Química General
- Prácticas de Laboratorio (21 Horas)
- Tutorías Grupales (4 Horas)
- Prácticas de Aula/Semina (35 Horas)
- Clases Expositivas (56 Horas)
Es una asignatura básica teórico-práctica a través de la cual se desarrollan los fundamentos científicos necesarios para entender la dimensión química de los procesos biológicos y biotecnológicos, así como de las metodologías de laboratorio y las industriales, con el fin de aprovechar los procesos y las metodologías con conocimiento.
Por ser la asignatura sobre la que se cimienta el conocimiento de la mayoría de las disciplinas científicas, debe estar ubicada al inicio de los estudios con carácter de materia básica, intercambiable con otros Grados científicos o tecnológicos.
No se han establecido requisitos obligatorios. No obstante, para obtener un aprovechamiento adecuado con la dedicación proyectada, es necesario tener conocimientos de Matemáticas, Física y Química a nivel de Bachillerato.
En cualquier caso, se espera que los estudiantes de “Química General” hayan cursado la asignatura “Química” de 2.º de Bachillerato.
Al aprobar la asignatura, los alumnos serán capaces de:
• Utilizar correctamente la terminología química, especialmente para nombrar y formular compuestos químicos.
• Ajustar reacciones químicas y realizar cálculos estequiométricos.
• Aplicar a ejercicios los conocimientos adquiridos acerca de estructura atómica, propiedades periódicas, enlace químico, estados de agregación y disoluciones líquidas.
• Aplicar a las reacciones químicas los principios cinéticos y termodinámicos básicos.
• Interpretar correctamente los equilibrios químicos, con especial atención a los equilibrios en disolución.
• Interpretar correctamente los procesos de oxidación-reducción.
• Interrelacionar las funciones orgánicas más importantes a través de sus grados de oxidación.
• Entender los diversos tipos de isomería y realizar análisis conformacionales sencillos.
En términos de habilidades y competencias, esta asignatura contribuirá a la adquisición por parte de los estudiantes de las siguientes competencias genéricas:
-Capacidad de análisis y síntesis.
-Habilidad para la resolución de problemas.
-Habilidad para aplicar conocimientos básicos a casos prácticos.
-Capacidad de aprender.
-Destreza en la comunicación oral y escrita en idioma español..
Capítulo 1. INTRODUCCIÓN CONCEPTOS BÁSICOS Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA.
1.1. Objeto de la química. El método científico. Aproximaciones microscópica y macroscópica al conocimiento científico.
1.2. Clasificaciones de la materia. Estados de la materia. Sustancias puras y mezclas. Propiedades de la materia y su medida. El Sistema Internacional de unidades. Magnitudes calculadas y error experimental.
1.3. Nomenclatura de química inorgánica.
1.4. Nomenclatura de química orgánica (breve introducción).
Capítulo 2. EL MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO.
2.1. Teoría atómica. Estructura del átomo. Los elementos químicos
2.2. Número atómico, número másico e isótopos.
2.3. Unidad de masa atómica.
Capítulo 3. ESTEQUIOMETRÍA Y MATERIAS RELACIONADAS.
3.1. El concepto de mol. Número y constante de Avogadro.
3.2. Masas atómicas, moleculares y formulares. Composición centesimal.
3.3. Reacciones y ecuaciones químicas. Leyes ponderales de las transformaciones químicas.
3.4. Gases: ecuación de estado y densidad.
3.5. Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante. El rendimiento de las reacciones químicas.
3.6. Principales tipos de reacciones químicas.
Capítulo 4. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LA CORTEZA ATÓMICA.
4.1. Ondas electromagnéticas y su espectro.
4.2. Espectros atómicos.
4.3. La ecuación de Planck y la explicación por Einstein del efecto fotoeléctrico.
4.4. Interpretación de Bohr del espectro de hidrógeno: niveles energéticos de los electrones.
4.5. Comportamiento dual de ondas y partículas. Principio de incertidumbre.
4.6. Descripción mecano-cuántica del átomo de hidrógeno: niveles energéticos, orbitales atómicos y significado de los números cuánticos.
4.7. Átomos polielectrónicos. Principio de exclusión. Principio de aufbau y regla de Hund.
4.8. Configuraciones electrónicas y tabla periódica.
Capítulo 5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS.
5.1. Breve reseña histórica de la tabla periódica.
5.2. Radios atómicos e iónicos.
5.3. Energía de ionización.
5.4. Afinidad electrónica.
5.5. Electronegatividad y otras propiedades periódicas.
Capítulo 6. ENLACE QUÍMICO.
6.1. Introducción al enlace químico. Tipos de enlace.
6.2. Formación de los enlaces iónicos. Geometría y aspectos energéticos del enlace iónico: energía reticular.
6.3. Propiedades de los compuestos iónicos.
6.4. Teoría de Lewis. Especies químicas resonantes.
6.5. Forma geométrica de las especies químicas covalentes. El modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia.
6.6. Teoría del enlace de valencia. Orbitales híbridos. Los enlaces múltiples según la teoría del enlace de valencia. Enlaces σ y π.
6.7. Polaridad de enlaces y moléculas covalentes.
6.8. Orden, longitud y energías de los enlaces covalentes.
6.9. Conceptos básicos de la teoría de orbitales moleculares.
6.10. Propiedades de las sustancias con enlaces covalentes.
Capítulo 7. FUERZAS INTERMOLECULARES Y ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.
7.1. Descripción elemental de sólidos, líquidos y gases.
7.2. Fuerzas ion-dipolo e intermoleculares.
7.3. Propiedades de los gases: presión del gas.
7.4. Leyes que gobiernan el estado gaseoso ideal.
7.5. Mezclas de gases. Ley de Dalton.
7.6. Teoría cinético-molecular de los gases.
7.7. Propiedades de los líquidos. Presión de vapor.
7.8. Cambios de estado y las variaciones energéticas que los acompañan.
7.9. Diagramas de fases.
7.10. Algunas propiedades de sólidos y líquidos.
Capítulo 8. PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES LÍQUIDAS.
8.1. Disoluciones y coloides.
8.2. Fuerzas intermoleculares y procesos de disolución.
8.3. El equilibrio en los procesos de disolución. Disolución saturada. Solubilidad.
8.4. Disoluciones líquido-líquido.
8.5. Efecto de la presión sobre la solubilidad. Ley de Henry para solutos gaseosos.
8.6. Propiedades coligativas de las disoluciones. Molalidad.
8.7. Presión de vapor de las disoluciones.
8.8. Ascensos ebulloscópicos y descensos crioscópicos.
8.9. Ósmosis y presión osmótica.
Capítulo 10. CINÉTICA QUÍMICA.
9.1. Velocidad de reacción.
9.2. Ecuaciones experimentales de velocidad. Órdenes de reacción.
9.3. Reacciones de primer y de segundo orden.
9.4. Variación de la velocidad de reacción con la temperatura. Ecuación de Arrhenius.
9.5. Perfiles de reacción.
Capítulo 9. INTRODUCCIÓN A LA TERMODINÁMICA. TERMOQUÍMICA.
10.1. Energía, calor y trabajo.
10.2. Energía interna. Diagramas P-V. Primer principio de la termodinámica.
10.3. Trabajo P-V (o de expansión de un gas). Concepto de entalpía.
10.4. Ecuaciones termoquímicas.
10.5. Estados estándar y entalpía estándar de formación y de reacción.
10.6. Ley de Hess.
10.7. Procesos espontáneos y no espontáneos. Entropía y segundo principio de la termodinámica.
10.8. Energía libre de Gibbs. Criterio de espontaneidad de un proceso químico.
Capítulo 11. EQUILIBRIOS QUÍMICOS NO IÓNICOS.
11.1. Introducción y concepto de equilibrio químico.
11.2. Ley del equilibrio químico. Constantes Kp y Kc de los equilibrios homogéneos.
11.3. Deducción termodinámica parcial de la constante Kp.
11.4. Equilibrios heterogéneos.
11.5. Cociente de reacción. Energía libre de Gibbs estándar y constante de equilibrio.
11.6. Factores que afectan a la posición de un equilibrio. Regla de Le Châtelier.
Capítulo 12. EQUILIBRIOS IÓNICOS EN DISOLUCIÓN (I). ÁCIDOS Y BASES.
12.1. Conceptos de ácido y de base.
12.2. Ácidos y bases en disolución acuosa. Escala de pH.
12.3. Fuerza relativa de ácidos y bases.
12.4. Ácidos monopróticos débiles. Ácidos polipróticos. Bases débiles.
12.5. El pH de las disoluciones acuosas salinas.
12.6. Efecto del ion común. Disoluciones reguladoras.
12.7. Reacciones de neutralización. Curvas de valoración.
12.8. Relación entre la acidez o la basicidad de una especie química con su estructura.
12.9. Conceptos de ácido y base según Lewis.
Capítulo 13. EQUILIBRIOS IÓNICOS EN DISOLUCIÓN (II). REACCIONES DE PRECIPITACIÓN Y DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS.
13.1. Solubilidad y producto de solubilidad.
13.2. Factores que modifican la solubilidad.
13.3. Importancia de las especies complejas.
13.4. Equilibrios de formación de complejos. Constantes de formación Kf.
13.5. Disolución de precipitados por formación de complejos.
Capítulo 14. PROCESOS REDOX. ELECTROQUÍMICA: PILAS GALVÁNICAS Y ELECTRÓLISIS.
14.1. Conceptos generales.
14.2. Ajuste de reacciones redox: el método del ion-electrón.
14.3. Electroquímica. Potenciales de electrodo.
14.4. Pilas galvánicas o voltaicas.
14.5. Relación entre la fuerza electromotriz (fem) de una pila y los potenciales de sus electrodos.
14.6. Termodinámica de los procesos de pila.
14.7. Variación de la fem con las concentraciones: ecuación de Nernst y sus aplicaciones.
14.8. Electrólisis.
14.9. Cálculos estequiométricos en los procesos electroquímicos.
Capítulo 15. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA: CONCEPTOS BÁSICOS Y NOMENCLATURA.
15.1. Introducción y concepto de química orgánica.
15.2. Repaso de conceptos de enlace en moléculas orgánicas.
15.3. Grupos funcionales y grados de oxidación.
15.4. Fórmulas generales e índice de insaturación.
15.5. Nomenclatura de sustitución de los compuestos orgánicos.
Capítulo 16. ISOMERÍA ESTRUCTURAL Y FUNDAMENTOS DE ESTEREOISOMERÍA.
16.1. Tipos de isómeros.
16.2. Isomería cis-trans en alquenos y en cicloalcanos.
16.3. Introducción a la estéreoisomería: Enantiómeros, moléculas quirales y centros quirales.
16.4. El convenio R,S de nomenclatura.
16.5. Actividad óptica y otras propiedades de los enantiómeros.
16.6. Proyecciones de Fischer.
16.7. Estereoisómeros en moléculas con más de un centro quiral.
Laboratorio
- Seguridad en el laboratorio.
- Ley de Proust de las proporciones definidas.
- Preparación de disoluciones acuosas de molaridad dada.
- Fuerzas intermoleculares: cromatografía en capa fina.
- Estudio cinético de la hidrólisis del cloruro de tert-butilo.
- Síntesis del cinamato de metilo: proceso de extracción de un producto de una mezcla de reacción.
- Curva de valoración de ácido fosfórico con hidróxido de sodio en disolución acuosa.
- Efecto del ion común.
- Cationes Ag(I) y Cu(II): reacciones de precipitación y de formación de complejos.
- Predicción y observación de reacciones redox.
Las actividades formativas presenciales tendrán lugar en el aula y en el laboratorio, y el pleno aprovechamiento de la asignatura requiere una asistencia no inferior al 90%. Se fomentará especialmente la aplicación de los conocimientos teóricos a la resolución de problemas, así como el uso del vocabulario científico adecuado, el correcto empleo del lenguaje (oral y escrito), el juicio crítico y la autonomía personal. En las actividades de aula se utilizará tanto la pizarra como presentaciones y otras metodologías TIC más recientes.
Las actividades de laboratorio se han programado con la finalidad de permitir a los alumnos la adquisición de unas destrezas experimentales básicas e ilustrar experimentalmente algunos de los conocimientos teóricos. Al comienzo y a lo largo de estas prácticas de laboratorio, los alumnos adquirirán los hábitos básicos de seguridad en un laboratorio. La asistencia a las actividades de laboratorio se considera obligatoria.
El trabajo no presencial del alumno estará dirigido principalmente al estudio de los conceptos teóricos y su aplicación en la resolución de ejercicios que se facilitarán previamente.
El cuadro que sigue es orientativo en lo concerniente a las actividades presenciales en el aula. El trabajo de cada día incluirá en general aspectos teóricos y prácticos.
MODALIDADES | Horas | % | Totales | ||
Presencial | Clases Expositivas | 28 | 9 | 120 horas | |
Práctica de aula / Seminarios / Talleres | 60 | 20 | |||
Prácticas de laboratorio / campo / aula de informática / aula de idiomas | 20 | 7 | |||
Prácticas clínicas hospitalarias | 0 | 0 | |||
Tutorías grupales | 4 | 1 | |||
Prácticas Externas | 0 | 0 | |||
Sesiones de evaluación | 8 | 3 | |||
No presencial | Trabajo en Grupo | 30 | 10 | 180 horas | |
Trabajo Individual | 150 | 50 | |||
Total | 300 |
Distribución temporal:
- Clases expositivas + Prácticas de aula / Seminarios: 3 sesiones de 1 h cada semana durante 26 semanas y 5 sesiones de 1h durante 2 semanas.
- Prácticas de laboratorio: 1 sesión de 2 h cada semana durante 10 semanas, comenzando a finales del primer semestre.
- Tutorías grupales: 4 sesiones de 1 h repartidas a lo largo de los dos semestres.
- Sesiones de Evaluación: dos exámenes parciales, en diciembre y al final del curso (éste será global para quienes no hayan superado el primer parcial). Seis o siete controles en horas de clase presencial, repartidos a lo largo de todo el curso.
A) Periodo lectivo y convocatoria ordinaria de mayo.
A lo largo del curso se realizarán varios controles escritos durante las horas de clase. El cálculo de la nota media de controles se realizará sumando las notas de los controles realizados por cada alumno/a, dividida entre el número total de controles del curso.
Además, se realizarán dos exámenes parciales en diciembre y en mayo (fecha de la convocatoria ordinaria). Tras el primer examen parcial, se eliminará materia si se obtiene una calificación igual o superior a 5 puntos. Las notas entre 4 y 5 puntos tendrán la consideración de compensable, permitiendo eliminar materia si, finalmente, se compensan con otras notas (segundo parcial y controles). Los alumnos con nota inferior a 4 puntos en el primer examen parcial, deberán realizar un examen final que abarcará toda la materia en la convocatoria de mayo.
Para superar la asignatura se debe alcanzar una media ponderada final de 5 o más puntos (en una escala de 0 a 10). El cálculo se hará mediante la opción que suponga la nota más alta de las siguientes posibilidades:
a. Nota media de controles (20% de la calificación final) + 1er parcial (40%) + 2o parcial (40%).
b. Nota media de controles (20% de la calificación final) + Examen final (80%).
c. 1er parcial (50%) + 2o parcial (50%)
d. Examen final (100%)
Se contempla la posibilidad de que un alumno renuncie a la compensación del primer examen parcial, o incluso a un aprobado en éste, si desea efectuar el examen final con el fin de mejorar su calificación.
Los profesores podrán alterar ligeramente los anteriores porcentajes de ponderación con el fin de tener en cuenta situaciones personales o generales justificadas que puedan sobrevenir a lo largo del curso.
B) Convocatoria extraordinaria de junio.
Se realizará de la misma forma que en la convocatoria ordinaria de mayo, siendo una decisión personal de cada estudiante (siempre que se alcance la nota mínima de 4 en el primer parcial), realizar solo el examen del segundo parcial o bien, el examen final de toda la asignatura. La nota media de controles, solo se tendrá en cuenta, al igual que en la convocatoria de mayo, si beneficia al cómputo global.
C) Convocatoria extraordinaria de enero.
Se realizará mediante un examen global de la asignatura que supone un 100% de la calificación.
D) Detalles específicos
Las pruebas escritas podrán versar sobre contenidos teóricos específicos (pero no consistirán en desarrollos amplios de temas), se orientarán preferentemente a la resolución de ejercicios prácticos. Se tendrá en cuenta el empleo del vocabulario científico adecuado, la capacidad de síntesis y de interrelación de conceptos y, en general, la claridad expositiva.
Las prácticas de laboratorio se tendrán en cuenta como una parte más del curso, dentro de cualquiera de las modalidades de evaluación. Una vez superada la asignatura (nota 5 o superior) la corrección por los profesores de los informes de laboratorio y su posterior calificación podrá alterar en ±0,5 puntos la nota media final, en la convocatoria ordinaria de mayo.
La no superación de las prácticas de laboratorio supondrá la realización de un examen adicional específico que se realizará en el laboratorio y tendrá un carácter práctico. En él se deberá obtener una nota igual o superior a 5
Todos los materiales que se emplean en el desarrollo de las distintas actividades de que consta la asignatura (tablas, gráficas, series de ejercicios, guiones de prácticas, etc.) están a disposición de los alumnos en el Campus Virtual. El Campus Virtual y el correo electrónico institucional (uniovi) serán consideradas las vías ordinarias de comunicación relevante entre profesores y estudiantes.
Los alumnos manejarán el material básico de un laboratorio de introducción a la experimentación en Química.
Bibliografía
• T. L. Brown, H. E. Le May (Jr.), B. E. Bursten, C. J. Murphy. Química. La Ciencia Central, 11.ª edición. Pearson-Prentice Hall, 2009.
• J. E. McMurry, R. C. Fay. Química General, 5.ª edición. Pearson-Prentice Hall, 2009.
• R. H. Petrucci, F. G. Herring, J. D. Madura, C. Bissonnette. Química General, 10.ª edición. Pearson-Prentice Hall, 2011.
• P. Atkins, L. Jones. Principios de Química, 5.ª edición. Ed. Méd. Panamericana, 2012.