Química II - COBACH (1 ed 2000)

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COLEGIO DE BACHILLERES 
 
 
SECRETARÍA ACADÉMICA 
 
 
COORDINACIÓN DE ADMINISTRACIÓN 
ESCOLAR Y DEL SISTEMA ABIERTO 
 
 
 
 
COMPENDIO FASCICULAR 
 
 
 
 QUÍMICA II 
 
 
 
 
 
FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA 
 
FASCÍCULO 2. MODELOS DE ENLACE 
 
FASCÍCULO 3. MACROMOLÉCULAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
DIRECTORIO 
 
Roberto Castañón Romo 
Director General 
 
Luis Miguel Samperio Sánchez 
Secretario Académico 
 
Héctor Robledo Galván 
Coordinador de Administración 
Escolar y del Sistema Abierto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Derechos reservados conforme a la Ley 
© 2000, COLEGIO DE BACHILLERES 
Prolongación Rancho Vista Hermosa Núm. 105 
Col. Ex Hacienda Coapa 
Delegación Coyoacán, CP 04920, México, D.F. 
 
ISBN 970- 632- 211- 6 
 
Impreso en México 
Printed in Mexico 
 
Primera edición: 2000 
 
 
 
El Colegio de Bachilleres en respuesta a la inquietud de los estudiantes por contar con 
materiales impresos que faciliten y promuevan el aprendizaje de los diversos campos del 
saber, ofrece a través del Sistema de Enseñanza Abierta este compendio fascicular; 
resultado de la participación activa, responsable y comprometida del personal académico, 
que a partir del análisis conceptual, didáctico y editorial aportaron sugerencias para su 
enriquecimiento, aunándose a la propuesta educativa de la Institución. 
 
Por lo tanto, se invita a la comunidad educativa del Sistema de Enseñanza Abierta a 
sumarse a este esfuerzo y utilizar el presente material para mejorar su desempeño 
académico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
P R E S E N T A C I Ó N G E N E R A L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estudiante del Colegio de Bachilleres, te presentamos este compendio fascicular que 
servirá de base en el estudio de la asignatura “Química II” y que funcionará como guía en 
tu proceso de Enseñanza-Aprendizaje. 
 
Este compendio fascicular tiene la característica particular de presentarte la información 
de manera accesible, propiciando nuevos conocimientos, habilidades y actitudes que te 
permitirán el acceso a la actividad académica, laboral y social. 
 
Cuenta con una presentación editorial integrada por fascículos, capítulos y temas que te 
permitirán avanzar ágilmente en el estudio y te llevarán de manera gradual a consolidar 
tu aprendizaje en esta asignatura, esto con la finalidad de que caracterices a la materia a 
partir de conocer su estructura, lo cual lograrás mediante el análisis y la reconstrucción 
de modelos, esto con la intención de que puedas comprender y explicar el 
comportamiento de la materia, valores el uso de los modelos en la ciencia y apliques los 
conocimientos adquiridos en problemas relacionados con el entorno que te rodea. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 PRESENTACIÓN DEL COMPENDIO FASCICULAR 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 1 
 
 
COLEGIO DE BACHILLERES 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA 
 
 
 
 
 Autores: Reyna Dalia Campos Vargas 
 Lourdes Castro Buendía 
José Guadalupe Monroy 
 David Nahón Vázquez 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 FASCÍCULO 1. ESTRUCTURA ATÓMICA 
 
 
 
 
 
Autores: Reyna Dalia Campos Vargas 
Lourdes Castro Buendía 
José Guadalupe Monroy 
David Nahón Vázquez 
 
 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 3 
 
INTRODUCCIÓN 
 
CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS 
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL 
ÁTOMO 
 
PROPÓSITO 
 
1.1 LEYES PONDERALES 
 
1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA 
(ANTOINE LAURENT LAVOISIER) 
 
1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES 
(JEREMÍAS BENJAMÍN RICHTER) 
 
1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES 
O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS PROUST) 
a) Composición Centesimal 
 
1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES 
(JOHN DALTON) 
 
 
1.2 TEORÍA ATÓMICA 
 
1.2.1 ASPECTOS HISTÓRICOS 
a) La Teoría Atómica y las Leyes Ponderales 
b) Pesos Atómicos Relativos (Masa Atómica) 
 
 
 
 
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11 
 
13 
 
 
13 
 
 
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24 
29 
 
 
30 
 
 
35 
 
 
35 
36 
36 
 
 
Í N D I C E 
 4 
1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
a) Masa Molecular (Suma de Moléculas) 
b) Masa Molar 
c) Fórmula Química 
d) Fórmula Mínima (Empírica) 
e) Fórmula Molecular 
 
RECAPITULACIÓN 
ACTIVIDADES INTEGRALES 
AUTOEVALUACIÓN 
 
 
CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS 
NUCLEARES 
 
PROPÓSITO 
 
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 
 
2.1.1 CARGA ELÉCTRICA 
 
2.1.2 TUBO DE RAYOS CATÓDICOS 
a) Características de los Rayos Catódicos 
b) Electrón (Primera Partícula Subatómica) 
c) Protón (Segunda Partícula Subatómica) 
d) Modelo Atómico de Thomson 
 
 
2.2 RADIACTIVIDAD 
 
2.2.1 ANTECEDENTES HISTÓRICOS 
 
2.2.2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 
a) Postulados del Modelo Atómico de Rutherford 
 
2.2.3 MODELO ATÓMICO DE BOHR 
a) Espectros 
b) El Átomo de Bohr 
c) Modelo Atómico de Bohr –Sommerfeld 
 
2.2.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
a) Espín 
b) Configuración Electrónica y la Tabla Periódica 
 
 
 
38 
38 
40 
43 
44 
46 
 
49 
 
50 
 
53 
 
 
 
55 
 
 
57 
 
59 
 
59 
 
62 
63 
65 
66 
67 
 
 
76 
 
76 
 
77 
78 
 
80 
81 
85 
94 
 
96 
99 
101 
 
 
 
 
 5 
 
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES 
 
2.3.1 ISÓTOPOS 
a) Isótopos y sus Aplicaciones 
 
2.3.2 NEUTRÓN 
 
2.3.3 ENERGÍA DE AMARRE 
 
2.3.4 FISIÓN NUCLEAR 
a) Reactor Nuclear 
 
2.3.5 FUSIÓN NUCLEAR 
 
RECAPITULACIÓN 
ACTIVIDADES INTEGRALES 
AUTOEVALUACIÓN 
 
 
RECAPITULACIÓN GENERAL 
ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN 
AUTOEVALUACIÓN 
GLOSARIO 
BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA 
 
 
 
 
105 
 
105 
 
106106 
 
108 
 
108 
 
109 
 
110 
 
116 
 
117 
 
121 
 
 
123 
 
124 
 
126 
 
128 
 
132 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 6 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 7 
 
 
 
Desde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto en 
una constante lucha por comprender ciertos aspectos de la naturaleza, tales como querer 
saber cómo está hecha la materia o si una muestra de hierro se puede dividir 
infinitamente, sin que deje de ser hierro, éstos y otros dilemas son los que siempre le han 
preocupado al hombre. 
 
En este sentido, el fascículo tiene como objetivo que reconozcas la estructura del átomo 
y lo identifiques como la unidad básica en la materia: para lograr lo anterior deberás llevar 
a cabo experimentos relacionados con las leyes ponderables y las propiedades 
electromagnéticas, revisar el modelo atómico de Bohr, y realizar cálculos 
estequiométricos; todo lo anterior te podrá servir para comprender, cuantificar e 
interpretar el comportamiento de la materia y contar con los antecedentes necesarios 
para iniciar el estudio de los enlaces químicos. 
 
A partir de lo anterior, el fascículo se encuentra dividido en dos capítulos: 
 
En el capítulo 1, titulado, “CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y 
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO”, revisaremos las leyes ponderales (ley de la 
conservación de la masa, ley de los pesos equivalentes, ley de las proporciones 
constantes y la ley de las proposiciones múltiples) que dieron origen a la Teoría Atómica. 
Posteriormente, nos centraremos en cómo se estableció dicha teoría y en el cálculo de 
las diferentes variables que influyen en el comportamiento del átomo. 
 
En lo que se refiere al capítulo 2, “ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS 
NUCLEARES”, haremos mención al principio de los rayos catódicos, la existencia del 
electrón (partícula negativa) y el protón (partícula positiva). Posteriormente hablaremos 
del primer modelo atómico (“pastel de pasas”), el cual sirvió como base para realizar 
experimentos en la emisión de radiactividad. Como tercer tema revisaremos el modelo 
atómico de Niels Bohr, y su propuesta sobre los niveles de energía. Por último, te 
daremos a conocer cuáles son los usos y/o aplicaciones de este modelo, así como los 
cambios que puede sufrir el núcleo atómico, como son la fusión y la fisión. 
 
 
 
I N T R O D U C C I Ó N 
 8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 9 
 
 
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y 
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO 
 
1.1 LEYES PONDERALES 
 
1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA 
(ANTOINE LAURENT LAVOISIER) 
 
1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES 
(JEREMÍAS BENJAMÍN RICHTER) 
 
1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS 
(JOSEPH LOUIS PROUST) 
a) Composición Centecimal 
 
1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES 
(JOHN DALTON) 
 
1.2 TEORÍA ATÓMICA 
 
1.2.1 ASPECTOS HISTÓRICOS 
a) La Teoría Atómica y las Leyes Ponderales 
b) Pesos Atómicos Relativos (Masa Atómica) 
 
1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
a) Masa Molecular (Suma de Moléculas) 
b) Masa Molar 
c) Fórmula Química 
d) Fórmula Mínima (Empírica) 
e) Fórmula Molecular 
 
 
 CAPÍTULO 1 
 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 11 
 
 
Con la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás a 
partir de la revisión de las leyes ponderables y su aplicación en experimentos; analizando 
el Modelo Atómico de Bohr y realizando cálculos estequiométricos en la Teoría Atómica. 
El conocer lo anterior te permitirá identificar la existencia del átomo y contar con 
antecedentes para iniciar el estudio de la estructura atómica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
P R O P Ó S I T O 
 12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 13 
 
CAPÍTULO 1 
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y 
LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO 
 
 
1.1 LEYES PONDERALES 
 
Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante la 
experimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, 
cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción. 
Estas leyes son: 
 
 Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier. 
 
 Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter. 
 
 Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust. 
 
 Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton. 
 
 
1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (ANTOINE LAURENT LAVOISIER) 
 
La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo que 
buscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevas 
sustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont 
(1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos en 
cuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadores 
sólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que la 
madera, pero; ¿qué ocurría con los vapores liberados por la madera ardiente? Éstos no 
se consideraban. 
 
 
 14 
 
 
Figura 1. Combustión de un tronco de madera. 
 
Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos se 
familiarizaran más con los gases. Es por ello que el estudio de los mismo es tan 
importante en la Química (véase Fascículo 2 de Química I). 
 
Si se pesa una vela de parafina, se enciende y deja consumir durante 
cierto tiempo en presencia del aire. Posteriormente se vuelve a pesar la 
vela, encontrándose un aparente cambio de peso. ¿Qué habrá 
sucedido? ¿Se habrá destruido la materia? 
 
Por otro lado, si se pesa un clavo de hierro, posteriormente se expone al aire 
húmedo durante un periodo largo de tiempo. Después de este período se 
pesa el clavo y se registra un aumento, aparente, de peso. ¿Ante este 
cambio químico podríamos decir que se creó la materia? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. Antoine L. Lavoisier (1743-1794), científico francés que aplicó la Cuantificación a la Química, la que lo llevó a 
proponer la Ley de la Conservación de la Materia. 
 15 
 
Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) 
reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático, 
utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías que 
entorpecían el progreso de la Química, ya que aún en 1770 existían científicos que 
seguían aceptando la vieja concepción griega de los cuatro elementos y de la 
transmutación ya que, por ejemplo, el agua se transformaría en tierra, calentándola 
durante mucho tiempo. 
 
Durante 101 días, Lavoisier hirvió agua en un aparato que condensaba el vapor y lo 
devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdía 
sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento). 
 
El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sin 
embargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos, 
justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertida 
en tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento. 
 
De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático 
explicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el 
curso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte 
de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso 
(o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisier 
mantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamente cambia 
de una sustancia a otra. Éstaes la llamada Ley de la conservación de la masa, 
formulada en 1783, la cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX. 
 
Las conclusiones obtenidas por Lavoisier fueron tan importantes que los químicos 
aceptaron sin reserva el uso de la cuantificación en sus investigaciones. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 16 
 
 “DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA” 
 
Objetivo 
 
Determinar la masa de las sustancias antes y después de una reacción, mediante la 
medición de su masa para comprobar que se conserva. 
 
 
Cuestionario de conceptos antecedentes 
 
1) ¿Cómo se enuncia la Ley de la Conservación de la Materia? 
 ___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________ 
 
2) ¿Cómo se define la masa de una sustancia? 
 ___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________ 
 
3) ¿Qué relación hay entre la masa y la materia? 
 ___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________ 
 
 
Experimento I 
 
 
Objetivo 
 
Determinar la masa de una vela y los productos de su combustión para identificar si hay 
variación. 
 
 
Hipótesis 
 
Elabora una hipótesis que involucre a la masa de la vela antes y después de la 
combustión: 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
 
 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No.1 
 17 
¿Qué necesitas? 
 
Materiales Sustancias 
 
-1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha y 
con tapa de rosca. 
 
-1 Balanza granataria con plataforma. 
 
-1 Alambre de cobre de 50 cm. 
 
-1 vela de 3 cm. 
 
Prevención y seguridad 
 
La indicada para el trabajo con material de vidrio. 
 
¿Cómo hacerlo? 
 
Enrolla fuertemente el extremo de un tramo de alambre de cobre alrededor del extremo 
inferior de la vela. Usa el alambre como asa para introducir la vela hasta el fondo del 
frasco de boca ancha. Corta el alambre de cobre de modo que quede dentro del frasco 
sin que interfiera con la tapa. Coloca en una balanza adecuada el frasco, con la vela, el 
alambre y la tapa, como lo muestra la figura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pesa el conjunto y registra el dato.________________________________________________ 
 
Usa el asa de alambre para sacar la vela del frasco. Enciende la vela y bájala 
rápidamente hasta el fondo del frasco. Tápalo inmediatamente y observa lo que ocurre 
con el equilibrio de la balanza, conforme se consume la vela. Registra el peso y anota el 
dato. 
 18 
Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante varios 
minutos para dejar escapar los productos de la combustión. Coloca ahora el frasco con 
la vela, el alambre y la tapa en la balanza. Pesa el conjunto y registra el dato. 
 
Vuelve a sacar la vela con el alambre, enciéndela y colócala en el fondo del frasco sin 
taparlo. Observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza conforme arde la vela. 
 
Registro de observaciones 
 
Peso inicial del sistema._________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
Peso después de arder la vela.___________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
Peso después de dejar escapar los productos de la combustión.______________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
¿Qué ocurre mientras arde la vela cuando no se tapa?______________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
 
Experimento II 
 
Objetivo 
 
Observar el peso durante la fusión del hielo para identificar si hay variación. 
 
Hipótesis 
 
Elabora una hipótesis en torno a la variación de la masa durante la fusión del hielo. 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________ 
 
¿Qué necesitas? 
 
Material Sustancias 
 
-1 balanza granataria con plataforma 
 
-1 matraz Erlenmeyer de 500 ml 
 
-1 tapón de hule para el matraz 
 
-200 ml de agua tibia (35 a 40ºC) 
 
-3 cubos de hielo 
 19 
Prevención y seguridad 
 
La indicada para el trabajo con material de vidrio. 
 
¿Cómo hacerlo? 
 
Coloca en la balanza el matraz Erlenmeyer de 500 ml con los 200 ml de agua tibia (35 a 
40º C). 
 
Agrégale unos trozos de hielo y tápalo, como lo muestra la figura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pesa el conjunto y registra el dato: _______________________________________________ 
 
Observa el peso conforme ocurre la fusión en el hielo. 
 
Registro de observaciones 
 
Peso del conjunto antes de la fusión del hielo: _____________________________________ 
Peso del conjunto después de la fusión del hielo:___________________________________ 
 
 
 
Experimento III 
 
Objetivo 
 
Determinar el peso de las sustancias que intervienen en una reacción antes y después de 
la misma para identificar si hay variación. 
 
 
 
 20 
Hipótesis 
 
Elabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en una 
reacción. 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________ 
 
¿Qué necesitas? 
 
Materiales Sustancias 
 
-2 matraces Erlenmeyer de 250 ml 
-1 balanza granataria con plataforma 
-2 probetas de 50 ml 
 
- 50 ml de cloruro de bario al 5% 
- 50 ml de ácido sulfúrico al 5% 
 
Prevención y seguridad 
 
La indicada para el trabajo con material de vidrio. 
 
Cloruro de bario. Sólido cristalino, poco tóxico, evítese su inhalación e ingestión. 
 
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todos los tejidos 
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto 
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al 
aparato digestivo. 
 
¿Cómo hacerlo? 
 
Coloca en un matraz los 50 ml. de la disolución de cloruro de bario al 5% y en el otro los 
50 ml de ácido sulfúrico al 5%. Observa la siguiente figura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 21 
 
Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso. Observa la siguiente 
figura. 
 
Vierte el contenido de uno de los matraces en el otro y vuelve a colocar el matraz vacío 
en la balanza junto al otro. Observa lo que ocurre en el matraz que contiene las 
disoluciones y registra si se produce alguna variación en el peso del conjunto. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico es muy corrosivo, evita su contacto. Si 
sufres algún derrame en la piel, lávate inmediatamente con abundante agua y avísale a 
tu asesor o al responsable de laboratorio. 
 
Registro de observaciones 
 
Peso de los matraces con disoluciones ___________________________________________ 
 
Peso de los matraces uno vacío y otro con las disoluciones__________________________ 
 
Peso del conjunto después de la reacción _________________________________________ 
 
Cuestionario de reflexión 
 
¿A qué se debe la variación de peso en el experimento I? 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
¿Cómo se relacionan cada uno de los experimentos con la Ley de la Conservación de la 
Materia? 
 
Experimento I 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
 22 
Experimento II 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
Experimento III 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
Considera el cuestionario de reflexión al contestar tus hipótesis con los resultados de 
cada experimento y elabora tus conclusiones. 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
 
 
1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (JEREMÍAS BENJAMÍN RICHTER) 
 
No obstante que en sus experimentos Lavoisier estableció la composición cuantitativa del 
agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementos químicos se 
combinan entre sí para formar compuestos. 
 
Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) buscó aplicar las matemáticas a la reciente 
Química y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de las 
diferentes sustancias. 
 
En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se 
mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la 
mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la 
cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad 
determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas 
encontró que se requerían cantidades fijas y exactas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Usando papel impregnado de extracto vegetal (tornasol, por ejemplo) se puede identificar si un líquido tiene 
propiedades ácidas o básicas. 
 23 
A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamada 
Ley de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los pesos de dos 
sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia son 
químicamente equivalentes entre sí”. 
 
Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de las 
cantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ocho 
cucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria, 
se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra de 
agua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar que 
esto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones. 
 
Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyó una 
tabla de pesos equivalentes. 
 
Tabla 1. Pesos equivalentes de Richter. 
 
Bases Ácidos 
Alúmina 
Amoniaco 
Cal 
Sosa 
Potasa 
Barita 
(Al2 O3) 
 ( NH3) 
(Ca O) 
(NaOH) 
(KOH) 
(Ba O) 
525 
672 
793 
859 
1605 
2222 
Fluorhídrico 
Carbónico 
Muriático 
Oxálico 
Sulfúrico 
Nítrico 
(HF) 
(H2CO3) 
(HNO3) 
(H2C2O4) 
(H2SO4) 
(HNO3) 
427 
577 
712 
755 
1000 
1404 
Datos tomados de Partington, 1959. 
 
La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias que 
reaccionarían totalmente entre sí; por ejemplo, en la tabla 1 se observa que 1 605 partes 
de potasa (KOH) son neutralizadas por 427 partes de ácido fluorhídrico (HF), según la 
nomenclatura de la época, o por 577 de ácido carbónico. Como puedes imaginar, la 
posibilidad de predecir la cantidad de sustancia que reaccionaría con tal cantidad de otra 
sustancia era muy adecuada para la ciencia y la naciente industria química. 
 
¿Cuál será la razón de que estas combinaciones químicas ocurran siempre 
en dichas proporciones? 
 
Si un compuesto determinado está formado por dos elementos (o tres o 
cuatro). 
 
¿Estos elementos estarán siempre presentes en el compuesto en las 
mismas proporciones? 
 
¿Variarán las proporciones de acuerdo con el modo de preparación? 
 
 
 24 
1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS 
PROUST) 
 
Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesos 
equivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que un 
compuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A si 
se preparaba utilizando un exceso de A. 
 
En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (1754-
1826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato de 
cobre contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, sin 
importar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las 
fuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre por 
cuatro de oxígeno y una de carbono. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 4. Sintetizado en el laboratorio u obteniéndolo a partir de diferentes fuentes naturales, el carbonato de cobre siempre 
tiene la misma composición. 
 
Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formuló 
una generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Los 
elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas 
proporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se 
hubiese formado el compuesto.” Esta generalización también se conoce como Ley de 
Proust. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 25 
 
 
 
Figura 5. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen 
(proporciones definidas). 
 
 
Habrás notado que en algunas tasas, en donde se sirvió café, se encuentran residuos de 
éste. 
 
¿Cuál sería la causa? 
 
¿Existen proporciones? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 26 
 
“LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES” 
 
 
Objetivo 
 
Determinar la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el tiosulfato de 
sodio a partir de una serie de reacciones entre estas sustancias para comprobar la Ley 
de las Proporciones Constantes. 
 
Cuestionario de conceptos antecedentes 
 
1) ¿Cuál es el enunciado de la Ley de las Proporciones Constantes? 
___________________________________________________________________________ 
___________________________________________________________________________ 
 
 2) Explica con tus propias palabras la Ley de Proporciones Constantes. 
___________________________________________________________________________ 
 ___________________________________________________________________________ 
 
Hipótesis 
 
Redacta una hipótesis que involucre las cantidades de sustancias reaccionantes. 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________ 
 
¿Qué necesitas? 
 
Materiales Sustancias 
 
-4 vasos para precipitadode 250 ml 
 
-2 goteros 
 
-1 agitador de vidrio 
 
-1 probeta de 100 ml 
 
-50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M 
 
-50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M 
 
-20 gotas de ácido sulfúrico concentrado 
 
-400 ml de agua 
 
 
 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No. 2 
 27 
Prevención y seguridad 
 
La indicada para trabajar con materiales de vidrio. 
 
Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todo en los tejidos 
del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto 
con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al 
aparato digestivo. 
 
Permanganato de potasio. Sólido cristalino color púrpura, fuerte oxidante, evítese el 
contacto con la piel. Destruye las células de las mucosas, no se ingiera. 
 
Tiosulfato de sodio. Ligeramente tóxico, evítese su ingestión y el contacto con la piel. 
 
¿Cómo hacerlo? 
 
Numera los vasos del 1 al 4 y agrégales permanganato de potasio 0.1 M como se indica. 
 
 
 
 
 
Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico te puede causar graves quemaduras, si 
sufres algún derrame en la piel, lava inmediatamente con abundante agua y llama 
rápidamente a tu asesor o al responsable de laboratorio. 
 
Agrega una gota de tiosulfato de sodio 0.1 M al vaso numero 1, mueve con el agitador y 
espera unos cinco segundos para ver si desaparece o no el color. Continúa agregando el 
tiosulfato gota a gota y agitando, hasta que desaparezca el color rosado. Registra el 
número de gotas de tiosulfato de sodio empleadas y repite el procedimiento con los 
vasos 2 al 4. 
 
 28 
Registro de observaciones 
 
Anota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla. 
 
 
 Número de vaso Tiosulfato de sodio (gotas) 
 
 1 ________________________ 
 
 2 ________________________ 
 
 3 ________________________ 
 
 4 ________________________ 
 
 
Cuestionario de reflexión 
 
1) Divide las gotas de permanganato de potasio, entre las gotas de tiosulfato de sodio 
utilizadas para cada vaso. 
 
 Vaso gotas de permanganato gotas de tiosulfato de sodio 
 
 1 5  ______ = ______ 
 
 2 10  ______ = ______ 
 
 3 15  ______ = ______ 
 
 4 20  ______ = ______ 
 
 
2) ¿Por qué se puede demostrar la Ley de Proporciones Constantes con este 
experimento? 
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________ 
 
 
Conclusiones 
 
Contrasta tu hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones. 
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________ 
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________ 
 29 
 
a) Composición Centesimal 
 
Una aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1 
de un compuesto, esto es, el porcentaje en peso que representa cada elemento 
dentro de la composición de un compuesto, porcentaje que se puede averiguar a 
través de simples proporciones aritméticas. 
 
Ejemplo 
 
Se sabe que 18 g. de agua se forman por la reacción de 2 g de hidrógeno y 16 de 
oxígeno. ¿Cuál será la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en dicho 
compuesto? 
Cálculo del porcentaje de hidrógeno 18 g de agua
100 g de agua
2 g de hidrógeno
x g de hidrógeno
 
 
 = 
  100 g de agua 16 g de hidrógeno
18 g de agua
 = 11.11 % 
 
Cálculo de porcentaje de oxígeno 18 g de agua
100 g de agua
16 g de oxÍgeno
x g de oxÍgeno
 
 
 = 
  100 g de agua 16 g de oxÍgeno
18 g de agua
88.88 % 
 
Otra aplicación de la Ley de Proust nos ayuda a decidir, con base en los datos del 
análisis de una muestra, si ésta es de tal o cual compuesto. 
 
Ejemplo 
 
Al analizar dos muestras se encontró que la primera tenía 87 g de cloro y 16 g de 
oxígeno mientras que la segunda poseía 174 g. de cloro y 32 g de oxígeno. ¿Se tratará 
de la misma sustancia? Para dar respuesta a esta interrogante, trataremos de mostrar si 
tienen la misma composición porcentual o centesimal. 
 
Cálculo del porcentaje de oxígeno 
Primera muestra: 87 g de cloro
100 g de cloro
16 g de oxÍgeno
x g de oxÍgeno
 
 
 x = 
  100 g de cloro 16 g de oxÍgeno
87 g de cloro
18.39 % 
 
 
1 Al hablar de composición centesimal se está hablando de la composición de cada elemento que se presentaría en 100 g de 
muestra del compuesto. 
 30 
Segunda muestra: 174 g de cloro
100 g de cloro
32 g de oxÍgeno
x g de oxÍgeno
 
 
 = 
  100 g de cloro 32 g de oxÍgeno
174 g de cloro
18.39 % 
 
Puesto que los porcentajes de oxígeno son iguales en ambas muestras, tomando en 
cuenta la Ley de Proust, podemos afirmar que se trata de la misma sustancia. 
 
Cabe una pregunta: 
 
¿Por qué toda muestra pura de sal común tiene 39% en peso de sodio y 61% de cloro? 
 
 
1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON) 
 
A través de sus estudios sobre los gases, John Dalton (1766-1844) averiguó que dos 
elementos pueden combinarse en más de una proporción, existiendo una gran variación 
en esas proporciones y que en cada variación se forma un compuesto diferente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 6. John Dalton (1766-1844), científico inglés, cuyos trabajos sobre gases permitieron establecer la moderna teoría 
atómica. 
 
Para usar un ejemplo específico, consideremos la combinación del carbono y el 
oxígeno. Con un exceso de oxígeno, el carbono se quema para formar un gas denso, 
no tóxico e incombustible CO2 (bíoxido de carbono); sin embargo, si durante la 
combustión no existe suficiente oxígeno, se forma un gas venenoso y combustible CO 
(monóxido de carbono). 
 
 
 
 
 31 
 
 
De los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué se 
obtiene en cada una de ellas. 
 
Por ejemplo: del C + O2 se puede obtener: 
 
 
 CO Monóxido de carbono 
 
 CO2 Bióxido de carbono 
 
1) N + O2 
 
_______________________ _____________________ 
 
_______________________ _____________________ 
 
 _____________________ 
 
 
2) H2 + O2 
 
_______________________ _____________________ 
 
_______________________ _____________________ 
 
 _____________________ 
 
 
 
En el gas combustible se observó que tres partes en peso de carbono se combinan con 
cuatro partes en peso de oxígeno (3:4). Por otro lado, tres partes en peso de carbono se 
combinan con ocho partes en peso de oxígeno (3:8) para formar gas no combustible. En 
estos casos se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan 
con una cantidad fija de carbono están relacionadas por números enteros sencillos. 
 
Un análisis de estos compuestos revela que: en el gas no combustible (A), 1 g de 
carbono se combina siempre con 2.67 g de oxígeno; mientras que en el gas combustible 
(B), 1 g de carbono se combina siempre con 1.33 de oxígeno. Así pues: 
 
 
 
 ACTIVIDAD DE REGULACIÓN 
 32 
 
Gas A (CO2) Gas B (CO) 
 
 2.67 g de oxígeno
1.0 de carbono
 1.33 g de oxígeno
1.0 de carbonoPor gramo de carbono, gas A
gas B
 2.67 g de oxígeno
1.33 g de oxígeno
 2
1
 
 
con lo cual podemos ver que la relación de pesos de oxígeno que se combinan con un 
mismo peso de carbono es de 2:1. 
 
El enunciado general de hechos como los antes presentados, propuesto por Dalton en 
1803-1804, se llama Ley de las proporciones múltiples, la cual propone: “Cuando dos 
elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos 
de uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación de 
números enteros sencillos”. 
 
A continuación te presentamos un ejemplo en donde se demuestra, conforme a los datos 
obtenidos, la Ley de las Proporciones Múltiples. 
 
Problema: 
 
Los elementos plomo y oxígeno forman dos tipos diferentes de compuestos. El primero 
contiene 92.832% de plomo y 7.168% de oxígeno. En el segundo compuesto existe 
86.623% de plomo y 13.377% de oxígeno. 
 
Resolución: 
 
Según la ley, en los compuestos las masas de plomo que se combinan con una masa 
constante de oxígeno deben estar en una relación de números enteros. Para 
demostrarlo, los cálculos se harán con base en un gramo de oxígeno. Así pues, si 
suponemos que en 100 g del primer compuesto hay 92.832 g de plomo y 7.168 de 
oxígeno, la masa de plomo por un gramo de oxígeno será. 
 
 
 92.832 g de plomo
7.168 g de oxígeno
 12.950892 g plomo/g oxígeno 
 
 
Similarmente para el segundo compuesto: 
 
86.623 g de plomo
13.377 g de oxígeno
= 6.475518 g plomo/g oxígeno 
 
 
 
 33 
 
Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno están 
en la relación 2:1. 
 
12 950892
6 475518
.
.
 = 2
1
 
 
 
¿Por qué será que aparecen estos números enteros cuando un elemento 
reacciona con una cantidad fija de otro para dar dos diferentes compuestos? 
 
 
Estas dudas que aparecen como resultado del planteamiento de cada una de las leyes 
ponderales se resuelven con la proposición de la existencia de los átomos de los 
elementos. Vayamos a este tema. 
 
 
 
 
 34 
 
No olvides que en este tema vimos que: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 EXPLICACIÓN INTEGRADORA 
LAS LEYES 
PONDERALES 
LEY DE LA 
CONSERVACIÓN 
DE LA MASA 
(LAVOISIER) 
 
LEY DE LOS PESOS 
EQUIVALENTES 
(CRICHTER) 
LEY DE LAS 
PROPORCIONES 
CONSTANTES 
(PROUST) 
LEY DE LAS 
PROPORCIONES 
MÚLTIPLES 
(DALTON) 
LA MATERIA NO SE 
CREA NI SE 
DESTRUYE, SINO 
SE TRANSFORMA 
LOS ELEMENTOS DE 
UN COMPUESTO SON 
CONSTANTES 
CÁLCULO 
PORCENTUAL DE 
ELEMENTOS EN UN 
COMPUESTO 
DOS ELEMENTOS SE 
COMBINAN EN MÁS DE 
UNA PROPORCIÓN SE 
TIENE UN COMPUESTO 
DIFERENTE 
menciona 
que afirma que 
postula 
que 
AL MEZCLAR UNA BASE Y UN 
ÁCIDO SE OBTIENEN 
CANTIDADES FÍSICAS Y 
EXACTAS 
dice que se menciona 
que 
son 
 35 
1.2 TEORÍA ATÓMICA 
 
1.2.1 ASPECTO HISTÓRICO 
 
Al tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases y las 
leyes ponderales, John Dalton llegó a la conclusión de que la materia era sencilla y 
estaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles que, en homenaje a 
los filósofos griegos, llamó átomos. Esta teoría atómica se presentó por primera vez en 
una conferencia organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester el 21 de 
octubre de 1803. 
 
La Teoría atómica propuesta por Dalton puede resumirse en los siguientes postulados: 
 
a) Toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles llamadas 
átomos. 
 
b) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y 
difieren de los átomos de cualquier otro elemento. 
 
c) La formación de un compuesto a partir de sus elementos consiste en la formación 
de “átomos compuestos”2. Es decir, si dos elementos A y B, forman un solo 
compuesto, éste se forma por combinación de un átomo de A con un átomo de B3 
(AB). 
 
d) Las relaciones químicas son meras reagrupaciones de átomos. 
 
Es importante resaltar que Dalton propuso su modelo especulando cual sería el más 
satisfactorio para comprender esas leyes empíricas de las combinaciones químicas 
estudiadas con anterioridad. Probablemente se preguntó cómo debería ser la materia 
para presentar las relaciones de pesos que se obtenían. Dalton no fue el primero en 
especular sobre la existencia de los átomos; sin embargo, las leyes ponderales 
estudiadas lo obligaron a creer en la existencia de los átomos aunque no pudieran verse. 
Lo anterior se puede desprender de la siguiente cita tomada de su libro A New System of 
Chemical Phylosophy ( Un nuevo sistema de filosofía química).4 
 
Estas observaciones han conducido tácitamente a la conclusión, que parece haber sido 
adoptada universalmente, que todos los cuerpos de una magnitud perceptible, ya sea 
líquidos o sólidos, están constituidos por un vasto número de partículas extremadamente 
pequeñas o átomos de materia, que se mantienen unidos mediante una fuerza de 
atracción que es más o menos potente, de acuerdo con las circunstancias... 
 
 
 
 
 
2 Los “átomos compuestos” posteriormente fueron llamados moléculas, aunque en la época de Dalton este término no tenía el 
significado actual. 
3 Pronto se demostró que esta suposición era falsa. 
4 Este texto puedes leerlo en Chamizo, J.A. 
 36 
a) La Teoría Atómica y las Leyes Ponderales 
 
Con base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable las 
observaciones de los químicos de su época, como son: 
 
Ley de la conservación de la masa, la teoría podía explicar por qué la masa se conserva 
en una reacción química, ya que si cada átomo tiene su masa propia característica y 
éstos se reordenan, pero a la vez permanecen intactos durante una reacción química, 
entonces la masa total de los átomos reactantes es igual a la masa total de los átomos 
de los productos. 
 
Ley de las proporciones definidas o constantes, la explica al suponer que cada 
compuesto está caracterizado por tener proporciones fijas entre los números de átomos 
de sus diferentes elementos constitutivos, como en el caso del compuesto de bióxido de 
carbono (CO2) contiene átomos de carbono y oxígeno en razón de 1:2, respectivamente, 
y como las masas de los átomos de carbono y de oxígeno son fijas, se deduce que la 
composición del bióxido de carbono en masa tiene que ser fija. 
 
Ley de las proporciones múltiples, supongamos que los átomos A y B forman dos tipos 
de compuestos. En uno de los compuestos (AB1) el átomo A se combina con un átomo 
B. En el supuesto (AB2), lo hace con dos átomos de B. Esto implicaría que la masa de B 
que se combina con una cantidad fija de A (digamos un gramo) debe ser doble en el 
segundo compuesto que en el primero o, en otras palabras, que la relación entre las 
masas de B, por gramo de A, en los dos compuestos debe estar en relación de 2:1. Esto 
es lo que sucede con el bióxido de carbono, CO2 y el monóxido, CO. 
 
b) Pesos Atómicos Relativos (Masa Atómica)5 
 
Como observamos, Dalton llamó átomos a las partículas últimas que forman a los 
cuerpos. Sin embargo, no pudo obtener la masa o el peso absoluto de cada uno de ellos, 
problema resuelto indirectamente, al establecer los pesos relativos entre ellos. Así pues, 
empezó por la sustancia más ligera de todas las conocidas, el hidrógeno gaseoso, al 
cual le asignó un peso de uno. Por lo tanto, los pesos relativos de todos los otros 
elementos tenía que ser mayores que éste; por ejemplo, se sabía que una parte en peso 
de hidrógeno se combinaba con ocho partes en peso de oxígeno (1:8 para formar agua. 
Adoptando la regla de máxima simplicidad, Dalton supuso que la fórmula del agua era 
HO. De aquí concluyó que un átomo de oxígeno pesaba ocho veces más que uno de 
hidrógeno; razonando de esta manera, preparó una tabla de pesos atómicos relativos, 
que presentó en 1803. 
 
Posteriormente, los trabajos de William Nicholson(1753-1815) y Antony Carlisle (1768-
1840) acerca de la electrólisis de agua demostraron que la fórmula correcta del agua es 
H2O. Aún con esto, las relaciones en peso seguían siendo válidas, con lo cual se supuso 
que un átomo de oxígeno era ocho veces más pesado que dos átomos de hidrógeno 
juntos y, por lo tanto, 16 veces más pesado que un solo átomo de hidrógeno. 
 
 
 
 
5 Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo. 
 37 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 7. Aparato empleado para la electrólisis del agua. 
 
 
Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a determinar pesos 
atómicos con mejores y más avanzados métodos que los empleados por Dalton. Para 
ello empleó la Ley del calor específico enunciada por Pierre Louis Dulong (1785-1838) y 
Alexis Thérese Petit (1791-1820), la Ley del isomorfismo propuesta por Eilhardt 
Mitscherlich (1794-1863) así como la Ley de los volúmenes de combinación propuesta 
por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)6. Su primera tabla de pesos atómicos 
apareció en 1828, diferenciándose de la tabla propuesta por Dalton en que la mayoría de 
los pesos atómicos propuestos no eran enteros, encontrándose que el peso atómico del 
oxígeno, con base en hidrógeno = 1, era de aproximadamente 15.9. La tabla de los 
pesos atómicos se debe, finalmente, al italiano Stanislao Cannizzaro (1828-1910). 
 
 
¿Cuál es el peso o masa atómica del Hidrógeno (H) y del Oxígeno (O) 
según Dalton y Berzelius? 
 
Actualmente ¿Cuál es el elemento que se considera como patrón? 
 
 
Puesto que no era simple obtener los compuestos del hidrógeno con los otros elementos, 
se cuestionó si el hidrógeno era un patrón adecuado con el cual comparar los 
pesos atómicos. Así pues, ya que el oxígeno podría combinarse fácilmente con muchos 
elementos y, por ello era simple determinar las proporciones de combinación, se pensó 
dar al oxígeno un peso atómico conveniente, por lo que su peso atómico se transformó 
de 15.9 a 16.00. El patrón oxígeno = 16 se mantuvo hasta mediados del siglo XX. 
 
 
 
6 No viene el caso presentar aquí en qué consisten estas leyes. Basta que sepas que constituyeron la base para que Berzelius 
calculara los pesos atómicos relativos. La explicación de su existencia se dará en fascículos posteriores. 
 
 38 
Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de las 
relaciones que hay entre éstos y el peso atómico, en 1961 las organizaciones 
internacionales, tanto de químicos como de físicos, acordaron adoptar como peso 
atómico estándar, el del carbono-12, al que se le asignó, arbitrariamente, el peso 
relativo de 12.00. Por lo tanto, el peso atómico de un elemento es un número que nos 
permite comparar el peso de un átomo de este elemento con el de un estándar de 
referencia8. Los pesos atómicos son pesos relativos, pues no se refiere al peso o la 
masa real de un átomo individual. Sin embargo, veremos que se puede definir una 
unidad de masa muy conveniente y relacionada con sus pesos atómicos. 
 
 
1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS9 
 
Los átomos son tan pequeños que es difícil compararlos con algún objeto familiar. 
Usando tres cifras significativas, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-24 g, y la 
de un átomo de carbono, es 1.99 x 10-24 g. El uso de estas cantidades tan pequeñas para 
expresar las masas de estos átomos resulta incómodo, ya que siempre nos interesa 
comparar átomos entre sí, resulta conveniente usar sus pesos en unidades de masa 
atómica (conocida como uma, en donde 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g y se define 
como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12) en lugar de usar gramos. 
 
Expresados en unidades de masa atómica, las masas de los átomos de hidrógeno, 
carbono y oxígeno son 1.0079 uma, 12.011 uma y 15.9994 uma, respectivamente, o sea, 
son numéricamente iguales a los pesos atómicos relativos. 
 
a) Masa Molecular (Suma de Moléculas) 
 
Las masas relativas de las moléculas se pueden expresar de la misma manera que en 
los átomos. Las masas moleculares se obtienen sumando las masas atómicas (en uma) 
de todos los átomos presentes en la molécula, por lo que si tomamos las masas 
atómicas de la tabla periódica tenemos: 
 
 
 Número Atómico 
 Símbolo 
 Masa Atómica (uma) 
 
 Masa molecular del H2 : 
 
 2 (masa atómica de H) = 2 (1.008 uma) 
 
 = 2.016 uma 
 
 
7 Se llama isótopo a aquellos átomos que siendo del mismo elemento poseen diferente masa atómica. 
 
8 Hoy, cuando decimos que el peso atómico relativo del oxígeno es 15.9994, queremos decir que es 15.9994/12 veces más 
pesado que un átomo de carbono 12. Por ello, el peso atómico no tiene unidades. Sin embargo, la masa de un átomo sí tiene 
unidades, los gramos o, como veremos más adelante, las unidades de masa atómica. 
 
9 La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masa y los volúmenes de 
los reactivos y los productos que participan en una reacción. 
1 
 H 
1.008 
 
 39 
 
 
 
 
 
 Masa molecular del NH3 (Amonio) 
 
 1 (masa atómica del N) + 3 (masa atómica del H) 
 
 1 (14.007 uma) + 3 (1.008 uma) 
 
 14.007 + 3.024 uma 
 
 = 17.031 uma 
 
 
Masa Fórmula (compuesto) 
 
En el caso de sustancias no moleculares, al sumar las masas atómicas de los átomos 
que se indican en una fórmula, se dice que se está calculando su masa fórmula, que 
es la masa de una unidad de fórmula en unidades de masa atómica. 
 
Ejemplo: 
 
La fórmula empírica del sulfato de aluminio es Al2(SO4)3. 
 
¿Cuál es su masa fórmula?, si los pesos atómicos son: 
 
 
 
 
 
 
 
La fórmula Al2(SO4)3 nos dice que dos átomos de Al están combinándose con tres grupos 
SO4 (llamados sulfatos); por ello el número total de átomos de S es 3, de O = es 3 x 4 = 
12. En otras palabras, el Al2 (SO4)3 puede expresarse como Al2S3O12. 
 
 Masa de dos átomos de Al = 2(27 uma) = 54.0 uma 
 
 Masa de tres átomos de S = 3(32.1 uma) = 96.3 uma 
 
 Masa de doce átomos de O = 12(16.0 uma) = 192.0 uma 
 ___________ 
 
 Masa fórmula del Al2 (SO4)3 = 342.3 uma 
 
 
 Nota: El dato que se obtiene en este cálculo es expresado en uma. 
7 
 N 
14.007 
 
 
14. 
 
13 
 Al 
27.00 
 
 
14. 
 
1 
 H 
1.008 
 
16 
 S 
32.00 
 
8 
 O 
16.00 
 
 
 
 
 40 
b) Masa Molar 
 
De la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos se 
cuentan por moles, en número muy grande, 6.02 x 1023. Este número se llama número 
de Avogadro10; por lo tanto, un mol de átomos es igual a un número de Avogadro, 
es decir, 6.02 x 1023 átomos. 
 
¿Por qué los átomos se cuentan en moles? 
 
Los átomos son tan pequeños que en los trabajos de laboratorio no se podría trabajar 
con dos o con 200 átomos. No se puede pesar cantidades tan minúsculas, incluso con 
las balanzas más sensibles; es por ello que los químicos inventaron una unidad, el mol. 
Tal como se explicó anteriormente, la masa de un átomo de oxígeno es de 16.0 uma, en 
tanto que un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos) de oxígeno tiene una masa de 16.0 g, 
como se demuestra al utilizar el factor de transformación de uma a gramos: 
 
 
Masa de un mol de O = 
 
 Masa de un átomo de O (1 mol de átomo X 1 uma11) 
 
 MO = 16
uma 6.02 x 10
mol
1.661 x 10 g
uma
23 24
átomo
átomos











 = 
 
 MO = 16 (1 g/mol) = 16 g/mol 
 
 
 
En otras palabras, a la masa de un mol de una sustancia se le llama masa molar. 
Por consiguiente, la masa molar en gramos de una sustancia es numéricamenteigual a su masa molecular (o su masa fórmula) en unidades de masa atómica. 
 
Ejemplo: 
 
Calcula la masa molar del ácido sulfúrico, H2SO4. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 En el fascículo 1 de Química I, ya hablamos de lo grande de este número; de la obra de Amadeo Avogadro lo hicimos en el 
fascículo 2 de Química I. 
11 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g/uma, la cual fue empleada como factor de equivalente. 
1 
 H 
1.008 
 
 
14. 
 
16 
 S 
32.00 
 
8 
 O 
16.00 
 
 
 
 
 41 
 
En donde: 
 
 Peso del H = 2(1.008 uma) = 2.016 uma 
 
 Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma 
 
 Peso del O = 4(16.000 uma) = 64.000 uma 
 _______________________________________ 
 
 Masa molecular = 98.016 uma 
 
 Por tanto, la Masa molar = 98.016 g 
 
 
Observa que el dato obtenido se expresa en gramos. 
 
 
Ahora sabes que un mol está formada por 6.023 x 1023 partículas y que 
además tiene una masa en gramos numéricamente igual a su masa 
molecular. Algunas aplicaciones de estas relaciones se muestran a 
continuación. 
 
 
Ejemplos 
 
1) Cálculo de moles de átomos 
 
-¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 3.05 g de cobre? 
 
 
 3.05 g de Cu (1 mol de átomos de Cu) = 
 63.5 g de Cu 
 
 
 0.0480 mol de átomos de Cu 
 
 
2) Cálculo de átomos 
 
¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10.0 g? 
 
 (10.0 g de S) 1 mol de átomos de S
32.0 g de S
6.023 x10 á tomos de S
1 mol de átomos de S
23













 
 
 
 1.88 x 1023 átomos de S 
 
29 
 Cu 
63.55 
 
 
14. 
 
16 
 S 
32.00 
 
 
14. 
 
 42 
3) Cálculo de gramos 
 
¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor? 
 
 
 ( 8.46 x 1024 átomos de F) 1 mol de átomos de F
6.023 x 10 á tomos de F
19 g de F
1 mol de átomos de F23











 = 
 
 
 267 g de F 
 
 
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota en los renglones los resultados 
correspondientes. 
 
 
1) ¿Cuál es la masa molecular y molar de los siguientes compuestos? 
 
 
Compuestos Fórmula Masa Molecular Masa Molar 
Amonio 
Hexano 
Nitrato de sodio 
Hidróxido de potasio 
Hidróxido de bario 
Hidróxiapatita de calcio 
NH3 
C6H14 
NaNO3 
KOH 
Ba (OH)2 
Ca5(PO4)3OH 
______________ 
______________ 
______________ 
______________ 
______________ 
______________ 
 
_______________ 
_______________ 
_______________ 
_______________ 
_______________ 
_______________ 
 
 
 
2) Calcula cuántos moles y átomos de plata (Ag) existen en un anillo que contiene 2.5 g 
de este material 
 
 Moles de plata _______________________ Átomos de plata ______________________ 
 
3) Suponiendo que un recipiente contiene 2.231117 x 1024 átomos de aluminio (Al), 
¿Cuántos gramos pesará? 
 
 Gramos de aluminio __________________________ 
 
 
9 
 F 
19.00 
 
 
14. 
 
 ACTIVIDAD DE REGULACIÓN 
 43 
c) Fórmula Química 
 
En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o un 
compuesto, tiene su nombre y su fórmula individual. Asimismo, cada fórmula química 
tiene tres significados o interpretaciones: un significado cualitativo, uno cuantitativo 
microscópico y uno cuantitativo macroscópico. 
 
 Cualitativo, una fórmula expresa una sustancia; por ejemplo, H2O representa al agua; 
NaCl representa a la sal de mesa, etcétera. 
 
 Cuantitativo microscópico, una fórmula molecular indica el número de átomos 
presentes en una molécula. Así la fórmula de la nicotina, C10H14N2 nos indica que 
en esta molécula existen 10 átomos de carbono, 14 de hidrógeno y dos de nitrógeno. 
Asimismo, la fórmula mínima nos indica la composición de una unidad fórmula; por 
ejemplo, la unidad fórmula del sulfato de potasio, K2SO4, nos indica que en ese 
compuesto por cada dos átomos de potasio hay uno de azufre y cuatro de oxígeno. 
La fórmula empírica indica que la relación de átomos de K:S:O es de 2:1:4. 
 
 Cualitativo macroscópico, la fórmula nos indica las relaciones de moles de átomos. 
Es decir, una fórmula molecular indica el número de moles de átomos de cada 
elemento presente en un mol de moléculas del compuesto; por ejemplo, la fórmula 
de la nicotina indica que un mol de moléculas de nicotina posee 10 moles de átomos 
de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y dos moles de átomos de nitrógeno. 
 
En el caso de K2SO4, la fórmula empírica nos indica que un mol de unidades fórmula 
consta de dos moles de átomos de potasio, un mol de átomos de azufre y cuatro moles 
de átomos de oxígeno. 
 
Por tanto, la fórmula de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que están 
químicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos de 
fórmulas, entre ellas están: 
 
Una fórmula empírica12 expresa la relación más simple de números enteros entre los 
átomos en un compuesto, en tanto la fórmula molecular expresa el número real de 
átomos de una molécula, esto es, en la unidad más pequeña del compuesto. 
 
Cálculo de fórmulas a partir de datos experimentales 
 
La fórmula de un compuesto permite calcular muchos datos cuantitativos tales como la 
masa molecular, la masa molar y la composición porcentual. 
 
¿Te has preguntado alguna vez cómo fue posible saber que la fórmula del 
agua es H2O? 
 
¿Por qué el agua “normal” tiene como fórmula H2O y el agua “oxigenada” 
tiene la fórmula H2O2? 
 
 
12 El término empírico se refiere a que se determina a partir de datos experimentales. 
 44 
Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizar 
experimentos que consisten en determinar los elementos que forman los compuestos, el 
porcentaje en peso de los elementos constitutivos del compuesto; la masa relativa de 
cada elemento presente. 
 
Existen muchos métodos para obtener experimentalmente el porcentaje en peso de los 
diversos elementos de un compuesto; entre éstos están los análisis por precipitación y 
por combustión 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 8. Aparato empleado en el análisis por combustión de una sustancia. Cualquier cantidad de C o CO reacciona 
formando CO2; cuando pasa por el CuO, el H2 reacciona formando H2O. 
 
d) Fórmula Mínima (Empírica) 
 
Cuando se tiene el análisis de un compuesto, el cual fue obtenido de alguna forma y 
siguiendo una serie de pasos, se logra obtener la fórmula del compuesto, a la cual se le 
denomina fórmula mínima. Para llegar a tal se dan los siguientes pasos. 
 
1) Tener los elementos expresados en tanto por ciento. 
2) Calcular la masa (grs.) de los elementos. 
3) Obtener el número de moles de cada uno de los elementos. 
4) Obtener el número de átomos de cada uno de los elementos, para lo cual se 
debe dividir cada número resultante del paso anterior (c) entre el más pequeño. 
5) Expresar la fórmula mínima, colocando primero los metales, posteriormente los 
no metales y por último el oxígeno. 
 
A continuación te presentamos un ejemplo: 
 
De acuerdo al análisis que se realizó a cierto gas, en el laboratorio, se encontró que 
estaba conformado por los siguientes gases: Nitrógeno (N) y Oxígeno (O), cuyo 
porcentaje era de 25.93% y 74.07% respectivamente. 
 
 
 45 
Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es la 
fórmula mínima de este gas. 
 
 * Expresar los elementos en tanto por ciento. 
 
 Nitrógeno N = 25.93% Oxígeno O = 74.07% 
 
* Calcular la masa (grs.) de cada elemento, tomando como base 100 gr. del compuesto 
 
 Nitrógeno N = 25.93 gr. Oxígeno O = 74.07 gr. 
 
* Obtener el número de moles.Para el nitrógeno (25.93 g de N) 1 mol de de N
14.00 g de 
átomos
Nitrógeno





 = 1.852 mol de átomos de N. 
 
Para el oxígeno (74.07 g de O) 1 mol de de O
16.00 g de 
átomos
Oxígeno





 = 4.629 mol de átomos de O. 
 
 
* Calcular la relación de átomos (dividir entre el más pequeño). 
 
 Átomos de Nitrógeno 
 
 N = 1852
1852
.
.
 = 1 (2) = 2 
 
 Átomos de Oxígeno 
 
 O = 4 629
1852
.
.
 = 2.5 (2) = 5 
 
En caso de que la relación no sea de números enteros, se multiplica por un número 
pequeño (2, 3, 4) para transformarla en números enteros. En nuestro caso, será 2. 
 
* Expresar la fórmula mínima 
 
Por tanto, se obtiene la fórmula mínima de 
 
N2O5 (Pentóxido de nitrógeno o anhídrido nítrico) 
 
 
 
 
 46 
 
Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota en los renglones los resultados 
correspondientes. 
 
Determina la fórmula de una sustancia que está compuesta de 65 g de Carbono (C) y 35 
g de Oxígeno (O). 
 
Mol de átomos de Carbono _________________________ 
 
Mol de átomos de Oxígeno _________________________ 
 
Relación de átomos 
 
Carbono_____________ Oxígeno______________________ Fórmula mínima ___________ 
 
 
e) Formula Molecular 
 
La fórmula molecular de una sustancia siempre es un múltiplo entero de su fórmula 
empírica. Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, el químico tiene que 
proceder experimentalmente para conocer la masa molecular además de su fórmula 
mínima. En este sentido mencionaremos cuáles son los pasos para obtener la fórmula 
molecular: 
 
1) Se calcula la fórmula mínima (se retoman los 5 pasos para obtener la fórmula 
mínima). 
2) Obtener la masa atómica de la fórmula mínima obtenida. 
3) Dividir la masa atómica experimental entre la masa atómica de la fórmula mínima. 
4) El número obtenido en el paso anterior multiplicarlo por la fórmula mínima, por tanto 
se obtiene la fórmula molecular. 
 
El siguiente ejemplo te mostrará cómo se usa la masa molecular con la fórmula mínima 
para calcular la fórmula molecular. 
 
Ejemplo 
 
Un combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. El 
análisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% de 
hidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 uma. 
Calcula la fórmula molecular del compuesto. 
 
 
 ACTIVIDAD DE REGULACIÓN 
 47 
1) Calcular la fórmula mínima. 
 
 Para el carbono 85.69 g de C 1 mol de C
12.00 g de C





 = 7.14 mol de C. 
 
 Para el hidrógeno 14.31 g de H 1 mol de H
1.00 g de H





 = 14.31 mol de H. 
 
Al calcular la relación de moles tenemos que: 
 
 7.14 mol de C
7.14 mol de C
= 1 
 
 
 14.31 mol de H
7.14 mol de C
= 2.0 
 
Por tanto, la fórmula mínima es: 
 
 CH2 
 
 
2) Obtener la masa atómica de la fórmula empírica. 
 
Por tanto, la masa fórmula es de 1(12.00) + 2(1.00) = 14.00 uma 
 
 
3) Obtener la fórmula empírica por molécula. 
 
La masa molecular es un múltiplo simple de la masa de la fórmula empírica, CH2 esto es, 
n (14.027 uma), donde n es un número entero. 
 
La masa molecular experimental es 55.9 uma. Por lo tanto, 
 
55.9 uma por 
14.027 uma por 
molécula
fórmula empírica





 = 3.99 aproximadamente 
 = 4 fórmulas empíricas por molécula 
 
 
4) Multiplicar el resultado anterior por la fórmula mínima 
 
 Así pues, la fórmula molecular es: 4 (CH2) = C4H8. 
 
 48 
 
 
Resuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla. 
 
El análisis de un cierto insecticida, nos da la siguiente composición porcentual: Carbono 
(C) 24.7%, Hidrógeno (H) 2.06% y Cloro (Cl) 73.2%, con una masa molecular de 291 
uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto. 
 
 
 
Fórmula Mínima Masa Atómica Experimental Fórmula Molecular 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 ACTIVIDAD DE REGULACIÓN 
 49 
Al revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos más 
importantes del capítulo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 RECAPITULACIÓN 
CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS 
COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO 
LEYES 
PONDERALES 
LEY DE LA 
CONSERVACIÓN DE LA 
MASA (LAVOISIER) 
LEY DE LOS PESOS 
EQUIVALENTES 
(RICHTER) 
LEY DE LAS 
PROPORCIONES 
CONSTANTES (PROUST) 
LEY DE LAS 
PROPORCIONES 
MÚLTIPLES (DALTON) 
encontrando 
explicación en la 
surgió con las 
t a l e s c o m o 
TEORÍA ATÓMICA 
(DALTON) 
MATERIA ESTEQUIOMETRÍA 
ÁTOMOS 
MASA MOLECULAR MASA FÓRMULA MASA MOLAR FÓRMULA QUÍMICA 
MOLECULAR MÍNIMA 
de la 
ya sea 
se constituye de 
menciona que la permitiendo la 
 50 
En este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido 
hasta el momento. Por tal motivo deberás dar respuesta a lo que se te solicita a 
continuación: 
 
 
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas. 
 
1. Una muestra de sal contiene 0.224 g de sodio y 0.346 g de cloro. Otra muestra de sal 
contiene 39.3% de sodio. Demostrar que lo anterior ilustra la Ley de las proporciones 
definidas. 
 
 
2. Analíticamente se determinó que una muestra de arena contenía 5.62 g de silicio y 
6.40 g de oxígeno. Otra muestra de arena contenía 9.36 g de silicio y 10.64 g de 
oxígeno. Explicar en qué forma estos datos ilustran la Ley de las proporciones 
constantes. 
 
 
Ley de las proporciones múltiples. 
 
3. Cierto óxido de hierro contiene 77.7% de hierro en masa. Un óxido diferente contiene 
69.9% de hierro de masa. Demostrar que la Ley de las proporciones múltiples se 
cumple realizando los siguientes cálculos: 
 
a) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el primer 
compuesto? 
 
b) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el segundo 
compuesto? 
 
c) ¿Cuál es la relación de los dos números encontrados? Expresa la relación 
utilizando números enteros. 
 
 
4. El fósforo y el cloro forman dos compuestos. En el compuesto uno, las masas de 
fósforo y cloro son 22.48% y 77.51% respectivamente; en el compuesto dos, estos 
valores son 14.88 y 85.12%. 
 
a) Calcula la masa en gramos del cloro que se combina con un gramo de fósforo en 
cada compuesto. 
 
b) Utiliza los valores obtenidos en a) para comprobar si se cumple la Ley de las 
proporciones múltiples. 
 
 
 
 ACTIVIDADES INTEGRALES 
 51 
 
Masa molecular 
 
5. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5. 
 
a) ¿Cuál es la masa molecular? 
 
b) ¿La molécula del DDT es más pesado o más ligera que la molécula de insecticida 
lindano, C6H6Cl6? 
 
 
6. Empleando hasta tres cifras significativas, expresa la masa de cada una de las 
siguientes sustancias en uma. 
 
 a) un átomo de Cl 
 
 b) un átomo de Al 
 
 c) 200 átomos de B 
 
 d) 6.023 x 1023 átomos de Ca 
 
 
7. La fórmula del controvertido edulcorante llamado sacarina es C7H5O3NS. 
 
 
 a) ¿Cuál es su masa molecular? 
 
 
 b) ¿Cuál de las dos moléculas es más pesada, la sacarina o la sacarosa, C12H22O11? 
 
 
8. Si la masa de la potasa ó hidróxido de potasio (KOH) es 1.0 x 10-2 g, ¿cuál es la masa 
en gramos de un mol de potasa? 
 
 
 
Fórmula mínima 
 
 
9. Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición 
centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%. 
 
 
10. A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que 
contiene 25.92% N y 74.07% O. 
 
 
 52 
Fórmula molecular 
 
 
11. El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y 
35.5% de O. Si su masa molecular es 180.2 uma, ¿cuál es la fórmula molecular? 
 
 
12. El compuesto paradiclorose empleó a menudo como bola de naftalina. Si su análisis 
es 49.02% de C, 2.743% de H, y 48.24% de Cl, y su masa molecular, 147.0 uma 
¿cuál es su fórmula molecular? 
 
 
 
Composición porcentual 
 
13. La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula 
es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual? 
 
 
14. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea en grandes cantidades en la producción 
del papel ¿cuál es su composición porcentual? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 53 
Compara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestas 
que a continuación te presentamos. 
 
Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas: 
 
1. Al calcular el por ciento de los 
componentes se encuentra que para Na 
es de 39.3 % y para el Cl, 60.70 % en 
ambas muestras, y recordando la Ley de 
las proporciones definidas podemos 
concluir que son la misma muestra. 
2. La ley queda demostrada al comprobar 
que existe el mismo porcentaje de O y 
Si en ambas muestras. 
 
Ley de las proporciones múltiples: 
 
3. 
a) 22.3 
b) 30.1 
c) (debido a que la segunda 
proporción resultó fraccionaria) 
4. 
a) 0.29 en el primero y 0.17 en el 
segundo 
b) El primer caso: 1/3 y en el segundo: 
1/6 
 
Masa molecular: 
 
5. 
a) 354.24 u.m.a. 
b) más pesado, ya que la masa 
molecular de C6H6Cl6 = 290.7 u.m.a. 
6. 
a) 35.5 u.m.a. 
b) 26.9 u.m.a. 
c) 2.162 x 103 u.m.a. 
d) 2.41 x 1025 u.m.a. 
 
7. 
a) u.m.a. 
b) La sacarosa 
8. 
a) 1.6611296 x 10-26 
 
Fórmula mínima: 
 
9. SCl 10. N2O5 
 
Fórmula molecular 
 
11. C13 H8 O8 12. C6H4Cl2 
 
Composición porcentual 
 
13. C, 69.90%; H, 14.56%; O2, 15.53% 14. Al, 15.78%; S, 28.07%; O,56.15% 
 
 
 
 AUTOEVALUACIÓN 
 54 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 55 
ESTRUCTURA ATÓMICA Y 
CAMBIOS NUCLEARES 
 
 
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 
 
2.1.1 CARGA ELÉCTRICA 
 
2.1.2 TUBO DE RAYOS CATÓDICOS 
a) Características de los Rayos Catódicos 
b) Electrón (Primera Partícula Subatómica) 
c) Protón (Segunda Partícula Subatómica) 
d) Modelo Atómico de Thomson 
 
2.2 RADIACTIVIDAD 
 
2.2.1 ANTECEDENTES HISTÓRICOS 
 
2.2.2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 
a) Postulados del Modelo Atómico de Rutherford 
 
2.2.3 MODELO ATÓMICO DE BOHR 
a) Espectros 
b) El Átomo de Bohr 
c) Modelo Atómico de Bohr-Sommerfeld 
 
2.2.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
a) Espín 
b) Configuración Electrónica y Tabla Periódica 
 
 
 
 
 
 
CAPÍTULO 2 
 56 
 
2.3 FENÓMENOS NUCLEARES 
 
2.3.1 ISÓTOPOS 
a) Isótopos y sus aplicaciones 
 
2.3.2 NEUTRÓN 
 
2.3.3 ENERGÍA DE AMARRE 
 
2.3.4 FISIÓN NUCLEAR 
a) Reactor nuclear 
 
2.3.5 FUSIÓN NUCLEAR 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Con el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomo 
y las aplicaciones que se dan en los cambios nucleares. 
 
Esto lo podrás lograr mediante la comparación de cada uno de los modelos atómicos, 
realizando ejercicios y experimentos relacionados con estos modelos, y revisando las 
principales características de los cambios nucleares. 
 
Lo cual te permitirá acercarte a una explicación sobre el comportamiento de la materia, 
además de que podrás comprender las ventajas y desventajas que implica el uso de la 
energía nuclear tanto a nivel social como tecnológico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
P R O P Ó S I T O 
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CAPÍTULO 2 
ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES 
 
 
 
2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA 
 
2.1.1 CARGA ELÉCTRICA 
 
Cuando se frota una regla de plástico sobre la piel o el cabello se observa que ésta 
puede atraer pequeños trozos de papel. Este fenómeno ya lo habían notado los griegos, 
aunque ellos no usaban reglas de plástico, sino barras de ámbar. Al frotarse con un 
paño de lana, el ámbar, adquiere una carga eléctrica y, como la regla de plástico, puede 
atraer objetos pequeños, como la paja; sin embargo no sólo el ámbar y la regla de 
plástico pueden adquirir carga eléctrica, también otros materiales, como el vidrio cuando 
se frota con tela de seda. Pero resulta que la carga que adquiere del vidrio es distinta a 
la del ámbar, puesto que entre ambos salta una chispa cuando se ponen en contacto (si 
la carga electrostática es muy grande). 
 
Durante mucho tiempo la electricidad se consideró como un fluido que pasaba de un 
material a otro, lo que explicaba el porqué de la chispa. Posteriormente, por convención, 
se definió que la carga de una varilla de vidrio es positiva y que la de ámbar es negativa. 
 
En general, se considera que los cuerpos adquieren carga eléctrica cuando se frotan, lo 
cual se debe a que los electrones pasan de un cuerpo a otro. De este modo, los cuerpos 
adquieren carga positiva cuando pierden electrones y negativa cuando los gana. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Figura 9. 
. 
 
Asimismo, si dos cuerpos adquieren la misma carga, pero de diferente signo, y se ponen 
en contacto, se volverán neutros porque sus cargas totales se redistribuyen de manera 
uniforme, y si estos cuerpos se encuentran separados, pero conectados por un trozo de 
alambre metálico, también se volverán neutros, lo cual demuestra que la carga es capaz 
de fluir a través del metal. Al paso de la carga por un alambre se le llama corriente 
eléctrica. 
 
¿Cuál es la definición de carga eléctrica? 
 
 
Por otra parte, las cargas no sólo pueden transportarse a través del metal, también lo 
hacen a través de las disoluciones, aunque con mayor dificultad tanto en el aire como en 
el vacío, como se observa en los rayos o relámpagos. Un relámpago es una chispa que 
se forma porque la atmósfera adquiere una carga y la tierra adquiere otra diferente; lo 
mismo sucede si acercamos varillas de diferente carga. 
 
Fue Michael Faraday (1791-1867), al estudiar sistemáticamente el paso de la corriente 
eléctrica en soluciones (fenómenos electrolíticos), quien introdujo los términos de ion, 
ánodo y cátodo: el ion es la partícula cargada en disolución; el ánodo, la placa o electrodo 
al cual se dirigen los iones negativos, y el cátodo, la placa o electrodo hacia el cual se 
dirigen los iones positivos. 
 
 
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La diferencia de cargas se puede comprobar fácilmente si haces un experimento como el 
que se muestra en la figura siguiente. 
 
Materiales 
 
-Barra de plástico 
-Barra de vidrio 
-Piel 
-Tela (excepto lanas) 
-2 globos (suspendidos por hilos) 
 
Procedimiento 
 
Frota la barra de plástico con la piel y acércala al péndulo globo suspendido. Observarás 
que la barra atrae la esfera hasta hacer contacto con ella y después la rechaza. Este 
fenómeno se explica porque al frotar la barra de plástico con la piel adquiere carga 
negativa; al hacer contacto con los globos se imparte carga negativa por contacto y 
finalmente la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Al repetir el experimento 
con la varilla de vidrio y la tela sucede el mismo fenómeno, pues al frotar la varilla de 
vidrio con la tela adquiere carga positiva, y al hacer contacto con el globo le transfiere a 
éste la carga positiva; después la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Los 
globos se atraen cuando se toca uno con la varilla de plástico y otro con la de vidrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Propiedades eléctricas de la materia y los dos tipos de carga. 
 
 
 
 
 ACTIVIDAD DE REGULACIÓN 
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Conclusiones 
 
Anota en los renglones tus conclusiones. 
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