Programa Química General Académica

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)

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.