Nombre de la Asignatura QUIMICA II INFORMACIÓN GENERAL Escuela. Departamento Unidad de Estudios Básicos. Ciencias Pre-requisitos

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1 Código UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE ANZOÁTEGUI PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA Nombre de la Asignatura QUIMICA II INFORMACIÓN GENERAL Escuela Departamento Unidad de Estudios Básicos Ciencias Pre-requisitos Créditos 04 Semestre II Área Química Tipo Obligatoria Horas Semanales Total Horas Semestre Vigencia Semestre (septiembre 2014) Horas Teóricas Horas Prácticas Elaborado por Coordinación de Química SÍNTESIS de CONOCIMIENTOS PREVIOS Teoría y leyes de los gases, soluciones, unidades de concentración, relaciones estequiométricas, nomenclatura química, balanceo de ecuaciones, conversión de unidades, operaciones con potencia, logaritmo y sus propiedades. 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 II 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 QUIMICA II ( ) INFORMACIÓN GENERAL (cont.) OBJETIVO GENERAL Aplicar leyes, principios y teorías establecidas para el equilibrio químico, así como las leyes de termodinámica los conocimientos relacionados con las propiedades físicas y químicas. OBJETIVOS ESPECÍFICOS 1. Continuar la formación de Química General iniciada en principios de Química I ( ), relacionada con la materia y sus propiedades. 2. Aplicar leyes, principios y teorías establecidas para el equilibrio químico. 3. Aplicar las leyes de la termodinámica a los aspectos energéticos relacionados con algunos procesos sencillos donde están envueltos propiedades físicas y químicas de la materia. 4. Interpretar los aspectos fundamentales relacionados con la rapidez y mecanismo de los cambios químicos. 5. Aplicar los conocimientos relacionados con las propiedades físicas y químicas de la materia a materiales formados por metales y no metales. Hoja: 2 / 8

3 UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE ANZOÁTEGUI PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA Nombre de la Asignatura QUIMICA II ( ) CONTENIDO PROGRAMÁTICO TEMA 1 ELECTRODINÁMICA 1. Calcular el número o estado de oxidación de un elemento en iones y compuestos. 2. Definir oxidación y reducción. 3. Definir e identificar agentes oxidantes y reductores en reacciones Redox. 4. Completar y balancear ecuaciones Redox, medio ácido y alcalino, usando el método de ion electrón. 5. Establecer las reacciones anódica y catódica para electrolisis de sales fundidas y sales de solución acuosa. 6. Aplicar las leyes de Faraday, resolviendo problemas de electrolisis para una celda electrónica o varias celdas conectadas en serie. 7. Definir potencial standard de reducción. 8. Comparar los potenciales standard de reducción de varias sustancias y escoger el mejor agente oxidante y mejor agente reductor. 9. Usar los potenciales standard de reducción para determinar: Cuál es el cátodo y el ánodo de una pila en condiciones standard?, y calcular el potencial standard de la pila. 10. Aplicar la ecuación de Nernst, para determinar el potencial de una pila para concentraciones de iones diferentes de 1M 11. Determinar la reacción anódica y catódica de sales fundida tipo NaCl, KBr, KCl, etc. 12. Determinar la reacción anódica y catódica del NaCl y Na 2 SO 4 en solución acuosa. 13. Aplicar las leyes de Faraday para relacionar cuantitativamente carga, intensidad de corriente, masa, peso equivalente y tiempo de electrolisis. 14. Relacionar los pesos equivalentes de sustancias que son electrolizadas por la misma corriente durante el mismo tiempo. Estado de oxidación. Conceptos de semi-reacción. Balanceo de ecuaciones por el método de ion electrón. Celdas galvánicas. Potenciales de reducción. Ecuación de Nernst. Electrolisis. Leyes de Faraday. Problemas. Hoja: 3 / 8

4 TEMA 2 LÍQUIDOS 1. Comparar el comportamiento cinético molecular del estado líquido con el estado gaseoso, resaltando la influencia de las fuerzas intermoleculares. 2. Interpretar la evaporación, fusión y sublimación en términos de equilibrio entre fases separadas. 3. Interpretar la fusión, evaporación y sublimación en términos de relajamiento de fuerzas intermoleculares por el suministro de calor. 4. Establecer la dependencia de la presión de vapor con la temperatura e interpretar los diagramas de equilibrio de fases para compuestos puros. 5. Establecer el significado de las propiedades críticas de una sustancia. 6. Relacionar el punto de ebullición de unas sustancias con la presión y definir el punto de ebullición normal. 7. Definir tensión superficial, efecto capilar y viscosidad relacionando cada propiedad con la naturaleza química de los líquidos y establecer la importancia de estas propiedades. Generalidades. Teoría molecular. Fuerzas intermoleculares. Equilibrio liquido-vapor y liquido-solido-vapor. Diagrama de fases. Propiedades críticas. Volatilidad. Presión de vapor. Calor de evaporación. Punto de ebullición. Viscosidad. Tensión superficial. TEMA 3 SÓLIDOS 1. Caracterizar el estado sólido y establecer diferencias cinético-moleculares con los líquidos y gases en término de las fuerzas intermoleculares. 2. Clasificar los sólidos en términos de la naturaleza de las fuerzas intermoleculares. Solidos iónicos, covalentes, moleculares y metálicos. 3. Comparar las propiedades físicas de los diferentes tipos de sólidos. 4. Relacionar las fuerzas intermoleculares con la naturaleza química de las sustancias y establecer su influencia sobre el estado físico de la materia. 5. Describir las redes cristalinas más comunes y establecer la importancia de la energía reticular. 6. Describir el fenómeno de refracción de rayos X y establecer la ecuación de Bragg. Generalidades. Tipos de sólidos. Redes cristalinas comunes. Hoja: 4 / 8

5 Energía reticular. Difracción de Rayos X. Ecuación de Bragg. TEMA 4 EQUILIBRIO QUIMICO 1. Describir el estado de equilibrio, enumerando las características más importantes de este estado. 2. Interpretar la Ley de acción de Masa. 3. Interpretar la constante de equilibrio en término de las concentraciones y presiones de los compuestos. 4. Correlacionar Kc y Kp. 5. Diferenciar equilibrio homogéneo de un equilibrio heterogéneo. 6. Escribir expresiones de constante de equilibrio tanto homogéneo como heterogéneo. 7. A través del principio de Le Chatelier y de la constante de equilibrio interpretar como afectan las modificaciones de ciertos factores (temperatura, presión, volumen, cantidad de algunos de los componentes) el estado de equilibrio. 8. Resolver problemas donde se use la constante de equilibrio y las concentraciones de los componentes; en este sentido debe resolver problemas donde se relacione las concentraciones iniciales y finales con las constantes de equilibrio. 9. Resolver problemas de desplazamiento de equilibrio alternando la concentración de algunos componentes. 10. Resolver problemas donde se use Kp y las presiones parciales iniciales de los componentes. 11. Resolver problemas donde se relacione Kc y Kp. Generalidades. Ley de acción de masa. La constante de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio. TEMA 5 EQUILIBRIO IONICO 1. Distinguir y correlacionar equilibrio molecular y equilibrio iónico. 7. Interpretar el concepto de solubilidad de los compuestos. 8. Relacionar la solubilidad de compuesto con la constante de equilibrio entre los iones disueltos y las sustancias no disolutas (Kps). Correlacionar este equilibrio heterogéneo. 9. Escribir expresión para el Kps de alguna sustancia. 10. Comparar solubilidades de compuestos a través del Kps de los mismos. 11. Correlacionar Kps, solubilidad y solución saturada. 12. Interpretar el efecto del ion común en la solubilidad del compuesto. 13. Analizar los factores que afectan la precipitación de los compuestos 14. Analizar los factores que afectan la precipitación de los compuestos (concentración de los iones y Kps) con el fin de interpretar la precipitación selectiva. Hoja: 5 / 8

6 15. Resolver problemas donde se observe el efecto del ion común. 16. Resolver problemas de precipitación selectiva. 17. Describir los diferentes conceptos de ácido y base. 18. Interpretar el concepto de ph y p0h. 19. Relacionar ph y p0h a través de la disociación de H 2 O. 20. Describir el equilibrio de la disociación de H 2 O. 21. Describir el equilibrio de la disociación de algunos ácidos y bases y dar la expresión de la constante de equilibrio (Kdis) en cada caso. 22. Distinguir ácidos fuertes y débiles de acuerdo a la constante de disociación de los ácidos. 23. Distinguir bases fuertes y débiles de acuerdo a la K dis de las bases. 24. Relacionar ph y p0h con la mayor acidez o basicidad de las soluciones. 25. Interpretar el efecto del ion común en la disociación de ácidos y bases. 26. Interpretar grado y porcentaje de disociación, enumerar los factores que los afectan. 27. Resolver problemas donde se relacione concentración de ácidos y bases la K dis, grado de disociación. 28. Interpretar el ph de las soluciones. 29. Resolver problemas de K dis, ph y concentración de ácidos y bases cuando se presenta ion común. 30. Interpretar el concepto de Hidrolisis. 31. Distinguir cuando un ion se hidroliza más que otro si se conoce la K dis de los ácidos o bases que forman estos iones. 32. Dar ejemplos de hidrolisis acida y básica. 33. Derivar la expresión para la constante de equilibrio de una Hidrolisis. 34. Interpretar el concepto de grado y porcentaje de Hidrolisis. Así como enumerar los factores que la afectan. 35. Relacionar la constante de disociación con la constante de Hidrolisis. 36. Resolver problemas donde se relacionen K dis, K hid, concentración de los iones y ph de la solución. 37. Interpretar la función de las soluciones reguladoras en procesos químicos y biológicos. 38. Reconocer una solución reguladora, Buffer o Tampón. 39. Diferenciar soluciones reguladoras de la Hidrolisis. 40. Dar ejemplo de Buffer. 41. Resolver problemas referentes a Buffer. Generalidades. Sales poco solubles. Producto de solubilidad. Ácidos y bases. ph. Conceptos y aplicaciones de Hidrolisis y soluciones reguladores. TEMA 6 TERMODINAMICA QUIMICA 1. Informar sobre los alcances y aplicaciones prácticas de la termodinámica en Hoja: 6 / 8

7 relación con la química. 2. Describir lo que es estado, sistema y función de estado. 3. Relación entre calor y trabajo. 4. Enunciar la Primera Ley de Termodinámica. 5. Definir y aplicar el concepto de Entalpía. 6. Enunciar y aplicar la Ley de Hess. 7. Establecer la dependencia del cambio de Entalpía y la Temperatura. 8. Establecer analogía y diferencias entre Procesos Reversibles e Irreversibles. 9. Enunciar y aplicar la Segunda Ley de Termodinámica. 10. Definir y aplicar el concepto de Entropía. 11. Establecer la dependencia de la Entropía con la Temperatura. 12. Interpretación de la Entropía como una medida del número de Estados Microscópicos de un sistema. 13. Enunciar y aplicar la Tercera Ley de Termodinámica. 14. Definir y aplicar el concepto de energía libre. 15. Correlacionar la Energía Libre con Procesos Reversibles e Irreversibles. 16. Correlacionar la Energía Libre con la Constante de Equilibrio. 17. Discutir los aspectos termodinámicos de las Celdas Galvánicas. 18. Deducir y aplicar la relación entre la Constante de Equilibrio y la Temperatura. Trabajo y calor. Primera Ley de la Termodinámica. Segunda Ley de la Termodinámica. Entropía. TEMA 7 CINEMATICA QUIMICA 1. Interpretar el significado de los términos Cinética y Mecanismo de Reacciones y diferenciar la importancia que tiene cada uno en las reacciones químicas. 2. Definir y discutir el concepto de Orden de Reacción, discutir la influencia de la concentración de los reactivos sobre la velocidad de reacción. 3. Derivar las expresiones en término de concentración y tiempo de reacción. 4. Discutir los métodos más comunes para determinar el orden de una reacción. 5. Discutir la influencia de la temperatura y de los catalizadores en la velocidad de reacción. 6. A través de procesos elementales discutir el mecanismo de una reacción, e interpretar el significado del paso determinante de la velocidad de reacción y de la molecularidad. 7. Relacionar molecularidad con orden de reacción. 8. Describir el mecanismo de algunas reacciones poco complejas. 9. Relacionar velocidad de reacción con equilibrio químico. 10. Discutir a través de la Teoría de las Colisiones o choque como ocurren las reacciones químicas. 11. Interpretar a través de la teoría de colisiones la influencia de la temperatura, concentración y catalizadores en la velocidad de reacción. 12. Discutir a través de la teoría de la Velocidad Absoluta como ocurren las Hoja: 7 / 8

8 reacciones químicas. 13. Interpretar el significado de Energía de Activación y discutir su importancia en las reacciones químicas. 14. Interpretar a través de la Teoría de las Velocidades Absolutas, como influye la temperatura, catalizador y concentración en la velocidad de reacción. 15. Derivar la ecuación que relaciona la temperatura con la constante específica de velocidad de reacción con el fin de conocer los aspectos cuantitativos que relaciona la constante específica con la temperatura. Velocidad de reacción. Factores que afectan la velocidad de reacción. Catálisis. TEMA 8 CINEMATICA QUIMICA 1. Localizar la posición de estos elementos en la tabla periódica. 2. Conocer el estado físico de los no metales más importantes. 3. Explicar las propiedades de electronegatividad, valencia, tipo de enlace de los no metales en función de la configuración electrónica. 4. La forma de reaccionar de los no metales y sus compuestos más importantes. 5. Señalar las propiedades más importantes de los diferentes grupos de los no metales y específicamente de los elementos H 2 y O Localizar la posición de los metales en la tabla periódica. 7. Conocer el estado físico de los metales más importantes. 8. Explicar las propiedades tales como la electronegatividad, valencia, tipo de enlace de los metales en función de la configuración electrónica. 9. La forma de reaccionar los metales y sus compuestos más importantes. 10. Señalar las propiedades más importantes de los diferentes grupos de los metales y específicamente de los metales alcalinos. 11. Analizar las diferencias fundamentales entre los metales y no metales. 12. Entender los procesos implicados en la metalurgia del hierro; con aplicación a la siderúrgica en Venezuela. Caracteres generales de los metales y no metales. Propiedades químicas y físicas de: Oxigeno, Halógenos, Hidrogeno, Metales Alcalinos. Metalurgia del hierro. BIBLIOGRAFÍA Brown, T. Lemay, H y Bursten, B. (2009). Química La Ciencia Central. 11 edición. Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana. Chang, R. (2002). Química. 7 edición. Editorial McGraw-Hill. Colombia. Ebbing, D. (1998). Química. Editorial Mc Graw Hill. México. Hill, J y Kolb, D. (1999). Química para el nuevo milenio. Editorial Prentice Hall. Mahan, B. (1986). Química. Curso Universitario. Editorial Fondo Educativo Interamericano. México. Masterton, W. y Slowinski, E. (2000). Química General Superior. 6 Edición. McGraw-Hill. Petrucci, R., Harwood, W. y Herring, F. (2003). Química General. Octava edición. Editorial Prentice Hall. Madrid-España. Hoja: 8 / 8

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