Leyes estequiométricas: descripción y ejercicios resueltos

¿Qué son las leyes estequiométricas?

Las leyes estequiométricas describen la composición de las diferentes sustancias, con base en las relaciones (en masa) entre cada especie que interviene en la reacción.

Toda la materia existente está formada por la combinación, en diferentes proporciones, de los distintos elementos químicos que conforman la tabla periódica. Estas uniones se rigen por ciertas leyes de combinación conocidas como leyes de estequiometría o leyes ponderales de la química.

Estos principios son una parte fundamental de la química cuantitativa, siendo indispensables para el balanceo de ecuaciones y para operaciones tan importantes como determinar qué reactivos se necesitan para producir una reacción específica o calcular qué cantidad de esos reactivos se necesitan para obtener la cantidad esperada de productos.

Son ampliamente conocidas en el campo químico de la ciencia “las cuatro leyes”: ley de la conservación de la masa, ley de las proporciones definidas, ley de las proporciones múltiples y ley de las proporciones recíprocas.

Las 4 leyes estequiométricas

Cuando se desea determinar la forma en que se combinan dos elementos a través de una reacción química, deben tomarse en cuenta las cuatro leyes que se describen a continuación.

Ley de la conservación de la masa (o “Ley de la conservación de la materia”)

Esta ley está basada en el principio de que la materia no puede ser creada ni destruida, es decir, solo puede transformarse.

Esto significa que para un sistema adiabático (donde no existe transferencia de masa ni energía desde o hacia los alrededores) la cantidad de materia presente debe permanecer de manera constante en el tiempo.

Por ejemplo, en la formación del agua a partir de oxígeno e hidrógeno gaseosos se observa que existe la misma cantidad de moles de cada elemento antes y después de la reacción, por lo que se conserva la cantidad total de materia.

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)

• Ejercicio:

P.- Demostrar que la reacción anterior cumple con la ley de la conservación de la masa.

R.- En primer lugar, se tienen las masas molares de los reactantes: H₂=2 g, O₂=32 g y H₂O=18 g.

Luego, se suma la masa de cada elemento en cada lado de la reacción (balanceada), resultando: 2H₂+O₂ = (4+32) g = 36 g en el lado de los reactantes y 2H₂O = 36 g en el lado de los productos. Así se ha demostrado que la ecuación cumple con la ley mencionada.

Ley de las proporciones definidas (o “Ley de las proporciones constantes”)

Se fundamenta en que cada sustancia química se forma a partir de la combinación de sus elementos constituyentes en relaciones de masas definidas o fijas, las cuales son únicas para cada compuesto.

Se da el ejemplo del agua, cuya composición en estado puro será invariablemente de 1 mol de O₂ (32g) y 2 moles de H₂ (4g). Si se aplica el máximo común divisor se encuentra que reacciona un mol de H₂ por cada 8 moles de O₂ o, lo que es lo mismo, se combinan en razón 1:8.

• Ejercicio:

P.- Se tiene un mol de ácido clorhídrico (HCl) y se desea saber en qué porcentaje se encuentra cada uno de sus componentes.

R.- Se conoce que la razón de unión de estos elementos en esta especie es 1:1. Y la masa molar del compuesto es aproximadamente 36,45 g. Del mismo modo, se sabe que la masa molar del cloro es 35,45 g y la del hidrógeno es 1 g.

Para calcular la composición porcentual de cada elemento se divide la masa molar del elemento (multiplicado por su cantidad de moles en un mol del compuesto) entre la masa del compuesto y se multiplica este resultado por cien.

Así: %H= [(1×1)g/36,45g] x 100 = 2,74%

y %Cl= [(1×35,45)g/36,45g] x 100 = 97,26%

De esto se infiere que, sin importar de dónde provenga el HCl, en su estado puro siempre estará formado por 2,74% de hidrógeno y 97,26% de cloro.

Ley de las proporciones múltiples

Según esta ley, si se da una combinación entre dos elementos para generar más de un compuesto, entonces la masa de uno de los elementos se une con una masa invariable del otro, conservando una relación que se manifiesta a través de números enteros pequeños.

Se dan como ejemplo el dióxido y el monóxido de carbono, que son dos sustancias constituidas por los mismos elementos, pero en el dióxido se relacionan como O/C=2:1 (por cada átomo de C hay dos de O) y en el monóxido su relación es 1:1.

• Ejercicio:

P.- Se tienen los cinco óxidos distintos que se pueden originar de manera estable combinando oxígeno y nitrógeno (N₂O, NO, N₂O₃, N₂O₄ y N₂O₅).

R.- Se observa que el oxígeno en cada compuesto va en aumento, y que con una proporción fija de nitrógeno (28 g) se tiene una relación de 16, 32 (16×2), 48 (16×3), 64 (16×4) y 80 (16×5) g de oxígeno respectivamente; es decir, se tiene una razón simple de 1, 2, 3, 4 y 5 partes.

Ley de las proporciones recíprocas (o “Ley de las proporciones equivalentes”)

Se basa en la relación existente entre las proporciones en las cuales se combina un elemento en diferentes compuestos con elementos distintos.

Dicho de otra manera, si una especie A se une a una especie B, pero A también se combina con C; se tiene que si los elementos B y C se unen, la relación en masa de estos se corresponde con las masas cada uno cuando se unen en particular con una masa fija del elemento A.

• Ejercicio:

P.- Si se tienen 12g de C y 64g de S para formar CS₂, además se tienen 12g de C y 32g de O para originar CO₂ y por último 10g de S y 10g de O para producir SO₂. ¿Cómo se puede ilustrar el principio de proporciones equivalentes?

R.- La proporción de las masas de azufre y oxígeno en combinación con una masa definida de carbono es igual a 64:32, es decir 2:1. Entonces, la proporción de azufre y oxígeno es de 10:10 al unirse directamente o, lo que es lo mismo, 1:1. Así que las dos relaciones son múltiplos sencillos de cada especie.

Referencias

1. Wikipedia. (s.f.). Stoichiometry. Recuperado de en.wikipedia.org.
2. Chang, R. (2007). Chemistry, Ninth edition (McGraw-Hill).
3. Young, S. M., Vining, W. J., Day, R., y Botch, B. (2017). (General Chemistry: Atoms First. Recuperado de books.google.co.ve.
4. Szabadváry, F. (2016). History of Analytical Chemistry: International Series of Monographs in Analytical Chemistry. Recuperado de books.google.co.ve.
5. Khanna, S. K., Verma, N. K., y Kapila, B. (2006). Excel With Objective Questions In Chemistry. Recuperado de books.google.co.ve.