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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Leyes de los gases


Las leyes de los gases describen cómo se comportan los gases con respecto a la temperatura, la presión y el volumen. Estas leyes nos ayudan a entender la naturaleza y el comportamiento de los gases bajo diferentes condiciones, lo cual es importante en una variedad de aplicaciones científicas e ingenieriles. Las leyes de los gases se basan en observaciones empíricas y proporcionan un marco esencial para entender cómo los gases interactúan con su entorno y entre sí. En esta guía detallada, exploraremos varias leyes de los gases principales, incluyendo la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Avogadro, la ley de Gay-Lussac, la ley general de los gases y la ley de los gases ideales, etc. Estas leyes sientan las bases para estudios más complejos de los gases y sus propiedades.

Ley de Boyle

La ley de Boyle relaciona la presión de un gas con su volumen a una temperatura constante. Establece que la presión de una cantidad fija de gas mantenida a una temperatura constante varía de forma inversa con el volumen. En términos simples, si aumentas el volumen de un contenedor sin agregar más gas ni cambiar la temperatura, la presión disminuirá y viceversa.

Expresión matemática

La ecuación matemática de la ley de Boyle se puede expresar como:

P₁V₁ = P₂V₂

Dónde:

  • P₁ y P₂ son la presión inicial y final, respectivamente.
  • V₁ y V₂ son los volúmenes inicial y final, respectivamente.

Ejemplo visual

P₁, V₁ P₂, V₂

Ejemplo en texto

Imagina una jeringa sellada con una tapa en un extremo. Al presionar el émbolo de la jeringa, el volumen interno disminuye, aumentando la presión del aire atrapado dentro. Por el contrario, al tirar del émbolo hacia atrás, el volumen aumenta y la presión del aire atrapado disminuye. Ambos escenarios son demostraciones perfectas de la ley de Boyle.

Ley de Charles

Esta ley establece que el volumen de una masa dada de gas es directamente proporcional a su temperatura, medida en Kelvin, siempre y cuando la presión permanezca constante. En términos simples, si aumentas la temperatura de un gas, su volumen aumenta, siempre que la presión permanezca constante.

Expresión matemática

La ecuación de la ley de Charles es la siguiente:

V₁/T₁ = V₂/T₂

Dónde:

  • V₁ y V₂ son los volúmenes inicial y final, respectivamente.
  • T₁ y T₂ son las temperaturas inicial y final, respectivamente, medidas en Kelvin.

Ejemplo visual

T₁, V₁ T₂, V₂

Ejemplo en texto

Piense en un globo dejado afuera en un día caluroso. A medida que la temperatura aumenta, el aire dentro del globo gana energía y se expande, aumentando el tamaño del globo. Por el contrario, si enfrías el globo colocándolo en un refrigerador, el volumen del aire disminuye y el globo se encoge.

Ley de Avogadro

La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles del gas. Esto significa que si pones más gas en un recipiente, el volumen aumentará si la temperatura y la presión se mantienen iguales.

Expresión matemática

La fórmula de la ley de Avogadro es:

V₁/n₁ = V₂/n₂

Dónde:

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

Ejemplo visual

N₁, V₁ N₂, V₂

Ejemplo en texto

Si inflas dos globos idénticos con diferentes cantidades de aire, el globo con más aire será más grande que el que tiene menos aire, siempre que las condiciones de temperatura y presión permanezcan constantes. Esta observación es explicada por la ley de Avogadro.

Ley de Gay-Lussac

La ley de Gay-Lussac establece la proporcionalidad directa entre la presión y la temperatura de un gas a volumen constante. En otras palabras, aumentar la temperatura de un gas aumentará su presión si el volumen permanece sin cambios.

Expresión matemática

La fórmula matemática de la ley de Gay-Lussac es:

P₁/T₁ = P₂/T₂

Dónde:

  • P₁ y P₂ son la presión inicial y final, respectivamente.
  • T₁ y T₂ son las temperaturas inicial y final, respectivamente, medidas en Kelvin.

Ejemplo visual

T₁, P₁ T₂, P₂

Ejemplo en texto

Considere una lata de pintura en aerosol sellada que deja al sol. A medida que la temperatura aumenta, la presión del gas dentro de la lata aumenta, razón por la cual los contenedores presurizados siempre deben mantenerse alejados de fuentes de calor.

Ley general de los gases

La ley general de los gases combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Gay-Lussac. Relaciona la presión, el volumen y la temperatura de una cantidad dada de gas. Esta ley es útil cuando necesitas calcular el cambio de estado de un gas donde la presión, el volumen y la temperatura están cambiando.

Expresión matemática

La fórmula para la ley general de los gases es:

(P₁V₁)/T₁ = (P₂V₂)/T₂

Dónde:

  • P₁, V₁, T₁ son la presión, volumen y temperatura iniciales, respectivamente.
  • P₂, V₂, T₂ son la presión, volumen y temperatura finales, respectivamente.
  • La temperatura debe estar en Kelvin.

Ejemplo visual

P₁, V₁, T₁ P₂, V₂, T₂

Ejemplo en texto

Si tienes un gas almacenado en un cilindro y lo comprimes a la mitad de su volumen mientras aumentas la temperatura, la presión y la temperatura resultantes exactas se pueden predecir utilizando la ley general de los gases.

Ley de los gases ideales

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado para un gas ideal hipotético. Es una buena aproximación del comportamiento de muchos gases bajo una amplia variedad de condiciones, aunque tiene limitaciones. La ley combina la ley de Boyle, la ley de Charles y la ley de Avogadro.

Expresión matemática

La ecuación de la ley de los gases ideales es:

PV = nRT

Dónde:

  • P es la presión del gas.
  • V es el volumen del gas.
  • n es la cantidad de sustancia del gas (en moles).
  • R es la constante universal de los gases (8.314 J/(mol K)).
  • T es la temperatura del gas (en Kelvin).

Ejemplo visual

PV = nRT

Ejemplo en texto

Al intentar determinar cuánto gas se necesitará para inflar un globo a un cierto tamaño a una temperatura y presión específicas, se utiliza la ley de los gases ideales para facilitar los cálculos.

Conclusión

Las leyes de los gases proporcionan conocimientos importantes para entender el comportamiento y las propiedades de los gases en muchos escenarios. Ya sea examinando cambios microscópicos o haciendo observaciones macroscópicas, estas leyes avanzan significativamente nuestra comprensión de los comportamientos gaseosos. Al comprender los principios de la ley de Boyle, la ley de Charles, la ley de Avogadro, la ley de Gay-Lussac, la ley general de los gases y la ley de los gases ideales, los estudiantes y científicos pueden predecir y explicar fenómenos naturales que ocurren en la vida cotidiana y en aplicaciones industriales.


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