1 UNIVERSIDAD DE PUERTO RICO RECINTO UNIVERSITARIO DE MAYAGUEZ DEPARTAMENTO DE QUÍMICA PRONTUARIO DE QUÍMICA 3041 PRIMER SEMESTRE 2007-2008 Título del curso: Química General I El curso de Química 3041 es el primer semestre de un curso de un año de química general para estudiantes de concentración en Química, Ingeniería Química y Biotecnología. Tiene un valor de cuatro créditos. Consiste de tres horas semanales de conferencia y tres horas semanales de laboratorio. Profesores de conferencia: Sara Delgado Coordinadora Lolita Rodríguez Oficina y teléfono Q-142 832-4040, X-2228 Q-021C X-2542 Horas de oficina LWV 10:30-11 :20 am y 1:30-2:30 pm LWV 10:30-11 :30 am y 1:30-2:20 pm Alberto Santana Q-223 X-2295 LWV 12 :00-1 :30 pm Libro de texto: Ebbing, D.; Gammon, S. General Chemistry, 8 ma Ed; Houghton Mifflin, MA, 2005 Texto Suplementario: Solís Trinta, L. N., Manual de Notas de Clase, Houghton Mifflin, MA, 2007 Evaluación: Tres exámenes parciales y quizzes Nota de laboratorio* Examen final Asistencia Bonos 396 puntos 200 puntos 200 puntos 4 puntos 8 puntos *Para detalles de la puntuación del laboratorio, refiérase al Prontuario de Laboratorio Las notas en la clase se basan en la siguiente curva sugerida: Promedio Nota 100-90 A 89-80 B 79-70 C 69-60 D 59-0 F
2 Exámenes parciales: Se ofrecerán en horario nocturno en las siguientes fechas: Examen I Examen II Examen III miércoles 5 de septiembre miércoles 3 de octubre martes 30 de octubre La asignación del salón para cada sección se anunciará durante el semestre. No hay reposición para los exámenes parciales. En caso de ausencia justificada se adjudicará al examen parcial la puntuación correspondiente al examen final del curso. La Oficina del Registrador anunciará la fecha, lugar y hora del examen final del curso. Bonos Capítulo 4 problemas asignados -1punto Capítulo 5 problemas asignados -3 puntos Práctica de problemas (a opción de cada profesor) 4 puntos total Reglas: 1. La asistencia tanto a la conferencia como al laboratorio es compulsoria. En cada conferencia y laboratorio el estudiante debe firmar en la hoja de asistencia. En caso de ausencia justificada, el estudiante deberá traer una excusa oficial, (Servicios Médicos, Tribunal, etc.), no más de una semana después de su regreso a clases. Luego de tres ausencias no justificadas a la conferencia, se penalizará al estudiante descontándole los 4 puntos (1/2%) adjudicados a la asistencia. 2. Los laboratorios comienzan la primera semana de clase. No habrá reposición para las ausencias al laboratorio. Tres ausencias al laboratorio conlleva una nota de CERO en los informes de laboratorio. Con más de tres ausencias al laboratorio recibirá una calificación de F en el curso de Química 3041. Para más información sobre el laboratorio deberá referirse al Prontuario de Laboratorio. Éste se distribuirá durante la primera semana en el laboratorio. 3. Para los estudiantes que ingresaron al RUM a partir de agosto de 2005, el curso de Precálculo I es correquisito de Química 3041.Un estudiante de nuevo ingreso que se dé de baja de Precálculo I, antes de la fecha límite de baja parcial, será automáticamente dado de baja del curso de Química 3041. 4. Los beepers, los teléfonos celulares, laptops y otros artefactos electrónicos que interfieran con su atención a la clase, deberán mantenerse apagados durante las clases. No se permitirá el uso de audífonos, salvo los que deban usarse debido a algύn impedimento auditivo. 5. Durante los exámenes se requerirá identificación con foto. No se permitirá el uso de calculadoras programables. Los celulares y los beepers deberán estar guardados y apagados. 6. Después de identificarse con el profesor y la institución, los estudiantes con impedimento recibirán acomodo razonable en sus cursos y evaluaciones. Para más información comuníquese con Servicios a Estudiantes con Impedimentos en el edificio del Decanato de Estudiantes, a los teléfonos 787-265-3862 ó 787-832-4040 x 3250 ó 3258. 7. Cualquier estudiante que cometa fraude durante un examen, copiándose utilizando cualquier fuente, recibirá calificación de cero en el examen. Estará sujeto a sanciones disciplinarias de acuerdo con el Artículo 15 del Reglamento General de Estudiantes de la UPR.
3 Capítulo 1: Química y Medidas Objetivos Específicos 5 horas 1. Conocer en qué consiste el estudio de la química y su importancia fundamental con relación a las demás ciencias y a la tecnología moderna. 2. Conocer algunos ejemplos de las tareas a las que se dedican los químicos. 3. Conocer la aportación del químico francés Antoine Lavoisier (1743-1794) a la química moderna. 4. Definir o explicar los siguientes conceptos: química método científico (experimento, ley, hipótesis, teoría) materia (material) masa Ley de conservación de masa estados de la materia (sólido, líquido, gas) cambios de la materia (físicos y químicos) sustancia (elemento o compuesto) fase mezcla (homogénea o heterogénea) destilación cromatografía Ley de proporciones definidas propiedades de la materia (físicas y químicas) 5. Reconocer que las medidas están sujetas a errores experimentales y distinguir entre la precisión y la exactitud de una medida. 6. Al utilizar medidas, establecer su precisión usando cifras significativas 7. Utilizar notación científica y las reglas de redondeo para expresar con claridad, las cifras que son significativas en una medida o en el resultado de un cálculo. 8. Conocer las unidades base del sistema internacional de medidas (SI). 9. Utilizar los prefijos apropiados para convertir las unidades base en unidades más grandes o más pequeñas. 10. Utilizar las unidades base para obtener las unidades derivadas al considerar propiedades como volumen y densidad (que envuelven un cálculo matemático). 11. Conocer las escalas de temperatura Celsius, Fahrenheit y Kelvin y poder intercambiar entre ellas. 12. Utilizar la técnica de análisis dimensional al resolver problemas y desarrollar factores unitarios de conversión para intercambiar unidades. Capítulo 2: Átomos, Moléculas e Iones 4 horas 1. Citar los postulados de la teoría atómica de Dalton. 2. Conocer nombres y símbolos de elementos comunes. 3. Describir la estructura del átomo en términos de electrones, protones y neutrones. 4. Describir el experimento de J. J. Thomson que descubre y caracteriza al electrón. 5. Describir el experimento de R. Millikan que permite calcular la carga del electrón. 6. Describir el experimento de E. Rutherford que permite establecer el modelo nuclear del átomo. 7. Relacionar los experimentos de J. Chadwick con la caracterización del neutrón. 8. Distinguir entre número atómico (Z) y número de masa (A). 9. Conocer en qué se basa la escala para expresar pesos atómicos y la unidad que se utiliza. 10. Conocer para qué se usa el espectrómetro de masa y describir cómo funciona. 11. Dada la masa de cada isótopo y su fracción de abundancia, calcular el peso atómico de un elemento. 12. Describir la tabla periódica y obtener información básica de ella. 13. Distinguir entre varios tipos de fórmulas de compuestos químicos y saber interpretarlas. 14. Distinguir entre compuestos moleculares o covalentes y compuestos iónicos. 15. Conocer información básica con relación a los compuestos orgánicos. 16. Dadas las fórmulas de los reactivos y productos de una reacción química, obtener los coeficientes apropiados para balancear o ajustar la ecuación. 17. Definir y/o explicar los siguientes conceptos: rayos catódicos semiconductor nuclido polímero isótopo ion (catión y anión) peso atómico unidad de masa atómica (uma) metal no metal metaloide o semimetal
4 Capítulo 3: Cálculos con Fórmulas y Ecuaciones Químicas 5 horas 1. Dado el símbolo o fórmula de una sustancia y una tabla de pesos atómicos, calcular el peso fórmula y la masa molar. 2. Dado el símbolo o fórmula de una sustancia, calcular la masa en gramos de un átomo o molécula. 3. Dado el símbolo o fórmula y la masa de una sustancia, calcular el número de partículas (átomos, moléculas, fórmulas unitarias o iones) que contiene. 4. Dado el símbolo o fórmula y los gramos de una sustancia, calcular los moles. 5. Dado el símbolo o fórmula y los moles de una sustancia, calcular los gramos. 6. Dada una fórmula, calcular el % por masa de cada elemento en el compuesto. 7. Dada la masa de un compuesto y su fórmula o % de composición, calcular los gramos o moles de algún elemento. 8. Dadas las masas de un compuesto y de sus elementos o el % de composición, obtener la fórmula empírica del compuesto. 9. Conociendo la fórmula empírica y el peso molecular, obtener la fórmula molecular del compuesto. 10. Interpretar la ecuación química en términos de partículas, de moles de partículas o de gramos de sustancia. 11. Dada una ecuación química y la cantidad de una sustancia, calcular la cantidad de otra sustancia envuelta en la reacción. 12. Dada una ecuación química y las cantidades de dos reactivos, investigar cuál es el reativo limitante para poder determinar la cantidad de producto que se forma. 13. Dada una ecuación química, la cantidad del reactivo limitante y el rendimiento experimental de un producto, calcular el rendimiento teórico y el % de rendimiento del producto. 14. Definir o explicar los siguientes conceptos: peso fórmula estequiometría mol reactivo limitante número de Avogadro rendimiento teórico masa molar rendimiento experimental % de composición por masa % de rendimiento fórmula empírica Capítulo 4: Reacciones Químicas 9 horas 1. Distinguir entre electrolitos fuertes y débiles y no electrolitos. 2. Dada la fórmula de un compuesto iónico, utilizar las reglas de solubilidad para predecir su solubilidad en agua. 3. Representar reacciones que envuelven iones, por medio de la ecuación molecular, la ecuación iónica total o completa y la ecuación iónica neta. 4. Distinguir entre los tipos principales de reacciones: precipitación, ácido-base y oxidación-reducción. 5. Establecer el número de oxidación de átomos. (bono) 6. Usar las reglas de solubilidad para predecir si al mezclar dos soluciones de compuestos iónicos, se formará un precipitado. Si se forma un precipitado, poder escribir las ecuaciones molecular, iónica total e iónica neta. 7. Dada la fórmula de un ácido y una base, clasificarlo como electrolito fuerte o débil. 8. Dados un ácido y una base, escribir la ecuación para la reacción de neutalización que ocurre entre ellos. 9. Dadas la masa del soluto y el volumen de una solución, calcular la molaridad de la solución. 10. Calcular la molaridad de una solución dado el porciento por peso, la densidad y el volumen de solución. 11. Dados la molaridad y el volumen de una solución, calcular los moles de soluto. Dados los moles del soluto y la molaridad de una solución, calcular el volumen de la solución. 12. Para diluir soluciones: Calcular el volumen de una solución de molaridad conocida, que se requiere para preparar un volumen específico de una solución de menor molaridad. 13. En un análisis volumétrico: Dada una ecuación química, calcular el volumen de una solución de molaridad conocida de un reactivo, que se requiere para que justamente reaccione con una cantidad dada de otro reactivo. 14.Por medio del proceso de titulación: Para una reacción química, calcular la cantidad de un reactivo, que reacciona completamente con un volumen dado de una solución de molaridad conocida del otro reactivo. 15. Determinar la masa de un ion o el porciento de éste en una muestra mediante un análisis gravimétrico.
5 16. Definir o explicar: oxidación reducción ecuación media agente oxidante agente reductor Capítulo 5: Estado Gaseoso- (asignado) 2 horas 1. Conocer las unidades en que se mide presión y poder convertir de una unidad a otra. 2. Dado el volumen (V) y la presión (P) inicial de una cantidad definida de un gas, calcular V final o P final, cuando cambia V o P y se mantiene la temperatura (T) constante, usando la ley de Boyle. 3. Dado el V y la T inicial de una cantidad definida de un gas, calcular el V final o la T final, cuando cambia una de las variables y se mantiene la presión constante, usando la ley de Charles. 4. Dado V, T, P de una cantidad definida de un gas, calcular una de las variables V,T o P, cuando cambian dos de las variables, usando la ley combinada de gases. 5. Dada la P inicial de una cantidad definida de gas a cierta temperatura, calcular la nueva P ot del gas al cambiar su T o P, usando la ley de Amonton. 6. Relacionar la cantidad de gas contenido en volumenes iguales de gases que se encuentran a igual temperatura y presión, según la ley de Avogadro. 7. Dadas tres de las variables: V, P, T y n para un gas, calcular la cuarta variable usando la ley del gas ideal. 8. Conocer la relación entre la densidad de un gas y su peso molecular a base de la ley del gas ideal. 9. Resolver problemas de estequiometría que envuelven volúmenes de gases usando la ley del gas ideal para hallar los moles de gas. 10. Explicar las correcciones a la presión y el volumen que establece la ecuación de van der Waals 11. Definir o explicar los siguientes conceptos: presión constante molar de gas (R) pascal (Pa) ley del gas ideal mm de Hg o torr presión parcial atmósfera (atm) ley de Dalton barómetro fracción molar manómetro teoría cinético molecular Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Amonton Ley de Avogadro volumen molar (V m ) ecuación de van der Waals gas ideal temperatura y presión estándar (STP) gas real Capítulo 6: Termoquímica 5 horas 1. Dada la masa y la velocidad de un objeto, calcular su energía cinética. 2. Dada una reacción química, el estado físico de las sustancias y el calor absorbido o liberado, escribir la ecuación termoquímica. 3. Dada una ecuación termoquímica, calcular el calor que corresponda a múltiplos de los coeficientes de la ecuación ajustada o a la reacción inversa. 4. Dado el ΔH para de una ecuación termoquímica, calcular el calor de reacción para una masa dada de reactivo o producto (aplicar estequiometría). 5. Dadas cualesquiera tres de las variables q, s, m o Δt, calcular la cuarta. 6. Dadas varias ecuaciones termoquímicas, calcular el ΔH para la reacción que se obtiene al sumar las reacciones individuales usando la ley de Hess. 7. Dada una tabla de entalpías de formación estándar, calcular el calor de un cambio de fase o el ΔH de una reacción química. 8. Definir o explicar los siguientes conceptos: energía sistema energía cinética alrededores energía potencial calor caloría trabajo joule capacidad de calor entalpía calor específico entalpía de reacción calorímetro ecuación termoquímica ley de Hess
6 energía interna función de estado ley de conservación de energía Capítulo 7: Teoría Cuántica del Átomo estado estándar entalpía de formación estándar 4 horas 1. Dada la frecuencia de luz (ν), calcular la longitud de onda (λ) o viceversa. 2. Dada la frecuencia o longitud de onda, calcular la energía (E), asociada a un fotón. 3. Describir las contribuciones de Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg y Schrödinger en el desarrollo de la teoría cuántica del átomo. 4. Dado un conjjunto de números cuánticos, n, l, m l y m s, decidir si es un conjunto permisible para un electrón. 5. Definir o explicar los siguientes conceptos: longitud de onda (λ) frecuencia de luz (ν), radiación electromagnética espectro electromagnético constante de Planck (h) fotón efecto fotoeléctrico espectro continuo espectro de línea niveles de energía relación de de Broglie mecánica cuántica orbital atómico principio de incertidumbre de Heisenberg número cuántico principal (n) número cuántico de momento angular (l) número cuántico magnético (m l ) número cuántico de spin o giro (m s ) Capítulo 8: Configuración Electrónica y Periodicidad 5 horas 1. Dada una configuración electrónica o diagrama de orbitales, decidir si es posible o no de acuerdo al principio de exclusión de Pauli. 2. Dado el número atómico de un átomo, escribir su configuración electrónica para el estado raso, de acuerdo al principio Aufbau. 3. Dado el período y el grupo al que pertenece un elemento, escribir su configuración terminal o de valencia. 4. Dada la configuración electrónica para el estado raso de un átomo, escribir el diagrama de orbitales, aplicando la regla de multiplicidad máxima de Hund. 5. Usando la tabla periódica y las tendencias conocidas, colocar una serie de elementos, en orden de radio atómico o energía de ionización. 6. Definir o explicar los siguientes conceptos: configuración electrónica sustancia paramagnética diagrama de orbitales sustancia diamagnética principio de exclusión de Pauli ley periódica principio Aufbau carga nuclear efectiva configuración de gas noble radio iónico configuración de pseudo gas noble primera energía de ionización electrones de valencia afinidad electrónica regla de Hund Capítulo 9: Enlace Iónico y Enlace Covalente 6 horas 1. Representar el enlace iónico usando símbolos de Lewis. 2. Dado un ion, escribir su configuración electrónica. 3. Escribir el símbolo de Lewis para el ion de un elemento representativo. 4. Dada una serie de iones, usar las tendencias periódicas para colocarlos en orden de aumento en radio iónico. 5. Dadas las electronegatividades de los átomos, colocar una serie de enlaces, en orden de polaridad. 6. Dada la fórmula molecular de un compuesto simple o de un ion, escribir su fórmula de Lewis. 7. Dada una molécula con enlace deslocalizado, escribir sus formas resonantes. 8. Dadas varias fórmulas de Lewis, usar el concepto de carga formal para determinar la fórmula que describe mejor la distribución electrónica de la especie.
7 9. Conocer la relación entre orden de enlace y longitud de enlace. 10. Definir o explicar los siguientes conceptos: enlace iónico enlace doble símbolos de Lewis enlace triple energía reticular enlace covalente polar radio iónico electronegatividad especies isoelectrónicas enlace deslocalizado enlace covalente descripción de resonancia fórmulas de Lewis carga formal pares enlazantes longitud o distancia de enlace pares no enlazantes radio covalente enlace covalente coordinado orden de enlace regla de octeto energía de enlace enlace sencillo Observaciones Capítulo 1 Sección 1.5 -Se cubrirá en el laboratorio. El estudiante es responsable de este material para los exámenes de la conferencia. Capítulo 2 Sección 2.8 -Se cubrirá en el laboratorio. El estudiante es responsable de este material para los exámenes de la conferencia. En el primer examen parcial se preguntará nomenclatura de cationes y aniones; en el segundo examen parcial, nomenclatura de compuestos iónicos; en el tercero, nomenclatura de compuestos covalentes. El examen final cubrirá todo el material de nomenclatura. Capítulo 4 Sección 4.5- Se elimina de la pág 151 la información sobre la serie de actividad. El capítulo se discutirá en clase, pero se asignará leer el tema reducción-oxidación, incluyendo números de oxidación en el texto suplementario Manual de Notas de Clase. Deberán estudiar el tema y entregar los problemas que se asignarán para bono (1 punto) a más tardar la semana del 17 de septiembre. Este material estará incluido en el segundo examen parcial. Capítulo 5 Se asignará para lectura en el texto suplementario Manual de Notas de Clase. Deberán entregar los problemas que se asignarán para bono (3 puntos) a más tardar la semana del 24 de septiembre. Este material estará incluido en el tercer examen parcial. Se elimina de la Sección 5.6 el tema The Ideal Gas Law from Kinetic Theory. Sección 5.7 Se elimina. Se elimina de la sección 5.8 los problemas numéricos. Capítulo 6 Sección 6.3-Se elimina el tema Enthalpy and Internal Energy en las págs. 233 y 234. Sección 6.9- Se elimina. Capítulo 7 Secciones 7.3 y 7.4 Se eliminan los problemas numéricos. Capítulo 8 El estudiante será responsable de leer las secciones 8.5 y 8.7. Capítulo 9 Sección 9.1 Se omiten los temas Energy Involved in Ionic Bonding y Lattice Energies from the Born-Haber Cycle, en las páginas 331-334.
8 PROBLEMAS RECOMENDADOS Capítulo 1: 25, 31, 33, 35, 37, 39, 41, 43, 51, 53, 55, 61, 63, 65, 67, 69, 71, 73, 75, 77, 79, 81, 83, 87, 89, 91,127, 137 Capítulo 2: 31, 33, 37, 39, 41, 43, 45, 47, 49, 51, 59, 61, 63, 65, 67, 87, 89, 101, 105 Capítulo 3: 23, 25, 31, 35, 39, 43, 47, 49, 55, 57, 59, 61, 63, 65, 69, 73, 81, 83, 85, 87, 89, 91 Capítulo 4: 23, 25, 27, 29, 31, 33, 35, 37, 43, 45, 47, 49, 51, 53, 55, 57, 59, 61, 63, 67, 69, 71, 73, 75, 77, 79, 81, 83, 85, 87, 91 Capítulo 5 23: b, c y d, 27, 31, 33, 35, 37, 39, 43, 45, 47, 49, 51, 55, 57, 61, 63, 65, 67, 69, 73, 75, 77, 79, Capítulo 6: 25, 37, 39, 41, 43, 45, 47, 49, 51, 53, 55, 57, 59, 65, 67, 69, 71, 73, 75, 77, 79 Capítulo 7: 19, 27, 29, 31, 33, 37, 39, 41, 57, 59, 61, 63, 81, 85 Capítulo 8: 27, 33, 35, 37, 39, 41, 43, 45, 49, 51, 53, 55, 57, 63, 71, 73, 75, 83 Capítulo 9: 23, 27, 29, 31, 33, 35, 37, 39, 41, 43, 45, 47, 49, 51, 53, 55, 57, 59, 61, 63, 65, 67, 69, 71, 77, 81, 85, 97, 99
9 Calendario del Primer Semestre del año 2007 08 LUNES MARTES MIERCOLES JUEVES VIERNES AGOSTO SEPTIEMBRE OCTUBRE NOVIEMBRE 13 20 27 3 FERIADO 10 17 24 1 8 15 22 29 5 12 FERIADO 19 FERIADO 26 14 21 / 28 4 11 Cap.3/ 18 25 2 /Cap. 5 9 16 23 30 Examen III 6 13 CLASES DE LUNES 20 27 8 Introducción 15 22 29 5 Examen I CLASES DE LUNES 12 19 26 3 17 24 31 7 14 Cap. 5 Examen II 10 21 CLASES DE VIERNES Examen final Lab 28 Último día de clases 9 Introducción 16 23 30 6 13 20 27 4 11 18 25 1 8 15 Cap. 5/ /Cap.8 Bajas Parciales 22 Receso Acción 10 17 24 31 7 14 21 28 5 Cap. 5 12 FERIADO 19 26 2 9 16 23 de Gracias
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