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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Parámetros de enlace


En química, es importante entender cómo se unen los átomos para formar moléculas. Esta unión está determinada por varios factores, conocidos como parámetros de enlace, que nos ayudan a comprender la naturaleza de los enlaces químicos. Estos parámetros incluyen la longitud de enlace, el ángulo de enlace, la energía de enlace, el orden de enlace y la polaridad. Comprender estos parámetros ayuda a los estudiantes a predecir la estructura molecular y las propiedades de las sustancias.

Longitud de enlace

La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados. Es un indicador importante de la fuerza y la estabilidad de un enlace. La longitud de enlace puede verse afectada por el tamaño de los átomos y el orden de enlace. Generalmente, a medida que aumenta el tamaño de los átomos, también lo hace la longitud de enlace. Por el contrario, a medida que aumenta el orden de enlace, la longitud de enlace disminuye. Esto se debe a que los enlaces dobles son más cortos que los enlaces simples, y los enlaces triples son más cortos que los enlaces dobles.

Ejemplo: La longitud de enlace de un enlace simple CC es aproximadamente 154 pm. La longitud de enlace de un enlace doble C=C es aproximadamente 134 pm. La longitud de enlace de un enlace triple C≡C es aproximadamente 120 pm.

Observando la longitud de enlace

Enlaces Simples Enlace Doble Enlace Triple

Ángulo de enlace

El ángulo de enlace es el ángulo formado entre tres átomos en al menos dos enlaces. Al igual que la longitud de enlace, los ángulos de enlace también son importantes porque determinan la forma de la molécula. La teoría VSEPR (repulsión de pares de electrones de la capa de valencia) ayuda a predecir los ángulos de enlace. Según esta teoría, los pares de electrones alrededor de un átomo central se dispondrán lo más separados posible para minimizar las fuerzas de repulsión.

Ejemplo: En una molécula de agua (H2O), el ángulo de enlace entre HOH es de aproximadamente 104.5°. En el dióxido de carbono (CO2), el ángulo de enlace entre OCO es de 180°, lo que la hace lineal.

Visualización de ángulos de enlace

H H O

Energía de enlace

La energía de enlace se refiere a la cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces en moléculas gaseosas. Es una medida directa de la fuerza del enlace: cuanto mayor sea la energía de enlace, más fuerte será el enlace. Diferentes enlaces tienen diferentes energías de enlace afectadas por factores como el orden de enlace y la longitud de enlace. Enlaces más fuertes con órdenes de enlace más altos generalmente tienen energías de enlace más altas.

Ejemplo: La energía de enlace de un enlace CH es de aproximadamente 413 kJ/mol. Para un enlace doble C=O, es de aproximadamente 743 kJ/mol.

Visualización de la energía de enlace

Enlaces Simples Enlace Doble Enlace Triple

Orden de enlace

El orden de enlace es una indicación del número de enlaces químicos entre un par de átomos. Órdenes de enlace más altos indican enlaces más fuertes y más cortos. Se calcula dividiendo la diferencia entre el número de electrones de enlace y antienlace por dos. En moléculas diatómicas simples o entidades, puede ser igual al número de pares de electrones compartidos.

Ejemplo: Para un enlace simple (HH) en H2, el orden de enlace es 1. Para un enlace doble (O=O) en O2, el orden de enlace es 2. Para un enlace triple (N≡N) en N2, el orden de enlace es 3.

Observando el orden de enlace

Orden 1 Orden 2 Orden 3

Polaridad de enlace

La polaridad de enlace ocurre cuando hay una diferencia de electronegatividades entre átomos enlazados. En los enlaces covalentes polares, los electrones no se comparten por igual, resultando en una carga parcial. Los enlaces no polares implican una compartición igual de electrones. El grado de polaridad afecta las propiedades físicas de los compuestos, como su estado, punto de ebullición y solubilidad.

Ejemplo: En un enlace H-Cl, el átomo de cloro es más electronegativo, haciéndolo parcialmente negativo, mientras que el hidrógeno es parcialmente positivo. En un enlace NH en amoníaco (NH3), el nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno, creando un dipolo.

Visualización de la polaridad de enlace

δ+ δ-

Conclusión

Comprender los parámetros de enlace es clave para entender cómo y por qué las sustancias se comportan como lo hacen. Al analizar las longitudes de enlace, ángulos de enlace, energías de enlace, órdenes de enlace y polaridad, podemos predecir y explicar las estructuras y propiedades de diversos compuestos químicos. Este conocimiento es fundamental para los estudiantes a medida que avanzan en el estudio de la química y comienzan a lidiar con interacciones moleculares y reacciones más complejas.


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