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[[Archivu:Vant Hoff.jpg|thumb|200px|[[Jacobus Henricus van 't Hoff]] ganó'l primera [[Premiu Nobel de química]] de la hestoria polos sos trabayos sobre la dinámica química y les disoluciones.]]
En 1873, [[Jacobus Henricus van 't Hoff]] y [[Joseph Achille -y Bel]] trabayando independientemente desenvolvieron un modelu de [[enllaz químicu]] qu'esplicaba los esperimentos de [[Quiralidad (química)|quiralidad]] de Pasteur y apurría una causa física pa la [[actividá óptica]] de los compuestos quirales.<ref>{{cita web | títulu = Jacobus Henricus van't Hoff | obra = Chemical Achievers: The Human Face of Chemical Sciences | editorial = Chemical Heritage Foundation | añu = 2005 | url = http://www.chemheritage.org/classroom/chemach/chemsynthesis/vanthoff.html | fechaacceso = 22 de febreru de 2007}}</ref> La publicación de van 't Hoff ''Voorstel tot Uitbreiding der Tegenwoordige in de Scheikunde gebruikte Structuurformules in de Ruimte'' (''Propuesta pal desenvolvimientu de les fórmules químiques estructurales de tres dimensiones''), que constaba de doce páxina de testu y una de diagrames, impulsó'l desenvolvimientu de la [[estereoquímica]]. Nesta publicación tratar del conceutu de «átomu de carbonu asimétrico» qu'esplica la esistencia de numberosos isómeros, que nun se podíen esplicar coles fórmules estructurales esistentes hasta entós. Amás señalaba qu'esistía relación ente l'actividá óptica y esta asimetría del átomu de carbonu. Amás, en 1884 Jacobus Henricus van 't Hoff publicó ''Études de Dynamique chimique'' (''Estudios de química dinámica''), un influyente ensayo sobre [[cinética química]].<ref>{{cita web | títulu = Jacobus H. van 't Hoff: The Nobel Prize in Chemistry 1901 | obra = Nobel Lectures, Chemistry 1901–1921 | editorial = Elsevier Publishing Company | añu = 1966 | url = http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1901/hoff-bio.html | fechaacceso = 28 de febreru de 2007}}</ref> Nesta obra esplica la relación termodinámica ente'l calor de reaición y el desplazamientu del equilibriu como resultáu d'una variación de temperatura. A volume constante, l'equilibriu d'un sistema tiende a movese escontra la direición que s'oponga al cambéu de temperatura. Esti principiu sería ampliáu al añu siguiente por [[Henry Louis
En 1883, científicu suecu [[Svante Arrhenius]] desenvolvió la teoría [[ion|iónica]] pa esplicar la conductividá de los [[electrolitu|electrolitos]],<ref>{{cita web | títulu = Svante August Arrhenius | obra = Chemical Achievers: The Human Face of Chemical Sciences | editorial = Chemical Heritage Foundation | añu = 2005 | url = http://www.chemheritage.org/classroom/chemach/electrochem/arrhenius.html | fechaacceso = 22 de febreru de 2007}}</ref> suponiendo que dalgunos [[soluto]]s que n'estáu sólidu yeren neutros componer de partícules cargaes ([[Ion|iones]]) que compensaben la so carga ente sigo, y que se dixebraben nel senu d'una disolución. En 1885 J. H. van 't Hoff publicó ''L'Équilibre chimique dans -yos Systèmes gazeux ou dissous à I'État dilué'' (''Equilibriu químicu en sistemes gaseosos o de soluciones bien esleíes''), onde demuestra que la "[[presión osmótica]]" nes soluciones que tán abondo esleíes ye proporcional a la [[concentración]] y la temperatura absoluto, de forma que esta presión puede espresase por una fórmula que solo s'estrema de la ecuación de presión de los gases nun coeficiente ''i''. Tamién determinó'l valor d'esti ''i'' por dellos métodos. Asina van 't Hoff pudo probar que les lleis de la termodinámica pa los gases tamién podíen aplicase a les soluciones esleíes. Amás les sos lleis pa la presión demostraron la validez de la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius.
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