Com a publicação, em 1789, dos Elementos de Química de Lavoisier, a ciência química rompeu suas últimas amarras com o passado alquimista, assumindo uma forma moderna. Lavoisier insistiu na importância dos métodos quantitativos da pesquisa em Química e, a esse respeito, introduziu o princípio da conservação da matéria, segundo o qual nada se perdia nem se criava no transcurso das reações químicas, sendo o peso dos produtos igual ao peso dos materiais de partida. Também ressuscitou a idéia de Boyle de que os elementos químicos não passavam de substâncias que não podiam ser decompostas em algo mais simples por meios químicos - os elementos, dizia Lavoisier, eram "os materiais aos quais, de fato, havia levado a análise química -  estabelecendo, em seguida, uma lista de uns vinte e três elementos autênticos conhecidos por ele.
         O novo ponto de vista de Lavoisier levou à elaboração de diversas leis empíricas na       ciência química.  A primeira  delas foi  a  lei  das  proposições  equivalentes,  formulada em 1791 por Jeremiah Richter (1762 - 1807), um químico das minas de Breslau e da fábrica de porcelana de Berlím. Richter era um discípulo do filósofo Immanuel Kant e, como seu mestre, pensava que as ciências físicas eram todas elas ramos das matemáticas aplicadas.
         Depois da descoberta da lei das proporções equivalentes, foram confeccionadas tabelas de pesos equivalentes que mostravam a quantidade relativa de elementos químicos que teriam que se combinar entre si.
         O francês Proust (1755 - 1826), professor de Química em Madrid, propôs, em 1789, uma segunda lei, a das composições constantes. Achou que, independentemente do método de obtenção, num composto a proporção dos pesos dos elementos que continha era sempre a mesma, sendo essa proporção a dos pesos equivalentes dos elementos. O valor dessa lei foi objeto de polêmica durante alguns anos com Berthollet (1748 - 1822), professor de Química na Escola Politécnica, que opinava que a composição dos compostos químicos era infinitamente variável e não fixa.
         As pesquisas de Berthollet anteciparam algumas descobertas realizadas pelos físico-químicos durante os anos 60 do século passado. Assinalou que algumas reações químicas eram reversíveis, enquanto que em outras reações os produtos dependiam das quantidades iniciais dos reagentes empregados, bem como da solubilidade ou volatilidade relativa dos reagentes e produtos. Desses casos, Berthollet concluía que a composição de um composto variava gradualmente no transcorrer de uma reação. Entretanto, Proust conseguiu mostrar que o que variava no transcurso da reação era a quantidade do composto e não sua composição, e que, além disso, os compostos de composição indefinida de Berthollet eram, na realidade, misturas. De fato Proust foi o primeiro que distinguiu claramente as misturas dos compostos, sendo separáveis os componentes das primeiras por meios físicos, enquanto que os dos últimos só o eram por meios químicos.
         As referidas leis permitiram aos químicos caracterizar novos compostos e novos elementos, conduzindo também à teoria atômica que explicavam por que se cumpriam essas leis da natureza.

         A importância que tinha para os químicos a doutrina de Dalton reside em que, agora, se via que existiam diferentes espécies de átomos, sendo similares os átomos de um mesmo elemento, com suas próprias características específicas, enquanto que os dos diferentes elementos diferiam em tamanho, peso e número por unidade de volume, de modo que, quando dois elementos se combinavam para formar um composto, cada átomo do primeiro elemento se unia com um ou com um pequeno número inteiro de átomos do segundo elemento. Dalton estabeleceu esse último postulado porque descobriu que, quando se uniam dois elementos para formar mais de um composto, os pesos do elemento A que se combinavam com quantidade fixa do elemento B mantinham sempre uma razão numérica simples uns com outros. No caso dos óxidos de nitrogênio, que Dalton pesquisou pessoalmente, achou que as quantidades de oxigênio que se combinavam com uma quantidade dada de nitrogênio se achavam na proporção de 1:2:3. Esta é a lei de Dalton das proporções múltiplas, publicada em 1804 e que conferiu plausibilidade à teoria atômica. Também indicava que o átomo de um elemento nem sempre se combinava com um só átomo de outro, mas também com dois, três, quatro etc.
           Dalton assinalava que uma propriedade importante que caracteriza os átomos de diferentes elementos é a de seus pesos atômicos relativos. Elaborou ele mesmo, em 1803, a primeira tabela dos referidos pesos atômicos relativos ao hidrogênio.
 

         Em 1808, Gay-Lussac descobriu que, quando dois gases se combinam, seus volumes mantêm uma razão numérica simples entre si, assim como com os volumes dos produtos, quando também fossem gases. Dalton sustentava que os números de átomos de dois elementos que se combinam mantêm uma razão numérica simples, e não considerou improvável que a razão volumétrica de dois gases que se combinam fosse a mesma que a razão em que se combinavam seus átomos constituintes. Avogadro (1776-1856), professor de Física em Turim, foi ainda mais longe, sugerindo, em 1811, que os mesmos volumes de diferentes gases contêm o mesmo número de partículas sob as mesmas condições de temperatura e pressão. Ampère (1775-1836) sugeriu, em 1814,  a mesma hipótese. A hipótese de Avogadro discutia a dificuldade de explicar o fato de que, quando um volume de hidrogênio se combinava com um volume de cloro, produziam-se dois volumes de cloreto de hidrogênio. Isso sugeria que os átomos de hidrogênio e cloro se dividiam pela metade no processo de combinação. Avogadro superou a dificuldade supondo que as partículas fundamentais de hidrogênio e cloro, e de outros gases eram moléculas que continham dois átomos do elemento, e que a combinação química entre dois gases produzia a divisão das moléculas dos elementos e a formação de moléculas compostas, nas quais havia um átomo de cada elemento, como hidrogênio e cloro no cloreto de hidrogênio.
        A hipótese de Avogadro poderia ter fornecido um método geral para determinar os números de combinações dos átomos dos elementos, mas não foi aceita de forma geral até a década de 60, do séc XIX, já que exigia que os átomos do mesmo elemento se combinassem para formar moléculas. Dalton e outros sustentavam que os átomos semelhantes deviam repelir-se mutuamente, e não podiam combinar-se entre si. Além disso, o próprio Dalton pensava que as diversas espécies de átomos diferiam não só em seus pesos atômicos, como também em tamanho e no número por unidade de volume em estado gasoso. A lei de Gay-Lussac dos volumes de combinação implicava que existia o mesmo número de partículas no mesmo volume de diferentes gases, enquanto que Dalton, em princípio, não acreditava nessa lei. As provas experimentais obrigaram-no a aceitá-la, ainda que negasse até o final de sua vida o valor da hipótese de Avogadro.

( Traduzido de: MASON, Stephen - História de las ciencias  - La ciencia del siglo XIX.
In: CARVALHO, G.C. - Química Moderna. São Paulo, Scipione, 1995, vol 1, p 285-287 )