Atomos, moléculas y iones

• La química moderna empezó con la teoría de Dalton, que establece que toda la materia está compuesta por partículas pequeñas e invisibles llamadas átomos; que todos los átomos del mismo elemento son idénticos; que los compuestos contienen átomos de diferentes elementos combinados en relación de numeros enteros, y que los átomos no se crean ni se destruyen durante las reacciones químicas (ley de la conservación de la masa).

• Los átomos  de los elementos que constituyen un compuesto particular siempre se combinan en la misma proporción en masa (ley de las proporciones definidas). Cuando dos elementos se combinan para formar mas de un compuesto, la masa del elemento que se combina con una cantidad fija de masa del otro elemento siempre es una relación de múmeros enteros pequeños (ley de las proporciones múltiples).

• Un átomo está constituído por un núcleo central muy denso, que contiene protones y neutrones, y por electrones que se mueven alrededor del núcleo a una distancia relativamente grande.

• Los protones están cargados positivamente, los neutrones no tienen carga y los electrones están cargados negativamente. Los protones y neutrones tienen aproximadamente la misma masa, que es alrededor 1.840 veces mayor que la masa del electrón.

• El número atómico de un elemento es el número de protones presentes en el núcleo de un átomo de ese elemento; determina su identidad. El núnmero de masa es la suma del número de protones y de neutrones presentes en el núcleo.

• Los isótopos son átomos de un mismo elemento, con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones.

• En las fórmulas químicas se combinan los símbolos de los elementos que las forman, utilizando como subíndice números enteros para indicar el tipo y número de átomos contenidos en una unidad más baja de un compuesto.

• La fórmula molecular indica el número y tipo específico de átomos combinados en cada molécula de un compuesto. La fórmula empírica muestra la relación más sencilla de los átomos que forman una molécula.
• Los compuestos químicos pueden ser compuestos moleculares (en los que la unidad más pequeña son moléculas individuales discretas) o bien compuestos iónicos (en los cuales los iones positivos y negativos estan unidos por una atracción mutua). Los compuestos iónicos están formados por cationes y aniones, que se forman cuando los átomos pierden o ganan electrones, respectivamente.

• Los nombres de muchos compuestos inorganicos se deducen a partir de algunas reglas sencillas. Las fórmulas se pueden escribir a partir de los nombres de los compuestos.

Fórmulas de los compuestos iónicos

Las fórmulas de los compuestos iónicos por lo general son las mismas que sus fórmulas empíricas debido a que los compuestos iónicos no están formados por unidades moleculares discretas. Por ejemplo, una muestra sólida de cloruro de sodio (NaCl) consiste en el mismo número de iones Na⁺ y Cl^- dispuestos en una red tridimensional. En este compuesto existe una relación de cationes y aniones de 1:1, donde forma que el compuesto es eléctricamente neutro. En el NaCl no se encuentra un ion Na⁺ asociado con un ion Cl^- particular. De hecho cada ion Na⁺ es atraído por los seis iones Cl que le rodean, y viceversa. Así, NaCl es la fórmula empírica del cloruro de sodio. En otros compuestos ionicos la estructura real puede ser diferente, pero el arreglo de cationes y aniones es de tal forma que los compuestos son eléctricamente neutros. Observe que en la fórmula de un compuestio iónico no se muestra la carga del catión ni del anión.

Para que los compuestos iónicos sean eléctricamente neutros, la suma de las cargas de los cationes y de los aniones de una fórmula deben ser igual a cero. Si las cargas de los aniones y de los cationes son númericamente diferentes, se aplica la siguiente regla para que la fórmula sea eléctricamente neutra: el subíndice del catión debe ser numéricamente igual a la carga del anion, y el subíndice del anión debe ser numéricamente igual a la carga del cation. Si las cargas son numéricamente iguales, no es necesario poner subíndices. Esta regla se deriva del hecho de que las fórmulas de los compuestos iónico son sus fórmulas empíricas, por lo que los subíndices a son los números más pequeños posibles. Considere los siguientes ejemplos:

• Bromuro de potasio. El catión potasio K⁺ y el anión bromuro Br^- se combinan para formar el compuesto iónico bromuro de potasio. La suma de las cargas es +1+(-1) = 0 de modo que no es necesario escribir subíndices. La formula es KBr.
• Oxido de aluminio. El catión AL⁺³ y el anión oxígeno es O^2-. La suma de las cargas es 2(+3)+3(-2) = 0. Asi la suma del óxido de aluminio es :Al ₂O₃

 

Fórmulas químicas

La fórmula química de una sustancia indica su composición química. Representa a los elementos que contiene y la relación en que se encuentran los átomos. La fórmula de un solo átomo es la misma que el símbolo del elemento. Así, Na puede representar un solo átomo de sodio. Con excepción de los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn), no es común encontrar átomos aislados en la naturaleza. El subíndice que acompaña al símbolo indica el número de átomos en una molécula. Por ejemplo, F₂ indica una molécula que contiene dos átomos de flúor, P₄ y representa cuatro átomos de fosforo en una molécula.

Algunos elementos existen en más de una forma; ejemplos similares son:

1. El oxígeno, que forma moléculas de O₂, y el ozono, que forma moléculas de O₃
2. Las dos formas cristalinas distintas del carbono, el diamante y el grafito.

A las formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico se les llama modificaciones alotrópicas o alótropos.

Los compuestos contienen dos o más elementos en combinación química en proporciones fijas. Por  tanto, cada molécula de cloruro de hidrógeno, HCl, está formada por un átomo de hidrógeno y un átomo de cloro; cada moécula de tetracloruro de carbono, CCl₄, contiene un átomo de carbono y cuatro átomos de cloro: una molécula de aspirina, C₉H₈O₄ contiene nueve átomos de carbono, ocho átomos de hidrógeno y cuatro átomos de oxígeno.

Algunos grupos de átomos se comportan químicamente como entidades únicas; por ejemplo, un átomo de nitrógeno y dos átomos de oxígeno se combinan en un grupo o radical nitro, el cual puede formar parte de una molécula. En las fórmulas de compuestos que contienen dos o más de los mismos grupos, la fórmula del grupo se encierra entre paréntesis para indicar su presencia. De este modo, el 2, 4, 6-trinitrotuleno (con frecuencia abreviado TNT) contiene tres grupos nitro y su fórmula es C₇H₅(NO₂₎₃ ;para multiplicar por 3, el número de átomos de nitrógeno y oxígeno del grupo NO₂; por lo tanto, en una molécula de TNT hay siete átomos de carbono, cinco de hidrogeno, tres de nitrógeno y seis de oxígeno.

Los compuestos se consideraron sustancias distintas debido a sus diferentes propiedades físicas, y a que se podían separar uno de otro. Una vez establecido el concepto de átomos y moléculas, se comprendió la razón de las diferencias en las propiedades: dos compuestos son diferentes entre si porque sus moléculas son distintas. Por el contrario, si dos moléculas contienen el mismo número de átomos del mismo tipo, arreglados de manera similar, entonces ambas son moléculas del mismo compuesto. De esta manera, la teoría atómica explica la ley de las propiedades definidas.

Esta ley, conocida también como la ley de la composición constante tiene una gran importancia para realizar cálculos:

Diferentes muestras puras de un compuesto siempre contiene los mismos elementos en la misma proporción en masa.

En el campo de la química, los compuestos se citan por su nombre.

Para una sutancia compuesta por moléculas, la fórmula química indica el número de átomos de cada tipo en las moléculas, pero no expresa el tipo de enlace ni el orden en que se unen los átomos en las moléculas.

La fórmula estructural indica cómo están unidos los átomos. Las líneas que unen a los símbolos atómicos representan enlaces químicos entre los átomos.
Estos enlaces representan fuerzas que mantienen a los átomos a cierta distancia y ángulo entre sí. Por ejemplo, la formula estructural del propano indica que tres átomos de C están enlazados en una cadena con tres átomos H unidos a cada uno de los átomos C del extremo de la cadena y dos átomos de H unidos al átomo C central.

 

Átomos y moléculas

El lenguaje que los químicos emplean para describir las formas de la materia y los cambios posibles en su composición se ecuentra en todo el mundo científco. Los símbolos químicos, las fórmulas y las ecuaciones aparecen en áreas tan diversas como son agricultura, economía doméstica, ingeniería, geología, física, biología, medicina y odontología. 

La palabra "estequiometría" deriva del griego stoicheion, que significa "primer principio o elemento", y metron, que quiere decir "medida". La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (composición estequiométrica) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción).

Aproximadamente 400 a.C., el filósofo griego Demócrito sugirió que toda la materia estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuales llamó átomos. Sus ideas fueron rechazadas durante 2000 años, pero a fines del siglo XVIII comenzaron a ser aceptadas.

En 1808, el maestro de escuela inglés, John Dalton, publicó las primeras ideas "modernas" acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Resumió y amplió los vagos conceptos de antiguos filósofos y científicos. Esas ideas forman la base de la teoría atómica de Dalton, que es de las más relevantes dentro del pensamiento científico. Los postulados de Dalton se pueden enunciar en la siguiente forma condensada:

1. Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento dado tiene propiedades idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros elementos.
3. Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos de otros elementos.
4. Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan entre sí en una proporción fija.
5. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.

En la época de Dalton ya se conocía la ley de la conservación de la materia y la ley de las proporciones definidas, las cuales fueron la base de su teoría atómica. Dalton consideró que los átomos eran esferas sólidas e indivisibles, idea que en la actualidad se rechaza, pero demostró puntos de viusta jmportantes acerca de la naturaleza de la materia y sus interacciones. En ese tiempo algunos de sus postulados no pudieron verificarse (o refutarse) experimentalmente, ya que se basaron en las limitadas observaciones experimentales de su época. Aun con sus limitaciones, los postulados de Dalton constituyen un marco de referencia que posteriormente los científicos pudieron modificar o ampliar. Por esta razón se considera a Dalton como el padre de la teoría atómica.

Las partículas más pequeñas de un elemento que mantiene su identidad química a través de todos los cambios químicos y físicos se llama átomo. En casi todas las moléculas, dos o más átomos se unen entre sí formando unidades discretas muy pequeñas (partículas) que son eléctricamente neutras.

Una molécula es la partícula más pequeña de un compuesto o elemento que tiene existencia estable e independiente. Un átomo de oxígeno no puede existir sólo a temperatura ambiente y presión atmosférica normal; por tanto, cuando se mezclan átomos de oxígeno en esas condiciones, de inmediato se combinan en pares. El oxígeno que se conoce está formando por dos átomos de oxígeno; es una molécula diatómica O2. Otros ejemplos de moléculas diatómicas son el hidrógeno, el nitrógeno, el flúor, el cloro, el bromo y el yodo.

Otros elementos existen como moléculas más complejas; por ejemplo, el fósforo forma moléculas de cuatro átomos y el azufre moléculas de ocho átomos a temperatura y presiones normales. Las moléculas que contienen más de dos átomos se denominan moléculas poliatómicas.

Las moléculas de los compuestos están formadas por más de un tipo de átomos. una molécula de agua consta de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Una molécula de metano consta de un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno.
Los átomos son los componentes de las moléculas, y éstas a su vez son los componentes de los elementos y de la mayor parte de los compuestos. A simple vista es posible observar las muestras de los compuestos y elementos, formadas por grandes números de átomos y moléculas. Con el microscopio electrónico es posible "ver" en la actualidad a los átomos. Para formar una fila de 2.5cm de largo serían necesario 217 millones de átomos de silicio.

Molécula

Una molécula es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definitiva que se mantiene unidos a través de fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos). Una molécula puede contener átomos del mismo elemento, siempre en una proporción fija, de acuerdo con la ley de proporciones defindidas. Asi, una molécula no siempre es un compuesto, el cual, por definición, está formado por dos o más elementos. El hidrógeno gaseoso, por ejemplo, es un elemento puro, pero consta de moléculas formadas por dos átomos de H cada una. Por otra parte, el agua es un compuesto molecular que contiene hidrógeno y oxígeno en una relación de dos átomos de H y uno de O. Al igual que los átomos, las moléculas son electricamente neutras.

Se dice que la molécula de hidrógeno, representada por H2, es una molécula diatómica porque contiene sólo dos átomos. Otros elementos que existen normalmente como moléculas diatómicas son hidrógeno (N2) y oxígeno (O2), así como los elementos del grupo 7A: flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), y yodo (I2). Por supuesto, una molécula diatómica puede contener átomos de diferentes elementos. Como ejemplo se pueden citar el cloruro de hidrógeno (HCl) y el monóxido de carbono (CO).

La gran mayoría de las moléculas contiene más de dos átomos. Pueden ser átomos de un mismo elemento, como el Ozono (O3), que está formado por tres átomos de oxígeno, o bien pueden ser combinaciones de dos o más elementos diferentes. las moléculas que contienen más de dos átomos reciben el nombre de moléculas poliatómicas. Al igual que el ozono (O3), el Agua (H2O) y el amoniaco (NH3), son moleculas poliatómicas.

La teoría atómica

En el siglo V a.C., El filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible e indivisible). A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se mantuvo. Las evidencias experimentales de algunas investigaciones, científicas apoyaron el concepto de "atomismo", lo que condujo, de manera gradual, a las definiciones modernas de elementos y compuestos. En 1808, un científico inglés, el profesor John Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos.

El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría atómica de Dalton, puede resumirse así:

• Los elementos están formados por extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de los demás elementos.
• Los compuestos están formados por átomos de mas de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del del número de átomos entre los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
• Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone una creación o destrucción de los mismos.

El concepto de Dalton sobre un átomo es mucho más detallado y específico que el concepto de Demócrito. La primera hipótesis establece que los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de todos los demás elementos. Dalton no intentó describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las propiedades mostrada por elementos como el hidrógeno y el oxígeno, sólo pueden explicar a partir de la idea de que los átomos de hidrógeno son diferentes de los átomos de oxígeno.

La segunda hipótesis sugiere que, para formar un determinado compuesto, no solamente se necesitian los átomos de de los elementos correctos, sino que es indispensable un número específico de dichos átomos. Esta idea es una extensión de una ley publicada en 1799 por el químico francés Joseph Proust. La ley de las proporciones definidas de Proust establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contiene los mismos elementos y en la misma proporción de masa. Así, si se analizan muestras de dióxido de carbono gaseoso obtenidas de diferentes fuentes, en todas las muestras se encontrará la misma proporción de masa de carbono y oxígeno. Entonces, si la proporción de las masas de los diferentes elementos de un compuesto es una cantidad fija, la proporción de los átomos de los elementos en dicho compuesto también debe ser constante.

La segunda hipótesis de Dalton confirma otra importante ley, la ley de las proporciones múltiples. Según esta ley, si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños. La teoría de Dalton explica la ley de las proporciones múltiples de una manera muy sencilla: diferentes compuestos formados por los mismos elementos difieren en el número de átomos de cada clase. Por ejemplo, el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno, llamados monóxido de carbono y dióxido de carbono.Las técnicas modernas de medición indican que un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono, y con dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. De esta manera, la proporción de oxígeno en el monóxido de carbono y en el dióxido de carbono es 1:2, Este resultado está de acuerdo con la ley de proporciones múltiples.
La tercera hipótesis de Dalton es una forma de enunciar la ley de la conservación de la masa, la cual establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, se concluye que la masa también se debe conservar. La brillante idea de Dalton sobre la naturaleza de la materia fue el principal estímulo para el rápido progreso de la química durante el siglo XIX.

La tabla periodica

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev y el químico alemán, Lothar Meyer, publicaron en forma independiente ordenamientos de los elementos conocidos, que son muy similares a la tabla periódica que se usa en la actualidad. La clasificación de Mendeleev se basó principalmente en las propiedades químicas de los elementos, mientras que la de Meyer se basó principalmente en propiedades físicas. Las tabulaciones fueron sorpresivamente similares. Ambos indicaron la periodicidad o repetición periódica regular de propiedades al incrementar el peso atómico.

Mendeleev

Meyer

Mendeleev ordenó los elementos conocidos según el aumento de peso atómico en secuencias sucesivas, de manera que los elementos son propiedades químicas similares quedasen en la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como químicas de los elementos varían en forma periódica según el peso atómico.

Considérese los elementos H, Li, Na y K, todos los cuales aparecen en "Gruppe I" de la tabla de Mendeleev. Se sabe que todos se combinan con F, Cl, Br e I del "Gruppe VII" para producir compuestos con fórmula similar a HF, LiCl, NaCl y KI. Todos estos compuestos se disuelven en agua para producir soluciones que conduncen electricidad. Los elementos del "Gruppe II" forman compuestos comoBeCl₂, MgBr₂, y CaCl₂, y también compuestos como O y S del "Gruppe VI" como MgO, CaO, MgS y CaS.

Uno de los éxitos más significativos de la tabla periódica de Mendeleev fue que tuvo en cuenta elementos desconocidos al construirla. Cuando Mendeleev consideraba que "faltaba" algún elemento, dejaba el espacio en blanco. Puede apreciarse en parte su ingenio para construir la tabla comparando las propiedades predichas (1871) y observardas del germanio, que no fue descubierto sino hasta 1886. Mendeleev llamó al elemento aún no descubierto ekasilicio, porque quedaba debajo del silicio en su tabla. Él conocía las propiedades de los elementos vecinos al germanio y le sirvieron como base para sus predicciones acerca de las propiedades de los elementos vecinos al germanio. Algunos valores modernos de propiedades del germanio difieren significativamente de los reportados en 1886, pero muchos valores en que Mendeleev basó sus predicciones eran tan inexactos como los valores obtenidos en 1886 para el elemento Ge.

En este punto, puede observarse que en diversas áreas de investigación, el progeso es lento y difícil. Sin embargo, existen indiviuos excepsionales que desarrolan conceptos y técnicas que permiten aclarar situaciones confusas; Mendeleev fue uno de ellos.

Debido a que el ordenamiento de Mendeleev de los elementos se basó en el incremento de pesos atómicos, aparentemente varios elementos quedaron fuera de lugar en su tabla. Mendeleev colocó a los elementos controvertidos (Te e I, Co y Ni) en lugares que correspondían a sus propiedades. Pensó que la aparente inversión de pesos atómicos se debía a valores inexactos de los mismos. Una redeterminación cuidadosa, demostró que los valores eran correctos. La resolución del problema de los elementos "fuera de sitio" tuvo que aguardar al desarrollo del concepto de número atómico. Entonces pudo formularse la ley periódica prácticamente en la foirma que se conoce en la actualidad:

Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

La ley periódica indica que si se ordenan los elementos conforme aumenta su número atómico, se encuentran en forma periódica elementos con propiedades físicas y químicas similares. Las tablas periódicas que se emplean en la actuaidad son ordenamientos de este tipo. Las columnas verticales se conocen como grupos o familias y las líneas horizontales como periodos.

Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas similares, y los que se encuentran dentro de un periodo tienen propiedades que cambian en forma progresiva a través de la tabla. Los diversos grupos de elementos tienen nombres comunes que se emplean con tal frecuencia que es conveniente memorizarlos. Los elementos del grupo IA, con excepción del H, se conocen como metales alcalinos, y los elementos del grupo IIA se llaman tierras alcalinas o metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA se llaman halógenos que significa "formadores de sales", y los elementos del grupo I se llaman gases nobles (o raros).

 

 

Glosario de terminos importantes II

Ley de conservación de la energía. La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.

Ley de la conservación de la materia. No existe cambio detectable de cantidad de materia durante una reacción química.

Ley de la conservación de la energía y la materia. La cantidad total de materia y energía en el universo es constante.

Masa. Medida de la cantidad de materia que posee un objeto; suele medirse en gramos o kilogramos.

Materia. Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

Mezcla. Muestra de matera compuesta de dos o más sustancias, cada una de las cuales conserva su identidad y propiedades.

Mezcla heterogénea. Mezcla que no tiene composición ni propiedades uniformes.

Mezcla homogénea. Mezcla que tiene composición y propiedades uniformes.

Molécula. Partícula más pequeña de un compuesto que puede existir en forma individual.

Peso. Medida de la atracción gravitacional de la Tierra sobre un cuerpo.

Precisión. Concordancia entre diversas determinaciones de una misma cantidad.

Propiedad extensiva. Una propiedad que depende de la cantidad de materia de una muestra.

Propiedad física. Véase propiedades.

Propiedad intensiva. Propiedad que no depende de la cantidad de materia de una muestra.

Propiedad química. Véase propiedades.

Propiedades. Características que describen a una muestra de materia. Las propiedades químicas se observan cuando la materia experimenta cambios químicos, y las propiedades físicas se observan cuando se produzcan cambios de composición química.

Símbolo. Letra o gruo de letras que representa (identifica) a un elemento.

Sustancia. Cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen la misma composción química y propiedades físicas identicas.

Temperatura. Mide la intensidad de calor, es decir, qué tan caliente o frío se encuentra un objeto o muestra.

Fuerza

De acuerdo con la segunda ley de Newton sobre el movimiento.

fuerza = masa x aceleración

En el lenguaje común, la fuerza a menudo se considera sinónimo de empuje o atracción.
En Química las fuerzas estudiadas son principalmente las fuerzas eléctricas que existen entre átomos moléculas.
La unidad de fuerza SI derivada es el newton (N), donde
1N = 1kg m/s² 

Ley de la conservación de la materia y la energía

Con el advenimiento de la era nuclear en la década de los 40, los científicos, y posteriormente el mundo entero, comprendieron que la materia se puede convertir en energía. En las reacciones nucleares la materia se transforma en energía. La relación entre materia y energía fue establecida por Albert Einstein mediante su famosa ecuación:

E = mc^2

Esta ecuación establece que la cantidad de energía que se libera, cuando la materia se transforma en energía, es el producto de la masa que se transforma y el cuadrado de la velocidad de la luz. Hasta el momento no se ha observado la transformación de la energía en materia a gran escala; sin embargo, se ha logrado a escala mínima en los "desintegradores atómicos" o aceleradores de partículas utilizados para llevar a cabo reacciones nucleares. Una vez que se reconoce la equivalencia de la materia y la energía se puede expresar la ley de la conservación de la materia y la energía en un enunciado sencillo:

"La cantidad combinada de la materia y energía en el universo es fija"

Ley de la conservación de la energía

En las reacciones químicas exotérmicas, la energía química casi siempre se convierte en energía calorífica, aunque en algunos procesos exotérmicos también se producen otros tipos de cambios de energía. Por ejemplo, en algunas reacciones se libera energía luminosa sin calor, y en otras, se produce energía eléctrica sin desprendimiento de calor o luz. En las reacciones endotérmicas, la energía calorífica, luminosa o eléctrica, se convierten en energía química. Aún cuando los cambios químicos siempre llevan consigo cambios de energía, algunas transformaciones de energía no implican cambios químicos. Por ejemplo, la energía calorífica se puede convertir en energía eléctrica o en energía mecánica sin cambios químicos simultáneos. Los experimentos han demostrado que toda la energía se convierte en algún cambio químico o físico aparece en alguna otra forma después del cambio; estas observaciones se resumen en la ley de la conservación de la energía, la cual se expresa en el enunciado siguiente:

"La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma"

La ley de la conservación de la materia

Cuando se quema una muestra de magnesio metálico en el aire, éste se combina con el oxígeno para formar óxido de magnesio, un polvo blanco. En esta reacción química se liberan grandes cantidades de energía calorífica y luminosa. Cuando se pesa el producto de la reacción, el óxigeno de magnesio, se encuentra que es más pesado que la muestra original de magnesio; este incremento en la masa del sólido se debe a la combinación con el magnesio para formar óxido de magnesio. Muchos experimentos han demostrado que la masa del óxido de magnesio es exactamente igual a la suma de las masas del magnesio y del oxígeno que se combinaron para formarlo. Lo mismo ocurre en todas las reacciones químicas. Estas observaciones se resumen en la ley de la conservación de la materia.
No hay un cambio observable en la cantidad de mateira durante una reacción y química ordinaria. Este enunciado es un ejemplo de una ley científica (natural) y es un enunciado general que se basa en el comportamiento observado de la materia y no se conocen excepciones del mismo.


Un ejemplo gráfico