63.02. Química I

Desarrollar en el alumno capacidad para: analizar y relacionar fenómenos químicos con hechos corrientes.

Asociar ecuaciones químicas con cantidades de materia.

Interpretar el carácter dinámico de procesos fisicoquímicos vinculados a los cambios de estado de la materia.

Correlacionar reacciones químicas con cambios de energía.

Relacionar conceptos de termodinámica, cinética y equilibrio químico con procesos espontáneos de la vida diaria.

Interpretar y clasificar procesos de óxido-reducción, aplicando los conceptos a sistemas de importancia tecnológica.

Interpretar textos y manuales que incluyan conceptos químicos.

Repaso de los contenidos básicos.

Teoría cinética de los gases.

Estados condensados.

Soluciones diluídas.

Termodinámica y termoquímica.

Cinética de las reacciones químicas.

Equilibrio químico.

Equilibrio iónico.

Electroquímica.

UNIDAD 0: REPASO DE CONCEPTOS BASICOS Sistemas materiales: sistemas homogéneos y heterogéneos. Soluciones. Sustancias puras. Sustancias compuestas y simples. Elementos. Símbolo. Atomicidad. Teoría atómica: Leyes de Lavoisier, de las proporciones múltiples de Dalton. Gases ideales, leyes de los gases ideales. Hipótesis de Avogadro. Masa atómica y molecular relativa. Mol. Volumen molar. Fórmulas químicas. Ecuaciones químicas. Cálculo estequiométrico. Soluciones. Formas de expresión de concentraciones. Solubilidad. Curvas de solubilidad.

UNIDAD I: TEORIA CINETICA DE LOS GASES Postulados de la Teoría Cinética de los gases. Ecuación fundamental de la Teoría Cinética. Temperatura absoluta y energía cinética. Deducción de las leyes de los gases ideales a partir de la ecuación fundamental de la teoría cinética: ley de Boyle-Mariotte, ley de Gay Lussac, ley de Dalton de las presiones parciales, ley de difusión de Graham. Principio de Avogadro. Deducción de Energía Cinética molecular y molar. Cálculo de temperatura. Constante de Boltzman. Velocidades moleculares: velocidad más problable, velocidad media, velocidad cuadrática media. Curvas de distribución de velocidades moleculares para un mismo gas a diferentes temperaturas. Gases reales. Desviación del comportamiento ideal, análisis de las curvas de dichas desviaciones: volumen de las moléculas, fuerzas de atracción entre las moléculas. Curvas de desviación del comportamiento ideal para gases diferentes. Curvas de desviación del comportamiento ideal para un mismo gas a diferentes temperaturas. Ecuación de Van der Waals para un mol de gas y para n moles de gas; constantes a y b de la ecuación.

UNIDAD II:ESTADOS CONDENSADOS Licuefacción de los gases. Datos históricos. El estado crítico. Isotermas de Andrews. Punto crítico: temperatura crítica, presión crítica, volumen crítico. Diferencia entre gas y vapor. Continuidad de los estados. Líquidos. Propiedades generales de los líquidos. Presión de vapor de los líquidos. Velocidad de evaporación. Velocidad de condensación. Temperatura de ebullición de un líquido. Temperatura normal de ebullición de un líquido. Distribución de energía. Deducción cinética elemental de la curva de presión de vapor de un líquido en función de la temperatura. Ecuación de Clausius Clapeyron. Sólidos. Presión de vapor de los sólidos. Temperatura de fusión. Diagramas de equilibrio de fases para el agua y para el dióxido de carbono.

UNIDAD III:SOLUCIONES DILUIDAS Solución ideal, concepto. Propiedades coligativas. Descenso de la presión de vapor. Ley de Raoult: expresión matemática, representación gráfica. Determinación de pesos moleculares en base al descenso de la presión de vapor. Ascenso ebulloscópico: expresión matemática, su deducción a partir de la ecuación de Clausius Clapeyron, representación gráfica. Constante ebulloscópica, su significado físico. Determinación de pesos moleculares a partir del ascenso ebulloscópico. Descenso crioscópico: expresión matemática, representación gráfica. Constante crioscópica, su significado físico. Determinación de pesos moleculares a partir del descenso crioscópico. Presión osmótica. Diagrama de fase para un disolvente puro y diagrama de fases para una solución de un soluto fijo de dicho disolvente. Equilibrio solución líquido binaria vapor. Sistemas ideales y Ley de Reoult. Presión parcial y presión total del vapor en función de la composición de la fase líquida. Nociones de destilación.

UNIDAD IV:TERMODINAMICA Y TERMOQUIMICA Termodinámica, conceptos fundamentales. Variables de estado: presión, volumen y temperatura. Variables de composición: nº de moles. Trabajo. Energía interna. Primer principio de la Termodinámica. Expresión matemática. Funciones de estado. Intercambio de calor a presión constante. Entalpía. Intercambio de calor a volumen constante. Calor específico. Calor específico molar. Capacidad calorífica. Termoquímica, concepto. Calor de reacción. Reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas. Calor de reacción a presión y a volumen constante. Ecuaciones termoquímicas. Calor de formación. Aplicación de calor de formación para calcular calor de reacción. Calor de combustión. Calor de neutralización. Calor de disolución. Calor de dilución. Intercambio de calor asociado a los cambios de fase: calor de fusión, calor de vaporización, calor de volatilización. Leyes de la Termoquímica. Ley de Lavoisier-Laplace. Ley de Hess. Aplicaciones. Segundo principio de la Termodinámica. Criterios de espontaneidad.

UNIDAD V:CINETICA DE LAS REACCIONES QUIMICAS Velocidad de reacción, concepto. Ecuación de variación de concentración de reactivos en función del tiempo. Ecuación de productos en función del tiempo. Gráfico. Factores que afectan la velocidad de una reacción: concentración, temperatura, catalizadores. Sustancias actuantes. Sustancias activas. Ecuación cinética. Mecanismos de reacción. Ecuación de un mecanismo que determina la velocidad de una reacción. Constante de velocidad específica. Orden de reacción. Molecularidad. Reacciones de primer orden. Catalizadores: propiedades.

UNIDAD VI:EQUILIBRIO QUIMICO, EQUILIBRIO MOLECULAR Reacciones reversibles. Naturaleza del equilibrio químico, su carácter dinámico. Ley acción de masas. Deducción de la constante de equilibrio químico: su relación con las velocidades de reacción. Equilibrio homogéneo gaseoso. Expresiones de K, Kc y Kp. Relación entre Kc y Kp. Principio de Le Chatelier Braun. Desplazamiento del equilibrio químico. Grado de disociación. Cálculo de para un equilibrio gaseoso con la constante de equilibrio. Equilibrio en soluciones, cálculo de Kc. Equilibrios heterogéneos. Equilibrios homogéneos. Nociones de equilibrios simultáneos.

UNIDAD VII:EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS Concepto de electrolito. Electrolitos fuertes: Ejemplos. Electrolitos débiles: Ejemplos. Acidos y Bases. Teoría de Arrhenius. Teoría de Bröndstad Lowry. Teoría de Lewis. Ley de equilibrio químico aplicada a la disociación de los electrolitos débiles. Autoionización del agua, Kw producto iónico del agua. Constante de disociación de ácidos y bases. pH definición, escala de pH. pOH definición, escala de pOH. Cálculos de pH para ácidos y base débiles. grado de disociación. Cálculos de . Neutralización. Hidrólisis de sales. Sales que derivan de un ácido fuerte y una base fuerte. Sales que derivan de ácido fuerte y una base débil. Sales que derivan de ácido débil y base fuerte. Grado de hidrólisis. Cálculos. Cálculos de pH de sales hidrolizables. Producto de solubilidad. Cálculo de solubilidad a partir de Kps. Cálculo del Kps a partir de solubilidad.

UNIDAD VIII:ELECTROQUIMICA Concepto del número de oxidación. Reglas para su cálculo. Ejercicios. Reacciones en las que varían los estados de oxidación. Reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. Oxidación. Reducción Oxidante. Reductor. Concepto de semirreacción y reacción total. Ajuste de ecuaciones redox por el método del ión electrón. Equivalente redox. Cálculos. Electrodos. Clasificación de electrodos reversibles: electrodos metálicos, electrodos no metálicos, electrodos de hidrógeno. Reacciones de electrodos normales. Tabla de potenciales normales de electrodos. Pilas reversibles. Esquema de una pila Daniell. Reacciones de electrodos y reacción total de la pila. Cálculo de la fuerza electromotriz de una pila en condiciones patrón. Ecuación de Nernst. Su aplicación al cálculo de potenciales de electrodo en condiciones no patrón. Su aplicación al cálculo de fuerza electromotriz de pilas. Cálculo de constantes de equilibrio mediante ecuación de Nernst. Electrólisis. Conductores (de 1ra. y 2da. clase). Electrodos. Electrolitos. Reacciones anódicas y catódicas. Electrólisis de cloruro de sodio fundido. Electrólisis de cloruro de sodio en solución acuosa. Electrólisis de agua acidulada. Electrólisis de agua en medio alcalino. Otros casos de electrólisis. Equivalente electroquímico. Equivalente químico. Constante de Faraday.