Ley de conservación de la masa (Lavoisier).

Ley de proporciones definidas (Proust).

Ley de proporciones múltiples (Dalton).

Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).

Las siguientes leyes junto a la “hipótesis de Avogadro" llevaron a la formulación de la TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.

“En toda transformación 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”.

Ejemplo:

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

La enunció Lavoisier en 1789.

Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones fijas y definidas.

La enunció J. L. Proust en 1799.

Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente

proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.Azufre + Hierro Sulfuro de hierro

4 g 7 g 0 g Inicial 11 g Final

4 g 10 g 0 g Inicial 3 g 11 g Final

“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”.

Ejemplo.- 25,1 gramos de mercurio se combinan con 2 gramos de oxígeno para formar óxido de mercurio. En otras condiciones 0,402 gramos de mercurio se combinan con 0,016 gramos de oxígeno para formar otro óxido. ¿Verifica la ley de las proporciones múltiples?.

22

0,01625,1 1

0,402

grOgrHg grO

grHg

masa O2 (A)/ masa O2 (B) = 2/1 =2

Compuesto B 25,1 gramos de Hg

La enunció Dalton en 1805.

25,1 gramos de Hg Compuesto A 2 gramos de O2

Gay-Lussac, trabajando con reacciones entre gases, dedujo lo siguiente: "los volúmenes de los gases que reaccionan y los de los productos gaseosos formados guardan entre sí una relación de números sencillos, siempre que estén medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura".

Por ejemplo:

2 volúmenes de Hidrógeno + 1 volumen de Oxígeno    => 2 volúmenes de agua

Ley de volúmenes de combinación

Avogadro en 1811: "Volúmenes iguales de gases diferentes medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas".

Avogadro también supuso que en la mayoría de los elementos gaseosos, sus moléculas están formadas por la unión de dos átomos, es decir, son moléculas diatómicas.

Cl2(g) + H2(g) => 2HCl(g)

Las hipótesis atómicas fueron unas teorías emitidas por Dalton en el año 1808, tratando de explicar las tres leyes ponderales.

El filósofo griego Demócrito ya sostenía teorías similares, en su gran concepción, en el siglo IV a. d. C.

La teoría de Dalton puede resumirse en los siguientes puntos:La materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas

átomos: "La materia, aunque divisible en grado extremo, no lo es indefinidamente, esto es, debe haber un punto más allá del cual no se puede dividir".

Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Los átomos de distintos elementos, poseen masa y propiedades diferentes.

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos que lo constituyen en una relación numérica sencilla (Regla de la máxima simplicidad).

Las reacciones químicas sólo son una reestructuración de los átomos. Los átomos se agrupan de forma diferente a como lo estaban inicialmente, pero ni se forman ni se destruyen.

Como la masa de un átomo es muy pequeña se ha establecido como UMA(Unidad de Masa Atómica) la doceava parte de la masa de un átomo de C(isótopo-12)

•La masa atómica se define como las veces que un átomo pesa más que la doceava parte de la masa de un átomo de C(isótopo-12).

•La masa molecular se define como las veces que una molécula pesa más que la doceava parte de la masa de un átomo de C(isótopo-12).La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula.

Ejemplo:Calcular la masa molecular del H2SO4

M (H2SO4) = 1 u • 2 + 32 u • 1 + 16 • 4 = 98 u que es la masa de una molécula.

Definición actual:Definición actual:

El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 12 g de carbono-12 (12C).

Es un número de Avogadro (NA= 6,023 · 1023) de átomos o moléculas.

En el caso de un NA de átomos también suele llamarse átomo-gramo.

El mol de cualquier sustancia coincide numéricamente con la masa atómica o molecular expresada en gramos.

Ejemplo: 1 mol de Na = 23 gramos; 1 mol de H2SO4= 98 gramos

Las fórmulas empíricas indica la proporción de átomos existentes en una sustancia. Está siempre reducida al máximo. 

Las fórmulas moleculares indican además, el número absoluto de cada tipo de átomo presente en la molécula.

Por ejemplo, para el benceno:

(CH)n                        Fórmula empírica

    C6H6                       Fórmula molecular