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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Ley de las proporciones múltiples


La ley de las proporciones múltiples es un principio esencial en química que fue articulado por primera vez por John Dalton a principios del siglo XIX. Esta ley es fundamental para comprender las combinaciones químicas y cómo los elementos interactúan para formar diferentes compuestos. En su forma más simple, esta ley establece que si dos elementos pueden combinarse de diferentes maneras para formar más de un compuesto, entonces la relación de las masas del segundo elemento que se combinan con una masa dada del primer elemento será una relación de números enteros pequeños.

Entendiendo el concepto

La idea principal detrás de la ley de las proporciones múltiples es entender cómo los elementos se combinan para formar diferentes compuestos químicos. Para que esta ley se aplique, más de un compuesto debe ser formado por dos elementos dados. La clave aquí es el concepto de proporciones de masa definidas, que son siempre números enteros simples.

Permítanos desglosarlo en términos más simples para obtener una mejor claridad. Considere los elementos A y B que forman varios compuestos. Según la regla, las diferentes masas del elemento B que se combinan con una masa fija del elemento A siempre estarán en la proporción de números enteros pequeños. Esto sugiere un patrón distinto y cuantitativo en la forma en que los elementos se combinan.

Ejemplo de la ley de las proporciones múltiples

Para ver esta regla en acción, consideremos el ejemplo clásico que involucra carbono y oxígeno. Estos elementos pueden formar dos compuestos, a saber, monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2). Ilustraremos esto con un diagrama visual.

    2 C + O 2 → 2 CO
    C + O 2 → CO 2

Ahora, observemos la relación de masa:

  • En CO, 12g de carbono se combinan con 16g de oxígeno.
  • En CO2 12g de carbono se combinan con 32g de oxígeno.

Ahora, considere la relación de masa del oxígeno que se combina con la misma masa de carbono (12 gramos):

La proporción de oxígeno a CO2 en CO es 16:32, que en forma más simple es 1:2.

12 g carbon 16 grams of oxygen 12 g carbon 32 grams of oxygen

Importancia de la ley

La ley de las proporciones múltiples subyace en la teoría atómica propuesta por Dalton, que establece que los átomos son unidades indivisibles que forman compuestos en proporciones definidas. Enfatiza que los compuestos químicos están compuestos solo de átomos enteros, lo que corresponde a cómo los elementos se combinan de una manera precisa y coherente, formando una base sólida para el desarrollo de la química moderna.

Esta ley fue una fuerte evidencia de la teoría atómica de Dalton, que apoyó la idea de que las reacciones químicas no implican la transformación de sustancias en nuevos tipos de átomos, sino la recombinación de átomos.

Otros ejemplos notables

Veamos otro ejemplo utilizando nitrógeno y oxígeno, que pueden formar varios óxidos:

  • Óxido nítrico (NO)
  • Dióxido de nitrógeno (NO2)
  • Trióxido de dinitrógeno N 2 O 3)
  • Tetraóxido de dinitrógeno (N 2 O 4)
  • Óxido nitroso (N2O)

Calculemos la comparación de estos compuestos tomando la relación de masa:

  • En NO, 14g de nitrógeno se combinan con 16g de oxígeno.
  • En NO2, 14g de nitrógeno se combinan con 32g de oxígeno.
  • En N 2 O 3 28 gramos de nitrógeno se combinan con 48 gramos de oxígeno.

Al centrar nuestra atención en una masa fija de nitrógeno solamente (14 gramos), la proporción de oxígeno varía, pero aún se ajusta a relaciones de enteros simples que demuestran la regla:

La proporción de masa de oxígeno en los compuestos NO, NO 2 y N 2 O 3 es 16:32:48, que se reduce a 1:2:3.

Conclusión

La ley de las proporciones múltiples no es solo una regla abstracta, sino un pilar fundamental que sostiene la estructura de la teoría atómica y el complejo baile de las reacciones químicas. Proporciona una forma sistemática de analizar y entender cómo los elementos forman diferentes tipos de compuestos, manteniéndose fiel a la idea de Dalton de que la materia está compuesta por átomos.

Esta regla se extiende a aplicaciones prácticas en escenarios de laboratorio y procesos industriales, donde entender las relaciones estequiométricas de las reacciones químicas es crítico para la eficiencia, seguridad y gestión de recursos.

Resumen

Hemos aprendido que la ley de las proporciones múltiples muestra el patrón característico de combinación de elementos, reflejando la naturaleza discreta de la teoría atómica. Esta ley nos recuerda que la unidad química subyace en la aparente diversidad de compuestos, ilustrando la belleza de la simplicidad en la complejidad.

El descubrimiento de esta ley ha profundizado nuestro entendimiento de los principios químicos y tiene importantes implicaciones tanto en la química teórica como en la aplicada.


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Ley de las proporciones múltiples

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