Química General e Inorgánica

Universidad del Salvador
Carrera de Agronomía
Campus “Nuestra Señora del Pilar”
Plan Res. Rect. Nº 360/2006
QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA (Código 3784)
Primer año / Primer Cuatrimestre
6hs. cátedra semanales – 108hs. Cátedra Totales – 81hs. reloj
CONTENIDOS MINIMOS:
Soluciones y dispersiones – Reacciones químicas. Equilibrio Redox – Electroquímica – Cationes y
aniones. Nociones sobre marcha sistemática y ensayos directos.
OBJETIVOS:
Que el alumno logre:
− Destreza en el manejo de instrumental químico.
− Conozca la importancia de la Química en relación a la Agronomía.
UNIDADES TEMATICAS:
Unidad 1:
Química, su método y objetivos. Sistemas materiales. Propiedades de la materia. Estado de
agregación. Cambios de estado. Clasificación de los sistemas materiales. Mezclas y soluciones.
Sistemas coloidales. Composición centesimal. Métodos de separación de fases y de
fraccionamiento.
Unidad 2:
Teoría atómico molecular: Leyes de la combinación. Leyes gravimétricas: Ley de conservación de
la masa (Lavoisier). Masa y energía (Einstein) Ley de las proporciones definidas (Proust) Ley de las
proporciones múltiples (Dalton) Ley de las proporciones equivalentes (Richter). Equivalente gramo
de un elemento. Teoría atómica de Dalton. Leyes volumétricas: Estado gaseoso. Ley de BoyleMariotte. Ley de Gay Lussac – Charles. Temperatura absoluta. Ecuación de estado de los gases
ideales. Gases reales. Ley de las presiones parciales (Dalton) Leyes de las combinaciones gaseosas
(Gay Lussac)
Unidad 3:
Teoría atómico molecular: Masa atómicas y moleculares.
Masa atómica relativa. Unidad de masa atómica. Masa molecular relativa. Masa atómica relativa.
Mol. Numero de Avogadro. Condiciones normales de presión y temperatura. Volumen molar.
Ecuación general de un gas ideal. Fórmula mínima y fórmula molecular.
Unidad 4:
Estructura atómica. Modelos atómicos históricos. Thompson. Rutherford-Bohr-Modelo atómico
moderno. Principio de exclusión de Pauli. Principio de incertidumbre de Heisemberg. Orbitales.
Números cuánticos. Niveles y subniveles de energía. Configuraciones electrónicas de los
elementos. Regla de Huna. Constitución del núcleo. Número atómico y número másico.
Unidad 5:
Clasificación periódica de los elementos. Tabla de Mendeleev. Clasificación moderna- Predicciones
Ley de Mendeleev-Moseley. Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la tabla.
Configuración electrónica externa. Periodos y grupos. Familias de elementos. Metales y no metales.
Propiedades y comportamiento.
Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, Electronegatividad, radio iónico.
Unidad 6:
Las uniones químicas: Teoría del octeto. Estructura de Lewis. Clasificación de las uniones
químicas. Enlace iónico, covalente y unión metálica. Características de los compuestos.
Unidad 7:
Reacciones químicas. Nomenclatura. Estequiometría.
Clasificación de reacciones. Formación de compuestos inorgánicos: óxidos básicos y ácidos,
hidróxidos, oxácidos, hidrácidos y sales.
Reacciones de óxido reducción. Numero de oxidación. Concepto. Asignación del número de
oxidación. Hemi-reacciones. Ajuste de reacciones. Distintos métodos: tanteo, algebraico, método
del ión electrón. Agentes oxidantes y agentes reductores.
Estequiometría. Significado cuantitativo de las reacciones químicas. Reactivo limitante. Pureza de
reactivos. Rendimiento de la reacción.
Unidad 8:
Soluciones. Soluciones acuosas. Soluto y solvente. Soluciones saturadas, diluidas y concentradas.
Gráficos.
Unidades de concentración: % m/m, % m/v, % v/v, molaridad, normalidad, molalidad, fracción
molar. Equivalente gramo. Diluciones.
Unidad 9:
Equilibrio químico. Constante de equilibrio. Principio de Le Chatelier y equilibrio químico.
Equilibrio ácido- base: ácidos y bases según: Arrhenius, Bronsted- Lowry, Lewis.
Ionización del agua. Producto iónico del agua (Kw)
Soluciones neutras, ácidas y básicas. Ácidos fuertes y débiles. Constante de disociación.
Concepto de pH y otras funciones logarítmicas. Métodos de medición del pH.
BIBLIOGRAFÍA:
Básica:
ANGELINI M. C. y otros., “Temas de Química General” – Edit. Eudeba, 1993.
MAHAN B. y MYERS R., “Química, curso universitario” - Edit. Addison Wesley Iberoamericana,
1990.
SIENKO M. y PLANE R, “Química, principios y aplicaciones” – Edit. Mc. Graw Hill, 1990
MASTERTON, SLOWINSAKI, STANITSKI, “Química General Superior” – Edit. Mc. Graw Hill,
1993
METODOLOGÍA DE ENSEÑANZA:
Las clases son teóricas-prácticas. Además se realizaran las siguientes prácticas de laboratorio:
− Sistemas materiales.
− Reacciones químicas.
− Titulación.
EVALUACIÓN:
Es obligatorio el cumplimiento de la escolaridad, en caso contrario no se podrá rendir la evaluación
final de la obligación académica.
Condiciones de escolaridad:
− asistencia como mínimo al 75 % de las clases dictadas,
− aprobación de los parciales: con nota 4 (cuatro), con la posibilidad de un recuperatorio por
parcial.
− aprobación de los Trabajos Prácticos.
Evaluación final:
La evaluación final podrá ser oral, escrito y oral, o escritos y se aprueba con un mínimo de 4
(cuatro) en una escala numérica de cero a diez.
Docente
Ing. Agr. Marisa Nelly DELLA VEDOVA
Director de Carrera
Ing. Agr. Sebastián M. FELGUERAS