INSTITUTO DE QUÍMICA P R O G R A M A
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- Isabel Fidalgo Valverde
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1 PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DE VALPARAÍSO FUNDACION ISABEL CACES DE BROWN Avenida Brasil 2 950, Valparaíso, Chile Teléfono (56-32) Fax (56-32) C asill a h tt p:// INSTITUTO DE QUÍMICA P R O G R A M A CLAVE ASIGNATURA : QUI 125 NOMBRE ASIGNATURA : QUIMICA GENERAL HORAS SEMANALES : TEORICAS 6 AYUDANTIA 2 LABORATORIO 4 CREDITOS : 5 DESCRIPCION: Asignatura Teórica-Básica para no especialistas en Química, de nivel no graduados. OBJETIVOS GENERALES: 1. Conocer, inferir, interpretar, fundamentar, aplicar, demostrar, ejemplificar y desarrollar habilidades con relación a conceptos, principios y leyes de la Química. 2. Desarrollar una actitud de observación crítica frente a resultados experimentales. 3. Lograr que el alumno trabaje secuencial y prolijamente en el desarrollo de los experimentos. EVALUACION: Cátedra : 4 pruebas durante el semestre. Laboratorio : Pruebas de Pre, Post Laboratorio e Informes con calificación en cada sesión experimental. Ayudantía : Pruebas Formativas. La nota de presentación a examen resulta de la ponderación de un 80% del promedio de pruebas de cátedra y un 20% del promedio de notas de laboratorio. 1
2 BIBLIOGRAFIA: PROGRAMA: QUI "Química". Charles E. Mortimer. Grupo Editorial Iberoamericana. 2. "Química" J.W. Moore, W.G. Davies, R.W. Collins. 3. "Química General" F. Longo. 4. "Química General" R. Petrucci Ed. Fondo Educativo Interamericano. 5. "Problemas de..." M. J. Sienko. Ed. Reverte. 6. "Química General" J. Rosenberg. 7. "Fundamentos de Química General". G. Garzon. PROGRAMA: I. INTRODUCCION. 1. Método científico. 2. La Química como Ciencia. 3. Sistemas de Unidades. 4. Concepto de incerteza en las mediciones. II. BASES DE LA TEORIA ATOMICA. 1. Leyes ponderales de la Química: a) Ley de la conservación de la materia. b) Ley de las proporciones definidas. Composición centesimal. c) Ley de las proporciones múltiples. 2. Teoría Atómica de Dalton: a) Peso atómico. b) Hipótesis de avogadro. c) Peso Molecular. d) Mol. e) Número de Avogadro. 2
3 3. Determinación de Fórmulas: a) Fórmula empírica. b) Fórmula molecular PROGRAMA: QUI Nomenclatura Básica Inorgánica. 5. Ecuaciones Química y Estequiometría: a) Igualación de reacciones: - Balance de materia. - Balance de carga: óxido-reducción. b) Cálculos estequiométricos. III. TERMOQUIMICA. 1. El calor asociado a las reacciones químicas: energía interna. 2. Reacciones endotérmicas y exotérmicas: a) Entalpia de reacción. b) Cálculo de H de formación. 3. Aditividad de los calores de reacción: Ley de Hess. IV. ESTRUCTURA ATOMICA MOLECULAR. 1. Naturaleza eléctrica de la materia. a) Experimento de Faraday. b) Tubos de descarga: Carga delelectrón y relación carga masa. 2. Estructura electrónica de los átomos: a) Modelo de Thomson. b) Modelo de Rutherford. c) Número atómico. d) Número másico. e) Isotopia. 3. Orígenes de la Teoría Cuántica: a) Naturaleza de las radiaciones electromagnéticas. b) Modelo ondulatorio para la REM. c) Modelo corpuscular para la REM. 4. Espectros de emisión atómica. Teoría atómica de Bohr. 5. Teoría atómica moderna: a) Dualidad onda-partícula. b) Principio de incertidumbre. c) Concepto de probabilidad electrónica. d) Números cuánticos. e) Configuración electrónica. 6. Configuración electrónica y propiedades periódicas: 3
4 a) Tamaño atómico b) Potencial de ionización c) Electroafinidad d) Electronegatividad. 7. Enlace Químico: a) Tipos de compuestos: a.1. Iónicos. a.2. Moleculares. 8. Compuestos Iónicos. a) Naturaleza del enlace iónico. 9. Compuestos moleculares. a) Naturaleza del enlace covalente. 10. Teoría del Enlace covalente. a) Teoría de Lewis. b) Formación del enlace por superposición de orbitales atómicos (teoría enlace valencia). b.1 Energía de Enlace. b.2 Polaridad. b.3 Forma y geometría molecular. c) Teoría de repulsiones para predecir estructuras de moléculas simples. 11. Fuerza de Enlace intermoleculares: enlace por puente de hidrógeno. V. ESTADOS FISICOS DE LA MATERIA. 1. Características del Estado gaseoso. a) Variables de estado: n, P, V, T. 2. Leyes de los gases: a) Boyle. b) Charles. c) Gay-Lussaac. d) Dalton. e) Ecuación de Estado de gas ideal. 3. Teoría Cinética Molecular: - Postulados. - Predicción cualitativa del comportamiento de los gases. 4. Propiedades macroscópicas de los sólidos. a) Modelos de sólidos: Redes Cristalinas. b) Tipos de sólidos y características generales: - Covalentes. - Iónicos. - Moleculares. - Metálicos. 4
5 PROGRAMA: QUI Propiedades de los líquidos: - Viscosidad. - Tensión superficial. a) Energía cinética y estado líquido. b) Equilibrio líquido-vapor. c) Punto de ebullición. 6. Cambios de estados: a) Curvas de calentamiento. b) Diagrama de fases. VI. SOLUCIONES. 1. Naturaleza de las soluciones. 2. Tipo de soluciones. 3. Concentraciones de las soluciones. 4. El proceso solubilidad desde el punto de vista molecular. 5. Entalpias de disolución. 6. Solubilidad y factores que la afectan. 7. Presión de vapor de las soluciones ideales: Ley de Raoult. 8. Propiedades coligativas de las soluciones: a) Ascenso ebulloscópico. b) Descenso crioscópico. c) Osmosis. VII. ELEMENTOS DE TERMODINAMICA. 1. Entropia en las reacciones químicas: S 2. Criterios de espontaneidad en las reacciones químicas: G VIII. CINETICA QUIMICA. 1. Concepto de velocidad de reacción. 2. Factores que influyen en la velocidad de reacción. a) Naturaleza de los reactantes. b) Concentración. Ley de velocidad y orden de la reacción. c) Temperatura. d) Catálisis. 3. Teoría de las Colisiones. Estado de transición y energía de activación. 4. Mecanismo de reacción. 5. Teoría del estado de transición. IX. EQUILIBRIO QUIMICO. 1. Características de un sistema en estado de equilibrio. 2. Características del estado de equilibrio. 3. Equilibrio homogéneo y heterogéneo. 4. Ley de acción de masas: constante de equilibrio. 5. Cálculos relacionados con la constante de equilibrio. 6. Factores que afectan el equilibrio. Principio de Le Chatelier. a) Concentración. b) Presión. 5
6 c) PROGRAMA: QUI 125 d) Temperatura. X. EQUILIBRIO ACIDO-BASE EN SOLUCION. 1. Propiedades de ácidos y bases: a) Acidos y bases fuertes. b) Acidos y bases débiles. 2. Teoría Acido-Base: a) Teoría de Arrehenius. b) Teoría de Bronsted-Lowry. e) Teoría de Lewis. 3. Cálculo de H3O y ph en: a) Soluciones de ácidos y bases fuertes. b) Soluciones de ácidos y bases débiles. c) Soluciones amortiguadoras. d) Neutralización. PROGRAMA DE LABORATORIO QUIMICA GENERAL - QUI Seguridad en el Laboratorio. Montaje audiovisual. 2. Uso de la Balanza y del material volumétrico. 3. Estequiometría: - Determinación de fórmulas de compuestos. - Obtención de compuesto de fórmula conocida. - Reacciones de oxidación-reducción. 4. Termoquímica: Combustión de alcoholes. 5. Destilación simple y caracterización de un líquido por su índice de refracción. 6. Preparación de soluciones y valoración. 7. Equilibrio Químico y Acido Base. 8. Estandarización de una base fuerte y curvas de titulación ácido-base. El programa del curso es complementado con la exhibición de películas relacionadas con las materias teóricas y actividades prácticas. 6
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