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Sumario Estequiometria y reacciones químicas
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Este documento ayuda a abordar y entender mejor las reacciones químicas, como así también la estequiometria y los cálculos que están ampliamente relacionados
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UNIVERSIDAD NACIONAL DEL LITORALCENTRO UNIVERSITARIO GALVEZ
CARRERA: ANALISTA UNIVERSITARIO DE ALIMENTOS.
ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL.
CARGA HORARIA: 120 HORAS CUATRIMESTRALES.
TEORÍA IV: Reacciones Químicas y Estequiometría
Una reacción química (cambio o fenómeno químico) es todo proceso termodinámico en el cual
una o más sustancias (reactivos), por efecto de un factor energético, se transforman cambiando
su estructura molecular y enlaces en una o más sustancias (productos). Esas sustancias pueden ser
elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro
producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio
al colocarla en llama se convierte en óxido de magnesio. A la representación simbólica de las
reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de
reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. Aunque los productos
generados pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen
constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes (magnitudes conservadas)
incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. La palabra
estequiometría viene del griego stoicheion, que significa primer principio o elemento, y metron,
que indica medida. La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre distintos
elementos en compuestos (estequiometría de composición) y entre sustancias que experimentan
cambios químicos (estequiometría de reacciones).
Hasta finales del XVIII y principios del XIX se sabía muy poco acerca de la composición de la materia
y lo que sucedía cuando reaccionaban. En esta época, se empiezan a enunciar algunas leyes básicas
sobre las transformaciones de la materia que culminan con la teoría atómica de Dalton. Estas leyes
ponderales pueden resumirse de la siguiente manera:
1. Ley de Lavoisier de la conservación de la materia (1789): En toda reacción química se conserva
la masa, es decir que la suma de las masas de los reactivos que reaccionan es igual a la suma de las
masas de los productos obtenidos. Por lo tanto, si 10 g de reactivo A se combinan con 20 g de
reactivo B, se obtienen 30 g de producto C. La ley de conservación de la masa de Lavoisier es una de
las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. En esta ley se asume la conservación de la
cantidad de átomos, por lo tanto resulta indispensable el balanceo de las ecuaciones químicas. Al
afirmar que en cualquier reacción química se conserva la masa, esto quiere decir que la materia no
se crea ni se destruye, sino que se transforma y permanece invariable. Cuando se enunció la ley de
la conservación de la materia no se conocía el átomo al detalle, sin embargo permitió definir las
bases para la química moderna. Puesto que en una reacción química no se crean ni se destruyen
átomos, la masa no puede variar, por lo tanto lo único que puede existir es un reordenamiento de
átomos, o lo mismo decir que se rompen enlaces existentes para formar nuevos enlaces.
Universidad Nacional del Litoral Ameghino 50 bis Teléfono: (03404) 481203
Centro Universitario de Alimentos (2252) Gálvez - Santa Fe Email: euaa@unl.edu.ar
, 2. Ley de Proust de las proporciones definidas (1799): Cuando se combinan dos o más elementos
para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una relación de masas constantes. Así, la
proporción de masas entre los productos formados y los elementos que los forman es constante.
En términos modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre se van a poder asignar
subíndices fijos a cada compuesto. Una clase de compuestos, llamados no estequiométricos, no
siguen esta ley. Otras sustancias, como aleaciones o coloides, que no son compuestos sino mezclas,
tampoco siguen esta ley. Proust concluyó que, para generar un compuesto determinado, dos o más
elementos químicos se unen entre sí, siempre en la misma proporción ponderal. Una aplicación de
esta ley es en la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, que es el
porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.
3. Ley de Dalton de las proporciones múltiples (1802): Cuando dos o más elementos se combinan
para generar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro,
mantienen una relación de números enteros sencillos. Esta fue la última de las leyes ponderales en
postularse. Dalton trabajó en un fenómeno que Proust no se había percatado, y fue la observación
de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones para
formar distintos compuestos. Esto fue luego demostrado por Gay-Lussac. En los óxidos de cobre
CuO y Cu2O, que tienen 79,89% y 88,82% de cobre, respectivamente, y equivalen a 3,973 gramos de
cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el
segundo caso, entonces la relación entre ambas cantidades es de 1:2, tal como se expresa con las
fórmulas de los compuestos derivados de la teoría atómica. Cuando dos elementos se combinan y,
en vez de producir un solo compuesto, generen varios, también se concluyó que la masa de uno de
los elementos combinados con la misma masa del otro guarda una relación expresable mediante un
cociente de números enteros pequeños.
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