Programa Química Académica

Universidad Tecnológica Nacional Facultad Regional Buenos Aires

Asignatura: Química

Código: 08-1420

Orientación: General

Clase: cuatrimestral

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

Hs./sem.: 6 (seis)

Área: Química (Formación Básica Homogénea)

Hs./cuatrimestre: 96 (noventa y seis)

(Ord. Nº 1150/07)

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.
  • Fuerzas intermoleculares.
  • Termodinámica química.
  • Soluciones.
  • Equilibrio químico.
  • Cinética química.
  • Equilibrio en solución.

 

Programa analítico

 

Unidad Temática 1 :        (5 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.

Cambios físicos y químicos.
 

Sustancia simple y compuesta.

Elemento. Leyes de los cambios de estado de agregación.
 
 

Unidad Temática 2 :       (10 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 sustanccia 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 estequimetricos con masas, volúmenes y número de moles. Reactivo limitante. Pureza de reactivos y rendimiento de las reacciones
 
 

Unidad Temática 3 :           (8 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 :       (10 horas)

 

Estructura electrónica.

Modelos atómicos anteriores. Espectros, cuantos, dualidad onda-partícula. Principio de incertidumbre. Modelo cuántico-ondulatorio vigente. Números cuánticos. Nociones de configuración electrónica.
 

Tabla periódica.

Ley periódica moderna. Configuración electrónica de valencia. Características de los elementos metálicos, no metálicos, semimetálicos e inertes.
 
 

Unidad Temática 5 :           (7 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. 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 :          (5 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 :        (15 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 :         (10 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 :          (10 horas)

 

Agua

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, lluvia ácida.
 


 

Trabajos Prácticos de Laboratorio

 

T.P. N° 1:

Corresponde a la U.T. 1.

N° de horas 4 (cuatro)

  1. Elementos de Laboratorio. Objetivo: Presentación y demostración del uso de los elementos de Laboratorio
  2. Reglas de Seguridad en el Laboratorio
  3. 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)

  1. 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.
  2. 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)

  1. 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.
  2. 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)

  1. 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.
  2. Oxido-reducción. Objetivo: Realizar experimentalmente distintas reacciones redox, visualizando lo ocurrido en cada una de ellas y explicando lo observado mediante hemi-reacciones.
  3. 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)

  1. 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.
  2. 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)

  1. K. W. Whitten, Davis y Peck: Química General
  2. Raymond Chang: Química
  3. Atkins: Química General
  4. Mahan y Myers: Química, Curso Universitario
  5. Masterton y Otros: Química General Superior
  6. Keenan, Kleinfelter y Wood: Química General Universitaria
  7. Sienko Plane: Química Teórica y Descriptiva
  8. Angelini y otros: Temas de Química General. EUDEBA