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ESTEQUIOMETRIA

FUNDAMENTOS

El término estequimetría proviene del griego stoichion constituyente elemental y metrein: medir. Es la parte de la química que estudia las relaciones entre los pesos de las sustancias que se determinan por sus fórmulas y por las ecuaciones químicas que representan sus transformaciones.

Existen ciertos principios o leyes fundamentales que rigen las combinaciones químicas.

Las siguientes leyes son fundamentales para poder establecer los principios en que se funda la estequiometría.

Ley de la conservación de la materia.

Fue establecida por Antoine Laurent Lavoisier. Esta ley a sido enunciada de muy diversos modos; concretamente afirma que “Nada puede crearse o destruirse solo hay una transformación” o simplemente “La materia no se crea ni se destruye sólo se transforma.”

Ley de las proporciones constantes o ley de Proust.

Llamada también “ley de las proporciones definidas” fue establecida por Proust en 1797 y dice “Los elementos se combinan en proporciones definidas de peso, de tal manera que la composición de un compuesto químico puro es siempre fija, constante independientemente del proceso de preparación”

Asi pues siempre que se quiere tener un compuesto determinado, se emplearán invariablemente las cantidades fijas que se requieren para dicha combinación; el exceso de cualquiera de los componentes que se usen quedará sin reaccionar. Este seria el caso de una molécula de cloruro de sodio (NaCl), que siempre esta formada por un átomo de cloro y uno de sodio. El exceso de uno u otro de estos elementos no reaccionará y por lo tanto no formara parte de la molécula.

Ley de las proporciones múltiples

Esta ley fue establecida por John Dalton (1803) cuando después de especulaciones teóricas llego a la conclusión de que “Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos, los pesos de uno de los elementos que se une con un peso constante del otro, guardan una proporción representada por números enteros generalmente pequeños.”

Esto quiere decir que al combinar dos elementos no siempre se obtiene el mismo compuesto sino que a veces,al combinarse en proporciones diferentes (pero constantes para cada caso) se obtienen también compuestos químicos diferentes. El caso del oxígeno y el nitrógeno que pueden formar diferentes óxidos de nitrógeno: N2O, NO, N2O3, N2O5.

Ley de las proporciones equivalentes

Se le atribuye a J. B. Richter y puede enunciarse así: “ Los pesos de los distintos elementos que se combinan con un peso constante de otro, expresan también por sí mismos o multiplicados por un factor sencillo, las proporciones según las cuales se combinan entre sí.”

Se sabe por análisis químico que :

1.00797 gramos de hidrógeno + 35.453 gramos de cloro = HCl

1.00797 gramos de hidrógeno + 18.9984 gramos de flúor = HF

Por lo tanto se combinarían 35.453 gramos de cloro + 18.9984 gramos de flúor = ClF según esta ley.

Principio de Avogadro.

Como consecuencia de los trabajos realizados para establecer la ley de los volúmenes de combinación, Avogadro supuso primero que “Los volúmenes iguales de todos los gases y vapores, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.” Así pues 1 litro (mL, pie cubico, u otra unidad de volumen) de oxígeno contiene el mismo número de moléculas que 1 litro (mL, pie cubico u otra unidad de volumen) de hidrógeno o de cualquier otro gas.

Luego definió a las moléculas como “ Las masa mas pequeñas que pueden existir en libertad.”

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