Leyes de estequiometria

 
 

Leyes de estequiometria 
 
Estequiometría:  (del  griego  "stoicheion”  (elemento)  y  "métrón”  (medida)  es  el cálculo de 
las  relaciones  cuantitativas  entre  reactivos  y  productos  en  el  transcurso  de  una  ​
reacción 
química​
.  
La  estequiometría  es  una  herramienta  indispensable  en  la  química.  Problemas  tan  diversos 
como,  por  ejemplo,  la  medición   de  la concentración  de  ozono  en  la  atmósfera,  la 
determinación   del  rendimiento  potencial  de  oro  a  partir  de  una  mina  y  la  evaluación  de 
diferentes  procesos  para  convertir  el  carbón  en  combustibles  gaseosos,  comprenden 
aspectos de estequiometría. 
El  primero  que  enunció  los  principios  de  la  estequiometria  fue  Jeremias  Benjamin  Richter (1762­1807), en 1792. Escribió: 
La  estequiometría  es  la  ciencia  que  mide  las  proporciones  cuantitativas  o  relaciones  de 
masa en la que los elementos químicos que están implicados. 
 
Según  la  definición  dada  por  Richter  en  el  año  1792,  la  estequiometria  es  la  ciencia  que 
mide  las  relaciones  entre  las  masas,  o,  dicho  de otra manera, las proporciones cuantitativas en los elementos químicos implicados en una reacción. 
En  las  reacciones  químicas,  los  reactivos  se  combinan  para  formar  productos.  En  las 
sustancias  que  intervienen,  la  reacción  sucede  a  nivel  atómico,  es  decir  que  los  átomos  de 
los  reactivos  rompen  sus  enlaces  y  forman  nuevos  enlaces  para  formar   productos,  pero 
siempre  se  conservan.  Esta  es  la  ley estequiométrica  de  la  conservación  de  las  masas,  que 
implica  que  el  número   de  átomos  en  los  reactivos  es  igual  al  número  de  átomos  en   los 
productos, y que la carga total también debe ser la misma, en reactivos y en productos. 
 
 
 
 
 
 
Ley de las proporciones constantes ó Ley de Proust 
En  1799.  Joseph  Proust (1754­1826) estableció que "Cien libras de cobre, disuelto en ácido 
sulfúrico  o  nítrico  y  precipitado  por  carbonato  de  sodio  o  potasio,  producen 
invariablemente  180  libras  de  carbonato  de  color  verde."  *.*Esta  observación  y  otras 

similares constituyeron la base de la Ley de Proust, o la Ley de las proporciones definidas: 
 
Todas  las  muestras  de  un  compuesto  tienen  la  misma  composición,  es  decir,  las  mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes. 
Para  ver  cómo  se  cumple  la  Ley  de  Proust,  considere  el  compuesto 
agua.  El  agua  contiene  dos  átomos  de  hidrógeno (H) por cada átomo 
de  oxígeno  (O),  un  hecho  que  puede  representarse  simbólicamente 
por  una  fórmula  química,  la  conocida  fórmula  H2O.  Las  dos 
muestras  descritas  a  continuación  tienen  las mismas proporciones de 
los  dos  elementos,  expresadas  como   porcentajes  en  masa.  Por 
ejemplo,  para  determinar  el  porcentaje  en  masa   de  hidrógeno, 
simplemente  se  divide  la  masa   de  hidrógeno  por  la  masa  de  la 
muestra  y  se  multiplica  por  100.  En  cada  muestra  se  obtendrá  el 
mismo resultado: 11,9 por ciento de H. 
 
Ley de la conservación de la masa ó Ley de Lavoisier. 
 La ley de la conservación de la masa  
    La  combustión,   uno  de  los  grandes  problemas  de  la química del siglo XVIII, despertó el 
interés  de  ​
Lavoisier  porque  éste  trabajaba  en  un  ensayo  sobre  la  mejora  de las técnicas del 
alumbrado  público  de   París.   Comprobó  que  al  calentar  metales  como  el  estaño  y  el  plomo  
en  recipientes  cerrados  con  una  cantidad limitada  de   aire,  estos  se  recubrían  con  una  capa 
de  calcinado  hasta  un  momento  determinado  en  que  ésta  no  avanzaba  más.  Si  se pesaba el 
conjunto  (metal,  calcinado,  aire,  etc.)  después  del  calentamiento,  el  resultado  era  igual  al 
peso antes de comenzar  el proceso. Si el metal había ganado peso al calcinarse, era evidente 
que  algo ...