PROGRAMA DE LA ASIGNATURA

QUÍMICA 11

1. ESTEQUIOMETRÍA
   1. Noción de Partícula. Átomos. Peso atómico, Escala "C". Símbolo químico, fórmula química, peso molecular. Cálculo de peso molecular.
   2. Concepto de mol. Número de Avogrado. Cálculo de moles.
   3. Reacción química. Ecuación química.
   4. Leyes de la combinación química. Conservación de la masa, proporciones definidas.
   5. Balanceo de ecuaciones.
   6. Cálculo estequiométrico. Porcentaje de rendimiento, reactivo limitante.

2.  ESTRUCTURA ATÓMICA Y ENLACE QUÍMICO.

     2.1.    Introducción a la forma y características de la tabla periódica.

     2.2.    Introducción a los moles atómicos. El método científico.

     2.3.    Introducción a la teoría cuántica. Concepto de orbital. Números cuánticos y llenado de la tabla periódica.

     2.4.    Propiedades periódicas: radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.

     2.5.    Enlace químico. Tipos de enlace según relación a la tabla periódica. Enlace iónico, enlace metálico.

     2.6.    Enlace covalente. Energía de enlace y orden de enlace. Enlace covalente polar.

     2.7.    Orbitales híbridos.

     2.8.    Repulsión entre pares de electrones y forma de las moléculas.

     2.9.    Polaridad de las moléculas.

     2.10.  Propiedades de los estados agregados y su relación con el tipo de enlaces iónicos, metálico, Van der Waals, ion                dipolo y puente de hidrógeno.

3.  ESTADOS DE LA MATERIA.

     3.1.    Relación general entre gases, líquidos, sólidos y soluciones.

     3.2.    Propiedades  generales de gases. Experimentos de Boyle, Charles, Gav-Lussac y la  relación entre variables.

     3.3.    Gases ideales: la ecuación de estado. Gases reales, la ecuación de Van der Waals.

     3.4.    Mezcla de gases. Ley de Dalton. Fracción molar de gases.

     3.5.    Cálculo estequiométrico con gases.

     3.6.    Tipos de soluciones. Límites y grado de solubilidad.

     3.7.    Unidades de concentración: molalidad y fracción molar. Propiedades coligativas de soluciones. Ley de Henry y                 Roault.

4.  EQUILIBRIO.

4.1.    Introducción al equilibrio. Velocidad de reacción, energía de activación. Constante de equilibrio.           Evolución hacia el equilibrio.

4.2.    Introducción cualitativa de entalpía, entropía y energía libre.

4.3.    Equilibrio de fase de un solo componente. Relación en procesos dinámicos y energías  involucradas.

4.4.    Molaridad. Equilibrio en fase gaseosa y cambios químicos.

4.5.    Variables que modifican el equilibrio. Principio de Le Chatalier.

4.6.    Cálculo con equilibrio en fase gaseosa. Interpretación de resultados.

4.7.    Equilibrio en solvente como medio. Utilidad en síntesis.

4.8.    Equilibrio iónico. Disolución de sales. Producto de solubilidad.

4.9.    Efecto del ion común. Precipitación selectiva. Cálculos estequiométricos con  precipitados.

4.10.  Equilibrio ácido-base. Constante de equilibrio ácido-base.

4.11.  Funciones pK. Escala de pH.

4.12.  Cálculo estequiométrico con ácidos y bases fuertes y débiles. Normalidad. Soluciones reguladoras.           Interpretación de resultados.

5.  OXIDACIÓN - REDUCCIÓN.

5.1.    Definiciones y conceptos de óxido-reducción.

5.2.    Balanceo de ecuaciones de óxido-reducción.

5.3.    Representación de pilas galvánicas y electrolíticas. Ejemplos.

5.4.    Potencial estandard. Tabla de potenciales. Cálculos de potencial de una celda. Criterio de                                  espontaneidad.

5.5.    Ecuación de Nernst. Cálculo.

5.6.    Electrólisis. Cálculo estequiométrico con electrólisis.

BIBLIOGRAFÍA

    James E. Brady - Gerard E. Humiston. “Química Básica”.  Química Mortimer

    Garzón, Guillermo. “Fundamentos de Química General”. McGraw-Hill Latinoamericana. Colombia. 1982.

    Moore, J.; Davies, W. y Collins, R. “Química”. McGraw-Hill Latinoamericana. Colombia. 1981.

    B.M. Mahan y R.J. Myers, “Química Curso Universitario”. 4º Ed.; Addison-Wesley, Venezuela, 1990.