Química General e Inorgánica - Facultad de Ciencias Bioquímicas y

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“2008 – Año de la Enseñanza de las Ciencias”
Expediente Nº 6075/195
Rosario, 03 de Julio de 2008
VISTO el presente expediente, mediante el cual la Dirección
Académica del Departamento de Química-Física, eleva el programa analítico de
la asignatura Química General e Inorgánica correspondientes a los Planes de
Estudio 2006 y 2007 según corresponda de las Carreras que se cursan en esta
Facultad, y
CONSIDERANDO:
El análisis realizado por los Directores Académicos y los
integrantes de las Escuelas Universitarias, con el apoyo del Servicio de
Pedagogía de esta Casa de Estudios.
Que el presente expediente es tratado en Sesión del día de la
fecha.
Por ello,
EL CONSEJO DIRECTIVO DE LA FACULTAD DE CIENCIAS
BIOQUIMICAS Y FARMACEUTICAS
RESUELVE:
ARTICULO 1º.- Aprobar el programa analítico de la asignatura "QUÍMICA
GENERAL E INORGÁNICA”, según se detalla en el ANEXO UNICO de la
presente Resolución.
ARTICULO 2º.- Regístrese, comuníquese y archívese.RESOLUCION C.D. Nº 194/2008
Fdo.: )Dra. Claudia E. Balagué - Presidente de la Sesión
ES COPIA
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RESOLUCION C.D. Nº 194/2008
ANEXO UNICO
QUIMICA GENERAL E INORGANICA
PROGRAMA ANALÍTICO
Carreras:
Bioquímica Plan 2006
Farmacia Plan 2006
Licenciatura en Química Plan 2007
Licenciatura en Biotecnología Plan 2007
Profesorado en Química Plan 2007
FUNDAMENTACION:
La presente programación establece las bases y lineamientos generales de la enseñanza
de la Química General e Inorgánica a alumnos de las carreras de Bioquímica, Farmacia,
conllevando al manejo razonado de conceptos con vistas a la capacitación básica para
adquirir posteriormente con las materias del Ciclo Superior, la capacitación profesional
específica.
Inserción de la asignatura en el plan de estudio:
Química General e Inorgánica es la primera materia de química en el Plan de Estudio de
cualquiera de las carreras que se cursan en la Facultad de Bioquímica y Farmacia de la
Universidad Nacional de Rosario; perteneciendo la misma al Departamento de Químico
Física de la mencionada Casa de Altos Estudios. Por ende la materia mencionada, se
constituye en la piedra fundamental del aprendizaje de química, sobre las que las demás
materias de dicha rama de la ciencia, fundamentarán sus principios.
Conocimientos Previos requeridos:
Conceptos básicos de matemáticas, física y química adquiridos en la Escuela Secundaria
Objetivos :
Generales:
1. Concientizar la problemática de los principios generales de la química y focalizar
un estudio sistemático y estructural sobre cada grupo de elementos que constitu
yen la Tabla Periódica.
2. Adquirir, integrar y aplicar los conocimientos químicos con fines a fundamentar los
conocimientos que el alumno adquirirá en Química Orgánica, Químico Física y Quí
mica Analítica, Química Biológica, Biología.
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Específicos: Se indican en cada una de las unidades temáticas que a continuación se
detallan.
TEMA 1
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
INTRODUCCION: Química, materia y energía. Leyes de la conservación de la materia
y la energía. Propiedades físicas y químicas. Clasificación de la materia. Atomos y
moléculas. El método científico.
MEDICIONES EN QUIMICA: unidades de medición. Conversión de unidades.
Análisis dimensional. Longitud y volumen. Masa y peso. Densidad. Temperatura,
escalas y métodos de medición.
Objetivo específico: Lograr que el alumno sea capaz de construir su propio aprendizaje
y aplicar los Principios y Leyes de la Química.
TEMA 2
ECUACIONES QUIMICAS Y REACCIONES
Símbolos. Fórmulas. Unidad de masa atómica. Composición de los átomos. La tabla
periódica. Formación de iones. Compuestos covalentes e iónicos. Números de
oxidación. Nomenclatura inorgánica. Ecuaciones químicas. Clasificación de compuestos
químicos. Clasificación de reacciones químicas.
Objetivo específico: Lograr que el alumno pueda asociar los contenidos coneptuales
para escribir fórmulas y reconocer los distintos tipos de enlaces químicos.
TEMA 3
ESTEQUIOMETRIA QUIMICA
Masa atómica. Masa molecular. Isótopos. Moles de átomos y número de Avogadro.
Moles de moléculas. Composición porcentual y fórmulas. Derivación de fórmulas.
Soluciones. Expresión de concentración: porcentual, molar, molal. Relaciones molares
basadas en ecuaciones químicas. Cálculos basados sobre ecuaciones. Rendimiento
teórico. Rendimiento experimental. Rendimiento porcentual. Reactivo limitante.
Titulación. Cálculos estequiométricos comunes.
Objetivo específico: Aplicar la Ley de Lavoisier y los conocimientos básicos cuanti
tativos en las reacciones químicas.
TEMA 4
ESTRUCTURA DEL ATOMO
Electrones. Protones. Neutrones. Radiactividad y su relación con la estructura atómica.
Isótopos. Isóbaros. El modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno. Espectros atómicos y
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estructura atómica.
La necesidad de modificar la teoría de Bohr. Ondas
electromagnéticas. El principio de incertidumbre. La función de onda. Mención de la
ecuación de onda de Schrodinger. Función de onda radial y angular. Números cuánticos.
Orbitales. Atomos polielectrónicos. Configuración electrónica. Llenado de orbitales.
Objetivo específico: Conocer y comprender conocimientos básicos sobre la
composición del átomo y la influencia de dicha composición sobre la propiedades de la
materia.
TEMA 5
PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS DE LOS ELEMENTOS Y SU
RELACION CON LA TABLA PERIODICA
Fases del desarrollo de la clasificación sistemática de los elementos. Clases de
elementos. Elementos representativos o grupos principales. Elementos de transición y
transición interna. Expansión de la tabla periódica. Propiedades periódicas y no
periódicas. Volúmenes atómicos.
Radios atómicos. Energía de ionización.
Electroafinidad. Electronegatividad, distintas formas de calcularla. Otras propiedades
físicas. Propiedades químicas.
Objetivo específico: Demostrar manejar los conceptos de configuración electrónica,.
para la predicción del comportamiento de los elementos y sus compuestos en las
reacciones químicas.
TEMA 6
TERMODINAMICA Y TERMOQUIMICA
Primer principio de la termodinámica: conservación de la energía. Energía interna.
Trabajo y variaciones calóricas. Efectos térmicos a presión o volumen constante.
Procesos reversibles. Trabajo máximo de expansión isotérmica de un gas. Trabajo
máximo de cambio de fase. Energía interna de los gases ideales. Capacidad calorífica y
calor específico. Transformaciones adiabáticas. Variaciones entálpicas que acompañan
las transformaciones químicas. Calores de reacción. Calor de formación. Calor de
combustión. Ley de Hess: aplicación del primer principio. Influencia del estado físico.
Calores de disolución y dilución. Efecto de la temperatura sobre el calor de reacción.
Mediciones calorimétricas. Datos termoquímicos. Energías de unión y calores de
reacción.
Segundo principio de la termodinámica. Concepto de transformación espontánea.
Entropía. Variación de entropía en una transformación. Cambios de fase. Variación de
entropía en procesos espontáneos. Eficiencia del ciclo reversible. Energía libre.
Funciones de energía libre y trabajo máximo. Condiciones de las transformaciones
espontáneas y de equilibrio. Equilibrio de fases: ecuación de Clapeyron-Clausius.
Ecuación de Gibbs.
Objetivo específico: Conocer y comprender el concepto de: Energética de los
Compuestos Químicos. Aplicación del Primer y Segundo Principio de la Termodinámica
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para interpretar los fenómenos naturales y analizar las consecuencias de su aplicación en
el estudio de reacciones químicas.
TEMA 7
EL ENLACE QUIMICO Y LAS FUERZAS DE INTERACCION ENTRE
ENTIDADES QUIMICAS
Valencia y enlace químico. Desarrollo de los conceptos electrónicos de valencia y
formación de enlace. Clasificación de los enlaces. Enlaces iónicos y covalentes.
Polaridad del enlace y moléculas polares. Interacciones dipolo-dipolo, ion-dipolo, dipolo
inducido-dipolo instantáneo. Fuerzas de cohesión en sólidos. Sólidos atómicos y
moleculares, sólidos covalentes, sólidos metálicos y sólidos iónicos.
Objetivo específico: Aprender significativamente los conocimientos básicos para la
indentificación del tipo de enlace químico predominante en un compuesto y la influencia
del mismo en sus propiedades químicas.
TEMA 8
ENLACE COVALENTE Y ESTRUCTURA MOLECULAR
El enlace covalente. Orden de enlace. Covalencia. Estado de oxidación. Carga formal.
Esquemas e interpretaciones teóricas. Geometría molecular. Teoría de repulsión del par
electrónico de valencia. Estructuras de resonancia.
Solapamiento orbital. Los enlaces dirigidos. Teoría de enlace de valencia. Orbitales
híbridos. Teoría de orbitales moleculares. Obtención de diagramas de energías orbitales
para moléculas diatómicas homonucleares y heteronucleares que involucren orbitales s y
p. Carácter direccional del enlace covalente y fenómenos de deslocalización. Enlace
covalente con deficiencia electrónica. Moléculas o iones con número impar de
electrones. Energía de los enlaces covalentes. Polaridad del enlace covalente. Carácter
parcialmente iónico del enlace covalente. Algunas consecuencias de la polaridad del
enlace. Formación de enlace por puente de hidrógeno. Características del enlace de
hidrógeno. El enlace de hidrógeno en los compuestos inorgánicos. Asociación
intermolecular de hidruros covalentes simples.
Objetivo específico: Lograr que el alumno demuestre solvencia en el manejo de las
Teorías del Enlace Químico que permiten explicar la existencia de los compuestos
químicos, así como sus propiedades químico- físicas.
TEMA 9
EL ESTADO GASEOSO
Comportamiento de la materia en estado gaseoso. La presión de un gas. Relaciones de
volumen, presión y temperatura. Leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac. La escala
Kelvin de temperatura. La ley de Avogadro. Ecuaciones de los gases ideales. Densidad y
masa molar de los gases. Las presiones parciales de los gases en una mezcla: ley de
Dalton. Difusión de gases: ley de Graham. El movimiento de las moléculas en fase
gaseosa. Teoría cinética molecular. Distribución de velocidades moleculares en fase
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gaseosa, Deducción de la ecuación de gas ideal a partir de la teoría cinética molecular.
Desviaciones del comportamiento ideal. Ecuación de Van der Waals.
Objetivo específico: Conocer y comprender las Propiedades Físicas de la materia en su
estado de mínima cohesión.
TEMA 10
EL ESTADO SOLIDO CRISTALINO. SOLIDOS IONICOS
Estructura interna y externa de los cristales. Sistemas y clases cristalinos. Redes y celdas
unidad. Designación de planos reticulares (Indices de Weiss y Miller). Cristales iónicos.
Estructuras tipo: MX (sal de roca, wurtzita, blenda, arseniuro de níquel) y MX2 (fluorita,
antifluorita, rutilo, cloruro de cadmio, ioduro de cadmio). Energía reticular en cristales
iónicos. Cálculos termodinámicos de la energía reticular. Ecuación de Born-Landé.
Ecuación de Kapustinskii. Factores estéricos y de polarización que afectan la estructura.
Reglas de Fajans. Correlación entre la estructura y las propiedades de los sólidos.
Solubilidad de sales iónicas. Cálculos termoquímicos. Influencia del radio iónico.
Objetivo específico:Desarrollar criterio de aplicación de las Propiedades Físicas de la
materia en su máximo grado de cohesión y su influencia en sus propiedades químicas.
TEMA 11
EQUILIBRIOS DE FASES
Equilibrios líquido-vapor, líquido-líquido, sólido-líquido. Grados de libertad. Diagramas
de fases. Curvas de puntos de evaporación, fusión y ebullición de sustancias puras..
Punto crítico. Destilación simple y fraccionada.
Objetivo específico: Que el alumno sea capaz de manejar los conceptos de interrelación
de las Propiedades físicas entre los distintos estados de agregación de la materia.
TEMA 12
SOLUCIONES Y COLOIDES
La naturaleza de las soluciones. Soluciones de gases en líquidos. Soluciones de líquidos
en líquidos (miscibilidad). Efecto de la temperatura sobre la solubilidad de sólidos en
líquidos. El proceso de disolución. El rol de la entropía y la entalpía en la formación de
soluciones. Propiedades coligativas de las soluciones: descenso de la presión de vapor
del solvente, aumento del punto de ebullición, descenso del punto de solidificación.
Diagrama de fases de soluciones acuosas de no electrolitos. Osmosis y presión osmótica
de las soluciones. Determinación de las masas moleculares. El efecto de los electrolitos
sobre las propiedades coligativas. Actividad iónica. Coloides.. Preparación de
suspensiones coloidales. Jabones y detergentes. Movimiento browniano. Propiedades
eléctricas de las partículas coloidales. Geles.
Objetivo específico: Aprender significativamente efecto de las propiedades físicas de
las soluciones y los fenómenos físico-químicos relacionados a las mismas.
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TEMA 13
CINETICA QUIMICA
El concepto de velocidad de reacción. Factores que afectan las velocidades de reacción.
Ecuaciones de velocidad. Orden de reacción. Vida media. Teoría de las colisiones y del
complejo activado. Energía de activación y ecuación de Arrhenius. Reacciones
elementales unimoleculares, bimoleculares y termoleculares. Mecanismos de reacción.
Catalizadores y acción catalítica.
Objetivo específico: Conocer y comprender los conceptos básicos que operan sobre la
velocidad de las reacciones químicas.
TEMA 14
EQUILIBRIO QUIMICO
EQUILIBRIO EN FASE GASEOSA
Estado de equilibrio. Constante de equilibrio y cociente de reacción. La relación entre
las velocidades de reacción y la constante de equilibrio. Predicción de la dirección de
una reacción reversible. Cálculos de constantes de equilibrio. Cálculo de las
concentraciones en el equilibrio. Efecto del cambio de la concentración sobre el
equilibrio. Efecto del cambio de presión sobre el equilibrio. Efecto del catalizador sobre
el equilibrio. Efecto del cambio de temperatura sobre el equilibrio. Equilibrio
homogéneo y heterogéneo. Ley de distribución y conceptos de extracción. Relación
entre constante de equilibrio y energía libre.
Objetivo específico: Adquirir manejo significativo de la cuantificación de la proporción
de reactivos que se transforman en productos en una reacción química reversible.
TEMA 15
ACIDOS Y BASES
El concepto protónico de ácidos y bases. Especies anfipróticas. Fuerzas relativas de los
ácidos y bases de Bronsted. Neutralización ácido-base. Las fuerzas relativas de ácidos y
bases fuertes. Propiedades de los ácidos de Bronsted en soluciones acuosas. Preparación
de ácidos de Bronsted. Acidos monopróticos, dipróticos y tripróticos. Propiedades de las
bases de Bronsted en solución acuosa. Preparación de hidróxidos. Sales. Reacciones
cuantitativas de ácidos y bases. Equivalente químico y número de equivalentes de ácidos
y bases. El concepto de Lewis de ácidos y bases. Definiciones y ejemplos. El concepto
de dureza y blandura. Acidos y bases duros y blandos. Aplicaciones. Solventes no
acuosos, próticos y apróticos. Interacciones ácido base de Lewis.
Objetivo específico: Conocer y comprender las propiedades físicas y químicas de las
sustancias denominadas ácidas y básicas de amplia difusión en los sistemas biológicos y
de medio ambiente. Aplicación de las Teorías que explican la existencia de un
comportamiento ácido básico.
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TEMA 16
EQUILIBRIO IONICO DE ELECTROLITOS
pH y pOH. Concentraciones iónicas en soluciones de electrolitos fuertes. Disociación de
ácidos débiles monopróticos, dipróticos y tripróticos. Disociación de base débiles.
Efecto del ion común. Soluciones reguladoras. Reacciones de sales con agua. Hidrólisis
de iones: cationes y aniones. Indicadores ácido base. Curvas de titulación.
Objetivo específico:Aprender a cuantificar la fuerza de una sustancia definida como
ácido y base y de otra definida como base. Determinación de las proporciones de
disociación de las sustancias ácidas y básicas.
TEMA 17
EQUILIBRIO HETEROGENEO: SOLIDO-SOLUCION
La formación de precipitados. Producto de solubilidad. Cálculos de producto de
solubilidad a partir de las solubilidades. Cálculos de solubilidades a partir del producto
de solubilidad. Precipitación de electrolitos poco solubles. Condiciones de precipitación.
Precipitación fraccionada. Equilibrios múltiples. Disolución y formación de un
electrolito débil. Disolución por formación de un ion complejo.
Objetivo específico: Lograr que el alumno pueda asociar los contenidos conceptuales de
ácido base y solubilidad en la determinación cuantitativa de la concentración de especies
iónicas en solución provenientes de compuestos iónicos poco solubles en agua.
TEMA 18
EQUILIBRIO REDOX
Reacciones redox. Balance de ecuaciones redox por el método del ion-electrón y por el
método del número de oxidación. Celdas galvánicas y potenciales de celda. Pilas
galvánicas. Potenciales de celda. Potenciales de electrodos. Cálculo de potenciales de
celda. Trabajo eléctrico y energía libre. El efecto de la concentración sobre los
potenciales de electrodo. Relación entre potenciales de electrodo y constante de
equilibrio. Baterías. Pilas primarias. Pilas secundarias. Pilas combustibles. Celdas
electrolíticas. La electrólisis del cloruro de sodio fundido. La electrólisis de soluciones
acuosas. Deposición electrolítica de metales. Leyes de Faraday de la electrólisis.
Estabilidad de los distintos estados de oxidación. Estabilidad del disolvente. Diagramas
de Pourbaix (pE vs pH). Abundancia de los distintos estados de oxidación de los
elementos en sitios naturales según las condiciones de pH y aereación.
Objetivo específico: Conocer y comprender la capacidad de transferencia electrónica
por parte de los elementos y sus compuestos.
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TEMA 19
COMPUESTOS DE COORDINACION
Introducción a los compuestos de coordinación. Conceptos básicos. Nomenclatura de
compuestos complejos. La estructura de los complejos. Isomería de los complejos.
Enlace y comportamiento electrónico de los compuestos de coordinación. Teoría del
enlace de valencia. Teoría del campo cristalino. Energía de estabilización del campo
cristalino. Susceptibilidad y momentos magnéticos. Colores y espectros electrónicos de
los complejos metálicos de transición. Complejos tetraédricos y octaédricos.
Clasificación de ligandos: serie espectroquímica. Usos y aplicaciones de los compuestos
de coordinación.
Objetivo específico: Que el alumno aprenda a reconocer la existencia de especies en
solución acuosa constituídas por la interacción de iones metálicos (ácidos de Lewis) e
iones negativos provenientes de no metáles o moléculas disociadas (ó no disociadas, con
presencia de pares de electrones solitarios) (bases de Lewis) , en las que se reconocen
propiedades del enlace covalente y el enlace iónico.
TEMA 20
QUIMICA INORGANICA DESCRIPTIVA
HIDROGENO. Abundancia natural. Métodos de obtención. Isótopos. Orto y para
hidrógeno. Descripción de la química del hidrógeno en función de los procesos
electrónicos: formación de protones, formación de hidruros y formación de enlaces
covalentes. Enlace por puente hidrógeno. El hielo, el agua. Hidruros intersticiales y
enlaces puente en compuestos con deficiencia electrónica. Aplicación de la TOM en la
formación de la molécula de H2 y H2+.
OXIGENO. Estado natural y propiedades. Métodos de preparación. Oxidos,
clasificación. Superóxidos y peróxidos. Ozono. Estructura, preparación y propiedades
oxidantes. Aplicación de la TOM para examinar la configuración electrónica del O2.
Agua. Estructura y propiedades. El agua como solvente. Propiedades ácido-base y redox.
Electrólisis del agua, sobretensión. Hidratos. Agua oxigenada. Estructura y propiedades.
Propiedades redox. Descomposición catalítica. Peróxidos compuestos. Descripción del
peróxido y superóxido por TOM.
METALES ALCALINOS. Abundancia natural. Sustancias elementales. Obtención,
isótopos. Estructuras electrónicas. Propiedades generales. Discusión comparativa.
Oxidos e hidróxidos. Nitruros, peróxidos y superóxidos. Sales más importantes.
Procesos Solvay y Castner-Kellner. Hidruros. Unión M-H. Electrólisis de hidruros
+
fundidos. Reacciones de hidrólisis. Iones M en solución acuosa, amoniacal y en
hidratos. Complejos, éteres coronados.
METALES ALCALINO-TERREOS. Abundancia natural y obtención. Propiedades
generales. Estructura electrónica. Propiedades diferenciales del berilio. Oxidos, haluros,
carburos, sales de oxoaniones y complejos. Estructuras cristalinas y propiedades de sales
y óxidos.
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HALOGENOS. Estado natural, aislamiento y propiedades. Métodos preparativos.
Estados de oxidación, configuraciones electrónicas. Compuestos de los halógenos.
Haluros, clasificación, solubilidades, obtención de haluros anhidros. Oxidos, oxoácidos
y sus sales. Compuestos XH. Tipo de unión. Fuerza de los ácidos en solución acuosa.
Métodos de obtención. Interhaluros, preparación y propiedades. Reacciones de
hidrólisis. Pseudohaluros, definición y ejemplos.
GRUPO DEL OXIGENO (S, Se, Te, Po). Estado natural y obtención de los elementos.
Propiedades generales, comparación entre los elementos del grupo. Estados de oxidación
más importantes. Formas alotrópicas del azufre. Descripción de la geometría y de la
estructura electrónica de la molécula. Diagrama de fases. Acido sulfhídrico, fuerza ácida
en medio acuoso. Haluros y oxohaluros de azugre. Cloruros de azufre. Oxidos y
oxoácidos. Preparación. Propiedades ácido-base y redox de SO2 y SO3. Oxoácidos y sus
sales más importantes. Preparación y propiedades. Método de contacto para H2SO4.
Diagrama de fases de sistemas H2SO4-H2SO3-SO3.
GRUPO DEL NITROGENO. Propiedades generales. Comparación entre los
elementos del grupo. Estado natural y aislamiento de los elementos.
Nitrógeno. Estados de oxidación más importantes. Enlaces simples y múltiples.
Hidruros, preparación y propiedades. Amoníaco, estructura, carácter básico, discusión
del proceso Haber. Hidruros iónicos. Oxidos de nitrógeno, obtención. Propiedades
ácido-base y redox. Oxoácidos, métodos de obtención. Método industrial de obtención
de HNO3. Compuestos halogenados de nitrógeno. Tipos de unión y estabilidades.
Fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Métodos de obtención y propiedades. Estructura
de los elementos. Formas alotrópicas. Moléculas poliatómicas y gigantes. Hidruros,
haluros y oxohaluros. Oxidos y oxoácidos. Preparación y propiedades.
GRUPO DEL CARBONO. Abundancia y separación de los elementos. Propiedades
generales. Discusión comparativa.
Carbono. Formas alotrópicas. Estructuras. Configuración electrónica y comportamiento
químico. Hibridación de orbitales. Carburos. Compuestos inorgánicos del carbono.
Monóxido de carbono, dióxido de carbono y ácido carbónico. Discusión del equilibrio
del CO2 en agua. Haluros, tipos de unión.
Silicio, germanio, estaño y plomo. Formas alotrópicas. Estados de oxidación más
importantes. Haluros, hidruros, preparación, tipos de unión y estabilildad. Compuestos
oxigenados del silicio: óxidos y silicatos, estructuras. Compuestos oxigenados del
germanio, estaño y plomo, tipos de unión y propiedades químicas. Bandas y
semiconductores. Conductividad eléctrica y estructura electrónica.
GRUPO DEL BORO. Propiedades generales. Abundancia y obtención de los
elementos. Discusión comparativa.
Boro. Compuestos oxigenados. Trihaluros de boro. Hidruros de boro. Diborano,
preparación. Estructuras y enlaces en los boranos.
Aluminio. Estado natural. Aislamiento y propiedades. Obtención. Química del estado
trivalente. Oxidos, haluros, oxosales, química en solución acuosa. Discusión de los
equilibrios. Hidruros complejos.
Galio, Indio, Talio. Aspectos más importantes de la química de estos elementos.
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ZINC, CADMIO Y MERCURIO. Estado natural y aislamiento de los elementos.
Propiedades generales. Estudio comparativo. Galvanización. Compuestos de mercurio
monovalente y divalente. Oxosales mercúricas. Compuestos de zinc y cadmio
divalentes. Sulfuros. Haluros. Oxosales y acuoiones.
GASES NOBLES. Estado natural, aislamiento y aplicaciones. Propiedades químicas.
Haluros y otros compuestos.
METALES DE LA PRIMERA SERIE DE TRANSICION. Clasificación de los
metales de transición. Propiedades generales, discusión comparativa. Estructuras
electrónicas y estabilidazación del número de oxidación. Magnetoquímica,
paramagnetismo y diamagnetismo. Momentos magnéticos. Complejos. Constantes de
equilibrio. Efecto quelato. Color y espectros de absorción. Estabilidad y reactividad de
complejos.
Hierro, cobalto, níquel y cobre. Estado natural y obtención. Metalurgia. Estructura
cristalina de los metales y sus óxidos. Compuestos simples de hierro, cobalto, níquel y
cobre. Aleaciones: acero, bronces, latones. Química del Fe(II) y del Fe(III). Estabilidad
de estos estados de oxidación. Complejos. Química de Co(II) y del Co(III). Estabilidad
del Co(III) en medio alcalino y en complejos. Química del Ni(II). Complejos
estereoquímica y propiedades magnéticas. Química del Cu(I) y Cu(II). Estabilidades
relativas en solución acuosa. Complejos.
ELEMENTOS DE LA SEGUNDA Y TERCERA SERIES DE TRANSICION.
Análisis comparativo con la primera serie. Estados de oxidación más importantes.
Observaciones generales sobre la química de los metales del grupo del platino.
Plata y oro. Propiedades generales, Metalurgia. Estados de oxidación más importantes.
Complejos de Ag(I). Solubilidad de sus sales. Proceso fotográfico.
LANTANIDOS Y ACTINIDOS.
Lantánidos. Posición en la tabla periódica. Estados de oxidación. Propiedades
magnéticas y espectrales. Números de coordinación. Métodos de separación.
Actínidos. Características generales. Posición en la tabla periódica y su relación con los
lantánidos. Estados de oxidación. Desintegración espontánea del núcleo.
Procesos y aplicaciones industriales de los elementos de los grupos anteriores. Química
de los compuestos industriales importantes.
Objetivo específico: Que el alumno demuestre haber adquirido manejo significativo de
los Principios de Química General y lo sepa aplicar en la predicción de las propiedades
físicas y químicas de los elementos y sus compuestos.
TEMA 21. BIOINORGÁNICA
Ideas generales acerca del origen y la especificidad de metales en sistemas biológicos.
Conceptos y definiciones básicas en relación a sistemas biológicos y bioinorgánicos
Propiedades de los iones metálicos y sus ligandos en sistemas biológicos.
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Objetivo específico: Que el alumno demuestre haber adquirido manejo significativo de
los Principios de Química General e Inorgánica y sepa aplicar estos conceptos a modelos
básicos de la bioquímica , de la fisicoquímica, la química orgánica, la medicina y las
ciencias naturales en general.
OBJETIVOS DE LAS DISTINTAS UNIDADES TEMATICAS DEL PROGRAMA
TEMAS 1, 2 y 3. Introducción al lenguaje químico y familiarización con las expresiones
clásicas usadas para formular los compuestos, sus concentraciones y las relaciones de
masa de las reacciones en las que participan.
TEMAS 4 y 5. Introducción a la estructura atómica y la relación de la configuración
electrónica con las propiedades de los elementos.
TEMA 6. Introdución al concepto de energía y su relación con las reacciones químicas
TEMAS 7, 8, 9, 10 y 11. Introducción al concepto de los distintos tipos de enlace entre
los átomos o iones y de las fuerzas intermoléculares presentes en la materia y su relación
con las propiedades observadas en los distintos estados de agregación
TEMA 12. Introducción al concepto del fenómeno de disolución y formación de
coloides.
TEMA 13. Introducción al concepto de velocidad de reacción
TEMAS 14, 15, 16, 17 y 18. Introducción al concepto de equilibrio químico en sus
distintos tipos
TEMA 19. Introducción a la química de los complejos de metales de transición
TEMA 20. La química de los elementos y sus compuestos inorgánicos sencillos.
TEMA 21. La química inorgánica y su interacción con los sistemas vivos.
TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO:
Objetivos Generales:
1. Comenzar a desarrollar los hábitos y actitudes de un futuro profesional que deberá
aplicar conocimientos de química. Desarrollar acciones actitudinales respecto a las
normativas de Seguridad que han de seguirse en el desarrollo de un trabajo práctico
experimental.
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2. Complementar los conocimientos teóricos adquiridos sobre los distintos Principios de
la Química(Química General) y su aplicación a la predicción de las propiedades
fisicoquímica de los elementos y sus compuestos (Química Inorgánica).
Objetivos específicos-Procidimentales: Que el alumno adquiera destreza en el manejo
de los elementos de laboratorio, así como de las técnicas analíticas básicas: preparación
de soluciones, titulación ácido base, titulación redox, técnicas gravimétricas.
Trabajos Prácticos de Laboratorio:
Técnicas manuales:
Preparación de soluciones (sólido en líquido; gas en líquido, líquido en líquido).
Separación de fases:
Sólido-líquido: filtración ( a presión normal y reducida), centrifugación,decantación.
Líquido-líquido: separación en ampolla de decantación.
Destilaciön: simple y fraccionda, a presión normal y reducida.
Recristalización y crecimiento de cristales.
Medición volumétrica de gases.
Manejo de vidrio: pipetas Pasteur, capialres, acodaduras, redondeo de bordes.
Titulación (Volumetría)
Calcinación (mufla)
Determinación del punto de fusión (en capilar, en baño de glicerina)
Determinación espectrofotométrica de concentración y seguimiento de reacciones
en el tiempo por espectrofotometría.
Armado de cubas electrolíticas y pilas. Refinación electrolítica.
Miscroscopía de cristales.
Manipulación a temperatura constante controlada.
Manipulación en atmósfera inerte (caja seca).
Técnicas Instrumentales:
Mediciones de pH (pHmetro digital)
Mediciones manométricas
Pesada en balanzas analíticas y granatarias
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Centrifugación
Observación de cristales con microscopio óptico
Mediciones espectrofotométricas.
Procedimientos de evaluación:
Los procedimientos de evaluación serán de carácter formativo,en los que se intentará
brindar información sobre el proceso de aprendizaje mientras éste se está desarrollando.
El mismo se llevará cabo con evaluaciones semanales en el laboratorio, que permitan un
seguimiento del desarrollo teórico-práctico.De este modo se podrá lograr que tanto el
alumno como el docente sepan sobre el dictado de los diferentes núcleos temáticos qué
ajustes deben realizarse antes de llegar a evaluaciones que impliquen calificacioens
decisivas en la definición de la situación del estudiante.
Dado el amplio número de alumnos que cursan la materia, las evaluaciones serán
escritas. Para determinada situaciones de definición de la calidad del aprendizaje o
fechas de exámenes con poca concurrencia de alumnos, podrán efectuarse evaluación
oral.
Los temas de carácter teórico-práctico serán evaluados en forma escrita con desarrollo
conciso y conceptual sobre el tema.
Los trabajos prácticos de laboratorio serán evaluados por desarrollo en “mesada”de
trabajos experimentales relacionados con los temas a evaluar.
La materia ofrece un sistema de promoción, en el cual, el alumno obteniendo 80 puntos
en cada examen parcial, solamente debe rendir en el examen final los temas que no
fueron evaluados en los exámenes parciales.
Carga horaria total: 240 h
Distribución de horas de clases teóricas y clases prácticas semanales: 3 h de teoría, 5
h de clases prácticas (tarea de aula o laboratorio).
Cantidad de laboratorios: 15 de 3 h cada uno.
Número total de parciales: 3.
Forma de regularización: aprobación de los parciales con un mínimo de 60%, y 85%
de asistencia a los laboratorios.
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Bibliografía:
1. Química: R. Chang. 6ta Edición . 1999. McGraw Hill
2. Química: La Ciencia Central. 9na Edición. 2004. Prentice Hall Sudamericana.
3. Química General Superior. Masterton,W., Slowinski E y Stanitski C., 6ta.Edición.
1989. Mc Graw Hill.
4. Química General. Whitten K.,Gailey K y Davis R. 1992. 3ra Edición. McGraw Hill
5. Química Inorgánica.Principios de Estructura y Reactividad. Huheey J.,1978.
Ed. Harper & Row Latinoamericana.
6. Química Inorgánica Avanzada. Cotton A y Wilkinson G., 4ta Edición. 1990.
Ed. Limusa.
7. Química Bioinorgánica. Apuntes de Cátedra. Dr Luis F. Sala.
Prof. Titular: Dr Luis Federico Sala
Prof. Asociada: Dra Sandra Signorella
Prof. Adjunta: Dra Marcela Rizzotto
Prof. Adjunta: Claudia Palopoli
Prof. Adjunta Dra Verónica Daier
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