UNIVERSIDAD DEL ZULIA FACULTAD DE INGENIERÍA CICLO BÁSICO CONTENIDO PROGRAMÁTICO UNIDAD CURRICULAR: QUÍMICA II. CÓDIGO Nro

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1 UNIVERSIDAD DEL ZULIA FACULTAD DE INGENIERÍA CICLO BÁSICO CONTENIDO PROGRAMÁTICO UNIDAD CURRICULAR: QUÍMICA II CÓDIGO Nro FECHA DE ACTUALIZACIÓN: I PERÍODO AÑO 2012

2 PROGRAMA DE QUÍMICA II Unidad I. Termodinámica 1. Conceptos 1.1. Sistemas, alrededores y universo Tipos de sistemas: abiertos, cerrados y aislados Trabajo. Función de estado Calor. Capacidad calorífica y calor específico Procesos exotérmicos y endotérmicos Energía interna. 2. Trabajo de expansión 2.1. A presión constante Ejercicios. 3. Relación energía, calor y trabajo 3.1. Primera ley de la termodinámica Sistemas adiabáticos con cambios de volumen Sistemas con volumen constante Ejercicios. 4. Calor a presión constante 4.1. Entalpía. Definición Entalpía y energía interna. ΔH y ΔE Variación de entalpía en una reacción química Ecuación termoquímica. Definición Variación de entalpía en un cambio de estado Variación de entalpía estándar Determinación indirecta de ΔH. Ley de Hess Aplicación de la estequiometria a los calores de reacción Entalpías de formación estándar Entalpías de reacción estándar Entalpías de combustión estándar Ejercicios. 5. Desorden de un sistema 5.1. Entropía. Definición Procesos espontáneos y no espontáneos Equilibrio Segunda ley de la termodinámica.

3 Variación de la entropía en el entorno Variación de la entropía a temperatura constante Cambios de entropía en los cambios de estado físico Entropía absoluta. Tercera ley de la termodinámica Entropía molar estándar Entropía de reacción estándar Ejercicios. 6. Energía libre de Gibbs 6.1. Definición Energía libre estándar de formación Energía libre estándar de reacción La temperatura y los cambios espontáneos Ejercicios. 6 horas Unidad II. Cinética 1. Velocidad de reacción 1.1. Concentración y velocidad de reacción. Velocidad promedio Velocidad instantánea. Velocidad inicial Velocidad de reacción Ley de velocidad y orden de reacción. Método de las velocidades iniciales Factores que afectan la velocidad de reacción Ejercicios. 2.- Concentración y tiempo 2.1. Ley de velocidad integrada de orden cero Vida media de las reacciones de orden cero Ley de velocidad integrada de primer orden Vida media de las reacciones de primer orden Ley de velocidad integrada de segundo orden Vida media de las reacciones de segundo orden Ejercicios. 3. Mecanismo de reacción 3.1. Reacciones elementales. Molecularidad. Intermediario Ley de velocidad de las reacciones elementales..

4 4. Variación de la constante de velocidad con la temperatura 4.1. Ecuación de Arrhenius Ejercicios. 5. Teorías que explican la velocidad de reacción 5.1. Teoría de las colisiones Teoría del estado de transición. 6 horas Unidad III. Equilibrio Molecular. 1. Reacciones en el equilibrio 1.1. Reacciones reversibles e irreversibles Equilibrio y ley de acción de masa Origen termodinámico de la constante de equilibrio Ejercicios. 2. Constante de equilibrio 2.1. Constante de equilibrio en términos de concentraciones molares (Kc) y presiones parciales (Kp) Relación entre Kp y Kc Relación entre la constante de equilibrio y la ecuación balanceada Significado de los valores de K Dirección de una reacción. Cociente de reacción Utilización de la constante de equilibrio Grado de conversión Ejercicios. 3. Repuesta de los equilibrios a los cambios en las condiciones 3.1. Principio de Le Chatelier Adición y extracción de reactivos o productos Modificación del volumen de una mezcla de reacción Temperatura y equilibrio. Ecuación de Van Hoff Ejercicios. 8 horas

5 Unidad IV. Equilibrio Ácido-Base 1. Naturaleza de los ácidos y las bases 1.1. Ácidos y bases de Bronsted-Lowry. Pares conjugado Ácidos y bases de Lewis Ácidos y bases fuertes. Electrolitos fuertes. Soluciones electrolíticas y no electrolíticas Ácidos y bases débiles. Electrolitos débiles Fuerza relativa de ácidos y bases Intercambio de protones entre moléculas de agua La escala de ph Determinación del ph de soluciones de ácidos y bases fuertes Ejercicios. 2. Equilibrio de ácidos y bases débiles 2.1- Constante de acidez y basicidad. Grado de ionización ph de las soluciones de ácidos y bases débiles Hidrólisis. Constante de hidrólisis, Grado de hidrólisis ph de soluciones salinas neutras, ácidas y básicas Ejercicios. 3. Ácidos y bases polipróticas 3.1. ph de una solución de un ácido poliprótico Soluciones de las sales de los ácidos polipróticos Concentración de las especies en el equilibrio Ejercicios. 4. Soluciones amortiguadoras 4.1. Reacciones ácido-base con ácidos y bases, monopróticas y polipróticas Calculo de las concentraciones de los iones en solución. Factor estequiométrico Características de las soluciones amortiguadoras. Efecto del ion común ph de las soluciones amortiguadoras. Ecuación de Henderson- Hasselbalch 4.5. Acción de las soluciones amortiguadoras Preparación de una solución amortiguadora con ácidos y bases débiles, monopróticas y polipróticas Capacidad amortiguadora e intervalo de regulación Ejercicios.

6 5. Titulación ácido-base 5.1. Definición Indicadores ácido-base Punto final y punto estequiométrico Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte 5.5. Titulación de un ácido débil con una base fuerte Titulación de una base débil con un ácido fuerte Curvas de titulación Ejercicios. 14 horas Unidad V. Equilibrio de Solubilidad e Iones Complejos 1. Reacciones de precipitación 1.1. Soluciones saturadas y reglas de solubilidad. Solubilidad molar Equilibrio de solubilidad Constante del producto de solubilidad Efecto del ion común Predicción de precipitación Cálculo de la concentración de los iones en solución después de la precipitación. Factor estequiométrico Precipitación fraccionada. Método de Mohr Equilibrios simultáneos Disolución de precipitados Ejercicios. 2.- Equilibrio de iones complejos 2.1. Iones complejos: definición, características Ligandos: monodentados y polidentados.número de coordinación. Quelatos Influencia de iones complejos en la solubilidad 2.4. Constante de formación global. 10 horas

7 Unidad VI. Electroquímica 1. Reacciones de Oxido-Reducción 1.1. Agente oxidante y agente reductor. 2. Celdas electroquímicas 2.1. Celdas electrolíticas Celdas voltaicas Notación de una celda. 3. Electrodos 3.1. Electrodos inactivos Electrodos activos Electrodo estándar de hidrógeno Potencial estándar de electrodo. 4. Potencial de celda 4.1. Potencial estándar de celda Ecuación de Nerst Potencial de celda y energía libre de Gibbs Procesos espontáneos en las reacciones de óxido- reducción. 5. Ejercicios. 6 horas