EcuRed - Contribuciones del colaborador [es]

Enlace por puente de hidrógeno

2011-12-22T19:31:23Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Definición
|nombre=''Enlace por puente de hidrógeno'''
|imagen= Enlace_por_puente_de_hidrógenoindex.jpg
|tamaño= 200 × 144px
|concepto= No es un enlace propiamente dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.
}}<div align="justify">
''''Enlace por puente de hidrógeno:''' Es una atracción que existe entre un [[átomo]] de[[hidrógeno]] (carga positiva) con un [[átomo]] pequeño muy electronegativo, como [[flúor]](F), [[oxígeno]] (O) o [[nitrógeno]] (N) ( F-H, O-H, N-H ), que posee un par de electrones libres ([[carga negativa]]), de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un [[enlace covalente]] a átomos de hidrógeno). Un puente de [[hidrógeno]] es en realidad una [[atracción dipolo-dipolo]] entre [[molécula]]s que contienen esos tres tipos de uniones polares. 
Este tipo de atracción tiene solamente una tercera parte de la fuerza de los [[enlace]]s covalentes, pero tiene importantes efectos sobre las propiedades de las [[sustancia]]s en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en [[estructura]]s de cristal.<ref>«[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml monografías]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
 
==Historia==
En su libro The Nature of the Chemical Bond (en español: La Naturaleza del Enlace Químico), [[Linus Pauling]] concede los créditos a [[T.S. Moore]] y [[T.F. Winmill]] de la primera mención del enlace de [[hidrógeno]], en [[1912]] (J. Chem. Soc. 101, 1635). Postuló a partir de observaciones de las transiciones moleculares (i.e. el movimiento de los átomos con respecto a aquellos a los que están unidos) de los átomos participantes en la molécula D2O (el deuterio forma parte de la pléyade de [[Hidrógeno]]), que el puente de [[Hidrógeno]] es la interacción más importante que juega un papel crítico no solo en la estructura del agua sino en la estructura y función de las macromoléculas biológicas. Moore y Winmill usaron el enlace de hidrógeno para justificar el hecho que el [[hidróxido de trimetilamonio]] es una base más débil que el [[hidróxido de tetrametilamonio]]. La descripción del enlace de hidrógeno en su forma más conocida, en el agua, vino algunos años después, en [[1920]], por Latimer y Rodebush (JACS, 42, 1419). . 
== Enlace==
Los puentes de [[Hidrógeno]], se forman por átomos de [[Hidrógeno]] localizados entre átomos pequeños muy electronegativos, cuando un átomo de [[Hidrógeno]] está unido covalentemente, a un átomo electronegativo, [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]], el átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace, formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno. Estas cargas opuestas se atraen. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de [[Hidrógeno]] susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]]. 
A continuación se detallan algunos valores de la fuerza de puentes de hidrógeno: . 
* F—H...F (155 kJ/mol)
* O—H...N (29 kJ/mol)
* O—H...O (21 kJ/mol)
* N—H...N (13 kJ/mol)
* N—H...O (8 kJ/mol)
* HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol) . 
El puente de Hidrógeno es un caso especial de la [[interacción dipolo-dipolo]], es relativamente débil entre -20 y -30 kJ mol -1la fuerza de enlace aumenta al aumentar la electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes. 
<ref>«[http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/enlace-por-puente-de-hidrogeno la guía de química]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
En el caso del oxígeno, con un total de 8 electrones, se presentan DOS pares de electrones solitarios, tanto en el caso de la hibridación sp3 como de la sp2:
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p2x2p1y2p1z
! Agua
|-
|<center> Hibridación sp3 </center>
|1s22sp22sp12sp1
|[[Archivo:Molécula_de_agua.gif]]
|[[Archivo:Molécula_de_agua_2.JPG]]
|-
|Hibridación sp2
|1s22sp22sp12p1z
|}
Los dos pares de electrones solitarios se muestran en rojo; los orbitales en verde, ocupados por un electrón cada uno, son los que van a participar en los enlaces. En el caso de la hibridación sp2, trigonal, como en el C=O (no mostrada la figura), también hay dos pares de electrones solitarios. En resumen, un átomo de oxígeno puede actuar como aceptor de dos puentes de hidrógeno.
El nitrógeno tiene un electrón menos y por consiguiente presenta sólo un par de electrones solitarios, pero tiene tres electrones en orbitales que pueden participar en enlaces. Un átomo de nitrógeno puede actuar como aceptor de un solo puente de hidrógeno.
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p1x2p1y2p1z
! Amoníaco
|-
|<center>Hibridación sp3</center>
|1s22sp22sp12sp12sp1
|[[Archivo:Molécula_de_Amoníaco.gif]]
|[[Archivo:Molécula_de_Amoníaco_2.JPG]]</center>
|}
Otros aceptores de puentes de hidrógeno de importancia son los aniones monovalentes, principalmente el F-1
==Propiedades==
El enlace de hidrógeno presenta un cierto carácter covalente. O, lo que es lo mismo, podemos considerar que el enlace resuena entre estas dos posibles estructuras:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_agua.gif‎]]</center>
En condiciones óptimas esto supone un 10% de carácter covalente. Una consecuencia importante de esta resonancia es que se pueden intercambiar los hidrógenos de una molécula con los hidrógenos del agua disolvente. Este fenómeno se aprecia fácilmente si la molécula se disuelve en agua pesada D2O; si los hidrógenos son accesibles al disolvente, se intercambian por deuterio:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_deuterio.gif]] </center>
La distancia interatómica entre el hidrógeno y el aceptor es menor que la suma de sus [[radios de Van der Waals]], (0,27 nm, aprox. para un par [[Oxígeno]]-[[Hidrógeno]]), aunque están más separados que si estuvieran unidos por un [[enlace covalente]] puro:
<center> [[Archivo: Energía_de_enlace_de_hidrógeno_en_la_molécula_de_agua.JPG]]</center>
La energía del enlace de hidrógeno depende del ángulo de enlace; es máxima cuando los tres átomos (dador-hidrógeno-aceptor) están alineados y disminuye cuando se disponen en ángulo. Es un enlace muy direccional aunque pequeñas variaciones de hasta 20º no tienen demasiada importancia. Por último, la energía de un enlace de hidrógeno depende de los aceptores y dadores. De mayor a menor energía de enlace tenemos las siguientes posibilidades:[[Archivo: Energía_de_enlace.gif |thumb| right |102x242px| Energía de enlace]]
En condiciones óptimas la energía de un enlace de hidrógeno puede alcanzar unos 23 kJ/mol (unas 15 veces más que la energía de las fuerzas de dispersión de London
===Puente de hidrógeno intermolecular===
De las fuerzas intermoleculares, el puente de hidrógeno es la de mayor entidad, su fuerza es de entre 5 y 30 kJ por mol, pero existen casos en los que llega a 155 kJ por mol. El puente de hidrógeno intermolecular es el responsable de muchas de las cualidades de la sustancia. 
Una molécula de [[agua]], se forma entre un átomo de [[Oxigeno]] con seis electrones de valencia (sólo comparte dos y le quedan dos pares de electrones libres) y dos hidrógenos con un electrón de valencia cada uno (ambos le ceden su único electrón al oxígeno para que complete el octeto), por ser una molécula polar los electrones que intervienen en sus [[enlace]]s, están más cerca del [[oxígeno]] que de los de [[hidrógeno]]s y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los [[hidrógeno]]s. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. 
De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta multitud de enlaces por puente de hidrógeno es lo que brinda cualidades especiales al agua 
Estudios de difracción de rayos X indican que la distancia entre los átomos de [[Oxígeno]] que intervienen en el puente de [[Hidrógeno]], están separados por 0.28 nm lo que indica un arreglo tetraédrico de las moléculas de agua. 
La estructura del agua favorece las interacciones para formar puentes de [[Hidrógeno]], el arreglo siempre es perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que cada protón unido a un [[Oxígeno]] muy electronegativo encuentra un electrón no compartido con el que interactúa uno a uno. De lo anterior se concluye que cada átomo de [[Oxígeno]] en el agua puede formar, mediante su par libre de electrones, dos puentes de hidrógeno, y además, los dos átomos de hidrógeno de la molécula forman dos puentes más. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial, sus puntos de ebullición, fusión y la viscosidad de la misma son sorprendentemente altos. 
El elevado [[punto de ebullición]] del agua se debe al gran número de enlaces de hidrógeno que cada molécula tiene, en relación a su baja [[masa molar]], y a la gran fuerza de estos enlaces de hidrógeno. El agua tiene puntos de ebullición, fusión y viscosidad muy altas, comparadas con otras sustancias no unidas entre sí por enlaces de hidrógeno. La razón para estos atributos es la dificultad, para romper estos enlaces. El agua es única porque sus átomos de oxígeno tiene dos pares libres y dos átomos de hidrógeno, significando que el número total de enlaces de una molécula de agua es cuatro. 
La colinealidad de los puentes es muy importante, un alejamiento de 10° ocasiona la que el puente se rompa. 
Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido. 
Por ello, un sólido casi siempre se hunde al fondo cuando comienza a cristalizarse a partir de la fase líquida. Si esto ocurriera con el agua, los lagos, ríos y mares de las regiones en las que las temperaturas bajan de cero, se congelarían desde el fondo hacia arriba. Es poco probable que los [[peces]] y otros organismos acuáticos pudieran sobrevivir en un entorno así.
=== Puente de hidrógeno intramoleculares ===
Puede darse dentro de una misma molécula, intervienen en la formación de las estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteínas y en la estabilidad de los ácidos nucleicos. En éstos últimos, los puentes de hidrógeno son los que unen los pares de bases de las dos cadenas de ADN, formando la doble hélice.
<center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_intramolecular.JPG]]</center>
En estas macromoléculas, el enlace de hidrógeno entre partes de la misma molécula ocasiona que se doble en una forma específica, que ayuda a determinar el rol fisiológico o bioquímico de la molécula. Por ejemplo, la estructura de doble hélice del [[ADN]] se debe primordialmente a los enlaces de hidrógeno entre los pares de bases, que unen una cadena complementaria a la otra y permiten la replicación. 
En las proteínas, los enlaces de hidrógeno se forman entre átomos de oxígeno esqueletales y átomos de hidrógeno amida. Cuando el espaciamiento de los residuos de [[aminoácido]] que participan en un enlace de hidrógeno es regular entre las posiciones i e i + 4, se forma una [[hélice alfa]]. Cuando el espaciamiento es menor, entre las posiciones i e i + 3, se forma una [[hélice 310]]. Cuando dos cadenas se unen por enlaces de hidrógeno que involucran residuos alternantes de cada cadena participante, se forma una lámina beta. Los enlaces de hidrógeno también toman parte en la formación de la estructura terciaria de las proteínas, a través de la interacción de los grupos R.
==Puente de hidrógeno simétrico==
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones. <center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_simétrico.GIF]] </center>
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones.
También se le ha visto en el anión bifluoruro [F-H-F]− . 
Los enlaces de hidrógeno simétricos han sido observados recientemente espectroscópicamente en el [[ácido fórmico]] a presión alta (>GPa). Cada átomo de hidrógeno forma un enlace covalente parcial con dos átomos, en vez de con uno. Se ha postulado la existencia de enlaces de hidrógeno simétricos en el hielo a altas presiones (Hielo X). Se forman bajas barreras de enlace de hidrógeno cuando la distancia entre dos heteroátomos es muy pequeña.
==Anomalías debidos al enlace de hidrógeno==
* [[Punto de ebullición]] dramáticamente alto del NH3, H2O y HF, en comparación a los análogos más pesados PH3, H2S, y HCl. 
* Viscosidad del [[ácido fosfórico]] anhidro y del glicerol. 
* Formación de dímeros en [[ácidos carboxílicos]] y de hexámeros en el [[fluoruro de hidrógeno]], que ocurre incluso en la fase gaseosa, resultando en grandes desviaciones de la [[ley de los gases ideales]]. 
* La alta solubilidad en agua de muchos compuestos como el amoníaco es explicada por el enlace de hidrógeno con las moléculas de agua. 
* La [[azeotropía]] negativa de mezclas de HF y agua. 
* La delicuescencia del NaOH es causada, en parte, por la reacción de OH- con la humedad para formar especies H3O2- enlazadas por hidrógeno. Un proceso análogo sucede entre NaNH2 y NH3, y entre NaF y HF. 
* El hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida se debe a una estructura cristalina estabilizada por enlaces de hidrógeno. 
* La presencia de enlaces de hidrógeno puede causar una anomalía en la sucesión normal de los estados de agregación para ciertas mezclas de [[compuestos químicos]], con el incremento o disminución de temperatura. Estos compuestos pueden ser líquidos hasta una cierta temperatura, luego son sólidos incluso con el incremento de temperatura, y finalmente líquidos cuando la temperatura se eleva sobre el "intervalo anómalo". 
* La goma inteligente utiliza enlaces de hidrógeno como su única forma de enlace, así que puede "sanarse" cuando se pincha, debido a que puede aparecer nuevos enlaces de hidrógeno entre las dos superficies del mismo polímero. 
==Referencias==
<references/>
==Fuentes==
[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml] 
[http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/puente%20de%20hidrogeno.html] 
[http://www.maph49.galeon.com/biomol1/hbonds.html]
== Enlace relacionado ==
* [[Enlace químico]] 
* [[Enlace covalente]] 
* [[Agua]]
 
[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Archivo:Puente de hidrógeno simétrico.GIF

2011-12-22T19:28:45Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Archivo:Puente de hidrógeno intramolecular.JPG

2011-12-22T19:16:41Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Archivo:Energía de enlace.gif

2011-12-22T19:14:59Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Archivo:Energía de enlace de hidrógeno en la molécula de agua.JPG

2011-12-22T19:13:37Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Enlace por puente de hidrógeno

2011-12-22T19:08:46Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Enlace */

{{Definición
|nombre=''Enlace por puente de hidrógeno'''
|imagen= Enlace_por_puente_de_hidrógenoindex.jpg
|tamaño= 200 × 144px
|concepto= No es un enlace propiamente dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.
}}<div align="justify">
''''Enlace por puente de hidrógeno:''' Es una atracción que existe entre un [[átomo]] de[[hidrógeno]] (carga positiva) con un [[átomo]] pequeño muy electronegativo, como [[flúor]](F), [[oxígeno]] (O) o [[nitrógeno]] (N) ( F-H, O-H, N-H ), que posee un par de electrones libres ([[carga negativa]]), de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un [[enlace covalente]] a átomos de hidrógeno). Un puente de [[hidrógeno]] es en realidad una [[atracción dipolo-dipolo]] entre [[molécula]]s que contienen esos tres tipos de uniones polares. 
Este tipo de atracción tiene solamente una tercera parte de la fuerza de los [[enlace]]s covalentes, pero tiene importantes efectos sobre las propiedades de las [[sustancia]]s en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en [[estructura]]s de cristal.<ref>«[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml monografías]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
 
==Historia==
En su libro The Nature of the Chemical Bond (en español: La Naturaleza del Enlace Químico), [[Linus Pauling]] concede los créditos a [[T.S. Moore]] y [[T.F. Winmill]] de la primera mención del enlace de [[hidrógeno]], en [[1912]] (J. Chem. Soc. 101, 1635). Postuló a partir de observaciones de las transiciones moleculares (i.e. el movimiento de los átomos con respecto a aquellos a los que están unidos) de los átomos participantes en la molécula D2O (el deuterio forma parte de la pléyade de [[Hidrógeno]]), que el puente de [[Hidrógeno]] es la interacción más importante que juega un papel crítico no solo en la estructura del agua sino en la estructura y función de las macromoléculas biológicas. Moore y Winmill usaron el enlace de hidrógeno para justificar el hecho que el [[hidróxido de trimetilamonio]] es una base más débil que el [[hidróxido de tetrametilamonio]]. La descripción del enlace de hidrógeno en su forma más conocida, en el agua, vino algunos años después, en [[1920]], por Latimer y Rodebush (JACS, 42, 1419). . 
== Enlace==
Los puentes de [[Hidrógeno]], se forman por átomos de [[Hidrógeno]] localizados entre átomos pequeños muy electronegativos, cuando un átomo de [[Hidrógeno]] está unido covalentemente, a un átomo electronegativo, [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]], el átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace, formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno. Estas cargas opuestas se atraen. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de [[Hidrógeno]] susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]]. 
A continuación se detallan algunos valores de la fuerza de puentes de hidrógeno: . 
* F—H...F (155 kJ/mol)
* O—H...N (29 kJ/mol)
* O—H...O (21 kJ/mol)
* N—H...N (13 kJ/mol)
* N—H...O (8 kJ/mol)
* HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol) . 
El puente de Hidrógeno es un caso especial de la [[interacción dipolo-dipolo]], es relativamente débil entre -20 y -30 kJ mol -1la fuerza de enlace aumenta al aumentar la electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes. 
<ref>«[http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/enlace-por-puente-de-hidrogeno la guía de química]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
En el caso del oxígeno, con un total de 8 electrones, se presentan DOS pares de electrones solitarios, tanto en el caso de la hibridación sp3 como de la sp2:
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p2x2p1y2p1z
! Agua
|-
|<center> Hibridación sp3 </center>
|1s22sp22sp12sp1
|[[Archivo:Molécula_de_agua.gif]]
|[[Archivo:Molécula_de_agua_2.JPG]]
|-
|Hibridación sp2
|1s22sp22sp12p1z
|}
Los dos pares de electrones solitarios se muestran en rojo; los orbitales en verde, ocupados por un electrón cada uno, son los que van a participar en los enlaces. En el caso de la hibridación sp2, trigonal, como en el C=O (no mostrada la figura), también hay dos pares de electrones solitarios. En resumen, un átomo de oxígeno puede actuar como aceptor de dos puentes de hidrógeno.
El nitrógeno tiene un electrón menos y por consiguiente presenta sólo un par de electrones solitarios, pero tiene tres electrones en orbitales que pueden participar en enlaces. Un átomo de nitrógeno puede actuar como aceptor de un solo puente de hidrógeno.
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p1x2p1y2p1z
! Amoníaco
|-
|<center>Hibridación sp3</center>
|1s22sp22sp12sp12sp1
|[[Archivo:Molécula_de_Amoníaco.gif]]
|[[Archivo:Molécula_de_Amoníaco_2.JPG]]</center>
|}
Otros aceptores de puentes de hidrógeno de importancia son los aniones monovalentes, principalmente el F-1

==Propiedades==
El enlace de hidrógeno presenta un cierto carácter covalente. O, lo que es lo mismo, podemos considerar que el enlace resuena entre estas dos posibles estructuras:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_agua.gif‎]]</center>
En condiciones óptimas esto supone un 10% de carácter covalente. Una consecuencia importante de esta resonancia es que se pueden intercambiar los hidrógenos de una molécula con los hidrógenos del agua disolvente. Este fenómeno se aprecia fácilmente si la molécula se disuelve en agua pesada D2O; si los hidrógenos son accesibles al disolvente, se intercambian por deuterio:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_deuterio.gif]] </center>
La distancia interatómica entre el hidrógeno y el aceptor es menor que la suma de sus [[radios de Van der Waals]], (0,27 nm, aprox. para un par [[Oxígeno]]-[[Hidrógeno]]), aunque están más separados que si estuvieran unidos por un [[enlace covalente]] puro:
<center> [[Archivo: Energía_de_enlace_de_hidrógeno_en_la_molécula_de_agua.JPG]]</center>
La energía del enlace de hidrógeno depende del ángulo de enlace; es máxima cuando los tres átomos (dador-hidrógeno-aceptor) están alineados y disminuye cuando se disponen en ángulo. Es un enlace muy direccional aunque pequeñas variaciones de hasta 20º no tienen demasiada importancia. Por último, la energía de un enlace de hidrógeno depende de los aceptores y dadores. De mayor a menor energía de enlace tenemos las siguientes posibilidades:[[Archivo: Energía_de_enlace.gif |thumb| right |102x242px| Energía de enlace]]
En condiciones óptimas la energía de un enlace de hidrógeno puede alcanzar unos 23 kJ/mol (unas 15 veces más que la energía de las fuerzas de dispersión de London
===Puente de hidrógeno intermolecular===
De las fuerzas intermoleculares, el puente de hidrógeno es la de mayor entidad, su fuerza es de entre 5 y 30 kJ por mol, pero existen casos en los que llega a 155 kJ por mol. El puente de hidrógeno intermolecular es el responsable de muchas de las cualidades de la sustancia. 
Una molécula de [[agua]], se forma entre un átomo de [[Oxigeno]] con seis electrones de valencia (sólo comparte dos y le quedan dos pares de electrones libres) y dos hidrógenos con un electrón de valencia cada uno (ambos le ceden su único electrón al oxígeno para que complete el octeto), por ser una molécula polar los electrones que intervienen en sus [[enlace]]s, están más cerca del [[oxígeno]] que de los de [[hidrógeno]]s y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los [[hidrógeno]]s. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. 
De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta multitud de enlaces por puente de hidrógeno es lo que brinda cualidades especiales al agua 
Estudios de difracción de rayos X indican que la distancia entre los átomos de [[Oxígeno]] que intervienen en el puente de [[Hidrógeno]], están separados por 0.28 nm lo que indica un arreglo tetraédrico de las moléculas de agua. 
La estructura del agua favorece las interacciones para formar puentes de [[Hidrógeno]], el arreglo siempre es perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que cada protón unido a un [[Oxígeno]] muy electronegativo encuentra un electrón no compartido con el que interactúa uno a uno. De lo anterior se concluye que cada átomo de [[Oxígeno]] en el agua puede formar, mediante su par libre de electrones, dos puentes de hidrógeno, y además, los dos átomos de hidrógeno de la molécula forman dos puentes más. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial, sus puntos de ebullición, fusión y la viscosidad de la misma son sorprendentemente altos. 
El elevado [[punto de ebullición]] del agua se debe al gran número de enlaces de hidrógeno que cada molécula tiene, en relación a su baja [[masa molar]], y a la gran fuerza de estos enlaces de hidrógeno. El agua tiene puntos de ebullición, fusión y viscosidad muy altas, comparadas con otras sustancias no unidas entre sí por enlaces de hidrógeno. La razón para estos atributos es la dificultad, para romper estos enlaces. El agua es única porque sus átomos de oxígeno tiene dos pares libres y dos átomos de hidrógeno, significando que el número total de enlaces de una molécula de agua es cuatro. 
La colinealidad de los puentes es muy importante, un alejamiento de 10° ocasiona la que el puente se rompa. 
Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido. 
Por ello, un sólido casi siempre se hunde al fondo cuando comienza a cristalizarse a partir de la fase líquida. Si esto ocurriera con el agua, los lagos, ríos y mares de las regiones en las que las temperaturas bajan de cero, se congelarían desde el fondo hacia arriba. Es poco probable que los [[peces]] y otros organismos acuáticos pudieran sobrevivir en un entorno así.
=== Puente de hidrógeno intramoleculares ===
Puede darse dentro de una misma molécula, intervienen en la formación de las estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteínas y en la estabilidad de los ácidos nucleicos. En éstos últimos, los puentes de hidrógeno son los que unen los pares de bases de las dos cadenas de ADN, formando la doble hélice.
<center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_intramolecular.JPG]]</center>
En estas macromoléculas, el enlace de hidrógeno entre partes de la misma molécula ocasiona que se doble en una forma específica, que ayuda a determinar el rol fisiológico o bioquímico de la molécula. Por ejemplo, la estructura de doble hélice del [[ADN]] se debe primordialmente a los enlaces de hidrógeno entre los pares de bases, que unen una cadena complementaria a la otra y permiten la replicación. 
En las proteínas, los enlaces de hidrógeno se forman entre átomos de oxígeno esqueletales y átomos de hidrógeno amida. Cuando el espaciamiento de los residuos de [[aminoácido]] que participan en un enlace de hidrógeno es regular entre las posiciones i e i + 4, se forma una [[hélice alfa]]. Cuando el espaciamiento es menor, entre las posiciones i e i + 3, se forma una [[hélice 310]]. Cuando dos cadenas se unen por enlaces de hidrógeno que involucran residuos alternantes de cada cadena participante, se forma una lámina beta. Los enlaces de hidrógeno también toman parte en la formación de la estructura terciaria de las proteínas, a través de la interacción de los grupos R.
==Puente de hidrógeno simétrico==
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones. <center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_simétrico.GIF]] </center>
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones.
También se le ha visto en el anión bifluoruro [F-H-F]− . 
Los enlaces de hidrógeno simétricos han sido observados recientemente espectroscópicamente en el [[ácido fórmico]] a presión alta (>GPa). Cada átomo de hidrógeno forma un enlace covalente parcial con dos átomos, en vez de con uno. Se ha postulado la existencia de enlaces de hidrógeno simétricos en el hielo a altas presiones (Hielo X). Se forman bajas barreras de enlace de hidrógeno cuando la distancia entre dos heteroátomos es muy pequeña.
==Anomalías debidos al enlace de hidrógeno==
* [[Punto de ebullición]] dramáticamente alto del NH3, H2O y HF, en comparación a los análogos más pesados PH3, H2S, y HCl. 
* Viscosidad del [[ácido fosfórico]] anhidro y del glicerol. 
* Formación de dímeros en [[ácidos carboxílicos]] y de hexámeros en el [[fluoruro de hidrógeno]], que ocurre incluso en la fase gaseosa, resultando en grandes desviaciones de la [[ley de los gases ideales]]. 
* La alta solubilidad en agua de muchos compuestos como el amoníaco es explicada por el enlace de hidrógeno con las moléculas de agua. 
* La [[azeotropía]] negativa de mezclas de HF y agua. 
* La delicuescencia del NaOH es causada, en parte, por la reacción de OH- con la humedad para formar especies H3O2- enlazadas por hidrógeno. Un proceso análogo sucede entre NaNH2 y NH3, y entre NaF y HF. 
* El hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida se debe a una estructura cristalina estabilizada por enlaces de hidrógeno. 
* La presencia de enlaces de hidrógeno puede causar una anomalía en la sucesión normal de los estados de agregación para ciertas mezclas de [[compuestos químicos]], con el incremento o disminución de temperatura. Estos compuestos pueden ser líquidos hasta una cierta temperatura, luego son sólidos incluso con el incremento de temperatura, y finalmente líquidos cuando la temperatura se eleva sobre el "intervalo anómalo". 
* La goma inteligente utiliza enlaces de hidrógeno como su única forma de enlace, así que puede "sanarse" cuando se pincha, debido a que puede aparecer nuevos enlaces de hidrógeno entre las dos superficies del mismo polímero. 
==Referencias==
<references/>
==Fuentes==
[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml] 
[http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/puente%20de%20hidrogeno.html] 
[http://www.maph49.galeon.com/biomol1/hbonds.html]
== Enlace relacionado ==
* [[Enlace químico]] 
* [[Enlace covalente]] 
* [[Agua]]
 
[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Archivo:Molécula de Amoníaco 2.JPG

2011-12-22T19:08:08Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Archivo:Molécula de Amoníaco.gif

2011-12-22T19:07:12Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

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2011-12-22T19:04:34Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Enlace por puente de hidrógeno

2011-12-22T19:02:59Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Definición
|nombre=''Enlace por puente de hidrógeno'''
|imagen= Enlace_por_puente_de_hidrógenoindex.jpg
|tamaño= 200 × 144px
|concepto= No es un enlace propiamente dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.
}}<div align="justify">
''''Enlace por puente de hidrógeno:''' Es una atracción que existe entre un [[átomo]] de[[hidrógeno]] (carga positiva) con un [[átomo]] pequeño muy electronegativo, como [[flúor]](F), [[oxígeno]] (O) o [[nitrógeno]] (N) ( F-H, O-H, N-H ), que posee un par de electrones libres ([[carga negativa]]), de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un [[enlace covalente]] a átomos de hidrógeno). Un puente de [[hidrógeno]] es en realidad una [[atracción dipolo-dipolo]] entre [[molécula]]s que contienen esos tres tipos de uniones polares. 
Este tipo de atracción tiene solamente una tercera parte de la fuerza de los [[enlace]]s covalentes, pero tiene importantes efectos sobre las propiedades de las [[sustancia]]s en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en [[estructura]]s de cristal.<ref>«[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml monografías]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
 
==Historia==
En su libro The Nature of the Chemical Bond (en español: La Naturaleza del Enlace Químico), [[Linus Pauling]] concede los créditos a [[T.S. Moore]] y [[T.F. Winmill]] de la primera mención del enlace de [[hidrógeno]], en [[1912]] (J. Chem. Soc. 101, 1635). Postuló a partir de observaciones de las transiciones moleculares (i.e. el movimiento de los átomos con respecto a aquellos a los que están unidos) de los átomos participantes en la molécula D2O (el deuterio forma parte de la pléyade de [[Hidrógeno]]), que el puente de [[Hidrógeno]] es la interacción más importante que juega un papel crítico no solo en la estructura del agua sino en la estructura y función de las macromoléculas biológicas. Moore y Winmill usaron el enlace de hidrógeno para justificar el hecho que el [[hidróxido de trimetilamonio]] es una base más débil que el [[hidróxido de tetrametilamonio]]. La descripción del enlace de hidrógeno en su forma más conocida, en el agua, vino algunos años después, en [[1920]], por Latimer y Rodebush (JACS, 42, 1419). . 
== Enlace==
Los puentes de [[Hidrógeno]], se forman por átomos de [[Hidrógeno]] localizados entre átomos pequeños muy electronegativos, cuando un átomo de [[Hidrógeno]] está unido covalentemente, a un átomo electronegativo, [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]], el átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace, formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno. Estas cargas opuestas se atraen. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de [[Hidrógeno]] susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]]. 
A continuación se detallan algunos valores de la fuerza de puentes de hidrógeno: . 
* F—H...F (155 kJ/mol)
* O—H...N (29 kJ/mol)
* O—H...O (21 kJ/mol)
* N—H...N (13 kJ/mol)
* N—H...O (8 kJ/mol)
* HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol) . 
El puente de Hidrógeno es un caso especial de la [[interacción dipolo-dipolo]], es relativamente débil entre -20 y -30 kJ mol -1la fuerza de enlace aumenta al aumentar la electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes. 
<ref>«[http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/enlace-por-puente-de-hidrogeno la guía de química]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
En el caso del oxígeno, con un total de 8 electrones, se presentan DOS pares de electrones solitarios, tanto en el caso de la hibridación sp3 como de la sp2:
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p2x2p1y2p1z
! Agua
|-
|<center> Hibridación sp3 </center>
|1s22sp22sp12sp1
|[[Archivo:Molécula_de_agua.gif]]
|[[Archivo:Molécula_de_agua_2.JPG]]
|-
|Hibridación sp2
|1s22sp22sp12p1z
|}
Los dos pares de electrones solitarios se muestran en rojo; los orbitales en verde, ocupados por un electrón cada uno, son los que van a participar en los enlaces. En el caso de la hibridación sp2, trigonal, como en el C=O (no mostrada la figura), también hay dos pares de electrones solitarios. En resumen, un átomo de oxígeno puede actuar como aceptor de dos puentes de hidrógeno.
El nitrógeno tiene un electrón menos y por consiguiente presenta sólo un par de electrones solitarios, pero tiene tres electrones en orbitales que pueden participar en enlaces. Un átomo de nitrógeno puede actuar como aceptor de un solo puente de hidrógeno.
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p1x2p1y2p1z
! Amoníaco
|-
|<center>Hibridación sp3</center>
|1s22sp22sp12sp12sp1
|[[Archivo: Molécula_de_Amoníaco.gif]]
|[[Archivo: Molécula_de_Amoníaco_2.JPG]]</center>
|}
Otros aceptores de puentes de hidrógeno de importancia son los aniones monovalentes, principalmente el F-1
==Propiedades==
El enlace de hidrógeno presenta un cierto carácter covalente. O, lo que es lo mismo, podemos considerar que el enlace resuena entre estas dos posibles estructuras:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_agua.gif‎]]</center>
En condiciones óptimas esto supone un 10% de carácter covalente. Una consecuencia importante de esta resonancia es que se pueden intercambiar los hidrógenos de una molécula con los hidrógenos del agua disolvente. Este fenómeno se aprecia fácilmente si la molécula se disuelve en agua pesada D2O; si los hidrógenos son accesibles al disolvente, se intercambian por deuterio:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_deuterio.gif]] </center>
La distancia interatómica entre el hidrógeno y el aceptor es menor que la suma de sus [[radios de Van der Waals]], (0,27 nm, aprox. para un par [[Oxígeno]]-[[Hidrógeno]]), aunque están más separados que si estuvieran unidos por un [[enlace covalente]] puro:
<center> [[Archivo: Energía_de_enlace_de_hidrógeno_en_la_molécula_de_agua.JPG]]</center>
La energía del enlace de hidrógeno depende del ángulo de enlace; es máxima cuando los tres átomos (dador-hidrógeno-aceptor) están alineados y disminuye cuando se disponen en ángulo. Es un enlace muy direccional aunque pequeñas variaciones de hasta 20º no tienen demasiada importancia. Por último, la energía de un enlace de hidrógeno depende de los aceptores y dadores. De mayor a menor energía de enlace tenemos las siguientes posibilidades:[[Archivo: Energía_de_enlace.gif |thumb| right |102x242px| Energía de enlace]]
En condiciones óptimas la energía de un enlace de hidrógeno puede alcanzar unos 23 kJ/mol (unas 15 veces más que la energía de las fuerzas de dispersión de London
===Puente de hidrógeno intermolecular===
De las fuerzas intermoleculares, el puente de hidrógeno es la de mayor entidad, su fuerza es de entre 5 y 30 kJ por mol, pero existen casos en los que llega a 155 kJ por mol. El puente de hidrógeno intermolecular es el responsable de muchas de las cualidades de la sustancia. 
Una molécula de [[agua]], se forma entre un átomo de [[Oxigeno]] con seis electrones de valencia (sólo comparte dos y le quedan dos pares de electrones libres) y dos hidrógenos con un electrón de valencia cada uno (ambos le ceden su único electrón al oxígeno para que complete el octeto), por ser una molécula polar los electrones que intervienen en sus [[enlace]]s, están más cerca del [[oxígeno]] que de los de [[hidrógeno]]s y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los [[hidrógeno]]s. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. 
De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta multitud de enlaces por puente de hidrógeno es lo que brinda cualidades especiales al agua 
Estudios de difracción de rayos X indican que la distancia entre los átomos de [[Oxígeno]] que intervienen en el puente de [[Hidrógeno]], están separados por 0.28 nm lo que indica un arreglo tetraédrico de las moléculas de agua. 
La estructura del agua favorece las interacciones para formar puentes de [[Hidrógeno]], el arreglo siempre es perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que cada protón unido a un [[Oxígeno]] muy electronegativo encuentra un electrón no compartido con el que interactúa uno a uno. De lo anterior se concluye que cada átomo de [[Oxígeno]] en el agua puede formar, mediante su par libre de electrones, dos puentes de hidrógeno, y además, los dos átomos de hidrógeno de la molécula forman dos puentes más. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial, sus puntos de ebullición, fusión y la viscosidad de la misma son sorprendentemente altos. 
El elevado [[punto de ebullición]] del agua se debe al gran número de enlaces de hidrógeno que cada molécula tiene, en relación a su baja [[masa molar]], y a la gran fuerza de estos enlaces de hidrógeno. El agua tiene puntos de ebullición, fusión y viscosidad muy altas, comparadas con otras sustancias no unidas entre sí por enlaces de hidrógeno. La razón para estos atributos es la dificultad, para romper estos enlaces. El agua es única porque sus átomos de oxígeno tiene dos pares libres y dos átomos de hidrógeno, significando que el número total de enlaces de una molécula de agua es cuatro. 
La colinealidad de los puentes es muy importante, un alejamiento de 10° ocasiona la que el puente se rompa. 
Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido. 
Por ello, un sólido casi siempre se hunde al fondo cuando comienza a cristalizarse a partir de la fase líquida. Si esto ocurriera con el agua, los lagos, ríos y mares de las regiones en las que las temperaturas bajan de cero, se congelarían desde el fondo hacia arriba. Es poco probable que los [[peces]] y otros organismos acuáticos pudieran sobrevivir en un entorno así.
=== Puente de hidrógeno intramoleculares ===
Puede darse dentro de una misma molécula, intervienen en la formación de las estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteínas y en la estabilidad de los ácidos nucleicos. En éstos últimos, los puentes de hidrógeno son los que unen los pares de bases de las dos cadenas de ADN, formando la doble hélice.
<center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_intramolecular.JPG]]</center>
En estas macromoléculas, el enlace de hidrógeno entre partes de la misma molécula ocasiona que se doble en una forma específica, que ayuda a determinar el rol fisiológico o bioquímico de la molécula. Por ejemplo, la estructura de doble hélice del [[ADN]] se debe primordialmente a los enlaces de hidrógeno entre los pares de bases, que unen una cadena complementaria a la otra y permiten la replicación. 
En las proteínas, los enlaces de hidrógeno se forman entre átomos de oxígeno esqueletales y átomos de hidrógeno amida. Cuando el espaciamiento de los residuos de [[aminoácido]] que participan en un enlace de hidrógeno es regular entre las posiciones i e i + 4, se forma una [[hélice alfa]]. Cuando el espaciamiento es menor, entre las posiciones i e i + 3, se forma una [[hélice 310]]. Cuando dos cadenas se unen por enlaces de hidrógeno que involucran residuos alternantes de cada cadena participante, se forma una lámina beta. Los enlaces de hidrógeno también toman parte en la formación de la estructura terciaria de las proteínas, a través de la interacción de los grupos R.
==Puente de hidrógeno simétrico==
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones. <center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_simétrico.GIF]] </center>
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones.
También se le ha visto en el anión bifluoruro [F-H-F]− . 
Los enlaces de hidrógeno simétricos han sido observados recientemente espectroscópicamente en el [[ácido fórmico]] a presión alta (>GPa). Cada átomo de hidrógeno forma un enlace covalente parcial con dos átomos, en vez de con uno. Se ha postulado la existencia de enlaces de hidrógeno simétricos en el hielo a altas presiones (Hielo X). Se forman bajas barreras de enlace de hidrógeno cuando la distancia entre dos heteroátomos es muy pequeña.
==Anomalías debidos al enlace de hidrógeno==
* [[Punto de ebullición]] dramáticamente alto del NH3, H2O y HF, en comparación a los análogos más pesados PH3, H2S, y HCl. 
* Viscosidad del [[ácido fosfórico]] anhidro y del glicerol. 
* Formación de dímeros en [[ácidos carboxílicos]] y de hexámeros en el [[fluoruro de hidrógeno]], que ocurre incluso en la fase gaseosa, resultando en grandes desviaciones de la [[ley de los gases ideales]]. 
* La alta solubilidad en agua de muchos compuestos como el amoníaco es explicada por el enlace de hidrógeno con las moléculas de agua. 
* La [[azeotropía]] negativa de mezclas de HF y agua. 
* La delicuescencia del NaOH es causada, en parte, por la reacción de OH- con la humedad para formar especies H3O2- enlazadas por hidrógeno. Un proceso análogo sucede entre NaNH2 y NH3, y entre NaF y HF. 
* El hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida se debe a una estructura cristalina estabilizada por enlaces de hidrógeno. 
* La presencia de enlaces de hidrógeno puede causar una anomalía en la sucesión normal de los estados de agregación para ciertas mezclas de [[compuestos químicos]], con el incremento o disminución de temperatura. Estos compuestos pueden ser líquidos hasta una cierta temperatura, luego son sólidos incluso con el incremento de temperatura, y finalmente líquidos cuando la temperatura se eleva sobre el "intervalo anómalo". 
* La goma inteligente utiliza enlaces de hidrógeno como su única forma de enlace, así que puede "sanarse" cuando se pincha, debido a que puede aparecer nuevos enlaces de hidrógeno entre las dos superficies del mismo polímero. 
==Referencias==
<references/>
==Fuentes==
[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml] 
[http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/puente%20de%20hidrogeno.html] 
[http://www.maph49.galeon.com/biomol1/hbonds.html]
== Enlace relacionado ==
* [[Enlace químico]] 
* [[Enlace covalente]] 
* [[Agua]]
 
[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Archivo:Molécula de agua.gif

2011-12-22T18:52:50Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Archivo:Enlace por puente de hidrógenoindex.jpg

2011-12-22T18:51:22Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
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Enlace por puente de hidrógeno

2011-12-22T18:41:28Z

Mariaantonia.jc.scu: Página creada con ' {{Definición |nombre=''Enlace por puente de hidrógeno''' |imagen= Enlace_por_puente_de_hidrógenoindex.jpg |tamaño= 200 × 144px |concepto= No es un enlace propiamente dic...'

{{Definición
|nombre=''Enlace por puente de hidrógeno'''
|imagen= Enlace_por_puente_de_hidrógenoindex.jpg
|tamaño= 200 × 144px
|concepto= No es un enlace propiamente dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.
}}<div align="justify">
''''Enlace por puente de hidrógeno:''' Es una atracción que existe entre un [[átomo]] de[[hidrógeno]] (carga positiva) con un [[átomo]] pequeño muy electronegativo, como [[flúor]](F), [[oxígeno]] (O) o [[nitrógeno]] (N) ( F-H, O-H, N-H ), que posee un par de electrones libres ([[carga negativa]]), de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un [[enlace covalente]] a átomos de hidrógeno). Un puente de [[hidrógeno]] es en realidad una [[atracción dipolo-dipolo]] entre [[molécula]]s que contienen esos tres tipos de uniones polares. 
Este tipo de atracción tiene solamente una tercera parte de la fuerza de los [[enlace]]s covalentes, pero tiene importantes efectos sobre las propiedades de las [[sustancia]]s en que se presentan, especialmente en cuanto a puntos de fusión y ebullición en [[estructura]]s de cristal.<ref>«[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml monografías]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
 
==Historia==
En su libro The Nature of the Chemical Bond (en español: La Naturaleza del Enlace Químico), [[Linus Pauling]] concede los créditos a [[T.S. Moore]] y [[T.F. Winmill]] de la primera mención del enlace de [[hidrógeno]], en [[1912]] (J. Chem. Soc. 101, 1635). Postuló a partir de observaciones de las transiciones moleculares (i.e. el movimiento de los átomos con respecto a aquellos a los que están unidos) de los átomos participantes en la molécula D2O (el deuterio forma parte de la pléyade de [[Hidrógeno]]), que el puente de [[Hidrógeno]] es la interacción más importante que juega un papel crítico no solo en la estructura del agua sino en la estructura y función de las macromoléculas biológicas. Moore y Winmill usaron el enlace de hidrógeno para justificar el hecho que el [[hidróxido de trimetilamonio]] es una base más débil que el [[hidróxido de tetrametilamonio]]. La descripción del enlace de hidrógeno en su forma más conocida, en el agua, vino algunos años después, en [[1920]], por Latimer y Rodebush (JACS, 42, 1419). . 
== Enlace==
Los puentes de [[Hidrógeno]], se forman por átomos de [[Hidrógeno]] localizados entre átomos pequeños muy electronegativos, cuando un átomo de [[Hidrógeno]] está unido covalentemente, a un átomo electronegativo, [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]], el átomo con mayor electronegatividad atraerá hacia si los electrones del enlace, formándose un dipolo negativo, mientras que el átomo de hidrógeno, al ceder parcialmente sus electrones, genera un dipolo de carga positiva en su entorno. Estas cargas opuestas se atraen. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de [[Hidrógeno]] susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de [[Oxígeno]], [[Nitrógeno]] o [[Flúor]]. 
A continuación se detallan algunos valores de la fuerza de puentes de hidrógeno: . 
* F—H...F (155 kJ/mol)
* O—H...N (29 kJ/mol)
* O—H...O (21 kJ/mol)
* N—H...N (13 kJ/mol)
* N—H...O (8 kJ/mol)
* HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol) . 
El puente de Hidrógeno es un caso especial de la [[interacción dipolo-dipolo]], es relativamente débil entre -20 y -30 kJ mol -1la fuerza de enlace aumenta al aumentar la electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes. 
<ref>«[http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/enlace-por-puente-de-hidrogeno la guía de química]». Consultado el 21 de diciembre de 2011.</ref>
En el caso del oxígeno, con un total de 8 electrones, se presentan DOS pares de electrones solitarios, tanto en el caso de la hibridación sp3 como de la sp2:
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p2x2p1y2p1z
! Agua
|-
|<center> Hibridación sp3 </center>
|1s22sp22sp12sp1
|[[Archivo: Molécula_de_agua.gif]]
|[[Archivo:Molécula_de_agua_2.JPG‎]]
|-
|Hibridación sp2
|1s22sp22sp12p1z
|}
Los dos pares de electrones solitarios se muestran en rojo; los orbitales en verde, ocupados por un electrón cada uno, son los que van a participar en los enlaces. En el caso de la hibridación sp2, trigonal, como en el C=O (no mostrada la figura), también hay dos pares de electrones solitarios. En resumen, un átomo de oxígeno puede actuar como aceptor de dos puentes de hidrógeno.
El nitrógeno tiene un electrón menos y por consiguiente presenta sólo un par de electrones solitarios, pero tiene tres electrones en orbitales que pueden participar en enlaces. Un átomo de nitrógeno puede actuar como aceptor de un solo puente de hidrógeno.
{| class="wikitable" border="4"
|-
! Sin hibridar
! 1s22s22p1x2p1y2p1z
! Amoníaco
|-
|<center>Hibridación sp3</center>
|1s22sp22sp12sp12sp1
|[[Archivo: Molécula_de_Amoníaco.gif]]
|[[Archivo: Molécula_de_Amoníaco_2.JPG]]</center>
|}
Otros aceptores de puentes de hidrógeno de importancia son los aniones monovalentes, principalmente el F-1
==Propiedades==
El enlace de hidrógeno presenta un cierto carácter covalente. O, lo que es lo mismo, podemos considerar que el enlace resuena entre estas dos posibles estructuras:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_agua.gif‎]]</center>
En condiciones óptimas esto supone un 10% de carácter covalente. Una consecuencia importante de esta resonancia es que se pueden intercambiar los hidrógenos de una molécula con los hidrógenos del agua disolvente. Este fenómeno se aprecia fácilmente si la molécula se disuelve en agua pesada D2O; si los hidrógenos son accesibles al disolvente, se intercambian por deuterio:
<center> [[Archivo: Estructura_de_la_molécula_de_deuterio.gif]] </center>
La distancia interatómica entre el hidrógeno y el aceptor es menor que la suma de sus [[radios de Van der Waals]], (0,27 nm, aprox. para un par [[Oxígeno]]-[[Hidrógeno]]), aunque están más separados que si estuvieran unidos por un [[enlace covalente]] puro:
<center> [[Archivo: Energía_de_enlace_de_hidrógeno_en_la_molécula_de_agua.JPG]]</center>
La energía del enlace de hidrógeno depende del ángulo de enlace; es máxima cuando los tres átomos (dador-hidrógeno-aceptor) están alineados y disminuye cuando se disponen en ángulo. Es un enlace muy direccional aunque pequeñas variaciones de hasta 20º no tienen demasiada importancia. Por último, la energía de un enlace de hidrógeno depende de los aceptores y dadores. De mayor a menor energía de enlace tenemos las siguientes posibilidades:[[Archivo: Energía_de_enlace.gif |thumb| right |102x242px| Energía de enlace]]
En condiciones óptimas la energía de un enlace de hidrógeno puede alcanzar unos 23 kJ/mol (unas 15 veces más que la energía de las fuerzas de dispersión de London
===Puente de hidrógeno intermolecular===
De las fuerzas intermoleculares, el puente de hidrógeno es la de mayor entidad, su fuerza es de entre 5 y 30 kJ por mol, pero existen casos en los que llega a 155 kJ por mol. El puente de hidrógeno intermolecular es el responsable de muchas de las cualidades de la sustancia. 
Una molécula de [[agua]], se forma entre un átomo de [[Oxigeno]] con seis electrones de valencia (sólo comparte dos y le quedan dos pares de electrones libres) y dos hidrógenos con un electrón de valencia cada uno (ambos le ceden su único electrón al oxígeno para que complete el octeto), por ser una molécula polar los electrones que intervienen en sus [[enlace]]s, están más cerca del [[oxígeno]] que de los de [[hidrógeno]]s y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los [[hidrógeno]]s. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. 
De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta multitud de enlaces por puente de hidrógeno es lo que brinda cualidades especiales al agua 
Estudios de difracción de rayos X indican que la distancia entre los átomos de [[Oxígeno]] que intervienen en el puente de [[Hidrógeno]], están separados por 0.28 nm lo que indica un arreglo tetraédrico de las moléculas de agua. 
La estructura del agua favorece las interacciones para formar puentes de [[Hidrógeno]], el arreglo siempre es perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que cada protón unido a un [[Oxígeno]] muy electronegativo encuentra un electrón no compartido con el que interactúa uno a uno. De lo anterior se concluye que cada átomo de [[Oxígeno]] en el agua puede formar, mediante su par libre de electrones, dos puentes de hidrógeno, y además, los dos átomos de hidrógeno de la molécula forman dos puentes más. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial, sus puntos de ebullición, fusión y la viscosidad de la misma son sorprendentemente altos. 
El elevado [[punto de ebullición]] del agua se debe al gran número de enlaces de hidrógeno que cada molécula tiene, en relación a su baja [[masa molar]], y a la gran fuerza de estos enlaces de hidrógeno. El agua tiene puntos de ebullición, fusión y viscosidad muy altas, comparadas con otras sustancias no unidas entre sí por enlaces de hidrógeno. La razón para estos atributos es la dificultad, para romper estos enlaces. El agua es única porque sus átomos de oxígeno tiene dos pares libres y dos átomos de hidrógeno, significando que el número total de enlaces de una molécula de agua es cuatro. 
La colinealidad de los puentes es muy importante, un alejamiento de 10° ocasiona la que el puente se rompa. 
Los puentes de hidrógeno entre moléculas de agua tienen especial importancia para la vida en nuestro planeta. Sin puentes de hidrógeno, el agua se fundiría a unos –100° C y haría ebullición a cerca de –90° C. Los puentes dan pie a otra propiedad muy poco común del agua: la fase liquida es más densa que la fase sólida. Las moléculas de la mayor parte de las sustancias están "apretadas" en la fase sólida que en la líquida, por lo que el sólido es más denso que el líquido. 
Por ello, un sólido casi siempre se hunde al fondo cuando comienza a cristalizarse a partir de la fase líquida. Si esto ocurriera con el agua, los lagos, ríos y mares de las regiones en las que las temperaturas bajan de cero, se congelarían desde el fondo hacia arriba. Es poco probable que los [[peces]] y otros organismos acuáticos pudieran sobrevivir en un entorno así.
=== Puente de hidrógeno intramoleculares ===
Puede darse dentro de una misma molécula, intervienen en la formación de las estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteínas y en la estabilidad de los ácidos nucleicos. En éstos últimos, los puentes de hidrógeno son los que unen los pares de bases de las dos cadenas de ADN, formando la doble hélice.
<center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_intramolecular.JPG]]</center>
En estas macromoléculas, el enlace de hidrógeno entre partes de la misma molécula ocasiona que se doble en una forma específica, que ayuda a determinar el rol fisiológico o bioquímico de la molécula. Por ejemplo, la estructura de doble hélice del [[ADN]] se debe primordialmente a los enlaces de hidrógeno entre los pares de bases, que unen una cadena complementaria a la otra y permiten la replicación. 
En las proteínas, los enlaces de hidrógeno se forman entre átomos de oxígeno esqueletales y átomos de hidrógeno amida. Cuando el espaciamiento de los residuos de [[aminoácido]] que participan en un enlace de hidrógeno es regular entre las posiciones i e i + 4, se forma una [[hélice alfa]]. Cuando el espaciamiento es menor, entre las posiciones i e i + 3, se forma una [[hélice 310]]. Cuando dos cadenas se unen por enlaces de hidrógeno que involucran residuos alternantes de cada cadena participante, se forma una lámina beta. Los enlaces de hidrógeno también toman parte en la formación de la estructura terciaria de las proteínas, a través de la interacción de los grupos R.
==Puente de hidrógeno simétrico==
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones. <center> [[Archivo: Puente_de_hidrógeno_simétrico.GIF]] </center>
Es un subtipo de enlace de hidrógeno en el que el núcleo de hidrógeno está exactamente a mitad de camino entre dos átomos del mismo elemento.. Es un enlace mucho más fuerte que los puentes de hidrógeno comunes, con orden de enlace 0.5. Se ha observado este tipo de puente en hielo a altas presiones, y también en la fase sólida de muchos ácidos anhidros, como el [[fluoruro de hidrógeno]] y el [[ácido fórmico]] a altas presiones.
También se le ha visto en el anión bifluoruro [F-H-F]− . 
Los enlaces de hidrógeno simétricos han sido observados recientemente espectroscópicamente en el [[ácido fórmico]] a presión alta (>GPa). Cada átomo de hidrógeno forma un enlace covalente parcial con dos átomos, en vez de con uno. Se ha postulado la existencia de enlaces de hidrógeno simétricos en el hielo a altas presiones (Hielo X). Se forman bajas barreras de enlace de hidrógeno cuando la distancia entre dos heteroátomos es muy pequeña.
==Anomalías debidos al enlace de hidrógeno==
* [[Punto de ebullición]] dramáticamente alto del NH3, H2O y HF, en comparación a los análogos más pesados PH3, H2S, y HCl. 
* Viscosidad del [[ácido fosfórico]] anhidro y del glicerol. 
* Formación de dímeros en [[ácidos carboxílicos]] y de hexámeros en el [[fluoruro de hidrógeno]], que ocurre incluso en la fase gaseosa, resultando en grandes desviaciones de la [[ley de los gases ideales]]. 
* La alta solubilidad en agua de muchos compuestos como el amoníaco es explicada por el enlace de hidrógeno con las moléculas de agua. 
* La [[azeotropía]] negativa de mezclas de HF y agua. 
* La delicuescencia del NaOH es causada, en parte, por la reacción de OH- con la humedad para formar especies H3O2- enlazadas por hidrógeno. Un proceso análogo sucede entre NaNH2 y NH3, y entre NaF y HF. 
* El hecho de que el hielo es menos denso que el agua líquida se debe a una estructura cristalina estabilizada por enlaces de hidrógeno. 
* La presencia de enlaces de hidrógeno puede causar una anomalía en la sucesión normal de los estados de agregación para ciertas mezclas de [[compuestos químicos]], con el incremento o disminución de temperatura. Estos compuestos pueden ser líquidos hasta una cierta temperatura, luego son sólidos incluso con el incremento de temperatura, y finalmente líquidos cuando la temperatura se eleva sobre el "intervalo anómalo". 
* La goma inteligente utiliza enlaces de hidrógeno como su única forma de enlace, así que puede "sanarse" cuando se pincha, debido a que puede aparecer nuevos enlaces de hidrógeno entre las dos superficies del mismo polímero. 
==Referencias==
<references/>
==Fuentes==
[http://www.monografias.com/trabajos34/hidrogeno/hidrogeno.shtml] 
[http://laguna.fmedic.unam.mx/~evazquez/0403/puente%20de%20hidrogeno.html] 
[http://www.maph49.galeon.com/biomol1/hbonds.html]
== Enlace relacionado ==
* [[Enlace químico]] 
* [[Enlace covalente]] 
* [[Agua]]
 
[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Archivo:Estructura de la molécula de agua.gif

2011-12-07T15:20:39Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

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2011-12-07T15:19:12Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Usuario discusión:Arian.Perez jc

2011-11-28T16:52:05Z

Mariaantonia.jc.scu:

Quiero que me explique por qué las fuentes del pez Kenyi no son válidas
== Felicidades ==
Saludos 
Cada sábado veo el curso de Ecured del programa Universidad para Todos, y he dedicado parte de mi tiempo para felicitarlo por desempeñarse excelentemente como profesor.
--[[Usuario:Mariaantonia.jc.scu|Mariaantonia.jc.scu]] 11:52 28 nov 2011 (CST)

==Felicidades Profe==
Hola Colega: Cada sábado veo el curso de Ecured donde Usted se desempeña como profesor. Deseo transmitirle mi más sincera felicitación por la gran labor que está realizando.
Un saludo afectuoso,
--[[Usuario:Gisela citma.archivo.ssp|Gisela citma.archivo.ssp]] 15:19 21 nov 2011 (CST)
.
== Sobre el artículo Paul Walden ==
Saludos colega. necesito que me explique porqué me borró el artículo cuando el mismo no es una copia de la Wikipedia, de hecho debe haber estado como fuente la Wikpedia además de otra página que utilizo la cuál es Biografías y vidas, que es de donde estoy sacando la mayoría de mis artículos. Por favor, de ser posible, vuelva a analizar el artículo y d etar yo equivocada cosa esta que dudo hágamelo saber.
saludos afectuosos
[[Usuario: Sandra04013]]

== Sobre el artículo Computadoras Macro ==
Saludos, usted ha borrado el artículo Computadoras Macro aludiendo que el artículo ya existe. Quisiera saber bajo que nombre existe que no lo encuentro en la enciclopedia. Solo encuentro uno denominado Mainframe que habla algo sobre las Macrocomputadoras, pero si se analiza bien este artículo se puede apreciar que su contenido es erroneo así que si es por ese que borran el mío deben de revisar bien la calidad y veracidad del contenido de los artículos. Por favor deme alguna respuesta.
yordan_jc.cmg.

== Sobre el artículo Cuaderno de Trabajo Otografía 11no Grado ==
Hola, buenos días yo necesito saber porqué el artículo Cuaderno de Trabajo Orografía 11no Grado fue borrado, debo saber que tengo mal para poder mejorar los artículos.
Por favor deme alguna respuesta.
Saludos
Usuario yudithBeltran_ssp.jc

==Giant Achatina Fúlica==
Mire le pido de favor que le de una miradita a este artículo, pues esto de fuentes no válidas ya me ha pasado en varias ocasiones y me puse a mirar y un artículo que hise hoy cuando le di clic sobre la fuente me dió error y me dicuenta que estoy poniendo un punto que no va y la arregle y entonces si me salio la fuente para si es ese el problema poderlo restaurar. Mire el ejemplo yo pongo para la fuente(esto es un ejemplo no si esta pág existe):
*[http://www.mieldecuba.cu. Miel de Cuba.cu]
Y el punto que le sobre es el que esta despu's de .cu, sin ese punto si sale la fuente.
Espero su respuesta atentamente [[Usuario:Cumanayagua4_jc]]

==Sobre el artículo '''Consejo de Ministros de la República de Cuba'''==

Hola, Arian:

Trabajando en la enciclopedia encontré su artículo '''Consejo de Ministros de la República de Cuba''' (http://www.ecured.cu/index.php/Consejo_de_Ministros_de_la_Rep%C3%BAblica_de_Cuba) que en estos momentos necesita ser actualizado, pero no me atreví a hacerle cambios pues sólo tenía los datos sobre el Ministro y Viceministro de las FAR. Los arreglé en la página del '''Consejo de Estado de la República de Cuba''' (http://www.ecured.cu/index.php/Consejo_de_Estado_de_la_Rep%C3%BAblica_de_Cuba), pero también hay que revisar si hay alguna otra página que tenga desactualizados estos mismos datos. Recuerde que hay que retirar de la tabla el nombre de '''Julio Casas Regueiro'''.
Saludos, Olivia

Ley de Raoult

2011-11-22T22:10:07Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Definición
|nombre= Ley de Rault
|imagen= Ley_de_F._Rault_._jpg.jpg
|tamaño= 200px
|concepto= Establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión en la disolución.
}}
<div align="justify">
''' Ley de Rault''', es una ley aproximada que corresponde a la visión simplificada a una disolución
== Generalidades ==
[[Archivo: Experim_ley_de_Raoult.jpg.gif|thumb| left | 251px| soluto y disolvente en una disolución ideal.]]
Una de las características coligativas de las disoluciones es la disminución de la presión de vapor que ocurre cuando se agrega soluto a un disolvente puro. 
En [[1886]] [[François Marie Raoult]] realizó numerosos experimentos en los que estableció en la determinación de pesos moleculares de diferentes disolventes, que el descenso relativo de la presión de vapor por la acción de un soluto no volátil era proporcional a la concentración del soluto, lo cual concreta en la expresión aplicada a descensos de la presión de vapor f-f’, en éter. 
Al año siguiente lo aplica a otros disolventes distintos, formulando la ley que publica en Comptes rendus: “Una molécula de una sustancia no salina disuelta en 100 moléculas de un líquido volátil, disminuye la presión de vapor de este líquido en una fracción constante, aproximadamente 0,0105. <ref>[http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_9.pdf].</ref> 
Raoult encontró que cuando se agregaba soluto a un disolvente puro disminuía la presión de vapor del disolvente. Entre más se agrega más disminuye la presión de vapor. Este estatuto llego a ser conocido como ley de Rault, fue elaborada por [[François Marie Raoult]], basándose en experimentos que llevó a cabo en [[1886]], a finales del siglo [[XIX]]. 
Establece como conclusión: “En una disolución ideal, las presiones parciales de cada componente en el vapor, son directamente proporcionales a sus respectivas fracciones molares en la disolución”. <ref >Colectivo de autores: Química onceno grado. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana,Cuba. 1978, pág 129.</ref>. 
Expresadas simbólicamente estas leyes adoptan la forma: 
<center>Pvi=Pvoi. Xi</center> 
Donde: 
* Pvi= Presión de vapor del componente “i” en la mezcla. 
* Pvoi = Presión de vapor del componente “i” puro. (este valor depende de la temperatura de trabajo). 
* Xi= Fracción molar del componente en la disolución 
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. 
Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la disolución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente ([[Ley de Dalton]]). 
La ley de Rault se cumple de forma cuantitativa únicamente para disoluciones ideales. A medida que nos alejamos de la idealidad, nos alejamos de los resultados exactos. Por consiguiente se puede plantear que una disolución es ideal cuando cumple con la ley de Roult. Es obvio que estas no son más que un modelo físico que refleja simplificadamente la realidad objetiva. 
===Disoluciones ideales===
[[Archivo: Disoluciones_ideales.jpg.jpg|thumb|right| 403px| Las mezclas que presentan un gráfico similar al de la figura se denominan mezclas ideales.]]
Es aquella en la que cada molécula de los componentes en la mezcla es afectada por las mismas fuerzas, como si estuviesen en estado puro. 
En las disoluciones ideales ha de cumplirse que: 
# Sus componentes pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción, o sea, que la solubilidad de cada uno de ellos en el otro es ilimitada. 
# No se consume ni libera energía al formar la disolución partiendo de sus componentes (sin variación térmica). 
# No hay cambio de volumen al formar la mezcla (sin variación de volumen). 
# La naturaleza química de ambos líquidos deben ser muy semejantes. 
En la práctica las disoluciones muy diluidas se comportan como disoluciones ideales. 
Ejemplo de esto son las disoluciones formadas por los componentes: 
benceno-tolueno 
benceno – xileno 
n. hexano- n heptano (30 oC) 
bromuro de etilo-yoduro de etilo 
cloruro de n-butilo – bromuro de n-butilo (50 oC) 
Cuya analogía es evidenteo
== Desviaciones de la ley de Rault==
Cuando existen interacciones entre las moléculas de A y B de una mezcla, la presencia de una de ellas afectará a la tendencia al escape de la otra. 
Si B presenta fuerzas intermoleculares entre sí mayores que las de A entre sí, el efecto que producirá agregar moléculas de B al líquido A será aumentar la tendencia al escape de este último; por lo tanto la presión de vapor de A será mayor a la del líquido puro. Este comportamiento se denomina desviación positiva de la ley de Raoult. 
En cambio, si las moléculas de A interaccionan más fuertemente con las moléculas de B que consigo mismas, la presión de vapor de A será menor que la del líquido puro. Este tipo de comportamiento se conoce con el nombre de desviación negativa de la ley de Raoult. 

Desviación Positiva

[[Archivo: Desviaciones_de_la_Ley_de_Rault.jpg.jpg|thumb|center|548px| Desviación positiva y negativa de la ley de Raoult.]]
==Aplicación==
[[Archivo: Destilacion.jpg.png|thumb|right| px| Aparato de destilación.]]
La teoría de la destilación es una de las aplicaciones de la ley de Raoult
Se emplea con el objetivo de separar los componentes puros. Si estos poseen temperatura de ebullición muy diferentes se separan por destilación simple y si poseen temperatura de ebullición muy próximos por destilación fraccionada.
== Referencias ==
== Fuente ==
*http://www.cie.unam.mx/~ojs/pub/Liquid3/node22.html 
* http://www.inlab.com.ar/K_eq.htm 
*http://www.todoexpertos.com/categorias/ciencias-e-ingenieria/quimica/respuestas/1121360/ley-de-raoult 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 

== Enlace relacionado ==
* [http://www.ecured.cu/François Marie Raoult]
* [http://www.ecured.cu/Leyes química]
 
[[Category:Química_analítica]]

Ley de Raoult

2011-11-22T21:56:19Z

Mariaantonia.jc.scu: Página creada con ' {{Definición |nombre= Ley de Rault |imagen= Ley_de_F._Rault_._jpg.jpg |tamaño= px |concepto= Establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y...'

{{Definición
|nombre= Ley de Rault
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|concepto= Establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión en la disolución.
}}
<div align="justify">
''' Ley de Rault''', es una ley aproximada que corresponde a la visión simplificada a una disolución
== Generalidades ==
[[Archivo: Experim_ley_de_Raoult.jpg.gif|thumb| left | 251px| soluto y disolvente en una disolución ideal.]]
Una de las características coligativas de las disoluciones es la disminución de la presión de vapor que ocurre cuando se agrega soluto a un disolvente puro. 
En 1886 Rault realizó numerosos experimentos en los que estableció en la determinación de pesos moleculares de diferentes disolventes, que el descenso relativo de la presión de vapor por la acción de un soluto no volátil era proporcional a la concentración del soluto, lo cual concreta en la expresión aplicada a descensos de la presión de vapor f-f’, en éter. 
Al año siguiente lo aplica a otros disolventes distintos, formulando la ley que publica en Comptes rendus: “Una molécula de una sustancia no salina disuelta en 100 moléculas de un líquido volátil, disminuye la presión de vapor de este líquido en una fracción constante, aproximadamente 0,0105. <ref>[http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_9.pdf].</ref> 
Raoult encontró que cuando se agregaba soluto a un disolvente puro disminuía la presión de vapor del disolvente. Entre más se agrega más disminuye la presión de vapor. Este estatuto llego a ser conocido como ley de Rault, fue elaborada por [[François Marie Raoult]], basándose en experimentos que llevó a cabo en [[1886]], a finales del siglo [[XIX]]. 
Establece como conclusión: “En una disolución ideal, las presiones parciales de cada componente en el vapor, son directamente proporcionales a sus respectivas fracciones molares en la disolución”. <ref >Colectivo de autores: Química onceno grado. Ed. Pueblo y Educación. Ciudad de La Habana,Cuba. 1978, pág 129.</ref>. 
Expresadas simbólicamente estas leyes adoptan la forma: 
<center>Pvi=Pvoi. Xi</center> 
Donde: 
* Pvi= Presión de vapor del componente “i” en la mezcla. 
* Pvoi = Presión de vapor del componente “i” puro. (este valor depende de la temperatura de trabajo). 
* Xi= Fracción molar del componente en la disolución 
Es decir que la presión de vapor del soluto crece linealmente con su fracción molar. 
Consecuentemente a medida que el número de componentes gaseosos va creciendo en la disolución, la presión de los componentes individuales decrece, así como la fracción molar de cada uno de ellos que va decreciendo igualmente con la adición de nuevos componentes. Si se tuviera un soluto puro, se alcanzaría el valor nulo de presión de vapor (es decir el cuerpo no se evaporaría). En este caso la presión de vapor de la disolución sería igual a la suma de las presiones parciales de cada componente ([[Ley de Dalton]]). 
La ley de Rault se cumple de forma cuantitativa únicamente para disoluciones ideales. A medida que nos alejamos de la idealidad, nos alejamos de los resultados exactos. Por consiguiente se puede plantear que una disolución es ideal cuando cumple con la ley de Roult. Es obvio que estas no son más que un modelo físico que refleja simplificadamente la realidad objetiva. 
===Disoluciones ideales===
[[Archivo: Disoluciones_ideales.jpg.jpg|thumb|right| 403px| Las mezclas que presentan un gráfico similar al de la figura se denominan mezclas ideales.]]
Es aquella en la que cada molécula de los componentes en la mezcla es afectada por las mismas fuerzas, como si estuviesen en estado puro. 
En las disoluciones ideales ha de cumplirse que: 
# Sus componentes pueden mezclarse entre sí en cualquier proporción, o sea, que la solubilidad de cada uno de ellos en el otro es ilimitada. 
# No se consume ni libera energía al formar la disolución partiendo de sus componentes (sin variación térmica). 
# No hay cambio de volumen al formar la mezcla (sin variación de volumen). 
# La naturaleza química de ambos líquidos deben ser muy semejantes. 
En la práctica las disoluciones muy diluidas se comportan como disoluciones ideales. 
Ejemplo de esto son las disoluciones formadas por los componentes: 
benceno-tolueno 
benceno – xileno 
n. hexano- n heptano (30 oC) 
bromuro de etilo-yoduro de etilo 
cloruro de n-butilo – bromuro de n-butilo (50 oC) 
Cuya analogía es evidenteo
== Desviaciones de la ley de Rault==
Cuando existen interacciones entre las moléculas de A y B de una mezcla, la presencia de una de ellas afectará a la tendencia al escape de la otra. 
Si B presenta fuerzas intermoleculares entre sí mayores que las de A entre sí, el efecto que producirá agregar moléculas de B al líquido A será aumentar la tendencia al escape de este último; por lo tanto la presión de vapor de A será mayor a la del líquido puro. Este comportamiento se denomina desviación positiva de la ley de Raoult. 
En cambio, si las moléculas de A interaccionan más fuertemente con las moléculas de B que consigo mismas, la presión de vapor de A será menor que la del líquido puro. Este tipo de comportamiento se conoce con el nombre de desviación negativa de la ley de Raoult. 

Desviación Positiva

[[Archivo: Desviaciones_de_la_Ley_de_Rault.jpg.jpg|thumb|center|548px| Desviación positiva y negativa de la ley de Raoult.]]
==Aplicación==
[[Archivo: Destilacion.jpg.png|thumb|right| px| Aparato de destilación.]]
La teoría de la destilación es una de las aplicaciones de la ley de Raoult
Se emplea con el objetivo de separar los componentes puros. Si estos poseen temperatura de ebullición muy diferentes se separan por destilación simple y si poseen temperatura de ebullición muy próximos por destilación fraccionada.
== Referencias ==
== Fuente ==
*http://www.cie.unam.mx/~ojs/pub/Liquid3/node22.html 
* http://www.inlab.com.ar/K_eq.htm 
*http://www.todoexpertos.com/categorias/ciencias-e-ingenieria/quimica/respuestas/1121360/ley-de-raoult 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 

== Enlace relacionado ==
* [http://www.ecured.cu/Rault]
* [http://www.ecured.cu/Leyes química]
 
[[Category:Química_analítica]]

Archivo:Desviaciones de la Ley de Rault.jpg.jpg

2011-11-22T21:44:01Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Archivo:Destilacion.jpg.png

2011-11-22T21:17:52Z

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== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==

Archivo:Disoluciones ideales.jpg.jpg

2011-11-22T21:09:34Z

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== Sumario ==

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2011-11-22T21:06:02Z

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2011-11-22T20:58:11Z

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== Sumario ==

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== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

François Marie Raoult

2011-11-22T20:49:42Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Los trabajos científicos */

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su [[presión]] parcial en una [[disolución]].
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En [[1867]], ya aparece encargado de impartir un curso de [[Química]] en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en [[1901]].
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En [[1863]], obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de [[Londres]], le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en [[1895]], a comandante en [[1900]]). 
*Prix International de Chimie LaCaze ([[1889]]) 
*Prix del l'Institut ([[1895]])
===Publicaciones===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]]Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En [[1870]] publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del [[dióxido de carbono]] sobre la respiración animal, en la absorción de
[[amoniaco]] por nitrato amónico, sobre la inversión del [[azúcar de caña]] por la acción de la [[luz solar]], y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.

===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|150px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En [[Química]], Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la [[fuerza electromotriz]] de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la [[ley de Raoult]]. 
*También determinó que en el aumento de la [[temperatura de ebullición]] de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del [[disolvente]]. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En [[1871]], el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la [[ley de acción de masas]]), lo había predicho en [[1870]]. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en [[1882]], publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en [[1888]]. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en [[1890]], un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble).

==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En [[1899]], dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:48:16Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Los trabajos científicos */

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su [[presión]] parcial en una [[disolución]].
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En [[1867]], ya aparece encargado de impartir un curso de [[Química]] en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en [[1901]].
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En [[1863]], obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de [[Londres]], le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en [[1895]], a comandante en [[1900]]). 
*Prix International de Chimie LaCaze ([[1889]]) 
*Prix del l'Institut ([[1895]])
===Publicaciones===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]]Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En [[1870]] publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del [[dióxido de carbono]] sobre la respiración animal, en la absorción de
[[amoniaco]] por nitrato amónico, sobre la inversión del [[azúcar de caña]] por la acción de la [[luz solar]], y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.

===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|150px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En [[Química]], Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la [[fuerza electromotriz]] de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la [[ley de Raoult]]. 
*También determinó que en el aumento de la [[Temperatura de ebullición/temperatura de ebullición]] de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del [[disolvente]]. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En [[1871]], el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la [[ley de acción de masas]]), lo había predicho en [[1870]]. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en [[1882]], publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en [[1888]]. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en [[1890]], un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble).

==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En [[1899]], dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:44:39Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Publicaciones */

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su [[presión]] parcial en una [[disolución]].
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En [[1867]], ya aparece encargado de impartir un curso de [[Química]] en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en [[1901]].
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En [[1863]], obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de [[Londres]], le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en [[1895]], a comandante en [[1900]]). 
*Prix International de Chimie LaCaze ([[1889]]) 
*Prix del l'Institut ([[1895]])
===Publicaciones===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]]Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En [[1870]] publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del [[dióxido de carbono]] sobre la respiración animal, en la absorción de
[[amoniaco]] por nitrato amónico, sobre la inversión del [[azúcar de caña]] por la acción de la [[luz solar]], y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.

===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|150px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En [[Química]], Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la [[Fuerza Electromotriz/fuerza electromotriz]] de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la [[Ley de Rault/ley de Raoult]]. 
*También determinó que en el aumento de la [[Temperatura de ebullición/temperatura de ebullición]] de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del [[Disolvente/disolvente]]. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En [[1871]], el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en [[1870]]. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en [[1882]], publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en [[1890]], un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble).
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En [[1899]], dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:41:20Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su [[presión]] parcial en una [[disolución]].
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En [[1867]], ya aparece encargado de impartir un curso de [[Química]] en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en [[1901]].
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En [[1863]], obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de [[Londres]], le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en [[1895]], a comandante en [[1900]]). 
*Prix International de Chimie LaCaze ([[1889]]) 
*Prix del l'Institut ([[1895]])
===Publicaciones===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]]Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En [[1870]] publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del [[Dióxido de carbono/dióxido de carbono]] sobre la respiración animal, en la absorción de
[[Amoníaco/amoniaco]] por nitrato amónico, sobre la inversión del [[Azúcar de caña/azúcar de caña]] por la acción de la [[luz solar]], y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.
===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|150px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En [[Química]], Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la [[Fuerza Electromotriz/fuerza electromotriz]] de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la [[Ley de Rault/ley de Raoult]]. 
*También determinó que en el aumento de la [[Temperatura de ebullición/temperatura de ebullición]] de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del [[Disolvente/disolvente]]. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En [[1871]], el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en [[1870]]. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en [[1882]], publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en [[1890]], un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble).
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En [[1899]], dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:17:49Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión parcial en una disolución.
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En 1867, ya aparece encargado de impartir un curso de Química en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en 1901.
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En 1863, obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de Londres, le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en 1895, a comandante en 1900). 
*Prix International de Chimie LaCaze (1889) 
*Prix del l'Institut (1895)
===Publicaciones===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]]Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En 1870 publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del dióxido de carbono sobre la respiración animal, en la absorción de
amoniaco por nitrato amónico, sobre la inversión del azúcar de caña por la acción de la luz solar, y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.
===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|150px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En Química, Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la fuerza electromotriz de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la ley de Raoult. 
*También determinó que en el aumento de la temperatura de ebullición de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del disolvente. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En 1871, el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en 1870. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en1882, publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en 1890, un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble).
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En 1899, dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:15:30Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión parcial en una disolución.
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|100px]]Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En 1867, ya aparece encargado de impartir un curso de Química en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en 1901.
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En 1863, obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de Londres, le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en 1895, a comandante en 1900). 
*Prix International de Chimie LaCaze (1889) 
*Prix del l'Institut (1895)
===Publicaciones===
Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En 1870 publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del dióxido de carbono sobre la respiración animal, en la absorción de
amoniaco por nitrato amónico, sobre la inversión del azúcar de caña por la acción de la luz solar, y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.
===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|150px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En Química, Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la fuerza electromotriz de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la ley de Raoult. 
*También determinó que en el aumento de la temperatura de ebullición de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del disolvente. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En 1871, el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en 1870. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en1882, publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en 1890, un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble).
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En 1899, dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:12:50Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
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|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión parcial en una disolución.
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]] Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En 1867, ya aparece encargado de impartir un curso de Química en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en 1901.
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En 1863, obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de Londres, le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en 1895, a comandante en 1900). 
*Prix International de Chimie LaCaze (1889) 
*Prix del l'Institut (1895)
===Publicaciones===
Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En 1870 publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del dióxido de carbono sobre la respiración animal, en la absorción de
amoniaco por nitrato amónico, sobre la inversión del azúcar de caña por la acción de la luz solar, y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.
===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|200px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En Química, Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la fuerza electromotriz de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la ley de Raoult. 
*También determinó que en el aumento de la temperatura de ebullición de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del disolvente. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En 1871, el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en 1870. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en1882, publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en 1890, un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble).
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En 1899, dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:07:53Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult
|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión parcial en una disolución.
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]]
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En 1867, ya aparece encargado de impartir un curso de Química en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en 1901.
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 
*En 1863, obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París. 
*En 1892, la Royal Society de Londres, le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 
*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en 1895, a comandante en 1900). 
*Prix International de Chimie LaCaze (1889) 
*Prix del l'Institut (1895)
===Publicaciones===
Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En 1870 publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del dióxido de carbono sobre la respiración animal, en la absorción de
amoniaco por nitrato amónico, sobre la inversión del azúcar de caña por la acción de la luz solar, y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.
===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|200px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En Química, Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la fuerza electromotriz de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 
* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes. 
Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En 1871, el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en 1870. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en1882, publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de
congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en 1890, un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble). 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la ley de Raoult. 
*También determinó que en el aumento de la temperatura de ebullición de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del disolvente.
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En 1899, dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T20:01:16Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult

|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
|imagen =Francois_Raoult.jpg
|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
|fecha de nacimiento = [[10 de mayo]] de [[1830]]
|lugar de nacimiento = [[Fournes]], {{Bandera2|Francia}}
|fecha de fallecimiento = [[1 de abril]] de [[1901]]
|lugar de fallecimiento = [[Grenoble]], {{Bandera2|Francia}}
|causa muerte =
|residencia =
|nacionalidad = {{Bandera2|Francia}}
|ciudadania = Francés
|educación =
|alma máter =
|ocupación =
|conocido =
|titulo =
|termino =
|predecesor =
|sucesor =
|partido político =
|cónyuge =
|hijos =
|padres = madre, Elisabeth Durand,
|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
|obras =
|premios =
|titulos =
|récords =
|plusmarcas =
|web =
|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión parcial en una disolución.
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|150px]]
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En 1867, ya aparece encargado de impartir un curso de Química en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en 1901.
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 

*En 1863, obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París.

*En 1892, la Royal Society de Londres, le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 

*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en 1895, a comandante en 1900). 

*Prix International de Chimie LaCaze (1889) 
*Prix del l'Institut (1895)
===Publicaciones===
Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En 1870 publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del dióxido de carbono sobre la respiración animal, en la absorción de
amoniaco por nitrato amónico, sobre la inversión del azúcar de caña por la acción de la luz solar, y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación.

===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|200px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En Química, Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
* La relación entre la fuerza electromotriz de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 

* Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes.

Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En 1871, el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en 1870. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en1882, publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de
congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en 1890, un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble). 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la ley de Raoult. 
*También determinó que en el aumento de la temperatura de ebullición de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del disolvente.
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En 1899, dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

François Marie Raoult

2011-11-22T19:55:22Z

Mariaantonia.jc.scu: Página creada con '{{Ficha Persona |nombre = Raoult |nombre completo = François Marie Raoult |otros nombres = |imagen = .jpg |tamaño = 200 px |descripción = Considerado como uno de los fu...'

{{Ficha Persona
|nombre = Raoult

|nombre completo = François Marie Raoult
|otros nombres =
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|tamaño = 200 px
|descripción = Considerado como uno de los fundadores de la físico-química y el mejor químico experimental francés del siglo XIX
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|familiares = hermano de cuatro varones y una hembra
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|premios =
|titulos =
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|notas =
}}
''' Raoult, François Marie.''' Químico y físico francés, conocido por la ley que lleva su nombre, en la que se establece la relación entre la presión de vapor de un componente puro y su presión parcial en una disolución.
== Biografía ==
=== Infancia y Juventud ===
[[Archivo: Buro__Raoult.jpg|border|left|200px|]]
Raoult, François Marie, nació en Fournes un pueblecito norte de Francia, el [[10 de mayo]] de [[1830]] donde su padre estaba destinado como oficial de aduanas. Aunque en principio consideró continuar en el puesto de su padre, al servicio del gobierno, consiguió ir a Paris, y estudiar en su universidad, donde se graduó en 1853. 
Una vez graduado, comienza a dar clase en el Lyceo de Reims, y después en el colegio de Saint Dié, como “Regente de Física”. En este centro recibe el título de Bachillerato en Ciencias, y Bachillerato en Letras. Habiendo superado un examen de licenciatura es nombrado “Agregado a la enseñanza secundaria especial”. Nueve años después es desplazado al Lyceo de Sens, donde investigará sobre la fuerza electromotriz en células voltaicas. Esta investigación leída en 1863, le supondrá el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París, dos años después es nombrado “oficial de la Academia francesa”.
=== Otras etapas de su vida ===
En 1867, ya aparece encargado de impartir un curso de Química en la Universidad de Grenoble, donde realmente comienza su actividad científica que siempre se realizó desde dicha Universidad, permaneciendo en este lugar hasta su muerte en 1901.
== Logros, contribuciones y aportes ==
Desde su universidad de Grenoble, de la que no se moverá hasta su muerte, se hace famoso por sus trabajos: 

*En 1863, obtiene el título de doctor en Ciencias Físicas por la Universidad de París.

*En 1892, la Royal Society de Londres, le concede la medalla Davy (la más alta distinciónantes de crearse los premios Nobel). 

*Francia lo condecora con la Legión de Honor (pasando del rango de oficial en 1895, a comandante en 1900). 

*Prix International de Chimie LaCaze (1889) 
*Prix del l'Institut (1895) 
===Publicaciones===
Publicó numerosos artículos, y publicaciones 
* En 1870 publicó en Comptes rendus y en los Annales de chimie, 20 trabajos experimentales, sobre termodinámica y electroquímica. 
* Entre 1870 y 1882, publica nada menos que 50 trabajos. En los primeros seis años, sobre los efectos del dióxido de carbono sobre la respiración animal, en la absorción de
amoniaco por nitrato amónico, sobre la inversión del azúcar de caña por la acción de la luz solar, y otro temas que no fueron estudiados y seguidos por Raoult, posteriormente. 
*Más de cien publicaciones resumen su vida de investigación. 

===Los trabajos científicos===
[[Archivo: Vaso_de_agua.jpg|thumb|left|250px| El agua pura a presión de 1 atm posee el punto de fusión de 0oC y el punto de ebullición de 100oC.]]
En Química, Raoult, François Marie es conocido por la ley que lleva su nombre, estudió: 
*La relación entre la fuerza electromotriz de las pilas en su balance termoquímico. Estos experimentos serían valorados y aprovechados posteriormente, por los químicos teóricos como Gibbs, Helmholtz, Arrhenius y Nernst. 

*Confirmó la teoría de Guldberg sobre el descenso del punto de congelación de las disoluciones (no era pionero en la cuestión).a partir del cual elaboró un método para la determinación de pesos moleculares. 
* Estudia la presión de vapor del agua, producida al disolver 18 sales diferentes.

Un siglo antes, Richard Watson y Charles Blagden, habían señalado que el punto de congelación de las sales descendía proporcionalmente al peso de la sal disuelta (se conoció como ley de Blagden). En 1871, el suizo Luis de Coppet reconoce que los descensos en los puntos de congelación del agua producidos por diferentes solutos eran proporcionales a sus “pesos atómicos”. En ese momento existía una gran controversia sobre los pesos atómicos y los pesos equivalentes, postulando algunos importantes científicos franceses (entre ellos el ministro de Educación2), que el peso atómico del oxígeno era 8, y que el agua tenía por fórmula OH. Raoult va a demostrar que el descenso del punto de congelación producido por solutos orgánicos en el agua, implicaba que el peso atómico del oxígeno era 16, y el de la molécula de agua 18, y por lo tanto su fórmula H2O. 
Teóricamente el sueco Guldberg (que también será muy conocido a través de la ley de acción de masas), lo había predicho en 1870. Raoult, recopila todas sus observaciones experimentales y en1882, publica en Comptes rendus3, su famosa ley que llevó por título:”Loi de congélation des solutions aqueuses des matières organiques”. Dos años después describe el método para determinar el peso molecular de un compuesto orgánico, a partir del descenso del punto de congelación de las disoluciones obtenidas al disolverlo en el agua, estableciendo el coeficiente de descenso del punto de
congelación, calculando la “depresión molecular” a partir de la suma de las “depresiones atómicas”. 
De esta manera el peso molecular M se calculaba por el cociente entre T (depresión molecular) y a coeficiente de descenso del punto de congelación). 
Los resultados obtenidos por Raoult, no fueron muy correctos hasta que se usó el termómetro creado por Beckmann, en 1888. 
Raoult observó que en el caso de las sales los resultados eran muy superiores a los que cabía esperar, y por eso publica en 1890, un trabajo en el que señala que “las sales neutras se comportan como si los radicales positivos y negativos, al disolverse en el agua, no se combinaran, comportándose como mezclas”. Lo cual corroboraría la teoría de Arrhenius sobre la ionización. Dos años después, usando disoluciones muy diluidas, encuentra que mientras que la constante para el descenso del punto de congelación en el agua de los compuestos orgánicos era 18,7, con el cloruro sódico y el cloruro potásico eran respectivamente 37,4 y 36,4 (aproximadamente el doble). 
*No solamente experimenta sobre el punto de congelación sino que también lo hace con la presión de vapor en las disoluciones y enunció la ley que lleva su nombre. 
En 1887, expresó la variación de la presión de vapor, al mostrar que la disminución relativa de la presión de vapor (a la misma temperatura), de un líquido volátil al disolver en él un soluto no salino cualquiera, es igual a la fracción molar del soluto, que se conoce como la ley de Raoult. 
*También determinó que en el aumento de la temperatura de ebullición de la disolución depende de la concentración del soluto (no salino) y de la naturaleza del disolvente.
==La controversia==
Mientras contuvo la estima alta por la mayoría de su carrera, la imagen pública de Raoult vaciló cuando las alegaciones de sus conquistas sexuales se alzaron. En 1899, dos años antes de su muerte, una muchacha joven se encontró los pies de un muerto en la casa de Raoult. Él negó tener algo que ver con el asesinato y nunca se cobró, pero las sospechas permanecían en el populacho general)

== Enlaces externos ==
*[ http://www.fisicanet.com.ar/biografias/cientificos/r/raoult.php].
*[ http://www.heurema.com/PersonajesFQ/Raoult/Raoult.pdf]
== Fuentes ==
*[ http://www.labiografia.com/ver_biografia.php?id=19024.]
*[ http://www.universalis.fr/encyclopedie/francois-marie-raoult]
[[Category:Personajes_de_la_historia_de_Europa]] [[Category:Científicos]]

Archivo:Vaso de agua.jpg

2011-11-22T19:51:09Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Archivo:Francois Raoult.jpg

2011-11-22T15:33:57Z

Mariaantonia.jc.scu:

== Sumario ==

== Estado de copyright: ==

== Fuente: ==
http://www.jovenclub.cu

Equilibrio químico

2011-11-22T15:30:37Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Constante equilibrio químico en función de las concentraciones */

{{Normalizar}}
{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==
[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD ↔ mC + qD </center> 
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j = D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki = c(C)m • c(D)q </center> 
Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede escribir que: 
<center> Kd = Kc/Ki</center> 
y por tanto:<center> Kc= c(A)g • c(B)j</center> 
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada. 
La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
<ref>«[http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/Presentaciones/02EquilibrioQu%EDmico.ppt]»Disponible en aplicación Microsoft Office Power Point. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Este enunciado constituye la [[Ley de acción de masas]] 
Las Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 
La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc>1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc<1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 

== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.

==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Equilibrio químico

2011-11-22T15:29:07Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Fuentes */

Equilibrio químico

2011-11-22T15:28:04Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Constante equilibrio químico en función de las concentraciones */

Equilibrio químico

2011-11-22T15:14:43Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones */

{{Normalizar}}
{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==
[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD ↔ mC + qD </center> 
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j = D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki = c(C)m • c(D)q </center> 
Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede escribir que: 
<center> Kd = Kc/Ki</center> 
y por tanto:<center> Kc= c(A)g • c(B)j</center> 
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada. 
La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
<ref>«[http://www.google.com.cu/ Equilibrio]»Disponible en aplicación Microsoft Office Power Point. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Este enunciado constituye la [[Ley de acción de masas]] 
Las Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 
La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc>1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc<1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 

== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.

==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Equilibrio químico

2011-11-22T15:11:53Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Constante equilibrio químico en función de las concentraciones */

{{Normalizar}}
{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==
[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD ↔ mC + qD </center> 
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j = D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki = c(C)m • c(D)q </center> 
Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede escribir que: 
<center> Kd = Kc/Ki</center> 
y por tanto:<center> Kc= c(A)g • c(B)j</center> 
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada. 
La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
<ref>«[http://www.google.com.cu/ Equilibrio]»Disponible en aplicación Microsoft Office Power Point. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Este enunciado constituye la [[Ley de acción de masas]] 
Las Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 
La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc>1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc<1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 

== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.
==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Equilibrio químico

2011-11-22T15:05:10Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Constante equilibrio químico en función de las concentraciones */

{{Normalizar}}
{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==

[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD ↔ mC + qD </center> 
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j = D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede escribir que: 
<center> Kd = Kc/Ki</center> 

y por tanto:<center> Kc= c(A)g • c(B)j</center> 
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada. 
La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
<ref>«[http://www.google.com.cu/ Equilibrio]»Disponible en aplicación Microsoft Office Power Point. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Este enunciado constituye la [[Ley de acción de masas]] 

Las Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 

La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc>1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc<1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 

== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.
==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Equilibrio químico

2011-11-22T14:59:04Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Constante equilibrio químico en función de las concentraciones */

{{Normalizar}}
{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==
[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg.|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD mC + qD </center> 
Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede escribir que: 
<center> Kd = Kc/Ki</center> 

y por tanto:<center> Kc= c(A)g • c(B)j</center> 
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada. 
La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
<ref>«[http://www.google.com.cu/ Equilibrio]»Disponible en aplicación Microsoft Office Power Point. Consultado el 21 de noviembre de 2011.</ref> 
Este enunciado constituye la [[Ley de acción de masas]] 

Las Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 

La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc>1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc<1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de agosto de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 

== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.
==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Equilibrio químico

2011-11-22T14:34:28Z

Mariaantonia.jc.scu: /* Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico */

{{Normalizar}}
{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==

[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg.|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD mC + qD </center> 

Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki c(C)m • c(D)q </center> 

Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede
escribir que:
<center> Kd = Kc 
Ki
y por tanto: <center> Kc= c(A)g • c(B)j </center> 
c(C)m • c(D)q
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada, se hace evidente si se considera cada

La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura. 

Este enunciado constituye la Ley de acción de masas 

La Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 

La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc > 1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc ˂1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de agosto de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 
== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.
==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Equilibrio químico

2011-11-22T14:04:32Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Normalizar}}
{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==

[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg.|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD mC + qD </center> 

Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki c(C)m • c(D)q </center> 

Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede
escribir que:
<center> Kd = Kc 
Ki
y por tanto: <center> Kc= c(A)g • c(B)j </center> 
c(C)m • c(D)q
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada, se hace evidente si se considera cada

La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura. 

Este enunciado constituye la Ley de acción de masas 

La Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 

La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc > 1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc ˂1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de agosto de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 
== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.
==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

[[Category:Química_inorgánica]][[Category:Química_orgánica]] [[Category:Química]]

Equilibrio químico

2011-11-21T19:33:35Z

Mariaantonia.jc.scu:

{{Definición
|nombre='''Equilibrio químico'''
|imagen= Equilibrio_quimico.jpg
|tamaño=‎ × px
|concepto=Es un proceso reversible en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
}}<div align="justify">'''Equilibrio químico'''. Se reconoce como un proceso reversible por no producirse cambios macroscópicos, en un sistema cerrado, a temperatura constante.
Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. 
La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica).
== Historia ==
El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como 
<center> α A + β BD σ C + τ D</center> 
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan C y D son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reaccionantes y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reaccionantes.

==Reacciones químicas reversibles==
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, es decir son aquellas en las que los reaccionantes dan origen a productos que a su vez se descomponen y dan lugar de nuevo a las sustancias que reaccionaron inicialmente. La reacción transcurre en dos sentidos opuestos (D): la reacción que ocurre a partir de los reactivos (reacción directa (")) y la que se produce a partir de los productos (reacción inversa (!)). 
Como consecuencia, hay condiciones de temperatura y de concentración bajo las cuales coexisten invariables cantidades de sustancias reaccionantes y de productos, en el estado de equilibrio químico. 
Ejemplo: 
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
Reacción directa 
<center> gA + jB<big>"</big> mC + qD</center> 
Reacción inversa 
<center> gA + jB<big>!</big> mC + qD</center> 
==Acción de la velocidad de reacción en un equilibrio químico ==
[[Archivo: Velocidad_equil_qco.jpg.jpg‎|thumb| left | 232px| Se alcanza el equilibrio químico cuando Vd=Vi.]]
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay más, es decir continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos. 
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente los reactivos. 
Cuando ambas velocidades se igualan nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado, se considera que el sistema está en equilibrio. 
Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, G = 0 . 
En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura. 
Es decir, podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. 
Examinemos como ejemplo de reacción en la que se alcanza el equilibrio, la siguiente:
<center> gA + jBD mC + qD</center> 
siendo A, B, C y D especies químicas cualesquiera 
g,j,m,q: representan los coeficientes estequiométricos de la reacción 
Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la figura. Así pues, si tenemos una reacción:
vd=velocidad de formación de los productos (velocidad directa)
vi=velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa)

==Constante equilibrio químico en función de las concentraciones ==

[[Archivo: Concentracion_en_equilibrio_qco.jpg.|thumb| right | 196px| En el estado de equilibrio químico las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante.]]
En un sistema en equilibrio a medida que la reacción progresa, disminuye el número de sustancias de A y B, y aumenta en número de sustancias C y D. Como las sustancias C y D, no reaccionan entre sí, la reacción continua hasta que las sustancias A y B se consumen. 
Se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas en la figura 
Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. 
Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor en dependencia del tipo de reacción química. 
Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante, siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. 
Así pues, si la reacción correspondiente se representa mediante la ecuación general: 
<center> gA + jBD mC + qD </center> 

Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. 
La velocidad de la reacción directa, vd, es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción: 
<center> vd = Kd c(A)g • c(B)j </center> 
donde k es la constante de velocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de la reacción inversa, vi, es, de forma análoga: 
<center> vi= Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones es la misma vd = vi se cumple que: 
<center> Kd c(A)g • c(B)j D Ki c(C)m • c(D)q </center> 
Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:
<center> Kd = c(A)g • c(B)j </center> 
<center> Ki c(C)m • c(D)q </center> 

Como a la temperatura a la que se ha realizado el proceso Kd y Ki son constantes, se puede
escribir que:
<center> Kd = Kc 
Ki
y por tanto: <center> Kc= c(A)g • c(B)j </center> 
c(C)m • c(D)q
Esta constante, Kc es la que se denomina «constante de equilibrio», y su valor varía al variar la temperatura. 
Las c(A), c(B), c(C) y c(D) son las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, expresadas en mol/litro y se determinan experimentalmente. 
Por convenio admitido entre los químicos se escriben siempre las constante de equilibrio con las concentraciones de las sustancias productos de la reacción directa en el numerador y los de las reaccionantes en el denominador. Los coeficientes g,j,m,q representan los exponentes a que estas deben elevarse. 
La razón por la cual la concentración de cantidad de sustancia de una especie química se eleva a un exponente igual al número de moles en la ecuación ajustada, se hace evidente si se considera cada

La Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio de las sustancias productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura. 

Este enunciado constituye la Ley de acción de masas 

La Kc en rigor, son adimensionales, estando definidas de manera que las concentraciones se expresen en mol·L-1 

La Kc al medir la extensión en que se produce la reacción, no nos proporciona información acerca de la velocidad de reacción, es decir de lo rápidamente que se produce 
El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de los valores de la Kc en la que se puede utilizar como una medida de extensión en que se produce la reacción. 
Si la Kc > 1, la reacción directa se producirá casi completa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los productos y la reacción es bastante completa. 
Si la Kc ˂1, la reacción que se favorece es la inversa, es decir el equilibrio se encuentra muy desplazado hacia los reactivos mole como una especie química separada. y solo ha reaccionado una pequeña cantidad de estos. 
Si la Kc =1 los reaccionantes y productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. 
===Efecto de un cambio de las condiciones de equilibrio===
[[Archivo: Equi_Le_Chatelier.jpg|thumb| left | 400px]]
Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, en la que predecirá en qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación, este principio expresa lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. <ref>«[http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf]»Disponible en formato pdf. Consultado el 21 de agosto de 2011.</ref> 
Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica. 
Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. 
Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya. 
== Características del estado de equilibrio químico ==
Para que un sistema alcance el equilibrio químico debe tener como condición que el proceso ocurra a una temperatura y presión constante en un sistema cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. 
Manifestándose generalmente como características: 
* No se observan cambios macroscópicos (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.). 
*Continúan produciéndose cambios microscópicos. 
* Es un estado dinámico. 
En el que se están produciendo continuamente transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad a un nivel molecular. El resultado neto de estos es que no existen cambios macroscópicos. 
Este aspecto dinámico del equilibrio quiere decir que es estable cuando las condiciones permanecen fijas pero sensibles a las variaciones de estas condiciones. 
* Las velocidades de los dos procesos contrarios, que efectúan simultáneamente, son iguales y las concentraciones de cada una de las sustancias reaccionantes y productos permanecen constante independientemente de la concentración inicial. 
* La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
==Estudio termodinámico del equilibrio químico==
Las ecuaciones del cambio de energía libre estándar son respectivamente: 
<center> ΔG =ΔH -T DS</center> 
<center> ΔGo=ΔHo-T DSo</center> 
Si tenemos una reacción del tipo: Reactivos " Productos, la variación de la energía libre estándar, al ser esta una variable de estado, vendrá dada por la ecuación: 
<center> ΔGo=Go (productos) -Go (reactivos) </center> 
Donde ΔGo: representa la variación de la energía libre de los reactivos cuando se encuentran en estado estándar y se convierten en productos, también en estado estándar. 
La relación existente entre ambas magnitudes es: 
<center> ΔG =ΔGo+R T Ln Q</center> 
Donde: 
R =constante de los gases (8,314 kJ/mol K). 
T =temperatura absoluta de la reacción. 
Q =cociente de reacción expresado en función de presiones. 
Se observa que la variación de energía libre de la reacción depende de dos valores, ΔGº y
R T Ln Q. Para una reacción dada a una determinada temperatura T, el valor de Gº es ijo, pero el valor de R T Ln Q no lo es, porque varía la composición de la mezcla reaccionante en cada instante. 

Termodinámicamente se alcanza el equilibrio químico cuando la energía libre (G) de los reactivos es igual a la de los productos, o sea, ΔG =0 y Q =Kp, con lo que: 
<center> 0 =ΔGº +R T Ln Q</center> 
<center> ΔGº =-R T Ln Kp</center> 
La ecuación anterior es una de las ecuaciones más importantes de la termoquímica, pues re-
laciona la constante de equilibrio de una reacción con el cambio de energía libre estándar; de
esta manera, se puede calcular Kp si se conoce Δ Gº, y viceversa. 
De la ecuación se deduce que, cuanto mayor sea la disminución de energía libre, mayor
será la constante de equilibrio, y viceversa.
==Aplicación del equilibrio químico==
Puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.
==Tipos de equilibrio y algunas aplicaciones==
# ''' Equilibrio molecular: ''' 
a) En la fase de gas. Motores de los cohetes. 
b) En síntesis industrial, tal como el amoníaco en el proceso Haber-Bosch (representado a la derecha) que se lleva a cabo a través de una sucesión de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorción. 
c) Química de la atmósfera 
d) Coeficiente de distribución LogD: Importante para la industria farmacéutica, donde la lipofilia es una propiedad importante de una droga 
e) Cuando las moléculas a cada lado del equilibrio son capaces de reaccionar irreversiblemente en reacciones secundarias, la proporción del producto final se determina de acuerdo al principio de Curtin-Hammett. 
# ''' Equilibrio iónico:''' 
a) Extracción líquido-líquido, Intercambio iónico, Cromatografía 
b)producto Solubilidad 
c)Captación y liberación de oxígeno por la hemoglobina en la sangre 
d)Equilibrio ácido/base: constante de disociación ácida, hidrólisis, soluciones tampón, Indicadores, Homeostasis ácido-base 
e)La conocida ecuación de Nernst en electroquímica da la diferencia de potencial de electrodo como una función de las concentraciones redox. 
En estas aplicaciones, se utilizan términos como constante de estabilidad, constante de formación, constante de enlace, constante de afinidad, constante de asociación/disociación.
==Fuentes==
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Química General; Ed. Pueblo y Educación[[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León, R: Química General Superior. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. 
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. 
http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_2_princ.htm

== Enlace externo ==
* http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm
* http://www.google.com.cu/ Equilibrio
* http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf
== Enlace relacionado ==
Principio de Le Chatelier
==Referencias==
<references/>

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Equilibrio químico

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