Este teorema formaliza de manera cuantitativa la Ley de las Proporciones Definidas, permitiendo calcular directamente la fracción de masa de un elemento dentro de un compuesto conocido. Se fundamenta en dos principios clave: el valor del subíndice del elemento dentro de la fórmula molecular, que indica cuántas unidades atómicas de dicho elemento hay en cada molécula del compuesto, y la masa molar, tanto del elemento como del compuesto.
Así, la proporción en masa de un elemento en una molécula se deduce del producto entre el subíndice (cantidad relativa del elemento) y el cociente de masas molares (proporción de masas entre el elemento y el total del compuesto). Este enfoque permite entender por qué, por ejemplo, el oxígeno tiene una fracción de masa mayor en el agua que el hidrógeno, pese a tener un subíndice menor: su masa molar es mucho mayor.
Además, este teorema puede ser adaptado a una forma de factor de conversión, útil para pasar entre masa total de compuesto y masa del elemento contenido, lo cual tiene aplicaciones directas en la estequiometría, la formulación de mezclas químicas, el control de calidad y la producción industrial. Esta versión se expresa en forma de porcentaje ajustando algebraicamente el resultado, dado que multiplicar por 100 % transforma una fracción decimal (como 0,23) en una expresión porcentual (23 %), sin cambiar su valor real.
Es importante recalcar que algebraicamente, 1 módulo equivale a 100 %, por lo tanto, los resultados en fracción y en porcentaje son formalmente equivalentes, aunque visualmente distintos. Esto permite trabajar cómodamente en ambos formatos según el contexto del problema, sin pérdida de rigor químico ni matemático.
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