UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA Facultad de Agronomía Área de Ciencias SUBÁREA DE CIENCIAS QUÍMICAS

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1 UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA Facultad de Agronomía Área de Ciencias SUBÁREA DE CIENCIAS QUÍMICAS I. DATOS DE IDENTIFICACIÓN Curso: Química general 1 Semestre en que se imparte: Primero Ciclo al que pertenece: Primero PRIMER SEMESTRE DE Vo. Bo. MA. Romeo Alfonso Pérez Morales QB Coordinador, Subárea de Ciencias Químicas Vo.Bo. Ing. Agr. Manuel Martínez Coordinador, Área de Ciencias

2 Programa del curso Introducción a la Química... 2 II. Descripción El curso Introducción a la Química Universitaria es una asignatura que los estudiantes deben aprobar previo a iniciar los cursos de Química de las carreras que se imparten en la Facultad, es decir, es un curso propedéutico para los estudiantes que no aprobaron la Prueba Específica de Química de esta Facultad. El programa del curso consta de 11 unidades. En este programa, inicia con el estudio de la historia de la Química y la relación de esta ciencia con las Ciencias Agrícolas. Luego se estudian aspectos generales sobre materia y energía. Posteriormente se estudian los fundamentos de la teoría atómica, la teoría cuántica del átomo y las configuraciones electrónicas. Seguidamente se estudian las propiedades periódicas y el enlace químico. Se continúa con el estudio de la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. A continuación se estudian la estequiometría de fórmulas químicas. Posteriormente se estudian las reacciones químicas y la estequiometría de las ecuaciones químicas. Se concluye con el estudio de los gases. III. OBJETIVOS GENERALES Al finalizar el curso el estudiante estará 1. Aplicar los conocimientos sobre la composición, estructura y propiedades de la materia y la energía a casos concretos de la agronomía. 2. Aplicar con habilidad y destreza las técnicas de laboratorio para el estudio de algunas propiedades de la materia. 3. Actuar con ética al aplicar sus conocimientos químicos en las prácticas agrícolas y en el manejo de los recursos naturales, para evitar dañar el ambiente. 4. Actuar con integridad en la elaboración de sus trabajos y en la realización de las diferentes pruebas del curso, como un ensayo de su profesional. IV. OBJETIVOS TERMINALES: (METAS EDUCACIONALES) Al finalizar el curso el estudiante estará 1. Interpretar el comportamiento de las sustancias al interactuar en determinadas condiciones ambientales. 2. Aplicar correctamente técnicas y procedimientos experimentales que permitan el estudio de algunas propiedades de la materia y la energía. 3. Valorar la importancia de los conocimientos químicos para interpretar el papel que desempeña el ser humano en la conservación del equilibrio ecológico.

3 Programa del curso Introducción a la Química... 3 V. CONTENIDO ANALÍTICO PONDERADO NOMBRE Y CONTENIDO DE LA UNIDAD No. DE PERÍODOS % EN PESO I Introducción a la Química II Materia y Energía III Teoría Atómica IV Teoría Cuántica del Átomo y Configuración Electrónica V Propiedades Periódicas de los Elementos VI Enlace Químico VII Nomenclatura de los Compuestos Inorgánicos VIII Estequiometria de Fórmulas IX Reacciones y Ecuaciones Químicas X Estequiometria de Ecuaciones Químicas XI Estado Gaseoso Total 59* 100 * Períodos de 60 minutos. VI. CONTENIDO ANALÍTICO CALENDARIZADO I. UNIDAD: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA 25 enero 1. Relatar la historia del desarrollo de la Química 1. Historia de la Química: * Las artes prácticas (hasta 600 A.C.) * Los griegos (600 A.C. 300 A.C.) * La alquimia (300 A.C. a 1650 D.C.) * Flogisto ( ) * La Química Moderna ( ) 2. Describir cada una de las divisiones de la Química 3. Identificar la aplicación de la Química en las Ciencias Agrícolas. 4. Explicar la contribución de la Química a la Agricultura, Agroindustria, Producción Forestal y Mejoramiento del Ambiente. 2. Divisiones de la Química: Química Inorgánica, Química Orgánica, Química Analítica, Físico- Química y Bioquímica. 3. Relación de la Química con las Ciencias Agrícolas 4. La Química en la agricultura, en la agroindustria y en la producción forestal y en el mejoramiento del ambiente 25 enero 25 enero 25 enero II. UNIDAD: MATERIA Y ENERGÍA relacionados con los conceptos materia y energía. 2.Diferenciar las propiedades de los estados de la materia. 3, Clasificar las sustancias en elementos, compuestos y mezclas. 4. Distinguir entre propiedades extensivas y propiedades intensivas. Diferenciar entre propiedades físicas y propiedades químicas. 5. Diferenciar entre cambios físicos y cambios químicos. Definiciones básicas: calor específico, calor de fusión, calor de vaporización, compuesto, densidad, elemento, inercia, masa, materia, mezcla, peso, peso específico, propiedades físicas, propiedades químicas, propiedades extensivas, propiedades intensivas, punto de ebullición, punto de fusión, sustancia, temperatura, volumen. Estados de Agregación de la Materia (TCM): sólido, líquido y gaseoso. Características de cada uno de los estados. Cambios de estado: fusión, congelación o solidificación, evaporación, condensación o licuefacción, sublimación y deposición. Sustancia: Clasificación de las sustancias: sustancias homogéneas y sustancias heterogéneas. Sustancias puras (elementos y compuestos) y mezclas. Propiedades de las sustancias: físicas y químicas, extensivas e intensivas. Cambios físicos y químicos. 26 enero 26 enero 26 enero 26 enero

4 PROGRAMA CURSO INTRODUCCION A LA QUIMICA Enumerar las unidades de medida de los diferentes sistemas de medición de la materia. Sistema internacional de unidades de medida. 27 enero 1 febrero 7. Resolver problemas de conversión de unidades de medida. 8. Describir los tipos de energía y sus transformaciones 9. Clasificar las reacciones químicas en endotérmicas y exotérmicas. Utilización del método del factor unitario equivalente. Naturaleza y tipos de energía. Transformaciones de la energía. Cambios energéticos en las reacciones químicas. 27 enero 1 febrero 27 enero 1 febrero 27 enero 1 febrero III. UNIDAD: TEORÍA ATÓMICA relacionados con la Teoría Atómica. 2. Relatar la historia de la Teoría Atómica 3. Explicar los postulados de la teoría atómica de Dalton. Definiciones básicas: aniones, ánodo, átomo, cationes, cátodo, conductancia eléctrica, compuesto, Coulomb, electrodo, electrón, iones, isóbaros, isótopos, mol, molécula, neutrón, núcleo, número atómico, número de Avogadro, número másico, peso atómico, protón, radiactividad, rayos alfa, rayos beta, rayos catódicos, rayos gamma, unidad de masa atómica. Historia de la Teoría Atómica. Postulados de la teoría atómica de Dalton. 2 febrero 2 febrero 4. Explicar la naturaleza de los experimentos que permitieron el descubrimiento de las partículas subatómicas. 5. Describir las características de electrones, protones y neutrones. Descripción de experimentos que permitieron conocer la estructura del átomo. Estructura del átomo: núcleo atómico: protones y neutrones. Región extranuclear: electrones. 2 febrero 3 febrero 6. Describir los modelos atómicos. Modelos atómicos: Thompson y planetario. 3 febrero 7. Determinar el número de protones, neutrones y electrones, en diferentes especies isotópicas y cationes y aniones monoatómicos, con base en los números atómico y másico. Número atómico, número másico (isótopos). Masa atómica relativa y unidad de masa atómica. Los isótopos y el peso atómico. 3 febrero

5 Programa del curso Introducción a la Química 5 IV. UNIDAD: TEORÍA CUÁNTICA DEL ÁTOMO Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Definiciones básicas: amplitud, configuración electrónica, constante de Planck, cuanto, densidad electrónica, diamagnetismo, ecuación relacionados con la teoría cuántica del átomo. de Schrödinger, efecto fotoeléctrico, espectro continuo, espectro electromagnético, espectro lineal, estado excitado, estado fundamental, fotón, frecuencia, longitud de onda, luz, mecánica cuántica, números cuánticos, onda, orbital atómico, paramagnético, radiación electromagnética, serie Balmer, serie Lyman. 2. Explicar la naturaleza ondulatoria de la luz 3. Explicar los efectos cuánticos y fotones. 4. Diferenciar entre espectros continuos y lineales. 5. Describir el modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno. 6. Explicar los principios de la mecánica cuántica. 7. Describir las características de los cuatro números cuánticos. 8. Relacionar los números cuánticos con el número, energía y la forma de los orbitales atómicos 9. Representar la configuración electrónica de un átomo mediante notaciones electrónicas y diagramas de orbitales. Naturaleza ondulatoria de la luz. Cuantización de la energía. Efecto fotoeléctrico. Espectros continuos y lineales. Teoría de Bohr Naturaleza dual del electrón. Mecánica cuántica.teoría de Schrödinger. Principio de Incertidumbre de Heisenberg. Números Cuánticos. Número cuántico principal (n), número cuántico del momento angular (l), número cuántico magnético (ml), número cuántico de espín del electrón (ms). Orbitales atómicos: s, p, d y f. Configuraciones electrónicas. Principio de Exclusión de Pauli. Sustancias paramagnéticas y sustancias diamagnéticas. Regla de Hund. Principio de Yeuota. Principio de Aufbau. 8 febrero 8 febrero 8 febrero 8 febrero 9 febrero 9 febrero 9 febrero 10 febrero V. UNIDAD: PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS relacionados con las relaciones periódicas de los elementos. 2. Relatar la historia de la construcción de la Tabla Periódica. Definiciones básicas: afinidad electrónica, electrones de valencia, electrón diferenciante, elementos representativos, elementos de transición, elementos de transición interna, electronegatividad, energía de ionización, gases nobles, grupo, ley periódica, metales, metaloides, no metales, radio atómico, radio covalente, radio iónico, período, volumen atómico. Historia de la construcción de la tabla periódica. 15 febrero 3. Analizar diferentes modelos de la Tabla Periódica. Modelos: Triadas (Dobëreiner), Ley de las octavas (Newlands), Ley periódica (Mendeliev y Meyer). 15 febrero 4. Describir las características de la Tabla Periódica. 5. Describir las propiedades periódicas físicas y químicas de los elementos 6. Analizar el comportamiento de las propiedades periódicas físicas y químicas de los elementos de la tabla periódica. Características de la tabla periódica de 18 columnas: grupos, períodos, familias, bloques, elementos monoatómicos, diatómicos y poliatómicos. Metales y no metales. Propiedades periódicas de los elementos: volumen atómico, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico, carácter ácido y carácter básico. 15 febrero 15 febrero

6 Programa curso Introducción a la Química 6 VI. ENLACE QUÍMICO relacionados con el enlace químico. 2. Explicar los distintos tipos de enlaces químicos, fundamentándose en las propiedades periódicas. 3. Explicar los distintos enlaces químicos utilizando la regla del octeto. 4. Relacionar los enlaces químicos con la longitud y energía de enlace y la polaridad de las moléculas. 5. Comparar las propiedades de los compuestos covalentes y los compuestos iónicos. 6. Predecir la geometría de iones y compuestos en base al modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia. 7. Dibujar estructuras de Lewis o diagramas de puntos de iones y compuestos. 8. Diferenciar entre los distintos tipos de fuerzas intermoleculares. Definiciones básicas: carga formal, compuesto covalente, dipolo inducido, electronegatividad, enlace covalente, enlace covalente coordinado, enlace covalente polar, enlace de hidrógeno, enlace doble, enlace iónico, enlace metálico, enlace múltiple, enlace sencillo, enlace triple, estructura de Lewis, estructura de resonancia, fuerzas de dispersión, fuerzas dipolo-dipolo, fuerza intermoleculares, fuerzas intramoleculares, fuerzas ión dipolo, geometría molecular, momento bipolar, regla del octeto, resonancia, símbolos de puntos de Lewis. Regla del octeto. Tipos de enlaces: enlace iónico, enlace covalente (puro, polar y coordinado) y enlace metálico. Enlaces múltiples. Longitud de enlace. Energía de enlace. Polaridad de las moléculas. Propiedades de los compuestos covalentes y de los compuestos iónicos. Geometría molecular. Modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia. Estructuras de Lewis. Excepciones a la regla del octeto. Fuerzas intermoleculares. Momento dipolar. Fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas ión dipolo, fuerzas de dispersión, enlace de hidrógeno 16 febrero 16 febrero 17 febrero 17 febrero 17 febrero PRIMER EXAMEN PARCIAL Del 22 al 26 febrero VII. UNIDAD: NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS Definiciones básicas: nombre específico, nombre genérico, número o estado de oxidación, sistema clásico o funcional, sistema estequiométrico, relacionados con la nomenclatura sistema Stock, valencia. inorgánica. 2. Determinar correctamente los números de oxidación de los átomos en las fórmulas químicas 3. Identificar los tres sistemas de nomenclatura utilizados en química. 4. Deducir el nombre o la fórmula de sustancias simples, iones monoatómicos y amonio 5. Deducir fórmulas y nombres de compuestos binarios: óxidos, anhídridos, peróxidos, sales, hidruros, hidrácidos, sales haloideas y aleaciones. 6. Deducir fórmulas y nombres de compuestos ternarios: hidróxidos, oxácidos, sales haloideas ácidas, sales haloideas dobles y oxisales neutras. Reglas para asignar número de oxidación. Estados de oxidación de los elementos químicos: relación de la Tabla periódica y los números de oxidación; números de oxidación y predicción de fórmulas. Sistemas de nomenclatura: clásico, estequiométrico y Stock. Nomenclatura de sustancias simples, iones monoatómicos y amonio. Nomenclatura de compuestos binarios: (óxidos básicos, óxidos de elementos de transición, óxidos no metálicos, anhídridos, peróxidos, hidruros salinos e hidruros volátiles (hidrácidos), sales haloideas, aleaciones), Nomenclatura de compuestos ternarios (hidróxidos, oxácidos, oxisales, sales haloideas ácidas, sales haloideas dobles), 23 febrero 24 febrero 7 marzo 8 marzo

7 Programa del curso Introducción a la Química Deducir fórmulas y nombres de compuestos cuaternarios: oxisales ácidas, oxisales básicas y oxisales dobles. Nomenclatura de compuestos cuaternarios (oxisales ácidas, oxisales básicas, oxisales dobles), 9 marzo 28 marzo 7. Deducir fórmulas y nombres de compuestos de amonio y de hidratos. Nomenclatura de los compuestos de amonio y de los hidratos. 9 marzo 28 marzo VIII. UNIDAD: ESTEQUIOMETRIA DE FÓRMULAS Definiciones básicas: fórmula empírica, fórmula molecular, fórmula estructural, fórmula general, masa molar, mol, peso fórmula, peso molecular. relacionados con estequiometria de fórmulas. 29 marzo 2. Diferenciar entre fórmulas empírica, molecular y estructural. 3. Calcular la composición porcentual de un compuesto a partir de su fórmula química. Fórmulas químicas: empírica, molecular, estructural. Composición porcentual de los elementos en las fórmulas. 30 marzo 4. Deducir fórmulas químicas a partir de la composición porcentual y el peso molecular. 5. Resolver problemas que involucre el cálculo del número de moles, número de átomos, número de moléculas y peso fórmula. Obtención de fórmulas empíricas y moleculares a partir de la composición porcentual, masa molar y datos experimentales. Mol, átomo-gramo, molécula-gramo, peso fórmula (peso molecular) 4 abril 5 abril IX. UNIDAD: REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS Definiciones básicas: combinación, descomposición, ecuación química. endotérmico, exotérmico, irreversible, oxidación, relacionados con reacciones reacción, reducción, reversible. químicas. 2. Describir los cambios asociados a las reacciones químicas. Manifestaciones de las reacciones químicas. 6 abril 3. Escribir correctamente ecuaciones químicas. 4. Distinguir los tipos de reacciones químicas. Escritura de ecuaciones químicas: partes y simbología. Tipos de reacciones: Por la interacción de las sustancias reaccionantes: combinación, descomposición, simple desplazamiento, doble desplazamiento. Por el sentido de la reacción: reversibles e irreversibles. Por su contenido entálpico: endotérmicas y exotérmicas Por su intercambio de electrones: oxidación y reducción. 11 abril 12 abril SEGUNDO EXAMEN PARCIAL Del 11 al 15 de abril

8 Programa del curso Introducción a la Química.8 X. ESTEQUIOMETRÍA DE ECUACIONES QUÍMICAS relacionados con estequiometría de ecuaciones químicas. 2. Ajustar las ecuaciones químicas utilizando el tanteo y el método redox. Definiciones básicas: agente oxidante, agente reductor, medio ácido, medio básico, método del número de oxidación y ión electrón, reactivo limitante, reactivo en exceso, porcentaje de rendimiento, rendimiento teórico y rendimiento práctico. Métodos para balancear ecuaciones de hasta tres especies de cada lado de la reacción: al tanteo y oxidación-reducción (número de oxidación y método ión electrón). 18 abril 3. Calcular relaciones estequiométricas en las ecuaciones químicas, utilizando los reactivos limitante y en exceso. Cálculos con ecuaciones químicas: reactivo limitante. 19 abril 4. Calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción química. Cálculo del porcentaje de rendimiento. 20 abril XI. UNIDAD: ESTADO GASEOSO Definiciones básicas: atmósfera, barómetro, difusión, efusión, Ley de Avogadro, Ley de Boyle, Ley de Charles, Ley de Dalton, Ley de relacionados con el estado gaseoso. Gay-Lussac, Ley de Graham, ley de los gases ideales, manómetro, milímetro de mercurio, pascal, presión, presión estándar, presión parcial, temperatura estándar, teoría cinéticamolecular de los gases, torr. 2. Explicar las propiedades de la materia en estado gaseoso 3. Explicar los postulados de la teoría cinético-molecular. 4. Explicar la forma de medir la presión de los gases. 5.Convertir las distintas unidades de presión a unidades del SI. 6. Aplicar las leyes empíricas de los gases, en la resolución de problemas para una cantidad dada de gas a temperatura fija, presión fija o volumen fijo. 7. Aplicar la ley de los gases ideales en la resolución de problemas donde cualquiera de las magnitudes de P, V, n y T sea conocida a partir de los otros tres datos. 8. Calcular el peso molecular y/o la densidad de un gas, mediante la aplicación de la ley de los gases ideales. 9. Calcular las presiones parciales y fracciones de mol de un gas en una mezcla. Propiedades de la Materia en el Estado 25 abril Gaseoso. Postulados de la Teoría Cinético-Molecular. 25 abril Presión de los gases y su medición. 26 abril Ley de Boyle y Ley de Charles. Ley Combinada de los Gases. Ley de Gay-Lussac 26 abril Ley de los Gases Ideales. 27 abril Ley de Dalton 27 abril 10. Diferenciar entre difusión y efusión. Calcular velocidades moleculares de los gases. TERCER EXAMEN PARCIAL Ley de Graham 27 abril Del 2 al 6 de mayo

9 Programa del curso Introducción a la Química... 9 VII. METODOLOGÍA DE LA ENSEÑANZA El curso se desarrollará utilizando los métodos: Inductivo-deductivo, heurístico, de resolución de problemas, experimental, mediación pedagógica Las prácticas de laboratorio se realizarán en los laboratorios de la Subárea de Ciencias Químicas. 2º. Nivel del Edificio T-8. Se utilizará la exposición oral dinamizada, revisiones bibliográficas y la experimentación personal, dirigida a desarrollar principalmente, habilidades y destrezas en el uso del equipo básico del laboratorio.. VIII. EVALUACIÓN 1. Evaluación Diagnóstica: se efectuará durante la segunda semana de clases y tiene como objetivo, determinar si los estudiantes poseen los conocimientos, habilidades y destrezas mínimas que el curso requiere. Asimismo, recomendar a los estudiantes el reforzamiento de los conocimientos que se detectaron no poseen. Tiene carácter obligatorio pero carece de valor de zona. 2. Evaluación Formativa: se desarrollarán durante el transcurso de la asignatura, una serie de evaluaciones que tienen por objeto determinar el grado de dominio de los temas. Estas pueden variar desde preguntas orales o escritas (hoja de trabajo) hasta una simulación de examen parcial. Se recomienda que el estudiante estudie el material que no domina. 3. Evaluación sumativa: proporcionará la nota obtenida en el curso. Es la suma de: exámenes parciales puntos 3.2 Exámenes cortos puntos 3.3 Trabajos de investigación y discusiones en grupo puntos 3.4 Laboratorio puntos 3.5 Examen final puntos 3.6 Nota máxima de promoción puntos En la parte práctica (laboratorio) se debe acumular una zona mínima de puntos de 28, equivalente al 51% de la zona total, debiendo acumular una zona mínima de 31 puntos (teoría más práctica) para tener derecho a examen final. IX. CALENDARIZACIÓN DE ACTIVIDADES MÁS IMPORTANTES 1. Inicio de clases teóricas 25 enero 2. Inicio de prácticas de laboratorio 25 enero 3. Primer Examen Parcial Del 22 al 26 febrero 4. Segundo Examen Parcial Del 11 al 15 de abril 5. Tercer Examen Parcial Del 2 al 6 de mayo 6. Ultimo día de clases 6 de mayo 7. Examen Final Sujeto a calendarización oficial por Junta Directiva

10 Programa del curso de Introducción a la Química...10 X BIBLIOGRAFÍA 1. Básica - Chang, R Química. 7ª. Edición. México.McGraw-Hill. - Rosenberg, J Química general. Colombia, McGraw-Hill (Serie Schaum) 2. Complementaria - Brown, LeMay, Bursten Química, la ciencia central. 5ª. Ed. México, Prentice- Hall, Hispanoamericana, S.A. - Brescia, F. Y otros Química. México. Interamericana - Brescia, F y otros Fundamentos de química. 3ª Ed. México. CECSA. - Canga, M. A La Química es fácil. Guatemala, Piedra Santa. - Chopín, G. Y B. Jaffe Química, ciencia de la materia, la energía y el cambio. México, Cultura. - Domínguez, X Teoría, ejercicios y problemas de química. México, Publicaciones Culturales. - Frey, P Problemas de Química y cómo resolverlos. México, CECSA. - Garzón, G. G Fundamentos de química general. Colombia, McGraw-Hill.