1. PROGRAMA DE : QUIMICA GENERAL I
IDENTIFICACIÓN DE LA ASIGNATURA
CODIGO ÓPTICO : ______________________________________________________
UBICACIÓN EN EL PLAN DE ESTUDIO :
Área curricular: _____ , _X_ , _____ , _____ , _____ o _____
FG FPB FPE AO AA PP
Eje curricular: _____QUIMICA GENERAL________________________________
Ubicación en el plan de estudio : ______SEMESTRE I_____________________
Carácter: Obligatoria_X__o Electiva_____
Prelación o Requisitos:
Asignatura: ________________________ Código: _______________
Asignatura: _________________________ Código: _______________
Carga horaria :
Horas por semana: T _5 HORAS_ , P _____
Hora por semestre: T _70 HORAS_ , P _____
PROGRAMA ADMINISTRADO POR : Licenciatura en Química
FECHA DE ELABORACIÓN : ______Abril / 2005_______________________
V° - B° de : Coordinador de Unidad Académica : _______________________________
Director de Departamento : ______________________________________
OBJETIVOS GENERALES DE LA ASIGNATURA
Proporcionar al estudiante las bases fundamentales de la química general ayudándole a tener una
visión amplia de los átomos, moléculas, estados de la materia, enlace químico y estequiometría.
Capacitar al estudiante para abordar problemas de las diferentes áreas de la química: fisicoquímica,
inorgánica, orgánica y analítica.
Motivar al estudiante en el estudio, comprensión e investigación de la naturaleza de las reacciones
químicas, a través de la aplicación de nuevos conocimientos desarrollados en el campo de la química.
2. UNIDAD PROGRAMATICA No. 1: ESTRUCTURA ATOMICA
Objetivos específicos Contenidos Estrategias
Instruccionales
Recursos
Instruccionales
Estrategias de
Evaluación
1.- Interpretar los avances,
diferencias y mejoras de los
modelos atómicos basándose
en la interpretación de los
experimentos realizados
1.1. Teoría atómica de Dalton
1.2. Naturaleza eléctrica de la materia
1.3. Modelo atómico de Thomson
1.4. Teoría atómica de Rutherford
1.5. Teoría atómica de Bohr y
Sommerfeld Dinámicas grupales.
Exposición oral por
parte del profesor.
Se considerarán los
siguientes ejes
directores: lenguaje
científico, inglés,
computación e ideas
innovadoras de avances
científicos.
Pizarra
porcelanizada,
marcadores,
transparencias y
retroproyector
para
transparencias
Evaluación
diagnóstica (0%)
Trabajo corto
(5%)
Primer parcial (15
%)
2.- Interpretar el modelo
atómico actual sobre la base
de la teoría Cuántica
1.6. Naturaleza dual del electrón
1.7. Principio de incertidumbre de
Heisemberg
1.8. Teoría Cuántica
3.- Determinar los números
cuánticos y las posibles
combinaciones de sus valores
y obtener la forma de los
orbitales
1.9. Números cuánticos
1.10. Orbitales atómicos
4.- Relacionar la distribución
electrónica de los elementos
con la ubicación de los
mismos en la tabla Periódica
de acuerdo a grupos, períodos,
familias y bloques.
1.11. Atomos multielectrónicos
1.12. Configuraciones electrónicas
1.13. Clasificación de los elementos
1.14. Tabla periódica
3. UNIDAD PROGRAMATICA No. 2: ENLACE QUIMICO
Objetivos específicos Contenidos Estrategias
Instruccionales
Recursos
instruccionales
Estrategias de
evaluación
1.- Predecir las variaciones de las
propiedades periódicas de los
elementos químicos
2.1. Radio atómico y radio iónico
2.2. Afinidad electrónica
2.3. Potencial de ionización
2.4. Poder oxidante y poder reductor
2.5. Electronegatividad
2.6. Valencia y estado de oxidación
Dinámicas grupales.
Exposición oral por
parte del profesor.
Se considerarán los
siguientes ejes
directores: lenguaje
científico, inglés,
computación e ideas
innovadoras de avances
científicos.
Pizarra
porcelanizada,
marcadores,
transparencias y
retroproyector para
transparencias
Trabajo corto
(5%)
Segundo parcial
(15 %)
2.- Interpretar la naturaleza de un
enlace químico en función de las
fuerzas que intervienen y de los
factores energéticos involucrados
2.7. Definición de enlace químico
2.8. Parámetros de enlace: energía, lo9gitud
y ángulo de enlace
2.10. Clasificación de los enlaces inter e
intramolecular
3.- Describir mediante los símbolos
de Lewis las estructuras de las
moléculas, indicando la formación de
los diferentes tipos de enlaces
2.11. Teoría de Lewis
2.12. Clasificación de los enlaces
2.12.1. Enlace iónico
2.12.2. Enlace covalente: simple,
doble, triple, coordinado
2.13. Carga formal
2.14. Resonancia
4.- Aplicar las diversas teorías que
explican la formación de un enlace
covalente en moléculas orgánicas e
inorgánicas
2.15. Teoría del enlace de valencia
2.15.1. Hibridación
2.15.2. Geometría molecular
2.16. Teoría de repulsión de los pares
electrónicos de la capa de valencia
2.17. Teoría de orbitales moleculares
2.17.1. Moléculas diatómicas
Homonucleares
2.17.2. Moléculas diatómicas
Heteronucleares
5.- Describir los diferentes tipos de
sólidos
2.18. Estructuras cristalinas
2.18.1. Cristales iónicos
2.18.2. Cristales covalentes
2.18.3. Cristales moleculares
2.18.4. Cristales metálicos
2.19. Estructuras amorfas
4. UNIDAD PROGRAMATICA No. 3: ESTEQUIOMETRIA
Objetivos específicos Contenidos Estrategias
Instruccionales
Recursos
instruccionales
Estrategias de
evaluación
1.- Describir las leyes que rigen el
comportamiento de las especies químicas
4.1. Leyes ponderales
4.1.2. Ley de la conservación de
la masa
4.1.3. Ley de las proporciones
definidas
4.1.4. Ley de las proporciones
múltiples
4.1.5. Ley de los volúmenes de
combinación
Dinámicas grupales.
Exposición oral por parte
del profesor.
Se considerarán los
siguientes ejes directores:
lenguaje científico, inglés,
computación e ideas
innovadoras de avances
científicos.
Pizarra
porcelanizada,
marcadores,
transparencias y
retroproyector para
transparencias
Cuarto parcial
(20 %)
Y
Quinto parcial
(20 %)
2.- Utilizar el Principio de Avogadro para
expresar el concepto de mol
4.2. Principio de Avogadro
4.2.1. Concepto de mol
4.2.2. Pesos atómicos y pesos
moleculares
4.2.3. Volumen molar
4.2.4. Ecuaciones químicas
3.- Balancear ecuaciones químicas de oxido-
reducción
4.3. Balanceo de ecuaciones
4.3.1. Método del cambio de
estado de oxidación
4.3.2. Método del ión-electrón
4.- Aplicar el término de mol al cálculo de
masas, átomos, moléculas, volumen molar y
a la transformaciones que se producen en una
reacción química en estado sólido
4.4. Cálculos estequiométricos de
reacciones en estado sólido
5.- Realizar cálculos estequiométricos de
reacciones químicas en estado líquido y en
solución
4.5. Propiedades del estado líquido
4.5.1. Viscosidad
4.5.2. Tensión superficial
4.5.3. Presión de vapor
4.6. Cálculos estequiométricos de
reacciones en estado líquido y en
solución
6.- Realizar cálculos estequiométricos de
reacciones químicas en estado líquido y en
solución
4.7. Propiedades de los gases
4.8. Leyes que rigen el
comportamiento de los gases
4.8.1. Ley de Boyle
4.8.2. Ley de Charles
4.8.3. Ley combinado
4.9. Ecuaciones de estado
4.10. Ley de Dalton
4.11. Ley de Grahan
4.12. Cálculos estequiométricos de
reacciones en estado gaseoso
5. UNIDAD PROGRAMATICA No. 4: SOLUCIONES
Objetivos específicos Contenidos Estrategias
Instruccionales
Recursos
instruccionales
Estrategias de
evaluación
1.- Distinguir los diferentes
tipos de soluciones en función
de la naturaleza y
composición de las mismas
3.1. Soluciones
3.1.1. Definición
3.1.2. Clasificación según el
estado físico
3.1.3. Clasificación según la
naturaleza y concentración
del soluto
Dinámicas grupales.
Exposición oral por
parte del profesor.
Se considerarán los
siguientes ejes
directores: lenguaje
científico, inglés,
computación e ideas
innovadoras de
avances científicos.
Pizarra
porcelanizada,
marcadores,
transparencias y
retroproyector
para
transparencias
Tercer parcial
(20 %)
2.- Determinar la
concentración de soluciones
en unidades físicas y químicas
3.2. Unidades de concentración
3.2.1. Unidades físicas
3.2.2. Unidades químicas:
Molaridad y formalidad
Normalidad
Molalidad
Fracción molar
3.- Analizar la solubilidad de
las sustancias como un caso
de equilibrio dependiente de
factores endógenos y
exógenos
3.3. Solubilidad
3.3.1. Definición
3.3.2. Factores que la determinan
3.3.3. Solubilidad como una caso
de equilibrio
4.- Aplicar las propiedades
coligativas en la
determinación de pesos
moleculares
3.4. Propiedades coligativas
3.4.1. Descenso de la presión de
vapor
3.4.2. Elevación del punto de
ebullición
3.4.3. Descenso del punto de
Congelación
3.4.4. Presión osmótica
