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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La Ley de Avogadro


La ley de Avogadro es uno de los principios fundamentales que subyacen a las leyes de los gases en química. Establece que a temperatura y presión constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles de gas. Esto implica que si cambias la cantidad de gas en un recipiente, el volumen cambiará mientras la temperatura y la presión permanezcan constantes.

Fórmula de la ley de Avogadro

La expresión matemática de la ley de Avogadro es la siguiente:

V ∝ n

Esto se puede expresar además como:

V = k × n

Dónde:

  • V es el volumen del gas.
  • n es el número de moles del gas.
  • k es una constante de proporcionalidad.

Si tienes dos estados diferentes de un gas, puedes expresar esta relación de la siguiente manera:

V1 / n1 = V2 / n2

Dónde:

  • V1 y V2 son los volúmenes inicial y final del gas, respectivamente.
  • n1 y n2 son los moles iniciales y finales del gas, respectivamente.

Ejemplo visual

Imaginemos que tenemos un globo flexible lleno con una cierta cantidad de gas. Si aumentamos el número de moles de gas en el globo mientras mantenemos la temperatura y la presión constantes, el volumen del globo también aumentará. Esto se debe simplemente a que hay más partículas de gas que requieren más espacio para existir.

Menos moles Más moles

Ejemplo práctico

Consideremos un ejemplo de cómo la ley de Avogadro se puede usar en una situación práctica:

Imagina que tenemos un contenedor con 2 moles de gas nitrógeno en un volumen de 10 litros. Supongamos que agregamos 2 moles más de gas nitrógeno al contenedor, manteniendo la temperatura y la presión constantes, haciendo un total de 4 moles. ¿Cuál será el nuevo volumen del gas?

Usando la ley de Avogadro, podemos formular la siguiente ecuación:

V1 / n1 = V2 / n2

Sustituyendo los valores conocidos, obtenemos:

10 L / 2 moles = V2 / 4 moles

Resolviendo para V2, obtenemos:

V2 = (10 L * 4 moles) / 2 moles V2 = 20 L

Esta calculación muestra que al duplicar la cantidad de gas en el contenedor, el volumen también se duplica a 20 litros.

Otro ejemplo visual

Considere un cilindro con pistón en el que se ha añadido una cierta cantidad de gas. A medida que se agrega más gas al cilindro, verá un aumento directo en la altura del pistón, siempre que la presión y la temperatura permanezcan constantes.

Menos moles Más moles

Más ejemplos y aplicaciones

En aplicaciones del mundo real, la Ley de Avogadro es extremadamente útil en los procesos de la industria química donde los volúmenes de gases necesitan ser calculados con precisión. Por ejemplo, cuando se fabrican productos que requieren cantidades específicas de gases como oxígeno o hidrógeno, se utiliza la Ley de Avogadro para determinar cuánto espacio se necesita o cuál debe ser el volumen de un contenedor para contener un cierto número de moles de gas.

Ejemplos de la respiración

Los pulmones humanos siguen esencialmente la ley de Avogadro. Cuando inhalas, el diafragma se expande, haciendo más espacio en los pulmones. Esto permite que más gas (aire) fluya hacia adentro, aumentando el volumen. Cuando exhalas, el volumen dentro de los pulmones disminuye a medida que el diafragma se contrae, permitiendo que el aire salga.

El aumento y la disminución en el número de moléculas de aire, y en consecuencia, la cantidad que los pulmones pueden contener, es un ejemplo biológico de la ley de Avogadro en acción.

Fundamento teórico

El fundamento teórico de la ley de Avogadro se deriva de la naturaleza de los gases. Según la teoría cinético-molecular, los gases están compuestos por moléculas muy separadas en movimiento constante y aleatorio. Esta teoría apoya la noción de que el volumen de un gas depende de la cantidad de moléculas de gas, no de su identidad o masa.

Entendiendo la importancia

Entender la ley de Avogadro ayuda a los químicos y educadores a explicar cómo se comportan los gases a nivel microscópico y a predecir su comportamiento en aplicaciones macroscópicas. Este entendimiento forma la base para estudios y aplicaciones más avanzadas en termodinámica, dinámica de fluidos y varias disciplinas de ingeniería.

Puntos clave

  • La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas es directamente proporcional al número de moles cuando la temperatura y la presión son constantes.
  • Su forma matemática es V ∝ n o V1 / n1 = V2 / n2.
  • Esta ley es fundamental en cálculos que involucran mezclas de gases y reacciones químicas donde los gases están involucrados.
  • Ejemplos prácticos de esta ley incluyen el comportamiento de gases en globos, jeringas, cilindros e incluso en los pulmones humanos durante la respiración.

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La Ley de Avogadro

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