Programa Química General 951407

Universidad Tecnológica Nacional Facultad Regional Buenos Aires

Asignatura: Química General

Código: 95-1407

Orientación: General

Clase: cuatrimestral / anual

Departamento: Ciencias Básicas – U.D.B. Química

Hs./sem.: diez / cinco

Area: Química (Formación Básica Homogénea)

Hs./año: 160 totales. (Res. Nº 68/94)

PROGRAMA QUIMICA GENERAL 951407 PDF

Objetivos Generales

Adquirir los fundamentos de las ciencias experimentales.
Adquirir interés por el método científico y por una actitud experimental.

Objetivos Específicos

Comprender la estructura de la materia.
Transmitir el concepto de las relaciones cuantitativas en los sistemas materiales para hacer posible su empleo en la Ingeniería.
Proporcionar el conocimiento fundamental de las propiedades de algunos materiales básicos.

Programa sintético

Sistemas materiales.
Notación. Cantidad de sustancia.
Estructura de la materia.
Fuerzas intermoleculares.
Termodinámica química.
Estados de agregación de la materia.
Soluciones. Soluciones diluidas.
Dispersiones coloidales.
Equilibrio químico.
Cinética química.
Equilibrio en solución.
Electroquímica y pilas.
Introducción a la química inorgánica.
Introducción a la química orgánica.
Introducción al estudio del problema de residuos y efluentes.

Unidad Temática 1: ( 13 horas)

Sistemas materiales:

Propiedades intensivas y extensivas. Sistema homogéneo, heterogéneo e inhomogéneo; concepto de variables de estado. Estados físicos o de agregación y nombres de los cambios.

Dispersiones groseras:

Clasificación y ejemplos según el estado de agregación.Coloides:Noción. Criterio de heterogeneidad. Breve descripción de sedimentación, centrifugación, decantación, filtración, separación magnética, tamizado, etc. Propiedades aprovechadas para efectuar estas separaciones.

Soluciones:

Clasificación; criterio experimental para distinguir solución de sustancia pura. Fraccionamiento por destilación, cristalización y extracción por solventes.

Sustancia pura:

Sustancia simple y compuesta.. Elemento. Leyes de los cambios de estado de agregación. Cambios físicos y químicos.

Unidad Temática 2: (15 horas)

Estructura atómica:

Número atómico y número de masa. Isótopos. Comparación entre diámetro atómico y nuclear. Masa y carga del protón, neutrón y electrón. Masa atómica. Unidad de masa atómica (uma), masa atómica relativa, masa molecular relativa , masa atómica absoluta. Equivalencia de la uma con el gramo. Comparación entre masa atómica y nuclear.

Cantidad mínima de sustancia:

moléculas y otras unidades mínimas. Significado conceptual de las fórmulas. Masa de la unidad mínima de una sustancia no formada por moléculas.

Unidad mol del Sistema Internacional y Sistema Métrico Legal Argentino:

Constante de Avogadro; Ley de Avogrado: Volumen molar y Volumen molar normal. Ley de Lavoisier de conservación de la masa y de Einstein de la materia y energía. Ley de las proporciones definidas de Proust. Balanceo de ecuaciones por tanteo y por método algebraico. Cálculos estequimétricos con masas, volúmenes y número de moles. Reactivo limitante. Pureza de reactivos y rendimiento de las reacciones.

Unidad Temática 3: (11 horas)

Gases:

Descripción cinético-molecular del estado gaseoso y correlación con las propiedades presión, temperatura, volumen, densidad, miscibilidad y compresibilidad de los gases. Punto crítico; isoterma crítica. Gases ideales. Ecuación de estado y Ecuación general. Ley de las presiones parciales de Dalton y ley de la difusión de Graham. Gases reales. Desviación del comportamiento ideal. Ecuación de van der Waals. Cálculos estequiométricos.

Unidad Temática 4: (15 horas)

Estructura electrónica:

Razón de su estudio en química. Modelos atómicos. Espectros. Cuantos. Dualidad onda-partícula. Principio de incertidumbre; concepto probabilístico de distribución de electrones. Orbital. Significados de los números cuánticos n, l, m y s. Orden de llenado; niveles y subniveles de energía; regla de las diagonales. Principio de exclusión de Pauli y Regla de Hund. Configuración electrónica de los átomos en orbitales y casilleros.

Tabla periódica:

Ley periódica moderna. Configuración electrónica de valencia; bloques s, p, d, f. Tendencias del radio atómico, potencial de ionización y afinidad electrónica en grupos y períodos; características de los elementos metálicos, no metálicos, semimetálicos e inertes.

Unidad Temática 5: (15 horas)

Uniones químicas:

Modelo atómico orbital del enlace. Regla del octeto. Escala de electronegatividades de Pauling. Unión covalente simple, doble, triple y coordinada. Unión covalente polar y no polar. Ejemplos de uniones covalentes en moléculas y en redes de átomos. Red covalente. Notación de Lewis. Fuerzas de cohesión intermolecular por dipolos permanentes, puentes hidrógeno y dipolos temporarios. Redes moleculares. Unión iónica; red iónica. Unión metálica; red metálica. Origen de la repulsión interna en los cuerpos; significado de la temperatura; agitación térmica; concepto del cero absoluto. Existencia de las sustancias como cuerpo sólido, líquido o gaseoso según predomine la cohesión o la repulsión internas.

Escritura de fórmulas:

Número de oxidación. Nomenclatura tradicional y sistemática de Stock de óxidos, ácidos, hidróxidos y sales sencillas. Mínimo número de fórmulas de química del carbono para ilustrar la diversidad de cadenas, funciones e isomería.

Unidad Temática 6: (7 horas)

Líquidos:

Descripción de su estructura interna. Presión de vapor; punto de ebullición; calor latente de vaporización. Viscosidad. Tensión superficial. Sólidos. Descripción de su estructura interna: amorfos y cristalinos. Cohesión interna y puntos de fusión comparativos de los sólidos moleculares, covalentes, iónicos y metálicos. Calor latente de fusión. Presión de vapor del sólido; punto de sublimación; calor latente de sublimación.

Diagrama de fases de una sustancia:

Punto triple. Gráficos presión-temperatura del agua y del dióxido de carbono. Su interpretación.

Unidad Temática 7: (20 horas)

Soluciones:

Soluciones gaseosas, líquidas y sólidas. Composición y concentración: % m/m, % m/v, % v/v, molaridad, molalidad y fracción molar. Soluciones no saturadas, saturadas y sobresaturadas. Curva de solubilidad de sólidos en líquidos. Soluciones de gases en líquidos: ley de Henry. Ley de distribución. Propiedades coligativas. Descenso de la presión de vapor; ley de Raoult. Descenso crioscópico; anticongelantes. Ascenso ebulloscópico. Presión osmótica. Aplicaciones. Electrolitos y no electrolitos; teoría de Arrhenius; conductividad electrolítica. Grado de disociación; electrolitos fuertes y débiles; mención del efecto de la disociación de los electrolitos sobre las propiedades coligativas. Neutralización; equivalente gramo; normalidad de soluciones.

Unidad Temática 8: (15 horas)

Cinética química:

Definición de velocidad de reacción; curva de concentraciones de reactivos y productos en función del tiempo; velocidad media; velocidad instantánea. Rango: desde infinitamente lentas (H2 con O2 a temperatura ambiente), hasta las deflagraciones. Expresión genérica de la velocidad instantánea en función de las concentraciones. Velocidad específica; efecto de la temperatura; nociones de catálisis.

Reacciones totales y reversibles:

Equilibrio molecular; constante de equilibrio en término de concentraciones molares. Perturbación del equilibrio; principio de Le Chatelier – Braun; noción de reacción exotérmica y endotérmica. Comparación del cociente de reacción Q vs. la constante de equilibrio Kc y Kp.

Equilibrio iónico:

Kw, Ka y Kb; pH y pOH. Hidrólisis.

Unidad Temática 9: (23 horas)

Reacciones redox:

Ejemplos de química inorgánica y combustiones. Método del ion-electrón para balancear ecuaciones redox en medio acuoso. Potenciales patrón de reducción y oxidación; reacciones espontáneas y no espontáneas. Pilas. Cálculo de f.e.m en condición patrón; mención del efecto de las concentraciones y de la temperatura. Descripción y ecuaciones de la pila de Daniell y acumulador de plomo; descripción de la pila de Leclanché. Otras pilas. Electrólisis; carga del electrón ; carga de 1 mol de electrones, constante de Faraday. Cálculos estequiométricos con lectura de las semiecuaciones; cantidad de electricidad circulada a partir del número de moles de electrones intercambiados; correlación con la expresión final de las leyes de Faraday. Obtención de aluminio. Refinación del cobre. Nociones sobre corrosión y protección metálica.

Unidad Temática 10: (8 horas)

Termoquímica:

Entalpía. Ecuaciones termoquímicas. Leyes de la Termoquímica. Cálculo del calor de una combustión y otra reacción sencilla, usando los datos de la tabla estándar de entalpías de formación. Concepto de poder calorífico superior e inferior de combustibles.

Unidad Temática 11: (18 horas)

Agua:

Clasificación según procedencia. Aguas duras. Ablandamiento. Agua potable. Nociones sobre contaminación microbiana.

Nociones sobre:

Tratamiento de efluentes. Agujero de ozono. Efecto invernadero. Contaminación ambiental: monóxido de carbono. Óxidos de nitrógeno. Desechos peligrosos. Lluvia ácida.

TRABAJOS PRÁCTICOS

T.P. N° 1:

Corresponde a la U.T. 1. N° de horas 5 (cinco)

a) Elementos de Laboratorio. Objetivo: Presentación y demostración del uso de los elementos de Laboratorio.
b) Sistemas materiales. Objetivo: Separar los componentes de sistema de materiales heterogéneos y homogéneos con la finalidad que el alumno domine las técnicas y el manipuleo del del material de laboratorio.

T.P. N° 2:

Corresponde a la U.T.2, 3 y 8. N° de horas 5 (cinco)

a) Determinación de la masa atómica relativa del magnesio. Objetivo: La determinación se basa en la medición cuantitativa y volumétrica de la reacción entre el magnesio y el ácido clorhídrico.
b) Determinación de la concentración de una solución de peróxido de hidrógeno. Objetivo: Medición del oxígeno desprendido mediante la descomposición del peróxido de hidrógeno por la acción del dióxido de manganeso como catalizador. Se expresan las concentraciones utilizando distintas formas empíricas y normalizadas.

T.P. N° 3:

Corresponde a la U.T. 7. N° de horas 5 (cinco)

a) Soluciones. Preparación y valoración de una solución de ácido clorhídrico. Objetivo: Comprensión de las técnicas de volumetría, utilización de diferentes indicadores y las verificaciones del punto de equivalencia y punto final de una titulación.
b) Solubilidad. Determinación de la solubilidad del clorato de potasio. Objetivo: Aprender el manejo de las curvas de solubilidad determinando la masa de una muestra incógnita.

T.P. N° 4:

Corresponde a la U.T. 8 y 9. N° de horas 5 (cinco)

a) Potencial hidrógeno (pH) y potencial hidróxido (pOH). Objetivo: Familiarizar a los alumnos con el manejo y aplicación de los medidores de pH (peachímetros) y papeles indicadores, como así también el fenómeno de hidrólisis de sales.
b) Oxido-reducción. Objetivo: Realizar experimentalmente distintas reacciones redox, visualizando lo ocurrido en cada una de ellas y explicando lo observado mediante hemi-reacciones.
c) Electroquímica. Objetivo: Consustanciarse con las leyes básicas de los procesos electrolíticos (electrósis, pilas, etc.)

T.P. N° 5:

Corresponde a la U.T. 6 y 11. N° de horas 5 (cinco)

a) Aguas. Objetivo: Diferenciar los tipos de aguas de acuerdo a su grado de dureza, por la determinación volumétrica de las mismas. Comparar los distintos tratamientos de ablandamiento: cal / soda y resinas de intercambio.
b) Petróleo. Objetivo: Conocer los distintos métodos de análisis de los derivados del petróleo e interpretar los resultados de los mismos.

Bibliografía:

( cada uno de los textos que se detallan a continuación cubren el programa completo)

K. W. Whitten, Davis y Peck: Química General
Raymond Chang: Química
Atkins: Química General
Mahan y Myers: Química, Curso Universitario
Masterton y Otros: Química General Superior
Keenan, Kleinfelter y Wood: Química General Universitaria –
Sienko Plane: Química Teórica y Descriptiva
Angelini y otros: Temas de Química General. EUDEBA.