Código: 3401

4 unidades crédito

Esta asignatura se dicta en 6 horas a la semana, las cuales no están discriminadas en horas de teoría y horas de práctica.

Programa vigente

 

Unidad I – Fundamentos de la Química

Tema 1: Introducción a la Ciencia y la Química

Un repaso superficial sobre el origen y evolución de la ciencia y la química en particular. El método científico, sus principios e implicaciones. Repaso de conceptos matemáticos básicos. Magnitudes, Unidades (g, kg, L, mL, etc.) y cómo escribirlas.

Tema 2: Introduccion a la Estructura Atomica:

La teoria atomica, Estructura del atomo, electron, Radioactividad. Numero atomico, numero de masa e isotopos. Fórmulas moleculares: relaciones entre el número de partículas, la masa, el número de mol, la densidad, etc.
La masa atómica. El significado de los subíndices en una fórmula química. Cálculo de masas molares, composiciones centesimales y fórmulas empíricas.

Tema 3: Reacciones y Ecuaciones químicas. Estequiometría.

Descripción y tipos de reacciones químicas. Ecuaciones químicas. Diferencia entre reacciones y ecuaciones químicas. Balanceo de ecuaciones y el significado de los coeficientes en una ecuación. Cálculos estequiométricos. Relaciones entre masas y mol, aplicaciones.

Reacciones con reactivo limitante. Cálculo de la pureza de un reactivo a partir

de la cantidad obtenida de un producto.

Tema 4: Disoluciones.

Mezclas homogéneas y heterogéneas. Las disoluciones como mezclas homogéneas en fase líquida. Soluto y solvente.
Diferencia entre disolución y dilución.
Unidades de concentración: %m/m, %m/v, molaridad, y molalidad; fracción molar y su aplicación en gases. Interconversión de unidades.

Preparación de disoluciones y diluciones.

Reacciones de precipitacio, acido-base y de oxidación reducción.

 

Unidad II – Estructura Atómica y Molecular

Tema 5: Teoria Cuantica y estructura electronica de los atomos.

Recuento de los diferentes modelos atómicos y propuestas sobre la estructura de la materia:
El modelo de Thomson. El modelo de Rutherford y la naturaleza nuclear del átomo. Planck, Einstein y la cuantización de la energía. El modelo cuántico de Bohr. La dualidad onda-partícula de De Broglie, el Principio de Incertidumbre de Heisenberg y la Ecuación de Schrödinger.

Orbitales atómicos y números cuánticos: n, l, ml y ms.

Configuraciones electrónicas: Principio de exclusión de Pauli, regla de Hund, y

Principio de Aufbau.

Tema 6: Relaciones Periodicas de los Elementos.

La Tabla Periódica moderna y las nuevas propuestas. Formas de dividir la Tabla Periódica: Grupos principales; bloques s, p, d, f; metales, no-metales,

metaloides.
Principales propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, energía de ionización. Tendencias generales de las propiedades químicas de los elementos. Concepto de electronegatividad.

Tema 7: Enlaces Químicos.

Concepto de enlace. Tipos de enlaces: iónico, covalente y metálico. Tipos de enlaces que formarían dos elementos cualesquiera según su posición en la tabla periódica.

Tema 8: Reacciones de Óxido-Reducción (RedOx)

Estado o número de oxidación. Diferencia entre valencia y estado de oxidación. Conceptos de oxidación y reducción. Agente oxidante y agente reductor. Concepto de semi-ecuación. Balanceo de ecuaciones RedOx por el método del ión-electrón.

 

Unidad III – Fuerzas Intermoleculares

 Tema 9: El Estado Gaseoso.

Revisión de las diferencias y similitudes entre los estados sólido, líquido y gaseoso. Comportamiento y características de los gases. Características. Concepto de gas ideal y de gas real. Los experimentos de Boyle y Mariotte y la relación presión-volumen. Gay-Lussac, la hipótesis y Ley de Avogadro y la relación cantidad-volumen. La Ley de Charles, la modificación de Lord Kelvin y el concepto de temperatura absoluta. La ecuación de estado de los gases ideales. Condiciones.

Tema 10: Mezclas de gases y reacciones en estado gaseoso.

Ley de las presiones parciales de Dalton. Reacciones en estado gaseoso. Recolección de gases sobre agua. Desviación del comportamiento ideal.

Tema 11: Introduccion a la termodinamica ty termoquimica.

Energia, trabajo y calor. Funciones de Estado, capacidades calorificas, calorimetria. Primera ley de la termodinamica. Entalpia.

 

Tema 12: Introducción al estado líquido

Fuerzas intermoleculares: Puentes de hidrógeno, interacciones dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London. Propiedades generales de los líquidos: presión de vapor, punto de ebullición y congelación. Cambios de fase. Diagramas de Fase y procesos involucrados. Interpretación del diagrama. Ejemplos: agua, dióxido de carbono, yodo.

 

Tema 13: Disoluciones Ideales

Definición. Ley de Raoult. Aplicaciones. Disolución de solutos no volátiles. Propiedades coligativas: descenso de la presión de vapor, aumento del punto de ebullición, descenso del punto de congelación, presión osmótica.

Tema 14: Cinetica Quimica

Velocidad de reaccion, Leyes de velocidad, Relacion entre la concentracion de reactivos y el tiempo, Constantes de velocida, Energia de Activacion.

 

Bibliografía Recomendada.

•    BROWN, Theodore, Química, La Ciencia Central, Editorial Prentice Hall, 9a Edición, 2.004.

•    CHANG, Raymond, Química, Ed. McGraw Hill, 6a Edición, 1.999 o ediciones actualizadas.

•    MAHAN, Bruce, Química, Curso Universitario, Fondo Educativo Interamericano, 2a Edición, 1.977 o ediciones actualizadas.

•    PETRUCCI Ralph, HARWOOD William y HERRING F. Geoffrey, Química General, Editorial Prentice Hall, 8a Edición, 2.003

•    ATKINS Peter y JONES Loretta, Principios de Química, Los Caminos del Descubrimiento, Editorial Médica Panamericana, 3a Edición.

•    WHITTEN, Kenneth, Química, Editorial CENGAGE Learning, 8a Edición, 2.008.

•    UMLAND, Jean, Química General, Editorial Thomson, 3a Edición, 2.000

 

Evaluación 
La asignatura será evaluada a través de cinco (5) examenes y tareas, con un porcentaje de 15%, 15%, 20%, 20% y 20% respectivamente para los examenes y 10% las tareas . El contenido de estos examenes es acumulativo.