Química General e Inorgánica (Recursantes)

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1 ANIFICACIÓN 2014 Química General e Inorgánica (Recursantes) INFORMACIÓN GENERAL Carrera Ingeniería en Recursos Hídricos Departamento Formación Básica Docente Responsable Luis Alfredo Kieffer Carga Horaria Carga Horaria Cuatrimestral 105 hs Plan de Estudios Plan 2006 Carácter Cuatrimestral Equipo Docente María eresita Benzzo Patricia Monica De La Sierra Luis Alfredo Kieffer José María Raffaelli EORÍA PRÁCICA Formación Experimental Resolución de Problemas Resolución de Problemas de Ingeniería Proyectos y diseños de procesos CONSULAS Y ORAS ACIVIDADES EVALUACIONES 35 hs 30 hs 40 hs 0 hs 0 hs 0 hs 0 hs SIIO WEB DE LA ASIGNAURA CONENIDOS MÍNIMOS DE LA ASIGNAURA Materia. Energía. Elementos. Átomo y molécula. Ecuaciones químicas. eoría atómica. Fórmulas químicas. eoría electrónica de la valencia. Disoluciones. Estados de agregación de la materia. Leyes del estado gaseoso. ermodinámica y cinética química. Coloides: propiedades, ósmosis. Radioactividad: estabilidad nuclear, decaimiento radioactivo, aplicaciones. Química de los elementos representativos de cada grupo: isótopos, compuestos, propiedades. Equilibrio químico. Equilibrios de solubilidad, ácido-base y redox. Reacciones en química inorgánica. Reacciones de precipitación, ácido-base y de óxido-reducción. Propiedades coligativas. Estado natural de los elementos químicos. Hidrógeno, halógenos, oxígeno, azufre, nitrógeno, carbono y metales. OBJEIVOS DE LA ASIGNAURA Objetivo general: Que el alumno adquiera los conocimientos fundamentales de la Química para ser aplicados en las asignaturas específicas de la carrera Objetivos particulares: Página 1 de 13

2 Que el alumno: Conozca métodos de estudio de ciencias fácticas. Sistematice su conocimiento básico de sustancias y reacciones. Haga cálculos estequiométricos. Haga predicciones simples. Aplique los principios teóricos en el trabajo de laboratorio. Conozca medidas de higiene y seguridad. CONOCIMIENOS ESPECÍFICOS PREVIOS PARA CURSAR LA ASIGNAURA Ser considerado alumno regular por la FICH. MEODOLOGÍA DE ENSEÑANZA Los alumnos contarán con una clase semanal expositiva teórico-practica en las cuales se realizará una introducción a cada uno de los temas, con resolución de ejemplos por parte del docente, con participación por parte de los estudiantes. A la semana siguiente al dictado de la clase de teoría, se realizará una clase de resolución de problemas donde los alumnos podrán trabajar en grupos o individualmente. Los docentes a cargo resolverán "problemas tipo", a fin de dirigir a los alumnos en la forma más directa y correcta de utilizar los conocimientos teóricos. ambién efectuarán una práctica de laboratorio, orientada a adquirir experiencia en la utilización del material y visualizar lo aprendido en las clases teóricas y prácticas. PROGRAMA ANALÍICO U1 Conceptos fundamentales. Definiciones básicas: materia, masa, peso, energía; sustancias y mezclas; propiedades físicas y químicas; átomos y moléculas; elementos y compuestos. Medición: unidades de medición; unidades S.I.; unidades derivadas. Escalas de temperaturas. Manejo de números: notación científica; cifras significativas; método del factor unitario. U2 Estructura atómica y química nuclear. Estructura de los Atomos: de las primeras ideas a J. Dalton; el electrón; el protón y el núcleo; el neutrón. Relaciones de masa de los átomos: número atómico; número de masa, isótopos. Masa atómica promedio. Masa molar de un elemento y número de Avogadro. Moléculas y fórmulas químicas. Fórmula molecular. Fórmula empírica. Masa molecular. Iones y compuestos iónicos. Leyes de las proporciones definidas y de las proporciones múltiples. Química Nuclear: reacciones nucleares Partículas subatómicas. Estabilidad nuclear. Desintegración radiactiva. Ecuaciones para reacciones nucleares. Series de desintegración. Usos de los radionúclidos. Datación radiactiva. Fisión y reactores nucleares. Página 2 de 13

3 U3 eoría cuántica y estructura atómica. Propiedades de las ondas, radiación electromágnética, teoría cuántica de Planck, efecto fotoeléctrico. eoría de Bohr del átomo de hidrógeno. Mecánica cuántica; aplicación de la ecuación de Schrodinger al átomo de hidrógeno. Números cuánticos. Orbitales atómicos. Energía de los orbitales. Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli. Atomos polielectrónicos. Principio de construcción progresiva. U4 Periodicidad química y enlace químico. Desarrollo de la tabla periódica. Períodos y Grupos. Variación de las propiedades físicas: radio atómico; potencial de ionización; electronegatividad; afinidad electrónica; carga nuclear efectiva; radio iónico. Variación de las propiedades químicas. El enlace químico. Símbolos de puntos de Lewis. Enlace iónico. Energía reticular. Enlace covalente. Propiedades de compuestos iónicos y covalentes. Número de oxidación. Estructuras de Lewis. Carga formal. Resonancia. Excepciones a la Regla del Octeto. Fuerza del enlace covalente. U5 Nomenclatura y Función Química. Fórmulas y nomenclaturas de sustancias inorgánicas. Sustancias simples. Sustancias compuestas. Combinaciones binarias del hidrógeno: hidruros metálicos y no metálicos. Combinaciones binarias del oxígeno : óxidos metálicos o básicos y óxidos no metálicos o ácidos (anhídridos). Combinaciones binarias de elementos no metálicos (distintos del hidrógeno y oxígeno). Combinaciones binarias entre metales y no metales (sales no oxigenadas). Combinaciones poliatómicas : oxácidos, hidróxidos o bases y sales. Fórmulas y nomenclatura de sustancias orgánicas. Grupos funcionales. Propiedades físicas de los compuestos orgánicos U6 Reacciones químicas. Ecuaciones químicas: escritura y balanceo. Disoluciones acuosas: electrolitos y no electrolitos. Reacciones de precipitación, reacciones ácido base, reacciones de óxido reducción, reacciones de desplazamiento. Estequimetría. Reactivo limitante. Rendimiento de las reacciones. Concentración de disoluciones: concentraciones másicas y concentraciones volumétricas. Pasajes de unidades dentro de un mismo tipo. Pasaje entre unidades másicas y volumétricas.. U7 Estado Gaseoso. Presión de los Gases. Relación Presión/Volumen, la Ley de Boyle. Relación Volumen/emperatura, la ley de Charles. Ley de Boyle y Charles combinadas. Relación Presión/emperatura. La Ley de Gay Lussac. Principio de Avogadro y Volumen Molar. Ecuación de Estado para los gases ideales. Presion de Vapor de agua. Ley de Dalton de las Presiones Parciales. Difusión de los Gases. La ley de Graham. eoría cinética molecular de los gases y los gases reales. Página 3 de 13

4 U8 ermoquímica. Sistemas. Relaciones de energía en las reacciones químicas. Entalpía. Calorimetría: calor específico, capacidad calorífica, calorimetría a volumen constante y a presión constante. Entalpía estándar de formación y reacción. Calores de disolución y dilución. Primera ley de la termodinámica. rabajo, calor y entalpía. U9 Fuerzas intermoleculares, líquidos y sólidos. Fuerzas intermoleculares: dipolo dipolo, ión dipolo, de dispersión. Fuerzas de van der Waals y radios de van der Waals. El enlace de hidrógeno. Líquidos y sólidos de acuerdo a la eoría Cinética molecular. Estado líquido: Viscosidad, ensión superficial, Acción capilar, Evaporación, Presión de Vapor, Punto de Ebullición, Difusión. ransferencia de calor en líquidos. Estado sólido: Punto de Fusión. Presión de vapor en sólidos. ransferencia de calor en sólidos. Cambios de fase. Presión de vapor. Calor de vaporización y punto de ebullición. emperatura y presión críticas. Curvas de calentamiento y enfriamiento. Diagramas de fase. U10 Soluciones. Clase de soluciones. El fenómeno de la disolución. La solubilidad. Propiedades de las disoluciones. Efecto de la temperatura y de la presión en la solubilidad. Propiedades coligativas de disoluciones no electrolíticas: disminución de la presión de vapor; elevación del punto de ebullición, disminución del punto de congelación, presión osmótica. Las propiedades coligativas de las soluciones electrolíticas. U11 Cinética Química. Velocidad de reacción. Naturaleza de los reactantes. Factores que modifican la velocidad de las reacciones: temperatura, superficie de contacto, agitación, luz, concentración, catalizadores. U12 Equilibrio químico. El concepto de equilibrio químico. La constante de equilibrio: equilibrios homogéneos, heterogéneos y múltiples. Relación entre cinética y equilibrio químico. Dirección de una reacción. Factores que afectan el equilibrio químico: principio de Le Chatelier; cambios en la temperatura; efecto de los catalizadores. U13 Estado natural de los elementos químicos. El enlace en los metales y semiconductores. Periodicidad de las propiedades metálicas. Metales alcalinos y alcalinos térreos. Propiedades generales de los elementos no metálicos. Hidrógeno. Los halógenos, Los gases nobles. Propiedades de los metales de transición. U14 Equilibrios acido-base y de solubilidad. La acidez y la basicidad. El comportamiento químico de las sustancias. Propiedades químicas de los ácidos. Propiedades químicas de las bases. Disoluciones acuosas de ácidos. Página 4 de 13

5 Los conceptos de ácido y de base según Arrenhius. La neutralización. Definición de Bronsted-Lowry. Reacciones ácido-base. Valoraciones de ácido-base. Acidez basicidad y equilibrio. El equilibrio ácido-base del agua. El grado de acidez de una disolución. Concepto de ph. Fuerzas de ácidos y bases. Concepto de pk. La solubilidad y el producto de solubilidad. Predicción de las reacciones de precipitación. Separación de iones por precipitación fraccionada. El efecto del ión común y la solubilidad. El ph y la solubilidad. U15 Entropía y electroquímica. Entropía. Segundo principio de la ermodinámica. ercer principio de la ermodinámica. Energía libre de Gibbs. Espontaneidad de las reacciones químicas. Conductores de corriente eléctrica. Electrólitos. Electrólisis. Corriente eléctrica y movimiento de iones. Leyes de la electrólisis. Potenciales estándar. El electrodo estándar de hidrógeno. Pilas. Pila eléctrica. Pilas primarias. Pilas secundarias ó acumulador. Pilas solares. Corrosión. Protección contra la corrosión. U16 Geometría molecular y orbitales moleculares. Geometría molecular: moléculas con átomo central con y sin pares libres; moléculas con más de un átomo central. eoría del enlace valencia. Hibridación de orbitales atómicos. Hibridación en moléculas con dobles y triples enlaces. eoría del orbital molecular. Orbitales moleculares de enlace y antienlace. Configuración de orbitales moleculares. Orbitales moleculares deslocalizados. BIBLIOGRAFÍA BÁSICA Ejercicios, problemas y pequeñas investigaciones en Química General. Autores: Ocampo, Dapueto y Piovano. ISBN: Editorial: Ed. UNL Formato: Selección de Páginas: No se ha especificado la selección de páginas. Quimica Autores: R. Chang ISBN: Editorial: McGraw Hill Formato: Selección de Páginas: No se ha especificado la selección de páginas. Química General. Autores: Whitten, Gailey y Davis. ISBN: Editorial: Mac Graw-Hill. Formato: Página 5 de 13

6 Selección de Páginas: No se ha especificado la selección de páginas. Química General. Autores: Petrucci. ISBN: Editorial: Ed. Addison Wesley Formato: Selección de Páginas: No se ha especificado la selección de páginas. Química Inorgánica. Autores: Rodgers. ISBN: Editorial: Ed. Mc Graw-Hill Formato: Selección de Páginas: No se ha especificado la selección de páginas. Química. La ciencia central. Autores: Brown, Lemay y Burnsten. ISBN: Editorial: Ed. Prentice-Hall. Formato: Selección de Páginas: No se ha especificado la selección de páginas. BIBLIOGRAFÍA COMEMENARIA No se ha carga bibliografía complementaria para esta asignatura. CRONOGRAMA DE ACIVIDADES Actividad: Estructura atómica. Química nuclear Semana: 1 Actividad: Conceptos fundamentales Semana: 1 Horas: 4 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Página 6 de 13

7 Actividad: Seguridad en laboratorio. Material de laboratorio Semana: 1 Actividad: eoría cuántica y estructura atómica Semana: 2 Actividad: Periodicidad química. Enlace químico Semana: 3 Actividad: Estructura atómica. Química nuclear Semana: 3.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: Determinación de densidades Semana: 3 Actividad: Reacciones químicas Semana: 4 Página 7 de 13

8 Actividad: Periodicidad química. Nomenclatura Semana: 4 Horas: 4 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: Separación de mezclas Semana: 4 Actividad: Estado gaseoso Semana: 5 Actividad: Estequiometría Semana: 5.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: Preparación de soluciones Semana: 5 Actividad: ermoquímica Semana: 6 Página 8 de 13

9 Actividad: Fuerzas intermoleculares. Líquidos y sólidos Semana: 7 Actividad: Concentraciones Semana: 7.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: Precipitación y filtración Semana: 7 Actividad: Soluciones. Cinética química Semana: 8 Actividad: Equilibrio químico Semana: 9 Horas: 2 Actividad: Gases Semana: 9.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Página 9 de 13

10 Actividad: Modelos de sustancias Semana: 9 Actividad: Equilibrio ácido - base. Solubilidad Semana: 10 Horas: 2 Actividad: ermoquímica Semana: 10.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: Curvas de titulación Semana: 10 Actividad: Equilibrio químico Semana: 11.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: Estandarización de ácido clorhídrico Semana: 11 Página 10 de 13

11 Actividad: Entropía. Electroquímica Semana: 12 Horas: 2 Actividad: Equilibrio ácido - base Semana: 12.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: itulación ácido - base Semana: 12 Actividad: Estado natural de los elementos químicos Semana: 13 Actividad: Equilibrio ácido - base. Solubilidad Semana: 13.5 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli Actividad: itulación redox Semana: 13 Página 11 de 13

12 Actividad: Geometría molecular. Orbitales moleculares Semana: 14 Horas: 2 Actividad: Entropía. Electroquímica Semana: 14 Horas: 4 Docentes a María eresita Benzzo, José María Raffaelli REQUERIMIENOS DE LA ASIGNAURA Detallar cuanto sea necesario para que los alumnos no tengan dudas sobre cada uno de estos requerimientos: Para Regularizar: 1.- Asistencia al 80% de las clases dictadas (teoría, resolución de problemas y prácticos de laboratorio). Los alumnos deberán además tener aprobadas las exigencias de laboratorio (80% de las consultas orales realizadas al comienzo del práctico e informes de laboratorio aprobados). 2.- Aprobación con más del 39% de los dos parciales que se tomarán durante el cuatrimestre. Los alumnos deberán sacar más del 39% tanto en la parte teórica como práctica del parcial. 3.- Los alumnos podrán recuperar uno de los parciales para lograr la condición de regular. Para Promocionar: 1.- Asistencia al 80% de las clases dictadas (teoría, resolución de problemas y prácticos de laboratorio). Los alumnos deberán además tener aprobadas las exigencias de laboratorio (80% de las consultas orales realizadas al comienzo del práctico e informes de laboratorio aprobados). 2.- Aprobación con más del 69% de los dos parciales que se tomarán durante el cuatrimestre. Los alumnos deberán sacar más del 69% tanto en la parte teórica como práctica del parcial.en uno de los parciales el alumno podra sacar màs del 59% con tal de que en el otro el promedio le de màs de 69%. 3.- Los alumnos podrán recuperar uno de los parciales para lograr la condición de promocionado EXAMEN FINAL Para Alumnos Regulares: El alumno regular: debe contestar un cuestionario con resolución de problemas y preguntas teoricas. Este examen difiere del que corresponde al alumno libre, en que del total de problemas que se le presentan, puede descartar uno (no resolverlo) (a eleccion suya), al igual que con una de las preguntas teóricas. Página 12 de 13

13 Powered by CPDF ( Para Alumnos Libres: Para el alumno libre: a) en primer lugar, debe rendir un examen escrito, donde se le realizan preguntas sobre trabajos practicos de laboratorio. El mismo es excluyente; b) de aprobar dicho cuestionario (que se corrige en el momento), pasa a otro cuestionario donde debe resolver problemas y contestar preguntas teoricas. EVALUACIONES PARCIALES Fecha: Primer parcial emas / Descripción: U1 a U8 Fecha: Segundo parcial emas / Descripción: U9 a U16 RECUPERAORIOS Fecha: Recuperatorio para regularizar emas / Descripción: U1 a U8 y U9 a U16. INFORMACIÓN COMEMENARIA No se ha ingresado información complementaria para esta asignatura Página 13 de 13