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UNIVERSIDAD DEL ZULIA
FACULTAD DE INGENIERÍA
CICLO BÁSICO
CONTENIDO PROGRAMÁTICO
UNIDAD CURRICULAR: QUÍMICA II
CÓDIGO Nro. 200302
FECHA DE ACTUALIZACIÓN: I PERÍODO AÑO 2012
PROGRAMA DE QUÍMICA II
Unidad I. Termodinámica
1. Conceptos
1.1. Sistemas, alrededores y universo.
1.2. Tipos de sistemas: abiertos, cerrados y aislados.
1.3. Trabajo. Función de estado.
1.4. Calor. Capacidad calorífica y calor específico.
1.5. Procesos exotérmicos y endotérmicos.
1.6. Energía interna.
2. Trabajo de expansión
2.1. A presión constante.
2.2. Ejercicios.
3. Relación energía, calor y trabajo
3.1. Primera ley de la termodinámica.
3.2. Sistemas adiabáticos con cambios de volumen.
3.3. Sistemas con volumen constante.
3.4. Ejercicios.
4. Calor a presión constante
4.1. Entalpía. Definición.
4.2. Entalpía y energía interna. ΔH y ΔE.
4.3. Variación de entalpía en una reacción química.
4.4. Ecuación termoquímica. Definición.
4.5. Variación de entalpía en un cambio de estado.
4.6. Variación de entalpía estándar.
4.7. Determinación indirecta de ΔH. Ley de Hess.
4.8. Aplicación de la estequiometria a los calores de reacción.
4.9. Entalpías de formación estándar.
4.10. Entalpías de reacción estándar.
4.11. Entalpías de combustión estándar.
4.12. Ejercicios.
5. Desorden de un sistema
5.1. Entropía. Definición.
5.2. Procesos espontáneos y no espontáneos.
5.3. Equilibrio.
5.4. Segunda ley de la termodinámica.
.
5.5. Variación de la entropía en el entorno.
5.6. Variación de la entropía a temperatura constante.
. 5.7. Cambios de entropía en los cambios de estado físico.
5.8. Entropía absoluta. Tercera ley de la termodinámica.
5.9. Entropía molar estándar.
5.10. Entropía de reacción estándar.
5.11. Ejercicios.
6. Energía libre de Gibbs
6.1. Definición.
6.2. Energía libre estándar de formación.
6.3. Energía libre estándar de reacción.
6.4. La temperatura y los cambios espontáneos.
6.5. Ejercicios.
6 horas
Unidad II. Cinética
1. Velocidad de reacción
1.1. Concentración y velocidad de reacción. Velocidad promedio.
1.2. Velocidad instantánea. Velocidad inicial.
1.3. Velocidad de reacción.
1.4. Ley de velocidad y orden de reacción. Método de las velocidades
iniciales.
1.5. Factores que afectan la velocidad de reacción.
1.6. Ejercicios.
2.- Concentración y tiempo
2.1. Ley de velocidad integrada de orden cero.
2.2. Vida media de las reacciones de orden cero.
2.3. Ley de velocidad integrada de primer orden.
2.4. Vida media de las reacciones de primer orden.
2.5. Ley de velocidad integrada de segundo orden.
2.6. Vida media de las reacciones de segundo orden.
2.7. Ejercicios.
3. Mecanismo de reacción
3.1. Reacciones elementales. Molecularidad. Intermediario.
3.2. Ley de velocidad de las reacciones elementales.
.
4. Variación de la constante de velocidad con la temperatura
4.1. Ecuación de Arrhenius.
4.2. Ejercicios.
5. Teorías que explican la velocidad de reacción
5.1. Teoría de las colisiones.
5.2. Teoría del estado de transición.
6 horas
Unidad III. Equilibrio Molecular.
1. Reacciones en el equilibrio
1.1. Reacciones reversibles e irreversibles.
1.2. Equilibrio y ley de acción de masa.
1.3. Origen termodinámico de la constante de equilibrio.
1.4. Ejercicios.
2. Constante de equilibrio
2.1. Constante de equilibrio en términos de concentraciones molares
(Kc) y presiones parciales (Kp).
2.2. Relación entre Kp y Kc.
2.3. Relación entre la constante de equilibrio y la ecuación
balanceada.
2.4. Significado de los valores de K.
2.5. Dirección de una reacción. Cociente de reacción.
2.6. Utilización de la constante de equilibrio.
2.7. Grado de conversión.
2.8. Ejercicios.
3. Repuesta de los equilibrios a los cambios en las condiciones
3.1. Principio de Le Chatelier.
3.2. Adición y extracción de reactivos o productos.
3.3. Modificación del volumen de una mezcla de reacción.
3.4. Temperatura y equilibrio. Ecuación de Van’ Hoff.
3.5. Ejercicios.
8 horas
Unidad IV. Equilibrio Ácido-Base
1. Naturaleza de los ácidos y las bases
1.1. Ácidos y bases de Bronsted-Lowry. Pares conjugado.
1.2. Ácidos y bases de Lewis.
1.3. Ácidos y bases fuertes. Electrolitos fuertes. Soluciones electrolíticas y
no electrolíticas.
1.4. Ácidos y bases débiles. Electrolitos débiles.
1.5. Fuerza relativa de ácidos y bases.
1.6. Intercambio de protones entre moléculas de agua.
1.7. La escala de pH.
1.8. Determinación del pH de soluciones de ácidos y bases fuertes.
1.9. Ejercicios.
2. Equilibrio de ácidos y bases débiles
2.1- Constante de acidez y basicidad. Grado de ionización.
2.2- pH de las soluciones de ácidos y bases débiles.
2.3- Hidrólisis. Constante de hidrólisis, Grado de hidrólisis.
2.4- pH de soluciones salinas neutras, ácidas y básicas.
2.5- Ejercicios.
3. Ácidos y bases polipróticas
3.1. pH de una solución de un ácido poliprótico.
3.2. Soluciones de las sales de los ácidos polipróticos.
3.3. Concentración de las especies en el equilibrio.
3.4. Ejercicios.
4. Soluciones amortiguadoras
4.1. Reacciones ácido-base con ácidos y bases, monopróticas y
polipróticas.
4.2. Calculo de las concentraciones de los iones en solución. Factor
estequiométrico.
4.3. Características de las soluciones amortiguadoras. Efecto del ion
común.
4.4. pH de las soluciones amortiguadoras. Ecuación de HendersonHasselbalch
4.5. Acción de las soluciones amortiguadoras.
4.6. Preparación de una solución amortiguadora con ácidos y bases
débiles, monopróticas y polipróticas.
4.7. Capacidad amortiguadora e intervalo de regulación.
4.8. Ejercicios.
5. Titulación ácido-base
5.1. Definición.
5.2. Indicadores ácido-base.
5.3. Punto final y punto estequiométrico.
5.4. Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte
5.5. Titulación de un ácido débil con una base fuerte.
5.6. Titulación de una base débil con un ácido fuerte.
5.7. Curvas de titulación.
5.8. Ejercicios.
14 horas
Unidad V. Equilibrio de Solubilidad e Iones Complejos
1. Reacciones de precipitación
1.1. Soluciones saturadas y reglas de solubilidad. Solubilidad molar.
1.2. Equilibrio de solubilidad.
1.3. Constante del producto de solubilidad.
1.4. Efecto del ion común.
1.5. Predicción de precipitación.
1.6. Cálculo de la concentración de los iones en solución después de la
precipitación. Factor estequiométrico.
1.7. Precipitación fraccionada. Método de Mohr.
1.8. Equilibrios simultáneos.
1.9. Disolución de precipitados.
1.10. Ejercicios.
2.- Equilibrio de iones complejos
2.1. Iones complejos: definición, características.
2.2. Ligandos: monodentados y polidentados .Número de coordinación.
Quelatos.
2.3. Influencia de iones complejos en la solubilidad
2.4. Constante de formación global.
10 horas
Unidad VI. Electroquímica
1. Reacciones de Oxido-Reducción
1.1. Agente oxidante y agente reductor.
2. Celdas electroquímicas
2.1. Celdas electrolíticas.
2.2. Celdas voltaicas.
2.3- Notación de una celda.
3. Electrodos
3.1. Electrodos inactivos.
3.2. Electrodos activos.
3.3. Electrodo estándar de hidrógeno.
3.4. Potencial estándar de electrodo.
4. Potencial de celda
4.1. Potencial estándar de celda.
4.2. Ecuación de Nerst.
4.3. Potencial de celda y energía libre de Gibbs.
4.3.1. Procesos espontáneos en las reacciones de óxido- reducción.
5. Ejercicios.
6 horas