1. Universidad Técnica Estatal de
Quevedo
Facultad de ciencias de la Ingeniería
Escuela de Ingeniería Mecánica
Tema:
Ley de la conservación de la materia o ley de Lavoisier
Y
Reacciones combinadas
Autores:
Aguayo Litardo Juan.
Burgos Alcívar Johnny.
BuenañoSornoza José.
Carranza Freire Luis.
Cedeño Barrera José.
Franco Morán Limbér.
Morán Avilés Gloria.
Ordoñez Carranza Kevin.
Peñafiel Soledispa Johnny.
Sánchez Cruz Edison.
Suárez Muñoz Luis.
Docente:
Ing. Azucena Bernal
QUEVEDO - ECUADOR
2013 – 2014

2. ÍNDICE
1. Introducción…………………………………………………………..……… 1
2. Historia de la ley de la conservación de la materia……..…….…….…... 2
3. Ley de la conservación de la materia………………………....………..… 3
4. Reacciones de combinación o síntesis………….…………………...…… 5
5.Factores que afectan la velocidad de reacción………………....………... 8
6. Bibliografía………………………….......…………………………………….11

3. Introducción
La Química es una ciencia que estudia tanto la composición, estructura y
propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las
reacciones químicas y su relación con la energía.
En las ciencias naturales hace que sea considerada una de las ciencias
básicas. La química es de gran importancia en muchos campos del
conocimiento, como la ciencia de materiales, la biología, la farmacia, la
medicina, la geología, la ingeniería y la astronomía, entre otros.
Los procesos naturales estudiados por la química involucran partículas
fundamentales (electrones, protones y neutrones), partículas compuestas
(núcleos atómicos, átomos y moléculas) o estructuras microscópicas como
cristales y superficies.
En la mayor parte de las reacciones químicas hay flujo de energía entre el
sistema y su campo de influencia, por lo cual puede extenderse la definición de
reacción química e involucrar la energía cinética (calor) como un reactivo o
producto.
Aunque hay una gran variedad de ramas de la química, las principales
divisiones son: bioquímica, fisicoquímica, química analítica, química inorgánica,
química orgánica
Por ello en este documento demostraremos ciertos tipos de reacciones
químicas que se producen al relacionar ciertos compuestos en estados
determinados, en nuestro entorno.

4. HISTORIA LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA
La ley de conservación de la masa, 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.
Los ensayos preliminares hechos por Robert Boyle en 1673 parecían indicar lo
contrario: pesada meticulosa de varios metales antes y después de su
oxidación mostraba un notable aumento de peso. Estos experimentos, por
supuesto, se llevaban a cabo en recipientes abiertos.
La combustión, uno de los grandes problemas que tuvo la química del siglo
XVIII, despertó el interés de Antoine Lavoisier porque éste trabajaba en un
ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París.
Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes
cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de
calcinado hasta un momento determinado del calentamiento, el resultado era
igual a la masa 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. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró
que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del
misterioso flogisto, sino la ganancia de algún material: una parte de aire. La
experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto
que si tenemos en cuenta todas las sustancias que forman parte en una
reacción química y todos los productos formados, nunca varía la masa.

5. LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA
Esta es la ley de la conservación de la masa, que podemos enunciarla, pues, de la
siguiente manera: "En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa
total de los reactivos es igual a la masa total de los productos". Es decir que, “La
materia no se crea ni se destruye únicamente se transforma”.
Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no se conocía
el átomo, pero con los conocimientos actuales es obvio: puesto que en la
reacción química no aparecen ni destruyen átomos, sino que sólo se forman o
rompen enlaces (hay un reordenamiento de átomos), la masa no puede variar.
"En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los
reactivos es igual a la masa total de los productos"

6. Ley de las proporciones constantes
La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es
una de las leyes estequiométricas, según la cual cuando se combinan dos o
más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una
relación de masas constantes. Fue enunciada por Louis Proust, basándose en
experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo tanto también se
conoce como Ley de Proust.
Para los compuestos que la siguen, por tanto, proporción de masas entre los
elementos que los forman es constante. En términos más modernos de
la fórmula molecular, esta ley implica que siempre se van a poder asignar
subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que existe una clase de
compuestos, denominados compuestos no estequiométricos (también llamados
bertólidos), que no siguen esta ley. Para estos compuestos, la razón entre los
elementos puede variar continuamente entre ciertos límites.
Naturalmente, otras sustancias como las aleaciones o los coloides, que no son
propiamente compuestos sino mezclas, tampoco siguen esta ley. Se le
llama materia a todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. En
la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediante distintos
métodos de química analítica.
Ley de las proporciones múltiples
La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1808 por el
físico, químico y matemático británico John Dalton, es una de las leyes
estequiométricas más básicas. Fue demostrada por el químico y físico
francés Louis Joseph Gay-Lussac.
«Cuando dos o más elementos se combinan para dar más de un compuesto, la
masa de uno de ellos, se une a una masa fija del otro, tienen como relación
números enteros y sencillos».
Esta ley afirma que cuando dos elementos se combinan para originar
distintos compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes

7. cantidades del otro que se combinan con dicha cantidad fija para dar como
producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos. Esta
fue la última de las leyes ponderales en postularse.
Dalton trabajó en un fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el
hecho de que existen algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en
distintas proporciones para formar distintos compuestos.
Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre, el CuO y el Cu2O, que tienen un
79,89% y un 88,82% de cobre, respectivamente, y que equivalen a
3,973 gramos de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7,945
gramos de cobre por gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas
cantidades es de 1:2 como se expresa actualmente con las fórmulas de los
compuestos derivados de la teoría atómica.
REACCIONES DE COMBINACION O SINTESIS
En este tipo de reacciones, se combinan dos o más sustancias que pueden ser
elementos o compuestos para formar un producto. Las reacciones de este tipo
se clasifican como de combinación o síntesis, y se representan de forma
generalentre
las
reacciones
de
combinación
tenemos
las
siguientes
posibilidades:
Metal + no metal  compuesto binario (óxido, sulfuro o haluro)
Para los metales de los grupos IA, IIA y también para el aluminio, zinc y plata,
siempre podemos predecir el producto que han de formar. Para otros metales
que tienen estado de oxidación variable, el producto final depende de las
condiciones de reacción, pero generalmente se necesita más información para
predecir el producto. Considere el siguiente ejemplo:
Esta reacción es muy exotérmica, es decir que libera bastante energía. En el
recipiente se ha agregado arena para absorber el calor y, finalmente, unas
gotas de agua para acelerar la reacción química.

8. Otro ejemplo de este tipo de reacción química, es la reacción entre aluminio
metálico con bromo líquido para producir cloruro de aluminio sólido según la
siguiente ecuación:
No metal + oxígeno óxido de no metal
En general, hay una variedad de productos que pueden formarse en reacciones
de este tipo. Por ejemplo cuando el carbono se combina con el oxígeno, si la
cantidad de oxígeno presente es limitada, el producto es monóxido de carbono
(CO); si hay un exceso de oxígeno, el producto es dióxido de carbono (CO 2),
como se puede observar en las siguientes ecuaciones:
Oxido de metal + agua hidróxido de metal
Por ejemplo, el óxido de calcio (CaO) se combina con el agua para formar
hidróxido de calcio de acuerdo a la siguiente ecuación:
La fórmula del hidróxido formado está determinada por el conocimiento del
número de oxidación del metal y la carga del ion hidroxilo (OH -). Si el metal
presenta más de un estado de oxidación el estado de oxidación en el hidróxido
es siempre igual al que tenía el óxido. Por ejemplo, el óxido de hierro (III) forma
el hidróxido de hierro (III). Debido a la formación del hidróxido del metal o base,
a partir del óxido de metal en agua, el óxido del metal es algunas veces
llamado óxido básico.
Oxido de metal + agua oxácido
Los óxidos de no metales reaccionan con agua para formar oxácidos. Por esta
razón son frecuentemente llamados óxidos ácidos. Ejemplo, el dióxido de
azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso según la siguiente
ecuación:

9. El dióxido de azufre, SO2 puede ser oxidado en el aire para formar SO 3.
Cuando éste se combina con el agua, se produce ácido sulfúrico.
Oxido de metal + óxido de no metal sal
Estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización.
Puesto que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal
es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente
un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en
reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal
formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si
estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base
se determina el producto. Por ejemplo:
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCION
Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración,
como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de
colisiones.
Al
incrementarse
la
concentración
de
los
reactantes,
la frecuencia de colisión también se incrementa.
Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy
significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a
incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase
condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace
importante cuando la presión es muy alta.
Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o
presión) a la velocidad de reacción.

10. Solvente: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades
del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene
efecto en la velocidad de reacción.
Radiación
electromagnética e intensidad
de
luz:
La
radiación
electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar la
velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de
más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es
almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede
romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o
vibraciones, etc.), creando especies intermediarias que reaccionan
fácilmente. Al aumentar la intensidad de la luz, las partículas absorben más
energía, por lo que la velocidad de reacción aumenta. Por ejemplo, cuando
el metano reacciona con cloro gaseoso en la oscuridad, la velocidad de
reacción es muy lenta. Puede ser acelerada cuando la mezcla es irradiada
bajo luz difusa. En luz solar brillante, la reacción es explosiva.
Un catalizador: La presencia de un catalizador incrementa la velocidad de
reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una
trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo,
el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura
ambiente.
Isótopos: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de reacción
diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes, generalmente
isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y
el deuterio.
Superficie de contacto: En reacciones en superficies, que se dan por
ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción aumenta
cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es debido al
hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden ser
alcanzadas por moléculas reactantes.
Mezclado: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de
reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea.

11. BIBLIOGRFIA
Didáctica de Química inorgánica ------ primera edición ------ autor: ing.
Ramón vera Navarrete
http://es.wikipedia.org/wiki/Ley_de_conservaci%C3%B3n_de_la_materia
http://medicina.usac.edu.gt/quimica/reacciones/Reacciones_de_combina
ci_n_o_s_ntesis.htm