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 difusión de Graham


La ley de difusión de Graham es un principio en química que describe el comportamiento de los gases. En términos simples, nos dice que los gases más ligeros se difunden, o se extienden, más rápido que los gases más pesados cuando se les permite mezclarse. Este comportamiento se basa en el principio de que las moléculas de gas están en constante movimiento al azar. Cuando los gases se encuentran, las moléculas chocan entre sí y se difunden. Entender esta ley nos ayuda a comprender cómo se comportan los gases bajo diferentes condiciones y es un concepto fundamental en química.

Entendiendo la difusión

La difusión es el proceso por el cual las moléculas se extienden desde áreas de alta concentración a áreas de baja concentración. En el contexto de los gases, esto significa cómo las moléculas de gas se mueven y se mezclan entre sí. Por ejemplo, cuando abres una botella de perfume en una habitación, el aroma se extiende rápidamente por todo el espacio. Esto se debe a la difusión.

Considera el ejemplo anterior. Si cada círculo de color representa una molécula de gas diferente, la difusión representa cómo estos círculos de colores se extenderán uniformemente en la línea con el tiempo suficiente. Inicialmente, están separados, pero a través del movimiento aleatorio, eventualmente llenarán el espacio uniformemente.

Expresión matemática de la ley de Graham

La Ley de Graham proporciona una relación cuantitativa entre la velocidad de difusión de los gases y sus masas molares. La matemática detrás de la Ley de Graham puede describirse usando la siguiente ecuación:

velocidad de difusión del gas 1 / velocidad de difusión del gas 2 = sqrt(M₂ / M₁)

Aquí:

  • velocidad de difusión del gas 1 es qué tan rápido se difunde el primer gas.
  • velocidad de difusión del gas 2 es qué tan rápido se difunde el segundo gas.
  • M₁ es la masa molar del primer gas.
  • M₂ es la masa molar del segundo gas.

La ecuación nos dice que la velocidad de difusión de un gas es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de su masa molar. Esto significa que los gases más ligeros se difunden más rápido que los gases más pesados.

Cálculo de ejemplo

Consideremos un ejemplo para ilustrar la ley de Graham. Supongamos que tenemos dos gases: hidrógeno (H₂) y oxígeno (O₂). La masa molar del hidrógeno es alrededor de 2 g/mol, y para el oxígeno es alrededor de 32 g/mol. Queremos saber qué tan rápido se difunde el hidrógeno en comparación con el oxígeno.

velocidad de difusión de H₂ / velocidad de difusión de O₂ = sqrt(32 / 2) = sqrt(16) = 4

Este cálculo muestra que el hidrógeno se expande 4 veces más rápido que el oxígeno. Como el hidrógeno es mucho más ligero que el oxígeno, se expande más rápidamente cuando se permite que los dos gases se mezclen.

Visualización de las velocidades de difusión

Considera una simple visualización de las tasas de difusión de gases. Imagina dos cámaras conectadas con una barrera entre ellas. Inicialmente, una cámara está llena de hidrógeno y la otra de oxígeno. Cuando se retira la barrera, se produce la difusión.

Hidrógeno Oxígeno

Con el tiempo, el gas de hidrógeno entra en la cámara de oxígeno más rápidamente que el oxígeno, lo que permite una distribución más uniforme de los gases para el hidrógeno.

Aplicaciones de la ley de Graham

La Ley de Graham tiene muchas aplicaciones prácticas. Se utiliza en áreas que van desde procesos industriales hasta tratamientos médicos. Algunas de las principales aplicaciones incluyen:

1. Separación de gases: La ley de Graham se usa en procesos como la cromatografía de gases, donde diferentes gases se separan en función de su velocidad de difusión.

2. Sistema respiratorio: En la fisiología humana, la difusión de gases en los pulmones sigue la ley de Graham a medida que se intercambian oxígeno y dióxido de carbono.

3. Efluencia: Este es un concepto relacionado donde el gas escapa a través de un pequeño orificio. La ley de Graham puede predecir la tasa de efluencia basada en la masa molar de los gases.

Ejemplo textual de expansión de gases

Considera un escenario del mundo real: Estás en la cocina con una olla de agua hirviendo. A medida que el vapor de agua (vapor) sube, se mezcla con el aire en la cocina, que es principalmente nitrógeno y oxígeno. Debido a que el vapor de agua es relativamente ligero, se propaga rápidamente a través del aire de la cocina, creando un ambiente húmedo.

Apliquemos aquí la Ley de Graham. Supongamos que comparas las tasas de difusión del vapor de agua y el dióxido de carbono (CO₂). El vapor de agua tiene una masa molar de alrededor de 18 g/mol mientras que el dióxido de carbono tiene una masa molar de alrededor de 44 g/mol. Podemos usar la Ley de Graham para determinar cómo se comparan las tasas de difusión de estos gases.

velocidad de difusión de H₂O / velocidad de difusión de CO₂ = sqrt(44 / 18) = sqrt(2.44) = 1.56

Este cálculo muestra que el vapor de agua se difunde aproximadamente 1,56 veces más rápido que el dióxido de carbono en las mismas condiciones.

Conclusión

La ley de difusión de Graham proporciona una comprensión fundamental de cómo se comportan los gases cuando se mezclan entre sí. No solo es esencial para la química teórica, sino que también tiene implicaciones prácticas en muchos campos. Al investigar cómo la masa de las moléculas de gas afecta sus tasas de difusión, obtenemos profundas ideas sobre los procesos naturales y podemos aplicar este conocimiento a aplicaciones tecnológicas e industriales.


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La ley de difusión de Graham

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