QUÍMICA 4

Programa de QUÍMICA para 4to año
Asignatura: Química

Revisión: Materia- Cuerpo- Sustancia- Propiedades intensivas y extensivas de la materia. Estructura atómica. Número atómico. Número másico. Distribución de las partículas según el modelo atómico de Bohr. Grupos y períodos. Densidad. Problemas de aplicación. Estados de agregación de la materia. Cambios de estado.

Unidad º1
Sistemas materiales: concepto y clasificación. Fase y componente de un sistema material. Sistemas dispersos: clasificación. Sustancia pura y solución. Sustancia pura simple y sustancia pura compuesta- Técnicas de separación y de fraccionamiento de fases. Composición centesimal de un sistema material heterogéneo y de un sistema material homogéneo (solución o sustancia pura)-

Trabajo experimental Nº1: Técnicas de separación de fases y análisis de los mismos: decantación, filtración, imantación, flotación, sublimación, disolución, diálisis, destilación simple.

Unidad Nº2
Concepto de número de oxidación. Reglas para asignar números de oxidación de los elementos.
Compuestos binarios: óxidos, hidruros y sales de hidrácidos. Fórmulas y nomenclatura clásica y según la IUPAC ( por atomicidad y por numerales de Stock). Hidrácidos. Compuestos ternarios. Hidróxidos, oxoácidos y oxosales. Fórmulas, nomenclatura clásica y según la IUPAC. Ecuaciones de obtención. Prefijos meta, piro y orto. Hidróxido de amonio. Ecuaciones de neutralización.

Trabajo Práctico experimental Nº2: Obtención de un óxido básico y de un óxido ácido. Reacción con el agua. Acción de los indicadores. Comportamiento de los elementos del grupo 1ª (Sodio) frente al agua. Propiedades físicas de los hidróxidos de Na y de K. Caracteres organolépticos de los ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico. Reacción con los metales. Electrolitos.

Uniones químicas. Fórmulas empíricas, electrónicas y desarrolladas de compuestos iónicos y covalentes. Electronegatividad: Teoría de Lewis. Excepciones. Polaridad. Uniones mixtas (ejemplo en el Na2SO4) Estructuras de Lewis para iones poliatómicos (por ejemplo SO42-). Unión covalente dativa. Interacciones moleculares: unión puente Hidrógeno, dipolo-dipolo y de dispersión de London.

Trabajo experimental de laboratorio Nº3: Propiedades de compuestos iónicos, covalentes y de metales

Unidad Nº3
Teoría atómica- molecular: postulados. Átomo y Molécula. Atomicidad de una molécula simple. Clasificación de las moléculas. Masa atómica y masa molecular relativas. Concepto de mol. Número de Avogadro, Volumen molar. Masa molar. Masa atómica y masa molecular absoluta. CNPT- Problemas de aplicación.

Leyes de los gases: Ley de Boyle Mariotte- Leyes de Gay Lussac. Ecuación general de los gases y ecuación de estado. Problemas de aplicación.

Estequiometría: problemas aplicando relación de masas, de volúmenes, de moles, de moléculas y volumen molar. Reactivo limitante y reactivo en exceso. Problemas de aplicación.

Unidad Nº4
Soluciones. Soluto y solvente. Soluciones saturadas, no saturadas (diluidas y concentradas) y sobresaturadas. Formas de expresar la concentración de una solución: % m/m, % m/ V, Molaridad y Normalidad. PH: concepto y ejemplos.

Trabajo Práctico de Laboratorio Nº4: determinación experimental del pH de diferentes soluciones. Preparación de soluciones de diferentes concentraciones (1 Molar, 20 %m/m, etc)

Unidad Nº5
Fenómenos de oxidación y de reducción. Electrólisis y Pilas. Método redox.

Trabajo Práctico experimental Nº5: Fenómenos redox: reacciones donde una sustancia se oxida y otra se reduce. Pila de Daniell. Electrólisis del agua acidulada.

BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA
Química – Libros a medida- LD Ediciones
Química General e Inorgánica - Biasioli- Weitz y Chandías
Temas de Química General- EUDEBA