QUÍMICA GENERAL

INGENIERÍA EN ALIMENTOS

PROGRAMA ANALÍTICO

OBJETIVOS

1. - Concebir la unidad del mundo material y relacionar los distintos enfoques con que son abordados los cambios que tienen lugar en el mismo.

2. - Describir, analizar y relacionar las leyes generales de la Química poniendo énfasis en la comprensión de los siguientes aspectos fundamentales: las uniones químicas y las transformaciones químicas.

3. - Predecir comportamientos periódicos y formas de moléculas sencillas.

4. - Adquirir habilidades básicas de Laboratorio para la realización de las tareas inherentes al trabajo químico, a través de la comprobación experimental de temas seleccionados.

5. - Analizar, relacionar y comparar resultados experimentales.

6. - Inferir el comportamiento de las reacciones químicas y de las soluciones a través de su comprobación experimental.

7. - Proyectar, diseñar y realizar trabajos de Laboratorio previa ejecución de actividades capaces de inducir este comportamiento.

8. - Proyectar, diseñar y realizar informes de las experiencias de Laboratorio.

CARGA HORARIA: 6 hs. SEMANALES, UN CUATRIMESTRE

1. - ESTRUCTURA DE LA MATERIA

      PREDICCIÓN DE PROPIEDADES

  1A. - Estructura extranuclear del átomo

  Ondas electromagnéticas y su relación con la estructura del átomo. Ecuación de Planck. Efecto fotoeléctrico y cuanto de luz. Modelo atómico de Bohr. Estados fundamentales y excitados. Principio de incertidumbre. Dualidad onda‑partícula. Ecuación de  de Broglie. Ecuación de Schrödinger. Números cuánticos. Concepto de orbital y significado físico. Principio de exclusión de Pauli. Representación espacial de orbitales. Construcción de la tabla periódica.

  1B. - Uniones químicas

  Enlace covalente. Covalencia simple, doble y triple. Covalencia dativa. Polaridad de enlaces. Moléculas polares. Momento dipolar. Electronegatividad. Regla del octeto. Excepciones a la regla del octeto. Estructuras de Lewis. Resonancia. Orbitales híbridos. Estructura espacial de moléculas. Unión iónica. Propiedades de las sustancias iónicas. Electrones de valencia.Uniones intermoleculares: Unión por puente de Hidrógeno y Fuerzas de Van der Waals.

  2. - ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Y    SU COMPORTAMIENTO

  2A. - Estado gaseoso e Introducción al estado sólido y líquido

  Gases ideales: leyes Boyle-Mariotte. Gay-Lussac. Dalton. Graham Temperatura absoluta. Constante R. Ecuación de estado de los gases ideales. Ecuación general de los gases. Gases reales: ley de Van der Waals.

Los líquidos y las fuerzas intermoleculares. Polaridad y comportamiento de los líquidos.

Clasificación de las sustancias según sus tipos de enlaces.

Sólidos iónicos, covalentes y moleculares. Sólidos amorfos. Introducción a los sistemas cristalinos. Concepto de empaquetamiento compacto aplicado a cristales iónicos. Principales estructuras típicas AB. Sólidos metálicos y estructura.

  2B. - Estado líquido y cambios de estado

Licuefacción de los gases. Isotermas de Andrews. El estado crítico. Presión y temperatura crítica. Efecto de Joule-Thompson. Presión de vapor. Temperatura de ebullición. Ecuación de Clausius-Clapeyron: sus aplicaciones. Calor molar de vaporización. Punto de fusión. Expresión análoga de la ecuación de Clausius-Clapeyron. Calor molar y específico de sublimación. Aplicación de Clausius. Gráficas de enfriamiento, sobreenfriamiento y calentamiento. Regla de las fases. Diagrama de fases para el agua y el dióxido de carbono.

2C. - Soluciones

Clases de soluciones. Unidades de concentración de las soluciones. Soluciones diluidas. Ley de Raoult. Soluciones ideales y reales. Desviaciones positivas y negativas de la Ley de Raoult. Ley de Henry. Desviaciones. Propiedades coligativas: ascenso ebulloscópico, descenso criscópico y presión osmótica. Ecuaciones y aplicaciones en cada caso. Factor "i" de Van`t Hoff: su interpretación y uso.

  3. - INTRODUCCIÓN A LAS TRANSFORMACIONES       QUÍMICAS

Equilibrios y desequilibrios

3A. - Transferencia de energía en las reacciones químicas

Conceptos preliminares. Sistemas termodinámicos. Propiedades intensivas y extensivas. Funciones de estado. Energía interna y reacciones químicas. Tipos de energía que componen la Energía interna. Primera ley de la Termodinámica.

Termoquímica. Entalpía y reacciones químicas. Ciclos termodinámicos aplicados a las reacciones químicas. Ley de Lavoisier-Laplace. Ley de Hess. Entalpías estándar. Entalpías de formación. Entalpías de combustión. Energía de enlace. Calor de neutralización. Calor de dilución.

Segunda ley de la Termodinámica. Entropía y reacciones químicas. Energía libre y espontaneidad en las reacciones químicas. Variaciones de la Energía libre con la presión y la temperatura. Ecuación de Gibbs-Helmholtz.

3B. - Introducción a la cinética química

Objeto de la medida de velocidades. Ley de velocidades. Velocidad específica. Orden y molecularidad. Reacciones de primer orden: ecuaciones, t1/2, graficación. Ejemplos. Otros órdenes de reacción. Orden cero. Ecuaciones, t1/2. Factores que afectan la velocidad de reacción. Ecuación de Arrhenius. Energía de activación. Graficación. Catálisis: concepto generales.

  3C. - Equilibrios

3C₁-Introducción al equilibrio químico

Equilibrio químico como proceso dinámico. Ley de acción de masas. Concepto termodinámico del equilibrio: actividades químicas y energía libre. Constante de equilibrio. Concepto termodinámico de la constante de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. Electrolitos fuertes y débiles: su relación con el equilibrio químico. Kp y Kc.

3C₂-Equilibrio ácido‑base

Sus constantes. Introducción a las teorías ácido‑base: Arrhenius, BrØnsted-Lowry, Lewis. Ácidos y bases débiles y fuertes. Predicción del comportamiento ácido‑base de diferentes sustancias. Ka y Kb. Grado y porcentaje de disociación. Disociación del agua. pH. Kw.  Introducción a la titulación ácido-base. Neutralización. Normalidad. Concepto de equivalente químico. Soluciones amortiguadoras. Indicadores de pH. Determinación colorimétrica del pH. Hidrólisis. Kh o Kac y Kbc. Grado y porcentaje de hidrólisis.

  3C₃-Equilibrio sólido-líquido

Producto de solubilidad. Kps: su uso y aplicaciones. El principio de Le Chatelier aplicado a equilibrios heterogéneos. Efecto del ion común. Predicciones sobre precipitación de sales.

BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA

BROWN T., LeMAY Jr., BURSTEN B., Química La ciencia central. Editorial Prentice Hall Hispanoamericana SA. 1998. Séptima edición   

UMLAND JEAN y BELLAMA JON. Química General. Editorial ITE Latin América. 2004. Tercera Edición.

CHANG R. Química. Editorial Mc Graw Hill. México.1992. Primera edición en español.

WHITTEN, GAILEY Y DAVIS. Química General. Editorial  Mc Graw Hill. México. 1992. Segunda edición en español.

ATKINS Y JONES. Química. Moléculas. Materia. Cambio. Ed. Omega S.A. 1998. Tercera edición.

MASTERTON Y SLOWINSKI. Química General Superior. Editorial Interamericana. 1973

GRAY Y HAIGHT. Principios Básicos de Química. Editorial Reverte. 1978.

MAHAM. Química. Curso Universitario. Editorial Fondo Educativo Interamericano. 1968.

SIENKO Y PLANE. Química Teórica y Descriptiva. Editorial Aguilar. 1973.

ANGELINI Y COL. Temas de Química General. Manuales de Eudeba. 3era. Edición (y posteriores en 3 fascículos). 1988.

PEIDRO MARTINEZ J. Química General en cuestiones con respuestas múltiples. Editorial Alambra. 1era. Edición. 1988.

Otros títulos

ANDER Y SONESA. Principios de Química. Introducción a los conceptos teóricos. Editorial Limusa. 1973.

BRESCIA, ARENTS Y COL. Fundamentos de Química. CECSA. 1971

LIPPINCOTT, GARRETT Y VERHOEK. Chemistry. A study of matter. Willey & Sons. 3era. Edición. 1977.

GLASTONE Y LEWIS. Elementos de Química Física. Editorial Médico Quirúrgica.

BARROW G. Química General. Editorial Reverte. 1974

GLYN. Formulación Química iónica y covalente. Editorial Harper & Row. 1970.

HUTCHINSON. Química. Los elementos y sus reacciones. Reverte.

HOLUM. Introducción a los principios de Química. Editorial Limusa. 1973.

IBARZ Y AZNARES. Problemas de Química General. Editorial Marín. 1978.

NYMAN Y KING. Problems for General Chemistry and qualitative analysis. Willey & Sons. 3era. edición.

PAULING. Química General. Editorial Aguilar. 1977.

BARRY Y COL. Química. Fundamentos experimentales. Editorial Reverte. 1973.

PIERCE. Química de la materia. Pub. Cultural. 1973.

PIERCE, HELSEN Y SMITH. Problemas de Química General. Editorial Acribia. 1967.

ROSEMBERG. Química General. Teoría y problemas resueltos. Editorial Mc Graw Hill. 1974.

SIENKO. Problemas de Química. Editorial Reverte. 1976.

RUSSEL DRAGO. Enlace químico y estructura molecular. Enfoque del orbital molecular. Editorial Limusa. 1973.

SLABAUGH Y PARSON. Química General. Editorial Limusa. 1974.

1. - Introducción al laboratorio químico. Separación de mezclas

TP N^o3.- Determinación de la densidad de sólidos y líquidos. Valoración ácido-base

2. - Preparación de soluciones saturadas y sobresaturadas

3. - Determinación de la densidad de sólidos y líquidos. Valoración ácido-base

4. - Volumen molar de un gas.

5. - Crioscopía

6. - Termoquímica: Calorimetría. Medida del calor de disolución de sales.

7. – El principio de Le Chatelier

8. - Equilibrio químico (I): Determinación colorimétrica del pH

9. - Equilibrio químico (II): Sales ácidas y básicas

DESARROLLO DEL CURSO:

Constará de 2 hs. de clases teóricas y 4 hs. de trabajos prácticos por semana pudiendo estos consistir en:

·       -Resolver guías dirigidas y problemas

·       -Plantear problemas con sus respuestas

·       -Realizar  trabajos de laboratorio con un informe de las tareas que implique cada uno de ellos.

Durante el curso se tomarán 2 (dos) exámenes parciales

RÉGIMEN DE APROBACIÓN DE LA ASIGNATURA

Luego de cursar (y cumplir con lo dispuesto por la Universidad) el alumno puede encontrarse en las siguientes condiciones: PROMOVIDO o REGULAR. Se admite la condición de Libre, para alumnos de la Universidad para las carreras de Alimentos y Biología. 

1. - Promovido: las condiciones para acceder a ésta categoría son las siguientes:

     1a. - Tener una asistencia no menor al 80% para todas las actividades que se desarrollen durante el cuatrimestre excluyendo los trabajos de laboratorio.

     1b. - Asistir y tener aprobados el 100% de los trabajos de laboratorio que se realicen durante el cuatrimestre.

     1c. -Recuperar hasta el 25% de los trabajos de laboratorio que se realicen durante el cuatrimestre.

     1d. - Aprobar el 100% de las evaluaciones previstas con un promedio final no inferior a seis (6) puntos, sin haber desaprobado ninguna (nota inferior a 4 puntos).

     1e. - Aprobar una evaluación integradora de la asignatura con calificación no inferior a siete (7) puntos, siendo esta la nota final.

  2. - Regular: las condiciones para acceder a ésta categoría son las siguientes:

     2a. - Tener una asistencia no menor al 50% para todas las actividades que se desarrollen durante el cuatrimestre (VER NOTA MÁS ABAJO) excluyendo los Trabajos de Laboratorio.

     2b. - Tener aprobados el 100% de los trabajos de laboratorio que se realicen durante el cuatrimestre.

     2c. - Recuperar hasta el 25% de los trabajos de laboratorio que se realicen durante el cuatrimestre.

     2d. - Obtener una calificación no inferior a cuatro (4) puntos en al menos una de las evaluaciones.

     2e. - La evaluación cuya calificación fuera menor de cuatro (4) puntos o que no se hubiera asistido, podrá ser recuperada en una sola oportunidad.

3.- Condición de Libre: se accede a ésta condición, siendo alumno  de la Universidad y de la carrera de Alimentos,  teniendo los requisitos necesarios para rendir el examen como regular (correlativas aprobadas). El examen consiste en dos partes: la primera sobre los trabajos de laboratorio planteados por la asignatura y la segunda sobre los contenidos teóricos y  problemas.

El examen sobre los trabajos de laboratorio podrá desarrollarse mediante la realización de un práctico a determinar en el momento y otro, escrito, con problemas y aspectos teóricos de los mismos.

Nota: deben entenderse por “actividades que se desarrollen durante el cuatrimestre”, a los seminarios de resolución de problemas y trabajo en grupo