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LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA 
Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de 
los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo 
cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las 
transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las 
combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia. 
Ley natural: proposición concisa, frecuentemente en forma matemática acerca del 
comportamiento de la naturaleza 
Leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el 
comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que intervienen 
en una reacción -ponderal significa relativo a la masa-. Estas leyes son: 
 
 Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier). 
Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una 
cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que el 
producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal. Este 
resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero 
calentándolos en vasos de vidrio que contenían aire por dentro. Lavoisier encontró en todos 
los casos , que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a la masa original 
(metal + oxígeno del aire dentro del vaso 
 
 
 
 
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Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye sino 
que sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones 
químicas la cantidad de materia que interviene permanece constante". 
Esta conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa. 
Estos experimentos le llevaron : 
 a comprobar que el oxígeno del aire se combina con todos los metales durante la 
reacción de oxidación 
 a demostrar a conservación de la masa durante el proceso . 
 la aparición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la 
ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos, 
cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre 
los cuales también destaca Lavoisier. 
Por lo tanto la ley de Lavoisier se puede enunciar: 
La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la 
transformación que ocurra dentro de él; 
 Esto es, en términos químicos, 
Reactivos → Productos 
La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos 
de la reacción. 
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La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la 
relatividad debida a EINSTEIN ha eliminando él dualismo existente en la física clásica 
entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la 
energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una 
masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra 
forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc
2
 en donde E es 
la energía, m la masa y c la velocidad de la luz 
En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre 
ambas variaciones es, análogamente, 
E = m.c
2
 
La letra griega (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la 
magnitud a que antecede. 
La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la 
materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que 
deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las 
dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares. 
Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos 
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reaccionantes disminuye en 4,65 10
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 g, cantidad totalmente inobservable, no ocurriendo lo 
mismo en una reacción nuclear donde la perdida de masa que se transforma en energía 
puede ser cuantificada. 
EN TERMINOS GENERALES PUEDE ENUNCIASE QUE LA LEY DE 
CONSERVACIÓN DELAS MASAS SE CUMPLE ESTRICTAMENTE PARA 
REACIONES QUIMICAS COMUNES NO PARA REACCIONES NUCLEARES . 
La materia y la energía se mantienen constantes en el universo 
ej.: Si se somete al calor una mezcla de 7 g de hierro y 4 de azufre, se obtienen 16 g 
de sulfuro ferroso. Si la ecuación está equilibrada (balanceada), la masa total de los 
reactivos es igual a la masa total de los productos, cumpliéndose así la Ley de 
Lavoisier 
Fe + S --> FeS 
56g + 32 g --> 88 g (de acuerdo a sus masas atómicas) 
 
Ley de las proporciones definidas (o de Proust). 
. 
Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista 
PARA CUALQUIER MUESTRA PURA DE UN DETERMINADO COMPUESTO LOS 
ELEMENTOS QUE LO CONFORMAN MANTIENEN UNA PROPORCIÓN FIJA EN 
PESO, ES DECIR, UNA PROPORCIÓN PONDERAL CONSTANTE. 
 Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, 
su composición será siempre la misma. 
Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están 
siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua 
: 
 
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m asaH2 = 2 g = 1 g 
masa O2 16 g 8 g 
Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco 
BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien 
generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre. 
CUANDO DOS O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR UN 
DETERMINADO COMPUESTO LO HACEN EN UNA RELACIÓN EN PESO 
CONSTANTE INDEPENDIENTEMENTE DEL PROCESO SEGUIDO PARA 
FORMARLO 
La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser 
combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son 
limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después, 
de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No 
obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por 
lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida 
reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON. 
 
 
Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton). 
LAS CANTIDADES DE UN MISMO ELEMENTO QUE SE UNEN CON UNA 
CANTIDAD FIJA DE OTRO ELEMENTO PARA FORMAR EN CADA CASO UN 
COMPUESTO DISTINTO ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS 
SENCILLOS. 
Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen 
entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar 
compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción.La 
ley de Proust(vista ateriomente) no impide que dos o más elementos se unan en varias 
proporciones para formar varios compuestos.Ej H2O2 
m asaH2 = 2 g = 1 g 
masa O2 32 g 16 g 
m asaH2 = 2 g = 1 g 
masa O2 16 g 8 g 
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 Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos 
óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de 
cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso: 
 
79,90g de Cu = 3,975g de Cu ≈ 4 g Cu/1g de O 
20,19 g de Oxig 1 g de O 8 = 2 
 88,83g de Cu = 7,953g de Cu ≈ 8 g Cu/1g de O 4 
11,17 g de Oxig 1 g de O 
 
Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, 
los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos 
están en la relación de 1 esa 2. 
El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803 
como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para 
un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de 
los mismos. 
 
Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter). 
LOS PESOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUE SE COMBINAN CON UN 
MISMO PESO DE UN ELEMENTO DADO, DAN LA RELACIÓN DE PESOS DE 
ESTOS ELEMENTOS CUANDO SE COMBINAN ENTRE SÍ O BIEN MÚLTIPLOS O 
SUBMÚLTIPLOS DE ESTOS PESOS. 
Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de 
doss u s t a n c i a s q u e s e c o m b i n a n c o n u n p e s o c o n o c i d o d e o r a t
e r c e r a s o n químicamente equivalentes entre sí 
 
“Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos 
Sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son 
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Químicamente equivalentes entre sí. 
Es decir, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y 
también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces sí A y C 
reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c. 
Como consecuencia de la ley de richter, apartir de un peso equivalente patrón ( H 
= 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se 
denomina peso equivalente o equivalente. Cuando el equivalente se expresa en gramos se 
llama equivalente gramo(concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo) 
Ejemplo: si para formar agua H2O, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la 
relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o 
equivalente del oxigeno es 8 gramos. 
 Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 
1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del 
oxigeno es 8 gramos y H 1,008 
 
Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, 
para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del 
hidrógenoson, respectivamente, 14 y 1 
:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H 
para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N : 
14------3 
 X=------1 
(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N 
 
Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es: 
 40 ---- 16 
 20g=x-------8 
 
 
 . 
 
Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse 
mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades, 
multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí 
para formar los correspondientes compuestos Esta ley llamada también de las proporciones 
equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por 
WENZEL. La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso 
relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del 
elemento que se toma como tipo de referencia. 
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8 
 
Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó 
inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada 
elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de 
combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno, 
por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los 
elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365 
(según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también 
valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con 
muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a 
partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el 
oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del 
hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números 
aproximadamente enteros. 
 Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso 
equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se 
combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 
partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico. 
Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios 
equivalentes. 
Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de 
doss u s t a n c i a s q u e s e c o m b i n a n c o n u n p e s o c o n o c i d o d e o r a t
e r c e r a s o n químicamente equivalentes entre sí 
Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 
1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del 
oxigeno es 8 gramos y H 1,008 
 
Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, 
para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del 
hidrógenoson, respectivamente, 14 y 1 
:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H 
para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N : 
14------3 
 X=------1 
(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N 
 
Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es: 
 40 ---- 16 
 20g=x-------8 
 
 
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Ley de los volúmenes de combinación (0 de Gay- Lussac). 
Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo 
medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen 
en que los gases se combinan. 
GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva 
su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se 
había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno 
formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las 
mismas condiciones de presión y temperatura. 
 
 
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: 
 
 
 
EN CUALQUIER REACCIÓN QUÍMICA LOS VOLÚMENES DE TODAS LAS 
SUBSTANCIAS GASEOSAS QUE INTERVIENEN EN LA MISMA, MEDIDOS EN 
LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, ESTÁN EN UNA 
RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SENCILLOS. 
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GAY-LUSSAC observó que el volumen de la combinación gaseosa resultante era 
inferior o a lo más igual a la suma de los volúmenes de las substancias gaseosas que se 
combinan. 
La ley no se aplica a la relación entre los volúmenes de los cuerpos sólidos y 
líquidos reaccionantes tal como el volumen de azufre que se une con el oxígeno para 
formar anhídrido sulfuroso 
Teoría atómica de Dalton. 
Las leyes ponderales de las combinaciones 
químicas encontraron una explicación satisfactoria en la 
teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y 
publicada en 1808. Dalton reinterpreta las leyes 
ponderales basándose en el concepto de átomo. 
Establece los siguientes postulados o hipótesis, 
partiendo de la idea de que la materia es discontinua: 
Los elementos están constituidos por átomos 
consistentes en partículas materiales separadas e 
indestructibles, inalterables e indivisibles ; 
Los átomos de un mismo elemento son iguales en 
masa y en todas las demás cualidades. 
 Los átomos de los distintos elementos tienen 
diferentes masa y propiedades 
Los atomos compuestos se forman por la unión de 
átomos de los correspondientes elementos en una 
relación numérica sencilla. 
 Los «átomos» de un determinado compuesto (átomos compuestos) son a su vez 
idénticos en masa y en todas sus otras propiedades. 
Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en aplicar la 
hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le comunica una base más 
sólida al asociar a los átomos la idea de masa. Los átomos de DALTON difieren de los 
átomos imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la 
misma materia primordial aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis atómica de 
los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones científicas por 
hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta DALTON en que 
constituye una verdadera teoría científica mediante la cual podían explicarse y coordinarse 
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cuantitativamente los fenómenos observados y las leyes de las combinaciones químicas. La 
teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una hipótesis de trabajo, muy fecunda en el 
desarrollo posterior de la Química, pues no fue hasta finales del siglo XIX en que fue 
universalmente aceptada al conocerse pruebas físicas concluyentes de la existencia real de 
los átomos. Pero fue entonces cuando se llegó a la conclusión de que los átomos eran 
entidades complejas formadas por partículas más sencillas y que los átomos de un mismo 
elemento tenían en muchísimos casos masa distinta. Estas modificaciones sorprendentes de 
las ideas de DALTON acerca de la naturaleza de los átomos no invalidan en el campo de la 
Química los resultados brillantes de la teoría atómica. 
. 
Fracaso ante la ley de Gay-Lussac. 
Para DALTON las últimas partículas de los elementos gaseosos como el hidrógeno, 
oxígeno, cloro, etc., eran necesariamente simples y estaban constituidas por un solo átomo 
(así, H, O, CI, N, ...) y que las de compuestos gaseosos tan corrientes como el agua o el 
cloruro de hidrógeno eran naturalmente compuestas pero formadas por sólo dos átomos 
distintos (HO, CIH, ... ). Sin embargo, con estas fórmulas no se podían explicar las 
relaciones volumétricas de Gay-Lussac: 
La conclusión experimental de GAY-
LUSSAC de que un volumen de cloro se une 
con un volumen de hidrógeno para dar lugar 
a dos volúmenes de cloruro de hidrógeno 
llevó a DALTON a suponer que en los 
volúmenes iguales de cloro y de hidrógeno 
debían existir igual número de átomos. 
Al imaginar que estos elementos se 
unen átomo a átomo, formarán un mismo 
número de «átomos» (hoy moléculas) de 
cloruro de hidrógeno, al ser estos 
«átomos» indivisibles, debían ocupar, en cambio, un volumen doble según los resultados 
de Gay Lussac. 
La hipótesis de que en volúmenes iguales de gases debían existir igual número de 
«átomos» tuvo DALTON que descartarla llegando a la conclusión de que los resultados de 
GAY-LUSSAC eran inexactos. Por el contrario, si la ley de Gay-Lussac era cierta estaba en 
contradicción con los postulados de DALTON y su teoría atómica. 
Hipótesis de Avogadro 
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Las últimas partículas de los gases elementales no son átomos sino agregados de 
átomos (en general dos), a los que dio el nombre de moléculas (del latín pequeñas 
moles o masas) 
 En volúmenes iguales de todos los gases, medidos en las mismas condiciones de 
presión y temperatura, existen igual número de moléculas. 
Avogadro admite de la teoría atómica de Dalton el que los átomos son 
indestructibles, y sus demás postulados, pero no así sus ideas sobre la composición de las 
moléculas tanto de las sustancias elementales como de los compuestos. A la misma 
conclusión que Avogadro e independientemente de él, llegó AMPERE en 1814. Para 
AVOGADRO y AMPÉRE las últimas partículas de los elementos gaseosos eran también 
compuestas aunque formadas de átomos iguales 
. 
Los átomos constituyen las unidades últimas que toman parte en los cambios 
químicos mientras que las moléculas son las partículas físicamente separadas que integran 
los gases. En las reacciones entre cuerpos gaseosos las moléculas se escinden, en general, 
en sus átomos constituyentes los que se unen en la transformación de manera distinta. 
 Por ejemplo, la relación en la formación de agua debería ser, según Dalton, 1 
volumen de hidrógeno / 1 volumen de oxígeno / 1 volumen de agua, y no de 2/1/2 como se 
encontró, experimentalmente. Este hecho lo explica Avogadro al suponer que las moléculas 
del hidrógeno, cloro, nitrógeno, oxígeno.... son diatómicas, y que las moléculas de agua, 
amoniaco, etc., no tienen por qué contener forzosamente sólo dos átomos. Si el agua, por 
ejemplo, tiene en su molécula dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O), puede 
explicarse la relación de volúmenes de combinación conforme indica la figura 
 
 
 
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De forma análoga se puede justificar los 
resultados obtenidos en la formación del cloruro de 
hidrógeno. 
A pesar de que con la teoría de Avogadro se 
explicaba la ley de los volúmenes de combinación, fue 
desechada en su tiempo. Por una parte, a BERZELIUS 
le parecía imposible que dos átomos iguales pudieran 
unirse, pues juzgaba que el enlace entre átomos sólo 
podía ocurrir por fuerzas eléctricas opuestas. Por otra, 
Dalton consideró como inexactos los resultados de 
Gay-Lussac. Se olvidó así la hipótesis de Avogadro 
hasta medio siglo después, en 1858 una publicación del 
químico italiano CANNIZZARO daba a conocer 
claramente su significado y aplicación. Para 
CANNIZZARO la hipótesis de Avogadro le proporcionó un sencillo método para 
determinar pesos moleculares relativos de gases, porque la densidad de un gas sería 
proporcional a su peso molecular. De ahí pudo calcular los pesos atómicos y obtener una 
escala correcta de los mismos. 
El éxito alcanzado por los resultados de Cannizzaro confirmaron la hipótesis de 
Avogadro, que quedó convertida así en una ley y que, a su vez, complementó la teoría 
atómica de Dalton. 
VOLUMENES IGUALES DE GASES DIFERENTES EN IGUALES 
CONDICIONES DE P Y T POSEEN IGUAL NUMERO DE MOLECULAS 
Atomo 
Es la partícula más pequeña de un elemento químico que mantiene 
todas las propiedades de aquel, cuando es sometido a cualquier cambio 
químico. Cuando se simboliza a un elemento químico, por ejemplo, Na ( sodio ), también 
se está simbolizando a un átomo del elemento, en este caso, un átomo de sodio 
Alotropía 
El grafito y el diamante están formados por átomos de carbono; son sustancias naturales 
constituidas por átomos de un mismo elemento, que poseen propiedades diferentes. El 
grafito es negro, opaco, blando y se lo utiliza en la fabricación de minas para lápiz, 
electrodos y lubricantes. En cambio, el diamante es transparente y tan duro que es usado 
para cortar vidrio y en las brocas para perforación petrolera. Las distintas propiedades del 
grafito y del diamante se deben al ordenamiento de los átomos de carbono. y fósforo rojo. 
Se puede decir que alotropía es la propiedad que posee un elemento para dar distintas 
sustancias. 
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Molécula 
Es la menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia estable 
y posee todas las propiedades químicas de dicho elemento o compuesto. Un 
átomo de nitrógeno no puede existir libre en condiciones normales, por lo tanto se unen dos 
de ellos para formar una molécula diatómica N2. Otros elementos forman también 
moléculas diatómicas; algunos de ellos son: fluor ( F2 ), hidrógeno ( H2 ), cloro ( Cl2 ), 
oxígeno ( O2 ), bromo ( Br2 ), iodo ( I2 ). Existen otros elementos que forman moléculas con 
más átomos, es así como el fósforo forma una molécula tetraatómica ( P4 ) y el azufre, una 
molécula octoatómica ( S8 ). Hay elementos que no forman moléculas poliatómicas, sino 
existen libremente en forma atómica; se puede considerar que forman una molécula 
monoatómica. Ejemplos son los metales: cobre ( Cu ), hierro ( Fe ), oro ( Au ), plata ( Ag ), 
etc. Se debe tener en cuenta que las moléculas de elementosestán formadas por átomos de 
dicho elemento. A diferencia de las moléculas de los compuestos que estan formadas, como 
mínimo, por dos átomos de elementos diferentes. Es así como la molécula del monóxido de 
carbono ( CO ) está formada por un átomo de carbono y un átomo de oxígeno, la del agua ( 
H2O ) está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la del ácido nítrico ( 
HNO3 ) formada por un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres átomos de oxígeno, se 
puede decir que es una molécula poliatómica. Otros elementos, como el azufre y el fósforo 
presentan variedades alotrópicas; el primero se encuentra como azufre prismático y azufre 
octaédrico y el fósforo lo hace como fósforo blanco 
Atomicidad 
La molécula del compuesto denominado óxido de aluminio ( Al2O3 ) está constituida por 
dos átomos de aluminio y tres átomos de oxígeno. El subíndice 2 que acompaña al símbolo 
químico de aluminio indica la atomicidad del mismo en la molécula del óxido. Así se puede 
decir que atomicidad es el subíndice que acompaña a cada símbolo químico en una 
molécula y que indica la cantidad de veces que se encuentra dicho átomo en la molécula. 
Por lo tanto, la atomicidad del oxígeno en el óxido de aluminio es 3. 
. 
Masa atómica promedio y masa atómica relativa 
Masa atómica relativa (A) 
En los postulados de la teoría atómica Dalton establece que los átomos de los 
distintos elementos tienen masas diferentes. Como éstas son sumamente pequeñas, se 
recurrió al procedimiento de determinar su masa relativa. O lo que es equivalente, 
encontrar cuán pesado era un átomo de un elemento comparado con un átomo de otro 
elemento. Para esto, habría que tomar los átomos de un determinado elemento como patrón 
de referencia, patrón que sería elegido arbitrariamente. El número resultante de la 
comparación de los pesos respectivos de esos dos átomos es lo que se denominó peso 
atómico. En un principio, se tomó el hidrógeno como patrón, por su cualidad de ser el 
elemento más ligero, y se le adjudicó también arbitrariamente el peso unidad. A la masa 
correspondiente se la denominó «unidad atómicá de masa» (uma) y también «dalton». 
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En la actualidad y desde 1961, para unificar criterios, la IUPAC (International Union 
0f Pure and Applied Chemistry) acordó utilizar un nuevo patrón: el isótopo del carbono 
de número másico 12 (que se representa como C
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 ), al que se le adjudicó la masa 
atómica exacta de 12 uma. 
12
Cdeátomoundemasa
uma1
12
 
1 uma = 1,661 10 
−24 
g. o 1 g = 6,022 x 10 
23
 uma 
A C l=35,05 uma (El Cl es 35,5 veces mas pesado que la uma) 
 De esta manera, el que el cloro tenga, por ejemplo, un peso atómico de 35,5, significa que 
sus átomos son 35,5 veces más pesados que 1/12 del átomo de C
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. 
Masa atómica Promedio: 
Cuando se hace referencia a la masa atómica, en realidad no es la masa de un átomo 
en particular sino que es un promedio de la masa de los distintos isótopos que se 
encuentran en la naturaleza , que tienen una abundancia determinada. A esta se la 
denomina masa atómica promedio. Y se determina experimentalmente con un 
instrumento llamado Espectrómetro de Masa. 
 
Isótopos son átomos de un mismo elemento que sólo difieren en su masa. 
Los elementos se presentan en la naturaleza como mezclas de varios 
isótopos). 
Representación de un elemento 
 
Isótopos de carbono 
Isótopos de hidrógeno: 
 
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Determinaci Determinaci ó ó n de las masas de las .. 
sustancias. sustancias. Espectrometro Espectrometro de Masas de Masas 
17 
 
17 
 
La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números 
másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 
107
Ag 
=56% y 
109
Ag =44%. Deducir el peso atómico de la plata natural 
Ai= masa atómica de cada isotopo 
Xi= abundancia isotopica. 
 
 
Masa molecular relativa (M) 
Lo mismo que en el caso de la A es un número que expresa cuantas veces es mayor la masa 
promedio de una molécula (o fórmula empírica) que la unidad de masa atómica. Es necesario 
Primero conocer la formula de dicha molecula 
Ej MH2O= AO +AHx 2= 16 uma + 1 x 2 uma = 18 uma 
 
 
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NÚMERO DE AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOL. 
 En las experiencias ordinarias de laboratorio el químico no utiliza cantidades de 
sustancia del orden del átomo o de la molécula, dado que estas son muy pequeñas y es 
imposible diseñar una balanza para pesarlos , en realidad se trabaja con muestras 
macroscópicas que contienen gran cantidad de atomos. En consecuencia es necesario 
introducir una unidad especial para describir gran cantidad de atomos ESsta idea no es 
nueva ya que seutilizan unidades de este tipo por ej : 1 par( contiene 2 unidades) 1 docena ( 
contiene 12 unidades) 
Es, pues, mucho más útil introducir un nuevo concepto: una unidad que, siendo 
múltiplo de la masa de un átomo o de una molécula, represente cantidades de materia 
que sean ya manejables en un laboratorio. 
 Antiguamente se propuso el átomo-gramo, de un elemento se puede tomar una 
cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico (átomo-
gramo). Ejemplo: el peso atómico del hidrógeno es 1,0079; luego, 1,0079 g de hidrógeno 
equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno. 
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de 
gramos de esa sustancia igual a su peso molecular. Ejemplo: el peso molecular del 
hidrógeno (H2) es 2,0158; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo 
de hidrógeno. 
Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o 
de la de una molécula, respectivamente. Este múltiplo resulta de multiplicar el valor del 
peso atómico o del peso molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces 
que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma». 
 De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-
gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas, 
respectivamente, siendo precisamente ese número el factor N. El valor de N, determinado 
experimentalmente, es de 6,022 x 10
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 y es lo que se conoce como número de 
Avogadro: 
N = 6,02214999 x 10 23 
 Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de 
molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol. 
Mol es la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas 
unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, 
electrones, etc.). 
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También puede definirse como: Mol es la cantidad de materia que contiene un número 
de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g de carbono-12. 
 
Este concepto de rnol es mucho más amplio, y lo importante es que hace referencia a 
un número determinado de partículas o entidades. Es, pues, una cantidad de unidades, y lo 
mismo que nos referimos a un docena de huevos (12 huevos), un cartón de cigarrillos (200 
cigarrillos), etc., podríamos referirnos a un mol de huevos o de cigarrillos (6,022 x 10
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huevos, 6,022 x 10
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 cigarrillos, etc.). 
La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa 
sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar 
y se mide en g/mol. 
Deben desecharse los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo y sustituirlos 
por el de mol de atomos y mol de moléculas . Insistir en la necesidad de considerar el 
actual concepto de mol como número de entidades fundamentales. Asi se pueden utilizar 
,los términos de mol atomos o mol de moléculas mol de fotones en lugar de los anteriores. 
 Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas 
moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la 
fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuestohay igual número de iones Na
+
 que de iones Cl 
-
. El término mol no sería apropiado en este 
caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria se entendería aquí en el sentido 
de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». 
Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na
+
 y N iones Cl 
-
. En este caso, en lugar de 
peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula. 
Volumen molar 
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier sustancia. Según ya se ha estudiado, 
un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si 
atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce 
que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico 
volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este 
volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) 
de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC). Este valor es lo que se conoce como 
volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen 
molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar). 
En condiciones estandar (1 atmosfera y 25 ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l 
Volumen molar normal de un gas = 22,4 l 
Volumen molar estandar de un gas = 24,4 l 
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 Este valor de 22,4 l, calculado experimentalmente, no es completamente exacto, 
aunque los valores verdaderos están muy próximos a él (así, el del dióxido de azufre es 21,9 
l y el del amoniaco, 22,1 l). La razón de estas fluctuaciones es debido a las correcciones que 
hay que realizar al estudiar los gases como gases reales y no ideales. 
 El concepto de volumen molar es muy útil, Pues Permite calcular el Peso molecular, 
de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de 
dicho gas en condiciones normales. 
. 
 
Peso equivalente y equivalente gramo 
Otra unidad de cantidad de materia que el químico también utiliza es la de peso 
equivalente y su expresión en gramos, el equivalente-gramo. Estas unidades, aunque son 
mucho menos frecuentes que las anteriores, aparecen a veces en los cálculos químicos, 
sobre todo en la expresión de la concentración de disoluciones. 
 Se han dado diversas definiciones, pero todas resultan algo ambiguas. Como cuando 
más se emplea es en las reacciones ácido-base y en las redox, puede definirse como: 
El equivalente-gramo de una sustancia es la cantidad en gramos de la misma que cede 
o acepta un mol de protones (en las reacciones ácido-base) o que gana o pierde un mol 
de electrones (en las reacciones redox). 
El peso equivalente será el peso molecular (o atómico, según los casos) dividido por un 
número n que dependerá del tipo de reacción de que se trate: en reacciones ácido-base, n es 
el número de H
+
 o de OH 
-
 puestos en juego; en una reacción redox, n es el número de 
electrones que se ganan o se pierden. 
 
 
La masa atómica también se denomina peso atómico, aunque esta denominación es incorrecta, ya 
que la masa es una propiedad de las sustancias y el peso depende de la gravedad. La masa 
atómica es la masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele 
utilizar la unidad de masa atómica (u) como unidad de medida. Esta unidad también suele 
denominarse Dalton (Da) en honor al químico inglés John Dalton. 
En las reacciones químicas tiene lugar una interacción entre átomos y para evitar trabajar con 
masas muy pequeñas se recurrió a establecer una masa relativa. En un principió se le asignó al 
hidrógeno 1 u de masa, y se le utilizó como patrón para calcular las masas atómicas de los demás 
elementos. Sin embargo, como se obtenían masas moleculares no enteras para muchos gases y 
debido a la dificultad que conlleva el manejo del hidrógeno, se decidió elegir otro elemento como 
patrón para calcular los demás. 
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Se eligió el oxígeno como nuevo elemento de referencia y se le asignó una masa de 16 u. En 1961 
la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) adoptó como nuevo patrón el isótopo 
de carbono más común, el 
12
C, y se le asignó una masa atómica de 12 u. La masa atómica del 
resto de los elementos químicos se calcula en relación a este en un espectrómetro de masas. 
El peso atómico equivale exactamente a una doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más 
abundante del carbono, el 
12C
. Se corresponde aproximadamente con la masa de un protón (o un 
átomo de hidrógeno). 
Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular como la media ponderada de 
las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de 
cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en u, de un 
elemento, y el número de nucleones que hay en el núcleo de su isótopo más común. 
 
Donde pi=peso atómico del isótopo i; Ai=Abundancia relativa(%) 
Ejemplo 2.4 
Determinar el peso atómico promedio del litio, considerando que consta de dos isótopos estables: 
6Li y 7Li, con abundancias relativas de 7.59% y 92.41%, respectivamente. 
 
Nótese que la masa atómica de un isótopo coincide aproximadamente con la masa de sus 
nucleones. La diferencia se debe a que los elementos no están formados por un único isótopo si no 
por una mezcla de ellos, con sus respectivas abundancias.