Programa Quimica

UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA FACULTAD DE CIENCIAS ESCUELA DE QUÍMICA UNIDAD DOCENTE DE PRINCIPIOS DE QUÍMICA PRINCIPIOS DE QUÍMICA I
Código: 3401; 4 unidades crédito Semestre lectivo: 1º_2.009

Esta asignatura se dicta en 6 horas a la semana, las cuales no están discriminadas en horas de teoría y horas de práctica. Programa vigente desde 1.990 hasta la fecha Sitio web de la Unidad Docentede PQ: http://www.ciens.ucv.ve/pq

Unidad I – Fundamentos de la Química
Tema 1: Introducción a la Ciencia y la Química Un repaso superficial sobre el origen y evolución de la ciencia y la química en particular. El método científico, sus principios e implicaciones. Repaso de conceptos matemáticos básicos. Magnitudes, Unidades (g, kg, L, mL, etc.) y cómo escribirlas. Tema 2: Leyes Fundamentales eIntroducción a la Estequiometría: Clasificación de la materia. Lavoisier y la Ley de la Conservación de la Masa; Einstein y la Ley de Conservación de la Energía; Proust y la Ley de las Proporciones Definidas; Dalton y la Ley de las Proporciones Múltiples. Átomos y moléculas: el surgimiento y aceptación de la teoría atómica de la materia. La Hipótesis de Avogadro. El concepto de mol. Fórmulasmoleculares: relaciones entre el número de partículas, la masa, el número de mol, la densidad, etc. La masa atómica. El significado de los subíndices en una fórmula química. Cálculo de masas molares, composiciones centesimales y fórmulas empíricas. Tema 3: Nomenclatura y formulación de compuestos inorgánicos: La Nomenclatura Tradicional y los fundamentos de las nomenclaturas Stock y Sistemática. Tema4: Reacciones y Ecuaciones químicas. Estequiometría. Descripción y tipos de reacciones químicas. Ecuaciones químicas. Diferencia entre reacciones y ecuaciones químicas. Balanceo de ecuaciones y el significado de los coeficientes en una ecuación. Cálculos estequiométricos. Relaciones entre masas y mol, aplicaciones. Reacciones con reactivo limitante. Cálculo de la pureza de un reactivo a partir dela cantidad obtenida de un producto. Tema 5: Disoluciones. Mezclas homogéneas y heterogéneas. Las disoluciones como mezclas homogéneas en fase líquida. Soluto y solvente. Diferencia entre disolución y dilución. Unidades de concentración: %m/m, %m/v, molaridad, y molalidad; fracción molar y su aplicación en gases. Interconversión de unidades. Preparación de disoluciones y diluciones.Descripción del material de vidrio a utilizar en un laboratorio para la preparación de soluciones y los pasos a seguir.

Unidad II – Estructura Atómica y Molecular
Tema 6: Introducción a la Estructura atómica. Recuento de los diferentes modelos atómicos y propuestas sobre la estructura de la materia: El modelo de Thomson. El modelo de Rutherford y la naturaleza nuclear del átomo. Planck, Einstein y lacuantización de la energía. El modelo cuántico de Bohr. La dualidad onda-partícula de De Broglie, el Principio de Incertidumbre de Heisenberg y la Ecuación de Schrödinger. Orbitales atómicos y números cuánticos: n, l, ml y ms. Configuraciones electrónicas: Principio de exclusión de Pauli, regla de Hund, y Principio de Aufbau. Tema 7: La Tabla Periódica. La Tabla Periódica moderna y las nuevaspropuestas. Formas de dividir la Tabla Periódica: Grupos principales; bloques s, p, d, f; metales, no-metales, metaloides. Principales propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, energía de ionización. Tendencias generales de las propiedades químicas de los elementos. Concepto de electronegatividad. Tema 8: Enlaces Químicos. Concepto de enlace. Tipos de enlaces: iónico, covalente y metálico.Tipos de enlaces que formarían dos elementos cualesquiera según su posición en la tabla periódica. Tema 9: Reacciones de Óxido-Reducción (RedOx) Estado o número de oxidación. Diferencia entre valencia y estado de oxidación. Conceptos de oxidación y reducción. Agente oxidante y agente reductor. Concepto de semi-ecuación. Balanceo de ecuaciones RedOx por el método del ión-electrón.

Unidad III –...