La estequiometría

La estequiometría se basa principalmente en dos leyes, la ley de conservación de la masa (materia) y la ley de las proporciones constantes, también podemos observar en ciertos casos la ley de las proporciones múltiples.

(También pudiéramos hablar de otra ley que generalmente no se incluye ni se le da nombre, implícita en la teoría atómica: "la ley de la inmutabilidad de los elementos" en una reacción química los elementos nunca se transforman en otros)

La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas, es decir, la relación entre reactivos y productos. De este modo, las relaciones molares y másicas de una reacción se pueden obtener al balancear su ecuación.

Al balancear una ecuación química la cantidad de átomos representados en los reactivos es igual a la cantidad de átomos representados en los productos, si estos los transformamos a gramos la cantidad de masa representada en reactivos es igual a la masa representada en productos.

La ley de las proporciones constantes, dice que en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en proporciones de masa definidas y características del compuesto, por lo que también se conoce como la ley de las proporciones definidas. Ésta se considera una ley química fundamental. El agua (H2O) siempre está formada por una proporción de 88,89 % en g de oxígeno por cada 11.11 % en g de hidrógeno, el cloruro de sodio siempre está formado por 39.35 % en g de sodio por cada 60,65 % en g de cloro, etc.

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John Dalton, es una de las leyes estequiométricas más básicas. Ésta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

El nitrógeno y el oxígeno pueden formar diferentes compuestos

N2O en masa serían 14 g de nitrógeno con 8 g de oxígeno

NO en masa serían 14 g de nitrógeno con 16 g de oxígeno

NO2 en masa serían 14 g de nitrógeno con 32 g de oxígeno

N2O3 en masa serían 14 g de nitrógeno con 24 g de oxígeno

N2O5 en masa serían 14 g de nitrógeno con 40 g de oxígeno

He considerado en todos estos casos al nitrógeno como el elemento que presenta una masa fija de 14 g y la masa del oxígeno va variando en una relación de 8: 16: 32: 24: 40, ésta relación la podemos reducir a 1: 2: 4: 3: 5 estos son números enteros y pequeños

Para la ley de conservación de la materia toda reacción química es un ejemplo de ella, Lavoisier la expresó como que "en una reacción química la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos".

Fuente(s):

...