Ley de conservación de la materia

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Reacción química en la cual una molécula de metano y dos moléculas de oxígeno reaccionan por combustión y se producen dos moléculas de agua y una de dióxido de carbono. Antes y después de la reacción el número de átomos de oxígeno (4), hidrógeno (4) y carbono (1) es el mismo. Por lo tanto la masa total de los reactivos, la suma de la masa de todos los átomos, es igual a la masa total de los productos. Véase estequiometría.

La ley de conservación de la masa, ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-Lavoisier es una de ley fundamental de las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1748 y descubierta unos años después por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar de la siguiente manera:

«En un sistema aislado, durante toda reacción química ordinaria, la masa total en el sistema permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa de los productos obtenidos».[1]

Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. El principio es bastante preciso para reacciones de baja energía. En el caso de reacciones nucleares o colisiones entre partículas en altas energías, en las que definición clásica de masa no aplica, hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.

Historia[editar]

La aparente pérdida de masa durante procesos de combustión era uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII. En 1679, los experimentos preliminares de Robert Boyle parecían indicar un desbalance en la masa: pesaba meticulosamente varios metales que antes y después de su oxidación mostraban un notable aumento de peso. Estos experimentos, se llevaban a cabo en recipientes abiertos.[2]

El interés de Lavoisier por el tema se despertó durante sus trabajos relacionados en el alumbrado público de París. Había observado que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos materiales se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado del calentamiento, en el resultado la masa era igual que antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado masa al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa, en este caso era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del propuesto flogisto, una esencia relacionada al calor, sino la disminución de gases en el recipiente. La experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto que si se tiene en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, la masa nunca varía. Esta es la ley de la conservación de la masa, enunciándola de la siguiente manera: «En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos».

Ejemplos en química[editar]

Ejemplo 1: Combustión de una vela[editar]

Cuando una vela arde no se gana ni se pierde masa. La masa total de la cera y del oxígeno molecular (O2) presente antes de la combustión es igual a la masa total de dióxido de carbono (CO2), vapor de agua (H2O) y cera sin quemar que quedan cuando la vela se apaga.

Por lo tanto:

Masa de cera + masa de O2 = Masa de CO2 + Masa de H2O + Masa de cera sin quemar.          

No se produce ningún cambio de la masa total durante la reacción química.

Ejemplo 2: Oxidación del hierro[editar]

La conservación de la masa explica cómo es que el óxido de hierro (Fe
2
O
3
), que es hierro (Fe) combinado con oxígeno (O2), pueda pesar más que el hierro puro.

La sustancia reacciona con O2, esto es:

4Fe + 3O
2
→ 2Fe
2
O
3
.

En este caso, cuando el hierro se óxida, se combina de manera que tres partes de oxígeno reaccionan con cuatro partes de hierro. La nueva sustancia contiene no sólo la masa original del hierro sino que además contiene la masa del dióxigeno de la reacción.

Esto es solo un ejemplo de una reacción para la obtención de óxido de hierro, el proceso puede ser más complejo si se involucra vapor de agua. Véase herrumbre.

Ejemplo 3: Ácido clorhídrico[editar]

La reacción química entre el hidrógeno gaseoso (H2) y el cloro gaseoso (Cl2) da como resultado ácido clorhídrico (HCl):

H
2
+  Cl
2
2HCl.

Los átomos de los reactivos no se destruyen, se combinan y se transforman en una nueva sustancia.

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. Otro enunciado popular: «La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.»
  2. Morcillo, Jesús (1989). Temas básicos de química (2ª edición). Alhambra Universidad. p. 11-12. ISBN 9788420507828.