FACULTAD DE INGENIERÍAS Y ARQUITECTURA ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA DE MINAS QUIMICA I SÍLABO

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FACULTAD DE INGENIERÍAS Y ARQUITECTURA

ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA DE MINAS

QUIMICA I

SÍLABO

1. DATOS GENERALES:

CARRERA PROFESIONAL : INGENIERÍA DE MINAS CÓDIGO CARRERA PRO. : 32

ASIGNATURA : QUÍMICA I

CÓDIGO DE ASIGNATURA : 32-105

Nº DE HORAS TOTALES : 5 HORAS SEMANALES Nº DE HORAS TEORÍA : 3 HORAS SEMANALES Nº DE HORAS PRÁCTICA : 2 HORAS SEMANALES Nº DE CRÉDITOS : 4 CRÉDITOS POR CICLO

CICLO : I CICLO

PRE-REQUISITO : NINGUNO

TIPO DE CURSO : OBLIGATORIO

DURACIÓN DEL CURSO : 18 SEMANAS EN TOTAL CURSO REGULAR : 17 SEMANAS

EXAMEN SUSTITUTORIO : 1 SEMANA

2. DESCRIPCIÓN DE LA ASIGNATURA:

El curso, presenta el desarrollo y evolución de la Química como ciencia, y de las teorías desarrolladas en torno a la idea del átomo. Asimismo el alumno irá poniendo en práctica cada uno de los temas desarrollados en clase, en el laboratorio, de tal forma que pueda corroborar la veracidad de la teoría presentada en clase.

El curso está dirigido a los alumnos de los primeros ciclos, los que inician sus estudios en la Escuela Profesional de Ingeniería Industrial, por lo que los temas del sílabo dan los fundamentos científicos y prácticos de la

carrera, la cual al ser una ciencia tiene su origen en el experimentar e investigar.

Como complemento a la formación humanística – tecnológica, el curso tendrá sesiones teórico prácticas donde el alumno podrá experimentar, criticar, reflexionar y predecir situaciones y reacciones que no sólo ocurren en el laboratorio sino también en la vida diaria, de tal forma que sea conciente de su papel en el cuidado del medio ambiente.

3. OBJETIVOS

I. OBJETIVOS GENERALES:

Al finalizar el curso los alumnos serán capaces de:

a. Comprender las diferentes teorías acerca de la estructura de la materia y la conservación de la misma.

b. Comprender y emitir juicios de opinión de los principales conceptos y teorías empleadas en la Química Inorgánica y Orgánica.

c. Desarrollar habilidades para comunicarse adecuadamente con lenguaje químico y rigor científico, tanto en forma oral como escrita.

d. Aplicar comprensivamente expresiones matemáticas en la resolución de ejercicios relacionados con estequiometría.

e. Desarrollar la capacidad de análisis y síntesis a través del estudio de las reacciones químicas.

f. Afianzar la autoestima y la seguridad en sí mismo, en la medida en que se obtengan los logros positivos y éxitos académicos.

g. Desarrollar habilidades intelectuales para interpretar ejercicios o problemas numéricos, y plantear su solución de una forma sistemática y ordenada.

II. OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

a. Comparar algunas características de los gases, los líquidos y los sólidos.

b. Explicar el cambio de volumen de los gases frente a las variaciones de presión y temperatura, can base en las leyes establecidas.

c. Aplicar las leyes establecidas de presiones parciales para resolver ejercicios acerca de los gases.

d. Explicar el comportamiento de los gases basado en principios de la teoría cinética molecular.

e. Valorar el agua como una de las sustancias más abundantes en la naturaleza y como un recurso que merece un uso racional.

f. Explicar el proceso de solubilidad y sus relaciones con los factores que la determinan.

g. Diferenciar y aplicar las unidades físicas y químicas, más usadas para expresar la concentración de las soluciones.

h. Diferenciar entre rendimiento real y rendimiento teórico y rendimiento teórico en una reacción química.

i. Relacionar los procesos endotérmicos y exotérmicos con la pérdida y ganancia de calor.

j. Aplicar la ley de Hess para calcular el calor de una reacción.

k. Relacionar la corriente eléctrica con algunas reacciones químicas, diferenciando una celda voltaica de una celda electrolítica.

l. Expresar correctamente la velocidad de una reacción química, diferenciando las reacciones endotérmicas de las exotérmicas, y precisando los factores que afectan la velocidad de una reacción.

m. Explicar los conceptos de ácido y base, según la teoría de Arrhenius.

n. Expresar correctamente la constante de equilibrio para algunos ácidos y bases débiles.

o. Establecer interrelaciones entre los conceptos de pH y [H⁺]; pH y pOH, neutralización y formación de sales.

p. Aplicar los conceptos de pH y pOH para la identificación de soluciones ácidas y básicas.

4. CONTENIDO DEL CURSO:

SEMANA 1:

Ciencia y mitología. Dos formas de entender la Naturaleza. Método científico: sus etapas. El informe científico: modelo de informe científico.

Medida de magnitudes: ¿qué es medir? Magnitudes fundamentales y derivadas. Sistema Internacional de unidades. Ejercicios y problemas SEMANA 2:

Carácter aproximado de la medida. Sensibilidad y precisión. Cualidades de un aparato de medida. Precisión y sensibilidad. Cifras significativas.

Reglas para interpretar el número de cifras significativas. Análisis de

datos en tablas y gráficos. Representación gráfica de una función. El trabajo en el laboratorio. Ejercicios y problemas.

SEMANA 3:

La materia. Teoría cinético-molecular de la materia. Estudio del estado sólido. Estudio del estado líquido. Estudio cualitativo del estado gaseoso.

Los cambios de estado y la teoría cinético-molecular. Ejercicios y problemas.

SEMANA 4:

Sistemas materiales. Disoluciones. El proceso de disolución según la teoría cinético-molecular. Tipos de disoluciones. Procesos de disolución:

solubilidad. Concentración de disoluciones. Ejercicios y problemas.

SEMANA 5:

El mol: unidad de sustancia. Formas de expresar la concentración.

Técnicas de separación de mezclas. Ejercicios y problemas.

SEMANA 6:

Evolución histórica del conocimiento de la estructura de la materia.

Estructura atómica: partículas constituyentes. Modelos estructurales atómicos. Átomo y elemento químico. Diferentes elementos: concepto de número atómico. La masa de los átomos: concepto de número másico.

Alteraciones en los átomos: iones e isótopos. Escala de masas atómicas.

Ejercicios y problemas.

SEMANA 7:

Modelos atómicos: Dalton, Thomson, Rutherford. Modelo atómico de Bohr y sus limitaciones. Introducción a la mecánica cuántica moderna.

Hipótesis de De Broglie. Principio de Heisenberg. Números cuánticos.

Concepto de orbital. Orbitales atómicos (s,p). Configuraciones electrónicas. Principio de Pauli y regla de Hund. Descripción sistema periódico actual. Variación de las propiedades de los elementos químicos:

radio atómico, energía ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.

SEMANA 8:

EXAMEN PARCIAL SEMANA 9:

Periodicidad de la tabla. Metales y no metales. Elementos más representativos. El sistema periódico actual. Uniones entre átomos:

moléculas y cristales. Masas moleculares. Algunos compuestos químicos corrientes.

SEMANA 10:

Transformaciones físicas y químicas. Reacciones química. Ecuaciones químicas. Conservación de la masa en las reacciones químicas. Ajuste de las reacciones químicas. Relaciones de volumen en las reacciones químicas. Ley de Avogadro. Relaciones de masa en las reacciones químicas. Velocidad de reacción. Ejercicios y problemas.

SEMANA 11:

Concepto de enlace químico y su relación con la estabilidad de los átomos enlazados. Enlace iónico. Concepto de energía de red. Ciclo de Born-Haber. Propiedades de las sustancias iónicas. Enlace covalente.

Estructuras de Lewis: H2, Cl2, HF, N2. Teoría de enlace de valencia.

Hibridación de orbitales atómicos (sp, sp², sp³): moléculas de metano, amoniaco, agua, eteno y etino. Polaridad de enlaces y polaridad molecular. Fuerzas intermoleculares: Puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals. Propiedades de las sustancias covalentes. Enlace metálico. Propiedades de los metales.

SEMANA 12:

Configuraciones electrónicas de los átomos: su relación con la posición que ocupan los átomos en el sistema periódico y con los electrones de valencia de cada átomo. Comparar las propiedades periódicas de diferentes elementos químicos según su posición en el S.P.

SEMANA 13:

Disoluciones: Formas de expresar la concentración: ppm, %, M, N, m, X.

Problemas SEMANA 14:

Formulación inorgánica (Se formularán los ácidos y sales en nomenclatura tradicional, Stock y IUPAC).

SEMANA 15:

Razones molares. Reactivo límite. Rendimiento porcentual. Rendimiento de las reacciones químicas. Ejercicios y problemas.

SEMANA 16:

Equilibrio químico. Constante de equilibrio. Formas de expresar la constante de equilibrio: Kc y Kp. Factores que modifican el estado de equilibrio: Principio de Le Chatelier. Obtención industrial del Amoniaco.

Problemas SEMANA 17:

EXAMEN FINAL SEMANA 18:

EXAMEN SUSTITUTORIO.

5. METODOLOGÍA:

El profesor hará la presentación introductoria del curso y del sílabo propiamente dicho. Promoverá el diálogo y la investigación constante de los alumnos y su participación en las clases teórico – prácticas.

En las clases teóricas se presentará el fundamento de los temas señalados en el programa analítico y se complementará con la resolución de ejercicios, problemas y prácticas en el laboratorio con el objeto de complementar el aprendizaje, de tal manera que confronte y prediga algunos acontecimientos a suceder.

a. Métodos:

- Inductivo – deductivo.

- Analítico – Sintético.

- Hermenéutico.

- Crítico.

b. Técnicas:

- Debates, simposio, mesa redonda.

- Exposiciones individuales y grupales.

- Participación en talleres.

- Investigación: Libros, revistas, páginas Webs.

- Comentarios individuales de temas del curso (actualidad científica y tecnológica)

6. EVALUACIÓN:

a. Modalidad Presencial

El reglamento vigente de la Universidad exige la asistencia obligatoria a clases; el 30% de inasistencias inhabilita al alumno a continuar en el curso, colocando como promedio final: NSP.

El docente deberá tomar lista en cada clase que dicta registrando las asistencias en el sistema que le proporciona la Universidad.

Dada la naturaleza del curso respecto a que imparte conocimientos pero además es de suma importancia la transmisión directa de la experiencia del profesor y que los alumnos participen activamente en el aula, se reitera que es de vital importancia la asistencia a clases.

La justificación de las inasistencias sólo serán aceptadas con el informe que pueda elevar la Oficina de Coordinación Académica EAPISI al profesor del curso.

Finalmente, debe quedar perfectamente entendido que sólo cuando el alumno asiste a clases, gana el derecho de ser evaluado y que en todo momento estará presente la normatividad expresada en el reglamento de la Universidad.

La modalidad de Evaluación será la siguiente:

La nota final se establecerá del promedio ponderado de:

NF = 30%EP + 30%EF + 40%PPT

N.F. = Nota final

E.P. = Nota Examen Parcial (30%) E.F. = Nota Examen Final (30%) P.P.T. = Promedio de Prácticas y Trabajos (40%)

En el Promedio de Prácticas y Trabajos (P.P.T.), estarán incluidas la Práctica 1, Práctica 2 (prácticas obligatorias programadas por la universidad), además de las prácticas y trabajos adicionales que el docente considere pertinente.

Solamente se considerará el redondeo de decimales para la Nota Final (N.F.).

El examen Sustitutorio (ES), será tomado en la semana 18 del ciclo y consiste en la evaluación teórico - práctico de conocimiento de todo el curso y donde el alumno dará sus respuestas por escrito.

La nota obtenida en el Examen Sustitutorio, podrá reemplazar la nota más baja que el alumno haya obtenido en el Examen Parcial o Examen Final y de proceder el reemplazo, se recalculará la nueva nota final (N.F.).

En caso la nota del Examen Sustitutorio sea más baja que el Examen Parcial o Examen Final, no se reemplazará ninguna de ellas, quedando el alumno con la nota obtenida hasta antes del Examen Sustitutorio.

En todas las evaluaciones se calificará con una escala de 0 a 20 siendo la nota mínima aprobatoria 11 (once).

Es de total aplicación el Reglamento de Estudios de la Universidad entregado al alumno.

b. Modalidad a distancia

A continuación se detallarán los criterios de evaluación de esta asignatura:

Exámenes

Son evaluaciones que Ud. rendirá en forma presencial en sus unidades descentralizadas. Dichos exámenes consisten en:

 Examen Parcial, consiste de una evaluación teórico - práctico de conocimiento y donde el alumno dará sus respuestas por escrito.

 Examen Final, consiste en la evaluación teórico - práctico de conocimiento de todo el curso y donde el alumno dará sus respuestas por escrito.

 Examen Sustitutorio, consiste en la evaluación teórico - práctico de conocimiento de todo el curso y donde el alumno dará sus respuestas por escrito.

La nota obtenida en el Examen Sustitutorio, podrá reemplazar la nota más baja que el alumno haya obtenido en el Examen Parcial o en el Examen Final y de proceder el reemplazo, se recalculará la nueva nota final.

En caso la nota del Examen Sustitutorio sea más baja que las notas obtenidas en el Examen Parcial o Examen Final, no se reemplazará ninguna de ellas, quedando el alumno con el promedio obtenido antes del examen Sustitutorio.

A continuación le señalamos la semana de estudios en la que serán evaluados los exámenes:

EXAMEN SEMANA DE ESTUDIO

Examen Parcial 4ta semana

Examen Final 8va semana

Examen Sustitutorio 18ava semana

La nota mínima aprobatoria de los exámenes tanto Parcial como Final es de once (11).

La máxima calificación a obtenerse en el examen sustitutorio es veinte (20) y la nota mínima aprobatoria del mismo es once (11).

Es importante resaltar que la calificación obtenida en el Examen Sustitutorio reemplazará a la nota del Examen Parcial o al Examen Final. Usted solo podrá acceder al Examen sustitutorio sino ha sido evaluado en el examen parcial o en el examen final o haya desaprobado alguno de ellos.

Dada la naturaleza del curso, es muy importante que exista la participación activa del estudiante en su proceso de aprendizaje.

Por ello, se tiene las siguientes características:

NF = 35%EP + 35%EF + 30%AO

N.F. = Nota final

E.P. = Examen parcial. (35%) E.F. = Examen final. (35%) A.O. = Actividad Obligatoria (30%)

Las especificaciones de la actividad obligatoria, han sido dadas a conocer oportunamente, en el campus.

7. RECURSOS MATERIALES:

- Pizarra y tizas.

- Material audio visual o Data Show

o Internet, extranet e intranet.

- Asistencia obligatoria a eventos relacionados a la carrera.

- Lecturas semanales de índoles científico.

- El alumno deberá presentarse a clases con los materiales necesarios para efectuar su trabajo.

8. BIBLIOGRAFÍA:

Además de la bibliografía básica y la complementaria, el alumno usará Internet para ampliar los temas de investigación y consulta que requiera.

BIBLIOGRAFIA BÁSICA:

- Bruce H. Mahan.

Química Curso Universitario.

Interamericano 1969 - Jerome Rosemberg.

Química General.

Mc Graw Hill 1982

- Cárdenas S., Fidel – Gélvez S. , Carlos.

Química y Ambiente 1 y 2 Mc Graw Hill 1995

- Burns A. Ralph.

Fundamentos de Química

Segunda edición. Prentice Hall – Hispanoamericana. S.A 1995