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Epistemologia didáctica de la química (página 7)




Enviado por JAIRO GUERRA



Partes: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8

8.8 Reactivo límite

8.9 Rendimiento teórico y eficiencia
de la reacción

8.10 Problema en que intervienen
gases 

PROGRAMA DE: LABORATORIO DE
QUIMICA GENERAL 
CODIGO:   
116050M

PRERREQUISITOS: 116016M 
Química General

1. OBJETIVO
GENERALES 

  • 1. Enseñar mediante la selección
    de prácticas de laboratorio y su discusión, el
    manejo y utilización de los materiales e instrumentos
    de medida mas comúnmente empleados en un laboratorio
    de Química. Hacer énfasis en el método
    científico y el trabajo experimental a nivel
    básico.

  • 2. Inculcar hábitos tales como: limpieza
    y orden en el sitio de trabajo, buen manejo y mantenimiento
    apropiado de materiales y equipos de medida y correcto
    seguimiento de las normas de seguridad.

 

2. RELACIÓN DE
PRACTICAS 

  • Manejo de material y normas de seguridad

  • Interpretación probabilística de los
    orbitales atómicos

  • Preparación de soluciones acuosas de
    diferentes concentraciones

  • Funciones y sus representaciones. Medidas de
    densidades

  • Determinación de la estequiometria de una
    reacción química por
    análisis    
     gravimétrico

  • Determinación del peso molecular de un
    líquido fácilmente vaporizable

  • Enlaces químicos

PROGRAMA DEL
CURSO: 
QUÍMICA GENERAL   
 CÓDIGO:    116016M

OFRECIDO A: Ingenierías
(química, agrícola, alimentos, ),
Biología

INTRODUCCIÓN

Este curso ha sido diseñado para satisfacer las
necesidades de aquellos programas académicos que
consideran la química como una herramienta importante en
su estructura curricular y que exigen a sus estudiantes  un
curso de química de un semestre académico. En este
curso se presentan los conceptos y simbología sobre los
cuales descansa la química, mostrando cómo esos
conceptos explican los cambios químicos y cómo esa
simbología (o idioma químico) facilita su
compresión.  A pesar de ser éste un curso
general dirigido a estudiantes de primer año de carrera
universitaria, se conserva durante su desarrollo la objetividad y
el rigor científico, propios de las carreras de
ingenierías y ciencias.  Este curso se recomienda a
los estudiantes de los programas de ingenierías,
tecnología de alimentos y Biología.

En este curso se presenta una visión general de
los fundamentos de la química y abarca todo el espectro de
la química, desde átomos hasta la cinética
química, con un grado de profundidad en química
mayor que el contenido en el curso de química fundamental
(116002M), ofrecido también por el Departamento de
Química.

El curso consta de los siguientes tópicos:
(Materia-energía-teoría atómica de Dalton)
estequiometria Estructura atómica enlace químico
termodinámica fuerzas intermoleculares Cinética
química. Las soluciones, el equilibrio de fases, el
equilibrio químico y el equilibrio electroquímico
se han considerado parte de la termodinámica. Los estados
de agregación de la materia se incluyen dentro de
tópico fuerzas intermoleculares y en alguna
extensión en la unidad de termodinámica. El
profesor a cargo del curso puede cambiar el orden de los temas y
la intensidad horaria sugerida a cada temática,  pero
debe conservar el nivel académico del curso, el contenido
general y la duración semestral (64 horas).

CONTENIDO

UNIDAD I: MATERIA Y
ENERGÍA

Objetivos: Presentar los conceptos de materia,
energía, carga eléctrica, átomo y
molécula.

Contenido: Propiedades físicas y
químicas, sustancia pura, mezcla, elemento y compuesto.
Diferencia entre energía y materia. Unidades de
energía. Teoría atómica de Dalton. Conceptos
de carga eléctrica, Ion. Masas atómicas. Pesos
moleculares. Cantidad de sustancia.  Masa molar.

UNIDAD 2:
ESTEQUIOMETRÍA.

Objetivo: Presentar los fundamentos de  la
estequiometria

Contenido:  Sistema Internacional de
unidades. Incertidumbre en la medición. Cifras
significativas. Ley de la conservación de la materia.
Ecuaciones químicas. Relaciones de masa en las ecuaciones
químicas. Reactivos limitantes. Fórmulas
empíricas y moleculares. 

UNIDAD 3: ESTRUCTURA ATÓMICA.

Objetivos: Describir cualitativamente la
estructura atómica según la mecánica
cuántica.

Contenido: Primeros modelos atómicos.
Modelos de Thomson, Rutherford, Bohr. Estructura del átomo
según la mecánica cuántica: función
de estado, funciones de onda y niveles de energía,
orbitales. Configuración electrónica de los
elementos. La tabla periódica

UNIDAD 4: MOLÉCULAS Y ENLACE
QUÍMICO

Objetivos: Describir  del enlace
químico, la forma de las moléculas y las
principales teorías del enlace
químico.      

Contenido: Energía de ionización y
afinidad electrónica, enlace iónico,

Enlace covalente, estructuras de Lewis, geometría
de las moléculas, teoría de las repulsiones
electrónicas, teoría del enlace de valencia,
teoría del orbital molecular, teoría de bandas para
sólidos. 

UNIDAD 5: TERMODINÁMICA

Objetivos: Estudiar las leyes de la
termodinámica aplicadas a cambios de estado en sistemas de
una fase, a transiciones de fase, a reacciones químicas y
al equilibrio químico.

Contenido: Primera ley de la
termodinámica, entalpía. La segunda ley de la
termodinámica. Energía libre. El potencial
químico. El potencial químico de una sustancia pura
y de un componente en solución. Termodinámica de
los cambios de estado . El potencial químico de un
electrolito y de un ion en solución. Leyes de Raoult. y
Henry. Concepto de actividad y coeficiente de actividad. Cambios
en las propiedades termodinámicas normales en una
reacción química. Grado de avance de una
reacción.  La constante de equilibrio químico.
Expresión de la constante de equilibrio químico.
Cálculos en equilibrios iónicos, Equilibrio
electroquímico.

UNIDAD  6: FUERZAS INTERMOLECULALES, ESTADOS DE
AGREGACIÓN DE LA MATERIA

Objetivos: Describir las fuerzas
intermoleculares, mostrar la relación entre las fuerzas
intermoleculares y los estados sólido, líquido y
gaseoso.     

Contenido: Comparación entre los estados
sólido, líquido y gaseoso.  Leyes de los
gases. Ecuación de estado de un gas. Fuerzas
intermoleculares. Puentes de hidrógeno. Tipos de
cristales.

UNIDAD 7: CINÉTICA
QUÍMICA

Objetivos: Describir las leyes que rigen la
velocidad de los procesos  químicos.

Contenido. Leyes de la rapidez de una
reacción.  Ecuación cinética de la
velocidad de reacción. Ecuaciones integradas de
velocidades de reacción. Influencia de la temperatura en
las velocidades de reacción. Mecanismos.
Aproximación de estado estacionario. Aproximación
de la etapa determinante de la velocidad de reacción.
Catálisis.  Teoría de las colisiones.
Teoría del estado de transición.

PROGRAMA DELABORATORIO
DE QUIMICA II-Q 

CODIGO:   116055M

PRERREQUISITO: Laboratorio Química I
 

1OBJETIVOS GENERALES 

  • 1. Mediante su discusión y la
    ejecución de prácticas de Laboratorio, se
    enseñará el manejo y utilización de los
    materiales e instrumentos de medida mas usuales en un
    laboratorio de Química.

  • 2. Se discutirán los fundamentos y se
    desarrollarán métodos experimentales para
    determinar: Calores de Reacción, solubilidades,
    presiones de vapor, velocidades de reacción, 
    desplazamiento de equilibrios químicos y
    técnicas generales de análisis
    volumétrico. En general se busca complementar y
    reforzar los conocimientos adquiridos en el curso
    teórico.

  • 3. Durante el desarrollo del curso se
    hará énfasis en la utilización del
    método científico y en la importancia del
    trabajo como parte fundamental de su desarrollo.

  • 4. Se crearan hábitos de: limpieza y
    orden en el sitio de trabajo, se enseñara el manejo y
    mantenimiento apropiado de materiales y equipos de medida del
    laboratorio e igualmente se darán a conocer normas de
    seguridad que el estudiante debe seguir en el
    laboratorio. 

2. RELACION DE PRACTICAS 

  • 1. Calor de reacción de
    neutralización

  • 2. Soluciones ideales Ley de Raoult.

  • 3. Propiedades coligativa. Descenso del punto
    de congelación

  • 4. Determinación de la constante de
    equilibrio para una reacción
    homogénea

  • 5. Ácidos y bases. Valoración de
    disoluciones de HCl y NaOH.

  • 6. Celdas electroquímicas

  • 7. Seminario sobre contaminación.
    Aplicaciones y uso de los reactivos y compuestos obtenidos.
    Impacto ambienta 

ANEXO V

UNIVERSIDAD NACIONAL DE
COLOMBIA

FACULTAD DE CIENCIAS

DEPARTAMENTO DE
QUÍMICA

QUÍMICA FUNDAMENTAL

Código : 2001162 
    Modalidad : Teórico-
práctica

Intensidad Horaria : 11 h/s

Requisitos:   Ninguno 
    

OBJETIVOS 

Objetivos Generales : 

  • Estudio fenomenológico de la reacción
    química desde el punto de vista estequiométrico
    y termodinámico

  Objetivos
Específicos : 

  • Dadas las situaciones experimentales en las que
    intervienen sustancias sólidas, líquidas,
    gaseosas y/o soluciones, descritas de preferencia con base en
    operaciones gravimétricas, volumétricas y/o
    calorímetricas, que incluyan una o mas reacciones
    químicas, realizar cálculos
    estequiométricos y termoquímicos
    completos.

  • Obtener datos a partir experimentos que involucren
    operaciones básicas de laboratorio, establecer la
    validez de los resultados y proponer conclusiones
    pertinentes.

  • Planear y realizar experiencias de laboratorio de
    acuerdo con lo visto en el curso.

CONTENIDO PROGRAMATICO

 MATERIA Y MEDIDAS. Introducción.
Clasificación de la materia, propiedades físicas y
químicas. Separación de mezclas, propiedades de la
materia, cambios físicos y químicos. Unidades de
medida: Balanzas, material volumétrico. Relaciones y
proporciones en número y masa, leyes de
conservación de masa y energía.

  • Incertidumbre en las medidas, precisión y
    exactitud, cifras significativas, presentación y
    tratamiento de datos, noción de probabilidad.
    Análisis dimensional. Noción de sistema,
    temperatura, calor, ley cero de la termodinámica,
    termómetros y escala de temperatura..

  • ATOMOS, MOLÉCULAS, IONES. Teoría
    atómica de Dalton, pesos atómicos,
    introducción al concepto actual de átomo, tabla
    periódica, configuración electrónica,
    números atómicos, números de masa,
    isótopos. Fórmulas químicas, iones y
    compuestos iónicos, nomenclatura básica de
    iones y compuestos iónicos, ácidos y compuestos
    inorgánicos.

  • Concepto de mol, masa molar, determinación de
    fórmulas químicas, ecuaciones químicas.
    Reacciones de combustión, combinación y
    descomposición.

  • ESTEQUIOMETRIA. Pesos atómicos y moleculares.
    Información cuantitativa a partir de ecuaciones
    balanceadas. Reactivo limitante y en exceso. Rendimiento de
    la reacción y pureza de las sustancias.

  • REACCIONES EN SOLUCION ACUOSA. El agua como
    solvente, propiedades de los solutos en solución,
    electrolitos fuertes y débiles. Ácidos, bases y
    sales. Composición de las soluciones, unidades de
    concentración.

  • ESTEQUIOMETRÍA DE SOLUCIONES. Titulaciones.
    Ecuaciones iónicas, reacciones de
    precipitación, guía de solubilidad de
    compuestos iónicos, reacciones ácido-base,
    introducción a las reacciones de
    óxido-reducción y serie de
    actividad.

  • GASES. Características de los gases,
    presión, manómetros. Relaciones
    presión-volumen, temperatura-volumen y masa-volumen.
    La ecuación de los gases ideales. Los gases en
    reacciones químicas. Mezclas de gases, presiones
    parciales y fracción molar.

  • Teoría cinético molecular.
    Difusión y efusión de gases. Gases reales y
    desviaciones al comportamiento ideal. Química de la
    atmósfera. Estequiometria de gases.

  • TERMOQUÍMICA. Energía, unidades de
    energía, energía cinética y potencial,
    calor y trabajo. Medidas eléctricas, manejo de
    multímetro. Primera ley de la termodinámica,
    energía interna.

  • Procesos endotérmicos y exotérmicos,
    funciones de estado. Entalpía, entalpías de
    reacción. Calorimetría, capacidad
    calorífica, calor específico,
    calorímetro a presión constante, bomba
    calorimétrica. Ley de Hess, Entalpías de
    formación, cálculo de entalpías de
    reacción.

  • ESTRUCTURA ATOMICA. Radiación
    electromagnética, nociones de estructura
    atómica, conceptos básicos de enlace
    químico, configuración electrónica.
    Energías de ionización y afinidad
    electrónica. Metales y no metales.

  • Polaridad de enlace y electronegatividad.
    Energías de enlace, estructuras de Lewis, modelo
    VSEPR, forma de las moléculas. Introducción a
    la geometría molecular.

  • Comparación a escala molecular de
    sólidos y líquidos. Fuerzas intermoleculares.
    El estado líquido. Modelos de sólidos, celda
    unitaria, estructura del cloruro de sodio, enlace en
    sólidos, sólidos moleculares, covalentes,
    iónicos y metálicos.

  • Cambios de fase, entalpía de cambios de fase,
    curvas de calentamiento, calores latentes de fusión y
    vaporización. Presión y temperatura criticas.
    Presión de vapor, volatilidad, punto de
    ebullición y fusión. Diagrama de
    fases.

  • Propiedades de las soluciones. El agua. El proceso
    de disolución, otras formas de expresar la
    concentración, molalidad y fracción molar.
    Energía de disolución. Soluciones saturadas y
    sobresaturadas, solubilidad, factores que afectan la
    solubilidad. Propiedades coligativas de las soluciones.
    Determinación de pesos moleculares. Coloides,
    características y propiedades.

METODOLOGIA PARA EL DESARROLLO DE LA
ASIGNATURA : 

Exposición por parte del profesor, lecturas y
consultas por parte del estudiante. Realización de
prácticas de laboratorio y presentación del
correspondiente informe. Discusión en grupo de los
resultados obtenidos.

 QUÍMICA FUNDAMENTAL
II

 Código :
2001163      Modalidad :
Teórico- práctica

Intensidad Horaria : 10 h/s

Requisitos  Química Fundamental I
 Código: 2001162
    

OBJETIVOS 

Objetivos Generales : 

  • Continuar con el trabajo para aprehender la
    Reacción Química, como cuerpo conceptual
    fundamental que da sentido y organización a todos los
    cambios que observamos en la naturaleza.

 Objetivos
Específicos: 

  • Estudiar las reacciones químicas desde el
    punto de vista de la Termodinámica y la
    Cinética Química .

  • Familiarizarse con los cálculos que
    involucran constantes de equilibrio y constantes de velocidad
    .

  • Manejar técnicas experimentales para
    investigar reacciones químicas

CONTENIDO PROGRAMATICO

 

Introducción al curso. Presentación de los
profesores. Instrucciones generales.  Descripción
cinética y termodinámica de los procesos
químicos.  Análisis dimensional: Factores de
conversión y consistencia dimensional de ecuaciones. 
Ecuaciones gráficas. LABORATORIO 1: Tratamiento de datos
experimentales y elaboración de gráficas: Curvas de
calibración y determinación de la
concentración de un colorante en una muestra.

Sistemas y Modelos. Modelos físicos y
matemáticos (determinísticos y aleatorios).
Cinética Química. Introducción.
Definición de velocidad de reacción, velocidad
promedio, velocidad instantánea y velocidad inicial.
Factores que afectan la velocidad de reacción.
Concentración: Ley de velocidad. Orden de
reacción.  LABORATORIO 2: Simulación
hidrodinámica de reacciones químicas.
Obtención de un modelo.  Efecto de la
concentración sobre la velocidad de
reacción.

  • Estequiometria y expresión de la ley de
    velocidad.  Expresión de la ley de velocidad para
    reacciones de orden cero, uno y dos.  Tiempo de vida
    media. Métodos experimentales para el estudio de la
    cinética. LABORATORIO 3:  Estudio de la velocidad
    de reacción por el método diferencial.
    Catálisis y Mecanismo de reacción. Sistema:
    H2O2 + 2 I- + 2H+.

  • Efecto de la temperatura sobre la velocidad de
    reacción. La constante de velocidad (k).
    Variación de k con la temperatura. Ley de Arrhenius.
    Energía de Activación.  Teoría de
    colisiones. Teoría del complejo activado.
    Introducción a los mecanismos de reacción.
    Tipos de catálisis. LABORATORIO 4: Estudio de la
    velocidad de reacción por los métodos integral
    y diferencial. Sistema: Mg(s) + HCl.

  • Termodinámica química. 
    Propiedades termodinámicas, interacciones, estado de
    un sistema, ecuaciones de estado. trabajo
    (expresión generalizada para W), calor, energía
    interna. Primera ley de la termodinámica (en forma
    diferencial). Procesos reversibles e irreversibles.
    Termoquímica. LABORATORIO 5: Taller: Cálculos
    de propiedades termodinámicas para cambios
    físicos y químicos.

  • Función entalpía, relaciones
    matemáticas.  Balance de energía
    para  procesos de gases ideales. LABORATORIO 6: Trabajo
    de expansión. Verificación experimental de la
    ley de Hess.

  • Lectura: Gases ideales y gases reales. Eficiencia de
    maquinas térmicas. Segunda ley de la
    termodinámica. Procesos espontáneos,
    degradación de la energía, Entropía.
    Entropía y desorden. Desigualdad de Clausius. Sistemas
    abiertos. LABORATORIO 7: Determinación de ?H y ?S en
    algunos procesos físicos y químicos. 
    Examen de laboratorio.

  • La entropía como criterio de direccionalidad
    de los procesos químicos. LABORATORIO 8: Taller:
    Reacción química y cálculos
    termodinámicos.

  • Energía libre de Gibbs. Definición,
    significado físico, trabajo máximo. Uso de G
    como criterio de direccionalidad.  El potencial
    químico. Potencial químico de sustancias puras
    y de sustancias en mezclas. LABORATORIO 9:
    Determinación de la Kps del Ca(OH)2 y del C5H6O2 y de
    los parámetros termodinámicos ?G°, ?H°
    y ?S°.

  • Cambios de fase. Ecuación de Clapeyron.
    Diagramas de fases para sustancias puras. Equilibrios
    sólido – solución. Equilibrio en reacciones
    químicas. Condición de equilibrio
    dinámico. LABORATORIO 10: Equilibrio de fases.
    Sistemas: LIQUIDO ? VAPOR Y  SÓLIDO ?
    SOLUCIÓN.  Preparación de mezclas de
    reacción lab. 10.

  • Avance de la reacción. Composición en
    equilibrio. La constante de equilibrio (K) y el cociente de
    reacción (Q). Mínimo de energía libre.
    Cálculo de ?rG. Relación entre ?rG y la
    constante de equilibrio. LABORATORIO 11: Equilibrio
    químico: Keq de la hidrólisis del acetato de
    etilo.

  • Factores que afectan el equilibrio químico:
    Principios de Le Chatelier y van"t Hoff. Equilibrios
    iónicos. Electrolitos.  Constante de producto de
    solubilidad. LABORATORIO 12: Electrolitos débiles y
    Fuertes. Indicadores ácido-base. Extracción de
    indicadores ácido-base de flores y de repollo
    rojo.

  • Constante de autoprotólisis del agua, KW .
    Definición del pH.   Ácidos fuertes y
    débiles (ka),  bases fuertes y débiles (
    kb ). Reacciones y titulación
    ácido-base.LABORATORIO 13: Titulación
    ácido-base con indicadores. Muestra
    Problema.

  • Composición de soluciones de ácidos y
    de bases. Sales, reacciones de hidrólisis. Soluciones
    reguladoras de pH (Buffer). LABORATORIO 14: Titulaciones
    potenciométricas de ácidos fuertes y
    débiles con base fuerte. Determinación de la
    constante de disociación de un ácido
    débil mediante titulación
    potenciométrica.

  • Reacciones de oxidación-reducción:
    balanceo de ecuaciones. Celdas electroquímicas.
    Componentes: electrodos, electrolito, puente salino.
    Semi-reacciones y electrodos: convención de
    signos. Leyes de Faraday. LABORATORIO 15: Serie
    electroquímica. Comportamiento del manganeso.
    Titulaciones Redox.  Muestra Problema

  • Potencial de celda. Relación entre el
    potencial de celda y el ?G.  Tipos de celdas
    electroquímicas. Potencial estándar.
    Ecuación de Nernst. Variación del potencial con
    la temperatura. Termodinámica de celdas
    electroquímicas. Aplicaciones. LABORATORIO 16:
    Termodinámica de celdas electroquímicas.
    Variación del potencial en función de la
    concentración y la temperatura.

 METODOLOGIA PARA EL DESARROLLO DE LA
ASIGNATURA: 

El curso se desarrolla con base en la discusión
del  material fotocopiado repartido en clase con ayudas
audiovisuales. Se complementa con  algunas demostraciones
experimentales.

ANEXO VI

PROGRAMAS EN
QUÍMICA

DEL INSTITUTO TECNOLÓGICO DE
MASSACHUSETTS

The table below lists subjects taught by the Department
of Chemistry (Course 5). Homepages for the current-term subjects
can be reached by clicking the subject number or name. Units must
be arranged between the student and the supervising instructor
for subjects that have a TBD in the "Units" column. Subjects
offered jointly with another department are indicated with a "J".
Co-requisites, subjects that must be taken at the same time as
the described subject, are indicated in green italics in the
"Pre-requisites" column.

Descriptions of all the subjects can be viewed in the
on-line MIT Course Bulletin, while evaluations provided by
previous-term students can be accessed at the Course Evaluations
website.

La siguiente tabla es la lista de asignaturas
enseñadas por el departamento de química (curso 5).
Las páginas de inicio de cada asignatura pueden ser
observadas haciendo "clic" sobre el número de
código o sobre el nombre de la signatura. Las unidades
pueden ser acordadas entre el estudiante y el instructor –
supervisor para las asignaturas que tienen un TBD en las columnas
de unidades. Las asignaturas ofrecidas conjuntamente con otro
departamento se indican una "J". Los Co- requisitos, asignaturas
pueden ser tomadas al mismo tiempo como lo describe la
asignatura, se indica en cursiva verdes en la columna de
prerrequisitos.

La descripción de todas las asignaturas
pueden ser vista en el boletín de MIT en línea,
mientras que las evaluaciones proporcionadas para el aspirante
pueden ser acezadas en el sitio web del curso de
valuación.

Partes: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8
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