Química General

1. Química General Dr. Juan Ojeda Herrera Horario: Miércoles 14:30 hrs- 17:45 Hrs

2. 1.- Evaluación 3 Integrales (90 %) Controles cátedras ejercicios (10%) Según la nueva reglamentación de estudios, la nota mínima de aprobación del curso es de un 4.0 promedio en Cátedra. En caso de obtener un promedio inferior a 4.0, el alumno deberá rendir una evaluación final. Dicho examen tendrá una ponderación de un 40 % mientras que el promedio de Cátedra el 60 % restante. Además, cualquier alumno o alumna que obtuviese una nota inferior a 4.0 en cualquiera de las Integrales, deberá rendir también la evaluación final. Asistencia a integrales y controles es obligatoria, y solo se puede justificar con certificado médico.

3. 1.1 Estructuración de Pruebas integrales 1.- De acuerdo a la siguiente reacción: “ 2 moles de óxido de Cromo (III) (MM=152,0 g/mol) más 4 moles de Aluminio (MM= 27,0 g/mol ) para dar como productos de reacción, 4 moles de Cromo (MM= 52,0 g/ mol ) y 2 moles de óxido de Aluminio (III) (MM= 102 g/mol ).”  a) Calcule el reactivo limitante si se hacen reaccionar 1 mol de óxido y 2 moles de aluminio b) La masa de cromo obtenido c) El rendimiento de la reacción si se obtuvieron experimentalmente 150,8 gramos de Cromo. Nivel de dificultad Guiás de ejercicio, notas, noticias => INTRANET

4. NORMAS DE CONVIVENCIAAAAA

5. 2.- BIBLIOGRAFÍA Chang Raymond “ Química”, Editorial Mc Graw Hill 1ra Edición, México, 1992 Umland, Jean B., Bellama, John, “Química General”, Editorial Thompson, 3ra Edición, 2000. Silberberg, M., “Química la Naturaleza Molecular del Cambio y la Materia”, Editorial Mc Graw Hill, 2da edición, 2002. Petrucci, R., “Química General”, Editorial Prentice Hall, 7 a edición, 1997 Petrucci, R., “Química General”, Editorial Prentice Hall, 8 a edición, 2002 Mortimer, C. E., “Química”, Editorial Iberoamérica, México, 1983. Mahan Meyers "Química Curso Universitario", Editorial Addison-Wesley iberoamericana S.A. 4 a edición,1990. Francisco Santa Maria " Curso Química General", Editorial Universitaria, Volumen 1, 1971

6. Schaum, D., “Química General”, Editorial Mc Graw Hill, 1970. Ibarz, A., “Problemas de Química General”, Editorial Marin, 1969. D. Andrews and Richard Fokes "Química Fundamental" Editorial Limusa-Wiley S.A. 1968.

7. Historia de la Química

8. Química y Farmacia

10. Método Científico

12. Clasificación de la Materia

13. Ejercicio 1 • Clasifique lo siguiente según el tipo de materia que representa: • Azúcar disuelta en agua • b) Una muestra de agua de un río turbio • c) El diamante de un anillo • d) Una moneda de $ 100 • e) Sal de mesa

14. Propiedades Físicas y Químicas de la Materia Propiedades Físicas: Características que pueden ser observada o medidas sin afectar la identidad de un elemento. Las propiedades físicas de una sustancia pueden incluir: forma, color, olor, sabor, densidad, dureza, punto de fusión y punto de ebullición. Propiedades Químicas: Son aquellas propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando reaccionan, es decir, cuando se rompen y/o se forman enlaces químicos entre los átomos, formándose con la misma materia sustancias nuevas distintas de las originales Procesos Físicos y Químicos

15. Ejercicio 2 2.- (a) En un intento por caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones: la sustancia es un metal lustroso color blanco plateado que se funde a 649°C y hierve a 1105°C; su densidad a 20°C es de 1,738 g/cm3 . La sustancia arde en aire, produciendo una luz blanca intensa, y reacciona con cloro para producir un sólido blanco quebradizo. La sustancia se puede golpear hasta convertirla en láminas delgadas o estirarse para formar alambres y es buena conductora de la electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuáles químicas?

16. Incerteza en las mediciones 1.- Unidades del SI En 1960 la11ª Conferencia General de Pesas y Medidas estableció definitivamente el S.I., basado en 6 unidades fundamentales: metro, kilogramo, segundo, ampere, Kelvin y candela. En 1971 se agregó la séptima unidad fundamental: el mol.

18. 2.- Cifras significativas

19. 4.1 Precisión: Expresa: ± valor Xi 3.- Conceptos de Exactitud y Precisión 4.2 Exactitud Expresa: porcentaje

21. Ejercicio 3 Tres químicos obtuvieron las siguientes mediciones de masa (g): Químico A: 2,37 2,35 2,45 2,54 Químico B: 2,46 2,67 2,21 2,34 Químico C: 2,25 2,43 2,54 2,49 Determine cual de los tres fue mas exacto y cual mas preciso. (valor esperado 2,45 g)

22. Ejercicio 4 Dos químicos laboratorista masaron una determinada cantidad de un cierto compuesto alimentario. Si el nutricionista A obtuvo los valores de 2.33 g y de 2.34g. Y el nutricionista B obtuvo los valores de 2.36 g y 2.37 g entonces se puede decir CORRECTAMENTE que: I) A fue más preciso que B. II) A fue menos preciso que B. III) Ambos fueron igualmente precisos. a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) Faltan datos e) ninguna de las anteriores

23. Ejercicio 5 Dos alumnos (A y C) masaron un determinado fármaco. Si el alumno C fue él más preciso y el alumno A fue el más exacto. Entonces se puede decir CORRECTAMENTE: a) El alumno C se acercó al valor esperado b) El alumno A debió ser preciso también c) El alumno A se acercó al valor esperado. a) Solo II b) II y III c) Solo III d) I y II e) solo I

24. Leyes de las combinaciones químicas Ley de Conservación de la Masa “La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma” (Antoine Lavoisier)

25. Ley de las proporciones definidas “Todo compuesto químico tiene una composición definida en masa de cada uno de sus elementos componentes” (Joseph Proust)

26. Ley de las proporciones múltiples “Si dos elementos pueden combinarse para formar mas de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños” (John Dalton)

27. Estructura del átomo Teoría de Dalton

28. Modelo de Thomson

29. Modelo de Rutherford

30. Modelo de Bohr

32. A x Z X = Elemento en cuestión Z = Número Atómico A= Numero másico Z = Número de protones A= Número de protones + número de neutrones Tarea 2 Isotopos, isobaros, isotonos

33. Modelo Cuántico

34. Números Cuánticos Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos. Desde un punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos caracterizan las soluciones estacionarias de la Ecuación de Schrödinger 1.- Número Cuántico Principal (n)El número cuántico principal indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 

35. 2.- Número Cuántico Secundario (l) Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1). 3.- Número Cuántico Magnético (ml) El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones.

38. 4.- Número Cuántico de Spin (ms) El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital.

39. Configuración Electrónica Principio de Exclusión de Pauli El principio dice que"En un mismo átomo no pueden existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin. Regla de Hund (principio de máxima multiplicidad) Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel, se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).

40. Principio de Aufbau

41. Ejercicios 1.- O8 ; Ga31 ; Rb37 ; Sn50 ; Pb82

42. Ordenamiento de los elementos: Tabla periódica

46. Propiedades Periódicas 1.- Radio atómico Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos.

49. Periodo 2 Grupo 1