QUÍMICA · BALANCES DE MASA
Al disolver 10 g de sal en 90 g de agua, obtienes 100 g de disolución si no hay pérdidas. Al quemar papel, en cambio, no basta pesar las cenizas: también hay gases y oxígeno tomado del aire. Estos 16 ejemplos muestran cómo hacer un balance completo.
La ley de conservación de la masa, conocida también como ley de conservación de la materia o ley de Lavoisier, establece en la química escolar que la masa total se mantiene al transformar la materia si se contabiliza todo el sistema. En las reacciones químicas ordinarias, los átomos se reorganizan.
Sistema cerrado: masa inicial = masa final
Sistema abierto: masa final = masa inicial + entradas − salidas
Define la frontera: puede ser el contenido de un recipiente, el recipiente con todo su contenido o un equipo completo. Un sistema cerrado no intercambia materia; uno abierto sí. Se deben incluir gases, sustancias sobrantes y residuos, aunque no sean el producto que te interesa.
Los ejemplos usan el modelo escolar de conservación de masa: ignoran los cambios de masa asociados al intercambio de energía, despreciables para estos cálculos. Las masas y condiciones son datos didácticos, no resultados de experimentos realizados aquí.
EJEMPLO 01
Un recipiente contiene 100 g de hielo. Después de fundirse por completo, ¿cuánta agua hay?
Condiciones: No entra ni sale agua; no se pierde por evaporación. Se desprecia la variación relativista asociada a la energía intercambiada.
Masa del agua = 100 g
Si el recipiente tiene 80 g: masa total = 180 g
Cambia el estado, no la cantidad de agua. La masa del recipiente se cuenta en ambos pesajes o se descuenta en ambos.
EJEMPLO 02
Se parte de 1 kg de agua líquida y se transforma por completo en vapor.
Condiciones: Modelo que contabiliza toda el agua, incluido el vapor que sale; no describe cómo calentar un recipiente hermético.
1 kg de agua líquida → 1 kg de vapor de agua
El vapor ocupa un volumen distinto. Si solo pesas la olla abierta al final, parte o toda el agua ya está fuera de ella: no puedes comparar esa olla con el sistema completo.
EJEMPLO 03
Se agregan 10 g de sal a 90 g de agua y se disuelve toda la sal.
Condiciones: No hay derrames ni evaporación; se excluye del cálculo el recipiente.
Masa de la disolución = 10 g + 90 g = 100 g
Que no se vean los cristales no significa que la sal haya desaparecido. La suma de masas tampoco permite sumar automáticamente los volúmenes.
EJEMPLO 04
Una mezcla contiene 20 g de arena y 80 g de agua. Se recuperan ambos componentes.
Condiciones: Balance ideal con recuperación total; filtro y recipientes se taran o se contabilizan aparte.
Masa inicial = 20 g + 80 g = 100 g
Masa recuperada = 100 g
En una filtración real puede quedar agua en la arena o en el filtro. Esa agua retenida también pertenece al balance y no es masa destruida.
EJEMPLO 05
En un montaje que retiene el gas, 50 g de una disolución reaccionan con 5 g de otro reactivo. El conjunto vacío pesa 200 g.
Condiciones: Datos ilustrativos de una reacción; se pesa la misma frontera sin fugas ni intercambios de materia.
Contenido antes = 50 g + 5 g = 55 g
Contenido después = 55 g
Conjunto completo antes y después = 255 g
El gas formado sigue dentro del conjunto junto al líquido y cualquier sólido. La masa puede repartirse entre fases distintas.
EJEMPLO 06
El contenido inicial tiene 55 g. Después quedan 52 g en el recipiente.
Condiciones: Se supone que la única salida de materia es gas y que no entra materia del entorno.
Masa que salió = 55 g − 52 g = 3 g
52 g dentro + 3 g fuera = 55 g
La aparente pérdida se explica por materia que cruza la frontera. Si también hubo evaporación o salpicaduras, no puedes atribuir toda la diferencia al gas de reacción.
EJEMPLO 07
En un modelo, 56 g de hierro reaccionan completamente para formar óxido de hierro(III).
Condiciones: Masas molares escolares Fe = 56 y O = 16 g/mol; producto puro Fe₂O₃, conversión completa y sin pérdidas.
4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃
56 g de Fe + 24 g de O₂ → 80 g de Fe₂O₃
El sólido gana los 24 g de oxígeno incorporados. Pesar solo el metal al comienzo y el óxido al final no mantiene un sistema cerrado.
EJEMPLO 08
Se queman 10 g de papel y quedan 0,1 g de cenizas. ¿Basta restar para conocer la masa de los gases?
Condiciones: Modelo sin humedad inicial, partículas escapadas ni otros residuos; el gas contabilizado incluye todos los productos gaseosos, no el aire que pasó sin reaccionar.
10 g + masa de O₂ consumido = 0,1 g + masa de gases
Masa de gases = 9,9 g + masa de O₂ consumido
No puedes concluir que se formaron solo 9,9 g de gases: parte de su masa procede del oxígeno. Hace falta conocer el oxígeno consumido y todos los productos para dar un resultado numérico.
EJEMPLO 09
Un motor consume por completo 20 kg de combustible. ¿Se producen necesariamente 20 kg de gases?
Condiciones: Modelo de combustión completa, sin residuos retenidos; se omiten consumos de lubricante y otros intercambios.
Masa de productos de combustión = 20 kg + masa de O₂ consumido
Los productos contienen también oxígeno tomado del aire. El nitrógeno y otros componentes del aire que atraviesan el motor sin reaccionar se cuentan a ambos lados si se incluye todo el flujo. La disminución de combustible almacenado no equivale por sí sola a la masa total del escape.
EJEMPLO 10
Reaccionan 4 g de hidrógeno con 32 g de oxígeno.
Condiciones: Cálculo teórico con H = 1 y O = 16 g/mol, reacción completa y todos los productos contabilizados; no es una instrucción experimental.
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
4 g + 32 g = 36 g de agua
Los coeficientes 2:1:2 relacionan cantidades de moléculas o moles, no gramos. Con las masas molares indicadas, la proporción de masas H₂:O₂ es 1:8.
EJEMPLO 11
Se mezclan 1 kg de H₂ y 1 kg de O₂. Calcula el agua formada y el reactivo sobrante.
Condiciones: Resultado escolar con H = 1 y O = 16 g/mol y reacción completa hasta agotar O₂. Con masas atómicas más precisas, los valores cambian ligeramente.
Proporción de masas H₂:O₂ = 1:8
H₂ consumido = 1 kg / 8 = 0,125 kg
Agua formada = 0,125 kg + 1 kg = 1,125 kg
H₂ sobrante = 1 kg − 0,125 kg = 0,875 kg
Comprobación: 1,125 kg + 0,875 kg = 2 kg
El oxígeno es el reactivo limitante. Sobra hidrógeno, no oxígeno. Sumar las masas iniciales permite conocer la masa total final, pero no implica que todo se convierta en agua.
EJEMPLO 12
En un cálculo teórico, 100 g de carbonato de calcio se descomponen en óxido de calcio y dióxido de carbono.
Condiciones: Masas molares escolares Ca = 40, C = 12 y O = 16 g/mol; reactivo puro y descomposición completa.
CaCO₃ → CaO + CO₂
100 g → 56 g + 44 g
Si el CO₂ sale y se pesa únicamente el sólido, se observan 56 g. Los 44 g restantes se encuentran en el gas, no han desaparecido.
EJEMPLO 13
Se mezclan dos disoluciones, de 150 g y 50 g, y se forma un sólido insoluble.
Condiciones: Datos ilustrativos; no escapa gas, no hay evaporación ni pérdidas, y no se incluye la masa del recipiente.
Masa total final = 150 g + 50 g = 200 g
Si el sólido seco tiene 5 g: resto de la mezcla = 195 g
La aparición de un sólido no crea masa. El resto incluye el líquido y las sustancias que siguen disueltas.
EJEMPLO 14
En un sistema cerrado se mezclan 50 g y 20 g de reactivos. Alguien informa de 75 g de productos.
Condiciones: No hay entrada de materia; se comparan masas con el mismo criterio y se ignoran efectos relativistas.
Masa disponible = 50 g + 20 g = 70 g
Diferencia sin explicar = 75 g − 70 g = 5 g
El resultado es incompatible con los datos del modelo. Hay que revisar pesaje, tara, entradas no registradas o transcripción; no basta afirmar que la ley se cumple sin localizar la diferencia.
EJEMPLO 15
Un depósito contiene 50 kg de agua. Durante un intervalo entran 30 kg y salen 12 kg.
Condiciones: No hay evaporación, fugas ni otras corrientes durante el intervalo; se cuenta solo el agua.
Masa final = 50 kg + 30 kg − 12 kg = 68 kg
En un sistema abierto la masa almacenada puede cambiar. Conservar masa exige incluir entradas y salidas, no imponer que el contenido permanezca igual.
EJEMPLO 16
Un montaje cerrado registra 50,00 g antes y 49,98 g después. Cada resultado tiene una incertidumbre declarada de ±0,05 g.
Condiciones: Comparación elemental usando los intervalos dados; no es un análisis estadístico completo ni una prueba definitiva de ausencia de fugas.
Diferencia observada = 0,02 g
Intervalo inicial: 49,95–50,05 g
Intervalo final: 49,93–50,03 g
Los intervalos se solapan: la diferencia por sí sola no demuestra una pérdida real. Deben revisarse la incertidumbre, las condiciones de pesaje y posibles fugas; el balance ideal no garantiza lecturas idénticas.
En 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O hay cuatro átomos de hidrógeno y dos de oxígeno a cada lado. Se ajustan los coeficientes situados delante de las fórmulas; cambiar H₂O por otra fórmula cambiaría la sustancia.
| Elemento | Reactivos | Productos |
|---|---|---|
| H | 2 × 2 = 4 | 2 × 2 = 4 |
| O | 1 × 2 = 2 | 2 × 1 = 2 |
Dos moléculas de H₂ y una de O₂ dan dos moléculas de H₂O: el número de moléculas puede cambiar. Se conservan los átomos de cada elemento en esta reacción, no la suma de los coeficientes. Para pasar de moles a masas, necesitas las masas molares y determinar qué reactivo se agota primero.
Delimita el sistema e identifica entradas, salidas y sustancias sobrantes antes de calcular.
Lavoisier dio un papel central a las mediciones y al oxígeno para explicar la combustión. Su Traité élémentaire de chimie, publicado en 1789, expuso su nueva organización de la química.
La formulación escolar es una aproximación excelente para balances químicos ordinarios. En una descripción relativista se debe considerar también la energía y su relación con la masa; no se puede extender sin matices la frase «la materia no se crea ni se destruye» a procesos nucleares o transformaciones de partículas. Un sistema cerrado a la materia puede intercambiar energía.
Esta ley, por sí sola, no demuestra que el universo sea finito ni determina su tamaño. Su aplicación aquí es comprobar balances concretos con una frontera y unas condiciones definidas.
Consultadas el 6 de octubre de 2026. Situaciones, datos didácticos y desarrollos: Editorial Ejemplode.