Disenoinstruccionalquimica1

4.1. Caracterización de la Situación de Aprendizaje
4.1.1. Introducción al Programa de Ingeniería en la modalidad Estudios
Dirigidos
La Universidad Nacional Experimental Francisco de Miranda, como institución
de educación superior de carácter experimental tiene como misión generar
conocimientos, formando ciudadanos conscientes, responsables y emprendedores,
que se anticipen a los acontecimientos y den respuesta a las necesidades de la
comunidad falconiana y del país en general, con conciencia social y que desarrollen
nuevas tecnologías o conocimientos en pro de un desarrollo sostenible, y esto lo logra
a través de la creación de programas académicos innovadores (UNEFM, 2002).
Dentro de los programas académicos, la UNEFM crea los programas de
Ingeniería Civil, Industrial, Pesquera, Mecánica y Química, los cuales se fundamentan
en el deseo de impartir preparación profesional a estudiantes que demuestren
aptitudes hacia este campo de la Ingeniería, y que cumplan con los requisitos de
ingreso exigidos para estudios de esta índole. Estos programas conciben al ingeniero
como un profesional integral, de excelente calidad humana, con una formación
científica-tecnológica general, cultural y ética socio-política que le permitirá
incorporarse al campo ocupacional y a la sociedad como ente que contribuya a su
bienestar y desarrollo sostenible, brindando soluciones a esta sociedad en constante
cambio.
Se busca formar ingenieros capaces de leer, interpretar y transformar el entorno,
a partir de un proceso formativo basado en el conocimiento de las diversas
características socio-económicas, geopolíticas y culturales que los diferentes
contextos muestran, regido por un carácter formativo que se caracteriza por la relación
de la problemática social, la investigación en la acción, en las áreas del conocimiento
que la ingeniería le exige, integrando sociedad y universidad, convirtiendo esta fusión
en la base fundamental del proceso enseñanza - aprendizaje que generará estrategias
didácticas que se caractericen por fomentar una pedagogía transformadora, creativa,
investigativa que surja y se transforme con base en el trabajo colectivo.

4.1.2. Identificación de la Unidad Curricular
Tabla 4.1. Identificación de la Unidad Curricular Química I.
DATOS GENERALES
ÁREA PROGRAMA DEPARTAMENTO
TECNOLOGÍA CURRÍCULO NUCLEAR
BÁSICO
QUÍMICA
DATOS REFERENCIALES
COMPONENTE /EJE
CURRICULAR:
TEÓRICO
SEMESTRE:
1
CÓDIGO:
0122
REQUISITOS:
NINGUNO
CARÁCTER (OBLIGATORIA-
ELECTIVA)
OBLIGATORIA
HORAS SEMANALES:
_4_
Presenciales : 4
No Presenciales : sin
límite de tiempo
Nº DE UNIDADES
CRÉDITOS:
4
PROFESOR (ES):
REBECAABREU
FECHA DE
ELABORACIÓN: ABRIL
2006
APROBACIÓN:
4.1.3. Fundamentación
La Unidad Curricular Química I, cursada bajo la modalidad Estudios Dirigidos,
requiere de un diseño instruccional flexible, que promueva el aprendizaje
fundamentado en la combinación de tres teorías del conocimiento, la cognitivista, la
constructivista y la conductista, es decir, desde una perspectiva ecléctica. Esta
orientación responde al requerimiento de facilitar con efectividad el dominio del
contenido de una profesión, la enseñanza para la solución de problemas en donde se
aplican hechos y reglas bien definidas a situaciones específicas y el tratamiento de
problemas a través de la reflexión – acción (Ertmer y Newby, 1993).
Las teorías de aprendizaje que sustentan este diseño instruccional como un
modelo ecléctico, permiten que el estudiante se comprometa activa y directamente con
en el proceso de aprendizaje, reformando constantemente sus esquemas mentales. El
uso del computador como herramienta principal de esta modalidad y, por ende, de
este diseño instruccional, promueve la participación del estudiante en la búsqueda,
descubrimiento y aplicación del conocimiento. Se espera que mediante su aplicación el

estudiante adecue su conducta como una respuesta a estímulos y objetivos y en este
sentido, se espera una mejora en las destrezas de trabajo en equipo y resolución de
problemas, orientados hacia el aprendizaje significativo.
Este diseño instruccional, como instrumento principal de planificación,
propiciará en los estudiantes la implementación del trabajo colaborativo en las
diversas actividades a realizarse durante el semestre, resaltando la importancia de
aprender a trabajar con otras personas y enfatizando el hecho de que su aprendizaje
será mejor en la medida que discutan con sus compañeros y profesores los conceptos,
problemas y actividades que llevarán a cabo durante el semestre.
La unidad curricular Química I consta de conocimientos que se enmarcan en
los principios fundamentales de la química general. Contempla los contenidos básicos,
de principios, teorías y leyes, que insertarán a los estudiantes en el mundo de la
química elemental. Se busca con este curso someter al alumno a situaciones
simuladas de los compuestos químicos en un ambiente educativo, para que demuestre
competencia conceptual, procedimental y actitudinal a la hora de resolver problemas,
orientado al fortalecimiento del desempeño del alumno in situ.
La química es el estudio de la forma en que están constituidos los materiales y
de cómo se comportan cuando cambian las condiciones; cómo se transforman unas
sustancias en otras, y también la manera cómo utilizarlas. Explica y brinda
interpretaciones a dichas transformaciones, llegando a predecir otras nuevas. Los
conocimientos químicos básicos ayudan al entendimiento de otras ciencias y a la
comprensión de muchos fenómenos que se observan en la vida diaria. Es un corto
puente entre los diferentes campos de la ciencia. No se puede entender el fenómeno
de la fotosíntesis ni su importancia si no se conocen las reacciones químicas básicas
que en este proceso ocurren; el concepto de electricidad seria mucho más difícil de
comprender si no se conoce la química de los átomos. El mismo ser humano es el
"lugar" donde ocurren importantes transformaciones bioquímicas. Su cuerpo es como
un gran laboratorio, hecho de sustancias químicas formadas a partir de elementos
químicos, donde varias reacciones químicas complejas ocurren simultáneamente. En
un sentido amplio, la química también necesita de otras ciencias; emplea la
matemática para realizar sus cálculos, la física para explicar procesos, entre otros.
Es una ciencia de sentidos: vista, olfato, oído, gusto y tacto. Para conocer una
sustancia no basta con saber cual es su composición, es necesario conocer como se

encuentran unidas sus partículas constitutivas y como es su estructura espacial. Para
entender cómo ocurren las reacciones químicas y las transformaciones que ese
proceso implica, se debe comprender el cambio estéricamente. Por esta razón es
importante ver la química en sus tres dimensiones.
El estudio de la química permite obtener un entendimiento importante del
mundo circundante y su funcionamiento. Se trata de una ciencia que explica todos los
fenómenos presentes en nuestra vida diaria. De hecho la química está en el centro de
muchas cuestiones, como por ejemplo:
- Protección del medio ambiente
- Manutención de productos químicos y farmacéuticos
- Construcción de edificaciones
- Tratamiento de efluentes
- El mejoramiento de la atención médica
- El descubrimiento de nuevas terapias alternativas
- Nuevas tecnologías asociadas a la comunicación
- La satisfacción de nuestras necesidades diarias en cuanto a alimentos
- El procesamiento y distribución de los nutrientes necesarios para la vitalidad celular
La química ha llegado a ser una ciencia interdisciplinaria y en la actualidad
ningún trabajo científico le es ajeno. Muchas de las modernas incógnitas en biología y
medicina están siendo exploradas al nivel de átomos y moléculas que son los
elementos fundamentales de la materia.
Mediante este curso introductorio se pretende cimentar las bases y unificar
criterios relevantes para el posterior desarrollo de las materias curriculares. Para ello
se comienza con el estudio de los átomos, su constitución y propiedades, para luego
continuar en un análisis cualitativo y cuantitativo de la formación de moléculas y sus
reacciones, finalmente desembocando en el comportamiento de dos grandes estados
de la materia, los líquidos y los gases, conocimiento necesario para que en el
transcurso de la carrera el futuro profesional pueda comprender el papel tan
importante que juegan las sustancias químicas en su medio circundante.
La unidad curricular Química I es de carácter teórico, debido a que los
estudiantes requieren de conceptos y definiciones para luego aplicarlos a la solución

de problemas específicamente relacionados con la química, planteando los
conocimientos fundamentales para que el alumno pueda estudiar y comprender con
éxito los programas de las asignaturas profesionales que le suceden en el programa
en forma directa como Química II, Química Analítica, Química Orgánica,
Termodinámica, Fisicoquímica, y en forma indirecta como Mecánica de Fluidos,
Ciencia de los Materiales, Corrosión.
4.1.4. Características de la audiencia y necesidad instruccional
La población estudiantil que fue objeto de observación y a la cual se le aplicó
una encuesta y una escala de estimación acerca de sus características generales y
nivel de instrucción arrojaron los resultados que se expresan en la Tabla 4.1. Del
análisis realizado sobre su conocimiento previo a la unidad curricular evidencian que
existen carencias de destreza y habilidades en el manejo y comprensión de diversos
conceptos de química y de matemática que requieren para comenzar el curso. La
modalidad tiene como principal herramienta el computador, y el manejo adecuado de
las Tecnologías de la Información y la Comunicación es componente fundamental de
la situación de instruccional. Los resultados de las escalas de estimación muestran
que la población estudiantil emplea frecuentemente medio de comunicación
telemática, como el correo electrónico y el Chat, pero han tenido muy pocas
experiencias que involucren foros a distancia o videoconferencias (ver anexo 1). Por
otra parte, de la observación directa, presentan problemas en la resolución de los
ejercicios por el poco dominio de las herramientas matemáticas, especialmente en el
despeje de las variables ha estudiar y en el uso de calculadoras o programas como
Word, Excel, Power Point, etc. Del fortalecimiento de estas debilidades depende el
éxito en el desempeño del estudiante en la Unidad Curricular.
Tabla 4.2. Características de la audiencia.
Edad Jóvenes con edades comprendidas entre
los 18 y los 25 años
Sexo Mayor presencia del sexo femenino, en
más del cincuenta por ciento
Nivel Educativo Bachilleres, 1 Técnico Superior
Universitario y un Arquitecto
Ubicación Geográfica del Domicilio Residentes en Coro
Condición Económica Clase Media

4.1.5. Requerimientos Técnicos y Humanos para el Desarrollo de la Unidad
Curricular.
Los requerimientos técnicos necesarios para el buen desarrollo de la Unidad
Curricular Química I se resumen en la Tabla 4.4, de los cuales la Cede de estudios
Dirigidos cuenta en su totalidad.
Tabla 4.3. Requerimientos Técnicos y Humanos.
Técnicos
Materiales Impresos: guías, textos, tabla periódica, gráficos, tabla de propiedades
físicas
Computador, teléfono celular, calculadora
Multimedia con soporte físico (diskette, CD, DVD, pen drive, etc.)
Comunicación mediada por computadora: e- mail, Chat, videoconferencia
Biblioteca y bases virtuales
Video Beam
Internet y sus servicios
Humanos
Personal Docente de la UNEFM
Personal Administrativo de la UNEFM
Asesores
4.1.6. Requerimientos Técnicos y epistemológicos del futuro usuario
El estudiante de la Unidad Curricular Química I debe poseer conocimientos
sobre manejo de herramientas tecnológicas, y conocimientos previos de química
general y álgebra. Las Tablas 4.5 y 4.6 resumen estos requerimientos.
Tabla 4.4. Requerimientos Técnicos del futuro usuario
Técnicos
Acceso al laboratorio de Computación
Acceso a Internet
Acceso a Bibliotecas y hemerotecas
Material didáctico: guía de conceptos, teorías, ecuaciones, ejercicios resueltos y
propuestos
Conocimiento de software especializado: Microsoft Word, Excel, Power Point.
Acceso al laboratorio de Química General
Tabla 4.6. Requerimiento epistemológico del futuro usuario
Química General y Algebra
Materia, sustancias puras, mezclas
Análisis Dimensional y factores de conversión de unidades
Reconocimiento de sustancias químicas
Construcción e Interpretación de gráficas
Construcción de sistemas de ecuaciones
Despeje de variables

4.2. Aproximación del Contenido
4.2.1. Objetivo General de la Unidad Curricular
Analizar los conceptos básicos, principios, leyes, teorías y fundamentos de la
química general y su aplicación en la resolución de problemas específicos de la unidad
curricular, adquiriendo habilidades y destrezas en la comprensión de la química como
ciencia interdisciplinaria.
4.2.2. Objetivos Didácticos de las Unidades Temáticas
Los objetivos terminales proporcionan, en términos de comportamiento, las
acciones que al finalizar cada una de las unidades temáticas de la unidad curricular
Química I el estudiante estará en la capacidad de hacer. Las unidades temáticas
tratadas son cinco y se muestran en la Tabla 4.7.
Tabla 4.7. Objetivos Didácticos de las Unidades Temáticas
Unidad Temática Objetivo Didáctico
I. La estructura atómica y el
comportamiento químico de los
elementos.
Analizar la estructura de los átomos y sus
partículas fundamentales como factor
determinante del comportamiento químico
de las sustancias, su capacidad de
combinación y las propiedades que le
confieren a la materia las características
específicas que permiten su clasificación.
II. La estequiometría de las reacciones
químicas.
Analizar el significado de las
combinaciones químicas como proceso
que implica la transformación de una
sustancia en otra, empleando ecuaciones
químicas como representación
esquemática de los cambios suscitados.
III. Los gases ideales Determinar a través de leyes y principios
fundamentales el comportamiento de la
materia en estado gaseoso bajo
condiciones especiales de idealidad, y la
importancia del conocimiento de las
condiciones de estado en la resolución de
problemas.
IV. Las fuerzas intermoleculares y los
líquidos
Generalizar el comportamiento de las
sustancias en estado líquido tomando en
consideración las fuerzas
intermoleculares que definen sus
características y propiedades físicas.
V. El comportamiento químico de las
soluciones
Analizar las diferentes unidades de
concentración empleadas en la
preparación de soluciones con
componentes en diferentes estados de la
materia, y las propiedades derivadas de
las soluciones diluidas.

4.2.3. Objetivos Específicos de los Contenidos Curriculares
Desde las Tablas 4.8 hasta la Tabla 4.12 se presentan los objetivos específicos
planteados para desglosar en acciones más simples los objetivos terminales, las
acciones que son requisitos para la comprensión de cada contenido de las diferentes
unidades temáticas.
Tabla 4.8. Objetivos específicos de la Unidad I: La estructura atómica y el
comportamiento químico de los elementos.
Contenidos Objetivos específicos
1.1. Visión moderna de la estructura
atómica.
 protones
 electrones
 neutrones
1.1.1. Definir los términos básicos
necesarios para la interpretación del
modelo atómico, protones, neutrones y
electrones.
1.1.2. Examinar la influencia del número
de protones en las características de los
elementos.
1.2. Número de masa y atómico
 Notación isotópica
1.2.1. Emplear la tabla periódica para
identificar los elementos por su número
atómico.
1.2.2. Definir los conceptos de isótopos y
notación isotópica.
1.3. Masas atómicas
 Escala de masa atómica
 Masa atómica promedio
1.3.1. Definir las Unidades de Masa
Atómica (UMA)
1.3.2. Emplear la tabla periódica para leer
las masas atómicas de diversos
elementos.
1.3.3. Determinar las masas atómicas
promedio de los isópotos de diferentes
elementos.
1.4. Tabla periódica
 Grupos, períodos
 Bloques de elementos: metales,
no metales, metaloides,
representativos, de transición y
transición interna
1.4.1. Desglosar la tabla periódica,
señalando los cambios que han sucedido
en ella a través del tiempo.
1.4.2. Definir los grupos y periodos de la
tabla periódica, como elementos
fundamentales que la constituyen.
1.4.3. Identificar los bloques de elementos
representativos y de transición.
1.4.4. Caracterizar los elementos
metálicos, no metálicos, metaloides,
1.4.5. Caracterizar los elementos que
conforman los grupos representativos.
1.5. Propiedades físicas y químicas de los
elementos
 Radio atómico
 Energía de Ionización
 Afinidad electrónica
 Electronegatividad
1.5.1. Clasificar los elementos de acuerdo
a las características según su posición en
la tabla periódica.
1.5.2. Definir el radio atómico, la afinidad
electrónica, energía de ionización y la
electronegatividad, como propiedades
químicas características de los bloques
de elementos, grupos o familias.

1.5.3. Analizar la variación en las
propiedades químicas de los elementos
de acuerdo a su posición en la tabla
periódica.
1.5.4. Comparar las propiedades físicas y
químicas de diversos elementos
representativos.
1.6. Configuración electrónica
 Orbitales atómicos.
 Distribución electrónica en los
elementos representativos.
 Principio de exclusión de Paulí
 Regla de Hund
 Diagrama de orbitales.
 Distribución electrónica
condensada
 Electrones de Valencia
1.6.1. Definir orbitales atómicos y
configuración electrónica.
1.6.2. Explicar la distribución de los
electrones empleando los principios de la
mecánica cuántica, de acuerdo a la
energía de los orbitales atómicos.
1.6.3. Enunciar el principio de Exclusión
de Paulí y la Regla de Hund.
1.6.4. Interpretar el diagrama de orbitales
como una representación de los orbitales
atómicos.
1.6.5. Representar las configuraciones
electrónicas de diversos elementos
representativos y de transición empleando
el principio de exclusión de Paulí y la
regla de Hund.
1.6.6. Representar las configuraciones
electrónicas en los diagramas de
orbitales.
1.6.7. Emplear la configuración
electrónica condensada como un modo
de simplificación en la distribución de
electrones.
1.6.8. Determinar la posición de un
elemento en la tabla periódica a través de
la configuración electrónica.
1.6.9. Determinar los electrones de
valencia a través de la configuración
electrónica resaltando su influencia en las
propiedades químicas de los elementos.
1.7. Enlace químico
 Moléculas y compuestos
moleculares
 Iones y compuestos iónicos
 Simbología de Lewis
1.7.1. Diferenciar los tipos de enlaces
químicos que unen a los elementos de
acuerdo a sus propiedades químicas y su
posición en la tabla periódica.
1.7.2. Diferenciar las moléculas de los
iones en término del tipo de elemento que
los conforman.
1.7.2. Diferenciar los compuestos
moleculares de los iónicos en término de
sus enlaces químicos.

1.8. Enlace iónico
 Iones de los elementos
representativos
 Iones de los metales de transición
 Iones poliatómicos
 Símbolos de Lewis de los enlaces
iónicos
1.8.1. Interpretar las características
principales del enlace iónico y de los
compuestos iónicos.
1.8.2. Establecer los elementos que
forman compuestos iónicos, sean
representativos o de transición.
1.8.3. Representar por medio de la
simbología de Lewis los enlaces de los
1.9. Enlace covalente
 Enlaces múltiples: simple, dobles,
triples.
 Estructuras de Lewis
 Regla del Octeto
 Carga formal
 Estructuras en resonancia
 Excepciones de la regla del octeto:
Número impar de electrones, menos
de un octeto, más de un octeto
1.9.1. Diferenciar enlace covalente
simple, doble y triple en compuestos e
iones poliatómicos.
1.9.2. Establecer las reglas de Lewis para
representar los enlaces covalentes.
1.9.3. Definir la Regla del Octeto y la
carga formal de los elementos dentro de
un compuesto covalente.
1.9.4. Representar los enlaces covalentes
por medio de la simbología de Lewis para
los elementos que cumplen la regla del
octeto.
1.9.5. Describir la resonancia como
fenómeno asociado a los enlaces
químicos.
1.9.6. Establecer las condiciones
excepcionales de la regla del octeto en
algunos compuestos químicos covalentes.
1.9.7. Caracterizar las condiciones de los
compuestos e iones cuando poseen un
número impar de electrones.
compuestos e iones cuando presentan en
su estructura de enlace menos de un
octeto.
compuestos e iones que presentan en su
estructura de enlace el octeto expandido.
1.10. Polaridad de enlace y la
electronegatividad
 Electronegatividad
 Enlace covalente polar
 Enlace covalente no polar
1.10.1. Definir la polaridad como
fenómeno asociado a la
electronegatividad.
1.10.2. Afirmar el concepto de
electronegatividad como propiedad
química característica de cada elemento.
1.10.3. Establecer las condiciones de
polaridad en los enlaces covalentes.
1.10.4. Diferenciar los compuestos e
iones covalentes polares de los no
polares.
1.10.5. Usar los valores de
electronegatividad de los elementos en la

determinación de la polaridad de enlace
en compuestos e iones poliatómicos
covalentes.
1.11.Nomenclatura de compuestos
inorgánicos
- Sistemas de nomenclatura:
tradicional, stock, de base
estequiométrica
- Óxidos metálicos y no metálicos
- Hidróxidos
- Ácidos hidrácidos y oxácidos
- Sales haloideas, oxisales, ácidas,
básicas y neutras
- Peróxidos
- Hidruros
- Hidratos
1.11.1. Caracterizar el sistema de
nomenclatura tradicional, stock y de base
estequiométrica de los compuestos
inorgánicos.
1.11.2. Emplear el sistema tradicional y el
stock para nombrar y formular óxidos
metálicos.
1.11.3. Emplear el sistema de base
estequiométrica para nombrar y formular
óxidos no metálicos.
stock para nombrar y formular hidróxidos.
de base estequiométrica para nombrar y
formular ácidos hidrácidos y oxácidos.
stock para nombrar y formular sales
ácidas, básicas y neutras.
1.11.7. Emplear el sistema stock para
nombrar y formular peróxidos e hidruros.
1.11.8. Emplear cualquier sistema para
nombrar y formular hidratos.
Tabla 4.9. Objetivos específicos de la Unidad II. La Estequiometría de las Reacciones
Químicas.
2.1 Masas atómicas y formulares
- Escalas de masa atómica
- Masa atómica promedio
- Mol.
- Número de Avogadro
- Masa molar atómica y formular
2.1.1 Definir masa atómica, masa atómica
promedio y las escalas de masa atómica.
2.1.2 Emplear la tabla periódica para
identificar las masas atómicas promedio
de los elementos.
2.1.3. Interpretar el mol como unidad de
cantidad.
2.1.4. Definir el Número de Avogadro
como la cantidad que integra un mol.
2.1.5. Establecer las relaciones entre el
mol y la unidad de masa atómica
promedio por medio del número de
Avogadro.
2.1.6. Definir la masa molar atómica y
masa molar formular.
2.1.7. Emplear las masas molares
atómicas en el cálculo de las masas
molares formulares de compuestos
iónicos y moleculares.
2.2 Relaciones estequiométricas
- Ley de la conservación de la masa
- Estequiometría
2.2.1. Enunciar el principio de la
conservación de la masa.
2.2.2. Analizar el concepto de

- Interconversión de masas, moles,
y número de partículas (moléculas,
átomos e iones) en un compuesto
iónico o covalente
estequiometría en las relaciones
proporcionales entre la masa y el número
de partículas que forman un compuesto.
2.2.3. Emplear el concepto de mol, el
número de Avogadro y las masas
molares para el cálculo del número de
partículas existentes en una determinada
cantidad de un compuesto específico.
2.2.4. Confirmar el cumplimiento de la ley
de la conservación de la masa en las
relaciones estequiométricas entre las
partículas que integran un compuesto
específico.
2.2.5. Calcular el número de partículas en
una masa determinada de un compuesto.
2.2.6. Calcular la masa de un compuesto
conocido los moles, el número de
partículas y el Número de Avogadro.
2.3 Fórmulas químicas
- Fórmula molecular
- Fórmula empírica
- Fórmula estructural
- Determinación de fórmulas
empíricas y moleculares
- Análisis cuantitativo
- Composición porcentual
- Análisis por combustión
2.3.1. Diferenciar la fórmula empírica,
molecular y estructural de una sustancia
química.
2.3.2. Determinar las relaciones
porcentuales entre los átomos de los
elementos que pertenecen a un
compuesto.
2.3.3. Determinar la fórmula empírica a
través de la composición porcentual.
2.3.4. Determinar la fórmula empírica de
una sustancia a través de la combustión
del compuesto.
2.3.5. Determinar la fórmula molecular de
una sustancia por conocimiento de la
fórmula empírica.
2.3.6. Determinar la fórmula empírica por
conocimiento de la fórmula molecular y la
estructural.
2.3.7. Reconocer la importancia del
conocimiento de la fórmula química de
una sustancia en su empleo industrial y a
nivel de laboratorio.
2.4. Ecuaciones químicas
- Reacciones químicas
- Ecuaciones químicas
- Reactivos
- Productos
- Reacciones químicas irreversibles
y reversibles
- Reacciones químicas exotérmicas
y endotérmicas
- Reacciones químicas de
combinación, precipitación,
descomposición, desplazamiento
2.4.1. Representar las reacciones
químicas por medio del uso de símbolos
químicos en una ecuación química.
2.4.2. Identificar los componentes de una
ecuación química, reactivos, productos,
estados de la materia.
2.4.3. Diferenciar las reacciones químicas
reversibles y las irreversibles a través de
ejemplos.
2.4.4. Diferenciar las reacciones
exotérmicas y endotérmicas de acuerdo al
calor liberado o absorbido en un proceso.
2.4.5. Reconocer las principales
características de las reacciones químicas

doble y simple, combustión, de
oxidación y reducción
de combinación, precipitación,
descomposición, desplazamiento doble y
sencillo, combustión, oxidación y
reducción.
2.4.6. Reconocer el tipo de reacción
química de acuerdo a su ecuación
química.
2.5. Balanceo de ecuaciones químicas
- Ajuste de ecuaciones químicas
sencillas por Tanteo
- Coeficientes estequiométricos
2.5.1. Enunciar las reglas o principios
básicos para ajustar ecuaciones
químicas.
2.5.2. Adaptar las reglas del balaceo a
diversas ecuaciones químicas.
2.5.3. Confirmar el cumplimiento de la ley
de la conservación de la masa en
ecuaciones químicas sencillas de diversa
índole por medio del ajuste con
coeficientes estequiométricos.
2.6. Información cuantitativa a partir de
ecuaciones balanceadas.
- Cantidades estequiométricamente
equivalentes
- Método del mol
- Reactivo limitante
- Reactivo en exceso
- Rendimiento teórico
- Rendimiento real
- Porcentaje de rendimiento
2.6.1 Establecer el método del mol para el
cálculo de cantidades de sustancias en
una ecuación química balanceada.
2.6.2. Reconocer las cantidades
estequiométricas equivalentes en una
ecuación química balanceada.
2.6.3. Calcular las cantidades de los
reactivos consumidos y los productos
formados en una ecuación química
balanceada por el método del mol.
2.6.4. Identificar en una reacción química
el reactivo limitante y el reactivo en
exceso.
2.6.5. Interpretar rendimiento teórico en
una ecuación química balanceada.
2.6.6. Calcular el rendimiento teórico de
una reacción por el método del mol.
2.6.7. Interpretar rendimiento real y el
rendimiento porcentual de una reacción
química.
2.6.8. Calcular el porcentaje de
rendimiento de una reacción empleando
el rendimiento real y el teórico de una
reacción química.
2.6.9. Comparar el rendimiento real y el
teórico de reacciones químicas
empleadas en diversos procesos
tecnológicos de importancia para el
desarrollo industrial de la humanidad.
2.6.10. Establecer las cantidades de
reactivos necesarios para mejorar el
rendimiento de una reacción.
2.6.11. Reconocer las ecuaciones

químicas como principal información en
procesos industriales de importancia
nacional.
2.6.12. Comparar diversos procesos
industriales de producción de químicos o
derivados y las particularidades de las
reacciones empleadas.
Tabla 4.10. Objetivos específicos de la Unidad III. Los Gases Ideales.
Contenido Objetivo Específico
3.1. Gases ideales
- Estados de la materia
- Características de los gases
- Difusión
- Compresibilidad
- Volumen
- Forma
- Fuerzas intermoleculares
- Miscibilidad
3.1.1. Caracterizar los estados de la
materia.
3.1.2. Definir las condiciones de idealidad.
3.1.3. Caracterizar los gases como estado
de la materia en función de las fuerzas
intermoleculares.
3.1.4. Interpretar los fenómenos de
difusión, compresibilidad, miscibilidad,
forma y volumen de los gases como
estado de la materia.
3.1.5. Ejemplificar con compuestos
moleculares gaseosos en condiciones
normales las principales características
de los gases como estado de la materia.
3.1.6. Reconocer la importancia a nivel
industrial de las sustancias gaseosas,
tanto su obtención como materia prima
para otros procesos.
3.1.7. Listar algunas sustancias que en
condiciones normales existen como gases
en la naturaleza.
3.2. El estado gaseoso
 Presión
 Presión manométrica
 Manómetro de rama
abierta y cerrada
 Presión barométrica
 Unidades de presión
 Temperatura absoluta y
relativa
 Escalas de temperatura
 Volumen
 Unidades de volumen
 Mol
3.2.1. Establecer la presión, volumen,
temperatura y cantidad de masa como las
cuatro condiciones o cantidades que
describen el estado gaseoso.
3.2.2. Definir presión manométrica y
barométrica.
3.2.3. Describir los manómetros de rama
abierta y cerrada y su empleo para medir
presiones en condiciones de vacío y
normales.
3.2.4. Describir el barómetro como
instrumento empleado para medir
presiones atmosféricas.
3.2.5. Establecer las diversas unidades en
las cuales se expresa la presión y aplicar
el análisis dimensional para la
transformación unidades.
3.2.6. Definir temperaturas absolutas y
relativas en el sistema internacional y el
sistema inglés.
3.2.7. Analizar las escalas de temperatura

absoluta y relativa en el sistema
internacional y en el sistema inglés.
3.2.8. Aplicar las ecuaciones para
transformar las unidades de temperatura.
normales y estándar de temperatura y
presión.
3.2.10. Definir el volumen de un gas.
3.2.11. Diferenciar las diversas unidades
en las que se expresa el volumen.
3.2.12. Aplicar el análisis dimensional en
la interconversión de unidades de
volumen.
3.2.13. Afianzar el concepto de mol y su
importancia en la definición del estado
gaseoso.
3.3. Leyes de los gases ideales
- Ley de Boyle
- Ley de Charles
- Ley de Avogadro
- Ley de Gay Lussac
- Ley Combinada
- La constante Universal de los
gases ideales.
3.3.1. Analizar los experimentos
realizados por Boyle y que condujeron al
establecimiento de su Ley.
3.3.2. Relacionar la presión con los
cambios en el volumen por medio de
gráficas, resaltando la proporcionalidad a
través de ejemplos.
3.3.3. Establecer la Ley de Boyle en
situaciones donde ocurren cambios de
volumen y presión a temperatura y moles
constantes como herramienta en la
resolución de problemas.
realizados por Charles, que condujeron al
3.3.5. Relacionar la temperatura con los
cambios en el volumen y viceversa por
medio de gráficas, resaltando la
proporcionalidad a través de ejemplos.
3.3.6. Explicar el cambio de volumen de
un gas empleando la energía cinética de
las moléculas y su relación con la
temperatura.
3.3.7. Establecer la Ley de Charles en
situaciones donde ocurren cambios de
volumen y temperatura a presión y moles
constantes como herramienta en la
realizados por Avogadro y Gay Lussac,
que condujeron al establecimiento de su
Leyes.
3.3.9. Relacionar la cantidad de materia
expresada en moles con los cambios en
el volumen, resaltando la proporcionalidad
a través de ejemplos.
3.3.10. Explicar el cambio de volumen de
un gas empleando la energía cinética de

las moléculas y su relación con la
cantidad de moléculas.
3.3.11. Establecer la Ley de Avogadro y
Gay Lussac en situaciones donde ocurren
cambios de volumen y moles a presión y
temperatura constante, como herramienta
en la resolución de problemas.
3.3.12. Definir volumen molar y su
relación en la estequiometría de las
reacciones gaseosas.
3.3.13. Deducir por medio de la
combinación de las leyes de Charles,
Boyle, Gay Lussac y Avogadro, la
ecuación de los gases ideales.
3.3.14. Establecer la proporcionalidad
ente las variables de presión,
temperatura, volumen y moles por medio
de la constante universal de los gases R,
resaltando las diferentes unidades en la
cual se expresa.
3.3.15. Aplicar la ley combinada en la
resolución de problemas donde se
experimenten cambios en las condiciones
de operación.
3.4. Aplicación de las leyes
- Ley de Dalton de las presiones
parciales
- Fracciones molares
- Recolección de gases en agua
- Presión de vapor de agua
- Densidad de un gas
- La estequiometria de las
reacciones gaseosas
- Ley de Difusión de los Gases.
3.4.1. Explicar la presión total de una
mezcla de gases como el resultado de la
adición de las presiones parciales de los
gases que conforman la mezcla.
3.4.2. Enunciar la Ley de Dalton como
fundamento para la determinación de las
presiones de los gases que conforman
una mezcla.
3.4.3. Deducir el concepto de fracción
molar de un gas en una mezcla gaseosa.
3.4.4. Aplicar la Ley de Dalton y las
fracciones molares en la resolución de
problemas de mezclas de gases.
3.4.5. Aplicar la ley de Dalton en la
determinación de masas de gases
recolectados en agua.
3.4.6. Emplear las tablas de vapor de
agua en la resolución de problemas.
3.4.7. Deducir la ecuación de la densidad
de un gas a partir de la ley combinada.
3.4.8. Emplear la estequiometría de las
reacciones químicas con producción de
gases en la determinación de cantidades
de reactivos y productos.
3.4.9. Enunciar la Ley de Difusión de
Graham y su empleo en el cálculo de las
velocidades de difusión y efusión de los
gases ideales.

3.5. Desviaciones del comportamiento
ideal.
 Condiciones de no idealidad de
presión y temperatura
 La Ecuación de Van der Waals
3.5.1. Explicar las condiciones de no
idealidad de los gases en función de las
fuerzas intermoleculares, la presión y la
temperatura.
3.5.2. Introducir algunas expresiones
matemáticas para corregir la ecuación de
la ley combinada en la no idealidad.
3.5.3. Examinar en la ecuación de Van
der Waals los coeficientes que corrigen el
volumen, la presión y las fuerzas
intermoleculares en las desviaciones de la
idealidad.
3.5.4. Establecer la importancia del
conocimiento de las leyes de los gases
ideales y sus desviaciones en el empleo
de sustancias gaseosas en la industria
venezolana, así como en la vida
cotidiana.
Tabla 4.11. Objetivos específicos de la Unidad IV. Las Fuerzas Intermoleculares y los
Líquidos.
4.1. Estructura molecular
 Estados de la materia
 Sólido, líquidos, gases
4.1.1. Analizar los estados de la materia a
través de la teoría cinético molecular.
4.1.2. Describir bajo la teoría cinético
molecular las características más
relevantes de los estados de la materia
con sustancias de uso común.
4.1.3. Diferenciar las propiedades de los
sólidos, líquidos y gases.
4.2. Fuerzas intermoleculares
 Interacción ión - ión
- Interacción ión - dipolo
- Interacción dipolo – dipolo
- Puentes de Hidrógeno
- Fuerzas de Van der Waals o de
London
4.2.1. Definir fuerzas intermoleculares
como resultado de la composición
química de la sustancias.
4.2.2. Clasificar las fuerzas
intermoleculares de acuerdo a la energía
de interacción en moléculas y
4.2.3. Definir fuerzas ión – ión y ión –
dipolo y su influencia en las propiedades
físicas de las sustancias iónicas.
4.2.4. Analizar el proceso de solvatación
involucrando la energía de solvatación en
la formación de las fuerzas de atracción
ión- dipolo con la hidratación de solutos
iónicos.
4.2.5. Ejemplificar fuerzas dipolo – dipolo
y su influencia en las propiedades de las
sustancias comunes.
4.2.6. Analizar las interacciones debidas a
los puentes de hidrógeno como un caso
particular de las fuerzas dipolo - dipolo
inducido.

4.2.7. Ejemplificar con sustancias
comunes la formación de los puentes de
hidrógeno.
4.2.8. Definir las Fuerzas de Van der
Waals y su influencia en la atracción de
moléculas no polares, ejemplificando con
sustancias orgánicas comunes.
4.2.9. Resaltar la magnitud de las fuerzas
de atracción entre las moléculas o
compuestos iónicos por medio de
ejemplos.
4.2.10. Reconocer la importancia de
diferenciar las fuerzas que interactúan
entre las moléculas y compuestos iónicos
en la comprensión de su comportamiento
físico.
4.3. Características de los líquidos
 Compresibilidad
 Volumen
 Forma
 Difusión
4.3.1. Describir el comportamiento de las
sustancias líquidas en función de las
fuerzas intermoleculares.
4.3.2. Definir la compresibilidad
reconociendo la incompresibilidad de los
líquidos como característica principal.
4.3.3. Reconocer por medio de ejemplos
el volumen de los líquidos como
característica que no depende del
recipiente.
4.3.4. Analizar la forma de las sustancias
líquidas en función de las fuerzas
intermoleculares.
4.3.5. Definir la difusión de los líquidos
como característica que depende de las
4.3.6. Predecir las características de una
sustancia líquida dada su fórmula química
y las fuerzas intermoleculares que en él
actúan.
4.3.7. Comparar las características de dos
o mas líquidos de uso común.
4.4. Propiedades de los líquidos
 Viscosidad
 Tensión superficial
 Vaporización
 Volatilidad
 Presión de vapor
 Equilibrio Dinámico
 Temperatura de ebullición
 Temperatura y presión crítica
4.4.1. Reconocer que las fuerzas
intermoleculares definen las propiedades
de las sustancias líquidas.
4.4.2. Interpretar la viscosidad de una
sustancia en función de las fuerzas
intermoleculares con dos o más líquidos
comparando la resistencia a fluir.
4.4.3. Utilizar las unidades de viscosidad
para realizar cambios de unidades con los
factores de conversión apropiados.
4.4.4. Reconocer que la viscosidad como
propiedad depende directamente de la
temperatura a la cual se encuentra la
sustancia.
4.4.5. Interpretar la tensión superficial por
medio de gráficos que señalen las fuerzas

intermoleculares que interactúan,
ejemplificando con hechos observados en
la naturaleza.
4.4.6. Interpretar la acción capilar como
consecuencia de la tensión superficial de
los líquidos.
4.4.7. Ejemplificar las fuerzas cohesivas y
adhesivas que se establecen en los
líquidos y entre éstos y los recipientes
que los contienen.
4.4.8. Definir la vaporización como
fenómeno que depende de la atracción de
las moléculas y el calor molar de
vaporización.
4.4.9. Reconocer que la evaporación es
un fenómeno de superficie y que depende
de la energía cinética de las moléculas.
4.4.10. Tabular diferentes calores de
vaporización de diversos compuestos
moleculares, resaltando la influencia de
las fuerzas de atracción.
4.4.11. Relacionar la volatilidad de un
líquido con las fuerzas de atracción entre
las moléculas, tanto en compuestos
polares como en no polares.
4.4.12. Interpretar la presión de vapor en
el equilibrio de un líquido con su vapor
como resultado de las fuerzas
intermoleculares, la energía cinética de
las moléculas y la temperatura.
4.4.13. Tabular los valores de presión de
vapor de agua a diferentes temperaturas.
4.4.14. Verificar la proporcionalidad de la
presión de vapor y la temperatura por
medio de gráficas de diversas sustancias
polares.
4.4.15. Interpretar la ebullición de un
líquido en relación al equilibrio de
presiones internas y externas a la
sustancia, comparando la temperatura de
ebullición de algunos líquidos comunes.
4.4.16. Verificar la influencia de la presión
externa sobre los valores de presión de
vapor y temperatura de ebullición de los
líquidos.
4.4.17. Definir fluidos supercríticos y las
condiciones de temperatura y presiones
críticas de las sustancias líquidas como
componentes del punto crítico.

4.5. Cambios de fase
 Vaporización
 Condensación
 Fusión
 Congelación
 Sublimación
 Deposición
 Curvas de calentamiento y
enfriamiento
 Temperatura de fusión
 Sobreenfriamiento
4.5.1. Clasificar los cambios de fase que
experimentan las sustancias puras de
acuerdo al equilibrio dinámico entre los
estados.
4.5.2. Interpretar la vaporización y la
condensación como los cambios que se
experimentan en el equilibrio entre el
líquido y el vapor de una sustancia pura.
4.5.3. Interpretar la condensación y la
fusión como los cambios que se
experimentan en el equilibrio entre el
líquido y el sólido de una sustancia pura.
4.5.4. Interpretar la sublimación y la
deposición como los cambios que se
establecen en el equilibrio entre el sólido
y el vapor de una sustancia pura.
4.5.5. Ejemplificar por medio de gráficos
los cambios de estado o de fase de una
sustancia pura.
4.5.6. Relacionar los cambios de fase de
las sustancias líquidas con la naturaleza
de las fuerzas intermoleculares a través
de ejemplos con sustancias de uso
común.
4.5.7. Construir curvas de calentamiento y
de enfriamiento del agua conocidas las
condiciones de temperatura y tiempo,
señalando los cambios de fase.
4.5.8. Definir temperatura de fusión de
una sustancia pura en condiciones
normales de presión.
4.5.9. Analizar las condiciones de
sobreenfriamiento de una sustancia
4.5.10. Ejemplificar con sustancias de uso
común los valores de temperatura y
presión de sobreenfriamiento.
4.5.11. Resaltar la inestabilidad de las
sustancias sobreenfriadas y la formación
de cristales con la agitación.
4.6. Diagrama de fases.
- Equilibrio entre fases
- Punto de fusión normal
- Punto de ebullición normal
- Punto triple
- Punto crítico
- Diagrama de fases del agua
- Diagrama de fases del dióxido de
carbono
4.6.1. Definir el diagrama de fases como
recurso para obtener información de
condiciones de estado, temperatura y
presión de una sustancia pura.
4.6.2. Analizar a través de un gráfico
general los componentes de un diagrama
de fases, los estados, las líneas de
saturación y las condiciones de
temperatura y presión de ebullición y
fusión de una sustancia pura.
4.6.3. Reconocer en un diagrama de
fases los puntos críticos y triples de una
sustancia pura.
4.6.4. Reconocer las líneas de saturación
como resultado del equilibrio entre las

fases.
4.6.5. Ejemplificar el diagrama de fases
del agua, señalando los puntos normales
de ebullición y fusión, punto triple y crítico.
4.6.6. Ejemplificar el diagrama de fases
del dióxido de carbono, señalando los
puntos normales de ebullición y fusión,
punto triple y crítico.
4.6.7. Construir diagramas de fases de
sustancias puras conocidas las
condiciones de temperatura y de presión
de ebullición, fusión, triple y crítico.
4.6.8. Reconocer el estado en el cual se
encuentra una sustancia conocidos los
valores de temperatura y presión
empleando el diagrama de fases.
4.6.9. Generalizar el comportamiento de
las sustancias y su diagrama de fases de
acuerdo a la naturaleza de las fuerzas
intermoleculares.
Tabla 4.12. Objetivos específicos de la Unidad V. El comportamiento químico de las
soluciones.
5.1. Componentes de las Soluciones
- Solución
- Soluto
- Disolvente
- Tipos de soluciones según el
estado de los componentes:
- Líquido – líquido
- Sólido – líquido
- Gas – líquido
- Sólido- sólido
- Gas – gas
- Sólido – sólido
5.1.1. Definir las soluciones en función de
los componentes soluto y solvente.
5.1.2. Clasificar las soluciones de acuerdo
al estado en el cual se encuentran los
componentes.
5.1.3. Ejemplificar las soluciones líquido –
líquido, sólido – líquido, gas – líquido,
sólido – sólido, sólido – gas y gas – gas
con sustancias de uso común.

5.2. El proceso de disolución
- Solvatación
- Hidratación
- Formación de soluciones,
espontaneidad y desorden
- Formación de soluciones y
reacciones químicas
5.2.1. Analizar el proceso de disolución
del soluto en el disolvente a nivel
molecular.
5.2.2. Analizar el proceso de solvatación
con la hidratación y su relación con las
fuerzas ión – dipolo en el proceso de
disolución,
5.2.3. Explicar la espontaneidad del
proceso de disolución en función de la
energía libre y el desorden molecular.
5.2.4. Ejemplificar con disoluciones
empleadas en la vida cotidiana y en la
industria la importancia del proceso de
disolución.
5.3. La solubilidad y el análisis cualitativo
de las soluciones
- Soluciones saturadas
- Diluidas
- sobresaturadas.
- Condiciones de la sobresaturación
- Factores que afectan la solubilidad
- interacciones soluto- disolvente,
presión, temperatura
- Ley de Henry
- Curvas de solubilidad
5.3.1. Interpretar solubilidad de un soluto
en función de las fuerzas intermoleculares
que se establecen en el proceso de
disolución.
5.3.2. Clasificar las soluciones según la
concentración cualitativa de soluto en
saturada, insaturada o diluida y
sobresaturada.
5.3.3. Analizar las condiciones de
temperatura y presión de la
sobresaturación en función de la
concentración del soluto y su
inestabilidad.
5.3.4. Analizar el efecto de la presión en
la solubilidad de un soluto por medio de la
Ley de Henry mediante la solución de
problemas.
5.3.5. Afianzar el conocimiento de las
fuerzas ión- dipolo como principal fuerza
de atracción que permite el proceso de
disolución.
favorables de temperatura en el proceso
de disolución de acuerdo a la
espontaneidad, calor liberado o absorbido
en el proceso.
5.3.7. Analizar a través de gráficos o
curvas de solubilidad la solubilidad de un
determinado soluto sólido a diferentes
temperaturas.
5.3.8. Ejemplificar con curvas de
solubilidad de sustancias conocidas el
comportamiento general de la solubilidad
de un soluto en un proceso exotérmico.
5.3.9. Ejemplificar con curvas de
solubilidad de sustancias conocidas el
comportamiento general de la solubilidad
del soluto en un proceso endotérmico.
5.3.10. Analizar a través de curvas de
solubilidad la influencia de la temperatura

en la solubilidad de solutos gaseosos.
5.3.11. Obtener valores de solubilidad
dadas las curvas de solubilidad de
determinados compuestos en agua.
5.4. Unidades de concentración.
- Porcentaje másico
- Porcentaje volumen
- Porcentaje masa-volumen.
- Partes por millón
- Molaridad
- Molalidad
- Fracción molar
5.4.1. Identificar las diferentes unidades
de concentración de soluciones.
5.4.2. Explicar las unidades de
concentración como forma cuantitativa de
expresar la cantidad de soluto disuelto.
5.4.3. Definir porcentaje másico y de
volumen como una relación directa entre
las masas y los volúmenes de soluto
disueltos en solución, expresadas en una
base de por ciento.
5.4.4. Definir las partes por millón como
una unidad de expresión de
concentraciones de soluciones muy
diluidas.
5.4.5. Definir la molaridad, molalidad y la
fracción molar como unidades de
concentración de base molar.
5.4.6. Calcular la concentración de las
soluciones en molaridad, molalidad,
fracción molar, porcentaje masa y
volumen.
5.4.7. Reconocer la unidad de mol como
parte indispensable en el cálculo de las
concentraciones de soluciones.
5.4.8. Proponer algoritmos para la
solución de problemas de unidades de
concentración.
5.5. Preparación de soluciones
- Valoración de una disolución.
- Reacción de neutralización
- Punto de equivalencia
- Indicadores
- Dilución de soluciones
5.5.1. Reconocer la importancia de la
valoración como método efectivo para
determinar concentraciones
desconocidas.
5.5.2. Identificar los componentes
importantes en una valoración el punto de
equivalencia, la solución patrón, los
indicadores como partes fundamentales
en una valoración.
5.5.3. Describir las reacciones de
neutralización ácido – base que ocurren
en una titulación.
5.5.4. Determinar según el ácido y la base
el tipo de indicador mas adecuado.
5.5.5. Proponer algoritmos para
determinar concentraciones de ácido o
bases conocida la concentración de la
solución patrón, en relaciones molares 1:
1 y 1:2.
5.5.6. Determinar la concentración de
soluciones por dilución de soluciones

concentradas con el factor de dilución.
5.5.7. Emplear el concepto de densidad,
porcentaje másico o volumen, molaridad y
molalidad en la preparación de soluciones
por valoración y dilución.
5.6. Propiedades Coligativas
- Abatimiento de la presión de
vapor
- Ley de Raoult
- Elevación del punto de ebullición
- Depresión del punto de
congelación
- Ósmosis y presión osmótica
- Determinación de la masa molar
de un compuesto por crioscopia y
presión osmótica
5.6.1. Definir propiedades coligativas de
soluciones diluidas.
5.6.2. Describir las condiciones de las
soluciones ideales que presentan las
propiedades coligativas.
5.6.3. Describir el abatimientote la presión
de vapor de un solvente por la presencia
de pequeñas cantidades de solutos no
volátiles.
5.6.4. Emplear la Ley de Raoult en el
cálculo de las presiones de vapor del
solvente en soluciones diluidas.
5.6.5. Describir la elevación del punto de
ebullición o ebulloscopia de un solvente
por la presencia del soluto no volátil en
pequeñas cantidades.
5.6.6. Emplear la ecuación de elevación
de la temperatura de ebullición en la
5.6.7. Describir el descenso del punto de
congelación o crioscopia de un solvente
por la presencia del soluto no volátil en
pequeñas cantidades.
5.6.8. Emplear la ecuación de descenso
crioscópico de la temperatura de
congelación en la resolución de
problemas.
5.6.9. Describir la presión osmótica en
una solución diluida como propiedad
coligativa.
5.6.10. Describir por medio de gráficos el
proceso de ósmosis inversa.
5.6.11. Emplear la ecuación de la presión
osmótica en la resolución de problemas
de concentración de soluciones.
5.6.12. Emplear las ecuaciones de
ebulloscopía, crioscopia y presión
osmótica en el cálculo de masas molares
de solutos no volátiles.

4.2.4. Análisis de los contenidos curriculares
Las Tablas 4.13 hasta la 4.17 muestran el análisis de los contenidos
curriculares en función de su naturaleza y el enfoque ecléctico de este diseño
instruccional. El estudiante debe aplicar los procesos cognitivos en el desarrollo de la
unidad curricular a través de procesos como la observación, memorización, análisis y
síntesis, comparación, inferencias, seguimiento de instrucciones, toma de decisiones,
resolución de problemas y la creatividad. A continuación se presenta la descripción de
cada uno de estos procesos.
4.2.4.1. Observación
La participación activa del estudiante en todo el proceso es fundamental, no
sólo en la preparación del material antes de la sesiones de asesoría sino en la
asesoría presencial, observando minuciosamente todo el proceso de construcción del
conocimiento, los contenidos y la forma como se desenvuelve el profesor y el resto de
sus compañeros para lograr alcanzar el objetivo de aprendizaje. Este proceso debe
desarrollarse en cada sesión de asesoría, tanto presencial como por recursos
sincrónicos o asincrónicos de telecomunicación, de forma continua para mejorar en el
camino el proceso de enseñanza y el aprendizaje, así como las interacciones entre el
profesor y el alumno y entre los mismos alumnos, apoyándose en los grupos
colaborativos.
4.2.4.2. Memorización
El estudiante debe aplicar la memorización para alcanzar ciertos objetivos, no
sin antes comprender los principios fundamentales de los contenidos, lo cual hará que
el proceso de memorización sea mucho menos complejo. Estableciendo
interrelaciones y correlaciones entre los contenidos, estructuras de lazo y nexos, el
estudiante podrá recuperar la información de manera efectiva, tratando de memorizar
los criterios de resolución de problemas en las aplicaciones.
4.2.4.3. Análisis y síntesis
Al plantearse situaciones o problemas diferentes a los resueltos en las
sesiones de asesoría, el estudiante debe analizar la situación de los nuevos problemas
planteados, como aplicaciones de los contenidos, comprender la situación física,
identificar los datos, escoger los algoritmos de solución, los modelos aplicar y el
planteamiento de las leyes, principios y ecuaciones que lo llevarán al logro del
objetivo. Una vez planteadas y analizadas las variables conocidas y las desconocidas,
se trata de sintetizar como encajan unas con otras, y esto sólo se logra por medio de
un análisis de la situación por parte del estudiante.
4.2.4.4. Comparación
Los estudiantes después de resolver un problema o mientras están preparando
los contenidos para la sesión de asesoría, deben realizar comparaciones de los
valores tabulados con los valores estimados por diferentes métodos y verificar cual es
el que mejor se ajusta a su problema. Por otra parte, no sólo deben conformarse con
un valor positivo, deben comparar el valor y analizar si es razonable o no, de acuerdo
a lo esperado según los teoremas o teorías aplicadas.

4.2.4.5. Inferencias
Con los conocimientos previos el estudiante debe estar en la capacidad de
inferir el comportamiento de las sustancias en otras condiciones diferentes a las
observadas en las sesiones de asesoría. Sólo un conocimiento previo bien sustentado,
a través del proceso de observación, memorización, análisis y síntesis, puede llegar a
inferir correctamente el fenómeno.
4.2.4.6. Toma de decisiones
El análisis, síntesis y la observación de la situación planteada deben permitir al
estudiante tomar decisiones acertadas con respecto al algoritmo de resolución del
problema. Si la decisión no es la correcta, el mecanismo de aprendizaje debe ser
flexible como para tomar una resolución de comenzar de nuevo por otro método.
4.2.4.7. Resolución de problemas
El análisis, síntesis y la observación deben garantizar que la resolución de
problemas no sea un proceso sistemático y memorístico, sino un proceso lógico donde
el estudiante se detiene a analizar los resultados obtenidos, entendiendo la situación
física planteada. No basta con que el estudiante resuelva un gran número de
problemas para tratar de memorizar las situaciones diversas que se presentan, sino
que al entender el proceso físico y las leyes implicadas pueda resolver cualquier
problema y analizar cualquier situación.
4.2.4.8. Creatividad
La parte fundamental de un ingeniero es resolver problemas lo mas pronto
posible empleando la menor cantidad de recursos y tiempo, y para lograrlo los
conocimientos son la base de la creatividad. La creatividad llega con el dominio
absoluto de los contenidos y los procesos cognitivos y procedimentales, y debe ser
una de las principales cualidades que debe poseer un ingeniero. Los profesores deben
fomentarla, promoviendo procesos donde el estudiante al final del curso sea capaz de
crear sus propios algoritmos de resolución de problemas.
4.2.4.9. Seguir Instrucciones
Para lograr todos estos procedimientos es necesario que el estudiante al
principio sea capaz de seguir las instrucciones que el docente imparte, tanto en la
resolución de problemas como en las actitudes que se espera que el estudiante tenga
a lo largo de la unidad curricular. Existen algunos contenidos que sólo siguiendo un
procedimiento de cálculo se llega al resultado y para ello hay que seguir instrucciones.
4.2.5. Análisis de las Estrategias Didácticas Instruccionales
Las Tablas 4.13 hasta la Tabla 4.17 muestran las estrategias didácticas
sugeridas para el logro de los objetivos específicos planteados y la asimilación de los
contenidos curriculares. La función primordial de una estrategia instruccional es la de
resaltar la importancia o utilidad del contenido a desarrollar al inicio de las sesiones de
asesoría y cuando el estudiante se encuentre sólo estudiando en casa o en su sitio de
trabajo, de manera que se motive e inquiete el estudiante en el desarrollo del tema,

propiciando debates entre los grupos colaborativos para así afianzar los conocimientos
por medio del aporte de ideas sobre el tema.
Todas las estrategias son importantes, pero deben estar bien estructuras en
concordancia con los momentos instruccionales. Se recomienda que en las
actividades pre – instruccionales se realice una organización previa de los contenidos
aclarados en la resolución de los problemas del tema anterior, sea por elaboración de
esquemas o mapas conceptuales. Es necesario dejar claro el objetivo que se desea
alcanzar en la sesión de asesoría, resaltando la importancia y utilidad de los
contenidos.
Las preguntas insertadas y dinamizadoras hacen del momento co –
instruccional un rato ameno, agradable y poco cargado, presentando analogías de los
contenidos con temas actuales que interesen a una población estudiantil joven, con
ilustraciones que muestren los procesos químicos de difícil comprensión. Los
materiales didácticos juegan un papel fundamental en esta etapa de la instrucción.
Para finalizar el momento instruccional de las asesorías presenciales el resumen del
contenido tratado y el análisis de la experiencia son estrategias muy efectivas. Como
este diseño instruccional pretende ser una guía muy flexible, existen otras estrategias
didácticas de muy amplio uso y que en cualquier modalidad de estudios, presencial o
semipresencial, son efectivas.
Para la asesorías a distancia, sea por Chat, foros o correo electrónico, la
estrategia fundamental son las preguntas evocadoras de los contenidos, las lluvias de
ideas y las discusiones grupales, sean debates o cuchicheo, fomentando la actividad
de los grupos colaborativos.
El diseño o dinámica a seguir en las experiencias de aprendizaje que deberá
realizar el alumno a distancia a lo largo del curso es de suma importancia. Se deben
enunciar las actividades genéricas para cada periodo, como lectura de un enlace,
Chat, participación en foros, correo electrónico, asesoría académica, videoconferencia,
investigación, etc. El plan de actividades o dinámica de la unidad curricular se puede
apreciar con mayor detalle en la sección 4.3.

Tabla 4.13. Unidad Temática: La estructura atómica y el comportamiento químico de los elementos.
OBJETIVO DIDÁCTICO: ANALIZAR LA ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS Y SUS PARTÍCULAS FUNDAMENTALES COMO FACTOR DETERMINANTE
DEL COMPORTAMIENTO QUÍMICO DE LAS SUSTANCIAS, SU CAPACIDAD DE COMBINACIÓN Y LAS PROPIEDADES QUE LE CONFIEREN A LA
MATERIA LAS CARACTERÍSTICAS ESPECÍFICAS QUE PERMITEN SU CLASIFICACIÓN.
CONTENIDOS CURRICULARES
ESTRATEGIAS
DIDÁCTICAS
RECURSOS
INSTRUCCIONALES
CONCEPTUALES PROCEDIMENTALES ACTITUDINALES
La Estructura atómica de los
elementos.
- Visión moderna de la
estructura atómica
- Partículas subatómicas:
protones, electrones y
neutrones.
- Número de masa y atómico
- Notación isotópica
Masas atómicas
- Escala de masa atómica
- Masa atómica promedio
Definición del modelo atómico
actual.
Identificación de los
componentes del átomo.
Comparación entre las
características de las partículas
Establecimiento de condiciones
para la asignación del número
atómico y el número másico de
los elementos.
Descripción de los diversos
isótopos que existen en la
naturaleza.
Interpretación del concepto de
masa atómica de un elemento
para emplearla en la
determinación de las masas de
compuestos y pesos
moleculares.
Aptitud de Apertura.
Preparación del material
ha analizar el día de la
asesoría.
Atención hacia las normas
establecidas para la
permanencia dentro del
aula de clases
Interés en el tema
Participación activa en las
discusiones generadas en
la sesión de asesoría
presencial
Iniciativa en el desarrollo y
resolución de los
problemas planteados en
el salón virtual.
Respeto por las opiniones
de los demás miembros
del grupo.
Estudio dirigido
Exposición de los
objetivos
Organización previa del
contenido
Exposición didáctica que
ejemplifiquen los
contenidos.
Preguntas intercaladas.
Mapas conceptuales en
la resolución de
problemas.
Solución de problemas
Lluvia de ideas
Ejemplos demostrativos
para la aplicación de las
ecuaciones adecuada.
Ilustraciones empleando
Espacio físico del salón de
clases
Laboratorio de computación
Salón virtual con todos sus
elementos: Chat, foros,
enlaces, ejercicios, material
de estudio.
Pizarra acrílica y marcadores.
Afiche de la tabla periódica
Guía didáctica.
Bibliografía básica y
complementaria.
Enlaces a páginas de Internet

Tabla periódica
- grupos, períodos
- bloques de elementos:
metales, no metales,
representativos, de
transición.
- Propiedades físicas y
químicas
Configuración electrónica
- Distribución electrónica en los
elementos representativos
Definición de la tabla periódica
moderna.
Reconocimiento de un
elemento por el grupo y el
periodo al cual pertenece
Determinación de la posición
de un elemento en la tabla
periódica conocido el número
atómico.
Caracterización de los
elementos según sus
propiedades físicas y químicas
Asociación de las propiedades
de los elementos según su
posición en la tabla periódica.
Agrupamiento de diferentes
elementos en grupos de
familias de acuerdo con sus
propiedades.
Aplicación de las reglas en la
realización de las
configuraciones electrónicas y
diagramas de orbitales
Reconocimiento de un
elemento a través de su
configuración electrónica.
Ejercitación de las reglas de
distribución electrónica a través
Manejo adecuado de los
recursos del ordenador.
Empleo de las
herramientas sincrónicas y
asincrónicas de
telecomunicación en las
asesorías a distancia.
Curiosidad para indagar en
direcciones de Internet
relacionadas al tema.
Valoración de la
importancia del contenido
en el desarrollo de su
carrera profesional
Aceptación de sus aciertos
en el momento de las
evaluaciones
Tolerancia hacia las
opiniones de los demás
integrantes del curso
Actitud crítica ante las
interrogantes que se
plantean
Toma de decisiones
acertadas en el momento
de resolver un problema
Organización de las
actividades que deben
la tabla periódica.
Preguntas dinamizadoras
y evocadoras
Digresión con anécdotas
ilustrativas.
Analogías.
Resumen de la
información relevante.
Análisis de la experiencia
obtenida por Chat.
Tutoría individual.
Aprendizaje asistido por
computadora
Discusión de los
contenidos por foros.
Resolución de problemas
planteados en Ejercicios
del salón virtual.
Trabajo de taller.

- - Principio de exclusión de Paulí
- Regla de Hund.
- Diagrama de orbitales.
- Distribución electrónica
condensada
Enlace químico
- Moléculas y compuestos
moleculares
- Iones y compuestos iónicos
- Fórmulas empíricas y
moleculares
- Enlace iónico, covalente,
enlace metálico.
- Símbolos de Lewis
- La regla del octeto
Enlace iónico
- Iones de los elementos
representativos
- Iones de los metales de
transición
- Iones poliatómicos
Enlace covalente
- Estructuras de Lewis.
- Enlaces múltiples
- Estructuras de Lewis
- Carga formal
de los diagramas de orbitales
dado el número atómico.
Reconocimiento de las
propiedades de un elemento a
través de su configuración
electrónica
Definición de moléculas e iones
Diferenciación entre las
fórmulas empíricas y las
moleculares
moléculas y los compuestos
iónicos a través de ejemplos
realizados con compuestos
inorgánicos y orgánicos
sencillos
Definición de enlace químico
Diferenciación entre tipos de
enlaces químicos
Diferenciación entre los enlaces
iónicos de acuerdo al tipo de
ión
Reconocimiento de las reglas
para formular las estructuras de
Lewis de acuerdo al tipo de
enlace covalente
realizar fuera del aula de
clases
Reflexión sobre los errores
cometidos, con la finalidad
de corregir y reforzar las
debilidades.

- Estructuras en resonancia
- Excepciones de la regla del
octeto.
- Número impar de
electrones
- Menos de un octeto
- Más de un octeto
Polaridad de enlace y la
electronegatividad
- Enlace covalente polar
- Enlace covalente no polar
- Electronegatividad
Nomenclatura de compuestos
inorgánicos
- Sistemas de nomenclatura:
tradicional, stock, de base
estequiométrica
- óxidos metálicos y no
metálicos
- hidróxidos
- ácidos hidrácidos y
oxácidos
Construcción de diversas
estructuras de Lewis dado el
número atómico
Identificación de los casos
excepcionales de la regla del
octeto.
Representación de las
estructuras excepcionales de la
regla del octeto
Diferenciación de las moléculas
polares y las no polares según
el tipo de enlace covalente y la
estructura de Lewis
Definición de
electronegatividad.
Relación entre los valores de
electronegatividad tabulados
con la polaridad del enlace
covalente.
Definición de los diferentes
sistemas de nomenclatura
aceptados por la IUPAC
Clasificación de los diferentes
tipos de compuestos químicos
Definición de óxidos,
hidróxidos, ácidos, sales
Aplicación del sistema de

- sales haloideas, oxisales,
ácidas, básicas y neutras
- peróxidos
- hidruros
nomenclatura adecuado al tipo
de compuesto a nombrar o
formular
Reconocimiento en diversos
textos y ejercicios las fórmulas
o nombres algunos compuestos
inorgánicos comunes

Tabla 4.14. Unidad temática: La estequiometría de las reacciones químicas.
OBJETIVO DIDÁCTICO: ANALIZAR EL SIGNIFICADO DE LAS COMBINACIONES QUÍMICAS COMO PROCESO QUE IMPLICA LA
TRANSFORMACIÓN DE UNA SUSTANCIA EN OTRA, EMPLEANDO ECUACIONES QUÍMICAS COMO REPRESENTACIÓN ESQUEMÁTICA DE LOS
CAMBIOS SUSCITADOS.
ESTRATEGIAS
DIDÁCTICAS
RECURSOS
INSTRUCCIONALES
Reacciones químicas
- La Ley de la
Conservación de la
masa
- La ecuación química.
- Componentes de la
ecuación química:
Reactivos, productos,
Irreversibilidad,
Reversibilidad Calor
de reacción Estado
de las sustancias
- Tipos de ecuaciones
químicas: formación,
descomposición,
neutralización,
desplazamiento,
combustión,
precipitación y óxido-
reducción
Ajuste de ecuaciones
químicas sencillas a la Ley de
Interpretación de la ley de la
conservación de la masa como
principio fundamental para
entender los cambios
químicos.
Representación de los cambios
químicos por medio de las
ecuaciones químicas
Identificación de los símbolos
empleados en la ecuación
química como elementos que
representan los cambios
suscitados a nivel molecular.
Clasificación de los diferentes
tipos de ecuaciones químicas
Reconocimiento por medio de
los tipos de reactivos y los
productos formados el tipo de
reacción química
Definición de coeficientes
estequiométricos y las reglas
básicas para el ajuste por
Atención hacia las normas
establecidas para la
permanencia dentro del
aula de clases
Interés en el tema
Disposición a conocer los
nuevos conceptos
introducidos
Responsabilidad a la
entrega de asignaciones
Participación en las
discusiones grupales.
Valoración de la
carrera profesional
evaluaciones
Estudio dirigido
Exposición de los objetivos
contenido
ejemplifiquen los
contenidos.
Mapas conceptuales en la
Lluvia de ideas
Ilustraciones empleando la
tabla periódica.
Preguntas dinamizadoras y
clases
Salón virtual
Video Beam
Guía didáctica.
Bibliografía.
Enlaces a páginas de Internet.

la Conservación de la Masa
por el método de tanteo
Pesos formulares
- Pesos moleculares
- Composición
porcentual
tanteo de las ecuaciones
químicas sencillas
Interpretación de las reglas
básicas para ajustar o
balancear una ecuación
química sencilla por medio de
la ejercitación al ajustar
diferentes reacciones por
tanteo.
Categorización de los
diferentes tipos de ecuaciones
químicas
Definición de pesos formulares
y moleculares
Obtención por medio de
ecuaciones el valor de pesos
moleculares y formulares de
diversas sustancias químicas
Obtención de la composición
porcentual de diversos
compuestos moleculares e
iónicos.
Relacionar la composición
porcentual de los elementos
con la fórmula química del
compuesto
Definición de mol, número de
Avogadro.
plantean
Toma de decisiones
clases
debilidades.
Participación activa en las
discusiones generadas en
la sesión de asesoría
presencial
Iniciativa en el desarrollo y
resolución de los problemas
planteados en el salón
virtual.
Respeto por las opiniones
de los demás miembros del
grupo.
evocadoras
ilustrativas.
Analogías.
Resumen de la información
relevante.
obtenida por Chat.
computadora
Discusión de los contenidos
por foros.
planteados en Ejercicios del
salón virtual.
Trabajo de taller.

El Mol
- Número de Avogadro
- Masa molar atómica y
masa molar molecular
Interconversión de masas,
moles y número de partículas
Fórmulas químicas:
- Fórmula empírica
- Fórmula molecular
- Fórmula estructural
Determinación de fórmulas
empíricas y moleculares.
- Por análisis de la
composición
porcentual
- Por combustión
Identificación del número de
avogadro como una cifra que
indica cantidad de partículas
Relacionar el número de
Avogadro con el mol como un
concepto que indica cantidad
Aplicación del número de
Avogadro en el cálculo del
número moles de partículas y el
número de partículas
presentes en una determinada
cantidad de masa de una
sustancia específica
Reconocimiento de las
diferentes fórmulas en las
cuales se puede representar un
compuesto
Identificación de las fórmulas
más sencillas como resultado
de la experimentación
Obtención de la fórmula
empírica por análisis de la
composición porcentual
molecular conocida la fórmula
empírica
empírica por análisis por
combustión
Manejo adecuado de los
recursos del ordenador.
Empleo de las herramientas
sincrónicas y asincrónicas
de telecomunicación en las
asesorías a distancia.
Curiosidad para indagar en
direcciones de Internet

Reactivo limitante y reactivo
en exceso
- Relaciones
estequiométricas
- Método del mol
- Rendimiento teórico
- Rendimiento real
- Porcentaje de
rendimiento
Diferenciación entre los
métodos experimentales para
obtener una fórmula empírica.
Reconocimiento de la
importancia de los métodos
experimentales de
determinación de la fórmula
empírica en el desarrollo de la
química
Definición de reactivo limitante,
reactivo en exceso, rendimiento
real y teórico de una reacción
química.
Reconocimiento del método del
mol como un modo de calcular
las cantidades de reactivos
consumidos y productos
formados en una ecuación
química.
importancia de las reacciones
químicas en la industria y el
papel que desempeña un
ingeniero para mejorar los
rendimientos de reacción.
Interpretación de las reacciones
químicas como base en
cualquier proceso industrial,
especialmente en la
elaboración de concreto y la
corrosión de los metales.

Tabla 4.15. Unidad temática: Los gases ideales
OBJETIVO DIDÁCTICO: DETERMINAR A TRAVÉS DE LEYES Y PRINCIPIOS FUNDAMENTALES EL COMPORTAMIENTO DE
LA MATERIA EN ESTADO GASEOSO BAJO CONDICIONES ESPECIALES DE IDEALIDAD, Y LA IMPORTANCIA DEL
CONOCIMIENTO DE LAS CONDICIONES DE ESTADO EN LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS.
ESTRATEGIAS
DIDÁCTICAS
RECURSOS
INSTRUCCIONALES
Gases ideales
- Definición
- Estados de la
materia
- Características de
los gases
- Difusión
- Compresibilidad
- Volumen
- Forma
- Fuerzas
intermoleculares
- Miscibilidad
Definición de los estados
de la materia
Definición de gases y las
condiciones de idealidad.
Caracterización de los
gases como estado de la
materia en función de las
Definición de difusión,
compresibilidad,
miscibilidad, forma y
volumen, en función de los
materia.
Ejemplificación de
características de los
materia.
importancia a nivel
industrial de las sustancias
gaseosas, tanto su
obtención como materia
Atención hacia las
normas establecidas
para la permanencia
dentro del aula de
clases
Interés en el tema
Participación activa en
las discusiones
generadas en la
sesión de asesoría
presencial
Iniciativa en el
desarrollo y resolución
de los problemas
planteados en el salón
virtual.
Respeto por las
opiniones de los
demás miembros del
grupo.
Manejo adecuado de
Estudios dirigido
Exposición de los
objetivos
Organización previa
del contenido
Exposición didáctica
que ejemplifiquen los
contenidos.
Preguntas
intercaladas.
Mapas conceptuales
en la resolución de
problemas.
Lluvia de ideas
Ejemplos
demostrativos para la
aplicación de las
Espacio físico del salón
de clases
Laboratorio de
computación
Salón virtual
Pizarra acrílica y
marcadores.
Guía didáctica.
Bibliografía.
Enlaces a páginas de
Internet

El estado gaseoso
- Presión
- Presión
manométrica
- Manómetro de
rama abierta y
cerrada
- Presión barométrica
- Unidades de
presión
- Temperatura
absoluta y relativa
- Escalas de
temperatura
- Volumen
- Unidades de
volumen
- Mol
prima para otros procesos.
Establecimiento de la
presión, volumen,
temperatura y cantidad de
masa como las cuatro
condiciones o cantidades
que describen el estado
gaseoso.
Definición de presión
manométrica y
barométrica.
Descripción de los
manómetros de rama
abierta y cerrada y su
empleo para medir
presiones en condiciones
de vacío y normales.
Descripción del barómetro
como instrumento
empleado para medir
presiones atmosféricas.
Establecimiento de las
condiciones normales de
presión y temperatura.
Establecer las diversas
unidades en las cuales se
expresa la
Definición de
temperaturas absolutas y
los recursos del
ordenador.
Empleo de las
herramientas
sincrónicas y
asincrónicas de
telecomunicación en
las asesorías a
distancia.
Curiosidad para
indagar en direcciones
de Internet
Valoración de la
importancia del
contenido en el
desarrollo de su
carrera profesional
Aceptación de sus
aciertos en el
momento de las
evaluaciones
opiniones de los
demás integrantes del
curso
plantean
Ilustraciones
empleando la tabla
periódica.
Preguntas
dinamizadoras y
evocadoras
Digresión con
anécdotas ilustrativas.
Analogías.
Resumen de la
información relevante.
Análisis de la
experiencia obtenida
por Chat.
Aprendizaje asistido
por computadora
Discusión de los
contenidos por foros.
Resolución de
problemas planteados
en Ejercicios del salón
virtual.
Trabajo de taller.

relativas en el sistema
internacional y el sistema
inglés.
escalas de temperatura
absoluta y relativa en el
sistema internacional y en
el sistema inglés.
Aplicación de las
ecuaciones para
interconvertir las unidades
de temperatura.
Análisis del uso de las
temperaturas absolutas
para definir el estado de
las sustancias gaseosas.
Definición de volumen de
un gas.
Diferenciación de las
diversas unidades en las
que se expresa el
volumen.
Aplicación del análisis
dimensional en la
interconversión de
unidades de volumen.
Afianzamiento del
concepto de mol y su
importancia en la
Toma de decisiones
acertadas en el
momento de resolver
un problema
realizar fuera del aula
de clases
Reflexión sobre los
errores cometidos, con
la finalidad de corregir
y reforzar las
debilidades.

Leyes de los gases ideales
- Ley de Boyle
- Ley de Charles
- Ley de Avogadro
- Ley de Gay Lussac
- Ley de Dalton de
las presiones
parciales
- Ley de difusión de
Graham.
- La constante
Universal de los
gases ideales.
- Unidades
- Ecuación general
de los Gases
definición del estado
gaseoso.
Aplicación del análisis
dimensional a través de
problemas de conversión
de unidades de
temperatura, volumen y
presión.
Interpretación de los
experimentos realizados
por Boyle y que
condujeron al
Relación entre la presión
con los cambios en el
volumen por medio de
gráficas.
Ejemplificación con un
cilindro pistón de la
variación de la presión y el
volumen.
Deducción de la Ley de
Boyle
Establecimiento de la Ley
de Boyle como
herramienta en la
por Charles, que

Ideales condujeron al
Relación entre la
temperatura y los cambios
en el volumen por medio
de gráficas.
Clarificación a través de
ejemplos con un cilindro
pistón la proporcionalidad
en la variación en el
volumen con respecto a la
temperatura.
Explicación del cambio de
volumen de un gas
empleando la energía
cinética de las moléculas y
su relación con la
temperatura.
Charles
de Charles como
herramienta en la
por Avogadro y Gay
Lussac,
Relación entre la cantidad

de materia expresada en
moles con los cambios en
el volumen.
Clarificación a través de
ejemplos con un cilindro
pistón la proporcionalidad
en la variación en el
volumen con respecto a la
cantidad de moléculas
gaseosas.
Explicación del cambio de
volumen de un gas
empleando la energía
cinética de las moléculas
Avogadro y Gay Lussac
de Avogadro y Gay
Lussac como herramienta
en la resolución de
problemas.
Definición de volumen
molar y su relación en la
estequiometría de las
reacciones gaseosas.
Deducir por medio de la
combinación de las leyes
de Charles, Boyle, Gay
Lussac y Avogadro, la
ecuación de los gases
ideales.

Aplicación de las leyes
- Ley de Dalton de
las presiones
parciales
- Fracciones molares
- Recolección de
gases en agua
- Presión de vapor de
agua
- Densidad de un gas
- La estequiometria
de las reacciones
gaseosas
- Ley de Difusión de
los Gases.
proporcionalidad ente las
variables de presión,
temperatura, volumen y
moles por medio de la
constante universal de los
gases R.
unidades en las que se
expresa la constante R.
Aplicación de la ley
combinada en la
resolución de problemas
donde se experimenten
cambios en las
condiciones de operación.
Definición de presión
parcial de un gas.
Explicación de la presión
total de una mezcla de
gases como el resultado
de la adición de las
presiones parciales de los
gases que conforman la
mezcla.
Enunciación de la Ley de
Dalton
Deducción del concepto
de fracción molar de un
gas en una mezcla

gaseosa.
Aplicación de la Ley de
Dalton y las fracciones
molares en la resolución
de problemas de mezclas
de gases.
Aplicación de la ley de
Dalton en la determinación
de masas de gases
recolectados en agua.
Empleo de las tablas de
vapor de agua en la
Definición de densidad de
un gas como una relación
entre la masa y el
volumen.
Deducción de la ecuación
de la densidad de un gas
a partir de la ley
combinada.
Empleo de la
estequiometría de las
reacciones químicas con
producción de gases en la
determinación de
cantidades de reactivos y
productos.
Empleo de la Ley de

Desviaciones del
comportamiento ideal.
 Condiciones de no
idealidad de
presión y
temperatura
 La Ecuación de
Van der Waals
Difusión de Graham en el
cálculo de las velocidades
de difusión y efusión de
los gases ideales.
Explicación de la teoría
cinético – molecular de
los gases.
Explicación de las
condiciones de no
idealidad de los gases en
función de las fuerzas
intermoleculares, la
presión y la temperatura.
Introducción de algunas
expresiones matemáticas
para corregir la ecuación
de la ley combinada en la
no idealidad.
Exploración en la ecuación
de Van der Waals los
coeficientes que corrigen
el volumen, la presión y
las fuerzas
intermoleculares en las
desviaciones de la
idealidad.
importancia del
conocimiento de las leyes
de los gases ideales y sus
desviaciones en el empleo

industrial de sustancias
gaseosas.
Tabla 4.16. Unidad temática: las fuerzas intermoleculares y los líquidos.
OBJETIVO DIDÁCTICO: GENERALIZAR EL COMPORTAMIENTO DE LAS SUSTANCIAS EN ESTADO LÍQUIDO TOMANDO EN CONSIDERACIÓN LAS
FUERZAS INTERMOLECULARES QUE DEFINEN SUS CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES FÍSICAS.
ESTRATEGIAS
DIDÁCTICAS
RECURSOS
INSTRUCCIONALES

Estructura molecular
Fuerzas intermoleculares
- Fuerzas de Van der
Waals
- Puentes de Hidrógeno
- Interacción dipolo-
dipolo, ión dipolo
Algunas características de los
Comparación de algunas
estados de la materia
Predicción del
comportamiento de un
compuesto según su estado.
Definición de los diferentes
tipos de fuerzas
intermoleculares
Comparación de los
diferentes tipos de fuerzas
que unen a las moléculas.
Reconocimiento del
comportamiento de las
sustancias según el tipo de
fuerza intermolecular.
Dar ejemplos de moléculas
que presenten los diferentes
tipos de fuerzas
intermoleculares
Interpretación de las
características mas
relevantes de los líquidos
por medio de ejemplos
cotidianos
Relación entre las
líquidos y el tipo de fuerzas
nuevos conceptos
introducidos
Valoración de la importancia
del contenido en el
desarrollo de su carrera
profesional
evaluaciones
plantean
Toma de decisiones
acertadas en el momento de
resolver un problema
clases
Estudios dirigido
contenido
ejemplifiquen los contenidos.
Lluvia de ideas
Ejemplos demostrativos para
la aplicación de las
Ilustraciones
evocadoras
ilustrativas.
Analogías.
relevante.
clases
Salón virtual
Video Beam
Guía didáctica.
Bibliografía.
Enlaces a páginas de Internet

líquidos
- Compresibilidad
- Volumen
- Forma
- Difusión
- Evaporación
Algunas propiedades de los
líquidos
- Viscosidad
- Tensión superficial
Cambios de fase
-Sublimación, vaporización,
condensación, deposición,
fusión, congelación
-Curvas de calentamiento
intermoleculares que poseen
Definición de viscosidad,
tensión superficial y los
sistemas de unidades
empleados para expresarlas.
Interpretación del concepto
de viscosidad y tensión
superficial a través de
ejemplos cotidianos.
Explicación de las
transformaciones
energéticas asociados a los
cambios de fase de una
sustancia pura
cambios que se suscitan a
nivel molecular en los
cambios de fases
Interpretación de las curvas
de calentamiento
Representación de una
curva de calentamiento
dado los valores de
temperatura y calor
Definición de presión y
temperatura crítica
debilidades.
obtenida por Chat.
computadora
por foros.
salón virtual.
Trabajo de taller.

- Temperatura y presión crítica
Presión de vapor
- Volatilidad, presión de
vapor, temperatura
- Punto de ebullición
conceptos de condiciones
críticas por medio de la
identificación de dichas
condiciones en ciertas
sustancias químicas
Ejemplificación de las
condiciones críticas con la
extracción de cafeína con
fluidos supercríticos
Definición de presión de
vapor y el equilibrio dinámico
Explicación de la presión de
vapor a nivel molecular
Interpretación del equilibrio
dinámico con ejemplos de
líquidos en recipientes
abiertos y cerrados
Análisis de diversas curvas
de presión de vapor para
compuestos químicos
comunes
Explicación de la forma
como se mide la presión de
vapor con un barómetro de
mercurio
Interpretación de la relación
entre la presión , la
temperatura y la naturaleza

Diagrama de fases.
- Equilibrio entre fases
- Punto de fusión
- Punto triple
- Diagrama de fases del
agua
- Diagrama de fases del
dióxido de carbono
del líquido
Definición del punto de
ebullición normal
Definición de diagrama de
fases y sus componentes
Representación de los
estados de la materia y de
equilibrio en un diagrama de
fases
Interpretación de las líneas
de equilibrio como
separaciones entre tres o
más fases
Ejemplificación del
significado del diagrama de
fases por medio de la
representación gráfica del
diagrama de fases del agua
y del dióxido de carbono.
Realización de diversos
problemas relacionados con
el tema.

Tabla 4.17. Unidad temática: El comportamiento químico de las soluciones.
OBJETIVO DIDÁCTICO: ANALIZAR LAS DIFERENTES UNIDADES DE CONCENTRACIÓN EMPLEADAS EN LA PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
CON COMPONENTES EN DIFERENTES ESTADOS DE LA MATERIA Y LAS PROPIEDADES DERIVADAS DE LAS SOLUCIONES DILUIDAS.
ESTRATEGIAS
DIDÁCTICAS
RECURSOS
INSTRUCCIONALES
Componentes de las
Soluciones
- Soluto
- Disolvente
El proceso de disolución
- Solvatación
- Hidratación
- Formación de
soluciones,
espontaneidad y
desorden
- Formación de
soluciones y
reacciones químicas
Definición de soluto, disolvente.
Ejemplificación de los diversos
tipos de soluciones según el
estado de los componentes
Exposición del proceso de
disolución a nivel molecular
Definición de solvatación,
hidratación, espontaneidad de
la disolución
Interpretación de la disolución
como proceso en el cual se
rompen y se forman nuevas
interacciones entra las
moléculas o los iones para
formar soluciones homogéneas
Distinción entre el proceso
físico de formación de una
solución y los procesos
químicos
Clasificación de las soluciones
de acuerdo a la concentración
de partículas de soluto
nuevos conceptos
introducidos
Valoración de la
carrera profesional
evaluaciones
plantean
Toma de decisiones
Estudios dirigido
contenido
ejemplifiquen los
contenidos.
Lluvia de ideas
Ilustraciones
evocadoras
clases
Video Beam
Salón virtual
Guía didáctica.
Bibliografía básica y
complementaria.
Enlaces a páginas de Internet.

Soluciones saturadas y
Solubilidad
- Soluciones saturadas,
diluidas, sobresaturadas.
Condiciones de la
sobresaturación
- Factores que afectan
la solubilidad:
interacciones soluto-
disolvente, presión,
temperatura
- Curvas de solubilidad
Definición de solución saturada,
insaturada y sobresaturada
diversas condiciones de
concentración de soluto disuelto
Ejemplificación de un proceso
de cristalización con una
solución sobresaturada
Análisis de las interacciones
soluto- disolvente que afectan
la solubilidad de un soluto
sólido, líquido y gaseosos
Análisis de los efectos de la
presión sobre la solubilidad de
un soluto sólido, líquido o
gaseoso
Análisis de los efectos de la
temperatura sobre la solubilidad
de acuerdo al sistema y el tipo
de reacción química
Construcción de las curvas de
solubilidad de diversos solutos
Utilización de las curvas de
solubilidad para determinar la
cantidad de soluto disuelto
Determinación de las
condiciones, de acuerdo al
sistema, en las que aumenta la
solubilidad del soluto.
clases
debilidades.
ilustrativas.
Analogías.
relevante.
obtenida por Chat.
computadora
por foros.
salón virtual.
Trabajo de taller.

Unidades de concentración.
- Porcentaje másico
- Porcentaje volumen
- Porcentaje masa-
volumen.
- Partes por millón
- Molaridad
- Molalidad
- Fracción molar
Valoración de una disolución.
- Reacción de
neutralización
- Punto de equivalencia
- Indicadores
Definición de las unidades de
concentración porcentaje
másico, volumétrico, porcentaje
masa sobre volumen, fracción
molar, molalidad, molaridad,
ppm, ppb.
Resolución de problemas en los
que intervengan varias
unidades de concentración,
conocida la densidad de la
solución.
Interpretación de las diversas
unidades de concentración.
Definición de valoración como
proceso para determinar la
concentración de una solución
a partir de una solución de
concentración conocida.
Determinación de los puntos
críticos que intervienen en un
proceso de valoración.
importancia de la titulación en la
determinación y análisis de
soluciones.
Descripción de las curvas de
titulación ácido fuerte - base
fuerte.

Propiedades Coligativas
- Abatimiento de la
presión de vapor
- Ley de Raoult
- Elevación del punto
de ebullición
- Depresión del punto
de congelación
- Ósmosis
- Determinación de la
Determinación según el ácido y
la base el tipo de indicador mas
adecuado.
Proposición algoritmos para
determinar concentraciones de
ácido o bases conocida la
concentración de la solución
patrón, en relaciones molares 1:
1 y 1:2.
Determinación de la
concentración de soluciones
por dilución de soluciones
concentradas.
Empleo del concepto de
densidad, porcentaje másico o
volumen, molaridad y molalidad
en la preparación de soluciones
por valoración y dilución.
Empleo del factor de dilución en
la preparación de soluciones.
Definición de propiedades
coligativas de soluciones
diluidas.
Descripción de las condiciones
de idealidad que presentan las
soluciones.
Descripción del abatimientote
la presión de vapor de un
solvente por la presencia de

masa molar de un
compuesto
pequeñas cantidades de
solutos no volátiles.
Explicación de la Ley de Raoult
como base teórica del
fenómeno de abatimiento de las
presiones de vapor.
Empleo de la Ley de Raoult en
el cálculo de las presiones de
vapor del solvente en
soluciones diluidas.
Descripción de la elevación del
punto de ebullición de un
solvente por la presencia del
soluto no volátil en pequeñas
cantidades.
Definición de Ebulloscopía
como propiedad coligativa de
una solución diluida.
Empleo de la ecuación de
elevación de la temperatura de
ebullición en la resolución de
problemas.
Descripción del descenso del
punto de congelación de un
solvente por la presencia del
soluto no volátil en pequeñas
cantidades.
Definición de crioscopia como
propiedad coligativa.

Empleo de la ecuación de
descenso crioscópico de la
temperatura de congelación en
la resolución de problemas.
Definición de presión osmótica
y ósmosis en una solución
diluida.
Descripción de la presión
osmótica en una solución
diluida como propiedad
coligativa.
Empleo de la ecuación de la
presión osmótica en la
resolución de problemas de
concentración de soluciones.
Empleo de las ecuaciones de
ebulloscopía, crioscopia y
presión osmótica en el cálculo
de masas molares de solutos
no volátiles.

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