Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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La ley de las proporciones definidas


La ley de las proporciones definidas, también llamada la ley de la composición constante, es un principio fundamental en la química que fue formulado por primera vez por el químico francés Joseph Proust en 1797. Esta ley establece que un compuesto químico siempre contendrá sus elementos constituyentes en una proporción fija en masa, independientemente de la fuente o el tamaño de la muestra. En pocas palabras, cada muestra pura de un compuesto está compuesta por los mismos elementos en las mismas proporciones por peso.

Entendiendo la ley

Para comprender mejor esta ley, vamos a entenderla con un ejemplo. Consideremos el compuesto agua (H2O). El agua está compuesta por hidrógeno y oxígeno. Según la ley de las proporciones definidas, cada muestra de agua pura siempre tendrá la misma proporción de hidrógeno y oxígeno, que es aproximadamente 2:16 o 1:8 por masa. Esto significa que en cualquier volumen dado de agua, la masa de oxígeno siempre será ocho veces la masa de hidrógeno.

H2O: 
    2 partes de hidrógeno 
+ 16 partes de oxígeno,
  = 18 partes de H2O

No importa de dónde se tome una muestra de agua, ya sea de un río, el mar, agua de lluvia o destilada en un laboratorio, si es agua pura, la proporción en masa de hidrógeno y oxígeno siempre será 1:8. Esta constancia es lo que la ley de las proporciones definidas garantiza.

Base teórica y significado

La ley de las proporciones definidas es importante porque allanó el camino para las fórmulas químicas y el concepto de estequiometría en la química. Antes de la investigación de Joseph Proust, había debate entre los químicos sobre si los elementos podían combinarse en cualquier proporción. Los experimentos de Proust demostraron que los compuestos específicos están ligados por proporciones fijas de masa.

Este descubrimiento desempeñó un papel clave en el desarrollo de la teoría atómica. Confirmó que la materia está compuesta por átomos, que se combinan de maneras específicas para formar compuestos. Si los átomos son partículas diminutas con masas uniformes, tiene sentido que se combinen en proporciones fijas y en números enteros. Esta visión llevó a las fórmulas químicas que usamos hoy. Una fórmula como CO2 refleja la proporción específica de átomos de carbono y oxígeno que se combinan para formar dióxido de carbono.

Ejemplos de proporciones fijas

Cloruro de sodio

El cloruro de sodio, comúnmente conocido como sal de mesa, es otro ejemplo. La fórmula química del cloruro de sodio es NaCl, lo que indica que los átomos de sodio (Na) y cloro (Cl) están en una proporción de 1:1, lo que se traduce en una proporción de masa de aproximadamente 23:35.5. Por lo tanto, en cada muestra de cloruro de sodio, la proporción de la masa de sodio a la masa de cloro siempre será de aproximadamente 23:35.5.

Cloruro de Sodio:
    23 partes de sodio 
+ 35.5 partes de cloro,
   = 58.5 partes de NaCl

No importa de dónde obtenga la sal, esta proporción de masa permanece constante siempre que sea cloruro de sodio puro.

Dióxido de carbono

El dióxido de carbono, ampliamente conocido como un gas de efecto invernadero, también sigue esta regla. Su fórmula química es CO2, que especifica la proporción de un átomo de carbono por cada dos átomos de oxígeno. Por masa, esto es equivalente a aproximadamente 12 partes de carbono y 32 partes de oxígeno, para un total de 44 partes. Por lo tanto, cada vez que se forma el dióxido de carbono, su proporción de masa permanece constante.

CO2: 
    12 partes de carbono 
+ 32 partes de oxígeno,
  = 44 partes CO2

Visualizando proporciones con una analogía sencilla

Para comprender mejor este concepto, usemos un ejemplo simple de una ensalada de frutas. Imagina que usas exactamente dos partes de manzanas y una parte de plátanos para hacer una ensalada de frutas. No importa cuán pequeña o grande sea la ensalada, siempre que la proporción de manzanas y plátanos permanezca constante, el sabor y la textura de la ensalada no cambian. De manera similar, la ley de las proporciones definidas asegura que no importa cuánto se use un compuesto químico, la composición elemental permanece igual.

Ejemplo de visualización SVG: estructura de la molécula de agua

Considere la ilustración de la molécula de agua a continuación, que muestra átomos de hidrógeno y oxígeno en una proporción estable de 2:1.


    
    
    
    
    
    O
    H
    H

Desafíos y excepciones a la ley

Aunque la ley de las proporciones definidas es ampliamente aplicable, hay ciertas excepciones y desafíos asociados a ella:

  • Compuestos no estequiométricos: Algunos compuestos, especialmente los óxidos metálicos, pueden tener composición variable. Por ejemplo, el óxido de hierro puede existir como FeO, Fe2O3 etc., dependiendo del método y las condiciones de su formación.
  • Variaciones isotópicas: Diferentes isótopos de un elemento pueden hacer que la proporción de masa cambie, incluso si la proporción atómica permanece constante.
  • Impurezas: En situaciones prácticas, las impurezas pueden afectar la estructura de la masa observada, a menos que el compuesto se purifique.

Conclusión

La ley de las proporciones definidas es una piedra angular de la ciencia química, esencial para comprender las reacciones químicas y la formación de compuestos. Confirma que la composición elemental de cualquier sustancia química es consistente y predecible, lo que contribuye a nuestra capacidad para usar fórmulas químicas para describir compuestos de manera sucinta. Esta ley no solo apoya la teoría atómica, sino que también proporciona consistencia y confiabilidad en el análisis y la síntesis química, siendo indispensable tanto en descubrimientos científicos como en aplicaciones industriales.

Aunque pueden existir excepciones a esta regla debido a compuestos no estequiométricos y variaciones isotópicas, el principio sigue siendo central en la química clásica y su enseñanza hoy en día, y sirve como un puente hacia la comprensión avanzada de la química molecular y más allá.


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La ley de las proporciones definidas

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