DEPARTAMENTO DE QUÍMICA AGRÍCOLA Y EDAFOLOGÍA

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1 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA AGRÍCOLA Y EDAFOLOGÍA ESCUELA TÉCNICA SUPERIOR DE INGENIEROS AGRONOMOS Y DE MONTES TITULACIÓN: INGENIERO AGRÓNOMO ASIGNATURA: QUÍMICA GENERAL PRIMER CURSO (PLAN 2000) PLANIFICACIÓN DOCENTE CURSO:

2 1. OBJETIVOS BÁSICOS Comprender los principales conceptos de la Química y su articulación en leyes, teorías y modelos, valorando el papel que éstos desempeñan en su desarrollo. Resolver problemas que se les planteen en la vida cotidiana, seleccionando y aplicando los conocimientos químicos. Utilizar con autonomía las estrategias características de la investigación científica (plantear problemas, formular y contrastar hipótesis, planificar diseños experimentales, etc.) y los procedimientos propios de la Química para realizar pequeñas investigaciones. Comprender la naturaleza de la Química y sus limitaciones, así como sus complejas interacciones con la tecnología y sociedad. Comprender que el desarrollo de la Química supone un proceso cambiante y dinámico, mostrando una actitud flexible y abierta frente a opiniones diversas. 2. PROGRAMA MODULO I. ESTADO DE LA MATERIA TEMA 1.- CONCEPTOS QUÍMICOS FUNDAMENTALES. ESTEQUIOMETRÍA. REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN Masa atómica, átomo-gramo, nº. de Avogadro, fórmula empírica, fórmula molecular, mol, masa molar, volumen molar, etc. Las reacciones químicas y la ecuación química. La ecuación química y la estequiometría. Determinación del reactivo limitante. Rendimiento teórico, real y porcentual. Reacciones químicas en disolución. Los gases en las reacciones químicas. Las leyes elementales de los gases. TEMA 2.- ESTADOS DE AGREGACIÓN. TRANSICIONES DE FASE Introducción. Estado gaseoso. Estado líquido. Viscosidad. La estructura y propiedades del agua. Estado sólido. Estructura cristalina. Metales. Equilibrio líquido vapor. Equilibrio sólido líquido. Equilibrio entre formas alotrópicas. Equilibrio sólido vapor. Diagramas de fase. TEMA 3.- DISPERSIONES. DISOLUCIONES. Concepto y clasificación de las dispersiones. Disoluciones de electrolitos y no electrolitos. Solubilidad y factores de que depende. Disoluciones de gases en líquidos: Ley de Henry. Propiedades coligativas de las disoluciones de no electrólitos. Presión de vapor de las disoluciones: Ley de Raoult. Descenso crioscópico. Ascenso ebulloscópico. Ósmosis. Presión osmótica. Las propiedades coligativas de disoluciones electrolíticas. Cálculo del grado de ionización de Arrhenius a partir de las medidas del factor de Van t 2

3 Hoff. La interacción iónica. Teoría de Debye-Hückel. Fuerza iónica y factor de actividad. MODULO II. TERMODINÁMICA Y CINÉTICA QUÍMICA TEMA 4.- TERMODINÁMICA QUÍMICA (I) Introducción a la Termoquímica. Entalpías de formación. Calores de reacción a presión y volumen constantes. Ley de Hess. Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Ecuación de Kirchoff. Energías de enlace. TEMA 5.- TERMODINÁMICA QUÍMICA (II) Reversibilidad y espontaneidad. Segundo Principio de la Termodinámica. Entropía de un sistema. Estudio de la reversibilidad y espontaneidad de un proceso en función de las variaciones de entalpía y entropía. La función de Gibbs: definición e interpretación física. Cálculo de la variación de la función de Gibbs en procesos reversibles y en procesos espontáneos. TEMA 6.- CINÉTICA QUÍMICA Introducción. Velocidad de reacción. Factores de los que depende la velocidad de reacción. Ecuación de la ley de velocidad. Orden y molecularidad de una reacción. Dependencia de las velocidades de reacción de la concentración. Reacciones aisladas de primero, segundo y tercer órdenes. Reacciones de orden cero. Dependencia de la velocidad de una reacción con la temperatura. Energía de activación. Ecuación de Arrhenius. MODULO III. EQUILIBRIOS TEMA 7.- EQUILIBRIO QUÍMICO Velocidad de reacción y equilibrio químico. La constante de equilibrio. Ley de acción de masas para equilibrios químicos en sistemas homogéneos. Diversas expresiones para las constantes de equilibrio, Kc, Kp, Kf y Kn, y sus relaciones. Equilibrio químico en sistemas heterogéneos. Desplazamiento del equilibrio. Efecto de la adición de reactivos. Efecto de la presión. Efecto de la temperatura. Efecto de los catalizadores. Variación de la constante de equilibrio con la temperatura. Ecuación de Van't Hoff. TEMA 8.- EQUILIBRIOS IÓNICOS (I). REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES. Aplicación de la ley de acción de masas a los electrólitos. Ley de dilución de Ostwald. Acidos y bases: características fundamentales. Teoría de ácidos y bases de 3

4 Brönsted-Lowry. Teoría de Lewis. Fuerza de los ácidos y de las bases. Producto iónico del agua y escala de ph. ph de disoluciones de ácidos y bases fuertes o débiles.ph de disoluciones de sales. Hidrólisis: constante y grado de hidrólisis. Distintos tipos de hidrólisis. Disoluciones amortiguadoras (tampón). Concepto de neutralización. Valoraciones ácido-base. Indicadores. TEMA 9.- EQUILIBRIOS IÓNICOS (II). REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE IONES. Solubilidad de los sólidos iónicos. Concepto de solubilidad y equilibrio iónico de compuestos iónicos poco solubles. Producto de solubilidad. Modificación de la solubilidad de compuestos iónicos: efecto del ión común y efecto salino. Precipitación fraccionada. Mecanismos de la disolución de precipitados. TEMA 10.- REACCIÓN DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES Sistemas rédox. Interconversión de las energías eléctricas y químicas. Potencial de un sistema rédox. Potencial normal. Ecuación de Nernst. Escala de potenciales normales. Factores que afectan al potencial redox. Relación entre la f.e.m. de una pila y la constante de equilibrio que se establece. Predicción del sentido de evolución de las reacciones. Volumetrías rédox. Indicadores redox. MODULO IV. LA MATERIA. ESTRUCTURA DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS TEMA 11.- ESTRUCTURA EXTRANUCLEAR DEL ÁTOMO De la Física clásica a la teoría cuántica. Teoría de Planck de la cuantización de la energía radiante. Interpretación del efecto fotoeléctrico y del efecto Compton. Teoría de De Broglie: partículas y ondas. Principio de incertidumbre de Heisenberg. Onda asociada a una partícula en movimiento. Ecuación de onda de Schrödinger. Aplicación de la ecuación de Schrödinger a sistemas monoelectrónicos. Aplicación de la ecuación de Schrödinger a sistemas polielectrónicos. Niveles de energía en átomos polielectrónicos. Efecto de apantallamiento en átomos polielectrónicos. Reglas de Slater. Energías de ionización y de Slater. Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli. Reglas de Hund y de Aufbau. Tabla periódica: propiedades periódicas. TEMA 12.- ENLACE QUÍMICO y ESTRUCTURA MOLECULAR (I). Electrones de valencia. Formación de enlaces y tipos. Enlaces iónico, covalente y metálico, fuerzas intermoleculares. Enlace iónico. Aspectos energéticos del enlace ióni- 4

5 co. Ciclo de Born-Haber. Energía reticular. Características de las sustancias que presentan enlace iónico. Naturaleza del enlace covalente. Estructura de Lewis: la regla del octeto. Escritura de las estructuras de Lewis. Carga formal y estructura de Lewis. El concepto de resonancia. Excepciones a la regla del octeto. Propiedades del enlace covalente: enlaces covalentes polares y no polares; longitud de enlace y energías de enlace. Estudio de la estructura de moléculas e iones mediante la aplicación de la teoría de R.P.E.C.V. Moléculas con enlaces simples. Moléculas con enlaces múltiples. TEMA 13.- ENLACE QUÍMICO y ESTRUCTURA MOLECULAR (II). Teoría del enlace de valencia (EV): concepto de hibridación de los orbitales atómicos. Teoría de orbitales moleculares. Método C.L.O.A. Orbitales enlazantes y antienlazantes. Aplicación de la teoría de orbitales moleculares a moléculas homonucleares y heteronucleares. Fuerzas intermoleculares. Radios de Van der Waals. Enlace de hidrógeno. 3. IMPARTICIÓN DE LA ENSEÑANZA La asignatura de Química General tiene asignada 9 créditos. La enseñanza de Química General se impartirá durante el primer cuatrimestre de curso, y será impartida por el profesor Dr. Manuel Mayén. Esta asignatura comprende los siguientes apartados: 1. FORMULACIÓN 2. TEORÍA DE QUÍMICA GENERAL 3. PRACTICAS DE QUÍMICA GENERAL 3.1.-PROBLEMAS DE QUÍMICA GENERAL 3.2.-PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL 3.1 FORMULACIÓN. Para poder aprobar la asignatura de QUÍMICA GENERAL el alumno debe haber demostrado tener los conocimientos mínimos en formulación química. A tal efecto el alumno realizará una prueba consistente en formular o nombrar 30 sustancias químicas (15 de carácter inorgánico y 15 de carácter orgánico). La superación de la prueba es requisito indispensable para la corrección de los restantes exámenes de la asignatura 3.2 TEORÍA DE QUÍMICA GENERAL y PROBLEMAS DE QUÍMICA GE- NERAL Las clases de teoría y problemas se impartirán durante 14 semanas con un horario de 5 horas/semana. En ellas se desarrollará el temario teórico indicado en el apartado 1 y se resolverán problemas relacionados con los temas teóricos comprendidos en el pro- 5

6 grama. Para el desarrollo del programa teórico se dedicarán 50 horas y 20 al programa de problemas. Previamente a las clases teóricas y de problemas se facilitará a los alumnos, a través de Internet ( las transparencias utilizadas en clase para el desarrollo del programa teórico y una amplia colección de problemas de cada tema, que incluye los problemas propuestos en las últimas convocatorias de exámenes, así como diverso material para actividades complementarias. 3.3 PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL A efectos de clases prácticas de laboratorio, los alumnos se distribuirán en grupos de aproximadamente 20 alumnos que realizarán cada uno 20 horas de clases prácticas, en horario que oportunamente se comunicará, con el siguiente programa: PRÁCTICA 1.- MANEJO DE MATERIAL DE LABORATORIO. PRÁCTICA-2.- SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA. PRÁCTICA-3.- PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE DISOLUCIONES ÁCIDO- BASE. PRÁCTICA-4.- DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ EN MUESTRAS DE ACEITE, LECHE. Y VINAGRE. PRÁCTICA-5.- SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN. PRÁCTICA 6.- VOLUMETRÍAS REDOX. La asistencia a las prácticas es obligatoria y los alumnos desarrollarán al final de las mismas una memoria y contestarán las cuestiones que se indiquen en los protocolos de las mismas. 4. EVALUACIÓN Se realizarán 2 exámenes parciales liberatorios de materia y 1 examen final. El primer examen parcial se realizará en la fecha asignada en la convocatoria oficial de exámenes de la ETSIAM, 17 de Diciembre, a las 16:00 horas. La materia objeto de examen será la contenida en los módulos I, II y III. El segundo examen parcial se realizará en enero, en la fecha asignada en la convocatoria oficial de exámenes de la ETSIAM, 29 Enero 2010, a las 9:00 horas. La materia objeto de examen será la correspondiente al módulo IV del programa. El examen final se realizará en el mes de febrero, en la fecha asignada en la convocatoria oficial de exámenes de la ETSIAM, 12 de Febrero 2010 a las 9:00 horas y la materia objeto de examen será aquella que no haya superado cada estudiante en los exámenes parciales. En todos los exámenes se deberán resolver cuestiones de teoría y problemas numéricos. A lo largo del curso se realizaran pruebas cortas en horario de clase, que contribuirán con un máximo del 10% a la evaluación final. 6

7 Para la evaluación global de la asignatura se tendrá en cuenta 1. Calificación de los exámenes. 2. Calificación de las pruebas cortas. 3. Calificación de prácticas de laboratorio. 4. Asistencia a clases teóricas y prácticas. Para la calificación de las prácticas de laboratorio se valorará: 1. Asistencia: Obligatoria a las sesiones prácticas. 2. Actitud y comportamiento durante las sesiones prácticas. 3. Presentación de un informe final de los resultados obtenidos en las prácticas con una interpretación razonada de los mismos. La calificación global de la asignatura se realizará de acuerdo a la siguiente distribución: Examen de teoría y problema: Parcial 1: 55% Parcial 2: 25% Pruebas cortas: 10 % Prácticas de laboratorio: 10 % Este porcentaje solo será aplicable si se ha obtenido una calificación mínima de 5 puntos para los parciales 1º y 2º. Los alumnos interesados en subir nota o en obtener matrícula de honor deberán presentarse al examen final y responder a cuestiones relacionadas con toda la materia impartida o bien presentar un trabajo o memoria El contenido de dicho trabajo se fijará por el profesorado y guardará relación con los temas tratados en la asignatura o con el estudio y solución de problemas de actualidad relacionados con la materia. En el caso de que la calificación final en Febrero sea la de suspenso, se realizará un examen de las mismas características que el final de febrero en la convocatoria de Septiembre, teniendo en cuenta que no se mantiene la calificación obtenida en los exámenes parciales. Sin embargo, la calificación obtenida en las prácticas se mantendrá 3 convocatorias más, contadas a partir de la primera matriculación. 5. BIBLIOGRAFÍA 5.1. Bibliografía para Formulación. EMILIO QUIÑOÁ: Nomenclatura y representación de los compuestos orgánicos. Ed. Schaum. EMILIO QUIÑOÁ: Nomenclatura y representación de los compuestos inorgánicos. Ed. Schaum. 7

8 5,2. Bibliografía para Curso Básico de Química (dirigido principalmente a aquellos alumnos que no han cursado Química en Segundo de Bachillerato). García; M. García; A. Navarrete; M.L.Quijano; P.Azuara; J.L. Ballesteros; C. Días; M. Mayén; J.A. Navío; J. Rincón y P. Rodríguez (2008). : Iniciación a la Química: Preparación para el acceso a la Universidad. Publicado por: Junta de Andalucía. Consejería de Innovación, Ciencia y Empresa. Puede encontrarse en formato electrónico (formato pdf) en la siguiente dirección: eca_virtual/&c=41790 M. MAYÉN Y R. RODRÍGUEZ (2008). Introducción a la Química Universitaria. Curso Cero. Libro electrónico (HTML compilado). Publicado por: Servicio de Publicaciones de la Universidad de Córdoba. M. MAYÉN; J.M. RODRÍGUEZ Y R. RODRÍGUEZ (2009). Autoevaluación de Química. Generador de exámenes para Curso Cero de Química Universitaria. CDROM Bibliografía para Teoría de Química General. ATKINS, P.W "Química General". Ed. Omega. Barcelona. CARMELL, B.E. and FOWLES, G.W.A "Valencia y estructura molecular". Ed. Reverté, S.A. FREEMAN WH & Co Química. Un proyecto de la American Chemical Society. Ed. Reverté. Barcelona. KOTZ JC y TREICHEL PM "Química y reactividad química. Ed. Thomson- Paraninfo. Madrid. PETRUCCI,R.H, HARWOOD,W.S. y HERRING, F. G.; 2002, QUIMICA GENE- RAL.Ed. Prentice Hall. REBOIRAS, MD Química: la ciencia básica. Ed. Thomson-Paraninfo. Madrid. VINAGRE JARA, F.; VAZQUEZ de MIGUEL, L.M "Fundamentos y problemas de Química". Ed. Universidad de Extremadura Bibliografía para Problemas de Química General. ROSENBERG, J "Química General. Teoría y problemas resueltos". Serie Schaum. SIENKO, M.J "Problemas de Química". Ed. Reverté. SORUM, C.H "Cómo resolver problemas de Química General". Ed. Paraninfo. S.A. VINAGRE JARA, F.; VAZQUEZ de MIGUEL, L.M "Fundamentos y problemas de Química". Ed. Universidad de Extremadura. 8