Carrera: INGENIERIA QUIMICA - Centro de Estudiantes de

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Universidad Tecnológica Nacional
Facultad Regional Buenos Aires
Carrera: INGENIERIA
ASIGNATURA:
DEPARTAMENTO:
BLOQUE:
AREA:
QUIMICA (Plan 1995 Adecuado)
QUIMICA GENERAL
MATERIAS BASICAS
CIENCIAS BASICAS
QUÍMICA
CODIGO : 95-1407
Clase: Cuatrimestral
Horas Sem : 10 (diez)
Horas/año : 160
Objetivos:
Objetivos Generales:
• Lograr el conocimiento de los principios y las leyes básicas que rigen el comportamiento de la
materia, sus mezclas y de los procesos que llevan a su transformación en sustancias nuevas.
Objetivos Específicos:
• El conocimiento de la estructura atómica y así de las características y propiedades de los tres
estados de agregación de la materia y de sus mezclas.
• Estudio de las leyes fundamentales del comportamiento de la materia.
• Conocimiento de la reacción química en sus aspectos energéticos, de velocidad, condiciones
óptimas de trabajo y rendimiento.
• Adquirir los fundamentos de las ciencias experimentales.
• Adquirir interés por el método científico y por una actitud experimental.
Programa Sintético:
(s/Ordenanza Nº 1028/04)
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Sistemas materiales.
Notación. Cantidad de sustancia.
Estructura de la materia.
Fuerzas intermoleculares.
Termodinámica química.
Estados de agregación de la materia.
Soluciones.
Soluciones diluídas.
Dispersiones coloidales.
Equilibrio químico.
Cinética química.
Equilibrio en solución.
Electroquímica y pilas.
Introducción a la química inorgánica.
Introducción a la química orgánica.
Introducción al estudio del problema de residuos y efluentes.
Programa Analítico:
Unidad Temática 1:
Metodología de la asignatura. Objetivos.
Revisión de sistemas materiales. Dispersiones groseras, dispersiones coloidales,
soluciones, sustancias puras.Transformaciones físicas y químicas de la materia. Factores que
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intervienen en dichos procesos. Ecuación química. Relaciones cuantitativas de masa y energía.
Ley de Lavoisier y ley de Einstein.
Sistemas de unidades: cantidad de sustancia, el mol. Notación. Fórmula mínima y
molecular. Resolución de problemas estequiométricos con reactivo limitante, rendimiento,
pureza de reactivos y combinados.
Estudio de la estructura de la materia: estructura atómica. Masa y carga de las partículas
subatómicas. Número atómico. Número másico. Isótopos. Masa atómica relativa.
Estructura electrónica. Evolución de los modelos atómicos. Modelo atómico de Bohr. Modelo
atómico mecánico-cuántico. Números cuánticos. Configuración electrónica de los átomos.
Clasificación periódica de los elementos. Tabla periódica. Tipos de elementos: representativos,
de transición y transición interna. Relación entre la configuración electrónica y ubicación en la
tabla periódica. Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, electroafinidad.
Escala de electronegatividades de Pauling. Uniones químicas: unión iónica, covalente y
metálica. Fórmulas de Lewis de sustancias simples, óxidos, hidróxidos, ácidos, sales.
Moléculas polares y no polares. Introducción a la Química Orgánica.
Atracciones o fuerzas intermoleculares: fuerzas de London, dipolo-dipolo y puente
hidrógeno. Propiedades físicas de las sustancias: punto de fusión, punto de ebullición,
conductividad, solubilidad. Ejercitación.
TEORÍA: 15 hs – PROBLEMAS: 10 hs
Unidad Temática 2: ESTUDIO DE LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LAS SUSTANCIAS.
El estado gaseoso: variables que definen el estado de un gas: presión, volumen y temperatura.
Unidades. Estado normal. Leyes experimentales de los gases: ley de Boyle-Mariotte y ley de
Charles-Gay Lussac. Representación gráfica y matemática. Coeficiente de dilatación.
Temperatura absoluta. Ecuación general del estado gaseoso. Constante universal de los gases:
concepto y unidades. Hipótesis de Avogadro. Teoría cinética de los gases ideales.
Mezcla de gases: presión parcial. Ley de Dalton. Difusión y efusión: ley de Graham.
Desviación del comportamiento ideal: gráficos. Interpretación de dicho comportamiento.
Ecuación de van der Waals. Ejercitación.
Métodos de recolección de gases en el laboratorio. Armado de aparatos. Medición de la presión
de un gas, su temperatura y volumen. Aplicación de las leyes estudiadas.
Estados líquido y sólido: licuación de gases. Isotermas de Andrews. Estado crítico.
Aspectos cinéticos de los estados líquido y sólido. Sólidos amorfos y cristalinos. Presión de
vapor, su variación con la temperatura. Transición de fases y equilibrio: principio de Le
Chatelier. Curvas de calentamiento-enfriamiento. Temperaturas de ebullición, de fusión y de
sublimación.
Diagramas de fases de sustancias puras: su interpretación. Punto triple.
TEORÍA: 13 hs – PROBLEMAS: 7 hs
Unidad Temática 3: ESTUDIO DE LAS MEZCLAS DE LAS SUSTANCIAS.
Soluciones: factores estructurales que inciden en la solubilidad. Aspecto energético.
Soluciones y equilibrio: solución no saturada, saturada y sobresaturada. Solubilidad. Gráficos.
Unidades de concentración. Cálculos, neutralización. Solubilidad de los gases. Efecto de
temperatura y presión. Ley de Henry. Ejercitación.
Soluciones diluidas de soluto no volátil. Presión de vapor de soluciones: ley de Raoult.Gráfico.
Propiedades coligativas: descenso de la presión de vapor, ascenso ebulloscópico, descenso
crioscópico y presión osmótica. Soluciones de no electolitos y electrolitos. Ejercitación.
Métodos para determinar punto de fusión de sustancias puras y soluciones en el laboratorio.
TEORÍA: 10 hs – PROBLEMAS: 15 hs
Unidad Temática 4: ASPECTOS ENERGÉTICOS Y CINÉTICOS DE LOS CAMBIOS FÍSICOS Y
QUÍMICOS.
Calor y temperatura. Ley cero. Calor específico. Unidades. Sistema adiabático.
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Primer ley de la termodinámica. Funciones de estado. Intercambio de calor en procesos a
volumen y a presión constante.
Termoquímica. Ecuaciones. Entalpías de cambio de estado, de reacción, de formación, de
combustión, de neutralización, de solución y de dilución. Ley de Hess. Energía de enlace e
interpretación de los cambios energéticos en los procesos químicos.
Segunda ley termodinámica. Nociones de entropía y energía libre. Criterio de espontaneidad de
una reacción. Ejercitación.
Cinética química. Velocidad de reacción. Factores que determinan la velocidad. Catálisis.
Criterio de orden de una reacción. Diagramas de curso de una reacción. Energía de activación.
Determinación en el laboratorio de la constante de un calorímetro y de calores de cambio de
estado y de reacción.
TEORÍA : 12 hs – PROBLEMAS: 8 hs
Unidad Temática 5: ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA REACCIÓN QUÍMICA.
Reacciones totales y reversibles. Gráficos de evolución de concentración y propiedades de
reactivos y productos de una reacción en función del tiempo.
Equilibrio químico y molecular. Constante de equilibrio en función de concentraciones y de
presiones. Equilibrios homogéneos y heterogéneos. Cálculos de la constante de equilibrio y de
la composición cuantitativa del sistema en el momento inicial y en el equilibrio. Aspecto
cuantitativo del principio de Le Chatelier. Constante de equilibrio y energía libre. Ejercitación.
Equilibrios iónicos en solución. Equilibrios de disociación. Electrolitos débiles y fuertes.
Teorías de ácido-base: Arrhenius, Brönsted y Lewis. Comportamiento del agua. pH y pOH.
Equilibrios ácido-base de ácidos, bases y sales. Hidrólisis. Ejercitación.
Medición del pH de soluciones en el laboratorio. Uso de indicadores y pHmetro.
TEORÍA : 12 hs – PROBLEMAS : 8 hs
Unidad Temática 6: REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA ELÉCTRICA.
Electroquímica. Reacciones de óxido-reducción. Métodos de igualación del ión-electrón y del
número de oxidación. Reacciones redox espontáneas. Pilas voltaicas. Tabla de potenciales
normales de reducción. FEM y energía libre. Ecuación de Nernst. Nociones de corrosión.
Electrólisis. Relaciones cuantitativas. El Faraday. Equivalente de óxido-reducción. Ejercitación.
Introducción a la Química Inorgánica. Obtención de aluminio, refinación de cobre, electrólisis de
cloruro de sodio.
Caso del agua???Introducción al problema de residuos y efluentes.
Construcción en el laboratorio de distintos tipos de pilas. Estudio experimental de diferentes
electrólisis.
TEORÍA : 18 hs – PROBLEMAS: 7 hs
Distribución Horaria:
Teoría
Problemas
TP Laboratorio
Proyecto
Parciales
Total
80 hs
55 hs
15 hs
--
10 hs
160 hs
Metodología:
La elaboración del cronograma está sujeta a la metodología de trabajo que permitirá que el alumno
cumpla con los objetivos planteados pero que los aprenda haciendo. Para ello se tiene en cuenta:
• El tiempo disponible en clase y fuera de clase para que cada conocimiento pueda ser
interpretado, discutido y elaborado.
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La construcción del aprendizaje sobre saberes previos aprovechando los conceptos que ya
traen los alumnos.
El planteo, desde el inicio mismo del curso, de situaciones problemáticas relacionadas con el
área laboral del Ingeniero Químico. La adquisición de nuevos conocimientos y habilidades tanto
teóricas como prácticas, permitirá que las mismas cuestiones puedan ser reinterpretadas e
integradas.
La importancia de que todo el trabajo de aula carezca de la estricta separación en clases
teóricas y de problemas y que por el contrario, sea una unidad que culmine en experiencias de
laboratorio.
La certeza de que los trabajos de laboratorio deben propiciar el desarrollo tanto de las
capacidades intelectuales como las procedimentales y actitudinales. El diseño de la guía
contempla la enunciación de objetivos generales y de conocimientos previos que el alumno
deberá poseer desplazando hacia ellos la responsabilidad de adquirirlos en las tareas de aula
y/o en la bibliografía aconsejada.
La descripción de la técnica va acompañada de interrogantes en paralelo que permiten a los
alumnos cuestionarse inteligentemente sobre diferentes aspectos de la experiencia a medida
que la van desarrollando.Se favorece así la discusión grupal, la interrelación con los
conocimientos previos y el planteo de nuevos interrogantes. Esto genera posibilidad de alcanzar
un importantísimo logro actitudinal, punto de partida para el futuro ejercicio profesional.
También se abren propuestas de trabajo para que los alumnos puedan seleccionar diversos
materiales o condiciones diferentes del experimento. Esto habilita la discusión sobre los
resultados obtenidos por los distintos grupos y da pie a nuevas investigaciones. No se explicitan
los pasos para llegar a los cálculos y/o conclusiones del trabajo ya que resultan la
consecuencia natural del aprendizaje logrado.
La descripción de las posibles fuentes de error que deben figurar también en el informe, se ve
facilitada por la discusión previa, ya que las preguntas enunciadas en forma paralela permiten,
paso a paso, tomar conciencia de ellos.
En la guía se proponen temas de investigación relacionados con los trabajos de laboratorio y
con la actividad industrial.
La necesidad de que Química General brinde una suficiente pero sólida base para las
asignaturas siguientes en el área de la Ingeniería Química.
Prácticas de Laboratorio:
- Temas de las prácticas:
T.P. Nº 1: Gases y Crioscopía: 1) Descomposición térmica del KClO 3. 2) Reacción de ácidos
con metales. 3) Crioscopía. 4) Trabajo de simulación en computadora: gases.
T.P. Nº 2: Termodinámica. Equilibrio ácido-base: 1) Constante del calorímetro. 2) Calor de
fusión del hielo. 3) Calor de dilución y calor de neutralización. 4) Determinación
aproximada del pH de ácidos, bases y sales.
T.P. Nº 3: Electroquímica: 1) Reacciones redox en solución acuosa. 2) Acción de los ácidos
sobre los metales. 3) Fabricación de pilas. 4) Electrólisis. 5) Trabajo de simulación
en computadora: pilas. 6) Trabajo de simulación en computadora: electrólisis.
Aplicación de la simulación a una situación real.
Series de Problemas:
- Resolución de Series de Problemas específicos de cada Unidad Temática.
Recursos Informáticos:
- El software educativo utilizado en los trabajos prácticos 1 y 3 simula experiencias en
condiciones de laboratorio y amplía así su campo de acción. La culminación de este
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aprendizaje se lleva a cabo cuando en el Trabajo Práctico N°3, los alumnos trasladan a una
posible situación real las electrólisis simuladas, incluyendo cálculos de materiales y electricidad
necesarios. De esta forma se aproximan al uso de la simulación en el área del campo laboral
futuro de la Ingeniería Química.
Evaluación:
La metodología de trabajo contempla una evaluación integral, personalizada y continua del alumno
desde el inicio. El primer día de clase responde a una evaluación diagnóstico que permitirá conocer
sus datos personales y atender sus necesidades individuales según su preparación previa. Desde
este momento, se vuelca a una planilla de seguimiento los resultados de la evaluación diagnóstico y
los datos de evaluación posteriores hasta el egreso del alumno de la cátedra.
Además, las tareas de aula y de laboratorio son suficientemente activas para permitir la evaluación
del proceso en forma conjunta. Así docentes y alumnos ajustan el desarrollo de la tarea toda, dentro
de las posiblidades del tiempo disponible y el progresivo desarrollo de capacidades intelectuales, de
procedimientos y actitudes.
En el aspecto formal, cada trabajo de laboratorio culmina en un parcialito que refleja su comprensión
de los contenidos y de la discusión llevada a cabo a lo largo del trabajo de laboratorio.
El informe es otra instancia de evaluación, ya que como se manifiesta en la guía “es la vía de
comunicación entre el alumno y el docente, así como lo será entre el profesional y la sociedad en el
futuro”. La elaboración grupal de las conclusiones y las justificación de los posibles errores en los
resultados obtenidos, hacen que el informe resulte un instrumento de evaluación y aprendizaje .
Estará sujeto a las correcciones que el grupo deberá efectuar tras las sucesivas devoluciones de los
docentes.
Los parciales son 2 e incluyen preguntas, ejercicios numéricos, trabajos sobre gráficos, etc. Son
progresivamente integradores, característica que se evidencia especialmente en los exámenes
finales, donde la materia aparece evaluada como un todo. Los parciales también son devueltos a los
alumnos para ser analizados con cada uno de ellos, con el objetivo de que aprendan de sus errores.
Los alumnos pueden recuperar, fuera del período de clases, 2 parcialitos y 2 veces cada parcial.
Bibliografía:
• Whitten K., Gailey K. y Davis R., (4ª Ed., 1992 o 5ª Ed., 1998). Química General. Mc.
Graw-Hill, México.
• Chang K., ( 4ª Ed., 1992 o Edición breve, 1999). Química. Mc. Graw-Hill, México.
• Mortimer Ch., (1983). Química, Grupo Editorial Iberoamericano, México.
• Brown T., Lemay E. y Bursten, B., (1998). Química. La Ciencia Central. Prentice-Hall,
México.
• Mahan B. y Myers R., (1990). Química: curso universitario. Addison-Wesley, E.E.U.U.
• Glasstone S., (1952). Elementos de Físicoquímica. Ed. Médico-Quirúrgica, Buenos Aires.
• Hiller L. y Herber R., (1977). Principios de Química. Eudeba, Buenos Aires.
• Kotz John C., Treichel Paul M. (5a Ed., 2003). Química y reactividad química. International
Thomson Editores, S.A.
Correlativas:
PARA CURSAR = Cursadas: (-)
Aprobadas: Seminario Universitario.
PARA RENDIR = Aprobadas: (-)
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