Leyes de estequiometria

Principios de Estequiometría.
Materia: Biofísica funcional

1. Leyes de estequiometria
En ocasiones y bajo condiciones particulares, las moléculas interactúan unas con otras para
producir moléculas nuevas. En cada combinación siempre estará presente una reacción
química. De ahí que reacción química se defina como: “Un proceso en el que las
sustancias cambian para formar sustancias diferentes”. [1]
Cada reacción química se expresa mediante una ecuación química, la cual indica las
sustancias que reaccionan y las que se producen, en qué proporción, sus cantidades exactas
y en qué fase se encuentran, principalmente. Todo utilizando cálculos y signos
matemáticos. [7]
La rama de la química que se encarga de este tipo de cálculos es la estequiometria. En
general, “el término estequiometria se emplea para designar el cálculo de las cantidades
de las sustancias que participan en las reacciones químicas” [2]
La figura 1.1 muestra un ejemplo de una reacción química de combustión.




Figura 1.1
Representación gráfica y simbólica de la reacción de
combustión del metano.

2. Leyes ponderales o de las combinaciones
La Química, como ciencia que es, posee sus leyes. Se llaman leyes ponderales o
estequiométricas a las que establecen relaciones entre los pesos de las sustancias que se
combinan. Explicaré, principalmente, las leyes ponderales conocidas como de Lavoisier y
de Proust.
(a) Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa. A. Laurent Lavoisier (1743-
1794) establece que “cuando se produce una combinación química, la masa que
conforma la sustancias químicas que intervienen siempre va a permanecer
constante”. Dicho de otra manera, la masa total de los reactivos siempre será igual
a la de los productos. [3]
En la Figura 1.2 observamos cómo se conserva la masa en una reacción química.





Figura 1.2
Representación gráfica de una reacción química donde se
prueba la ley de la conservación de la masa de Lavoisier en
reactivos y productos.

3. (b) Ley de las proporciones definidas. Joseph Louis Proust (1754-1826), quien en 1799
a través de experimentos realizados con carbonato de cobre, demostró que los
elementos se combinan en proporciones fijas y definidas para formar compuestos
químicos, logrando establecer que “siempre que se va a obtener el mismo
compuesto, la relación entre las masas que se combinan es constante” [3] Lo que se
explica como una conservación de sus moléculas y por lo tanto, sus masas en una
proporción constante y definida.
La figura 1.3 ejemplifica la ley de proporciones definidas al conservar las masas
constantes de dos elementos en un solo compuesto.



Figura 1.3
Representación gráfica de elementos que se combinan obteniendo un
compuesto que conserva las moléculas y su masa constante y definida.

(c) Ley de proporciones recíprocas. Jeremías Richter (1762-1807), dice “las masas de
elementos diferentes que se combinan con una cantidad fija de un elemento de
referencia, son las masas relativas de aquellos elementos cuando se combinan entre
sí, o bien, múltiplos y submúltiplos de estas masas relativas” [8]

(d) Ley de las proporciones múltiples. John Dalton (1766-1844), quien establece que,
“si dos elementos forman más de un compuesto, las diferentes masas de un
elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento guardan entre sí
una proporción sencilla, de un número entero”. [4]
En la figura 1.4 se ejemplifica perfectamente utilizando una molécula de agua.

4. Figura 1.4
Representación gráfica de una reacción química en una molécula de
agua, donde se observa la distribución proporcional de los elementos,
según la ley de las proporciones múltiples.





A principios del siglo XIX fue popularizada una versión positivista de la ley de las
proporciones múltiples, según la cual Dalton elaboró su teoría atómica una vez que tuvo
conocimiento de esta ley, mientras trabajaba con dos hidrocarburos (metano y etano).
Según Rocke (1984): “Esta versión inductivista fue bastante concordante con el modelo
Victoriano de ciencia heroica prevaleciente en la época” [5].
Por otra parte es importante observar cómo Linus Pauling (1964) aclara esto, en un texto de
química, enunciando categóricamente: “El descubrimiento de la ley de las proporciones
múltiples fue el primer gran éxito de la teoría atómica de Dalton. Esta ley no fue inducida
de los resultados experimentales, sino derivada de la teoría, y luego probada mediante
experimentos” [6]

5. REFERENCIAS

BIBLIOGRAFIAS
[1] Raymond Chang, Química, 7ª. ed., McGraw-Hill, México, 2002, p.82.
[2] Ralph A. Burns, Fundamentos de química, 2ª.ed., Prentice Hall, México, 1996, p. 317
[3] Theodore L. Brown et, al., Química, 12a. ed., Pearson, México, 2014, p.40.
[4] Ralph A. Burns, Fundamentos de química, 2ª.ed., Prentice Hall, México, 1996, p. 98
[5] Rocke, A.J. (1978). Atoms and equivalents: The early development of the chemical
atomic theory. Historical studies in the Physical Sciences, 9, 225-263.

ARTICULOS
[6] Paéz, Ysmandi; Rodríguez, María A; Niaz Mansoor. La teoría atómica de Dalton desde
la perspectiva de la nueva filosofía de la ciencia: Un análisis de la imagen reflejada por
los textos de química de bachillerato. Paradigma, Vol. XXIII, N 2, Diciembre de 2002 / 97
– 122
[7] E.de C. Reacciones y ecuaciones químicas. Enseñanza de las ciencias: revista de
investigación y experiencias didácticas Vol.: Extra Part.: 3 IV Congreso Internacional
Investigación Didáctica Ciencias y Matemáticas 1993/ 43-45
[8]An. Quim. Principios de estequiometria. Revista de la Sociedad Química de México,
Vol. 43, Núm. 5 (2006) 171-182