El nacimiento de la química
La «Ley de la Conservación de la Masa» (LCM) se la debemos a Antoine Laurent de Lavoisier. Llevó a cabo una serie de experimentos con metales, mientras estudiaba reacciones químicas relacionadas con el alumbrado de París, y observó que, al calcinar estaño en el interior de un recipiente cerrado, aunque la masa del sólido blanquecino que se formaba (óxido de estaño) aumentaba, la masa total del sistema era la misma. Su explicación fue que, del mismo modo que aumentaba la masa del metal, debía disminuir la masa de otra sustancia en el interior del recipiente.
¿Qué dice esta ley?
Esta explicación supuso el fin de la teoría del flogisto y se considera que Lavoisier fue el padre de la química moderna al formular una de las leyes ponderales más importantes de las que conocemos.
La forma matemática de expresar esta ley es:
\[\sum m_r = \sum m_p\]
En el siguiente vídeo puedes ver una explicación detallada de cómo interpretar la ecuación anterior y un ejemplo de cómo se puede explicar la conclusión de Lavoisier para la reacción de calcinación del estaño:
Así se llamaba a la sustancia que contenían todas las cosas capaces de arder. La teoría del flogisto suponía que aquello que ardía lo que hacía era liberar el flogisto que contenía en su interior.
¿Qué utilidad tiene esta ley?
Como has podido ver, es fácil de aplicar la ley de Lavoisier para saber qué masa de cada una de las sustancias interviene en la reacción. También es necesario que entiendas que esas masas guardan siempre una relación constante entre ellas, si nos referimos a la misma reacción.
Si lo piensas detenidamente es muy lógico que así sea. ¿Recuerdas que aprendiste a interpretar las reacciones químicas contando bolitas y que había que conseguir que hubiera las mismas bolas de cada tipo a un lado y otro de la reacción? Las coloques como las coloques, el peso de las bolas será el mismo, ¿verdad?
Aprovechando esta idea puedes calcular qué masas de cada una de las sustancias de una reacción química intervienen a partir de la masa de una de ellas. En realidad, se trata de otra ley ponderal que se conoce como ley de Proust o ley de las proporciones definidas.
Un ejercicio de ejemplo de aplicación
En este vídeo puedes ver cómo aplicar la ley de Lavoisier y la ley de Proust en un mismo ejercicio.
Problema para practicar
Trata de resolver el siguiente problema en tu libreta. Una vez que hayas terminado, o si te surgen dudas y no puedes acabarlo, consulta la resolución del problema para poder comprobar si lo has hecho bien o en qué paso te has quedado sin ideas. Es importante que lo hagas en el orden que te indico. Recuerda que el objetivo es aprender a hacer los problemas y no tenerlo resuelto en la libreta sin saber cómo se hace.
Sabiendo que 5.3 g de litio reaccionan con 6.05 g de oxígeno para formar el óxido de dilitio:
a) ¿Qué masa de litio podrá reaccionar con 32 g de oxígeno?
b) ¿Cuál será la cantidad de óxido de dilitio que se formará?
Resolución del ejercicio
Apartado a)
- Estableces la relación entre la masa de litio y la de oxígeno. Esa relación ha de ser constante si el producto que se forma es siempre el mismo, que es lo que hemos llamado «ley de Proust» o «ley de las proporciones definidas». Si divides la masa de litio por la de oxígeno, por ejemplo, el cociente ha de ser constante:
\[{\color{green}{\bf{\dfrac{m_{Li_i}}{m_{O_i}} = \dfrac{m_{Li_f}}{m_{O_f}}}}}\ \to\ \dfrac{5.3\ g\ Li}{6.05\ g\ O} = \dfrac{x}{32\ g\ O}\]
- Despejas el valor de «x», calculas y obtienes la masa de litio:
\[\frac{5.3\ g\ Li\cdot 32\ \cancel{g\ O}}{6.05\ \cancel{g\ O}} = x\ \to\ \color{darkred}{\bf x = 28\ g\ Li}\]
Apartado b)
- Como sabes la masa de oxígeno y la masa de litio que reaccionan, aplicando la LCM puedes calcular la masa de óxido de dilitio:
\[{\color{green}{\bf \sum m_r = \sum m_p}}\ \to\ (28 + 32)\ g = m_p\ \to\ {\color{darkred}{\bf{m_p = 60\ g}}}\]
Otros problemas para practicar
Primer problema.
El carbono reacciona con el oxígeno gaseoso para dar lugar a dióxido de carbono según la ecuación química:
\[\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)}\]
Si hacemos reaccionar 60 g carbono y se obtienen 200 g de \(\ce{CO2}\) , ¿cuántos gramos de oxígeno habrán reaccionado?
Segundo problema.
Se hacen reaccionar 30 g de hierro con 6 g de oxígeno. Sabiendo que el hierro y el oxígeno se combinan en una relación 14:4. Determina:
a) Elemento sobrante.
b) Masa del elemento sobrante.
c) Cantidad de óxido formado.