Tema 33

La teoría atómica de Dalton (1808) representa el momento en que la idea de átomo dejó de ser una especulación filosófica para convertirse en una hipótesis científica capaz de explicar hechos experimentales cuantitativos. Este tema recorre la construcción histórica y lógica de la química moderna: parte del principio de conservación de la masa de Lavoisier, sistematiza las leyes ponderales y volumétricas que ordenaron las observaciones del cambio químico, recupera la hipótesis de Avogadro que resolvió las contradicciones de la época y desemboca en la estequiometría, la herramienta de cálculo que traduce todo lo anterior a números y balances de materia.

Su importancia en el temario es doble. Por un lado, funciona como cimiento conceptual de toda la química: sin el concepto de átomo, mol y proporción de combinación no es posible abordar el enlace, la termoquímica o el equilibrio. Por otro, ilustra de forma ejemplar cómo se construye el conocimiento científico, articulando ley empírica e hipótesis teórica, lo que lo convierte en un contenido idóneo para trabajar la naturaleza de la ciencia en el aula.

1. Teoría atómica de Dalton

A comienzos del siglo XIX, el químico y meteorólogo inglés John Dalton (1766–1844) propuso el primer modelo atómico con base experimental. Su objetivo no era metafísico, sino explicar las regularidades ponderales observadas en las combinaciones químicas. Los postulados de su teoría, tal como aparecen en A New System of Chemical Philosophy (1808), pueden formularse así:

1. La materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (en masa y propiedades) y distintos de los de cualquier otro elemento.
3. Los átomos no se crean ni se destruyen ni se transforman en otros en las reacciones químicas: solo se reordenan.
4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de distintos elementos en una relación numérica sencilla y constante (átomos “compuestos”, hoy moléculas o unidades fórmula).

La gran fortaleza del modelo es su poder explicativo: la conservación de la masa se sigue de que los átomos son indestructibles; las proporciones definidas, de que cada compuesto tiene una composición atómica fija; y las proporciones múltiples fueron, de hecho, predichas por Dalton antes que plenamente confirmadas. Introdujo además las primeras masas atómicas relativas, tomando el hidrógeno como unidad, y una simbología propia para los elementos.

El modelo presenta limitaciones, coherentes con el conocimiento de su época: el átomo no es indivisible (existen partículas subatómicas), los átomos de un elemento no son todos idénticos (existen isótopos) y su regla de “máxima simplicidad” —suponer fórmula $\mathrm{HO}$ para el agua— le llevó a masas atómicas erróneas. Estas insuficiencias no invalidan el modelo, sino que marcan su alcance histórico: fue el punto de partida imprescindible que el siglo XX completaría.

2. Principio de conservación de la masa

Formulado por Antoine Lavoisier (1743–1794) hacia 1785 a partir de medidas cuidadosas con la balanza, el principio establece que en toda reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos:

Lavoisier demostró, por ejemplo, que la combustión de un metal en un recinto cerrado no altera la masa total del sistema: el aumento de masa del sólido (óxido) se corresponde exactamente con la disminución de masa del gas del recinto. Con ello desmontó la teoría del flogisto y estableció la balanza como instrumento central del método químico.

Este principio es la primera ley ponderal y la base de todo balance de materia. En el marco de Dalton se interpreta con naturalidad: si los átomos son indestructibles y en la reacción solo se reorganizan, el número de átomos de cada elemento se conserva y, por tanto, también la masa. Esta idea es precisamente la que se traduce, a nivel operativo, en el ajuste de ecuaciones químicas: el mismo número de átomos de cada elemento debe aparecer a ambos lados de la flecha.

Conviene precisar su alcance: en las reacciones químicas la conservación de la masa se cumple con toda la precisión medible. Solo en los procesos nucleares, donde se libera energía según $E = m c^2$, aparece un defecto de masa apreciable; en química ordinaria esa variación es del todo despreciable.

3. Leyes ponderales y volumétricas

Las leyes ponderales (del latín pondus, peso) describen las relaciones entre las masas de las sustancias que intervienen en una combinación química. Junto con la de Lavoisier, las fundamentales son las siguientes.

Ley de las proporciones definidas o constantes (Proust, 1799)

Joseph Louis Proust enunció que un compuesto químico determinado contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas, con independencia de su origen o de cómo se haya obtenido. Así, el agua pura contiene siempre un $11{,}2\%$ de hidrógeno y un $88{,}8\%$ de oxígeno en masa, esto es, una relación

Si al combinar los elementos se aporta uno en exceso, este sobra sin integrarse en el compuesto, que mantiene su composición fija. La ley se explica directamente por el postulado de Dalton de que cada compuesto tiene una fórmula atómica constante.

Ley de las proporciones múltiples (Dalton, 1803)

Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. Por ejemplo, para los óxidos de carbono, fijando $12\ \mathrm{g}$ de carbono:

Esta ley fue el gran argumento a favor de la existencia del átomo: solo tiene sentido que las masas combinadas estén en proporción de enteros pequeños si la materia se combina “de átomo en átomo”, en paquetes discretos.

Ley de las proporciones recíprocas o equivalentes (Richter–Wenzel, 1792)

Las masas de dos elementos que se combinan por separado con una misma masa de un tercer elemento son las masas con que aquellos se combinan entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos sencillos de esas masas. Esta ley introduce el concepto de masa equivalente y es el fundamento histórico del cálculo estequiométrico por equivalentes.

Ley de los volúmenes de combinación (Gay-Lussac, 1808)

Es la ley volumétrica fundamental. Joseph Louis Gay-Lussac observó que, cuando los reactivos y productos son gases medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, los volúmenes que se combinan guardan entre sí una relación de números enteros sencillos. Por ejemplo:

Esta regularidad chocaba aparentemente con la teoría de Dalton: si a partir de “un átomo” de cada gas se obtuvieran “dos volúmenes” de producto, habría que dividir el átomo. La contradicción quedaría resuelta por Avogadro.

4. Hipótesis de Avogadro

En 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro (1776–1856) propuso la hipótesis que armonizaba las leyes ponderales con las volumétricas:

Volúmenes iguales de gases distintos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas (moléculas).

La clave de su propuesta fue distinguir entre átomo y molécula y admitir que los elementos gaseosos pueden existir como moléculas diatómicas ($\mathrm{H_2}$, $\mathrm{O_2}$, $\mathrm{Cl_2}$, $\mathrm{N_2}$). Con esta idea, la ley de Gay-Lussac deja de ser una paradoja. En la síntesis del cloruro de hidrógeno:

una molécula diatómica de hidrógeno y otra de cloro producen dos moléculas de $\mathrm{HCl}$, en perfecta correspondencia con la relación de volúmenes $1:1:2$, sin necesidad de dividir ningún átomo.

De la hipótesis se derivan consecuencias de enorme importancia práctica. Como en las mismas condiciones un mol de cualquier gas contiene el mismo número de moléculas, todos ocupan el mismo volumen: el volumen molar, que en condiciones normales ($0\ \mathrm{^{\circ}C}$ y $1\ \mathrm{atm}$) vale

El número de partículas contenido en un mol es la constante de Avogadro:

La hipótesis de Avogadro pasó casi cuarenta años desapercibida. Fue Stanislao Cannizzaro, en el Congreso de Karlsruhe (1860), quien la recuperó y la utilizó para establecer de forma coherente las masas atómicas y moleculares, poniendo fin a décadas de confusión y abriendo el camino a la tabla periódica.

5. Estequiometría

La estequiometría (del griego stoicheion, elemento, y metron, medida) es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de masa y volumen entre las sustancias que participan en una reacción. Su unidad central es el mol, definido en el SI como la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como $N_A$.

El mol y la masa molar

Las relaciones básicas que conectan masa, cantidad de sustancia y número de partículas son:

donde $n$ es la cantidad de sustancia (mol), $m$ la masa (g), $M$ la masa molar ($\mathrm{g\,mol^{-1}}$, numéricamente igual a la masa molecular en unidades de masa atómica) y $N$ el número de partículas. Para los gases ideales se añade la ecuación de estado:

Fórmula empírica y fórmula molecular

La fórmula empírica expresa la relación más sencilla de números enteros entre los átomos de un compuesto; la fórmula molecular indica el número real de átomos por molécula y es un múltiplo entero de aquella. A partir de la composición centesimal se obtiene la empírica dividiendo el porcentaje de cada elemento entre su masa atómica y normalizando al menor. Por ejemplo, un compuesto con $40{,}0\%$ de C, $6{,}7\%$ de H y $53{,}3\%$ de O conduce a la relación $\mathrm{C\,H_2\,O}$ (empírica); si su masa molar es $180\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$, la molecular es $\mathrm{C_6H_{12}O_6}$ (glucosa).

Ajuste de ecuaciones y cálculos estequiométricos

Antes de todo cálculo, la ecuación debe estar ajustada, garantizando la conservación de los átomos (y por tanto de la masa) de cada elemento. Los coeficientes estequiométricos dan la relación en moles entre las sustancias. Por ejemplo, en la combustión completa del metano:

la relación indica que $1\ \mathrm{mol}$ de metano reacciona con $2\ \mathrm{mol}$ de oxígeno y produce $1\ \mathrm{mol}$ de dióxido de carbono y $2\ \mathrm{mol}$ de agua. A partir de esta proporción molar se resuelven todos los problemas convirtiendo previamente los datos (masa, volumen de gas, concentración) a moles.

Reactivo limitante, rendimiento y pureza

En una reacción real intervienen varios conceptos operativos:

• Reactivo limitante. Cuando los reactivos no están en proporción estequiométrica exacta, aquel que se agota primero limita la cantidad de producto; los demás quedan en exceso. Todo cálculo de producto debe partir del limitante.
• Rendimiento. La cantidad de producto realmente obtenida suele ser menor que la teórica. El rendimiento se define como

• Riqueza o pureza. Los reactivos comerciales no son puros; solo la fracción correspondiente a la riqueza participa en la reacción.
• Disoluciones y gases. Cuando un reactivo está en disolución se emplea la concentración molar $c = n/V$; si es un gas, la ecuación $PV = nRT$ permite pasar de volumen a moles.

Estos conceptos conectan la estequiometría con la práctica de laboratorio y la industria química, donde optimizar el rendimiento y aprovechar los reactivos tiene consecuencias económicas y ambientales directas.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), estos contenidos vertebran el bloque de “La materia” y “El cambio químico” de Física y Química. Las leyes de la combinación química y el modelo atómico se introducen de forma cualitativa en el primer ciclo de la ESO y se formalizan cuantitativamente en 3.º y 4.º de ESO, donde aparecen el concepto de mol y los cálculos estequiométricos sencillos, que se profundizan en 1.º y 2.º de Bachillerato. El tema es especialmente adecuado para desarrollar la competencia STEM y la competencia en indagación, así como para trabajar la naturaleza de la ciencia: la interacción entre ley empírica (Proust, Gay-Lussac) e hipótesis teórica (Dalton, Avogadro) es un caso histórico modélico para plantear situaciones de aprendizaje.

Conviene anticipar las ideas previas y errores frecuentes del alumnado:

• Confundir átomo y molécula, o creer que los gases elementales son monoatómicos (raíz histórica de la confusión que resolvió Avogadro).
• Interpretar la conservación de la masa como conservación del volumen o del número de moléculas, que no se conservan.
• Manejar el mol como una masa fija y no como un número de partículas, o confundir masa molar y masa molecular.
• Olvidar el ajuste de la ecuación antes de calcular, o aplicar la proporción estequiométrica directamente a masas en lugar de a moles.
• No identificar el reactivo limitante y calcular el producto a partir del reactivo en exceso.

Resultan eficaces las prácticas de laboratorio con balanza (verificación de la conservación de la masa en sistema cerrado), la modelización con bolas y varillas para visualizar el reordenamiento atómico, y el uso de simulaciones interactivas (por ejemplo, las de tipo PhET) para el ajuste de ecuaciones y el reactivo limitante.

Conclusión

Este tema condensa el nacimiento de la química cuantitativa moderna. El principio de conservación de la masa de Lavoisier proporcionó el método; las leyes ponderales de Proust, Dalton y Richter ordenaron los hechos; la teoría atómica de Dalton ofreció el modelo que los explicaba; la ley volumétrica de Gay-Lussac añadió una regularidad nueva, y la hipótesis de Avogadro, rescatada por Cannizzaro, la reconcilió con el atomismo al distinguir átomo de molécula. De todo ello emerge la estequiometría, herramienta de cálculo que sostiene la práctica química cotidiana. El armazón que aquí se construye —átomo, mol, proporción de combinación y balance de materia— es la base imprescindible sobre la que se levantan el enlace químico, la termoquímica, la cinética y el equilibrio, objeto de los temas siguientes.