La Ley de Conservación de la Materia o Ley de Conservación de la Masa es una ley fundamental de la química enunciada por Lavoisier en 1785. Esta ley afirma que:
- En una reacción química la masa permanece constante
Otra manera de enunciar esta ley sería:
- en una reacción química, la materia no se crea ni se destruye sino que se transforma permaneciendo constante.
La única excepción a esta ley se produce en las reacciones nucleares ya que parte de la materia se transforma en energía.
De esta ley se deduce que el número de átomos permanece constante una reacción.
Ley de la conservación de la materia
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Ley de conservación de la materia. La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él; esto es, en términos químicos, la masa de los cuerposreaccionantes es igual a la masa de los productos en reacción. Así fue enunciada en el año 1745, Mijaíl Lomonosov. En el mismo año, y de manera independiente, el químico Antoine Lavoisier propone que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es por esto que muchas veces la ley de conservación de la materia es conocida como ley de Lavoisier-Lomonosov.
Historia
La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».
Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.
Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.
Estos científicos se referían a la materia másica. Más adelante se observó que en algunas reacciones nucleares existe una pequeña variación de masa. Sin embargo, esta variación se explica con la teoría de la relatividad de Einstein, que propone una equivalencia entre masa y energía. De esta manera, la variación de masa en algunas reacciones nucleares estaría complementada por una variación de energía, en el sentido contrario, de manera que si se observa una disminución de la masa, es que ésta se transformó en energía, y si la masa aumenta, es que la energía se transformó en masa.
Teniendo es cuenta la ley de conservación de la materia, cuando escribimos una ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado.
Ley de las Proporciones Definidas
La Ley de Proporciones Definidas o Ley de Proporciones Constantes es una ley enunciada por Louis Proust en 1799 y que afirma:
Cuando viarias sustancias se unen para formar un compuesto,
lo hacen siempre en una relación constante de masa.
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Esto significa que en una determinada reacción, los reactivos se van a combinar siempre en el mismo porcentaje de peso independientemente de si la cantidad es grande o pequeña.
Esta ley tiene implicaciones importantes ya que por ejemplo, a la hora de determinar la fórmula molecular de un compuesto, podemos asegurarnos que los subíncides de cada elemento son fijos.
Esta ley tiene implicaciones importantes ya que por ejemplo, a la hora de determinar la fórmula molecular de un compuesto, podemos asegurarnos que los subíncides de cada elemento son fijos.
Ejemplos Aplicados de la Ley de Proporciones Definidas:
Ejemplo 1: calcular la proporción de masas en la reacción 2 H2 + O2 → H2O.
- Supongamos que reaccionan 1 mol de cada sustancia:
- 1 mol H2 = 2 gramos → 2 H2 = 4 gramos
- 1 mol O2 = 32 gramos
- Simplificando obtenemos que reacciona 1 unidad de masa de H2 por cada 8 unidades de masa de O2
- Por lo tanto los reactantes H2 y O2 reaccionan siempre en proporción 1 a 8
Ejemplo 2: Para la reacción anterior (2 H2 + O2 → H2O) disponemos de 25 gramos de H2 y 300 gramos de O2. Calcular el elemento que está en exceso y la cantidad sobrante.
- En el ejemplo anterior se determinó que el H2 y el O2 reaccionan en proporción 1 a 8, por lo tanto:
300 g O2 / 25 g H2 = 12 → como esta proporción es superior a 8 entonces el O2 está en exceso
- Calculamos ahora la cantidad en exceso:
Para 25 g de H2 deberían reaccionar 8 · 25 = 200 g de O2. Por lo tanto tenemos un exceso de 100g de O2.
Ejercicios:
Ejercicio 1: En la reacción (S + O2 → SO3) se conoce que reaccionan 2 gramos de S por cada 3 gramos deO2 para dar 5 gramos de SO3. En base a ello calcular:
- los gramos de O2 necesarios para reaccionar con 10 gramos de azufre
- los gramos de oxígeno y azufre necesarios para obtener 200 gramos de SO3
Solución Ejercicio Ley de Proporciones Definidas:
Ejercicio 1: En la reacción (S + O2 → SO3) se conoce que reaccionan 2 gramos de S por cada 3 gramos deO2 para dar 5 gramos de SO3. En base a ello calcular:
- los gramos de O2 necesarios para reaccionar con 10 gramos de azufre:
La Ley de Proporciones Definidas nos dice que la proporción de 2 gramos de S por cada 3 de O2para dar 5 de SO3 se va a mantener, por lo tanto:
- Masa de O2 necesaria para reaccionar con 10 gramos de S = 10 · (3/2) = 15 gramos O2
- los gramos de oxígeno y azufre necesarios para obtener 200 gramos de SO3:
Por la Ley de Proporciones Definidas se va a mantener la relación de 2 de S por cada 3 de O2para dar 5 de SO3, por lo tanto:
- Masa de O2 necesaria = 200 gramos · (3/5) = 120 gramos
- Masa de S necesaria = 200 gramos · (2/5) = 80 gramos
En 1799. Joseph Proust (1754-1826) estableció que “Cien libras de cobre, disuelto en ácido sulfúrico o nítrico y precipitado por carbonato de sodio o potasio, producen invariablemente 180 libras de carbonato de color verde”. Esta observación y otras similares constituyeron la base de la Ley de Proust, o la Ley de las proporciones definidas:
Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir, las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.
Para ver cómo se cumple la Ley de Proust, considere el compuesto agua. El agua contiene dos átomos de hidrógeno (H) por cada átomo de oxígeno (O), un hecho que puede representarse simbólicamente por una fórmula química, la conocida fórmula H2O. Las dos muestras descritas a continuación tienen las mismas proporciones de los dos elementos, expresadas como porcentajes en masa. Por ejemplo, para determinar el porcentaje en masa de hidrógeno, simplemente se divide la masa de hidrógeno por la masa de la muestra y se multiplica por 100. En cada muestra se obtendrá el mismo resultado: 11,9 por ciento de H.
| Muestra A | Composición Muestra A | Muestra B | Composición Muestra B |
| 10,000 g | 27,000 g | ||
| 1,119 g de Hidrogeno | % de Hidrogeno = 11,19 | 3,021 g de Hidrogeno | % de Hidrogeno = 11,19 |
| 8,881 g de Oxigeno | % de Oxigeno = 88,81 | 23,979 g de Oxigeno | % de Oxigeno = 88,81 |
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