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 Dalton de las presiones parciales


La ley de Dalton de las presiones parciales es una de las leyes fundamentales de los gases descubiertas a principios del siglo XIX. Lleva el nombre del químico y físico inglés John Dalton, quien formuló la ley. Entender la ley de Dalton requiere una comprensión básica del comportamiento de los gases, especialmente cuando se mezclan en un espacio confinado.

Entendiendo los conceptos básicos

A diferencia de los sólidos y líquidos, los gases no tienen forma ni volumen definidos. Se expanden para llenar el recipiente en el que se encuentran. El comportamiento de los gases puede describirse utilizando varias leyes de los gases, que en conjunto forman la base para entender la química física y los estados gaseosos.

La ley de Dalton de las presiones parciales trata sobre la presión ejercida por una mezcla de gases no reactivos. Esta ley establece que la presión total ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas individual en la mezcla.

Representación matemática

La declaración matemática de la ley de Dalton puede expresarse de la siguiente manera:

P_total = P_1 + P_2 + P_3 + ... + P_n

Aquí, P_total representa la presión total de la mezcla de gases, mientras que P_1, P_2, P_3, y P_n representan las presiones parciales de los gases individuales en la mezcla.

Esta fórmula asume que los gases no reaccionan químicamente entre sí, es decir, se comportan como gases ideales, y que la temperatura se mantiene constante en todo el sistema.

¿Qué es la presión parcial?

La presión parcial es la presión que un gas presente en una mezcla ejercerá si él solo ocupase todo el volumen a la misma temperatura. Representa la contribución individual de cada gas a la presión total del sistema.

Ejemplo 1

Imagina que tienes un recipiente con tres gases: oxígeno, nitrógeno y dióxido de carbono. Si las presiones parciales de estos gases son 200 atm, 500 atm y 300 atm respectivamente, entonces, de acuerdo con la ley de Dalton, la presión total en el recipiente es:

P_total = P_O2 + P_N2 + P_CO2
P_total = 200 atm + 500 atm + 300 atm
P_total = 1000 atm

Aplicaciones e importancia

La ley de Dalton de las presiones parciales es importante en varios campos como la química, la física, la biología y la ingeniería. Ayuda a estudiar el comportamiento de los gases y es aplicable en muchas situaciones prácticas. Aquí hay algunas aplicaciones y casos importantes:

  • Comprender el comportamiento de los gases en reacciones químicas, particularmente aquellas que ocurren en fase gaseosa.
  • En el campo médico, regular mezclas de gases para propósitos anestésicos.
  • Calcular la composición de gases en estudios ambientales, como determinar los componentes del aire.
  • Es utilizada por buceadores para entender cómo se comportan diferentes gases bajo condiciones de alta presión bajo el agua, lo cual es esencial para prevenir enfermedades como la enfermedad por descompresión.
  • En el suministro y distribución de gases industriales, la ley de Dalton ayuda a verificar la composición de las mezclas de gases.

Ejemplo visual

Considera un sistema simple donde tres gases diferentes están contenidos en tres cilindros conectados. Cada cilindro contiene un gas (A, B y C), y cada uno contribuye de manera única a la presión total del sistema.

Gas A : PA Gas B : PB Gas C: PC Presión total = PA + PB + PC

En este diagrama, cada rectángulo representa un gas presente en el sistema. Según la ley de Dalton, cuando estos gases se mezclan, la presión total ejercida por ellos es la suma de las presiones que cada gas ejercería si él solo ocupase todo el volumen.

Derivación de la ley de Dalton

La ley de Dalton también puede argumentarse a partir de la teoría cinético-molecular que propone que:

  • Los gases están compuestos por diminutas partículas moviéndose aleatoriamente.
  • Estas partículas son insignificantes en comparación con el volumen del gas.
  • No hay fuerzas actuando entre las partículas de gas, y las colisiones entre ellas son perfectamente elásticas.

A partir de estos postulados, se puede concluir que en una mezcla de gases no reactivos, el comportamiento de cada gas no se ve afectado por los otros gases. Este comportamiento se extiende naturalmente a la presión: cada gas contribuye a la presión general como si fuera el único gas presente. Por lo tanto, la presión combinada de los gases mezclados es simplemente la suma de sus presiones individuales.

Ejemplos de texto y ejercicios

Ejemplo 2

Si tienes una mezcla de gases de helio, argón y neón con presiones parciales de 150 atm, 300 atm y 200 atm, respectivamente, ¿cuál es la presión total?

P_total = P_He + P_Ar + P_Ne
P_total = 150 atm + 300 atm + 200 atm = 650 atm

Ejercicio

Resuelve los siguientes problemas basados en la ley de Dalton:

  1. Un recipiente contiene una mezcla de tres gases: hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Las presiones parciales de los gases son 250 atm, 400 atm y 350 atm, respectivamente. Calcula la presión total dentro del recipiente.
  2. Un cilindro contiene una mezcla de cuatro gases no reactivos: A, B, C y D. Dado que las presiones parciales son, PA = 100 mmHg, PB = 150 mmHg, PC = 200 mmHg y PD = 250 mmHg. Encuentra la presión total en mmHg.
  3. Considera un escenario donde la presión total ejercida por una mezcla gaseosa es 950 atm. Si las presiones parciales de dos gases son 300 atm y 350 atm, encuentra la presión parcial del tercer gas en la mezcla.

Conclusión

La ley de Dalton de las presiones parciales proporciona un método simple para entender y calcular el comportamiento de las mezclas de gases. Describe cómo los gases se combinan y contribuyen a la presión total dentro de un sistema. Este concepto no es solo teórico, sino que encuentra aplicaciones prácticas en muchos procesos científicos e industriales. A medida que continúas estudiando, recuerda que la ley de Dalton asume condiciones ideales, en escenarios del mundo real pueden introducirse desviaciones, pero el principio fundamental proporciona una excelente base para abordar y resolver problemas complejos que involucran gases.

Al dominar la ley de Dalton, obtienes una valiosa comprensión que te permitirá entender comportamientos químicos más complejos y sus aplicaciones prácticas en campos que van desde la medicina hasta la ciencia ambiental.


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