Nombre de la Asignatura QUÍMICA I INFORMACIÓN GENERAL Escuela. Departamento Unidad de Estudios Básicos. Ciencias Pre-requisitos Ninguno.

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1 Código UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE ANZOÁTEGUI PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA Nombre de la Asignatura QUÍMICA I INFORMACIÓN GENERAL Escuela Departamento Unidad de Estudios Básicos Ciencias Pre-requisitos Ninguno Créditos 04 Semestre I Área Química Tipo Obligatoria Horas Semanales Total Horas Semestre Vigencia Semestre (enero 2014) Horas Teóricas Horas Prácticas Elaborado por Coordinación de Química I SÍNTESIS DE CONOCIMIENTOS PREVIOS Lenguaje químico, materia y sus propiedades, átomo, molécula, mol, número de Avogadro, despeje de ecuaciones matemáticas, notación científica, formulación química, reacciones químicas y balanceo de ecuaciones químicas. INTRODUCCIÓN La Química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades, los cambios que experimenta y los cambios energéticos que acompañan a esos procesos. La materia comprende todo lo tangible, desde nuestro cuerpo y los materiales que nos rodean hasta los objetos del universo, tiene como base la física y la matemática y a su vez sustenta a las ciencias de la vida como la biología y la medicina. La Química casi siempre está en contacto en cada aspecto de nuestra vida, cultura y medio ambiente. Su campo abarca el aire que respiramos, el alimento que ingerimos, la ropa que vestimos, la casa en que vivimos y los servicios de transporte y combustibles que utilizamos, entre otros. JUSTIFICACIÓN La Química como disciplina científica abre continuamente nuevas etapas de producción de conocimientos, con enormes potencialidades para la construcción de una sociedad productiva, ya que modifica y mejora las condiciones de vida, al ser aplicadas a múltiples y diversas áreas tales como la salud, la alimentación, agricultura entre otros. Los Principios de Química I son pilares fundamentales en cualquier curso de Química, por cuanto se constituyen en herramientas esenciales básicas para la comprensión de la asignatura, y facilitan el aprendizaje activo y constructivo de los contenidos estructurados para los semestres subsiguientes; lo que derivará en el desarrollo profesional de los estudiantes y/o participantes en las áreas técnicas y científicas relacionadas con esta disciplina. Hoja: 1 / 8

2 UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE ANZOÁTEGUI PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA Nombre de la Asignatura QUÍMICA I ( ) INFORMACIÓN GENERAL (cont.) OBJETIVO GENERAL Fortalecer el estudio de la Química, proporcionando lineamientos teórico-prácticos de Química General, que constituyan una base para la búsqueda y profundización del conocimiento que se inicia, y se extiende a lo largo de la formación profesional en las áreas técnica y científica. OBJETIVOS ESPECÍFICOS 1. Continuar y profundizar los estudios de Química iniciados en Educación Media. 2. Despertar interés en los estudiantes por el estudio de la Química. 3. Proporcionar a los estudiantes los conocimientos que le permitan comprender la constitución de la materia y sus propiedades. 4. Interpretar y aplicar leyes y teorías establecidas en Química, que permitan comprender y explicar las propiedades físicas y químicas de la materia. 5. Proporcionar a los estudiantes los conocimientos de Química General que le permitan comprender aspectos de la química relacionados con las profesiones técnicas y científicas. Hoja: 2 / 8

3 UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE ANZOÁTEGUI PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA TEMA 1 Nombre de la Asignatura QUÍMICA I ( ) CONTENIDO PROGRAMÁTICO ESTRUCTURA ATÓMICA 1. Establecer la naturaleza eléctrica de la materia con hechos experimentales (descarga eléctrica en gases, efecto fotoeléctrico, etc.) 2. Describir en forma breve, los experimentos que condujeron a determinar la carga y masa del electrón. 3. Describir los modelos atómicos de Dalton, Thompson y Rutherford, analizando sus ventajas y desventajas. 4. Describir la constitución del núcleo en términos de protones, neutrones y masa atómica. 5. Reconocer átomos que son isotópicos 6. Interpretar los aspectos clásicos y cuánticos de la radiación que condujeron a la creación de un nuevo modelo atómico. 7. Interpretar los aspectos discontínuos de la materia como hechos que condujeron a pensar en estados estacionarios. 8. Usar el modelo atómico de Bohr, para interpretar el espectro del hidrógeno. 9. Discutir las deficiencias del modelo atómico de Bohr e introducir algunos aspectos elementales del concepto de números cuánticos, como una consecuencia de resolver la ecuación de Shrödinger. 10. Justificar los hechos en que está basado e modelo atómico actual: dualidad ondapartícula y principio de incertidumbre. 11. Definir orbital atómico en términos de probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo. 12. Establecer el significado físico de los números cuánticos y usarlos para caracterizar espacial y energéticamente los electrones dentro del átomo. 13. Representar la configuración electrónica de un átomo para un elemento conociendo su número atómico. Naturaleza eléctrica de la materia. Relación carga/masa del electrón, Modelo atómico de Thompson Experimento de Millikan Modelo atómico de Rutherford Teoría Ondulatoria y Cuántica de la Luz Efecto Fotoeléctrico Espectro de absorción y emisión del átomo de hidrógeno Hoja: 3 / 8

4 Modelo atómico de Bohr Espectro de rayos x y número atómico Modelo atómico Moderno: Dualidad onda-partícula, Principio de Incertidumbre,Orbitales atómico, Ecuación de onda, Números cuánticos, Configuración electrónica, Principio de exclusión de Pauli, Regla de Hund TEMA 2 TABLA PERIÓDICA 1. Describir la Tabla Periódica en términos de períodos y grupos correlacionarlos con los números cuánticos y la configuración electrónica de los átomos. 2. Localizar metales, no metales y metaloides en la Tabla Periódica y descubrir las propiedades de sus óxidos. 3. Describir algunas propiedades periódicas de los átomos tales como: carga nuclear efectiva, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, carácter metálico y estado de oxidación. 4. Analizar en forma general, la variación de las propiedades antes mencionadas a lo largo de grupos y períodos de la Tabla Periódica. 5. Usar la Tabla Periódica y obtener de ella toda la información que resume. Utilidad Ley Periódica Grupos y periodos Configuración electrónica y tabla periódica. Propiedades periódicas: Radio Atómico, Radio Iónico, Potencial de ionización, Carácter metálico, Afinidad electrónica, Electronegatividad y Estados de oxidación Propiedades químicas de los óxidos. TEMA 3 ENLACE QUÍMICO 1. Clasificar el enlace químico de acuerdo a las compuestos formados (iónico, covalente y metálico). 2. Describir el modelo clásico de enlace iónico (electrón-valencia) e indicar las deficiencias del mismo. 3. Interpretar el enlace iónico por medio de la energía de la red cristalina de sólidos iónicos 4. Determinar la energía de la red cristalina a partir de datos experimentales (Ciclo de Born-Haber) 5. Deducir la ecuación que permite calcular la energía de la red cristalina para compuestos iónicos sencillos. 6. Discutir los factores que afectan la estabilidad de los sólidos iónicos: carga de los iones, distancia interiónica y sistema cristalino (constante de Madelung) Hoja: 4 / 8

5 7. Usar el modelo de Lewis (regla del octeto) para representar algunos iones y moléculas en términos de enlace y electrones, discutir las deficiencias de este modelo. 8. Describir los aspectos cuantitativos de algunos parámetros moleculares: longitud, energía y ángulo de enlace, como requisito que debe cumplir cualquier modelo de enlace químico. 9. Establecer y justificar la geometría molecular en término de la repulsión electrónica y la hibridación del átomo central. 10. Explicar el carácter iónico del enlace covalente y relacionar electronegatividad con el momento dipolar. 11. Describir el enlace de la molécula de hidrógeno utilizando las teorías unión de valencia (resonancia, electronegatividad) y orbital molecular. 12. Describir las propiedades físicas de los metales e introducir de forma cualitativa el modelo del mar electrónico (Enlace Metálico). Enlace químico. Electrones de Valencia. Símbolo de Lewis. Clasificación del enlace químico: iónico, covalente y metálico. Modelo de Lewis y regla del octeto. Enlaces múltiples. Polaridad de enlace. Parámetros moleculares: Energía, Longitud y Ángulo de enlace. Geometría molecular: Repulsión de pares electrónicos. Teoría de unión de valencia. Hibridación. Teoría de orbitales moleculares. Molécula de H2 y H2 + Enlace metálico TEMA 4 ORÍGENES DE LA TEORÍA ATÓMICA 1. Enunciar las leyes fundamentales de la Química. 2. Aplicar las leyes fundamentales para hacer determinaciones cuantitativas en compuestos puros e impuros. 3. Enunciar y aplicar la Ley de los volúmenes de combinación y el principio de Avogadro. Leyes ponderales de la Combinación Química: Ley de la conservación de la masa, Ley de las proporciones definidas, Ley de las proporciones múltiples y Ley de las proporciones recíprocas Ley de los volúmenes de Combinación Principio de Avogadro. TEMA 5 ESTEQUIOMETRÍA 1. Representar los elementos, compuestos y cambios químicos mediante el uso de símbolos, formulas y ecuaciones respectivas y justificar cada uno de ellos de acuerdo a lo pautado en la teoría atómica. Hoja: 5 / 8

6 2. Justificar el uso de la unidad de masa atómica y describir los métodos más comunes para determinar las masas atómicas (espectrometría de masa, abundancia isotópica, Ley de Dulong-Petit) 3. Determinar la masa molecular de un compuesto a partir de la fórmula y las masas atómicas de los elementos constituyentes. 4. Definir y justificar el mol y establecer su relación cuantitativa con el número de partículas (moléculas, átomos, electrones, etc). 5. Enumerar la información obtenida de una fórmula química y establecer analogías y diferencias entre fórmula empírica y molecular. 6. Determinar, a través de problemas, fórmulas empíricas y moleculares de acuerdo a datos que pueden ser obtenidos experimentalmente. 7. Aplicar las leyes fundamentales y los conceptos de masa atómica, masa molecular, fórmula, mol, pureza para realizar cálculos estequiométricos con el fin de dar al estudiante una visión amplia de la importancia de la estequiometría en los procesos industriales y factores cuantitativos ligados a los procesos químicos. Estequiometría y conceptos básicos: Átomo, símbolo, masa atómica y unidad de masa atómica, moléculas, fórmula y masa molecular, mol, número de Avogadro y masa molar Métodos de determinación de masas atómicas: Espectrometría de masa, Abundancia Isotópica y Ley de Dulong-Petit Tipos de Fórmulas Químicas: Fórmula Empírica y Formula Molecular Ecuaciones Químicas y Cálculos Estequiométricos. TEMA 6 SOLUCIONES 1. Diferenciar mezclas homogéneas de heterogéneas y ubicar las soluciones dentro de esta clasificación. 2. Diferenciar en una solución el soluto del solvente y clasificar las soluciones de acuerdo a su estado físico. 3. Expresar cuantitativamente como están constituidas las soluciones mediante diferentes unidades de concentración (fracción molar, % en masa, % en volumen, mol/l, eqg/l, mol/kg-ste) y correlacionar entre sí, en forma cuantitativa, estas unidades. 4. A través de problemas que reflejen una situación real, preparar soluciones de cualquier concentración y unidad a partir de solutos y solventes. 5. A través de problemas preparar soluciones por el método de dilución. 6. Aplicar las diferentes unidades de concentración en las resoluciones de problemas estequiométricos para cambios químicos donde existan reacciones entre: a) Una solución con sustancias puras o impuras b) Entre dos soluciones. 7. Establecer la importancia de las soluciones en las diferentes ciencias naturales. Hoja: 6 / 8

7 8. Analizar la influencia del soluto sobre la presión osmótica, punto ebullición y de congelación, de un líquido usado como solvente. 9. Relacionar cuantitativamente, a través de problemas, la concentración del soluto con la presión osmótica, punto ebullición y de congelación de una solución. Mezcla y clasificación Solución. Propiedades Generales. Tipos Concentración. Unidades de concentración Preparación de soluciones por: pesada, dilución y mezclas Cálculos Estequiométricos Propiedades Coligativas TEMA 7 GASES 1. Comparar el estado gaseoso con los demás estado de la materia. 2. Describir los hechos experimentales que condujeron al establecimiento de las leyes que rigen el comportamiento de los gases en los cambios de estado a temperatura, presión y volumen constante. 3. Graficar e interpretar las funciones de variación del volumen de un gas en función de la presión y la temperatura. 4. Deducir a partir de hechos experimentales la ley combinada y la ecuación de estado. 5. Relacionar la presión de una mezcla gaseosa con la presión de cada uno de sus componentes (Ley de las presiones parciales de Dalton). 6. Aplicar la ecuación de estado y las leyes que rigen el comportamiento de los gases en determinaciones cuantitativas del estado gaseoso y de cambios de estado en un sistema gaseoso. 7. Establecer un modelo cinético-molecular para los gases e interpretar el comportamiento del estado gaseoso. 8. Señalar las desviaciones del comportamiento ideal de un gas real y establecer que toda ecuación para gases reales (Ecuación de Van der Waals), es una aproximación a la realidad. 9. Establecer la ley que rige el comportamiento de los gases en la difusión de los mismos (Ley de difusión de Graham) 10. Aplicar la ecuación de estado y leyes de los gases en la resolución de problemas estequiométricos donde participan gases Definición. Generalidades de los gases. Propiedades y parámetros que definen al estado gaseoso: Presión, Volumen, Temperatura y Número de partículas. Teoría Cinético Molecular Leyes de los Gases: Ley de Boyle, Ley de Charles, Ley combinada de los gases, Ley de Avogadro, Difusión de Graham, Ecuación de Estado, Ley de Dalton. Ejercicios Gases Ideales y Gases Reales. Ecuación de Van Der Waals Problemas de Estequiometría Hoja: 7 / 8

8 UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE ANZOÁTEGUI PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA Nombre de la Asignatura QUÍMICA I ( ) BIBLIOGRAFÍA Babor, J. y Aznárez, J. (1958). Química General Moderna. Sexta edición. Manuel Marín y Cía, Editores. España. Bifano, C y otros. (1992). Monografías de Química. Estructura Atómica y Tabla Periódica. Editorial Miró. Venezuela. Brown, T. y otros. (2009). Química La Ciencia Central. Onceava edición. Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana. Chang, R. (2002). Química. Séptima edición. Editorial McGraw-Hill. Colombia. Cortes, L. y otros. (1992). Monografías de Química. Estados de la Materia. Editorial Miró. Venezuela. De la Cruz, C. y otros. (1992). Monografías de Química. Estructura Atómica y Tabla Periódica. Editorial Miró. Venezuela Krestonosich y otros. (1992). Monografías de Química. Disoluciones. Editorial Miró. Venezuela. Mahan, B. (1984). Química. Curso Universitario. Editorial Fondo Educativo Interamericano. México. Masterton, W. y Slowinndkii, E. (1992). Química General Superior. McGraw-Hill. Petrucci, R., Harwood, W. y Herring, F. (2003). Química General. Octava edición. Editorial Prentice Hall. Madrid-España. Whitten, K.; Davis, R.; Peck, M. y Stanley, G. (2009). Química. Séptima edición. México: Cengage Learning. Hoja: 8 / 8