Nombre de la Asignatura QUIMICA GENERAL INFORMACIÓN GENERAL. Vigencia 96. Semestre (marzo 2015) Horas Teóricas Horas Prácticas

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UNIVERSIDAD DE ORIENTE NÚCLEO DE ANZOÁTEGUI

PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA

Nombre de la Asignatura

QUIMICA GENERAL INFORMACIÓN GENERAL Escuela

Unidad de Estudios Básicos

Departamento Ciencias Área Área agro-biológica y de la salud Código 010-1714 Pre-requisitos Ninguno Créditos 04 Semestre I Tipo Obligatoria Horas Semanales 06

Total Horas Semestre 96 Vigencia Semestre 2015 – 1 (marzo 2015) Horas Teóricas 03 Horas Prácticas 03 Elaborado por Coordinación de Química SÍNTESIS DE CONOCIMIENTOS PREVIOS

Lenguaje químico, materia y sus propiedades, átomo, molécula, mol, número de Avogadro, despeje de ecuaciones matemáticas, notación científica, formulación química, reacciones

químicas y balanceo de ecuaciones químicas. INTRODUCCIÓN

La estrecha relación entre la química y las ciencias agrobiológicas y de la salud, no puede ser negada, sobre todo con el desarrollo que ofrece a estas ciencias la biología molecular.

El manejo de reactivos, indicadores, tintes métodos analíticos, etc., por los profesionales de esta área, indican que estos trabajadores deben tener conocimientos relacionados con el cálculo estequiométrico, soluciones, equilibrio químico e iónico. Por otra parte, en los sistemas biológicos y suelos, ocurren procesos que son controlados por sustancias cuyos efectos están relacionados con un equilibrio de disociación de las mismas, lo que señalan un conocimiento si se quiere profundo de todos los aspectos relacionados con el equilibrio en solución acuosa. La espontaneidad o no de muchos procesos fisiológicos y bioquímicos, así como las variables termodinámicas ligadas a los procesos químicos que ocurren en los suelos y organismos, así como los pasos que siguen esos procesos, indican conocer algunos aspectos fundamentales de termodinámica y cinética química.

En vista que todos los sistemas usados por estos profesionales, están formados por sustancias, materiales y átomos, inducen la necesidad de ciertos conocimientos mínimos, sobre el átomo y sus enlaces, así como algunas de sus propiedades, que además serán necesarios para desarrollar los cursos de química que deben estar presentes en el pensum de una carrera que usen sistemas orgánicos que son los seres vivos.

Por estas razones, los mínimos conocimientos de química general que debe tener un profesional que trabaje en el área agrobiológica y de la salud están contenidos en este programa.

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PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA

QUIMICA GENERAL (010-1714) INFORMACIÓN GENERAL (cont.)

OBJETIVO GENERAL

El propósito fundamental de la asignatura química general (10-1714) es lograr que el estudiante adquiera conocimientos fundamentales para el aprendizaje posterior de la química de la materia viviente y para la comprensión e interpretación de las bases moleculares de la función biológica. Su función será de ciencia complementaria para la carrera del área agrobiológica y de la salud.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

El contenido y los objetivos de esta asignatura deben dirigirse hacia los conceptos y principios teóricos de la química, estructura y naturaleza de la materia e interpretación de sus propiedades, significado y alcance de las reacciones químicas, las leyes fundamentales, cambios energéticos y velocidades de transformación.

Lograr en el estudiante conocimientos teóricos que van a ser usados en cursos de química orgánica, bioquímica y en algunas técnicas de laboratorio utilizadas comúnmente en las carreras agrobiológicas y de la salud.

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PROGRAMA ANALÍTICO de ASIGNATURA

QUIMICA GENERAL (10-1714) CONTENIDO PROGRAMÁTICO UNIDAD 1 ESTRUCTURA ATOMICA, TABLA PERIODICA. Al finalizar esta unidad el estudiante estará en capacidad de:

 Describir brevemente los primeros modelos atómicos (Dalton, Thompson, Rutherford)

 Describir el modelo del átomo en términos de sus partículas constituyentes: electrones, protones y neutrones.

 Establecer las propiedades físicas, carga y masa de las partículas subatómicas.

 Dados masa atómica y número atómico de un elemento, determinar el número de las partículas subatómicas.

 Definir el concepto de isotopo.

 Describir las propiedades del modelo de Bohr.

 Establecer las diferencias del modelo atómico de Bohr.

 Justificar los hechos en que está basado el modelo atómico del átomo: dualidad onda-partícula y principio de incertidumbre.

 Definir orbital atómico en términos de probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo.

 Establecer el significado físico de los números cuánticos en relación a energía, forma de orientación de orbitales y spin de electrón.

 Dado el número atómico de un elemento y considerando restricciones de Pauli, Hund y Spin electrónico y energía de orbitales, escribir su configuración electrónica.

 Enunciar la ley periódica moderna.

 Describir la tabla periódica en términos de periodos, grupos y familias.

 Ubicar los elementos en la tabla periódica basándose en su distribución electrónica.

 Localizar metales, semi-metales y no-metales en la tabla periódica.

 Determinar el número de oxidación de los elementos representativos de acuerdo a su ubicación en grupos de la tabla periódica.

 Definir las propiedades atómicas: radio atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.

 Correlacionar cualitativamente en forma general, la variación de las propiedades atómicas a lo largo de los periodos y grupos de la tabla periódica.

Capítulo 1. Visión moderna del átomo.

 Modelos atómicos de Dalton, Thompson y Rutherford.

 Partículas fundamentales: electrones, protones y neutrones. Propiedades físicas: carga y masa.

 Numero atómico. Masa atómica. Isotopos.

 Modelo atómico de Bohr. Postulación. Niveles de energía. Estado fundamental y Hoja: 3 / 10

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excitación del átomo.

 Principio de incertidumbre. Modelo mecánico-ondulatorio del átomo. Números cuánticos. Orbitales.

Capítulo 2. Configuración electrónica del átomo, principios de exclusión de Pauli. Regla de Hund.

Capítulo 3. Propiedades atómicas.

 Ley periódica moderna.

 Descripción de la tabla periódica. Grupos, periodos y familias.

 Ubicación de los elementos en la tabla periódica en base a su distribución electrónica.

 Propiedades atómicas: radio atómico, radio iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.

 Variación de las propiedades atómicas en grupos y periodos de la tabla moderna. UNIDAD 2 ENLACE QUIMICO.

Al finalizar esta unidad el estudiante estará en capacidad de:

 Definir y clasificar enlaces químicos.

 Caracterizar enlace iónico.

 Ejemplificar la formación de un enlace iónico entre elementos representativos de la tabla periódica.

 Representar de acuerdo a la regla de octeto, estructuras moleculares e iones usando la simbología de Lewis.

 Establecer la polaridad de un enlace en función de las electronegatividades de sus átomos constituyentes.

 Predecir, en forma cualitativa el tipo de unión química entre elementos según su ubicación en la tabla periódica.

 Definir energía y longitud de enlace.

 Comparar en forma cualitativa, el enlace simple y el múltiple en relación a su energía y longitud de enlace.

 Representar las formas resonantes de una molécula o ion.

 Definir y justificar la hibridación de átomos.

 Predecir la geometría de agrupaciones atómicas en función de hibridación de su átomo central.

 Predecir la polaridad de una molécula basándose en las electronegatividades de sus átomos y su geometría molecular.

 Describir el tipo de enlace en algunos compuestos del carbono utilizando el recurso de hibridación de orbitales.

 Describir la formación de puentes de hidrogeno inter e intra moleculares y sus consecuencias de las propiedades de las moléculas.

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Capítulo 1. Conceptos básicos.

 Enlace químico. Típicos: iónicos, covalentes y metálicos.

 Valencia. Electrones de valencia. Estructura de Lewis. Regla del octeto. Enlace iónico. Enlace covalente. Enlaces simples y múltiples. Formas resonantes.

 Polaridad del enlace covalente. Capítulo 2. Geometría molecular.

 Orbitales moleculares. Hibridación de orbitales atómicos. Geometría de moléculas. Capítulo 3. Fuerzas intermoleculares.

 Puente de hidrogeno.

 Fuerza de Van Der Waals.

UNIDAD 3 ESTEQUIOMETRIA.

 Enunciar la ley de conservación de masas.

 Aplicar, mediante la resolución de problemas la ley de conservación de masas.

 Enunciar la ley de las proporciones definidas o de la composición constante.

 Aplicar mediante la resolución de problemas, la ley de las proporciones definidas o de la composición constante.

 Definir los conceptos de símbolos, formula, peso atómico, átomo-graso, peso molecular UMA, peso equivalente, mol, numero de Avogadro.

 Obtener información cualitativa y cuantitativa de un átomo y/o una formula.

 Establecer mediante la resolución de ejercicios y/o problemas, la relación cuantitativa entre los términos: átomo, peso atómico, átomo graso, UMA, molécula, mol, peso equivalente, número de Avogadro.

 Determinar formula química y los pesos atómicos de elementos correspondientes, calcular su composición principal.

 Definir formula empírica y formula molecular de un compuesto químico.

 Determinar formula empírica y/o formula molecular de un compuesto a partir de la composición porcentual de sus elementos y/o de datos experimentales.

 Definir ecuación química.

 Balancear ecuaciones químicas por inspección o tanteo.

 Obtener, a partir de una ecuación balanceada, relaciones cuantitativas de: masa, moles, moleculares y volumen.

 Determinar el reactivo limitante y el reactivo a partir de la información estequiometría de la ecuación química y de los datos proporcionados.

 Determinar la pureza de reactivos en una reacción química dada mediante cálculos estequiométricos.

 Determinar el rendimiento teórico de una reacción química basándose en la información estequiométrica y los datos suministrados.

 Determinar el rendimiento global de un sistema de reacciones químicas.

 Determinar el rendimiento real de una reacción química conociendo el rendimiento porcentual.

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Capítulo 1. Conceptos básicos en estequiometria.

 Ley de conservación de la masa. Ley de las proporciones definidas.

 Símbolos y formulas. Masas atómicas y moleculares. UMA. Peso equivalente.

 Composición porcentual y formula.

 Moléculas, mol y número de Avogadro.

 Formulas empíricas y moleculares. Capítulo 2. Ecuaciones químicas.

 Información que provee una ecuación química. Relaciones cuantitativas. Balance por tanteo.

 Reactivo limitante y reactivo en exceso.

 Pureza y rendimiento.

 Sistemas de reacciones, rendimiento global. UNIDAD 4 SOLUCIONES.

 Definir y clasificar mezclas.

 Describir los fundamentos de las técnicas de separación utilizadas frecuentemente en el laboratorio, para separar los componentes de una mezcla.

 Definir los conceptos de solución, soluto, solvente, solubilidad, concentración.

 Describir las características de soluciones diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.

 Definir e interconvertir las diferentes unidades de concentración: porcentaje en masa, porcentaje masa-volumen, porcentaje en volumen, partes por millón, m equiv., gramo/litro, molaridad, normalidad, molalidad y fracción molar.

 Resolver problemas sencillos de cálculos estequiométricos, donde se usen soluciones para reacciones tales como: neutralización, precipitación, etc.

Capítulo 1. Conceptos básicos.

 Mezclas, tipos, características, diferencias, técnicas de separación de componentes de una mezcla.

 Solución, soluto y solvente.

 tipos de solución: diluidas, compenetradas, saturadas, sobresaturadas.

 Unidades físicas y químicas de concentración de soluciones. Interconversión: porcentajes en masa y volumen, partes por millón, m equivalente, molaridad, molalidad.

Capítulo 2. Preparación de soluciones por dilución estequiométrica. UNIDAD 5 CINETICA QUIMICA.

 Definir: cinética química, velocidad de reacción, ley de la velocidad, orden de reacción, molecularidad y orden de reacción, vida media de una reacción.

 Aplicar las leyes integrales de velocidad para determinar el orden de una reacción.

 Definir: catalizador, explicar cómo es afectada la velocidad de una naturaleza de los reactivos.

 Describir la teoría de las colisiones.

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 Usando los conceptos de choques/seg y fracción eficaz introducidos por la teoría de colisiones, justificar el efecto de temperatura, concentración, catalizador sobre la velocidad de reacciones.

 Describir la teoría de las velocidades absolutas o del complejo activado.

 Usando el concepto de energía de activación introducido por la teoría de las velocidades absolutas, justificar el efecto de la temperatura, concentración, catalizador sobre la velocidad de reacción.

 Definir mecanismos de reacción, proceso elemental y paso determinante de la velocidad de reacción.

 Clasificar los procesos elementales de acuerdo al número de moléculas o iones que intervienen.

 Establecer la relación entre molecularidad del paso determinante de la velocidad de reacciones con el orden de reacción y la expresión de la velocidad de reacción. Capítulo 1. Definición e importancia de la cinética química.

Capítulo 2. Velocidad de reacción.

 Factores que afectan la velocidad de reacción.

 Leyes integrales de la velocidad de reacción: orden, molecularidad, expresión de la velocidad de reacción y constante específica.

 Catalizadores. Catálisis homogénea y heterogénea.

Capítulo 3. Modelos usados en la cinética química.

 Teoría de las colisiones. Fracción eficaz de choque y factores que afectan la velocidad de reacción.

 Teoría de las velocidades absolutas o del complejo activado. Energía de activación y factores que afectan la velocidad de reacción.

Capítulo 4. Mecanismos de reacción.

 Procesos elementales, paso determinante de la velocidad de reacción.

 Mecanismos de reacción y velocidad de reacción. UNIDAD 6 EQUILIBRIO QUIMICO IONICO. Al finalizar esta unidad el estudiante estará en capacidad de:

 Definir: reacciones reversibles y reacciones irreversibles.

 Establecer las condiciones que caracterizan el equilibrio químico.

 Enunciar le ley de acción de pesas.

 Escribir la expresión de acción de masas para una ecuación balanceada.

 Escribir la expresión de acción de masas en términos de las concentraciones molares para un equilibrio de sistemas químicos homogéneos y heterogéneos.

 Utilizar la constante de equilibrio para calcular las concentraciones en el equilibrio y viceversa.

 Interpretar el valor numérico de la constante de equilibrio.

 Enunciar el principio de Le Chatelier.

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 Explicar cómo las cantidades relativas de reactivos y productos en el equilibrio pueden ser modificadas por la temperatura, la presión y la concentración de las sustancias presentes en la reacción en equilibrio.

 Definir electrolito y no electrolito.

 Interpretar el fenómeno de la disociación de un electrolito.

 Diferenciar por la magnitud de la disociación de un electrolito fuerte de un débil.

 Explicar la teoría acido base de Bronsted-Lowry.

 Explicar el proceso de auto disociación del agua.

 Diferenciar en medio acuoso soluciones acidas, básicas y neutras comparando las concentraciones de H3O- y OH- en la solución.

 Definir pH y pOH.

 Determinar el valor de pH y pOH de una solución conociendo la concentración de H+ y OH- y viceversa.

 Aplicar la escala de pH para clasificar soluciones.

 Establecer la expresión de acción de masa de disociación de ácidos y bases débiles.

 Correlacionar cualitativamente el carácter de ácido-bases débil o fuerte con el valor de la constante de equilibrio.

 Determinar la concentración de los iones en solución de un electrolito débil conociendo la concentración del electrolito y su constante de disociación y viceversa.

 Determinar el grado de disociación de un electrolito débil conociendo la concentración del electrolito y su constante de disociación y viceversa.

 Interpretar el efecto del ion común sobre la disociación de un electrolito débil.

 Determinar el grado de disociación de un electrolito débil bajo el efecto de la presencia de un ion común.

 Definir solución amortiguadora.

 Describir la naturaleza de una solución amortiguadora acido-base.

 Explicar cómo opera una solución amortiguadora en el control de su pH.

 Determinar la variación del pH de una solución amortiguadora de composición conocida causada por la adición de ácido o base fuerte.

 Definir hidrolisis.

 Establecer la reacción de hidrólisis de iones y realizar cálculos usando estos equilibrios.

 Explicar el carácter acido, básico o neutro de una solución salina en función de la hidrolisis de sus iones.

 Definir solubilidad y producto de solubilidad.

 Escribir reacción de disociación y la expresión del producto de solubilidad de una sal poco soluble en agua.

 Interpretar el efecto de ion común y temperatura sobre la solubilidad. UNIDAD 7 TERMODINAMICA QUIMICA.

 Definir sistema termodinámico, alrededor del sistema, sistema abierto, sistema cerrado, sistema aislado, propiedades termodinámicas, estado termodinámico y funciones de estado.

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 Describir a través de la teoría cinética molecular las propiedades que definan el estado gaseoso.

 Caracterizar el estado gaseoso en función de presión, volumen, temperatura y número de moles (ecuación de estado).

 Definir energía, calor, trabajo y energía interna.

 Determinar el trabajo de expansión de procesos que ocurren a presión constante.

 Enunciar y aplicar la primera ley de la termodinámica.

 Explicar cómo el cambio de energía interna de un sistema está relacionado con el intercambio de calor y trabajo con los alrededores.

 Definir entalpia, estado standard, entalpia standard.

 Determinar la variación de entalpia en procesos a presión constante.

 Clasificar los procesos químicos de acuerdo a el valor de la variación de entalpia (reacciones endo y exotérmicas)

 Definir calor de reacción, calor de formación y entalpia standard de formación.

 Determinar el calor de reacción de una sustancia a partir de las entalpias standard de formación.

 Determinar el calor de reacción a presión constante dados las entalpias de formación de cada reactivo o producto.

 Definir calor específico y capacidad calorífica a presión y volumen constante.

 Determinar la capacidad calorífica de un calorímetro dado los datos de cambios de temperatura y cantidad de calor involucrados.

 Enunciar la ley de Hess.

 Aplicar la ley de Hess para el cálculo de calor de reacción.

 Definir entropía en un proceso a presión constante.

 Enunciar la segunda ley de la termodinámica.

 Determinar la variación de entropía de un sistema en proceso que ocurren a presión constante.

 Definir energía libre de Gibbs.

 Escribir la ecuación matemática que relacione el cambio en la energía libre de Gibbs con las variaciones de entalpia y entropía del sistema y la temperatura.

 Establecer los criterios de espontaneidad que rigen los cambios químicos.

 Distinguir un proceso espontaneo de otro no espontaneo en base a los valores de la energía libre de Gibbs.

 Determinar el cambio de energía libre de reacciones químicas.

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Capítulo 1. Sistema, propiedades termodinámicas y funciones de estado.

Capítulo 2. Estado gaseoso, propiedades, funciones de estado y ecuación de estado. Capítulo 3. Energía, calor y energía interna.

Capítulo 4. Trabajo, expansión y comprensión de gases.

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Capítulo 5. Primera ley de la termodinámica. Capítulo 6. Entalpia.

 Entalpia de formación.

 Cambios de entalpia para procesos con cambios de volumen o cambios de temperatura.

 Cambios de entalpia. Reacciones químicas.

 Ley de Hess.

Capítulo 7. Calor específico y capacidad calorífica. Capítulo 8. Entropía y segunda ley de la termodinámica.

 Cambios de entropía. Presión constante.

BIBLIOGRAFÍA

Babor, J. y Aznárez, J. (1958). Química General Moderna. Sexta edición. Manuel Marín y Cía, Editores. España.

Bifano, C y otros. (1992). Monografías de Química. Estructura Atómica y Tabla Periódica. Editorial Miró. Venezuela.

Brown, T. y otros. (2009). Química La Ciencia Central. Onceava edición. Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana.

Chang, R. (2002). Química. Séptima edición. Editorial McGraw-Hill. Colombia.

Krestonosich y otros. (1992). Monografías de Química. Disoluciones. Editorial Miró. Venezuela.

Mahan, B. (1984). Química. Curso Universitario. Editorial Fondo Educativo Interamericano. México.

Masterton, W. y Slowinndkii, E. (1992). Química General Superior. McGraw-Hill.

Petrucci, R., Harwood, W. y Herring, F. (2003). Química General. Octava edición. Editorial Prentice Hall. Madrid-España.

Skoog, D.; West, D. y Holler, F. (1997). Fundamentos de química analítica. Vols.1 y 2. Reverté, S.A.

Whitten, K.; Davis, R.; Peck, M. y Stanley, G. (2009). Química. Séptima edición. México: Cengage Learning.