Ley de Avogadro y teoría atómica de Dalton

Trabajo de consulta

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE LOJA
AREA DE LA ENERGÍA, LAS INDUSTRIAS Y LOS RECURSOS NATURALES
NO RENOVABLES
CARRERA DE INGENIERIA EN GEOLOGÍA AMBIENTAL Y ORDENAMIENTO
TERRITORIAL

CONSULTA

PRIMER CICLO
ASIGNATURA: QUÍMICA
DEBER N°2 FECHA: 17-05-2016





POR: KAREN P. MARTÍNEZ M.
Profesor Asignatura: Ing. José Ochoa

2016
LOJA - ECUADOR

2. 1. Tema
La Teoría Atómica de Dalton y la Ley de Avogadro
2. Objetivo
Conocer acerca de la Teoría Atómica de Dalton y la Ley de Avogadro
3. Marco Teórico
Teoría Atómica de Dalton
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de
Leucipo y Demócrito pero basándose en una serie de experiencias científicas de
laboratorio.
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.
 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 compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos en una relación numérica sencilla. Los átomos de un determinado
compuesto 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.
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

3. 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.
Justificación de las leyes ponderales.
Las suposiciones de DALTON permiten explicar fácilmente las leyes ponderales de
las combinaciones químicas, ya que la composición en peso de un determinado
compuesto viene determinada por el número y peso de los átomos elementales que
integran el átomo del compuesto.
Ley de la conservación de la materia.
Por ser los átomos indivisibles e indestructibles los cambios químicos han de
consistir únicamente en un reagrupamiento de átomos y, por tanto, no puede haber
en el mismo variación alguna de masa al no variar el número de átomos presentes.
Ley de las proporciones definidas.
Si se combinan n átomos del elemento A con m átomos del elemento B y los pesos
respectivos de estos átomos son a y b
Ley de las proporciones múltiples.
Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos
quiere decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo
del elemento A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se
comprende que la relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos
átomos) que se unen con una misma cantidad de aquél (un átomo) esté en relación
de 1:2. Si los átomos de los elementos A y B se unen en otras cualesquiera
relaciones numéricas, siempre de números enteros sencillos, se encontrará
igualmente una relación sencilla entre las cantidades de uno de los elementos que
se unen con una cantidad determinada del otro elemento.
Ley de las proporciones recíprocas.
Si suponemos que los elementos se uniesen siempre en la relación atómica 1:1, la
ley de las proporciones recíprocas no sólo sería evidente sino que los pesos de
combinación serían a su vez los pesos atómicos. Aunque los elementos se unen en

4. relaciones atómicas diferentes, 1:2, 1:3, 2:3 etcétera, puede fácilmente calcularse
que las cantidades en peso de distintos elementos que se unen con una cantidad fija
de un elemento dado han de estar en relación sencilla con sus respectivos pesos
atómicos y que dichas cantidades, multiplicadas necesariamente en todo caso por
números enteros sencillos, han de ser las que se combinen entre sí en las
correspondientes combinaciones mutuas.
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.|
Ley de Avogadro
CONCEPTO DE MOL
1 mol de materia, significa 6,022·10
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partículas de esa materia. Entendiendo por
partículas: átomos, moléculas, iones, electrones, etc.

5. RELACIÓN ENTRE LA CANTIDAD DE GAS Y SU VOLUMEN
Esta ley fue descubierta por Amadeo Avogadro a principios del siglo XIX, la misma
que surge por la hipótesis planteada por Amadeo en base a la teoría atómica de
Dalton, donde se establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando
se mantienen constantes la temperatura y la presión. La cantidad de gas la medimos
en moles.
V =kn
El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas. Eso significa, que:
 Si aumentamos la cantidad de gas, aumenta el volumen.
 Si disminuimos la cantidad de gas, disminuye el volumen.
Cundo el número de moles de gas, n1, con un volumen inicial V1, cambia a una
cantidad diferente, n2, a presión y temperatura constantes, se puede establecer que
el volumen final V2, aplicando la Ley de Avogadro se describe:
V1/n1 = V2/n2
4. Conclusiones y Recomendaciones

4.1. Conclusiones:

4.2. Recomendaciones:

5. Bibliografía
 Encina; “Teoria atómica de Dalton; Internet:
http://encina.pntic.mec.es/jsaf0002/p32.htm. Acceso: 14-05-2016
 Recursos. Tic; “Teoría atómica de Dalton” Internet:
http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincen
a5/3q5_contenidos_1b.htm. Acceso: 14-05-2016