H O R A S D E C L A S E P R O F E S O R ES R E S P O N S A B L ES T E O R I C A S P R A C T I C A S Dra. Elsa H. Rueda

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1 1 PROGRAMA DE: Fundamentos de Química General e Inorgánica H O R A S D E C L A S E P R O F E S O R ES R E S P O N S A B L ES T E O R I C A S P R A C T I C A S Dra. Elsa H. Rueda Por semana Por Cuatrimestre Por semana Por Cuatrimestre Dra. María Luján. Ferreira A S I G N A T U R A S C O R R E L A T I V A S P R E C E D E N T E S A P R O B A D A S C U R S A D A S Sin correlativas DESCRIPCIÓN El objetivo principal del curso es presentar los conceptos básicos de química justificándolos a través de la estructura de la materia. Un enfoque moderno de la Estructura atómica basada en los principios básicos de la Mecánica Cuántica, llevará al alumno a un conocimiento más profundo del enlace químico; de la estabilidad y reactividad de los compuestos; de la energía asociada a los distintos estados de agregación de la materia; de las variaciones de energía asociadas a los procesos químicos y de la velocidad con que estos procesos ocurren en la naturaleza y su modificación por el medio ambiente. Estos conceptos generales básicos se aplicarán a los compuestos inorgánicos, estableciendo las propiedades periódicas que permitan al alumno predecir las propiedades físicas y químicas de los mismos y justificar las excepciones. Todos estos conceptos arriba expuestos se desarrollarán en las clases teóricas de la asignatura, complementadas con problemas de aplicación, manejo de tablas, manuales, prácticas de laboratorio y otros recursos didácticos adecuados que aseguren la profundidad necesaria en el conocimiento de estos temas, requisito indispensable para un buen aprovechamiento del primer curso de Química. PROGRAMA SINTETICO: 1. Estructura atómica. Teoría atómica moderna. 2. Propiedades periódicas. 3. Enlace químico. Teorías del enlace químico. 4. Estados físicos de la materia. Estado gaseoso. Líquidos y sólidos. Propiedades. Energía de los cambios de estado. 6. Soluciones. Tipo de soluciones. Soluciones ideales. Desviaciones. 7. Termodinámica de las reacciones químicas 8. Equilibrio químico. 9. Equilibrio iónico en soluciones acuosas. 10. Cinética química. 11. Reacciones de óxido reducción. Celdas galvánicas. Electrólisis. 12. Gases nobles e Hidrógeno. 13. Elementos del bloque s. 14. Elementos del bloque p 1. Metales de Transición 16. Oigen y especificidad de los iones metálicos en sistemas biológicos. VIGENCIA AÑOS 2002

2 2 PROGRAMA ANALÍTICO, Unidad 1 Sistemas materiales. Leyes de la química. Teoría atómica de Dalton. Hipótesis de Avogadro Ampere- Concepto de mol. Volumen molar. Relaciones estequiométricas- Unidad 2 Naturaleza eléctrica de la materia. Partículas subatómicas: protones. electrones y neutrones. Numero atómico y número másico Isótopos. Núcleo atómico. Modelo atómico de Rutherford. Transformaciones nucleares. Espectros atómicos. Modelo atómico de Bohr. Principios de la mecánica ondulatoria. Números cuánticos. El átomo de hidrógeno. Atomos multielectrónicos. Tabla periódica de los elementos Propiedades periódicas: radio atómico; energía de ionización; afinidad electrónica; carácter metálico, etc. Unidad 3 El enlace químico. Parámetros del enlace químico La regla del octeto. Enlace iónico Enlace covalente Polaridad de los enlaces. Enlaces múltiples Resonancia, Geometría electrónica y molecular. Teoría de repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia. Fuerzas intermoleculares. Teoría de orbitales moleculares. Moléculas diatómicas homonucleares. Orden de enlace- Moléculas diatómicas heteronucleares. Moléculas poliatómicas. Teoría de orbitales moleculares localizados. Unidad 4 Estados de la materia Generalidades. Energética asociada a los cambios de estado. Estado gaseoso. Propiedades generales. Gas ideal. Leyes de los gases ideales. Postulados de la teoría cinético molecular de los gases. Gases reales: Ecuación de van der Waals. Estado líquido. Equilibrio líquido-vapor. Presión de vapor en equilibrio. Punto de ebullición. Calor de vaporización. Licuación de gases. Temperatura crítica: interpretación de las isotermas presión-volumen. Estado sólido. Características generales de los sólidos. Estructura cristalina. Clasificación de los sólidos de acuerdo a las uniones químicas involucradas. Sólidos amorfos. Presión de vapor de un sólido. Calor de fusión. Diagrama de' fases del agua. Unidad Disoluciones. Componentes Propiedades. Clasificación de acuerdo al estado físico en que se presentan. Mecanismos de disolución Concepto de solubilidad. Variación de la solubilidad con la temperatura. Unidades de concentración. Soluciones ideales. Ley de Henry. Ley de Raoult. Propiedades coligativas. Unidad 6 Sistemas coloidales y química de superficies. Características generales de las dispersiones coloidales. Propiedades de las dispersiones coloidales. Clasificación. Estabilidad de los sistemas coloidales. Floculación de coloides. Importancia de los sistemas coloidales.

3 3 Unidad 7 Termodinámica de las reacciones químicas. Concepto de calor y trabajo. Primer principio de la termodinámica. Entalpía de las reacciones químicas. Determinación de la energía absorbida o desprendida en las reacciones químicas en condiciones de presión constante y de temperatura constante. Relación entre variación de entalpía y variación de energía interna de un sistema. Entropía. Segundo principio Tercer principio Energía libre. Unidad 8 Equilibrio químico. Naturaleza del equilibrio químico Constante de equilibrio Formas de expresión de la constante de equilibrio. Equilibrio homogéneo y heterogéneo. Desplazamiento del equilibrio. Principio de Le Chatelier. Unidad 9 Equilibrio iónico. Teorías ácido-base. Equilibrio de disociación de ácidos y bases débiles. Concepto de ph. Indicadores de ph. Efecto de ión común- Soluciones reguladoras. Disolución de sales. Equilibrio de sales poco solubles. Producto de solubilidad. Unidad 10 Cinética química. Velocidad de reacción. Ley de velocidad de reacción. Factores que afectan la velocidad. Teorías de velocidad de reacción. Procesos elementales. Orden de reacción. Mecanismos de reacción. Unidad 11 Reacciones de óxido reducción. Determinación del estado de oxidación. Balance de las ecuaciones redox. Potencial redox. Espontaneidad de las reacciones redox. Celdas galvánicas. Variación del potencial redox con la concentración. Electrólisis. Procesos electródicos. Electrólisis de sales fundidas. Electrólisis de soluciones acuosas. Aspectos cuantitativos de la electrólisis. Unidad 12 Gases nobles e Hidrógeno. Presencia y propiedades de los gases nobles. Compuestos. Hidrógeno: presencia y preparación. Propiedades. Compuestos del Hidrógeno: hidruros salinos, metálicos y covalentes. Unidad 13 Elementos del bloque s. Grupo 1: Metales alcalinos. Estado natural. Características generales. Compuestos más importantes. Reactividad. Grupo 2: Metales alcalino térreos. Características generales. Compuestos más importantes. Aguas duras. Desmineralización. Unidad 14 Elementos del bloque p. Grupo 13: Características generales. Propiedades físicas y químicas. Compuestos principales del boro y aluminio. Grupo 14: Características generales del grupo. Compuestos principales del Si y del C. Relaciones entre elementos del grupo.

4 Grupo 1: Características generales del grupo. Propiedades fundamentales del nitrógeno y del fósforo. Compuestos químicos que presentan mayor interés. Relaciones entre elementos del grupo. Unidad 1 Elementos del bloque p. Grupo 16: Oxígeno y Azufre. Calcógenos. Combinaciones del oxígeno: óxidos, peróxidos y superóxidos. Combinaciones del azufre. Sulfuros. Compuestos halogenados. Óxidos del azufre. Ácidos oxigenados. Relaciones entre los elementos del grupo. Grupo 16: Presencia y propiedades de los elementos. Propiedades físicas y químicas más importantes. Relación entre los elementos del grupo. Capacidad de reacción. Compuestos hidrogenados. Compuestos oxigenados. Unidad 16 Metales de transición. Generalidades. Propiedades metálicas. Presencia y abundancia de estos elementos en la naturaleza. Relación entre estructura electrónica y estado de oxidación de sus iones. Óxidos y derivados. Compuestos de coordinación. Teoría de enlace en los compuestos de coordinación. Propiedades magnéticas. Propiedades espectrales. Isomería. Unidad 17 Conceptos generales sobre el origen y especificidad de los iones metálicos en sistemas biológicos. Captación y transformación de los elementos-traza por parte de los seres vivos. Breve descripción de las principales funciones biológicas en las que participan iones metálicos. LISTADO DE TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO 1- Introducción al laboratorio I: propiedades eléctricas de la materia 2- Introducción al laboratorio II: propiedades de ácidos y bases 3- Gases: medición del volumen de gas H 2, desprendido en una reacción química, a distintas presiones. (Comprobación de la ley de Boyle) 4- Sistemas homogéneos: soluciones, preparación de soluciones de concentración determinada a partir de drogas sólida, líquida. Determinación de la densidad. - Solubilidad: Comprobación de los factores principales que afectan la solubilidad de una especie química. Naturaleza de soluto y solvente, temperatura, realización de una curva de solubilidad. 6- Cinética: Comprobación de la influencia de las concentraciones y la temperatura sobre la velocidad de una reacción química. 7- Termoquímica: Medida del calor de una reacción a presión constante ( H) 8- Oxido-reducción: Reacciones espontáneas. Pilas 9- Oxido-reducción: reacciones no espontáneas. Electrólisis. 10-Química Inorgánica: formación de compuestos de coordinación. 4

5 y II BIBLIOGRAFÍA BÁSICA: "Química", Raymond Chang, Mc Graw Hill-Cuarta Edición. Química: Una ciencia central, Brown, T. L., LeMay, Jr., H. E. Y Burstn, B.E., Editorial Prentice- Hall, Quinta Edición. "Química General", Kennet W. Whitten, Kennet D. Gailey, Raymond E. Davis, Mc Graw Hill- Tercera Edición. "Química General", P. W. Atkins, Editorial Omega "Principios básicos de química", Harry B. Gray y Gilbert P. Haight, Editorial Reverte. "Química Inorgánica Básica", Cotton, A. "Química: Curso universitario", Mahan y Myers. Addison-Wesley Iberoamericana, Cuarta Edición A Ñ O P R O F E S O R R E S P O N S A B L E A Ñ O P R O F E S O R R E S P O N S A B L E (f i r m a a c l a r a d a) (f i r m a a c l a r a d a) 2002 Dra. Elsa H. Rueda Dra. María L. Ferreira V I S A D O C O O R D I N A D O R A R E A S E C R E T A R I O A C A D E M I C O D I R E C T O R D E D E P A R T A M E N T O Dra. Elsa H. Rueda Dr. Oscar V. Quinzani Dr. Julio C. Podestá FECHA: FECHA: FECHA: