Generalidades de estequiometria y leyes ponderales.

1. Institución Educativa Pio XII
Asignatura de Química
Tema: Estequiometría I
Objetivo
 Identificar los conceptos básicos para el
estudio de los cálculos estequiométricos
Parte Teórica
El termino estequiometría proviene del griego
stoicheion, 'elemento' y métrón, 'medida' y se
define como el cálculo de las relaciones
cuantitativas entre reactivos y productos en el
transcurso de una reacción química. En una
reacción química se observa una modificación de
las sustancias presentes: los reactivos se
consumen para dar lugar a los productos. 1
A escala microscópica, la reacción química es
una modificación de los enlaces entre átomos,
por desplazamientos de electrones: unos
enlaces se rompen y otros se forman, pero los
átomos implicados se conservan.
Los cálculos con reacciones químicas o cálculos
estequiométricos se basan en las llamadas
leyes ponderales, algunos científicos que
propusieron dichas leyes son:
Antoine Lavoisier generalizo sus resultados a
todas las reacciones químicas, enunciando la
llamada ley de la conservación de la masa: en
toda reacción química, la masa total de las
sustancias reaccionantes es igual a la masa total
de los productos de la reacción.
1N2 + 3H2 → 2NH3
En los reactivos En los productos
N: 2 H: 6 N: 2 H: 6
Joseph Proust enuncio la ley de las
proporciones definidas o constantes: las
proporciones en las que se encuentran distintos
elementos que forman un compuesto son
constantes e independientes del proceso
seguido para su formación, como el agua H2O,
siempre contara con 2 átomos de Hidrogeno H y
1 átomo de Oxigeno O.
John Dalton enuncio la ley de las
proporciones múltiples: cuando dos elementos
se pueden unir en más de una proporción, las
cantidades de un mismo elemento que se unen
con una cantidad fija del otro elemento para
formar en cada caso un compuesto distinto, se
encuentran en una relación de números enteros
sencillos,por ejemplo, si combinamos 1 átomo de
carbono con 2 de oxigeno obtendremos el CO2
dióxido de carbono, pero si combinamos 1 átomo
de carbono con 1 de oxigeno obtendremos el CO
monóxido de carbono, son los mismos
elementos (Carbono;Oxigeno) pero diferentes
compuestos.
Gay Lussac enuncio la ley de los volúmenes
de combinación: en cualquier reacción química,
los volúmenes de todas las sustancias gaseosas
1 JIMENEZ, G. Universidad Autonoma del Estado de Hidalgo.
Recuperado de:
http://cvonline.uaeh.edu.mx/Cursos/BV/C0301/Unidad%20VI
I/71_lec_Estequiometria.pdf
que intervienen en ella se encuentran en una
relación de números enteros sencillos, ejemplo:
la relación de volúmenes de nitrógeno,
hidrogeno y amoniaco siempre es de 1:3:2, es
decir que por una unidad de volumen de
nitrógeno se combinaran 3 unidades de volumen
de hidrogeno para formar dos unidades de
volumen de amoniaco:
1N2 + 3H2 → 2NH3
Amadeo Avogadro enunció una hipótesis en
1811, consideró a todos los cuerpos formados
por átomos que se pueden unir para formar
moléculas que se diferencian unas de otras por
el número y el tipo de átomos que las
constituyen; también basándose en
experimentos de gases y en los principios
anteriores afirma que: en volúmenes iguales de
gases, medidos a las mismas condiciones de
presión y temperatura, hay el mismo número de
moléculas, independientemente de la naturaleza
del gas considerado. La hipótesis de Avogadro
permite comparar las masas de átomos y
moléculas, así en el siglo XIX fue posible
construir una escala de masas atómicas y masas
moleculares relativas, sirviendo como referencia
el átomo de carbono-12 al cual se le asigna una
masa atómica de 12,000 unidades de masa
atómica (uma)
1 unidad de masa atómica (uma) = ½ de la masa
del átomo de carbono-12.
El número de átomos en una muestra de 12 g de
carbono-12, se llama número de Avogadro (NA)
y tiene un valor de 6.023×1023. Por lo tanto, un
mol de moléculas, de átomos o partículas,
contiene el número de Avogadro. Por ejemplo,
un mol de CO2 es igual a 6.023×1023 moléculas
de CO2, o un mol de Fe es igual a 6.023×1023
átomos de Fe.
Masa atómica relativa de un elemento químico
es la masa de un átomo de dicho elemento
expresada en unidades de masa atómica.
Masa molecular relativa de una sustancia pura
es la masa de una molécula de dicha sustancia,
expresada en unidades de masa atómica.2
Actividad
1. Elabore un cuadro de características,
mapa mental o conceptual sobre la
temática de estequiometria y las leyes
ponderales, el cual debe contener:
A. Definición de estequiometria y/o fundamento
de cada una de las leyes ponderales que se
mencionaron en el texto anterior
B. Ejemplo de cada ley
C. Breve explicación de la ley que definió o
fundamentó, pero ahora con sus propias
palabras.
Nota: Debe seleccionar una de las tres
posibilidades, cuadro de características, mapa
mental o mapa conceptual y al que elija realizarle
las opciones A, B y C.
2 GUZMAN, N. SANCHEZ, M. Quimica General e Inorganica.
Pág. 124-126. Editorial Santillana. Colombia (1995).