1. La materia.La materia.
11

2. La materia. Clasificación.

3. Leyes Ponderales:
Ley de Conservación de la Masa (o de Lavoisier):
Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):
Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):
Son las leyes generales que rigen las
combinaciones químicas. Se basan en la
experimentación y miden cuantitativamente la
cantidad de materia que interviene en las
reacciones químicas
En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa
total de las sustancias existentes se conserva. En una reacción química la
masa de los reactivos es la misma masa que la de los productos.
Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un
determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, con
independencia de su estado físico y forma de obtención.
Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para
dar compuestos distintos. En ese caso, determinada cantidad fija de uno de
ellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de modo que
las cantidades variables del 2º elemento guardan entre sí una relación de
números enteros sencillos.

4. Leyes ponderales.
El azufre y el cinc se combinan en la relación 16 g de S con 32’7 g de Zn.
¿Qué cantidad de sulfuro de cinc se obtendrá al combinar químicamente
20 g de S con 20 g de Zn?
Los datos del problema nos dan:
16 g S
32’7 g Zn
48’7 g ZnS
Ley de Lavoisier:
16 + 32’7 = 48’7
Ley de Proust (proporción definida)
Tomamos una de las dos sustancias y le aplicamos la ley de Proust:
20 g S
32’7 g Zn
16 g S
= 40’875 g Zn > 20 g Zn que realmente tengo, luego me falta
Zn pues necesito más de lo que tengo. No
puedo seguir.
20 g Zn
16 g S
32’7 g Zn
= 9’786 g S < 20 g S que realmente tengo, luego tengo todo
lo que necesito y además me sobra.
Tomamos la otra sustancia

5. Leyes ponderales.
9’786 g S
20 g Zn
29’786 g ZnS
Ley de Lavoisier:
9’786 + 20 = 29’786
Ley de Proust (proporción definida)
Teniendo en cuenta lo dicho:
Y además podríamos decir que sobran:
20 g S – 9’786 g S = 10’214 g S

6. Leyes ponderales.
Supongamos que reaccionan dos elementos (X e Y) de forma que las
relaciones de las masas combinadas de los mismos son:
Experimento X Y
1º 2’50 1’20
2º 2’50 0’60
3º 5’00 2’40
4º 2’50 0’40
5º 5’00 1’60
Comprobamos si la proporción es definida para ello dividimos X/Y
X/Y
2’0833
4’1667
2’0833
6’25
3’125
Son el mismo
compuesto,
pues cumplen
la ley de
Proust
Veamos si el resto de compuestos cumplen la ley de Dalton o de las proporciones
múltiples

7. Leyes ponderales.
Experimento X Y
1º 2’50 1’20
2º 2’50 0’60
3º 5’00 2’40
4º 2’50 0’40
5º 5’00 1’60
X/Y
2’0833
4’1667
2’0833
6’25
3’125
div. / 2’0833
1
2
1
3
1’5
Para ello dividimos todos por la proporción más pequeña
* 2
2
4
2
6
3
Como buscamos una relación de números enteros sencillos probamos a ver si
multiplicando por algún número la obtenemos, en este caso por 2
Con lo cual, SI hemos obtenido la relación de números enteros sencillos entre las
distintas sustancias, y por lo tanto, se cumple la ley de Dalton. Entre las
sustancias 1, 2, 4 y 5, pues 1 y 3 son la misma y cumplían la ley de Proust.

8.  John Dalton (1808):
 Cada elemento está compuesto por átomos
 Todos los átomos de un elemento son idénticos
 Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de
dos o más elementos.
 En una reacción química los átomos no cambian. Los átomos se
redistribuyen en una reacción química
Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS de la
Química, es decir, LAS LEYES PONDERALES
Teoría Atómica de Dalton

9. Masas atómicas.
Escala de masa (o peso) atómica
1
H pesa 1,6735 x 10-24
g y 16
O 2,6560 x 10-23
g.
Se define la masa del isótopo 12
C como equivalente a 12 unidades de
masa atómica (umas) el 12
C pesa 12 veces 1 uma
uma (u): 1/12 de la masa del isótopo carbono-12
1 uma = 1.66054 x 10-24
g
1 g = 6.02214 x 1023
umas
De esta forma puede construirse una escala relativa de pesos
atómicos, que suele aparecer en la Tabla Periódica.
1
H pesa 1,00797 veces 1 uma y 16
O pesa 15,9994 veces 1 uma
IUPAC. Escala de masas atómicas relativas cuyo patrón de referencia
es el átomo de carbono-12

10. XX
AA A – Número másico Nº Total Protones y Neutrones
ZZ
Z – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones
CC
C – Carga iónica Valores + o -
Dos isótopos son dos átomos de un mismo elemento que difieren en
el número másico A.
Isótopo Z A Nº Protones Nº Neutrones
Uranio 235 92 235 92 143
Uranio 238 92 238 92 146
Isótopos y número másico.
Isótopo: especie química de un mismo elemento que se
diferencia en el número de neutrones del núcleo y por lo
tanto en su masa. Cada elemento puede tener varios isótopos
que aparecen en la naturaleza con una frecuencia relativa
distinta y característica
A - Z

11. Masas atómicas y abundancia isotópica
• El isótopo 12
C pesa 12 umas, pero el carbono presenta tres
isótopos en la Naturaleza: 12
C, 13
C y 14
C.
• La masa atómica de un elemento es la media ponderada de la
masa de sus distintos isótopos.
• Cuando existen más de un isótopo de un elemento, la masa
atómica del elemento es la media proporcional de las masas
de los isótopos que lo componen:
Masa atómica
(umas)
Abundancia (%)
35
Cl 34.97 75.53
37
Cl 36.97 24.47
Luego la masa atómica del cloro es:
34.97 x + 36.97 x =
75.53
100
24.47
100
35.46 umas
M= ∑(masa atómica relativa del isótopo * frecuencia relativa %)/100

12. Masas moleculares
La masa molecular se define como: ∑(subíndice * Masa atómica relativa)
H2SO4 M = 2 · M(H) + 1 · M(S) + 4 · M(O)
En el Sistema periódico nos aparece:
M(H) = 1 u
M(S) = 32’1 u
M(O) = 16 u
La masa (o peso) molecular (M) es igual a la suma de las masas (en umas)
de los átomos de la fórmula de dicha sustancia
Con lo cual: M(H2SO4) = 2·1+32’1+4·16 = 98’1 u

13. Número de Avogadro
Una muestra de cualquier elemento cuya masa en gramos sea igual a su
masa atómica contiene el mismo número de átomos NA,
independientemente del tipo de elemento. A este número se le conoce
como Número de Avogadro
NA = 6.022 x 1023
Masa atómica de H: 1.008 umas NA = 6.022 x 1023
át de H
Masa atómica de He: 4.003 umas NA = 6.022 x 1023
át de He
Masa atómica de S: 32.07 umas NA = 6.022 x 1023
át de S
El número de átomos de Carbono que hay en 12 g de 12
C son NA

14. Molécula
Número de
Avogadro
de
moléculas
El mol
Mol (n): cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como las
que hay en 12 g de 12
C, es decir, NA de partículas. (cuando se usa el
mol hay que especificar a que particulas nos referimos)
1 NA  = 1 mol de 

15. El mol y la Masa Molar
Un mol de cualquier sustancia es la cantidad en gramos que contiene
el Número de Avogadro de esa sustancia:
Un mol de He 6.022 x 1023
át de He
Un mol de H2O 6.022 x 1023
moléculas de H2O
Un mol de CH4 6.022 x 1023
moléculas de CH4
Luego la masa de un mol de H2SO4 es 98’1 gramos (98’1 grs/mol) o la de la
glucosa es:
M(C6H12O6) = 6(12.0 u) + 12(1.0 u) + 6(16.0 u) = 180 umas 180 grs/mol
La masa molar es la masa de un mol de átomos, moléculas, iones, etc. Se
representa mediante la letra M y se expresa en g/mol.
Podemos constatar que el valor numérico de la masa atómica o molecular
relativa coincide con el valor numérico de la masa molar

16. Conversiones mol-gramo
Para convertir en moles (n) los gramos (m) de cualquier sustancia sólo
hay que dividir por la masa molecular (M) de dicha sustancia o utilizar un
factor de conversión:
n =
m
M
¿Cuántos moles hay en 24.5 grs de ácido sulfúrico (H2SO4)?
Ya sabemos que la masa molar del ácido sulfúrico es de 98 grs/mol,
por lo que
24,5 g de H2SO4 x
1 mol de H2SO4
98 g de H2SO4
= 0.25 mol de H2SO4
M =
Nº moles
masa
=
m
n

17. Conversiones gramos-átomos
¿Cuántos átomos de Carbono hay en 0’88 g de propano?
m n
Masa
molar
molec
NA
át.
subíndice
El propano tiene como fórmula molecular C3H8
con lo cual M(C3H8) = 3 · 12 + 8 · 1 = 44 g/mol
1. Pasamos los gramos a moles con la masa molar.
0’88 g C3H8
1 mol C3H8
44 g C3H8
0’02
2. Pasamos los moles a moléculas con el número de Avogadro.
1 mol C3H8
6’022 · 1023
moléc. C3H8
1’2 · 1022
3. Multiplicamos el número de moléculas por el subíndice del carbono en la
molécula de propano (3) para obtener el número de átomos.
1 moléc. C3H8
3 át. C
= 3’61 · 1022
át. C

18. Composición centesimal
Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno
de los elementos presentes en un compuesto.
% elemento =
Subíndice * masa del elemento
masa total del compuesto
x 100
Ejemplo: H2SO4
Masa molar = 98 g/mol
H : 2 · M(H) = 2 · 1 = 2
O : 4 · M(O) = 4 · 16 = 64
S : 1 · M(S) = 1 · 32 = 32
% H =
2
98
x 100 = 2’04 % de H
% O =
64
98
x 100 = 65’3 % de O
% S =
32
98
x 100 = 32’65 % de S

19. Fórmula empírica
A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse
mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula
más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de
números enteros entre los átomos que lo componen.
Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64
g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.
6.64 g de K x
1 mol de K
39.1 g de K
= 0.170 mol de K
8.84 g de Cr x
1 mol de Cr
52.0 g de Cr
= 0.170 mol de Cr
9.52 g de O x
1 mol de O
16.0 g de O
= 0.595 mol de O
a) Se calcula el número de moles de cada elemento: b) Y se divide por el menor número de moles
/ 0.170 mol K
/ 0.170 mol K
/ 0.170 mol K
= 1 mol K /mol K
= 1 mol Cr /mol K
= 3.5 mol O /mol K
1 K : 1 Cr: 3.5 O 2 K: 2 Cr: 7 O K2Cr2O7
Se multiplica para obtener una relación de números enteros simples. En este caso *2

20. Fórmula molecular
La fórmula empírica no tiene necesariamente que coincidir con la
fórmula molecular. Por ejemplo, la fórmula empírica del benceno es
CH, que no tiene correspondencia con ninguna molécula real,
mientras que su fórmula molecular es C6H6. (molécula real)
“CH”
fórmula empírica
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
C6H6
fórmula molecular
Para poder calcular la fórmula molecular es preciso conocer la fórmula
empírica y la masa molecular de la sustancia, ya que la fórmula molecular
pesa n veces la fórmula empírica.
Ejemplo: la fórmula empírica de la glucosa es CH2O, y su masa molar es
180 g/mol. Escribir su fórmula molecular.
Fórmula molecular = (CH2O)n
Masa (CH2O) = 12 + 2 + 16 = 30,
n =
180 grs/mol glucosa
30 grs de CH2O
= 6 (CH2O)6
C6H12O6
n =
Masa molar real
Masa molar empírica
Fórmula
empírica

21. Fórmula empírica y molecular
Un hidrocarburo contiene 85’63 % de C y 14’37 % de H. Si
su masa molar es 28 g/mol, cálcula su fórmula molecular:
Primero calculamos la fórmula empírica de este hidrocarburo:
85’63 g de C
12 g/mol
= 7’14 mol de C
14’37 g de H
1 g/mol
= 14’37 mol de H
7’14
7’14
= 1 átomo de C
14’37
7’14
= 2 átomo de H
Por lo tanto, la fórmula empírica es CH2
Y su masa es: 12 + 2 = 14
Con lo cual n valdrá: n =
Masa molar real
Masa molar empírica
n =
28
14
= 2
La fórmula molecular del compuesto quedará como: (CH2)2 , es decir, C2H4
Se dividen todos por el nº menor de moles

22. Fórmula empírica y molecular
Una muestra de 2’028 g de un determinado azúcar se quema en
corriente de oxígeno y produce 2’974 g de CO2 y 1’217 g de vapor
de H2O. Sabiendo que el azúcar sólo contiene carbono, hidrógeno
y oxígeno, calcula su fórmula empírica.
Azúcar ( C H O ) + O2 CO2 + H2O
2’028 g 2’974 g 1’217 g
2’974 g CO2
1 mol CO2
44 g CO2
1 mol C
1 mol CO2
=> 0’06759 mol C
12 g C
1 mol C
= 0’8111 g C
1’217 g H2O
1 mol H2O
18 g H2O
2 mol H
1 mol H2O
=> 0’1352 mol H
1 g H
1 mol H
= 0’1352 g H
Si tenemos el C y el H del azúcar entonces podemos obtener el oxígeno: C H O
CHO – C – H = O 2’028 g azúcar – 0’1352 g H – 0’8111 g C = 1’0817 g Oxig.
=> 1’0817 g Oxig.
1 mol Oxig.
16 g Oxig.
= 0’06761 mol Oxig.

23. 0’06759 mol C
0’1352 mol H
0’06761 mol Oxig.
0’06759
0’06759
0’1352
0’06759
0’06761
0’06759
= 1
= 2
= 1
CH2O
Por lo tanto, la fórmula empírica es CH2O Y su masa es: 12 + 2 + 16 = 30
Con lo cual n valdrá: n =
Masa molar real
Masa molar empírica
n =
90
30
= 3
La fórmula molecular del compuesto quedará como: (CH2O)3 , es decir, C3H6O3
Si su masa molar es 90 g/mol, cálcula su fórmula molecular:
Fórmula empírica y molecular