Formulación y nomenclatura: los compuestos binarios

Los elementos químicos se pueden combinar entre sí de diferentes maneras para formar gran variedad de compuestos. Las combinaciones más sencillas son aquellas en las que participan solo dos elementos distintos: los compuestos binarios. Entre ellos, por ejemplo, se encontraría el agua (formada por oxígeno e hidrógeno), la sal común (que se obtiene por la unión de átomos de cloro y de sodio) o el benceno (anillo de átomos de carbono enlazados a hidrógenos).

¿Cómo representamos los compuestos?

Cada compuesto se caracteriza por la proporción que hay entre los átomos de sus elementos constituyentes, que se representa mediante su fórmula química:

  • Las fórmulas empíricas ofrecen la relación más sencilla en la que se encuentran los átomos en un compuesto.
  • Las fórmulas moleculares indican el número de átomos que forman parte de cada molécula (cuando el compuesto es molecular).
  • Las fórmulas estructurales informan sobre la distribución de los átomos y los enlaces que se establecen entre ellos.

Analicemos las diferencias entre ellas:

  • En el agua la cantidad de hidrógenos es el doble que la de oxígenos, por lo que su fórmula empírica es H2O. Como el agua está formada por moléculas discretas, cada una de las cuales contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, su fórmula molecular coincide con la anterior. Los enlaces covalentes entre hidrógeno y oxígeno quedan patentes en su fórmula estructural:

fórmula-estructural-agua

  • En la sal común la cantidad de sodio es la misma que la de cloro, por lo que su fórmula empírica sería NaCl. Este no es un compuesto molecular, es decir, no se puede decir que en realidad existan moléculas individuales de sodio y cloro, sino que estos átomos se apilan de manera ordenada formando una estructura mucho mayor, conocida como red cristalina:

Estructura-NaCl

  • En el benceno, el número de átomos de carbono coincide con el de átomos de hidrógeno, por lo que su fórmula empírica sería CH. Este sí es un compuesto molecular, y al estudiarlo, comprobamos que en cada molécula hay seis átomos de carbono y seis átomos de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular es C6H6 (en este caso no coincide con la empírica, sino que es un múltiplo de ella, pero la relación de átomos es la misma). Los átomos de carbono se unen entre sí formando un anillo hexagonal, y cada uno se enlaza a un hidrógeno, lo cual aparece reflejado en su fórmula estructural:

Benceno-estructura

La fórmula estructural aporta mucha más información, lo que resulta especialmente útil en moléculas orgánicas (como el benceno) o de estructura compleja. Pero este no es el caso que nos ocupa ahora, por lo que nos bastará con conocer la fórmula molecular de un compuesto (o la empírica, en su defecto) para poder nombrarlo o identificarlo.

¿Cómo obtenemos la fórmula de un compuesto?

En la fórmula de un compuesto se representan los elementos que lo forman mediante sus respectivos símbolos, y el número de átomos de cada uno mediante un subíndice. Para formular un compuesto binario debemos tener en cuenta, fundamentalmente, dos cosas:

  • ¿Qué elemento va en primer lugar en la fórmula?
  • ¿Qué subíndice le corresponde a cada elemento?

Para responder a la primera pregunta, seguiremos las actuales recomendaciones de la IUPAC, que propone la siguiente secuencia de elementos, basada en consideraciones de electronegatividad, en la que la flecha hace un recorrido que parte del elemento menos metálico y continúa hacia el elemento más metálico (finalizando con los gases nobles):

Secuencia-orden-elementos-formulacion

En las fórmulas de los compuestos binarios, el elemento que se encuentre el último al seguir la flecha, se representa el primero en la fórmula.

Los elementos se ordenan en una fórmula empezando por el más metálico (menos electronegativo) y terminando por el menos metálico (más electronegativo).

Aunque a grandes rasgos la electronegatividad varía de esta manera, no es una coincidencia exacta. La IUPAC intenta simplificar el recorrido al ir de grupo en grupo, y de arriba a abajo. Solamente el hidrógeno tiene una posición única. Esto significa que el oxígeno, que anteriormente disfrutaba de un estatus especial, recibe ahora la misma consideración que los demás elementos y aparece en la secuencia en la posición que le corresponde por su situación en la tabla periódica (antes el oxígeno se solía situar al final, por tener una electronegatividad solo superada por el flúor).

Con respecto a la segunda pregunta, para asignar los subíndices adecuados a cada elemento, debemos tener en cuenta que la suma de los números de oxidación en una sustancia neutra siempre es nula (si fuese un ion sería su carga). En un compuesto binario, el número de oxidación del elemento más electronegativo debe ser compensado con el número de oxidación del elemento más electropositivo. Si ambos son iguales, pero de signo opuesto, no hay problema (su suma es cero), y en la fórmula sólo aparecería un átomo de cada elemento. Sin embargo, cuando los números de oxidación no coinciden, debemos compensarlo variando el número de átomos hasta que el valor de ambos se iguala. La estrategia general consiste en añadir tantos átomos de un elemento como indique el número de oxidación del otro.

Veamos algunos ejemplos:

  • Una combinación binaria de calcio y azufre. El número de oxidación del calcio es II, y el del azufre, –II. Como ambos coinciden, en la fórmula solo debemos incluir un átomo de cada para que la suma sea cero, por lo que, respetando el orden que les corresponde, la fórmula sería: CaS.
  • Una combinación binaria de aluminio y oxígeno. El aluminio, más electropositivo, tendría número de oxidación III. Por su parte, el oxígeno, más electronegativo, actuaría con número de oxidación –II. Con dos átomos de aluminio y tres de oxígeno conseguiríamos empatar los números de oxidación, y la fórmula resultante sería: Al2O3.

¿Cómo se nombra un compuesto a partir de su fórmula?

Al igual que ocurría con las fórmulas, también existen diferentes tipos de nombres, y cada uno aporta una información distinta de la molécula:

  • Los nombres de composición indican únicamente la cantidad de átomos de cada elemento en el compuesto. Dan poca información de cómo se distribuyen los átomos en la molécula.
  • Los nombres de sustitución se basan en el nombre de un compuesto de partida (progenitor), en el que se han sustituido algunos átomos por otros (derivado). Inspirados en la nomenclatura orgánica, dan bastante información sobre la estructura de la molécula.
  • Los nombres de adición se forman a partir del nombre del átomo central al que se van añadiendo los átomos con los que se enlaza. Da mucha información sobre la estructura de la molécula.

Aunque los nombres de composición son los que menos información estructural ofrecen, son los que vamos a utilizar casi de manera exclusiva. El uso de nombres de sustitución y de adición requiere tener ciertos conocimientos de los compuestos y la manera en que se enlazan sus átomos, por lo que pueden ser muy útiles cuando se especializa el estudio, pero no en los cursos iniciales y, mucho menos, en las primeras tomas de contacto con la nomenclatura inorgánica.

El tipo de nombre de composición más sencillo es un nombre estequiométrico, que es solamente el reflejo de la fórmula empírica o molecular del compuesto.

En los compuestos binarios se cita primero el elemento situado a la derecha en la fórmula, añadiendo el sufijo –uro a la raiz de su nombre, y a continuación el nombre del elemento situado a la izquierda en la fórmula, con la preposición “de” entre medias. 

Nótese que el elemento situado a la izquierda es, por convenio, más electronegativo, y por ello se nombra como si se tratase de un anión, por lo que el elemento situado a la derecha, más electropositivo, se consideraría un catión. Esto hace pensar que el enlace tiene una naturaleza iónica, lo cual no siempre se corresponde con la realidad.

Por ejemplo, el nombre estequiométrico del compuesto de fórmula NaCl es cloruro sódico (sal común) y el del CaS es sulfuro de calcio. Solo el oxígeno se mantiene como excepción, y cuando va situado al final de la fórmula se le nombra como óxido, por lo que el compuesto MgO no es oxigenuro de calcio, sino óxido de calcio.

Cuando las proporciones de los elementos en la fórmula no son las mismas, pueden indicarse de diferentes maneras:

  • Mediante prefijos multiplicadores (mono–, di–, tri–, tetra–, penta–…) para indicar el número de átomos de cada elemento (antes llamada nomenclatura sistemática). Por ejemplo, el nombre para el Al2O3 es trióxido de aluminio. El prefijo mono– es superfluo, y solo se debe utilizar en los casos en que convenga distinguir un compuesto de otro con los mismo elementos, como ocurre con el monóxido de carbono (CO) y el dióxido de carbono (CO2).
prefijos-griegos-nomenclatura

Tabla con los prefijos multiplicadores

  • Indicando el número de oxidación pertinente entre paréntesis (y en números romanos) inmediatamente después del nombre, sin dejar un espacio (antigua nomenclatura de Stock). Esto solo es necesario cuando el elemento tiene posibilidad de actuar con más de un número de oxidación, por ejemplo, en el óxido de aluminio (Al2O3) no sería necesario (el aluminio solo puede tener número de oxidación III) pero sí en los compuestos de hierro: cloruro de hierro(II) para el FeCl2 o cloruro de hierro(III) para el FeCl3.
  • Indicando el número de carga, de la misma manera que el anterior, pero en números arábigos y con el signo correspondiente (número de Ewens-Bassett). Como ocurre con los números de oxidación, solo se indica cuando es necesario: hidruro de plomo(2+) o hidruro de plomo(4+), para los compuestos PbH2 y PbH4, respectivamente.

Estos criterios son de aplicación general en todos los compuestos binarios, aunque suele clasificarse su estudio por grupos de compuestos, por lo que es conveniente prestar atención a las particularidades de cada uno de ellos, pues en ciertos casos se recomiendan otros nombres o se aceptan otras nomenclaturas.

La cantidad de sustancia: el mol

Desde el siglo XVIII se sabe que los elementos químicos se combinan de diferentes maneras originando gran variedad de compuestos y que lo hacen en una proporción definida en cada uno de ellos, como se refleja en las fórmulas de las moléculas:

Las fórmulas químicas representan el número de átomos que se unen entre sí para formar una determinada molécula.

molecula-agua-oxigeno-hidrogeno

Por ejemplo, la fórmula para el agua es H2O, lo que significa que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno. Si los átomos tuvieran el tamaño suficiente como para manipularlos con la mano, no tendríamos más que coger dos átomos de hidrógeno y enlazarlos a uno de oxígeno para obtener una molécula de agua. Sin embargo, esto es sencillamente imposible: ni podemos ver los átomos a simple vista, ni existen aparatos tan sofisticados y precisos como para maniobrar con ellos uno a uno.

La idea del átomo-gramo y la molécula-gramo

Pensemos de nuevo en el agua, formada por dos átomos de hidrógeno más uno de oxígeno. Si tuviéramos cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno, podríamos formar dos moléculas de agua; con seis hidrógenos y cuatro oxígenos, obtendríamos tres de agua… Manteniendo la misma proporción, podríamos escoger una cifra lo suficientemente grande como para obtener una cantidad de átomos o moléculas tal que sea apreciable y manejable. Es por ello que necesitamos definir una unidad de medida proporcional al número de átomos o moléculas y que, a su vez, se pueda relacionar con alguna magnitud fácilmente medible en el laboratorio.

Así, surgió la idea de emplear ciertas cantidades en gramos para cada átomo o molécula, denominadas átomo-gramo o molécula-gramo, respectivamente:

Un átomo-gramo es la cantidad de un elemento, expresada en gramos, que coincide numéricamente con su masa atómica relativa.

Una molécula-gramo es la cantidad de un compuesto, expresada en gramos, que coincide numéricamente con su masa molecular.

Siguiendo con el ejemplo del agua: un átomo-gramo de oxígeno es igual a 15’999 g, dos átomos-gramos de hidrógeno equivalen a 2’016 g, y una molécula-gramo de agua es, en consecuencia, 18’015 g, es decir, la suma de los anteriores valores. Evidentemente, los valores de un átomo-gramo o molécula-gramo varían para cada elemento o compuesto, pero tienen la enorme ventaja de representar siempre el mismo número de átomos o moléculas, por lo que representan cantidades que guardan entre sí las mismas relaciones que la de los elementos y compuestos a los que hacen referencia (un átomo-gramo de oxígeno se combina con dos átomos-gramos de hidrógeno en cada molécula-gramo de agua).

El número de Avogadro

Un átomo-gramo (o molécula-gramo) representa una masa N veces más grande que la masa atómica (o molecular) del elemento (o compuesto) al que se refiere:

Número-avogadro-atomo-molecula-gramo.png

Por lo que N no es otra cosa que el número de átomos o moléculas contenidos en un átomo-gramo o en una molécula-gramo, respectivamente. Este número se conoce en la actualidad como constante de Avogadro, quien, en 1811, propuso por primera vez que el volumen de un gas (a una determinada presión y temperatura) es proporcional al número de átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas.

El valor del número o constante de Avogadro, NA, determinado experimentalmente, es:

número-avogadro

Así, tanto un átomo-gramo como una molécula-gramo, de la sustancia que sea, contienen siempre el número de Avogadro de átomos o moléculas. Estos términos de átomo-gramo y molécula-gramo fueron reemplazados, con el tiempo, por una nueva unidad de cantidad de sustancia: el mol.

La definición de mol

Desde la XIV Conferencia General de Pesas y Medidas, celebrada en 1971, se adoptó el mol como unidad de cantidad de sustancia, considerándose esta una de las siete magnitudes fundamentales del Sistema Internacional.

Se define mol (n) como la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0’012 kilogramos carbono-12.

Cuando se emplea el mol, las entidades elementales deben especificarse y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupaciones específicas de tales partículas.

concepto-mol

En consecuencia:

mol-equivalencias

Se define masa molar, M, a la masa de un mol de átomos o de moléculas de una sustancia. Se mide en g/mol y su valor numérico coincide con el de la masa atómica o la masa molecular expresada en unidades de masa atómica.

De modo que, conociendo la masa m de una sustancia, se puede calcular el número de moles n mediante la siguiente expresión:

calculo-moles.png

El volumen molar

Es el volumen ocupado por un mol de sustancia, sea cual sea el estado de agregación en el que se encuentre, a la presión y temperatura consideradas.

Cuando las sustancias se encuentran en estado gaseoso, según el principio de Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa, en las mismas condiciones de presión y temperatura, siempre el mismo volumen. Experimentalmente se comprueba que este volumen es 22’4 L, cuando el gas se encuentra idealmente en condiciones normales de presión y temperatura, esto es, a 1 atm y 0º C:

volumen-molar.jpg

Problemas resueltos: cálculos con moles

Para la resolución de estos problemas se han empleado los valores de masas atómicas proporcionados por la IUPAC, que puedes descargar aquí: Tabla de Masas Atómicas (IUPAC 2015).

Masa atómica, masa molecular y composición centesimal de un compuesto

Las primeras estimaciones de las masas atómicas de los elementos se hicieron por comparación con la masa del elemento químico más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno. Así la masa del hidrógeno se estableció arbitrariamente como patrón o unidad de masa atómica. Posteriormente, el hidrógeno fue sustituido por el oxígeno, como nuevo patrón de masa atómica, hasta que en 1960 se adoptó definitivamente como referencia el isótopo de carbono de número másico 12.

Masa atómica

La masa atómica es la masa de un átomo expresada en unidades de masa atómica, siendo:

Una unidad de masa atómica equivale a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12. Se simboliza con la letra u, y también recibe el nombre de dalton (Da).

Hay que tener en cuenta que la masa atómica es un valor relativo, pues se obtiene por comparación con la masa del átomo de carbono-12, motivo por el cual es aconsejable referirse a ella como masa atómica relativa. Teniendo en cuenta el concepto de mol y el número de Avogadro se puede establecer la siguiente equivalencia:

1 u o Da equivale a 1,660 538 921 (73) × 10-27 kg.

Además, la masa atómica de un elemento es, en realidad, la masa atómica media de todos los isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la cantidad relativa de cada isótopo, tal como se presenta dicho elemento en la naturaleza. Las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos aparecen en cualquier libro de química básica y en todas las tablas periódicas:

Masa_atomica_Unidad_masa_image005

En este caso la masa atómica aparece en la esquina superior derecha.

La IUPAC publica cada dos años una revisión de las masas atómicas que puede consultarse en este enlace. También puedes descargarte esta tabla (de elaboración propia) con los datos actualizados de 2015:

 

Masa molecular

La masa molecular es la masa de una molécula expresada en unidades de masa atómica.

La masa molecular es la suma de las masas individuales de los átomos que la componen.

Por ejemplo, la masa molecular del ácido sulfúrico, cuya fórmula es H2SO4, se determina sumando la masa de dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. Siendo sus masas atómicas relativas 1’008 u, 32’06 u y 15’999 u, respectivamente, la masa molecular del ácido sulfúrico será 1’008 · 2 + 32’06 + 15’999 · 4, es decir, 98’072 u.

Composición centesimal de un compuesto

Un compuesto químico se caracteriza por la proporción en la que se combinan los átomos de los elementos que lo componen. Por ello, una vez conocida la fórmula de un compuesto químico es posible calcular su composición centesimal, es decir, el porcentaje en masa correspondiente a cada uno de los elementos que lo forman.

Por ejemplo, en una molécula de ácido sulfúrico, de masa molecular 98’072 u:

  • Los dos átomos de hidrógeno aportan una masa de 2 · 1’008 = 2’016 u.
  • El átomo de azufre posee una masa de 32’06 u.
  • Los cuatro átomos de oxígeno suman una masa de 4 · 15’999 = 63’996 u.

Mediante una sencilla operación (una regla de tres es suficiente), se puede calcular el porcentaje en masa de cada uno de estos elementos en la molécula de ácido sulfúrico: 2’06 % de hidrógeno, 32’69 % de azufre y 65’25 % de oxígeno.

En este enlace encontrarás una herramienta que calcula las masas moleculares y las composiciones centesimales de cualquier compuesto con solo introducir su fórmula.

Ejercicio resuelto: cálculo de masas moleculares y composiciones porcentuales

Ejercicio-cálculo-masas-moleculares-composición-porcentual

¿Cómo se dedujeron las primeras fórmulas químicas?

A finales del siglo XVIII y principios del XIX se establecieron las leyes ponderales de la química que facilitaron el desarrollo de los primeros modelos atómicos de la materia. Ya se habían identificado gran cantidad de elementos químicos y se sabía que estos se combinaban entre sí para formar compuestos. El reto al que se enfrentaban los químicos entonces era conocer la proporción en que se encontraban cada uno de los átomos de un compuesto para, a continuación, asignarle una fórmula química que lo identificara.

Los químicos conocían métodos de síntesis y de análisis suficientes como para poder determinar el porcentaje en masa de los elementos que formaban un determinado compuesto. Por ejemplo, sabían perfectamente que 100 gramos de óxido de calcio contenían 28’6 gramos de oxígeno y 71’4 gramos de calcio. Si hubiesen conocido las masas de estos elementos habrían calculado la proporción de cada uno de ellos en el compuesto, obteniendo así su fórmula. Pero solo conociendo su fórmula, podrían determinar la relación de átomos y, con ella, sería posible estimar las correspondientes masas atómicas. Es decir, se entraba en un círculo vicioso, ya que los químicos no podían determinar la fórmula por no conocer las masas atómicas, y no podían conocer las masas atómicas por no conocer la fórmula.

La clave se encontraba, pues, en la necesidad de hallar las masas atómicas de cada uno de los elementos químicos. Evidentemente, la masa de un átomo es ínfima, por lo que surgió la idea de definir la masa de los átomos por comparación con la masa del elemento más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno (lo que se conoce como unidad de masa atómica). Las masas de los átomos calculadas de esta manera se denominaron pesos atómicos.

Así se pudieron determinar los pesos atómicos de muchos elementos y, con ellos, se dedujeron las fórmulas de gran cantidad de compuestos. En ocasiones se encontraban distintas proporciones para un mismo compuesto, por lo que se recurría a la regla de la máxima simplicidad de John Dalton (1766-1844), según la cual, en caso de duda, la fórmula de un compuesto sería la más sencilla de entre todas las posibles. También resultaba útil cuando dos elementos, A y B, podían formar varios compuestos. En este caso, el compuesto más simple tendría una fórmula del tipo AB, que nos permitiría conocer la relación entre los pesos atómicos de estos elementos y, con ellos, se podrían determinar las fórmulas de otras combinaciones sencillas de A y B (como AB2, A2B…). Sin embargo, esta estrategia no era siempre garantía de acierto, como en el caso del agua, para la que Dalton asigno la fórmula HO, error similar al que cometió con el amoniaco, al que formuló como NH.

Simbolos-elementos-quimicos-Dalton

Representaciones de Dalton de algunos elementos y compuestos

Además, las experiencias llevadas a cabo por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), que le llevaron a enunciar la ley de los volúmenes de combinación (que dice que los volúmenes de gases que reaccionan o se producen en una reacción química guardan entre sí una relación de números enteros sencillos), entraban en contradicción con el modelo atómico propuesto por Dalton. A modo de ejemplo: según la ley de Gay-Lussac, un volumen de nitrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de óxido nítrico, algo que Dalton negaba con rotundidad, ya que desde su punto de vista, si los átomos son distintos unos de otros, no puede ser que en volúmenes iguales de gases distintos existan el mismo número de átomos, ni que haya el doble de átomos en volúmenes dobles de gases distintos. Es decir, si los átomos de nitrógeno y oxígeno son distintos entre sí, sus tamaños no pueden ser los mismos, y para que reaccionen cierto número de átomos de nitrógeno con el mismo número de átomos de oxígeno, harán falta volúmenes diferentes de cada uno de estos gases. Y lo mismo ocurrirá con el volumen de óxido nítrico obtenido, que no puede coincidir con la suma de los volúmenes de nitrógeno y oxígeno. Esto planteaba un gran dilema, pues Dalton había elaborado un sólido modelo teórico que, además, permitía explicar las leyes ponderales, pero los experimentos llevados a cabo por Gay-Lussac eran meticulosos y precisos. Había que buscar la manera de adaptar la teoría atómica a las incuestionables evidencias.

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Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)

Un nuevo enfoque a este controvertido asunto fue propuesto en 1811 por Amadeo Avogadro (1776-1856), quien planteó un modelo dinámico para explicar la naturaleza y el comportamiento de los gases, cuya hipótesis principal era que las partículas se encuentran en movimiento manteniendo grandes distancias entre ellas, por lo que sus dimensiones son muy pequeñas frente al volumen total del recipiente que las contiene, y se puede suponer que volúmenes iguales de gases distintos (en las mismas condiciones de presión y temperatura) contienen el mismo número de moléculas. Además, resuelve el problema de los volúmenes de combinación considerando que los gases elementales (como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno o el cloro) no estaban formados por átomos sino por moléculas diatómicas (con dos átomos cada una).

Así, por ejemplo, se podía interpretar la reacción entre el cloro y el hidrógeno, para formar cloruro de hidrógeno. Experimentalmente se comprobaba que un volumen de cloro reaccionaba con otro volumen de hidrógeno para formar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. Teniendo en cuenta que el número de partículas es el mismo en volúmenes iguales, la reacción puede interpretarse como que una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de cloro para producir dos moléculas de cloruro de hidrógeno. Para que esto tenga sentido, debe suponerse que tanto la molécula de hidrógeno como la de cloro tienen cada una dos átomos. Esta suposición se pudo confirmar posteriormente, por lo que siempre que estas sustancias intervienen en las reacciones químicas se representan como H2, O2, N2, Cl2, F2, Br2 o I2.

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Amadeo Avogadro (1776-1856)

Las aportaciones de Avogadro no tuvieron repercusión en su momento pero medio siglo después (en 1858) resurgieron gracias a Stanislao Cannizzaro (1826-1910), quien las utilizó para poder calcular pesos atómicos aproximados y, a partir de ellos, deducir pesos atómicos exactos.

Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy extendidos, es más correcto y, actualmente, es lo recomendado, hablar de masa atómica y molecular, ya que el peso es una manifestación de la masa cuando interacciona con un campo gravitatorio.

Con esto se conseguía una salida práctica a aquel círculo vicioso del que hablábamos al principio, y los químicos de la época empezaron a conocer pesos atómicos cada vez más precisos, con los que determinar la relación de átomos en las moléculas, a las que se podía representar, finalmente, mediante fórmulas químicas.

Las fórmulas son una representación de la composición de una sustancia y están constituidas por un conjunto de letras (símbolos de los elementos), con subíndices que indican el número de átomos que forman parte de la molécula.