LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA

Antes de comenzar con la descripción de la ley de conservación de la materia, parece pertinente definir el término materia.
Se le llama materia a todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. En la mayoría de los casos, la materia se puede percibir o medir mediantes distintos métodos.
La descripción de materia dada por la física moderna, incluye cualquier entidad, campo o discontinuidad que se traduce en un fenómeno perceptible que tiene continuidad a través del espacio tiempo, su velocidad es igual o menor a la velocidad de la luz, y se le puede asociar una cierta energía.

Ley de la conservación de la materia
En el año 1745, Mijaíl Lomonosov enunció la ley de de conservación de la materia de la siguiente manera:  En una reacción química ordinaria donde la masa permanece invariable, es decir, la masa presente en los reactivos es igual a la masa presente en los productos. En el mismo año, y de manera independiente, el químico Antoine Lavoisier propone que ” la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. Es por esto que muchas veces la ley de conservación  de la materia es conocida como ley de Lavoisier-Lomonosov.
Estos científicos se referían a la materia másica. Más adelante se observó que en algunas reacciones nucleares existe una pequeña variación de masa. Sin embargo, esta variación se explica con la teoría de la relatividad de Einstein, que propone una equivalencia entre masa y energía. De esta manera, la variación de masa en algunas reacciones nucleares estaría complementada por una variación de energía, en el sentido contrario, de manera que si se observa una disminución de la masa, es que ésta se transformó en energía,  y si la masa aumenta, es que la energía se transformó en masa.
Teniendo es cuenta la ley de conservación de la materia, cuando escribimos una ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado.
Tomemos por ejemplo la reacción química de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno.
N_{2 +} H_{2 ————->} NH₃
Observamos que en los reactivos hay dos átomos de nitrógeno y dos átomos de hidrógeno, mientras que en los productos hay sólo un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. Para que la ecuación química cumpla con la ley de conservación de la materia, tenemos que agregar coeficientes estequiométricos, de la siguiente manera:
N_{2 +} 3H_{2 ————->} 2NH₃
Así logramos que el número de átomos sea el mismo en ambos lados de la ecuación. Estos significa que dos átomos o dos moles de nitrógeno reaccionarán con tres átomos o moles de hidrógeno para formar dos átomos o moles de amoníaco. Cuando el coeficiente estequiométrico es uno, no se escribe.

La ley de proporciones recíprocas o equivalentes, fue enunciada por Richter en 1792 y completada algunos años más tarde por Wenzel. Esta ley indica que si dos elementos diferentes, cada uno con un cierto peso, son capaces de combinarse con un peso dado de un tercer elemento, los pesos de aquéllos elementos son capaces de combinarse entre sí, o bien múltiplos o submúltiplos de dichos pesos.

Puesto de una manera más práctica podríamos decir que si 100 gramos de A  pueden combinarse con 200 gramos de C, y 50 gramos de B, también pueden combinarse con 200 gramos de C, entonces 100 gramos de A pueden reaccionar con los 50 gramos de B, o hacerlo en proporciones múltiplos o sub-múltiplos de éstas, como 50 gr de A con 25 gr de B, o 200 gr de A con 100 gr de B.

Para poner algún ejemplo en concreto, podemos observar las siguientes reacciones:

N2 + 3 H2 –> 2 NH3

En esta reacción, un gramo de hidrógeno reacciona con 4,66 gramos de nitrógeno.

H2 + ½ O2 –> H2O

En esta reacción, un gramo de hidrógeno reacciona con 8 gr de oxígeno.

Según la ley de las proporciones recíprocas, 4,66 gramos de nitrógeno deben ser capaces de reaccionar con 8 gramos de oxígeno.

Si tomamos como referencia de peso equivalente al hidrógeno, nos encontraremos con el problema de que el hidrógeno reacciona directamente con pocos elementos. Sin embargo, sabiendo que un gramo de hidrógeno reaccionará con 8 gramos de oxígeno, y este peso de oxígeno puede reaccionar con 35,5 gramos de cloro, podemos seguir asociando elementos a través de diferentes ácidos y bases y hallar su peso equivalente teniendo como referencia al hidrógeno.

Otro problema del sistema de pesos equivalentes es que un elemento con distintos estados de oxidación puede combinarse en diferentes proporciones con otro elemento dado, dependiendo justamente del estado de oxidación en que se encuentre.