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Facultad de Ciencias Exactas y Tecnología Universidad Autónoma Gabriel René Moreno CARRERA DE INGENIERIA INDUSTRIAL


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1 DATOS GENERALES PROGRAMA ANALITICO DE LA ASIGNATURA QUIMICA GENERAL (QMC-100) ASIGNATURA:... Química General SIGLA Y CODIGO:Q... MC-100 CURSO:... Primer Semestre PREREQUISITOS:... Ninguno HORAS SEMANAS:... 4 Teóricas y 5 Prácticas CREDITOS:... 6 CR PROFESOR:... Lic. Lily Suárez de Roca FECHAS:... Semestre I/2003 Ultima revisión: Jornadas Académicas, nnoviembre del OBJETIVOS Aplicar relaciones cuantitativas y cualitativas de funciones químicas e la resolución de problemas. Describir la estructura atómica, molecular y las propiedades periódicas. Relacionar datos termodinámicos para calculo de calores de reacción Interpretar las reacciones en equilibrio en solución acuosa, cuantificando los resultados. Aplicar técnicas experimentales básicas en trabajos de laboratorio CONTENIDO GENERAL Relaciones ponderales.- Estructura atómica.- enlaces.- Leyes fundamentales de la química.- conceptos básicos de cinética.- equilibrio químico. UNIDAD I: RELACIONES PONDERALES TIEMPO: 30 horas OBJETIVOS ESPECIFICOS Cuantificar las relaciones estequiometricas Cuantificar las disoluciones 1. ASPECTOS CUANTITATIVOS EN LAS ECUACIONES QUIMICAS 1.1. Fundamentos de estequiometria 1.2. Igualación de Ecuaciones - Método del Nº de oxidación 1.3. Relaciones estequiometricas Peso - Peso Peso - volumen Volumen - volumen 1.4. Efecto de la pureza y rendimiento 1.5. Estequiometria de los procesos químicos mas usuales 1.8. Reacciones consecutivas 2. ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LAS DISOLUCIONES

2 2.1. Generalidades 2.2. Solubilidad Conceptos Saturación y sobresaturación Curvas de Solubilidad Cristalización y purificación Cálculos 2.3. Formas de expresar concentración en disoluciones Unidades - Porcentaje Unidades químicas - Molaridad - Normalidad - Molalidad - Fracción molar 3. TRABAJOS PRACTICOS 3.1. Conocimiento y manejo del material de Laboratorios 3.2. Manejo de datos experimentales 3.3. Ejecución de técnicas básicas de Laboratorio 3.4. Determinación de Peso Equivalente y composición centesimal 3.5. Determinación de solubilidades 3.6. Preparación de soluciones UNIDAD II.- ESTRUCTURA ATOMICA TIEMPO: 30 horas OBJETIVO ESPECIFICO: Analizar la estructura atómica de la materia. 1. INTRODUCCION 1.1. Características de las partículas sub - atómicas 1.2. Necesidad de un modelo atómico Desde Dalton a Rutherford Desde Rutherford a Bohr Limitaciones de los modelos clásicos 2. MODELO MECANICO CUANTICO 2.1. Dualidad Onda - partícula 2.2. Principio de In- certeza 2.3. Orbitales atómicos 2.4. Números cuánticos 2.5. Configuraciones electrónicas y propiedades magnéticas 3. CLASIFICACION PERIODICA 3.1. Sistema periódico 3.2. Propiedades Radio atómico e iónicos Potencial de ionización Estados de oxidación

3 Electro afinidad Carácter metálico 4. TRABAJOS PRACTICOS 4.1 Observación de tubos de descarga y espectros 4.2. Separación de sustancias Destilación Decantación centrifugación Filtración 4.3. Determinación de constantes físicas Densidad Puntos de fusión y ebullición. UNIDAD III.- ENLACES TIEMPO: 30 horas OBJETIVO ESPECIFICO.- Analizar los diferentes tipos de enlaces atómicos. 1. ENLACE QUIMICO 1.1. Teoría de Lewis y representaciones 1.2. Energía de enlace Análisis de diagrama de Morse-London Tablas de energía y Estabilidad Distancias de enlace 1.3. Carácter direccional de Enlace Covalente Ángulos y distancia de enlace 1.3,2. Teoría de Enlace-valencia Hibridación de orbitales s,p,d Enlace sigma y enlace pi Energía de resonancia y electronegatividad 2. ENLACE IÓNICO 2,1. Características de compuestos con enlace iónico 2.2. Carácter covalente 2.3. Cristales iónicos 2.4. Energía de enlace iónico 3. ENLACES NO DE VALENCIA 3.1. Enlace metálico 3.2. Enlace por puente de hidrogeno 3.3. Van der Waals 4. TRABAJOS PRACTICOS EN LABORATORIO 4.1. Determinación de propiedades diferenciales de los enlaces Por conductividad, Por solubilidad y por estabilidad térmica 4.2. Construcción de modelos moleculares UNIDAD IV.- LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUIMICA HORA: 30 horas

4 OBJETIVO ESPECIFICO.- analizar las leyes fundamentales de la química. 1. Introducción 1.1. Calorimetría 1.2. Calor y temperatura 1.3. Calores de sustancias Calor especifico Calor de fusión Calor de vaporización 2. REACCIONES TERMOQUÍMICAS 2.1. Reacciones exotérmicas 2.2. Reacciones endotérmicas 2.3. Diagramas 3. LEYES DE TERMOQUIMICA 3.1. Ley de Lavoaisier y Laplace 3,2, Ley de Hess 4. CALORES A PRESION Y VOLUMEN CONSTANTE 4.1. Calor de formación 4.2. Estado de referencia 4.3. Calor de combustión 4.4. Calculo de calores en base a datos tablados 4.5. Estimación de calores de reacción 5. TRABAJOS PRACTICOS 5.1. Transferencia de calor 5.2. Determinación de calor específico y de fusión UNIDAD V.- CONCEPTOS BASICOS DE CINETICA TIEMPO: 21 horas OBJETIVO ESPECIFICO.- Analizar conceptos básicos de cinética y equilibrio. 1. CONCEPTOS BASICOS DE CINETICA 1.1. Reversibilidad e irreversibilidad 1.2. Velocidad de reacción y constante de velocidad 1.3. Factores que influyen en la velocidad de reacción Temperatura Concentración Catalizadores Diagrama del complejo activado 2. EQUILIBRIO QUIMICO 2.1. Conceptos del equilibrio químico

5 2.2. Ley de acción de las mesas 2.3. Constantes de equilibrio 2,4. Principios de Le Chatelier 2.5. Cálculos basados en el equilibrio 3. TRABAJOS PRACTICOS EN LABORATORIO 3.1. Medición de la velocidad de reacción Efectos de la temperatura Efectos de la concentración Efectos del catalizador Aplicación del principio de Le Chatelier UNIDAD VI.- EQUILIBRIO QUIMICO TIEMPO: 21 horas OBJETIVO ESPEFICO.- Analizar el equilibrio ácido-base y otros tipos de equilibrios químicos. 1. ELECTROLITOS 1.1. Tipos de electrolitos 1.2. Conductividad 2. EQUILIBRIO ACIDO-BASE 2.1. Teoría de Lewis y Bronsted - Lowry 2.2. Fuerza de ácidos y bases Constantes de acidez 2.3. Constantes de ionización del agua 2.4. Conceptos de ph y poh 2.5. Hidrólisis 2.6. Tampones 2.7. Indicadores 2.8, Neutralización ácido - base 2.9. Cálculo de ph 3. OTROS EQUILIBRIOS 3.1. Equilibrio con iones complejos Número de coordinación Constantes de estabilidad 3.2. Equilibrio heterogéneo Generalidades Sustancias poco solubles Constantes del producto de solubilidad (Kps) Cálculos de solubilidad Efectos de ion común 3.3. Equilibrio de Oxido-Reducción Conceptos Métodos de íon-electrón Tablas de potenciales normales Predicción de reacciones

6 4. TRABAJOS PRACTICOS DE LABORATORIO 4,1. Determinación de ph 4.2. Uso de indicadores 4.3. Cálculo de constantes de Hidr6lisis 4,4. Reacciones de neutralización y tampones 4.5. Reacciones De precipitación De complejos De Oxido-Reducción METODOLOGIA Y MEDIOS Clases en el aula: Exposiciones del profesor con apoyo del pizarrón Exposiciones del profesor con apoyo del proyector de acetatos Exposiciones del profesor con apoyo del proyector multimedia Preguntas y respuestas del profesor a los estudiantes y viceversa. Trabajos en grupos. Exposiciones de los estudiantes. Proyecciones de videos. Estudio de casos. Prácticas de Laboratorio: Explicación de los objetivos y uso de la guía de laboratorio. Manipulación de los instrumentos y equipos de laboratorio en grupos. Registro de datos Preguntas y respuestas de la práctica. Elaboración y presentación de informes. EVALUACION: Normas de evaluación Para tener derecho a examen final se requiere asistencia mínima del 65% a las clases teóricas y al 100% de las prácticas. 2 evaluaciones parciales... 40% 1 Examen final... 35% Trabajos Prácticos, informes de laboratorio y otros... 25% Formas e instrumentos de evaluación Se realiza al inicio del semestre una evaluación diagnostica con el fin de medir el grado de homogeneidad de los conocimientos del grupo. Se hará un seguimiento continuo a los alumnos, tomando nota de su desenvolvimiento y participación para la evaluación parcial. La evaluación parcial consiste en una prueba teórica-practica escrita o un examen oral, dependiendo de la cantidad de alumnos de un determinado grupo. Es importante destacar que en cada prueba se verifica el cumplimiento de los objetivos.

7 La evaluación final consiste en la verificación del logro de los objetivos mediante una prueba teórica-practica escrita o un examen oral, dependiendo de la cantidad de alumnos de un determinado grupo. BIBLIOGRAFIA 1. ANDER, P Y SONNESA, A.: Principios de química, México, Limusa BRESCIA, FRANCK.:: Fundamentos de Química. México, Continental DILLARD, C. Y GOLDEBERG: Química, Bogota, Fondo Educativo Latinoamericano FREY, PAUL.: Química Moderna. Barcelona, Montaner y Simon, S:A 1970

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