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Timestamp: 2020-07-05 01:47:51+00:00

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Quimica General e Inorganica -I-P[1] | Enlace químico | Enlace covalente
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TRABAJO FINAL 100416_254-PN2015-1.docx
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P1- PROGRAMA DE ASIGNATURA
Carrera: Ingeniería Industrial y Petróleos,
Horas Semestre: 90
Horas Semana: 6
UNIDAD 1: SISTEMAS MATERIALES. NOTACIÓN. CANTIDAD DE SUSTANCIA. NOMENCLATURA Y FÓRMULAS QUÍMICAS
atómicas. Composición porcentual y fórmula de compuestos. Determinación de fórmulas moleculares.
UNIDAD 2. ESTRUCTURA ATOMICA Y SISTEMA PERIODICO
2.A. Partículas subatómicas. Partículas fundamentales: descubrimiento de los electrones. Rayos canales y protones. Rutherford y el núcleo atómico. Neutrones. Número atómico. Número de masa. Isótopos. Radiactividad. 2.B. Estructura electrónica de los átomos. Radiación electromagnética. Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno. Espectros de emisión. Espectros de emisión del átomo de hidrógeno. La naturaleza dual del electrón. Los números cuánticos. Número cuántico principal. Número cuántico del momento angular. Número cuántico magnético. Número cuántico de spin electrónico. Orbitales atómicos. Las energías de los orbitales.Configuración electrónica. Principio de Exclusión de Pauli. Diamagnetismo y paramagnetismo.Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund. El Principio de Construcción o Principio de Aufbau.
2.C. Tabla Periódica Relaciones periódicas entre los elementos. Desarrollo de la tabla periódica. Ley de Moseley: el número atómico. Clasificación periódica de los elementos. 2.D. Propiedades periódicas de los elementos. Configuración electrónica, carga nuclear efectiva, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. 2.E. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 3. ENLACES QUÍMICOS
3.A. Enlaces químicos. conceptos generales. Definiciones de Pauling: enlaces y tipos de enlaces. Símbolos de Lewis. 3.B. Enlace iónico. Formación de compuestos iónicos. 3.C. Enlace covalente. Comparación de las propiedades de los compuestos covalentes y los compuestos iónicos. Electonegatividad y número de oxidación. Carga formal y estructura de Lewis. Regla del octeto. Excepciones a la regla del octeto. Enlace covalente y estructura molecular. Teoría de la unión de valencia. Orbitales híbridos. Enlaces múltiples. Resonancia.Teoría de los orbitales moleculares: TOM. Teoría de la repulsión del par electrónico: RPECV. 3.D. Enlace metálico. Modelos. Estructuras cristalinas. Propiedades. 3.E. Otras fuerzas de enlace. dipolo inducido o instantáneo, ión-dipolo, ión-dipolo inducido y dipolo-dipolo inducido, enlace por puente de hidrogeno y van der Waals. 3.F. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 4.TERMODINÁMICA QUÍMICA - TERMOQUÍMICA
4.A. Energía y sus unidades. Energía cinética, potencial e interna. Ley de Conservación de la energía. 4.B. Primera ley de la termodinámica.
endotérmicos y procesos exotérmicos 4.C. Entalpía y cambio de Entalpía. Estados estándar. Energías de enlace. Entalpía de formación. Entalpía de reacción. Entalpía de combustión. Entalpía y energía interna. Ley de Hess de la suma de calores. Espontaneidad de las reacciones químicas.
4.D. Aplicaciones de los principios de la termodinámica. 4.E. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
Calores de reacción. Definición de calor. Procesos
UNIDAD 5. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
5.A. Estado Gaseoso. Comparación de sólidos, líquidos y gases. Composición de la atmósfera y propiedades comunes de los gases. Presión. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Dalton de las presiones parciales. Ley de los gases ideales. Ecuación general del estado gaseoso. La constante universal de los gases o constante de proporcionalidad. Ley de difusión de Graham.Teoría cinético-molecular. Distribución de las velocidades moleculares.Gases reales. Ecuaciones de van der Waals 5.B. Estado Sólidos. Punto de fusión. Transferencia de calor en sólido. Capacidad calorífica molar de los sólidos Sublimación y presiónde vapor de sólidos.Diagrama de fases. Sólidos amoefos y sólidos cristalinos. 5.C. Estado líquido. Viscosidad, tensión superficial, capilaridad. Capacidad calorífica molar. Calor molar de vaporización. Presión de vapor. Punto de ebullición. Punto de congelación. Calor molar de fusión. Calor molar de vaporización y punto de ebullición: ecuación de Clausius-Clapeyron. 5.D. Curvas de calentamiento y enfriamiento. Cambios de estado. Diagrama de fases. 5.E. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 6. SOLUCIONES. SOLUCIONES DILUIDAS. DISPERSIONES COLOIDALES.
6.A. Soluciones Definición de solución. Terminología de las soluciones. Tipos de soluciones. Concentración de soluciones. Unidades físicas y químicas, gravimétricas y volumétricas. Conversión de unidades.
6.B. Proceso de disolución. Espontaneidad del proceso de disolución. Disolución de sólidos en líquidos. Disolución de líquidos en líquidos. Disolución de líquidos en gases. Efecto de la temperatura en la solubilidad. Efecto de la presión en la solubilidad. Curvas de solubilidad. Soluciones saturadas, sobresaturadas y diluidas.
6.C. Propiedades coligativas de las soluciones. Propiedades coligativas de las soluciones diluidas de no electrolitos no volátiles (soluciones ideales). Variación de la presión de vapor. Variación del punto de ebullición. Variación del punto de congelamiento. Presión osmótica. Ley de Raoult: expresiones matemáticas. Soluciones no ideales, atracciones interiónicas. Soluciones de electrolitos. Factor i de van’t Hoff. 6.D. Coloides. Definiciones. Importancia de la química coloidal. Propiedades ópticas de los coloides. Propiedades eléctricas de los coloides. Preparación de las soluciones coloidales. 6.E. Resolución de ejercicios, situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 7. CINÉTICA QUÍMICA
7.A. Velocidades de reacción Definición de velocidad. Su medición. Leyes de la velocidad. 7.B. Factores que modifican la velocidad de reacción Naturaleza de los reactivos. Concentración de los reactivos . Expresión de la ley de velocidad. Concentración en función del tiempo. Leyes integradas. Teoría de las colisiones de la velocidad de reacción . Teoría del estado de transición. Mecanismos de reacción y expresión de ley de velocidad. Efecto de la temperatura. Catalizadores 7.C. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 8. EQUILIBRIO QUÍMICO
8.A. El concepto de equilibrio químico. Constantes de equilibrio. Constantes de Equilibrio. Escritura de las expresiones de las constantes de equilibrio.Equilibrios homogéneos y heterogéneos. K p y K c . Información que proporciona la constante de equilibrio: predicción de la dirección de una reacción. Cálculo de las concentraciones de equilibrio. 8.B. Factores que afectan el equilibrio químico. El Principio de Le Chatelier y el equilibrio químico. Cambios en las concentraciones de reactantes y productos. Cambios en el volumen y la presión. Cambios en la temperatura. El efecto de un catalizador. 8.C. Mecanismos de reacción. 8.D. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 9. EQUILIBRIOS IONICOS
9.A. Teorías de ácidos y bases. Ácidos y bases de Arrhenius. Ácidos y bases de Brönsted - Lowry. 9.B. Propiedades ácido-base del agua autoprotólisis. Constante de equilibrio: constante del producto iónico del agua. Escala de pH y pOH. 9.C. Fuerza de los ácidos y las bases. Factores que influyen en la fuerza de los ácidos y las bases. Disociación de electrolitos débiles. Ácidos débiles y su constante de ionización ácida. Grado de ionización. Porcentaje de ionización.
Bases débiles y su constante de ionización básica. 9.D. Solvólisis Hidrólisis. Sales de bases fuertes y ácidos fuertes. Sales de bases fuertes y ácidos débiles. Sales de bases débiles y ácidos fuertes. Sales de bases débiles y ácidos débiles. 9.E. Amortiguadores y curvas de titulación Efecto del ion común y soluciones amortiguadores. Acción amortiguadora. Preparación de soluciones amortiguadoras. Indicadores ácido – base. 9.F. Curvas de titulación ácido-base: el punto de equivalencia. Indicadores. Indicadores ácido-base. 9.G. Producto de solubilidad. Constante del producto de solubilidad. Determinación de la constante de solubilidad. 9.H. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 10. ELECTROQUÍMICA
10.A. Reacciones redox. Reacciones de oxidorreducción. Balanceo de las ecuaciones redox: método del ion electrón. 10.B. Celdas electroquímicas. Notación de las celdas. Conducción metálica y electrolítica. Electrodos. Potenciales estándar de electrodo: condiciones normales electroquímicas.El electrodo normal de hidrógeno. 10.C. Celdas galvánicas. Potenciales de celda. Potenciales de reducción. Espontaneidad de las reacciones de oxidación-reducción. Algunas celdas galvánicas prácticas. 10.D. Electrólisis. Aspectos cuantitativos de la electrólisis. Aplicaciones prácticas de la electrólisis. Electrólisis del agua. Electrólisis de sólidos fundidos. Electrólisis de sólidos en solución. 10.E. Corrosión. Concepto. Protección contra la corrosión. 10.F. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 11. AGUA
11.A. Agua potable Estado natural. Ciclo del agua en la naturaleza. características, potabilización. Agua destilada. 11.B. Dureza de agua características, clasificación y determinación de la dureza. Distintas expresiones. Ablandamiento. 11.C. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
UNIDAD 12. SUSTANCIAS INORGANICAS.
12.A. Estudio comparativo y sistemático de las propiedades de los principales elementos y sus compuestos haciendo uso de la Tabla Periódica. 12.B. Resolución de ejercicios y situaciones problemas. Aplicaciones.
N°1: Materia y Energía N°2: Estructura de la Materia N°3: Introducción a la estequiometría
Sistema Periódico. Propiedades Periódicas.
Nomenclatrura: Fórmulas Químicas.
N°7 Termoquímica N°8: Estequiometría en Reacción N °9: Estados de Agregación: Gases N°10 Estados de Agregación: Líquido y Sólido N°11 Soluciones- Solubilidad N°12: Soluciones diluidas. Propiedades Coligativas . N°13: Estequiometría en solución N°14: Cinética y Equilibrio Químico N°15: Equilibrio en solución: Ácido – Base. N°16: Electroquímica.
N°1: Normas de seguridad en el laboratorio. Reconoc imiento de materiales. Sistemas Materiales. Separación de fases.Propiedades físicas y químicas de los materiales. N°2: Reacciones Químic N°3: Soluciones. Solubilidad. N°4: Soluciones diluidas. Propiedades coligativas. N°5: Equilibrio en solución ácido – base.
Trabajos Prácticos Laboratorio Informático.
Nº1: Leyes del estado gaseoso Nº2: Termoquímica: Reacciones Endotérmicas y Exotérmicas. Nº3: Cinética Química: determinación de velocidad y orden de la reacción. Nº4: Titulación ácido – base. Nº5: determinación de pH.
Se utilizará una metodología de enseñanza-aprendizaje con la participación activa del alumno en clases teóricas, teórico-prácticas, y prácticas de laboratorio, con actividades individuales y grupales de discusión y análisis bibliográfico, resolución de ejercicios y situaciones problemáticas relacionadas a su especialidad que integran diversos temas.
Bibliografía básica Guías de trabajo de aulas. Guías de laboratorio. Laboratorio tradicional Laboratorio informático Medios audiovisuales Filminas Retroproyector PC- software.
Teoría y resolución de ejercicios simples
Formación Experimental – Laboratorio
Formación Experimental - Trabajo de campo
Atkins- Jones
QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL 3ª Edición
QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL 5ª Edición
QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL 9ª Edición
Brown, LeMay y Burstein
QUÍMICA 6ª Edición
QUÍMICA 7ª Edición
QUÍMICA 9ª Edición
Masterton, Slowinski y Stanitski.
QUÍMICA GENERAL SUPERIOR 6ª Edición
PRINCIPIOS Y REACCIONES 4ª Edición 2ª reimp
Masterton,W., Hurley,C.
Whitten, Davis y Peck.
QUÍMICA GENERAL 3ª Ediciçon QUÍMICA GENERAL 5ª Ediciçon QUÍMICA GENERAL 8ª Ediciçon
Cotton y Wilkinson.
FÍSICO QUÍMICA. 3ª Edición
FÍSICO QUÍMICA. 4ª Edición Tomo I
FÍSICO QUÍMICA. 4ª Edición Tomo II
FÍSICO QUÍMICA. 5ª Edición Tomo I
FÍSICO QUÍMICA. 5ª Edición Tomo II
Se evaluará en forma continua la participación y el trabajo en clase y laboratorio. La evaluación del aprovechamiento de la materia por parte del alumno se efectuará con tres evaluaciones parciales, las cuales se aprobarán con el 60%, de acuerdo al calendario establecido.
Los alumnos que no hayan logrado el puntaje de aprobación del curso, o no hayan cumplido con alguno de los requisitos exigidos por la Cátedra y siempre que tengan al menos una evaluación parcial aprobada, podrán rendir una Evaluación Global, para su eventual aprobación del cursado.
La Evaluación Global se “Aprobará” con un mínimo de 180 puntos sobre un total de 300 puntos, para que su puntaje sea computado.
Introducción a la investigación bibliográfica. Monografía
Este trabajo es una iniciación a la investigación, de carácter esencialmente bibliográfico sobre un tema actual que involucre los conceptos de Química General y de interés particular para su especialidad. La información será obtenida de revistas especializadas, libros, e Internet, publicaciones científicas, etc. Asimismo contemplará la búsqueda de trabajos realizados sobre el tema, en diferentes centros de estudios universitarios del mundo. Se podrá acompañar con algún modelo tipo maqueta, o con láminas, u otro instrumento tecnológico adecuado.
Se desarrollará según cronograma establecido y se será supervisada por su profesor periódicamente. Dicho trabajo deberá realizarse con carácter obligatorio por parte de todos los alumnos del curso, los que podrán llevarlo a cabo en forma grupal. Una vez concluido, deberá ser presentado correctamente encuadernado y ordenado para su defensa y aprobación. Para lograr la regularidad de cursado de la materia, el alumno deberá aprobar al menos dos de las tres evaluaciones parciales, haber asistido como mínimo al 75% de las clases prácticas de aula y de laboratorio y obtener un puntaje no menor a setecientos (700) puntos, logrando así acceder al examen final.
El examen final será integrador, sobre la base del programa de la materia, guía de estudio y bibliografía. El mismo constará de dos instancias. En la primera se rendirá un escrito, el cuál deberá aprobarse con el 60 % para tener opción a la segunda instancia oral, en la cuál deberá defender su escrito.
La nota final se obtendrá de la ponderación de la labor realizada por el alumno durante el curso, puntaje obtenido y el examen final.
Evaluaciones Parciales. Unidades
Evaluación parcial 1 Fecha: 8/09/2009 Hora: 08 Aula: donde se cursa. Temario: Unidades 1, 2 y 3 completas
Evaluación parcial 2 Fecha: 13/10/2009 Hora: 08 Aula: donde se cursa. Temario: unidades: 4,5y 6 completas
Evaluación parcial 3 Fecha: 09/11/2009 Hora: 08 Aula: donde se cursa. Temario: unidades 8,9,10 y 11 completas
Fecha 16/11/09 Hora: 09 Aulas: a designar. Temario: incluye los mismos temas de las tres evaluaciones parciales.
Una vez que el alumno haya regularizado la materia deberá rendir su examen final en alguna de las fechas establecidas para la aprobación de la misma.
Todo alumno en condición de libre podrá acceder al examen final para una eventual aprobación de la materia, previo deberá rendir un examen escrito integrador sobre la base del programa de la asignatura, monografía y laboratorios, 24 horas antes a la fecha de examen de calendario.
El programa es abierto contempla todos los temas del mismo.
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