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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Concepto de mol y masa molar


El concepto de mol es un principio fundamental en la química que sirve como un puente entre el mundo atómico y el mundo macroscópico que podemos medir. Entender este concepto es importante para estudios posteriores en química y se utiliza ampliamente en varios cálculos y reacciones.

¿Qué es un mol?

El mol es una unidad de medida utilizada en química para expresar la cantidad de una sustancia química. Es una de las siete unidades base del SI y se define como exactamente 6.02214076 × 10 23 partículas, que pueden ser átomos, moléculas, iones o electrones. Este número se conoce como el número de Avogadro.

Importancia del mol

  • Contar partículas: Los átomos y las moléculas son increíblemente pequeños. Son tan pequeños que sería poco práctico contarlos uno por uno. El mol permite a los químicos contar partículas pesándolas.
  • Reacciones químicas: Las reacciones químicas a menudo involucran números muy grandes de átomos y moléculas, y se necesita una unidad conveniente para manejarlos. El mol permite a los químicos medir sustancias en cantidades que corresponden a la cantidad necesaria para una reacción química.
  • Estándar universal: Así como una docena es aceptada universalmente como 12, un mol es aceptado universalmente como 6.02214076 × 10 23 partículas.

Número de Avogadro: Representación visual

Entendamos el número de Avogadro con un ejemplo para una mejor comprensión. Imagina que tienes un mol de balones de baloncesto.

Un mol de balones de baloncesto (6.022 × 10 23 balones de baloncesto)
1 semilla de sésamo

El número de balones de baloncesto que tendrías sería más que suficiente para cubrir toda la Tierra con balones de baloncesto, apilándolos a más de una milla de altura. Esto nos ayuda a entender cuán grande es el número de Avogadro.

Convertir moles a partículas y viceversa

Una habilidad importante en la química es convertir entre moles y números de partículas (átomos, moléculas, etc.). Para esto, usamos el número de Avogadro.

Fórmulas de conversión

  • Número de partículas = moles × número de Avogadro
  • Mol = Número de partículas ÷ número de Avogadro

Cálculo de ejemplo

Supongamos que tienes 2 moles de moléculas de agua. ¿Cuántas moléculas de agua tienes?

Número de moléculas de agua = 2 moles × 6.022 × 10 23 moléculas/mol = 1.2044 × 10 24 moléculas

Ahora hagamos el cálculo a la inversa. ¿Cuántos moles hay en 1.2044 × 10 24 moléculas de agua?

Moles de agua = 1.2044 × 10 24 moléculas ÷ 6.022 × 10 23 moléculas/mol = 2 moles

Masa molar

La masa molar es la masa de un mol de una sustancia (elemento o compuesto) expresada en gramos por mol (g/mol). Es numéricamente igual a la masa atómica promedio del elemento en unidades de masa atómica (uma).

Cómo calcular la masa molar

Para encontrar la masa molar de una molécula, suma las masas atómicas de todos los átomos que componen esa molécula.

Ejemplo: Masa molar del agua (H 2 O)

Una molécula de agua consiste en dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Para calcular la masa molar, sigue estos pasos:

  1. Masa de hidrógeno (H) = 1.01 g/mol
  2. Masa de oxígeno (O) = 16.00 g/mol
  3. Fórmula Molecular: H 2 O = 2(H) + 1(O)
Masa Molar de H 2 O = 2(1.01) + 16.00 = 2.02 + 16.00 = 18.02 g/mol

Rellenando el concepto con ejemplos

Si tienes 36.04 gramos de agua, ¿cuántos moles tendrás?

Moles de agua = Masa de agua ÷ Masa Molar de agua = 36.04 gramos ÷ 18.02 g/mol = 2 moles

Esto significa que tienes 2 moles de moléculas de agua.

Relación masa-número de mol

La química a menudo requiere que conviertas entre el número de partículas, moles y masa. Aquí está cómo estos conceptos están relacionados:

Flujo de conversión

Digamos que quieres convertir masa a moles o partículas. Piensa en ello como un diagrama de flujo:

Masa (gramos) Moles Número de partículas

Para convertir entre estos, puedes usar lo siguiente:

  • Masa a moles: Divide la masa por la masa molar
  • Moles a partículas: Multiplica el número de moles por el número de Avogadro
  • Partículas a moles: Divide el número de partículas por el número de Avogadro
  • Moles a masa: Multiplica el número de moles por la masa molar

Pregunta personalizada

Pregunta 1

Si tienes 4 moles de glucosa (C 6 H 12 O 6), ¿cuál es la masa en gramos?

Masas atómicas: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00 Masa Molar de C 6 H 12 O 6 = 6(12.01) + 12(1.008) + 6(16.00) = 72.06 + 12.096 + 96.00 = 180.16 g/mol Masa = Moles × Masa Molar = 4 × 180.16 = 720.64 gramos

Pregunta 2

¿Cuántas moléculas hay en 0.5 moles de gas nitrógeno (N2)?

Número de moléculas = Moles × número de Avogadro = 0.5 × 6.022 × 10 23 = 3.011 × 10 23 moléculas

Estos ejemplos ayudan a comprender el concepto de mol y su utilidad en la química.

Conclusión

El concepto de mol y la masa molar son centrales para entender y realizar cálculos en química. Proporcionan una forma de convertir interacciones a escala atómica en cantidades macroscópicas que podemos medir y manipular en un entorno de laboratorio. Dominar estos conceptos es esencial para cualquiera que desee continuar estudiando o tener una carrera relacionada con la química.


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Concepto de mol y masa molar

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