PROGRAMA DE LA ASIGNATURA

QUIMICA 11

1.    CONTENIDO

1. Estequiometría:

• Noción de partícula, átomos, peso atómico, escala "C". Símbolo químico, fórmula química, peso molecular, cálculo de peso molecular.

• Concepto de mol. Número de Avogadro. Cálculo de moles.

• Reacción química. Ecuación química.

• Leyes de la combinación química. Conservación de la masa, proporciones definidas.

• Balanceo de ecuaciones.

• Cálculo estequiométrico. Porcentaje de rendimiento, reactivo limitante.

2. Estructura Atómica y Enlace Químico:

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

• Introducción a los modelos atómicos. El método científico.

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

• Propiedades periódicas: Grado, potencial de ionización, afinidad electrónica electronegatividad.

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

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

• Orbitales híbridos.

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

• Polaridad de las moléculas.

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

3. Estados de la Materia:

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

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

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

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

• Cálculo estequiométrico con gases.

• Tipos de soluciones. Límites y grado de solubilidad.

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

4. Equilibrio:

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

• Introducción cualitativa de entalpía, entropía y energía libre.

• Equilibrio de fase de un solo componente. Relación con procesos dinámicos y energías involucradas.

• Molaridad. Equilibrio de fase gaseosa y cambios químicos.

• Variables que modifican el equilibrio. Principio de Le Chatelier.

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

• Equilibrio en solvente como medio. Utilidad en síntesis.

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

• Efecto del ión común. Precipitación selectiva. Cálculos estequiométricos con precipitados.

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

• Funciones pk. Escala de pH

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

5. Oxidación - Reducción:

• Definiciones y conceptos de óxido-reducción

• Balanceo de ecuaciones de óxido-reducción.

• Representación de pilas galvánicas y electrolíticas. Ejemplos.

• Potencial estandar. Tablas de potenciales. Cálculo de potencial de una celda. Criterio de espontaneidad de una reacción redox.

• Ecuación de Nernst. Cálculo.

• Electrólisis. Cálculo estequiométrico con electrólisis.

2.    BIBLIOGRAFIA GENERAL DEL CURSO.

• Dick, John. “Química Analítica”. Editorial El Manual Moderno. México. 1979.

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

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

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