Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Ley de conservación de la masa


La ley de conservación de la masa es un concepto fundamental en química que ha sido central para la ciencia desde finales del siglo XVIII. En términos simples, esta ley establece que la masa en un sistema aislado no se crea ni se destruye por reacciones químicas o cambios físicos.

La ley de conservación de la masa fue formulada por el químico francés Antoine Lavoisier en 1789. Para entender esta ley en profundidad, es importante el conocimiento sobre las reacciones químicas y las interacciones de diferentes elementos y compuestos. Las ideas de Lavoisier sentaron las bases para la estequiometría química moderna, que esencialmente establece que la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. Este principio es importante para los cálculos en reacciones y procesos químicos.

Principios básicos

Vamos a entender el principio básico de la ley de conservación de la masa con más detalle. Cuando ocurre una reacción química, las sustancias que interactúan, llamadas reactivos, se transforman en nuevas sustancias llamadas productos. Según esta ley, la masa total de los reactivos antes de la reacción debe ser igual a la masa total de los productos después de la reacción. En palabras simples, la masa se conserva en un sistema cerrado. Este concepto se puede representar con la siguiente ecuación:

reactivos → productos

masa de reactivos = masa de productos

Matemáticamente, la reacción de las sustancias A y B produce sustancias C y D. Se ve algo así:

A + B → C + D

Según la ley de conservación de la masa,

Masa(A) + Masa(B) = Masa(C) + Masa(D)

Ejemplo visual

Para ayudar a visualizar esto, consideremos formas SVG simples que representan átomos o moléculas. Cada forma corresponde a una cierta masa. Por ejemplo, imagina los círculos rojos y los cuadrados azules como moléculas separadas:

Reactivos

En la reacción, dos moléculas de reactivos (círculo rojo y cuadrado azul) se transforman en dos moléculas de producto, que parecen idénticas pero están reorganizadas o enlazadas de manera diferente:

Productos

El diagrama anterior no cambia la 'masa' total representada por las regiones o sumas de las formas, aunque la apariencia y el etiquetado de los productos pueden diferir. Los reactivos se convierten en productos mediante reorganización o recombinación, pero su masa total permanece igual.

Antecedentes históricos

Los experimentos de Antoine Lavoisier a finales de los años 1700 jugaron un papel clave en el establecimiento de la ley de conservación de la masa. Al medir cuidadosamente la masa de los reactivos y productos durante la combustión, Lavoisier pudo demostrar que la masa total se mantiene constante. Experimentó con recipientes sellados para asegurar que no escaparan ni entraran gases, garantizando mediciones de masa precisas. Este experimento riguroso llevó a la aceptación de la conservación de la masa en las reacciones químicas.

Aplicaciones y ejemplos

Combustión

En una reacción de combustión normal, como la quema de madera, se observa la conversión de madera y oxígeno en cenizas, dióxido de carbono y vapor de agua. La percepción visual puede sugerir una discrepancia de masa, ya que las cenizas parecen mucho menos masivas que la madera original:

Madera + Oxígeno → Cenizas + Dióxido de carbono + Agua

Sin embargo, teniendo en cuenta todos los productos, especialmente las emisiones gaseosas, ambos lados de la ecuación se equilibran en términos de masa. Supongamos:

200 g de madera + 300 g de oxígeno → 30 g de cenizas + 280 g de dióxido de carbono + 190 g de agua

Si sumas los reactivos y productos:

Reactivo total: 500 g 
Producto total: 500 g

A pesar del cambio de estado y la aparente diferencia de volumen, la masa se conserva.

Prueba química

Considera una prueba química simplificada como la reacción de precipitación. El nitrato de plomo (II) reacciona con yoduro de potasio, resultando en yoduro de plomo y nitrato de potasio:

Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3

Supongamos:

1 mol de Pb(NO3)2 = 331 g; 2 mol de KI = 332 g
1 mol de PbI2 = 461 g; 2 mol de KNO3 = 202 g

En total:

Reactivos totales: 663 g 
Productos totales: 663 g

Aquí, la suma de la masa molar de cada compuesto muestra conservación, como se espera.

Importancia en procesos químicos

La ley de conservación de la masa es importante para los químicos, especialmente en reacciones que involucran rendimientos de productos y el concepto de mol. Por ejemplo, en entornos industriales donde se necesita precisión para medir cantidades de reactivos y predecir masas de productos, esta ley asegura exactitud:

  1. Predicción del rendimiento de la reacción: La estequiometría, basada en la conservación de la masa, ayuda a predecir la cantidad de formación de productos en reacciones basadas en cantidades conocidas de reactivos limitantes.
  2. Química ambiental: Análisis de las transformaciones de contaminantes, donde los balances de masa ayudan a cuantificar emisiones y diseñar estrategias de remediación.
  3. Consideraciones energéticas: El cambio de masa produce resultados, como en la química nuclear, donde una pequeña pérdida de masa es un ejemplo de una liberación de energía a gran escala (E=mc2 en términos de Einstein).

Limitaciones y excepciones de la ley

Aunque esta ley es altamente aplicable, tiene limitaciones conceptuales. En un sistema aislado, la masa se conserva prácticamente; sin embargo, la teoría de la relatividad presenta una comprensión donde puede ocurrir una ligera invarianza masa-energía en situaciones extremas, como se ilustra brevemente en marcos de física más avanzados. En tales casos, la conservación clásica de la masa se conserva eficazmente dentro de un margen despreciable.

Conclusión

En resumen, la ley de conservación de la masa es fundamental para la química, formando la base de casi toda ecuación química de equilibrio y estrategia química industrial. Más allá de los aspectos cuantitativos, entender este principio mejora nuestra comprensión de la estabilidad y las dinámicas de transformación de los materiales.

Ejemplo interactivo

Participa en reacciones básicas intentando equilibrar ecuaciones intuitivas y predice resultados como un ejercicio mental:

CxHy + O2 → CO2 + H2O

Considera esto conceptualmente o teóricamente en escenarios como una reacción de combustión. El entendimiento colectivo, especialmente a través de juegos químicos prácticos o mentales, mejora la comprensión.


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