masa de Lavoisier, la ley de las proporciones definidas de Proust y la ley de las proporciones múltiples de Dalton. También describe la teoría atómica de Dalton y sus limitaciones iniciales, así como las leyes volumétricas de Gay-Lussac y el principio de Avogadro. Finalmente, discute cómo estas leyes experimentales llevaron al desarrollo de una teoría atómica más completa.

1. LA MATERIA (I)
FÍSICA Y QUÍMICA
1º BACHILLERATO
Concepción Daza Santos

2. LA MATERIA (I)
1. Leyes ponderales de las reacciones químicas
- Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier
- Ley de las proporciones definidas o ley de Proust.
- Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton
2. Teoría atómica de Dalton. Limitación de la teoría atómica.
3. Leyes volumétricas.
- Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac.
- Principio de Avogadro.
4. Masa atómica y masa molecular. Concepto de mol. Masa
molar.

3. 5. Estado gaseoso.
-Leyes de los gases. Ecuación de estado y
volumen molar.
- Mezcla de gases. Presión parcial de un gas.
- Teoría cinético-molecular de los gases.
LA MATERIA (I)

4. LA MATERIA (II)
1. Disoluciones
-Clasificación.
-Formas de expresar la concentración de una
disolución: molaridad, molalidad, fracción molar.
-Solubilidad
2. Propiedades coligativas de las disoluciones.
-Presión de vapor. Ley de Raoult.
-Aumento ebulloscópico y descenso crioscópico.
-Presión osmótica.

5. 1. Leyes ponderales de las reacciones
químicas
Carácter experimental
miden cuantitativamente la cantidad de materia que
interviene en ellas
Finales del siglo XVIII, momento en el que comienza el
desarrollo de la química, que hasta entonces no había
alcanzado el nivel que la física al no disponer de la
instrumentación adecuada.
¿Cuándo?

6. Ley de la conservación de la masa o
Ley de Lavoisier
• Los ensayos preliminares hechos por Robert Boyle en 1673
parecían indicar lo contrario: la pesada meticulosa de
varios metales antes y después de su oxidación mostraba
un notable aumento de peso. Pero estos experimentos se
llevaban a cabo en recipientes abiertos.
• Lavoisier en 1773 al calentar un metal (estaño o plomo) con
una cierta cantidad de aire en un recipiente cerrado, pudo
comprobar que la masa del conjunto (recipiente, metal
calcinado y aire) pesaba lo mismo que antes de producirse
la calcinación (reacción), y en 1774 enunció lo que se
considera la primera ley de la Química: En una reacción
química la suma de la masa de los reactivos es igual a la
suma de la masa de los productos.

7. • Según Lavoisier, la reacción del cobre con el
azufre para originar sulfuro de cobre (II), se
puede traducir como Cu + S → CuS , resultando
que 4,00 g de Cu reaccionan con 2,02 g de S y
producen 6,02 g de CuS.
• En su aporte al conocimiento científico Lavoisier
diferenció compuestos químicos de elementos
químicos y además contribuyó a la formulación
de un tratado sobre nomenclatura química.
Ley de la conservación de la masa o
Ley de Lavoisier

8. Ley de las proporciones definidas o
Ley de Proust.
• Proust, trabajando con carbonato de cobre (II) comprobó
que contenía 5,3 partes de cobre, 1 parte de carbono y 4
partes de oxígeno. Y esto era siempre así,
independientemente de cómo se hubiera obtenido la
sustancia.
• Comprobada en 1788 y publicada en 1806, dice que
“Cuando se combinan dos o más elementos para dar un
determinado compuesto siempre lo hacen en una relación
de masas constantes”.
• Lo que está diciendo es que siempre va a haber un
porcentaje igual de cada uno de aquellos elementos, sin
importar si solo se combinan 10g o 100 g para formar el
compuesto.

9. Ley de las proporciones definidas o
Ley de Proust.
Aplicación: El cloro y el sodio se combinan para dar
cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g de cloro
y 46 g de sodio. Calcula:
a) La cantidad necesaria de sodio para que se
combine totalmente con 30 g de cloro.
b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al
mezclar 50 g de cloro con 80 de sodio.
*Proust desarrolló su trabajo en España, a salvo de los avatares de la
Revolución Francesa y en Madrid el rey Carlos IV le hizo construir un
laboratorio dotado con los mejores medios de la época que estuvo
funcionando desde 1791 hasta 1808, año en que fue destruido a causa de las
revueltas contra el ejército francés. Pincha para saber más

10. Ley de las proporciones múltiples o
Ley de Dalton
• Puede ocurrir que dos elementos se combinen
entre sí para dar lugar a varios compuestos
(en vez de uno solo, caso que contempla la ley
de Proust). Dalton en 1808 concluyó que:
• “Los pesos de uno de los elementos
combinados con un mismo peso del otro
guardan entren sí una relación, expresable
generalmente por medio de números enteros
sencillos”.

11. Ley de las proporciones múltiples o
Ley de Dalton
 Actividad de aplicación: El cobre reacciona con el cloro para
formar dos compuestos diferentes. El compuesto 1 contiene
64.20g de cobre y 35.80g de cloro. El compuesto 2 contiene
47.27g de cobre y 52.73g de cloro. ¿Cuál es la relación de
masa de cobre a la masa de cloro para cada compuesto e
indique si se cumple ley de las proporciones múltiples.
 Solución:
- En el compuesto 1 la masa de cobre por gramo de cloro es
1.793g de cloro
- En el compuesto 2 la masa de cobre por gramo de cloro es
0.896
Entonces dividimos la razón de masa del compuesto 1 entre la
razón de masa del compuesto 2 y obtenemos que la primera es
el doble de la segunda. ¿Qué quiere decir esto? las masas de
cobre en los dos compuestos se combinan con una masa fija de
cloro en una relación 2:1 por lo tanto sí se cumple la ley de las
proporciones múltiples en este caso.

12. 2. Teoría atómica de Dalton
Pasamos a enunciar los postulados de esta teoría, publicada en 1808:
1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas
átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su
propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes
elementos tienen pesos diferentes.
3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en
las reacciones químicas.
4. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan
relaciones simples.
5. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en
proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o
más elementos distintos.

13. Limitaciones de la teoría atómica de
Dalton
• Esta teoría surgió por la necesidad de un modelo
teórico que explique el comportamiento químico de la
materia descrito por las leyes ponderales.
• Pero tenía algunas limitaciones, ya que no se disponía
aún de las herramientas e instrumentos necesarios
para un estudio experimental más profundo.
1. Dalton dijo que la materia estaba formada por
átomos, es decir, por partículas indivisibles e
inalterables. Pero al descubrirse la existencia de las
partículas subatómicas, se comprobó que el átomo no
era indivisible

14. Limitaciones de la teoría atómica de
Dalton
2. Otro error de la teoría de
Dalton fue al considerar que
si de la combinación de dos
elementos sólo podía
obtenerse un compuesto, la
relación de sus átomos
debía ser 1:1. Así, supuso
que la molécula de agua
estaba formada por un
átomo de hidrógeno y uno
de oxígeno:

15. 3. Leyes volumétricas.
1. Ley de los volúmenes de
combinación o ley de Gay-Lussac.
Hacen referencia a los volúmenes de las sustancias gaseosas que
intervienen en una reacción química
Al descomponer eléctricamente
el agua, Gay- Lussac observó que
por cada volumen de oxígeno se
obtenían dos volúmenes de
hidrógeno.

16. • Esta relación sencilla
entre los volúmenes de
estos cuerpos gaseosos
reaccionantes no era un
caso fortuito pues GAY-
LUSSAC mostró que se
cumplía en todas las
reacciones en que
intervienen gases tal
como muestran los
esquemas siguientes:
3. Leyes volumétricas.

17. “En cualquier reacción
química los volúmenes de
todas las sustancias
gaseosas que intervienen en
la misma, medidos en las
mismas condiciones de
presión y temperatura,
están en una relación de
números enteros sencillos.”
• Pero, ¿Cómo interpretar
estos datos
experimentales desde el
punto de vista de la teoría
atómica?
• En 1811 Amadeo
Avogadro dio la clave,
aunque hubo que esperar
50 años a que Stanislao
Cannizaro la demostrara y
elevara esta hipótesis a
rango de ley.
3. Leyes volumétricas.

18. • Podemos utilizar diversos gases para llenar los neumáticos de nuestros
coches o más interesante aún para llenar globos aerostáticos.
• Ahora ya sabemos que para llenar un globo es mejor usar un gas que
tenga sus moléculas muy pequeñas. De esa manera conseguimos presión
sin que el gas pese mucho.
• El gas que mejor cumple esas condiciones es el hidrógeno pero tiene el
grave problema que forma una mezcla explosiva con el oxígeno del aire. Se
abandonó su uso con los primeros graves accidentes que provocó.
• El gas que utilizamos cuando el precio no es un grave problema es el helio.
El Helio tiene moléculas que pesan el doble de las del hidrógeno pero 7
veces menos que las del aire.
• Hoy en día nadie duda de que la presión se logra con muchas moléculas
aunque sean ligeras en vez de con pocas moléculas pesadas. Pero no
siempre fue así.
3. Leyes volumétricas.

19. 2. Ley de Avogadro (también Hipótesis de Avogadro o
Principio de Avogadro)
• "Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas,
medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura, contienen el mismo número de partículas"
• Por partículas debemos entender aquí moléculas, ya sean
éstas poliatómicas (formadas por varios átomos, como O2,
CO2 o NH3) o monoatómicas (formadas por un solo átomo,
como He, Ne o Ar).
3. Leyes volumétricas.

20. 3. Leyes volumétricas.
• Según Dalton y sus
moléculas sencillas:
Cl + H → HCl
En el primer miembro
tenemos 2 partículas y por
lo tanto debe haber 2
unidades de volumen y en el
segundo miembro 1
partícula y por tanto 1
unidad de volumen.
• Según las medidas de Gay
Lussac:
1 de cloro + 1 de hidrógeno
→
2 de cloruro de hidrógeno
Esta hipótesis, aunque parece razonable, no fue aceptada por
la comunidad científica.

21. • Contradicción: O bien la hipótesis de
Avogadro es falsa, o bien las moléculas
sencillas de Dalton son erróneas.
• Unos pocos científicos apostaron por la que a
la larga iba a demostrarse correcta. Avogadro,
Gay-Lussac, Ampère indicaron que las
moléculas de las sustancias podrían no ser tan
sencillas como había propuesto Dalton.
Indicaron nuevas fórmulas para las sustancias:
3. Leyes volumétricas.

22. 3. Leyes volumétricas.

23. 4. La cantidad de sustancia.
4.1. Fórmulas químicas.
• Berzelius sugirió que cada elemento tuviese un símbolo que
sirviese para representar tanto a dicho elemento en general
como a un átomo de dicho elemento y que consistiría en la
inicial de su nombre latino. Si dos o más elementos coincidían
en inicial, se podría añadir una de las siguientes letras. Con un
subíndice se iniciaría el número de átomos.

24. 4.2. Masas atómicas y moleculares.
Dalton elaboró una primera tabla de masas atómicas que contenía muchos errores, debido a
 En aquella época no había manera de conocer cuántos átomos de un elemento se combinaban con
un solo átomo del otro elemento.
 Dalton supuso, equivocadamente, que si de la combinación de dos elementos solo podía obtenerse
un único tipo de compuesto, la relación sería de 1:1.
 Posteriormente, en 1828 Berzelius publicó una tabla sin demasiados errores, en la que las masas no
eran números enteros.
• Más tarde se eligió como patrón al oxígeno, al que le fue asignado una masa atómica de 16,0000 (al
hidrógeno le correspondía una de 1,008)
• La unidad de masa atómica (u) se define como 1/12 de la masa del isótopo de carbono-12.
• Ejemplo: si la masa del sodio decimos que es 23 u, esto significa que un átomo de sodio tiene una
masa 23 veces mayor que la doceava parte de la de un isótopo de carbono-12.
4. La cantidad de sustancia.

25. 4.3. Concepto de mol y masa molar.
Las leyes volumétricas de Gay-Lussac y la hipótesis de Avogadro sobre la existencia de
moléculas nos conducen al concepto de mol.
Los conceptos de molécula y mol son básicos en los cálculos químicos.
El concepto de mol que permite relacionar proporciones existentes entre moléculas y
átomos con cantidades mensurables de esas sustancias, es decir, relaciona el micromundo
con el macromundo.
Mol como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas, átomos, moléculas, etc.
como las que hay en 12 g de carbono-12.
A lo largo del s XX se realizaron diversas medidas experimentales que permitieron
comprobar que dicho número es 6,02204∙1023
Así, el número de partículas existentes en 1 mol es 6,02204∙1023 y se conoce como número
de Avogadro, NA
Masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc de una especie, que se
representa por la letra M y se expresa generalmente en g/mol.
4. La cantidad de sustancia.

26. 4.4. Composición centesimal.
La composición centesimal de un compuesto no
es más que el porcentaje en masa de un
elemento en ese compuesto.
Podemos aplicar directamente la fórmula:
4. La cantidad de sustancia.
100
)(
)(
% 
compuestogmasa
elementogmasa
elemento

27. 4.5. Determinación de la fórmula empírica y molecular de un
compuesto
Una aplicación muy importante es el cálculo de la fórmula molecular
de un compuesto en el caso de que ésta no se conozca.
Fórmula empírica: aquella que indica la relación más sencilla
en que están combinados los átomos de cada uno de los compuestos.
Fórmula molecular: expresa la relación existente entre los
números de los diferentes átomos que forman parte de la molécula
real de un compuesto.
4. La cantidad de sustancia.

28. Ejemplo: El análisis de una muestra de un compuesto puro
presenta el siguiente resultado: 52,17% de carbono, 13,04% de
hidrógeno y 34,78% de oxígeno. Calcula la fórmula empírica de
dicho compuesto puro.
Una forma de realizar este ejercicio de forma esquemática y
ordenada es completando la siguiente tabla:
4. La cantidad de sustancia.
Elemento g del elemento
en 100g de
compuesto
Cantidad en
moles (g del
elemento/masa
atómica)
Relación más
sencilla (dividimos
la cantidad en
moles entre la más
pequeña)
Número de
átomos del
elemento en
la fórmula
empírica
C 52,17 = 4,35 ≈ 2 2
H 13,04 = 13,04 ≈ 6 6
O 34,78 = 2,17 = 1 1

29. • La fórmula empírica es: (C2H6O)n
• Si dispusiésemos de la masa molar del
compuesto, que se puede hallar por ejemplo
si es un gas a partir de datos de presión,
volumen y temperatura, podríamos hallar la
fórmula molecular sin más que aplicar:
4. La cantidad de sustancia.
mpíricamasamolare
ealmasamolarr
n 