Plan 2951-3

UNIVERSIDAD DEL BIO-BIOUNIVERSIDAD DEL BIO-BIOVICERRECTORIA ACADEMICA – DIRECCION DE DOCENCIAVICERRECTORIA ACADEMICA – DIRECCION DE DOCENCIA

ASIGNATURA : QUÍMICA GENERALCODIGO : 242030

I. IDENTIFICACION

1.1 CAMPUS : CHILLÁN

1.2 FACULTAD : CIENCIAS

1.3 UNIDAD (Depto.) : CIENCIAS BASICAS

1.4 CARRERA : INGENIERIA EN ALIMENTOS

1.5 Nº Créditos: 09

1.6 TOTAL DE HORAS: 06 HT: 06 HP: 2 HL: 3

1.7 PREREQUISITOS DE LA ASIGNATURA (Señale Nombre y código de la asignatura/s): SIN REQUISITOS

II. DESCRIPCION

Asignatura teórico práctica cuya finalidad es entregar al estudiante conocimientos que le sean de utilidad en su vida cotidiana y como base para estudios posteriores de cursos de Química y de otras disciplinas. Se basa en un plano teórico, de abstracción y métodos rigurosos y en un plano experimental y descriptivo.

III. OBJETIVOS

a) Generales:

- Comprender y usar el método científico, desarrollando la capacidad de observación reflexiva y la habilidad para medir, interpretar, presentar datos, estimar errores y formular hipótesis. - Adquirir habilidades motoras y destrezas propias del trabajo experimental y manejar las técnicas básicas relacionadas con el diseño y puesta en marcha de un experimento. - Identificar aportes relevantes de la Química al mejoramiento del bienestar de la humanidad. - Caracterizar a la química como ciencia, señalando sus ramas más importantes y la relación con otras ciencias.

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b) Específicos

- Visualizar los efectos más importantes de la Química en el medio ambiente.

- Identificar cambios químicos y físicos de los procesos.- Clasificar la materia como átomos, moléculas, elementos, compuestos y

mezclas. Conocer distintas técnicas de separación de mezclas.- Aplicar las Leyes de las combinaciones Químicas, Ley de la conservación

de la materia (Lavoisier), Ley de las Proporciones Definidas (Proust), Ley de las Proporciones Múltiples (Dalton), Ley de las Proporciones Recíprocas (Richter). Ley de Avogadro.

- Conceptualizar el “Mol” como la unidad internacional para expresar la magnitud de cantidad de materia.

- Conocer y utilizar la nomenclatura inorgánica básica que resulta de la combinación de los átomos.

- Determinar fórmulas empíricas y moleculares y dados los nombres de compuestos inorgánicos comunes, señalar su fórmula y viceversa.

Adquirir habilidades en la resolución de ejercicios de estequiometría. Representar una reacción química a través de una ecuación. Reconocer el reactivo limitante y calcular rendimientos y porcentajes (o grados) de pureza de un reactivo y/o producto.Entender las características de los gases desde el punto de vista de la

Teoría Cinética Molecular.Deducir la Ecuación de Estado de los Gases Ideales a partir de las Leyes de los Gases y de la Hipótesis de Avogadro y calcular cualquiera de las siguientes variables: presión, volumen, temperatura, cantidad de gas, densidad y masa molar.Aplicar las relaciones estequiométricas en el estado gaseoso.Comprender las interacciones soluto-solvente Definir y utilizar distintas formas de expresar concentración: %p/p, %p/v, %v/v molaridad, normalidad, molalidad y fracción molar.Calcular aumento ebulloscópico, descenso crioscópico, presión osmótica y presión de vapor del solvente de una solución.Conocer las principales características de los sistemas coloidales.Conocer los factores que determinan la velocidad de una reacción.Calcular la condición final de equilibrio en una reacción reversible a partir de un conjunto de condiciones iniciales y a partir de datos experimentales establecer el Principio de Le Chatelier.Diferenciar entre ácidos y bases de acuerdo con las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry.Determinar el pH, pOH y la concentración de todas las especies presentes en el equilibrio de una solución. Describir por medio de ecuaciones y constantes de equilibrio el comportamiento de disoluciones salinas y de soluciones reguladoras.Calcular la solubilidad de una sal poco soluble en agua, a partir de la ecuación respectiva y del valor de su Kps.Balancear reacciones de oxidación y reducción por distintos métodos.Determinar los Pesos Equivalentes y aplicarlos en estequiometría redox.

- Conocer el desarrollo histórico del concepto de “átomo” a través de sus distintos modelos (Dalton, Thompson, Rutherford, Bohr, Sommerfield) y de los hechos que implicaron el descubrimiento de las partículas fundamentales (protones, neutrones y electrones).

- Conocer el concepto actual de “átomo”, sus números cuánticos, su configuración electrónica y la clasificación periódica.

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- Describir cualquier electrón a través de sus cuatro números cuánticos y dadas las distribuciones electrónicas de una serie de elementos, clasificarlos en elementos representativos, gases nobles, elementos de transición.

- Relacionar las propiedades periódicas de los átomos en la tabla periódica actual.

- Desarrollar un esquema de la tabla periódica demostrando las variaciones de las propiedades periódicas a través de un grupo o de un período: electronegatividad, radio atómico, carácter metálico, carácter no metálico y energía de ionización.

Diferenciar el enlace covalente del enlace iónico y representarlos correctamente mediante estructuras de Lewis.Aplicar los conceptos de “carga formal” y “resonancia” para determinar la estructura de Lewis de un determinado compuesto.Determinar la geometría molecular de un compuesto o ión considerando la teoría de repulsión electrostática, la teoría de orbitales de valencia y la hibridación del átomo central.Valorar los efectos de la electronegatividad sobre el enlace covalente y determinar el carácter iónico de un enlace, como también, el momento dipolar y polaridad de una molécula.Identificar y clasificar las principales atracciones intermoleculares existentes (ión-dipolo, dipolo-dipolo, puentes de hidrógeno, etc.) y sus consecuencias en las propiedades de las sustancias y sus cambios de fase.

IV. UNIDADES PROGRAMATICAS

UNIDADES HORASUnidad 1: INTRODUCIÓN AL ESTUDIO DE LA QUÍMICA 6Unidad 2: LEYES FUNDAMENTALES DE QUÍMICA 12Unidad 3: ESTEQUIOMETRIA 12Unidad 4: EL ESTADO GASEOSO Y SUS LEYES 8Unidad 5: DISOLUCIONES 12Unidad 6: EQUILIBRIO QUIMICO Y EQUILIBRIO IONICO EN

SISTEMAS ACUOSOS16

Unidad 7: OXIDO-REDUCCIÓN 10Unidad 8: ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES

PERIODICAS10

Unidad 9: ENLACE QUÍMICO 10

V. CONTENIDO UNIDADES PROGRAMÁTICAS

UNIDADES CONTENIDOUnidad 1: INTRODUCIÓN AL ESTUDIO DE

LA QUÍMICA- Antecedentes históricos.

Aplicaciones de la química.- Materias primas naturales.- La química y el ambiente.

Contaminación.- Conceptos básicos de la

materia: propiedades, estados, cambios físicos y cambios químicos.

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- Clasificación de la materia.- Átomos y moléculas.

Elementos y compuestos.- Compuestos y mezclas.

Separación de mezclas.

Unidad 2: LEYES FUNDAMENTALES DE QUÍMICA

- Leyes que rigen las transformaciones químicas: Ley de Lavoisier, Ley de Proust, Ley de Dalton, Ley de Richter y Ley de Avogadro.

- Teoría atómica de Dalton.- Masa atómica. Isótopos,

Isóbaros.- Peso atómico, Peso

molecular.- Concepto de mol, Número

de Avogadro y Volumen molar.

- Pesos equivalentes. Número de oxidación.

- Nomenclatura inorgánica. Compuestos binarios, ternarios, cuaternarios y de coordinación.

- Determinación de formulas químicas. Fórmulas empíricas y moleculares.

Unidad 3: ESTEQUIOMETRIA - Reacciones químicas.- Ecuaciones químicas.- Relación masa- masa.- Relación masa – volumen.- Reactivo limitante.- Rendimiento de una

reacción, grado de pureza de un reactivo.

- Cálculos estequiométricos.

Unidad 4: EL ESTADO GASEOSO Y SUS LEYES

- Propiedades generales de los gases.

- Leyes de los gases: Ley de Boyle. Ley de Charles.

- Ecuación general de los gases ideales.

- Teoría cinética molecular de los gases.

- Introducción de gases reales.

- Cálculos estequiométricos.

Unidad 5: DISOLUCIONES - Disoluciones y solubilidad.

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- Tipos de disoluciones y sus características.

- Formas de expresar y calcular la concentración de las disoluciones.

- Solubilidad. Proceso de disolución.

- Atracciones intermoleculares y cambios de fase

- La solución ideal y las propiedades coligativas, ley de Raoult, presión de vapor de las disoluciones, tensión superficial y presión osmótica, ascenso del punto de ebullición, descenso del punto de congelación.

- Propiedades coloidales.

Unidad 6: EQUILIBRIO QUIMICO Y EQUILIBRIO IONICO EN SISTEMAS ACUOSOS

- Factores que determinan la velocidad de reacción

- Reacciones reversibles e irreversibles.

- La expresión de la constante de equilibrio. Principio de Le ChatelierFactores que afectan la posición de equilibrio. Cálculo de la constante de equilibrio.

- Electrolitos fuertes y débiles.

- Ionización del agua. La escala de pH.

- Constantes de ionización para ácidos y bases débiles.

- Soluciones amortiguadoras.- Ácidos polipróticos.- Titulación ácido-base.- Hidrólisis de sales ácidas y

básicas.- Producto de solubilidad

Unidad 7: OXIDO-REDUCCIÓN - Reacciones de óxido reducción.

- Balanceo de ecuaciones de óxido reducción. Método del número de oxidación y método del ión-electrón.

- Peso equivalente, estequiometría redox y sus aplicaciones.

Unidad 8: ESTRUCTURA ATÓMICA Y - Breve desarrollo histórico.

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PROPIEDADES PERIODICAS Evolución del modelo atómico.

- Modelo atómico de Dalton, Thompson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld.

- Rayos X y radiactividad.- Reseña del descubrimientos

de las partículas fundamentales (protones, neutrones y electrones)

- El núcleo y modelo atómico de Rutherford.

- Introducción a la teoría cuántica. Números cuánticos.

- Configuración electrónica y su clasificación en la tabla periódica.

- Propiedades periódicas.

Unidad 9: ENLACE QUÍMICO - Enlace covalente.- Estructura de Lewis, regla

del octeto.- Resonancia. Carga formal.- Electronegatividad y

polaridad del enlace.- Momentos dipolares y

carácter iónico parcial de los enlaces covalentes.

- Enlace iónico.- Geometría molecular:

Teoría de repulsión electrostática y Teoría de orbitales de valencia. Hibridación.

ACTIVIDADES DE LABORATORIO

1.- Uso y conocimiento del material de laboratorio2.- Determinación de constantes físicas3.- Técnicas de separación4.- Nomenclatura de compuestos inorgánicos5.- Determinación del volumen molar y masa molar de un vapor condensable6.- Estequiometría del clorato de potasio7.- Disoluciones y solubilidad8.- Titulación o valoración ácido base9.- pH y constante de equilibrio10.- Hidrólisis y soluciones amortiguadoras

VI. METODOLOGÍA

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Asignatura de naturaleza teórico - práctica, que utiliza como apoyo medios audiovisuales, guías de ejercicios y de trabajos prácticos. Se realizan clases expositivas, trabajos en grupo para resolver problemas, (seminarios) y trabajos prácticos de laboratorio.

VII. TIPOS DE EVALUACIÓN (PROCESO Y PRODUCTO)

Teoría:

Certámenes: 3 certámenes (90%)Pruebas de seminarios: 1 a 2 pruebas por unidad (10%)

Ponderación nota final: 70%

Laboratorio: (100 % de asistencia)

Test de laboratorio: 70%Informes: 30%

Ponderación nota final: 30%

VIII. BIBLIOGRAFIA:

Básica

R. Chang 2002. “Química”. 7a Edición, McGraw-Hill Interamericana Editores S. A.

T. L. Brown, H. E. LeMay, B. E. Bursten y J. R. Burdge 2004. “Química. La Ciencia Central”. 9a Edición, Prentice-Hall Inc.

M. S. Silberberg 2002. “Química. La naturaleza molecular del cambio y la materia”. 2a Edición, McGraw-Hill Interamericana Editores S. A.

C. E. Mortimer 1983. “Química”. 5a Edición, Grupo Editorial Iberoamericana S. A.

L. Lillo, L. Moreno 2005. “Texto de Ejercicios Resueltos de Química General: Estequiometría y Gases”, Proyecto FDD 2005-05. Fondo de Desarrollo de la Docencia.

Complementaria

G. Garzón 1982. “Fundamento de la Química General”. McGraw-Hill Interamericana Editores S. A.

J. Rosenberg 1982. “Química General”. McGraw-Hill Interamericana Editores S. A.

R. H. Petrucci 2002. “Química General”. 8a Edición, Pearson Educación

W. W. Kenet, D. G. Kenet y E. D. Davis 1979. “Química General”. McGraw-Hill Interamericana Editores S.

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