Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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La ley de Henry y la ley de Raoult


El estudio de soluciones y mezclas en química es fundamental para entender cómo interactúan las sustancias entre sí. Dos conceptos importantes esenciales en el estudio de soluciones son la ley de Henry y la ley de Raoult. Estas leyes describen cómo la presión de los gases en una solución y la presión de vapor del solvente se ven afectadas por la presencia del soluto. Veamos cada ley en detalle.

La ley de Henry

La ley de Henry se ocupa de la solubilidad de los gases en líquidos. Afirma que la cantidad de un gas disuelto en un líquido es directamente proporcional a la presión parcial de ese gas sobre el líquido a una temperatura constante. La representación matemática de la ley de Henry se da mediante esta ecuación:

C = k H * P

Dónde:

  • C es la concentración del gas disuelto.
  • k H es la constante de la ley de Henry, que varía para diferentes gases y solventes.
  • P es la presión parcial del gas sobre el líquido.

Ejemplo de la ley de Henry

Considere las bebidas carbonatadas como los refrescos. En una botella de refresco sellada, el dióxido de carbono (CO 2) está disuelto en el líquido. La presión es alta dentro de la botella, lo que mantiene el CO 2 disuelto. Cuando abre la botella, la presión cae inmediatamente, y el CO 2 comienza a escapar como burbujas porque el gas es menos soluble a la nueva presión más baja.

líquido CO2 en el gas CO 2 disuelto

Aquí, las moléculas de gas están en equilibrio entre el líquido y la fase gaseosa encima de él, y la ley de Henry nos ayuda a entender este equilibrio.

La ley de Raoult

La ley de Raoult se aplica principalmente a soluciones ideales, que son soluciones donde las interacciones entre diferentes moléculas son similares a las interacciones entre moléculas idénticas. Afirma que la presión de vapor parcial de cada componente en una solución es igual a la presión de vapor del componente puro multiplicada por su fracción molar en la solución. Se puede expresar matemáticamente como:

P solución = X A * P A 0 + X B * P B 0

Dónde:

  • P solución es la presión de vapor total de la solución.
  • X A y X B son las fracciones molares de los componentes A y B, respectivamente.
  • P A 0 y P B 0 son las presiones de vapor de los componentes puros A y B.

Ejemplo de la ley de Raoult

Considere una solución binaria compuesta de líquidos volátiles como benceno y tolueno. En este caso, la ley de Raoult puede predecir cómo cada componente contribuye a la presión de vapor total de la solución. Si la presión de vapor del benceno es de 100 mmHg y la presión de vapor del tolueno es de 40 mmHg, las presiones parciales variarán dependiendo de sus fracciones molares en la mezcla.

Solución: benceno + tolueno vapor de benceno Vapor de tolueno

En esta solución, la ley de Raoult nos ayuda a determinar cuánto contribuye cada líquido a la presión total y cuál será la composición de la fase de vapor sobre el líquido.

Relevancia y aplicaciones

Entender estas leyes es importante para muchas aplicaciones e industrias. Por ejemplo, los procesos de destilación dependen en gran medida de la ley de Raoult para separar componentes basados en diferencias de volatilidad. De manera similar, la ley de Henry es importante para entender fenómenos como el intercambio de gases en la atmósfera o en entornos acuosos.

Aplicaciones industriales

1. **Bebidas:** La ley de Henry es directamente aplicable en la producción de bebidas carbonatadas. La solubilidad de CO2 disminuye a medida que disminuye la presión, lo que lleva a la efervescencia que ocurre al abrir una bebida.

2. **Ciencia ambiental:** La ley de Henry es esencial para predecir cómo los gases se disolverán en los océanos y afectarán a la vida marina, especialmente en términos de disponibilidad de oxígeno y niveles de pH.

Investigación y desarrollo

La investigación en química a menudo implica investigar cómo interactúan diferentes sustancias bajo diferentes condiciones, y las leyes de Henry y Raoult se utilizan para entender y predecir el comportamiento de las soluciones.

Aclaración conceptual

Si bien ambas leyes son fundamentales, es importante señalar sus limitaciones. La ley de Henry se aplica estrictamente solo cuando el gas no reacciona químicamente con el solvente. La ley de Raoult se aplica con mayor exactitud a soluciones ideales; las soluciones reales pueden presentar desviaciones debido a diferencias en las interacciones moleculares. Tales desviaciones pueden describirse mediante coeficientes de actividad o mediante versiones modificadas de las leyes.

Conclusión

En resumen, la ley de Henry y la ley de Raoult son la base de la química de soluciones, ayudando a científicos e ingenieros a predecir el comportamiento de las mezclas y desarrollar métodos eficientes para aplicaciones industriales. A medida que profundice en la química, descubrirá que estas leyes son fundamentales para comprender y manipular procesos químicos.


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La ley de Henry y la ley de Raoult

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