Ley de la Conservación de la Masa

La ley de la conservación de la masa es uno de los tres postulados por los cuales se rige los cambios químicos. Esta ley fue enunciada por el químico francés Antoine Lavoisier (1743-1793) en la segunda mitad del siglo XVIII,  y por tal razón es también conocida como Ley de Lavoisier.

Lavoisier demostró experimentalmente que la masa total de un sistema cerrado es constante, aunque en el sistema se origine cualquier tipo de procesos químicos. En el pasado se creía que la materia se podía destruir y utilizaban como ejemplo la combustión de un trozo de carbón que luego de arder estaba reducido a cenizas, con una masa bastante inferior al carbón inicial. Posteriormente, el uso de la balanza permitió evidenciar que si se recuperaban los gases expulsados en la combustión, el sistema tenía igual masa tanto en la etapa inicial como en la etapa final de la reacción química.

y se logró concluir que es improbable crear materia de la nada y tampoco es posible el proceso inverso, es decir, destruir la materia.  Sin embargo, es posible a partir de ciertos materiales, transformarlos en otros y si el sistema es cerrado, su masa se mantendrá constante.


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 quimica 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».

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.
 

                                                      Oxidación del hierro

 

La conservación de la masa explica cómo es que el óxido de hierro (Fe
2O
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
2O
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.

Balanceo de ecuaciones por el método Redox

El método del cambio de los números de la oxidación es relativamente sencillo, y es un modo fácil de equilibrar las ecuaciones redox. Se basa en el hecho de que el aumento de los números de la oxidación de los reactantes que han sido oxidados tiene que ser idéntico a la disminución de los números de oxidación de los reactantes que han sido reducidos.


Introduzcan la ecuación de la reacción química en el campo de introducción y hagan clic en 'Enviar' (por ejemplo: so32-+cr2o72- -->cr3++so42- ).

Las reglas para introducir las ecuaciones

• Los espacios entre los símbolos y las fórmulas se ignoran, por ejemplo: Cu SO 4 es idéntico CuSO4
• Se permite el uso de todos tipos de paréntesis, como por ejemplo: K3[Fe(CN)6]
• Cuando se escriben iones, añadan simplemente la carga al final de la fórmula, como por ejemplo: Hg2+, Hg22+ o Hg2^2+
• Como flecha en la ecuación pueden utilizar la señal "=" o "-->" o "→".
• La entera ecuación se puede escribir con minúsculas. Los elementos, escritos correctamente (la primera letra escrita con mayúscula) el convertidor dejará sin cambios, de mismo modo como lo han escrito ustedes.

---

¿Por qué tenemos que equilibrar la reacción química?

La ecuación química equilibrada describe exactamente las cantidades de los reactantes y productos en una reacción química. La ley sobre la conservación de la masa dice que en la reacción química la masa no se puede ni producir ni destruir. Esto significa que la ecuación química debe tener por ambos lados el mismo número de átomos de cada elemento. Para que una ecuación esté equilibrada, las sumas de las cargas eléctricas en ambos lados tienen que ser idénticas.

Instrucciones para equilibrar las ecuaciones redox

• Paso 1. Se escribe una reacción desequilibrada
• Paso 2. Se desmonta la reacción redox a las reacciones parciales
  • a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo respectivo.
  • b) Se identifican los pares redox en la reacción
  • c) Se combinan los pares redox en dos reacciones parciales
• Paso 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parciales
  • a) Se equilibran todos los átomos excepto del H y del O
  • b) Se equilibran las cargas añadiendo H⁺ o OH^-
  • b) Se equilibran los átomos del oxígeno añadiendo H₂O
• Paso 4: Se iguala el número de los electrones perdidos y recibidos en las reacciones parciales
• Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales
• Paso 6: Se acorta la ecuación
• Y al final, siempre se verifica el equilibrio de las cargas y de los elementos

 Video de valanseo de ecuacione por el método Redox:

Balanceo químico por metodo REDOX

Método algebraico del balanceo de ecuaciones químicas

El método de balanceo algebraico se basa en el planteamiento de un sistema de ecuaciones en la cual los coeficientes estequiométricos participan como inconiptas, procediendo luego despejar estas incógnitas. Es posible sin embargo que muchas veces queden planteados sistemas de ecuaciones con más incógnitas que ecuaciones, en esos casos la solución se halla igualando a uno de cualquiera de los coeficientes a 1 y luego despejando el resto en relación a él. Finalmente se multiplican todos los coeficientes por un número de modo tal de encontrar la menor relación posible entre coeficientes enteros.
 En el ejemplo:
​

${\displaystyle \mathrm {a\cdot CH_{4}+b\cdot O_{2}\;\to \;c\cdot CO_{2}+d\cdot H_{2}O} }$

para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se puede plantear una condición de igualdad para el hidrógeno:

Hidrógeno: 4·a = 2·d

Y procediendo de la misma forma para el resto de los elementos participantes se obtiene un sistema de ecuaciones

Hidrógeno: 4·a = 2·d

Oxígeno: 2·b = 2·c + d

Carbono: a = c

Con lo que tenemos un sistema lineal de tres ecuaciones con cuatro incógnitas homogéneo:

${\displaystyle \left\{{\begin{array}{rrrrr}4a&&&-2d&=0\\&2b&-2c&-d&=0\\a&&-c&&=0\end{array}}\right.}$

Al ser un sistema homogéneo tenemos la solución trivial:

${\displaystyle a=b=c=d=0\;}$

Pero debemos buscar una solución que no sea trivial, ya que esta implicaría que no hay "ningún" átomo, y no describe el planteo químico, proseguimos a simplificar:

${\displaystyle \left\{{\begin{array}{rrrrr}2a&&&-d&=0\\&2b&-2c&-d&=0\\a&&-c&&=0\end{array}}\right.}$

Si, la tercera ecuación, la cambiamos de signo, la multiplicamos por dos y le sumamos la primera tendremos:

${\displaystyle \left\{{\begin{array}{rrrrr}2a&&&-d&=0\\&2b&-2c&-d&=0\\-2a&&+2c&&=0\end{array}}\right.\longrightarrow \quad \left\{{\begin{array}{rrrrr}2a&&&-d&=0\\&2b&-2c&-d&=0\\&&2c&-d&=0\end{array}}\right.}$

Pasando d al segundo miembro, tenemos:

${\displaystyle \left\{{\begin{array}{rrrr}2a&&&=d\\&2b&-2c&=d\\&&2c&=d\end{array}}\right.}$

Con lo que tenemos el sistema resuelto en función de d:

${\displaystyle \left\{{\begin{array}{l}a={\cfrac {d}{2}}\\b=d\\c={\cfrac {d}{2}}\end{array}}\right.}$

Se trata en encontrar el menor valor de d que garantice que todos los coeficientes sean números enteros, en este caso haciendo d= 2, tendremos:

${\displaystyle \left\{{\begin{array}{l}a=1\\b=2\\c=1\\d=2\end{array}}\right.}$

Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:

${\displaystyle \mathrm {CH_{4}+2\,O_{2}\to CO_{2}+2\,H_{2}O} }$

Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Video de  Método algebraico del balanceo de ecuaciones químicas:

Balanceo Químico por Método  Algebraico

Balanseo de ecuaciones quimicas

El punto de partida para realizar los cálculos estequiométricos es la ecuación química balanceada, la cual nos indica directamente en qué proporción se combinan los reactivos y se forman los productos.

Ejemplo 4.2.

Reacción de descomposición del clorato de potasio

2 KClO₃ (s) → 2 KCl(s) + 3 O₂ (g)

suponiendo que reaccionan 2 mol de KClO₃, se producen 2 mol de KCl y 3 mol de O₂. Si se hace un balance elemento a elemento, se observa que:
2 mol de K en los reactivos ≡ 2 mol de K en los productos
2 mol de Cl en los reactivos ≡ 2 mol de Cl en los productos
6 mol de O en los reactivos ≡ 6 mol de O en los productos

Ejemplo 4.3.

 Reacción del metano con el oxígeno

Como lo indica la figura, por 1 mol de CH₄ (g) que reacciona, se requieren 2 mol de O₂ (g) para formar 1 mol de CO₂ (g) y 2 mol de H₂O (g).

Balanceo de ecuaciones químicas por simple inspección

Ejemplo 4.4.

Balancear la siguiente ecuación:

H₂SO₄ + Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

Balanceo de metales (Al)

H₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

Balanceo de no metales (S)

3 H₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

Balanceo de H y de O

3 H₂SO₄ + 2 Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

Balanceo de ecuaciones químicas por el método redox

Primero se balanceará una ecuación química molecular (no participan especies iónicas).

Ejemplo 4.5.

Balancear por el método redox:

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + CrSO₄ + K₂SO₄

Determinar los números de oxidación de los elementos involucrados en la reacción y tener en cuenta sólo aquellos cuyo número de oxidación cambia.

Determinar qué elemento se oxida y cuál se reduce y cuántos electrones se cedieron y ganaron por molécula del compuesto.
El Cr se reduce porque su número de oxidación disminuye de +6 a +2.
Gana 4 e^-/ átomo, es decir 8 e^-/molécula (nótese el subíndice 2)
El Fe se oxida porque su número de oxidación aumenta de +2 a +3.
Pierde 1 e^-/ átomo, es decir 1 e^-/molécula

Igualar el número de electrones ganados y perdidos. Los electrones por molécula del agente oxidante se colocan como coeficiente del agente reductor y viceversa.

Cuando el coeficiente es 1 no se coloca en la ecuación.
Continuar el balance por tanteo. Tener en cuenta el siguiente orden: (1) Elementos que varían su estado de oxidación, (2) Metales, (3) No metales, (4) Hidrógeno y oxígeno.
(1) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + K₂SO₄
(2) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + K₂SO₄
(3) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + K₂SO₄
(4) K₂Cr₂O₇ + 8 FeSO₄ + 7 H₂SO₄ → 4 Fe₂(SO₄)₃ + 2 CrSO₄ + 7 K₂SO₄
Ahora se balancerá una reacción química iónica (en ella participan especies iónicas)

video de balanceo de ecuaciones quimicas:

https://www.youtube.com/watch?v=SoYJPl80oew

Reaciones quimicas

Las reacciones químicas suceden cuando se rompen o se forman enlaces químicos entre los átomos. Las sustancias que participan en una reacción química se conocen como los reactivos, y las sustancias que se producen al final de la reacción se conocen como los productos. Se dibuja una flecha entre los reactivos y los productos para indicar la dirección de la reacción química, aunque una reacción química no siempre es una "vía de un solo sentido", como veremos más adelante en la siguiente sección.

Por ejemplo, la reacción de descomposición del peróxido de hidrógeno ($\text{H}_{2}$H2​H, start subscript, 2, end subscript$\text{O}_{2}$O2​O, start subscript, 2, end subscript) en agua y oxígeno se puede escribir de la siguiente manera:

$2 \text{H}_{2}$2H2​2, H, start subscript, 2, end subscript$\text{O}_{2} \text{(peróxido de hidrógeno)}$O2​(peroˊxido de hidroˊgeno) $\rightarrow$→right arrow $2\text{H}_{2}\text O \text{(agua)}$2H2​O(agua)2, H, start subscript, 2, end subscript, O, left parenthesis, a, g, u, a, right parenthesis + $\text{O}_{2}\text{(oxígeno)}$O2​(oxıˊgeno)

En este ejemplo, el peróxido de hidrógeno es nuestro reactivo, y se descompone en agua y oxígeno, nuestros productos. Los átomos que comenzaron en las moléculas de peróxido de hidrógeno se reacomodaron para formar moléculas de agua ($\text{H}_{2}\text O$H2​OH, start subscript, 2, end subscript, O) y oxígeno ($\text O_2$O2​O, start subscript, 2, end subscript).

Tal vez hayas notado los números adicionales en la reacción química anterior: el $2$22 en frente del peróxido de hidrógeno y el agua. Estos números se llaman coeficientes y nos dicen cuánto de cada molécula participa en la reacción. Se deben incluir con el fin de que nuestra ecuación esté balanceada, es decir que el número de átomos de cada elemento sea igual en los dos lados de la ecuación.

Las ecuaciones deben estar balanceadas para reflejar la ley de la conservación de la materia, que dice que no se crean ni se destruyen átomos durante el curso de una reacción química normal. Puedes aprender más sobre el balanceo de ecuaciones en el tutorial de balanceo de ecuaciones.

Reacciones reversibles y equilibrio de la reacción

Algunas reacciones químicas simplemente ocurren en una dirección hasta que los reactivos se terminan. Estas reacciones se conocen como irreversibles. Sin embargo, otras reacciones se clasifican como reversibles. Las reacciones reversibles suceden en dirección hacia adelante y hacia atrás.

En una reacción reversible, los reactivos se convierten en productos, pero también los productos se convierten en reactivos. De hecho, tanto la reacción hacia adelante como la opuesta suceden al mismo tiemo. Este ir y venir continúa hasta llegar a un equilibrio relativo entre reactivos y productos, un estado que se conoce como equilibrio. En él, las reacciones hacia adelante y hacia atrás siguen sucediendo, pero las concentraciones relativas de los productos y reactivos dejan de cambiar.

Cada reacción tiene su punto de equilibrio característico, que podemos describir con un número llamado la constante de equilibrio. Para saber de dónde viene la constante de equilibrio y cómo calcularla para una reacción en particular, revisa el tema sobre equilibrio.

Cuando una reacción se clasifica como reversible, generalmente se escribe con una pareja de flechas hacia adelante y hacia atrás que muestran que puede darse en ambos sentidos. Por ejemplo, en la sangre humana el exceso de iones hidrógeno ($\text H^+$H+H, start superscript, plus, end superscript) se une a iones bicarbonato ($\text{HCO}_{3}$HCO3​H, C, O, start subscript, 3, end subscript$^{-}$−start superscript, minus, end superscript), para formar ácido carbónico ($\text{H}_{2}$H2​H, start subscript, 2, end subscript$\text{CO}_{3}$CO3​C, O, start subscript, 3, end subscript):

$\text{HCO}_{3}$HCO3​H, C, O, start subscript, 3, end subscript$^{-}$−start superscript, minus, end superscript + $\text{H}^{+}$H+H, start superscript, plus, end superscript $\rightleftharpoons$⇌ $\text{H}_{2}$H2​H, start subscript, 2, end subscript$\text{CO}_{3}$CO3​C, O, start subscript, 3, end subscript

Dado que esta es una reacción reversible, si se agregara ácido carbónico al sistema, algo de este se convertiría en iones bicarbonato e hidrógeno para restaurar el equilibrio. De hecho, este sistema de amortiguamiento juega un papel clave en mantener estable y sano el pH de tu sangre.

Las reaciones quimicas son procesos en los cuales una o más sustancias se transforman para dar pie a una nueva sustancia.