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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leyes de la combinación química


Las leyes de la combinación química son reglas fundamentales que explican cómo los elementos y compuestos se combinan para formar nuevas sustancias. Estas reglas se formularon basándose en experimentos sistemáticos y son la piedra angular de la química moderna. Hay varias leyes principales asociadas con las combinaciones químicas, y cada ley proporciona información sobre cómo interactúan las sustancias a nivel molecular.

Ley de conservación de la masa

La ley de conservación de la masa, establecida por Antoine Lavoisier a finales del siglo XVIII, establece que la masa en un sistema aislado no se crea ni se destruye por reacciones químicas. En términos simples, la masa de los reactivos en una reacción química es igual a la masa de los productos. Este principio es fundamental para entender los procesos químicos.

Considere la reacción del gas hidrógeno H 2 y el gas oxígeno O 2 para formar agua H 2 O:

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Si comenzamos con 4 gramos de hidrógeno y 32 gramos de oxígeno, la masa total será de 36 gramos. Después de la reacción, se forman 36 gramos de agua, respetando la ley de conservación de la masa.

Ley de proporciones definidas

La ley de proporciones definidas, también llamada ley de composición constante, fue propuesta por Joseph Proust en 1799. Esta ley establece que los elementos constituyentes en un compuesto químico están siempre presentes en una proporción fija por masa, independientemente de la fuente o el método de formación.

Para el agua, la proporción de la masa de hidrógeno a la masa de oxígeno es siempre de 1:8. Si tienes una muestra con 2 gramos de hidrógeno, se combinará con 16 gramos de oxígeno para formar 18 gramos de agua.

Relación de masas en el agua = 1 parte de hidrógeno : 8 partes de oxígeno

Ley de proporciones múltiples

La ley de proporciones múltiples fue formulada por John Dalton en 1804. Esta ley establece que si dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, entonces la proporción del peso del elemento que se combina con el peso fijo del otro elemento son números enteros simples.

Un ejemplo de esto se encuentra en los compuestos monóxido de carbono CO y dióxido de carbono CO 2. Aquí, 12 gramos de carbono pueden combinarse con 16 gramos de oxígeno para formar monóxido de carbono y 32 gramos de oxígeno pueden combinarse con 32 gramos de oxígeno para formar dióxido de carbono. La proporción de la masa de oxígeno combinada con una masa constante de carbono (12 gramos) es 1:2.

Relación de masas de oxígeno en CO : CO 2 = 16 : 32 = 1 : 2

Ley de proporciones recíprocas

La ley de proporciones recíprocas, a veces llamada la ley de proporciones equivalentes, fue propuesta por Jeremias Richter en 1792. Esta ley establece que las masas de los elementos que se combinan por separado con una masa fija de otro elemento son las mismas que las masas de los elementos que se combinan directamente entre sí o con múltiplos más simples de la misma.

Considere los elementos hidrógeno H, oxígeno O y azufre S:

El hidrógeno se combina con el oxígeno para formar agua y con el azufre para formar sulfuro de hidrógeno. Si el agua y el sulfuro de hidrógeno se forman mediante pasos de combinación al estabilizar las masas respectivas de oxígeno y azufre contra la misma masa de hidrógeno, la relación es consistente.

Relación de masas de oxígeno en H 2 O : Relación de masas de azufre en H 2 S = 8:16
Ley de los volúmenes gaseosos de Gay-Lussac

En 1808, Joseph Louis Gay-Lussac propuso que cuando los gases reaccionan entre sí a temperatura y presión constantes, los volúmenes de los reactivos y productos gaseosos están en la proporción de números enteros pequeños. Esta ley es particularmente útil cuando se trata de sustancias gaseosas.

Por ejemplo, el amoníaco se hace mediante la reacción de nitrógeno e hidrógeno gaseosos:

N 2 + 3H 2 → 2NH 3

Un volumen de nitrógeno reacciona con tres volúmenes de hidrógeno para formar dos volúmenes de amoníaco, lo que representa una proporción de números enteros simples.

Aplicaciones prácticas

Estas reglas se aplican en una variedad de cálculos y reacciones químicas:

  • Estequiometría: La relación cuantitativa entre los reactivos y productos en una reacción química se deriva de estas reglas.
  • Preparación de ecuaciones químicas: Las ecuaciones químicas se equilibran usando la ley de conservación de la masa para asegurar que la materia no se crea ni se destruya.
  • Determinación de fórmulas: La ley de proporciones definidas se utiliza para determinar las fórmulas empíricas y moleculares de los compuestos.
  • Comprensión de compuestos: Reglas como las proporciones múltiples ayudan a distinguir entre compuestos con los mismos elementos.
  • Reacciones gaseosas: Utilizando la ley de Gay-Lussac, los químicos pueden predecir los resultados de las reacciones que involucran gases.

Influencias históricas

Las leyes de la combinación química fueron importantes en el desarrollo de la química como disciplina científica. Ayudaron a establecer la teoría atómica, que sostiene que la materia está compuesta por átomos. Junto con evidencia experimental, estas leyes proporcionaron un enfoque sistemático para entender las reacciones químicas, sentando así las bases de la química moderna.

Antes de estas reglas, la química, que se basaba principalmente en el misticismo y la pseudociencia, dominaba la comprensión de los procesos químicos. Al incorporar métodos cuantitativos y estas reglas, la química se transformó en una ciencia rigurosa y sistemática. Estas reglas allanaron el camino para que los investigadores predijeran y cuantificaran reacciones con mayor precisión, lo que llevó a descubrimientos y avances en diversas industrias químicas e investigaciones científicas.


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leyes de la combinación química

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