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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Fórmula empírica y molecular


El mundo de la química nos proporciona una forma sistemática de entender la composición y estructura de las sustancias. Dos conceptos importantes en esta comprensión son la fórmula empírica y la fórmula molecular. Estas fórmulas nos ayudan a conocer los elementos presentes en el compuesto y sus proporciones. Vamos a profundizar en cada uno de estos conceptos para entender su importancia en la química.

Entendiendo la fórmula empírica

La fórmula empírica de un compuesto da la proporción más simple de números enteros de átomos de cada elemento presente en el compuesto. No muestra el número real de átomos, sino la proporción más simple de los elementos.

Por ejemplo, la fórmula molecular del compuesto etileno es C 2 H 4. La proporción de átomos de carbono a átomos de hidrógeno es 1:2, por lo que su fórmula empírica es CH 2.

Para representar visualmente la fórmula empírica, imagine un cuadrado simple representando cada átomo, donde los átomos de carbono son negros y los átomos de hidrógeno son blancos:

    CHH
    ,

Cada cuadrado negro es un átomo de carbono, y cada cuadrado blanco es un átomo de hidrógeno, representando su estructura básica en su forma más simple.

Pasos para determinar la fórmula empírica

Sigue estos pasos para encontrar la fórmula empírica de un compuesto:

  1. Determina la masa (en gramos) de cada elemento presente en el compuesto.
  2. Convierte estas masas en moles usando sus masas atómicas de la tabla periódica.
  3. Divide el valor en moles de cada elemento por el valor más pequeño de moles obtenido de tus cálculos.
  4. Si es necesario, multiplica estos números por enteros para obtener números enteros. Esto da sub-números para cada elemento en la fórmula empírica.

Cálculo de ejemplo

Supongamos que tenemos un compuesto que contiene 40.0% de carbono, 6.7% de hidrógeno y 53.3% de oxígeno por masa. Vamos a encontrar su fórmula empírica:

  1. Supongamos que tenemos 100 gramos del compuesto. Entonces, tenemos 40.0 gramos de carbono, 6.7 gramos de hidrógeno y 53.3 gramos de oxígeno.
  2. Convierte estas masas a moles:
    • Carbono: 40.0 div 12.01 approx 3.33 moles
    • Hidrógeno: 6.7 div 1.008 approx 6.65 moles
    • Oxígeno: 53.3 div 16.00 approx 3.33 mol
  3. Divide cada valor en moles por el número más pequeño de moles, que es 3.33:
    • Carbono: 3.33 div 3.33 = 1
    • Hidrógeno: 6.65 div 3.33 approx 2
    • Oxígeno: 3.33 div 3.33 = 1
  4. Por lo tanto, la fórmula empírica es CH 2 O

Entendiendo la fórmula molecular

La fórmula molecular muestra el número real de cada tipo de átomo en la molécula. Mientras que la fórmula empírica da la proporción más simple, la fórmula molecular muestra la composición real de la molécula, proporcionando más información detallada sobre su estructura.

Una fórmula molecular es un múltiplo entero de su fórmula empírica. Por ejemplo, la fórmula molecular del peróxido de hidrógeno es H 2 O 2, y su fórmula empírica es HO. Esto significa que la fórmula molecular es un múltiplo entero de la fórmula empírica.

La fórmula molecular también puede verse con cuadrados representando los átomos. En H 2 O 2, tenemos:

    huh

Pasos para determinar la fórmula molecular

Para encontrar la fórmula molecular, necesitarás dos piezas de información: la fórmula empírica del compuesto y la masa molar. Aquí están los pasos:

  1. Calcula la masa por la fórmula empírica.
  2. Divide la masa molar del compuesto por la masa de la fórmula empírica para obtener un número entero que sea un múltiplo de la fórmula empírica.
  3. Multiplica los sub-dígitos en la fórmula empírica por este factor para obtener la fórmula molecular.

Cálculo de ejemplo

Dado que la fórmula empírica de un compuesto es CH y su masa molar es 78 g/mol, encuentra la fórmula molecular:

  1. Calcula la masa de la fórmula empírica CH: 12.01 + 1.01 = 13.02 g/mol.
  2. Divide la masa molar del compuesto por la masa de la fórmula empírica: 78 div 13.02 approx 6.
  3. Multiplica los sub-números en la fórmula empírica por 6:
    • La fórmula molecular es C 6 H 6.

Ejemplos visuales de fórmulas empíricas vs. moleculares

Considere el compuesto glucosa con la fórmula molecular C 6 H 12 O 6. La fórmula empírica de la glucosa es CH 2 O porque representa la proporción más simple de 1:2:1 para carbono, hidrógeno y oxígeno.

Aquí está cómo funciona visualmente la relación entre fórmulas empíricas y moleculares:

    Molecular: CCCCCC
               ,
               hhhhhhh
               ,
               Ooooo

    Empirical: CHHO (bloque repetido)
               ,

Importancia en la química

Ambas fórmulas son esenciales en el estudio y aplicación de la química:

  • Fórmula empírica: Se usa para determinar la estructura más simple, que es importante para entender cómo los compuestos reaccionan e interactúan en los niveles más básicos.
  • Fórmula molecular: Proporciona una imagen completa para científicos que desean sintetizar productos químicos o entender la función de un compuesto en sistemas biológicos.

Problemas de práctica

1. Un compuesto tiene una composición porcentual de 85.7% de carbono y 14.3% de hidrógeno. Determina su fórmula empírica.

2. Una muestra de un compuesto desconocido tiene una masa molar de 180 g/mol y su fórmula empírica es CH 2 O. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?

Conclusión

Comprender las fórmulas empíricas y moleculares es un paso crucial en el estudio de la química. Al dominar estos conceptos, tanto estudiantes como profesionales pueden entender la naturaleza de los compuestos, lo que conduce a un mayor descubrimiento e innovación. A través de cálculos simples y análisis profundos, estas fórmulas forman la base para explorar la asombrosa complejidad de las interacciones químicas y sus efectos en el mundo.


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Fórmula empírica y molecular

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