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NOMBRE DE LA ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL.
ÁREA: FORMACIÓN.
CLAVE DE LA ASIGNATURA: NT02

OBJETIVO GENERAL DE LA ASIGNATURA:

Al finalizar el curso, el alumno analizará los conceptos fundamentales de la química inorgánica, con el fin de resolver problemas de cálculos químicos y conceptualizar la química como medio para dar soluciones al campo nutricional.

TEMAS Y SUBTEMAS.

1.-.LAMATERIA Y SUS CAMBIOS.
1.1.-Concepto de materia.
1.2.-Clasificación y estados de la materia.
1.3.-Propiedades físicas y químicas de la materia.
1.4.- Cambios de estado.
1.4.1.- Fusión.
1.4.2.- Evaporación.
1.4.3.- Condensación.
1.4.4.- Sublimación.
1.4.5.- Solidificación.
1.4.6.- Deposición.
1.5.-Métodos de separación de mezclas.
1.5.1.- Filtración.
1.5.2.-Cristalización.
1.5.3.-Destilación.
1.5.4.-Cromatografía.

2.- ESTRUCTURA DE LA MATERIA.
2.1.-Estructura del átomo.
2.2.-Partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones.
2.3.- Nociones sobre el enlace químico.
2.3.1.- Interacciones fuertes.
2.3.1.1- Enlace iónico.
2.3.2.- Covalente polar.
2.3.3.-Covalente no polar.
2.3.4.-Covalente metálico.
2.3.2.- Interacciones débiles.

3.- NOMENCLATURA.
3.1.-Antecedentes históricos de la clasificación periódica de los elementos.
3.1.1.- Tabla de Döbereiner.
3.1.2.- Tabla de Newlands.
3.1.3.- Tabla de Mendeleleiev.
3.1.4.-Tabla de Moseley.
3.2.- Ley periódica en función de masas atómicas.
3.2.1.- Números atómicos.
3.2.2.- Configuraciones electrónicas.
3.3.- Nombre y símbolo de los elementos.
3.4.-Número de oxidación y valencia.
3.5.-Nomenclatura trivial y sistemática (IUPAC).
3.5.1.- Aniones y cationes monoatómicos.
3.5.2.- Compuestos binarios.
3.5.3.-Oxianiones.
3.5.4.- Oxácidos.
3.5.5.- Oxisales (neutras, ácidas, básicas, dobles y complejas)
3.6.- Nociones de nomenclatura de compuestos orgánicos y de coordinación.

4.- .FUNDAMENTOS DE ESTEQUIOMETRÍA.
4.1.-Leyes ponderales y volumétricas.
4.1.1.- Ley de la conservación de lamasa.
4.1.2.- Ley de las proporciones definidas.
4.1.3.- Ley de las proporciones múltiples.
4.1.4.- Ley de los volúmenes de combinación.
4.2.- Unidad de cantidad de unidad.
4.2.1.- El mol.
4.3.- Composición porcentual y fórmulas mínima y molecular.
4.4.- Ley de los gases ideales.
4.5.- Reacción química.
4.5.1.- Representación de las reacciones químicas.
4.5.1.1.- Simbología.
4.5.2.-Tipos de ecuaciones químicas.
4.5.3.- Clasificación de las reacciones.
4.6.- Balanceo de ecuaciones.
4.6.1.- Balanceo por inspección.
4.6.2.- Concepto de oxidación, reducción, oxidante y reductor.
4.6.3.- Balanceo por el método de ion- electrón.

5.- ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES COMPLETAS.
5.1.- Solubilidad y reglas de solubilidad.
5.2.- Caracterización y clasificación de lasdisoluciones.
5.3.- Expresiones de la concentración en unidades físicas y químicas.
5.3.1.- Porcentajes.
5.3.1.1.- Masa- masa.
5.3.1.2.- Masa volumen.
5.3.1.3.- Volumen volumen.
5.3.2.- Molaridad.
5.3.3.- Normalidad.
5.3.4.- Cálculos para la preparación de disoluciones.
5.4.- Reacciones en la equivalencia.
5.4.1.- Balance en moles y masa.
5.4.2.- Rendimiento.
5.5.- Reacciones donde no hayequivalencia.
5.5.1.- Balance en moles y masa.
5.5.2.- Reactivo limitante.

6.- EQUILIBRIO QUÍMICO.
6.1.- Reacciones cuantitativas.
6.2.- Reacciones no cuantitativas.
6.3.- Reversibilidad.
6.4.- Expresión de la constante de equilibrio Keq, Kc, Kp.
6.5.- Ley de acción de masas.
6.5.1.- Principio de Le Chatelier.
6.6.- Aplicación de la Keq a la predicción o cálculo de concentraciones alequilibrio.
6.7.-Equilibrio Ácido- Base en solución acuosa.
6.7.1.- Definiciones de ácido y base según Arrhenius, Bronsted – Lowry y Lewis.
6.7.2.-Fuerza relativa de los ácidos y bases en solución acuosa.
6.7.3.-Constantes Ka y Kw
6.7.4.- Cálculo de pH en ácidos y base fuertes y débiles.
6.7.5.- Soluciones amortiguadoras.
6.8.- Equilibrios de solubilidad.
6.8.1.-Solubilidad de sales poco...