El documento describe las principales teorías y leyes de la química atómica. Explica que los elementos químicos están formados por átomos indivisibles y que los compuestos se forman cuando los átomos se combinan en proporciones definidas. También introduce la teoría atómica de Dalton, la hipótesis de Avogadro, y las definiciones de masa atómica, fórmula empírica y molecular.

1. TEORÍA ATÓMICA
TEORÍA ATÓMICA
LEYES COMBINACIÓN QUÍMICA
LEYES COMBINACIÓN QUÍMICA
Física y química 1º Bachillerato
Física y química 1º Bachillerato

2. • Compuesto: sustancia formada por la unión de átomos diferentes
Es aquella sustancia pura que puede descomponerse en otras más sencillas por medio
de cambios químicos. Ejemplo: la sacarosa, el agua, ...
• Elemento: sustancia formada por átomos iguales
Es aquella sustancia pura que no puede descomponerse en otras más sencillas, ni
siquiera utilizando cambios químicos. Ejemplo: el hidrógeno, el oxígeno, ...
Oxígeno
Hidrógeno
Al hacer pasar una
corriente eléctrica a
través del agua, ésta
se descompone en
dos gases: hidrógeno
y oxígeno. El agua ha
perdido su identidad
(cambio químico)
A
PIL

3. • Mezcla Consta de dos o más sustancias físicamente unidas
• Mezcla heterogénea
Es aquella cuyos componentes se observan a simple vista o con ayuda de un
microscopio óptico
Tienen una composición no uniforme
La proporción de sus distintos componentes, puede variar de forma arbitraria
Ejemplos: el granito, la sangre, ...
• Mezcla homogénea
Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse ni siquiera con ayuda de un
microscopio óptico
Tiene una composición uniforme, incluso si se observa al microscopio

4. DISOLUCION
DISOLUCION
ES
ES
• Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias
cuya composición es variable
• Se llama disolvente o medio dispersante al componente que no cambia de estado al
formarse la disolución.
• Si tras la disolución todos los componentes mantienen su estado físico, el disolvente
es el que se encuentra en mayor proporción
• El resto de componentes se llaman solutos o sustancias dispersas
• Las disoluciones más comunes son las acuosas (su disolvente es el agua)
TIPOS COMUNES DE DISOLUCIONES
Estado de la
Disolvente Soluto Ejemplo
disolución
Gas Gas Gas Aire
Líquido Líquido Gas Cava
Líquido Líquido Líquido Vinagre
Líquido Líquido Sólido Agua de mar
Sólido Sólido Sólido Latón

5. LEYES PONDERALES
LEYES PONDERALES
• LAVOISIER: Ley de conservación de la
masa
"En toda reacción química la
suma de las masas de las
sustancias reaccionantes es
igual a la suma de las masas
de los productos resultandes
de la reacción."
• Cuando una vela arde en un contenedor herméticamente cerrado, no se produce
ningún cambio detectable en la masa
• El fiel de la balanza, permanece en el mismo lugar, antes y después de la reacción
Durante un cambio químico no se produce ningún cambio detectable en la masa total
La consecuencia más importante de la ley de conservación de la masa es la
necesidad de AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que realmente
reflejen lo que ocurre en la reacción.
La ecuación química ha de estar ajustada, es decir, tener el mismo número
de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos.

6. "Cuando varios elementos se unen para formar una
• Ley de las sustancia determinada lo hacen siempre en una relación
proporciones definidas ponderal constante, independientemente del proceso
seguido para su formación".
• En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios elementos se combinan entre sí para
formar un compuesto determinado, siempre lo hacen en una relación de masa
definida
• Diferentes muestras de un compuesto puro siempre contienen los mismos elementos
en la misma proporción
+
15,06 g CuS
10,0 g Cu 5,06 g S
+
10,0 g Cu 7,06 g S 2,00 g S
15,06 g CuS
+
20,0 g Cu 5,06 g S 15,06 g CuS 10,0 g Cu

7. LA TEORÍA ATÓMICA DE
DALTON
• Para explicar las leyes ponderales, J Dalton, en 1803, hizo una serie de suposiciones
que se conocen como la teoría atómica de Dalton
1 Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e
indivisibles llamadas átomos
2 Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y
demás propiedades
3 Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus
masas son diferentes
4 Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos
5 Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos químicos se
combinan entre sí, en una relación de números sencilla, formando entidades
definidas (hoy llamadas moléculas)
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES . Dalton
"Cuando se combinan dos elementos y de su unión pueden resultar
varios compuestos distintos, se cumple que una cantidad constante de
uno de ellos se une con cantidades variables del otro que forman entre
sí una relación de números sencillos".

8. EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS SEGÚN DALTON
• Dado que una muestra de un compuesto está formada por un conjunto de moléculas
iguales, la proporción en masa de sus elementos en la muestra, es la misma que una
molécula individual cualquiera del compuesto, es decir, fija
Átomos del Atomos del Mezcla de los Compuesto de los
elemento 1 elemento 2 elementos 1 y 2 elementos 1 y 2
(a) (b) (c)
• Las mezclas ( b ) no implican las interacciones íntimas entre átomos que se
encuentran en los compuestos ( c )

9. HIPÓTESIS DE
HIPÓTESIS DE
AVOGADRO.
AVOGADRO.
• El italiano Amadeo Avogadro, consideró que las partículas de algunos elementos
gaseosos estaban formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de átomos las
llamó moléculas
• En 1811 interpretó los resultados experimentales de Gay-Lussac, y enunció la
llamada “hipótesis de Avogadro”:
• Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de
presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas
O
HH HH
+ OO H H
+
2 volúmenes de H2 1 volumen de O2 2 volúmenes de H2O gaseosa

10. MOLÉCULAS DIATÓMICAS
H2
N2 O2 F2
Cl2
Br2
I2
Elementos comunes que existen como moléculas diatómicas a temperatura ambiente

11. MASAS ATÓMICAS
MASAS ATÓMICAS
• Se toma como referencia, la masa de un átomo de carbono, a la que se asigna el valor
de 12 u (unidades de masa atómica).
Así la masa de un átomo de hidrógeno resulta 1 u; y la de un átomo de oxígeno, 16 u
Masa atómica es la doceava parte de la masa del carbono doce
• Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en
unidades de masa atómica (u)
• La masa molecular de un compuesto es la masa de una de sus moléculas medida en
unidades de masa atómica (u). Corresponde a la suma de la masa de sus átomos.
Al 2(CO3) 3 Al=27umasC=12 umasO=16 umas luego M =27x2+(12+(16x3))x3=100 umas
HCl : H=1 uma Cl=35,5 umas luego M=1+35,5=36,5 umas
H2SO4 : H=1 uma S=32 umas O=16 umas luego M=(1x2) +32 +(16x4)=98 umas

12. FÓRMULA EMPÍRICA Y
FÓRMULA EMPÍRICA Y
MOLECULAR
MOLECULAR
• Las fórmulas moleculares indican el tipo y el número real de átomos que forman la
molécula de una sustancia
Fórmula molecular y representación de algunas moléculas sencillas
O CO2 CO
H2O O C O C O
H H
H2O2 O2
O O3
H O O O
H O
O O
• Las fórmulas que indican solamente el número relativo de átomos de cada tipo
presente en una molécula se llaman fórmulas empíricas. Sus subíndices son
siempre los números enteros más bajos posibles
• A veces ambas fórmulas coinciden

13. TIPOS DE FÓRMULAS: -FÓRMULA EMPÍRICA solo indica el tipo de elementos que
forman la molécula con su símbolo y la proporción en que se encuentran pero no
su número exacto.
-FÓRMULA MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman
la molécula con su símbolo y su número exacto.
-FÓRMULA ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que
forman la molécula con su símbolo , su número exacto y los enlaces que hay .
Por ejemplo para el etano su fórmula estructural resumida es CH3-CH3 , su fórmula
molecular es C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)n
En una molécula, formada por distintos átomos no todos contribuyen igual a la masa total
de la molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico( HCl) el átomo de cloro (35,5 umas)
contribuye más a la masa molecular (36,5 umas) que el hidrógeno (1 uma).
Estas contribuciones se pueden expresar en forma de % y es lo que se llama
COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula.
Me.n Me=masa del elemento
E% = .100 n=subíndice del elemento en la
M fórmula
M=masa molecular o peso fórmula.
En el HCl queda:
1 35,5
H= 100 = 2,74 Cl = 100 = 97,26
36,5 36,5

14. APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS
APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS
FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULAR
El análisis de cierto compuesto revela que su composición en masa es 30,435 % de N
y 69,565 % de O. Si la masa molecular del compuesto es 92, hallar su fórmula
empírica y su fórmula molecular.
DATO: masas atómicas relativas N = 14u ; O = 16u
a) Cálculo de la fórmula empírica
Masa Masa
Nº relativo de átomos Relación más sencilla Fórmula
Elemento relativa del atómica
(se divide la masa por m) (se divide por el menor) empírica
elemento (M)
30,435 2,174
Nitrógeno 30,435 14 = 2,174 =1
14 2,174
NO2
69,565 4,348
Oxígeno 69,565 16 = 4,348 =2
16 2,174
b) Cálculo de la fórmula molecular
La fórmula molecular será un múltiplo de la empírica: (NO2)n
n . (14 + 2 . 16) = 92 ⇒ n = 2 luego la fórmula molecular es N2O4
Si los resultados no fueran redondeables se multiplican TODOS por dos o por 3