Es para uso estrictamente académico

1. TECNOLOGICA
Química General
II 1
TECNOLOGIA
MECANICA
3 279B21322
0
CR-79B31732
MANTENIMIENTO

2. La asignatura de Química General, que se cursará en este semestre, imparte los conocimientos básicos de la
química, indispensable en los estudios más avanzados de cualquier carrera de ciencia o tecnología. La
asignatura se apoya en los conocimientos y habilidades de otras disciplinas básicas como Matemáticas o
Física, y además brinda los conocimientos y habilidades necesarios para afrontar satisfactoriamente otras
asignaturas del plan de estudio de carácter más específico, como Termodinámica o Resistencia de Materiales.
En general, es vital la formación, puesto que desarrolla la capacidad para aplicar el pensamiento racional y
crítico a través del método científico, lo cual será beneficioso y útil en la carrera profesional del futuro técnico
superior universitario.
Al finalizar la unidad curricular, el estudiante habrá adquirido los conceptos fundamentales sobre átomos,
moléculas, mol, leyes del cambio químico, naturaleza eléctrica del átomo, propiedades periódicas, enlace
químico, nomenclatura de compuestos, reacciones químicas, cálculos estequiométricos, estado de la materia,
soluciones, comportamiento ácido-base, óxido-reducción, electroquímica y principios térmicos.
Unidad I: TEORIA ATOMICA.
Unidad II: ENLACE QUIMICO.NOMENCLATURA ESTEQUIOMETRIA
Unidad III: ESTADO DE LA MATERIA.
Unidad IV: SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS.
Unidad V: REACCIONES REDOX Y ELECTROQUIMICA
Unidad VI TERMOQUIMICA.
Cada unidad tendrá una duración de 3 semanas.

3. i
3 Semanas
Describir el origen de la teoría
atómica.
Describir los Números cuánticos.
Analizar la Estructura atómica.
Aplicar la Tabla periódica ubicando los
elementos y sus propiedades
Origen de la teoría atómica. Partículas sub-atómicas
(electrón, protón, neutrón e isótopos). Modelos atómicos
(simbología nuclear). Modelo actual del átomo o teoría
cuántica-mecánica.
Números cuánticos. El principio de exclusión de Pauling.
Orbital atómico. Hibridación.
Distribución electrónica. Regla de Hund. Niveles de
Configuración electrónica de los elementos.
Tabla periódica. La ley periódica: grupos, período, familia
Propiedades periódicas; afinidad electrónica, radio,
electronegatividad, potencial de ionización.
Fuerzas de atracción existente entre las partículas que
forman una sustancia: Iónica, metálica, puente de hidrógeno,
bipolares y de dispersión de London.
Lectura asignada de bibliografía.
Clases Magistrales.
Discusión de los conceptos.
Planteamiento y solución de problemas.
Evaluación de seguimiento con: talleres o quices.
Evaluación Escrita Parcial.
Participación activa en clase.
.
TEORIA ATOMICA
Al finalizar la unidad el estudiante podrá explicar propiedades físicas y
químicas de los materiales y sustancias utilizando modelos y conceptos
de estructura y propiedades eléctricas de moléculas y átomos.

4. Enlace Químico. Clasificación de los enlaces químicos como
iónicos, covalentes coordinados.
Nomenclatura de los compuestos químicos.
Estequiometria de las reacciones químicas.
Leyes que rigen los cambios químicos o leyes pondérales.
Estequiometria de las reacciones químicas.
Balanceo de ecuaciones químicas por tanteo.
Términos de cantidad suficiente, reactivo límite y reactivo en
exceso en una ecuación química.
Ecuación química la fracción másica, el porcentaje de pureza y
el rendimiento.
II
ENLACE QUIMICO
NOMENCLATURA ESTEQUIOMETRIA
1 semana
Clases Magistrales.
Discusión de los conceptos.
Investigación procedimental por parte de los alumnos.
Planteamiento y solución de problemas.
Evaluación de seguimiento con: talleres.
Evaluación Escrita Parcial.
Exposición de resultados de Experimentos.
Definir enlace químico según la estructura de Lewis.
Indicar la polaridad de enlace entre moléculas homonucleares y
heteronucleares.
Detallar el modelo clásico.
Exponer las características del enlace iónico en función del
tamaño y de la energía de la red.
Describir las características del enlace covalente según la
polaridad de enlace y electronegatividad.
Diferenciar la longitud de enlace polar y enlace no polar.
Interpretar la intensidad del enlace covalente.
Describir brevemente la geometría de las moléculas.
Representar estructuralmente moléculas lineales, triangulares
planas, tetraédricas y piramidales.
Nombrar compuestos químicos y balancear ecuaciones
químicas .
Enunciar las leyes de la conservación de la masa, la de
composición constante o definida y la de las proporciones
múltiples.
Definir la ecuación química y el cálculo estequiométricos.
Al finalizar la unidad, el estudiante estará en capacidad de analizar los diferentes
tipos de enlaces existentes entre las moléculas y su expresión mediante
símbolos de Lewis la estructura electrónica de átomos, iones y moléculas.

5. Los tres estados de la materia: Sólido, líquido y
gaseoso.
Las propiedades más relevantes de los estados:
Evaporación, condensación, sublimación. Puntos de fusión
y evaporación, presión de vapor, tensión superficial, calores
específicos y latentes. Estructura cristalina.
Diagrama de fase la relación presión-temperatura,
reflejando el punto triple, temperatura crítica y presión
crítica.
Ecuación de estado (gases ideales) en las leyes de de
Boyle y Charles-Gay- Lussac.
Densidad y peso molecular de un gas.
La ley de Dalton sobre presiones parciales.
Gas ideal y gas real.
La ecuación de Van der Walls (gases reales).
La teoría cinética de los gases reales...
Principio de efusión y difusión de los ases y la velocidad
media en función de la ley de Graham.
III
ESTADOS DE LA MATERIA
3 Semana
Clases Magistrales.
Discusión de los conceptos.
Investigación procedimental por parte de los alumnos.
Planteamiento y solución de problemas.
Evaluación de seguimiento con talleres .
Evaluación Escrita Parcial.
Identificar los tres estados de la materia: Sólido,
líquido y gaseoso.
Establecer las propiedades más relevantes de los
estados de la materia:
Explicar mediante diagrama de fase la relación presión-
temperatura, reflejando el punto triple, temperatura crítica
y presión crítica.
Fundamentar la ecuación de estado (gases ideales) en
las leyes de de Boyle y Charles-Gay- Lussac.
Determinar densidad y peso molecular de un gas.
Definir la ley de Dalton sobre presiones parciales.
Diferenciar entre gas ideal y gas real.
Explicar la ecuación de Van der Walls (gases reales).
Describir la teoría cinética de los gases reales...
Explicar el principio de efusión y difusión de los ases y la
velocidad media en función de la ley de Graham.
Al finalizar la unidad, el estudiante estará en capacidad de explicar
los tres estados de la materia según sus propiedades y
características físicas y térmicas.

6. Mezclas y soluciones. Su definición
Clasificación de los tipos de mezclas y soluciones.
Diferencias entre mezclas y soluciones.
Componentes de una solución.
Electrolitos y no electrolitos. Definición.
Tipos de ácidos y bases. Neutralización.
Las soluciones diluidas, saturadas y sobresaturadas.
La concentración de las soluciones usando las
unidades de concentraciones físicas.
La concentración química: molaridad, normalidad,
molalidad y fracción molar.
Las propiedades coligativas.
Principales propiedades coligativas de las sustancias.
Propiedades coligativas de no electrolitos y
electrolitos.
IV
SOLUCIONES Y
PROPIEDADES COLIGATIVAS
3 semanas
Clases Magistrales.
Discusión de los conceptos.
Planteamiento y solución de problemas.
Clase de resolución de ejercicios.
Evaluación de seguimiento con talleres .
Evaluación Escrita Parcial.
Participación activa en clase.
Definir mezclas y soluciones.
Clasificar los tipos de mezclas y soluciones.
Establecer las diferencias entre mezclas y soluciones.
Identificar los componentes de una solución.
Definir electrolitos y no electrolitos.
Diferenciar ácidos y bases. Neutralización.
Clasificar las soluciones como diluidas, saturadas y sobresaturadas.
Cuantificar la concentración de las soluciones usando las unidades
de concentraciones físicas.
Cuantificar la concentración química: molaridad, normalidad,
molalidad y fracción molar.
Definir propiedades coligativas.
Nombrar las principales propiedades coligativas de las sustancias.
Diferenciar entre propiedades coligativas de no electrolitos y
electrolitos.
Al finalizar la unidad, el estudiante estará en capacidad de aplicar
los conceptos de concentración de soluciones y propiedades
coligativas.

7. Las reacciones de óxido reducción o redox. Estado de oxidación o
valencia de las especies. Definiciones básicas de: oxidación, reducción,
agente oxidante y agente reductor.
Balanceo de ecuaciones redox por el método del ion electrón.
Equivalentes por mol de electrón transferido.
Relaciones cuantitativas entre mol, gramo, volumen y equivalente de
una reacción redox.
Concepto de reacción electroquímica.
Diferencias entre reacción redox y reacciones electroquímicas.
Principales procesos electroquímicos: celdas o pilas electrolíticas y
celdas galvánicas o voltaicas.
Definición de celda electrolítica o inducida.
Las diferentes reacciones electrolíticas según el producto deseado:
reacciones anódicas, catódicas, preparación comercial de gases (H2,
Cl2, O2) y purificación de metales.
Descripción de una celda galvánica o voltaica.
Relación entre el poder reductor de un elemento (escala de actividad)
con la fuerza electromotriz inducida (f.e.m.) o potencial del electrodo.
La ecuación de Nernst para determinar el voltaje de una celda
electroquímica.
V
REACCIONES REDOX Y
ELECTROQUÍMICA
. 3 Semanas.
Lectura asignada de bibliografía.
Clases Magistrales.
Discusión de los conceptos.
Planteamiento y solución de problemas.
Evaluación de seguimiento con talleres
Evaluación Escrita Parcial.
Participación activa en clase.
Definir las reacciones de óxido reducción o redox.
Indicar el estado de oxidación o valencia de las especies.
Definir oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor.
Realizar balanceo de ecuaciones redox por el método del ion electrón.
Definir equivalente por mol de electrón transferido.
Establecer relaciones cuantitativas entre mol, gramo, volumen y
equivalente de una reacción redox.
Establecer el concepto de reacción electroquímica.
Diferenciar entre reacción redox y reacciones electroquímicas.
Describir los principales procesos electroquímicos: celdas o pilas
electrolíticas y celdas galvánicas o voltaicas.
Describir una celda electrolítica o inducida.
Establecer las diferentes reacciones electrolíticas según el producto
deseado: reacciones anódicas, catódicas, preparación comercial de
gases (H2, Cl2, O2) y purificación de metales.
Describir una celda galvánica o voltaica.
Relacionar el poder reductor de un elemento (escala de actividad) con
la fuerza electromotriz inducida (f.e.m.) o potencial del electrodo.
Explicar la espontaneidad de una reacción en función del potencial
normal del electrodo.
Aplicar la ecuación de Nernst para determinar el voltaje de una
celda electroquímica.
Al finalizar la unidad, el estudiante estará en capacidad identificar el
agente oxidante y el agente reductor, y su aplicación en las celdas
electroquímicas.

8. La relación entre calor y reacción.
Primera ley de la termodinámica.
Concepto de entalpía.
Ley de Hess.
La segunda ley de la termodinámica.
El concepto de entropía.
Dependencia de la entropía y la temperatura.
Capacidad calórica de una sustancia.
VI
TERMOQUÍMICA
.
3 Semanas.
Lectura asignada de bibliografía.
-Clases Magistrales.
-Discusión de los conceptos.
-Planteamiento y solución de problemas.
-Evaluación de seguimiento con talleres o pruebas cortas
-Evaluación Escrita Parcial.
-Participación activa en clase.
Determinar la relación entre calor y reacción.
Aplicar la primera ley de la termodinámica.
Aplicar el concepto de entalpía.
Aplicar la ley de Hess.
Determinar la dependencia del cambio de estado y
la temperatura.
Determinar la analogía y diferencias entre procesos
reversibles e irreversibles.
Aplicar la segunda ley de la termodinámica.
Aplicar el concepto de entropía.
Determinar la dependencia de la entropía y la
temperatura.
Determinar experimentalmente la capacidad
calórica de una sustancia.
Al finalizar la unidad, el estudiante estará en capacidad de aplicar
los conceptos de estado, función de estado, entalpía y entropía.

9. E. Cartmell y G. W. A. Fowles. Valencia y Estructura Molecular. 8va. Ed.
Editoria Reverté S.A. Barcelona, España (2000).
J. BELTÁN-C. FURIÓ-D. GIL-G. GIL-R. LLOPIS-A. SÁNCHEZ (1981)
Física y química 2º BUP, Anaya, Madrid.
MARTÍNEZ TORREGROSA Y OTROS 9 AUTORES (1999),
El movimiento de todas las cosas. Física y química de 4º ESO, Aguaclara, Alicante.
CARRASCOSA - S. MARTÍNEZ - J- APARICIO (2003), Física y química 3º ESO, Gráficas
E. Corredor, Valencia