La ley de las proporciones constantes establece que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una proporción de masas constante. Fue enunciada por Louis Proust a principios del siglo XIX basándose en experimentos. Otras leyes como la de Avogadro, Gay-Lussac, Boyle y Dalton también describen las proporciones y comportamiento de los elementos y compuestos químicos.

2.  La ley de conservación de la masa,
ley de conservación de la materia o
ley de Lomonósov-Lavoisier es una
de las leyes fundamentales en todas
las ciencias naturales. Fue elaborada
independientemente por Mijaíl
Lomonósov en 1745 y por Antoine
Lavoisier en 1785. Se puede enunciar
como «En una reacción química
ordinaria la masa permanece
constante, es decir, la masa
consumida de los reactivos es igual a
la masa obtenida de los
productos».[1] Una salvedad que hay
que tener en cuenta es la existencia
de las reacciones nucleares, en las
que la masa sí se modifica de forma
sutil, en estos casos en la suma de
masas hay que tener en cuenta la
equivalencia entre masa y energía.[2]
Esta ley es fundamental para una
adecuada comprensión de la
química. Está detrás de la
descripción habitual de las
reacciones químicas mediante la
ecuación química, y del análisis
gravimétrico de la química analítica.

3.  La labor de Lavoisier proporcionó una
sólida base teórica para el análisis
cuantitativo y pronto surgieron los
estudios que condujeron a lo que
posteriormente se denomimó Ley de las
Proporciones Definidas, que a finales
del siglo XVIII, dio origen a una gran
controversia entre Berthollet y Proust,
que duró casi ocho años.
 Joseph Louis Proust (1754-1826)
sostenía que la composición porcentual
de un compuesto químico era siempre
la misma, independientemente de su
origen, por el contrario Claude Louis
Berthollet (1748-1822) afirmaba que
los elementos, dentro de ciertos límites,
podían unirse en todas las
proporciones.
 Con el tiempo, se impuso el criterio
de Proust apoyado en un experimento
realizado en 1799, demostrando que la
composición del carbonato cúprico era
siempre la misma, cualquiera que fuese
su método de obtención en la
naturaleza o en el laboratorio: 5 partes
de cobre, 4 de oxígeno y 1 de carbono.

4.  Las investigaciones posteriores que
los químicos realizaron para
determinar en qué proporciones se
unen los elementos químicos
proporcionaron aparentes
contradicciones con la ley de Proust,
pues en ocasiones los elementos
químicos se combinan en más de una
proporción.
 Fue John Dalton (1776-1844) quien
en 1803 generalizó este hecho con
numerosos compuestos, observando
que cuando dos elementos se
combinan entre sí para formar
compuestos diferentes, las diferentes
masas de uno de ellos que se
combina con una masa fija de otro,
guardan entre sí una relación de
números enteros sencillos. De forma
que en nuestro ejemplo:
 2,28 / 1,14 = 2 ; 2,28 / 0,57 =
4 ; 1,14 / 0,57 = 2

5.  El siguiente paso es observar si dos o más
elementos que se combinan con otro
común, guardan alguna relación cuando se
combinan entre sí.
 Por ejemplo, 2 g de hidrógeno se
combinan con 16 g de oxígeno para dar
agua. Por otro lado 6 g de carbono
reaccionan con 16 g de oxígeno para
producir dióxido de carbono. De ello se
podría deducir que, si el carbono y el
hidrógeno se combinasen entre sí, sus
masas deben estar en la relación:
 masa de carbono/masa de hidrógeno = 6 /
2=3
 Pues bien, existe un compuesto de carbono e hidrógeno, el
metano, CH4, en el que las masas de carbono e hidrógeno están
en dicha proporción.
 Hidrógeno (2 g) + Oxígeno (16 g) ® Agua
 Carbono (6 g) + Oxígeno (16 g) ® Dióxido
de carbono
 Carbono (6 g) + Hidrógeno (2 g) ® Metano

 La generalización de este hecho a otros ejemplos ha llevado a
enunciar la ley de las proporciones recíprocas de la siguiente
manera: las masas de los elementos que se combinan con una
masa de un tercero, guardan la misma proporción que las masas
de los dos cuando se combinan entre sí .
 Esta ley es también conocida como ley de Richter en honor al
químico alemán Jeremías Richter (1762-1807), quien en 1792
esbozó dicha ley al estudiar fenómenos de neutralización de
ácidos con bases, y, aunque formalmente no enunció la ley, tuvo
el mérito de realizar dichas experiencias antes de establecerse
las leyes de Proust y de Dalton.

6.  Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada
La
por Robert Boyle y Edme Mariotte, es una de las
leyes de los gases que relaciona el volumen y la
presión de una cierta cantidad de gas mantenida a
temperatura constante. La ley dice que: "La presión
ejercida por una fuerza física es inversamente
proporcional al volumen de una masa gaseosa,
siempre y cuando su temperatura se mantenga
constante"
 dónde es constante si la temperatura y la masa
del gas permanecen constantes.
 Cuando aumenta la presión, el volumen baja,
mientras que si la presión disminuye el volumen
aumenta. No es necesario conocer el valor exacto
de la constante para poder hacer uso de la ley: si
consideramos las dos situaciones de la figura,
manteniendo constante la cantidad de gas y la
temperatura, deberá cumplirse la relación:
 dónde: Además si despejamos cualquier incógnita
se obtiene lo siguiente: Esta ley es una
simplificación de la ley de los gases ideales o
perfectos particularizada para procesos
isotérmicos de una cierta masa de gas constante.
 Junto con la ley de Charles, la ley de Gay-Lussac,
la ley de Avogadro y la ley de Graham, la ley de
Boyle forma las leyes de los gases, que describen
la conducta de un gas ideal. Las tres primeras
leyes pueden ser generalizadas en la ecuación
universal de los gases.

7.  El modelo atómico de Dalton surgido en el
contexto de la química, fue el primer modelo
atómico con bases científicas, formulado en
1808 por John Dalton. El siguiente modelo fue
el modelo atómico de Thomson.
 El modelo permitió aclarar por primera vez por
qué las sustancias químicas reaccionaban en
proporciones estequiométrícas fijas (Ley de las
proporciones constantes), y por qué cuando
dos sustancias reaccionan para formar dos o
más compuestos diferentes, entonces las
proporciones de estas relaciones son números
enteros (Ley de las proporciones múltiples).
Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden
reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para
formar monóxido de carbono (CO) o pueden
reaccionar con 32 g de oxígeno para formar
dióxido de carbono (CO2). Además el modelo
aclaraba que aún existiendo una gran variedad
de sustancias diferentes, estas podían ser
explicadas en términos de una cantidad más
bien pequeña de constituyentes elementales o
elementos. En esencia, el modelo explicaba la
mayor parte de la química de fines del siglo
XVIII y principios del siglo XIX, reduciendo una
serie de hechos complejos a una teoría
combinatoria realmente simple.

8.  "Si dos elementos se combinan
con cierta masa fija de un
tercero en cantidades a y b,
respectivamente, en caso de
que aquellos elementos se
combinen entre sí lo hacen
según una relación sencilla de
masas a/b. Es decir: siempre
que dos elementos reaccionan
entre sí, lo hacen en
equivalencia o según múltiplos
o submúltiplos de los
elementos."

9.  La ley de las proporciones
constantes o ley de las
proporciones definidas es una
de las leyes estequiométricas,
según la cual «Cuando se
combinan dos o más
elementos para dar un
determinado compuesto,
siempre lo hacen en una
relación de masas constantes».
Fue enunciada por Louis
Proust, basándose en
experimentos que llevó a cabo
a principios del siglo XIX por lo
que también se conoce como
Ley de Proust.

10.  es una de las leyes de los gases ideales.
Toma el nombre de Amedeo Avogadro,
quien en 1811 afirmó que:
 "En iguales condiciones de presión y
temperatura las densidades relativas de
los cuerpos gaseosos son
proporcionales a sus pesos atómicos. "
Y sugirió la hipótesis:
 "Volúmenes iguales de distintas
sustancias gaseosas, medidos en las
mismas condiciones de presión y
temperatura, contienen el mismo
número de partículas." Por partículas
debemos entender aquí moléculas, ya
sean éstas poliatómicas (formadas por
varios átomos, como O2, CO2 o NH3) o
monoatómicas (formadas por un solo
átomo, como He, Ne o Ar).

11.  Para una cierta cantidad de gas, al aumentar la
temperatura las moléculas del gas se mueven más
rápidamente y por lo tanto aumenta el número de
choques contra las paredes por unidad de tiempo, es
decir, aumenta la presión ya que el recipiente es de
paredes fijas y su volumen no puede cambiar. Gay-
Lussac descubrió que, en cualquier momento del
proceso, el cociente entre la presión y la temperatura
absoluta tenía un valor constante.
 Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a
una presión y a una temperatura al comienzo del
experimento. Si variamos la temperatura hasta un
nuevo valor , entonces la presión cambiará a , y se
cumplirá:
 donde:
 = Presión inicial = Temperatura inicial = Presión final =
Temperatura final Que es otra manera de expresar la ley
de Gay-Lussac.
 Esta ley, al igual que la ley de Charles, está expresada
en función de la temperatura absoluta. Es decir, las
temperaturas han de expresarse en Kelvin.
 Validez de la ley
 Estrictamente la ley de Gay-Lussac es válida para gases
ideales y para gases reales se cumple con un gran
grado de acuerdo sólo en condiciones de presión y
temperaturas moderadas y bajas densidades del gas, a
altas presiones la ley necesita ser corregida con
términos específicos según la naturaleza del gas. Por
ejemplo para un gas que satisface la ecuación de Van
der Waals la ley de Gay-Lussac debería escribirse como:
 El término es una constante que dependerá de la
cantidad de gas en el recipiente y de su densidad, y
para densidades relativamente bajas será pequeño
frente a , pero no para presiones grandes.