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FACULTAD DE INGENIERÍA UNIVERSIDAD NACIONAL DE JUJUY - QUIMICA I - 2015
PROGRAMA ANALÍTICO
ASIGNATURA
PERIODO LECTIVO
QUÍMICA I
2015
CARRERAS
INGENIERÍA QUIMICA
INGENIERIA DE MINAS
INGENIERÍA INDUSTRIAL
INGENIERÍA INFORMÁTICA
LIC. EN TECNOLOGÍA DE ALIMENTOS
LIC. EN CIENCIAS GEOLÓGICAS
CONVENIO CON LA UNT
TECNICATURA UNIVERSITARIA EN PROC. DE MINERALES
TECNICATURA UNIVERSITARIA EN CS. DE LA TIERRA
TECNICATURA UNIVERSITARIA EN CS. DE LA TIERRA
ORIENTADA A PETRÓLEO
• TECNICATURA UNIVERSITARIA EN PERFORACIONES
• TECNICATURA UNIVERSITARIA EN EXPLOTACIÓN DE MINAS
PLAN DE ESTUDIO
ÁREA
CURSO
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2015
RÉGIMEN DE DICTADO
CUATRIMESTRAL
QUÍMICA
1 º AÑO
CARGA HORARIA
6 hs./semana
Total: 90 hs.
CÁTEDRA
QUÍMICA GENERAL E
INORGÁNICA
CARÁCTER
Teórico Práctico
ACREDITACIÓN
Promoción sin/con Examen Final
CONTENIDOS
I.- PRINCIPIOS DE LA QUÍMICA: Sistemas Materiales: Propiedades extensivas e intensivas. Clasificación
según propiedades intensivas: homogéneos, heterogéneos e inhomogéneos. Sistemas dispersos:
macroscópicos, microscópicos, coloidales, soluciones. Fases y componentes. Composición centesimal.
Operaciones de separación y fraccionamiento. Diferencias entre mezclas y combinaciones. Sustancias
puras simples y compuestas. Elemento químico. Nociones sobre abundancia relativa. Estados de
agregación de la materia: sólido, líquido, gaseoso. Propiedades características. Cambios de estados.
Nociones sobre teoría cinética de la materia.
Estequiometría. Leyes ponderales de la química: Ley de conservación de la masa (Lavoisier). Principio de
equivalencia masa-energía (Einstein); Ley de las proporciones definidas (Proust) y excepciones a la
misma; Ley de las proporciones múltiples (Dalton); Ley de las proporciones recíprocas (Ritcher);
equivalente gramo y noción de valencia; Leyes de los volúmenes de combinación (Gay Lussac). Teoría
atómico-molecular (Dalton y Avogadro-Ampere). Atomicidad. Resultados cuantitativos de la Teoría
atómico-molecular; masa atómica, peso atómico internacional, unidad de masa atómica, masa molecular,
mol de átomos, mol de moléculas. Determinación de pesos atómicos y moleculares. Isótopos.
Espectrógrafo de masa. Las reacciones químicas: Concepto y Clasificación. Fórmula: centesimal, mínima,
molecular. Sistemas de nomenclatura. Estequiometría de las reacciones químicas. Reactivo limitante y en
exceso, pureza, rendimiento.
II. ESTRUCTURA ATÓMICA, TABLA PERIÓDICA Y UNIONES QUÍMICAS Y ENLACES
INTERMOLECULARES.
Estructura atómica: partículas subatómicas. Electrones, protones y neutrones. Modelo atómico actual.
Nociones sobre la teoría de Schrödinger y sus resultados. Números cuánticos. Principio de exclusión de
Pauli. Regla de Hund. Principio de estructuración (aufbau).
Tabla Periódica. Ley periódica de Mendeleiev. Ley periódica de Moseley: Tabla periódica moderna.
Aplicación del principio de estructuración: configuración electrónica. Período y grupo. Propiedades
periódicas seleccionadas: radio atómico, radio iónico, carácter metálico, energía de ionización, afinidad
electrónica y electronegatividad
Uniones Químicas. Iónica: Formación de un catión y un anión aislados: atracciones electrostáticas entre
iones; energía reticular de un cristal iónico. Propiedades generales de los compuestos iónicos. Metálica:
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Teorías del mar electrónico y de bandas. Conductores, semiconductores y aislantes. Influencia de las
impurezas en las propiedades de los semiconductores. Semiconductores tipo n y p. Propiedades
generales de los metales. Covalente: Estructuras de Lewis. Regla del octeto. Geometría electrónica y
molecular, aproximación electrostática (TREPEV). Orbitales moleculares. Teorías del enlace de valencia y
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del orbital molecular. Hibridación de orbitales: sp, sp y sp . Enlaces simples y múltiples. Resonancia.
Polaridad del enlace. Moléculas polares y no polares.
Enlaces intermoleculares: El enlace de Van der Waals: London y dipolo–dipolo; relación entre fuerzas de
Van der Waals y configuración electrónica. El enlace de hidrógeno. Teoría electrostática. Interacciones
polares. Propiedades generales de los compuestos en función de los enlaces y otros parámetros.
III ESTADOS DE LA MATERIA. Estado Gaseoso: Leyes de los gases ideales: Ley de Boyle - Mariotte.
Ley de Charles. Ley de Gay-Lussac. Ley de Avogadro. Interpretación matemática y gráfica. Ecuación
general del gas ideal. Ecuación de estado. Mezcla de gases: Ley de Dalton de las presiones parciales.
Teoría cinética de los gases. Difusión gaseosa: Ley de Graham. Distribución de velocidades moleculares
(Maxwell-Boltzman). Gases reales: ecuación de Van der Waals. Factor de compresibilidad. Licuación de
gases. Isotermas de Andrews. Condiciones críticas.
Estado Líquido: Propiedades macroscópicas. Presión de vapor. Viscosidad. Tensión superficial. Punto de
ebullición. Punto de fusión. Calor latente de vaporización y de fusión. Equilibrio de fases. Diagrama de
fases del agua. Punto triple. Regla de las fases. Ecuación de Clausius Clapeyron. Estado Sólido:
Propiedades macroscópicas. Sistemas cristalinos. Isomorfismo, polimorfismo. Alotropía. Tipos de sólidos:
iónicos - moleculares - covalentes - metálicos. Propiedades.
IV. SOLUCIONES. Soluto y solvente. Clasificación de las soluciones según el estado de agregación del
soluto y del solvente. Solubilidad. Curvas de solubilidad. Soluciones saturadas, insaturadas,
sobresaturadas. Formas de expresar la solubilidad del soluto en el solvente y la concentración de las
soluciones. Solubilidad de gases: Ley de Henry. Soluciones ideales. Ley de Raoult. Propiedades
coligativas: Descenso de la presión de vapor, ascenso ebulloscópico, descenso crioscópico y presión
osmótica. Factor i de Van’t Hoff. Soluciones no ideales. Desviaciones del comportamiento ideal. Concepto
de actividad. Fraccionamiento de soluciones: destilación simple y fraccionada. Mezclas azeotrópicas.
V.- TERMODINÁMICA. Sistemas, estados y funciones de estado. Energía, calor y trabajo. Energía interna.
Procesos isotérmicos, isobáricos y isométricos. Primer principio de la termodinámica. Entalpía. Relación
entre variación de entalpía y variación de energía interna. Calorimetría. Calorimetría a volumen y presión
constante. Entalpía de reacción. Diagrama de entalpía. Termoquímica. Ecuaciones termoquímicas. Leyes
de la termoquímica. Condiciones estándar. Entalpía de formación estándar. Cálculo de entalpías de
reacción a partir de las entalpías de formación estándar. Cambios de entalpía en transformaciones físicas.
Calor sensible. Capacidad calorífica y calor específico. Calor latente. Calor latente o entalpía de fusión y
ebullición. Curvas de calentamiento. Variación de la entalpía de reacción con la temperatura. Procesos
reversibles e irreversibles. Procesos espontáneos. Entropía. Segundo principio de la termodinámica.
Interpretación física de la entropía. Tercer principio de la Termodinámica. Entropías absolutas. Cálculo de
la variación de entropía de reacción. Energía libre de Gibbs. Espontaneidad y variación de energía libre de
Gibbs. Dependencia de la variación de energía libre con la temperatura. Criterios de espontaneidad.
VI.- CINÉTICA QUÍMICA. Concepto de velocidad de reacción. Velocidad media e instantánea. Velocidad
global. Factores que influyen en la velocidad de reacción. Ley de velocidad. Orden de reacción y constante
de velocidad. Determinación de los órdenes de reacción: método de las velocidades iniciales. Leyes
integradas de velocidad. Vida media. Determinación experimental del orden de reacción. Teorías de la
velocidad de la reacción: de las colisiones y del complejo activado. Energía de activación. Ecuación de
Arrhenius. Nociones de mecanismo de reacción: intermediarios de reacción. Procesos elementales.
Molecularidad. Catálisis: catálisis homogénea y heterogénea. Catalizadores de contacto y de transporte,
negativos y positivos. Activadores y venenos.
VII.- EQUILIBRIO QUÍMICO. Concepto. Ley de la acción de las masas. Constante de equilibrio. Distintas
formas de expresarla. Principio de Le Chatelier. Influencia de la temperatura, de la presión y de la
concentración en el equilibrio químico. Cálculos con las constantes de equilibrio. Aspectos
termodinámicos: equilibrio y cambio de energía libre.
VIII.- EQUILIBRIO IÓNICO. Disociación iónica en las soluciones acuosas: Teoría de Arrhenius;
limitaciones. Concepto sobre ácidos y bases: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Electrolitos fuertes y
débiles. Grado de disociación. Constante de disociación de ácidos y bases débiles. Fuerza iónica.
Disociación del agua. Producto iónico del agua. Potencial hidrógeno. Cálculos de pH. Indicadores.
Neutralización. Soluciones reguladoras, amortiguadoras (Buffer). Ácido débil y base conjugada; Base débil
y ácido conjugado. Hidrólisis: distintos casos.
Equilibrio de solubilidad. Constante del producto de solubilidad. Efecto del ion común. Efecto salino.
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Cálculos de la solubilidad.
IX.- ELECTROQUÍMICA: Reacciones de oxidación y reducción. Número de oxidación. Balance de
ecuaciones redox: método del ion electrón. Mecanismo de la conducción eléctrica en electrolitos
Transformación de energía química en energía eléctrica. Celdas galvánicas. Medición de la FEM de la
celda. Potencial estándar de la celda. Potencial estándar de electrodo. Serie electroquímica. Energía libre
y trabajo eléctrico. Ecuación de Nernst. Celdas de concentración. Corrosión. Fundamentos. Métodos de
protección. Transformación de energía eléctrica en energía química. Electrólisis. Leyes de Faraday.
Aplicaciones.
BIBLIOGRAFIA
General
Autor
ANGELINI M.,
Baumgartner E. y otros
ATKINS-JONES
BROWN, T. y otros
CHANG, R
GARRITZ RUIZ, y otros
HILL, John W.y otros
SIENKO, Michell
WHITTEN- DAVISMC MURRY .FAY
MOORE, STANITSKI,
WOOD, KOLZ
BABOR, J.
GRAY; HAIGHT
Nombre de la Obra
Temas De Química General
MAHAN, B.
Química Curso Universitario
PETRUCCI, R.
SIENKO y PLANE
Química General
Química teórica y descriptiva
Editorial
Principios de Química
Química: La ciencia central
Química
Química universitaria
Química: para el nuevo milenio
Principios y aplicaciones
Química Octava Edición
Química General
El mundo de la Química – Conceptos
y Aplicaciones
Química General Moderna
Principios básicos de Química
Edición
EUDEBA
1995
Médica Panamericana
Prentice-Hall
McGraw-Hill
Pearson educación
Prentice Hall
McGraw
Cengage Learning
Pearson Addison-W.
Addison Wesley
Longman
Barcelona
Reverté
Fondo Educativo
Interamericano
Addison Wesley
Aguilar
2006
2004
2002
2005
1999
1990
2008
2008
2000
1979
1979
1968
1986
1976
Específica
Autor
BENSON, S.
BERMEJO M. F
BERMEJO B A
DICKERSON, R. y otros
GLASSTONE y LEWIS
IBARZ, J.
MAHAN, B.
ROSENBERG, J.
SIENKO, M.
Nombre de la Obra
Cálculos químicos
1000 Problemas resueltos de
química general
Principios de Química
Elementos de Química Física
Problemas de química general
Termodinámica química
elemental
Química General
Problemas de química
Editorial
Edición
Limusa Willey S.A.
1965
Paraninfo
1996
Reverte
Médico Quirúrgica
Marín S.A.
1992
1962
1981
Reverté
1972
McGraw Hill
Reverté
1973
1976
ING. QCO. WALTER COSME VILLA
QUÍMICA I
PERIODO LECTIVO 2015