Lavoisier

1. Lavoisier Ley de conservación de la materia

2. Motivaciones • Una de sus grandes motivaciones fue la de destruir la falsa hipótesis del flogisto, y así sentar las bases de la teoría general de la química verdadera. • La teoría del flogisto, aseguraba que la materia contenía una sustancia combustible, el flogisto, que al efectuarse la combustión era liberada y por ello la masa disminuía.

3. Hipótesis de Lavoisier • Esta teoría fue aceptada hasta el siglo XVIII, cuando Lavoisier, realizó varios experimentos: • Comprobó que la combustión es la combinación del oxígeno con otra sustancia. • La cantidad de masa es igual antes y después de efectuarse este fenómeno.

4. En sus experimentos: • Efectuó mediciones cuidadosas de la masa antes y después del cambio. • Tuvo la precaución de sellar los recipientes donde los realizaba (no permitía que entrara ni saliera ninguna sustancia de las que reaccionaban o se producían durante la reacción).

5. Conclusión I • Concluyó que si no dejaba entrar ni salir las sustancias, en cambios físicos y químicos, la masa se conserva. • Ejemplo: Combustión de un trozo de carbón, queda reducido a cenizas con un peso muy inferior. • Sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia.

6. Conclusión II • De esta manera, desecha la teoría del flogisto y enuncia uno de los principios fundamentales en la naturaleza, aun vigente, conocido como la "Ley de la Conservación de la Materia", que dice que "LA MATERIA NO SE CREA NI SE DESTRUYE, SÓLO SE TRANSFORMA".

7. Aplicaciones de sus inventos • Para todo tipo de reacciones. Ejemplo: • 1,5 gramos de Ag NO 3 y lo disolvemos el agua, lo ponemos en contacto con cobre y se crea Ag, que pesa 0,88. • Luego esta a esta plata se le añade HNO3 y se vuelve a crear Ag NO 3 que ahora debería pesar 1,5 g, pero al haber perdido un poco en los pasos anteriores, por ejemplo impregnada en la varilla oxidación que se haya caído del vaso, pesa 1,46g. • Ahora este Ag NO 3 se mezcla con 1g Na Cl y se forma un sólido, se filtra y la disolución se deja evaporar, se pesan las dos sustancias y al sumarlas tiene que dar 2,5g, uno de Na Cl y 1,5 de Ag NO 3 pero al haber perdido otra vez sólo pesa 2,44g. • Si la practica se hubiera realizado perfectamente pesaría mas, porque en los primeros pasos se ha arrastrado un poco de cobre.

8. Demostraciones • Primero en dar a conocer la existencia del oxígeno. • Demostró que el agua no era un elemento sino la unión de hidrogeno con oxigeno. • Concluyo que la respiración era un proceso de combustión.

9. Posteriores mejoras: leyes ponderales • Ley de Proust o de las proporciones constantes: para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen siempre en la misma proporción ponderal. • 1 mol de agua (H2O) = 2 . + 16 = 18 g, de los que 2 son de h y 16 de oxígeno.

10. Ley de Dalton o de las proporciones múltiples • Dos elementos se combinan entre sí para dar lugar a varios compuestos.(en vez de solo 1 como la ley de Proust) • Dos elementos A y B forman más de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números enteros sencillos

11. 2(Ag2O) = Ag4 + O2Ag = 0.92682gO = 0.0716gAg = 93.11%O = 6.89%

12. Ley de Ritcher o de los pesos equivalentes. • Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son químicamente equivalentes entre sí. • Ejemplo: si para formar agua h2o, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de h/8 g de o, entonces el peso de combinación, peso equivalente o equivalente del oxigeno es 8 gramos.