SILABO DE QUIMICA GENERAL

SEM

TEMAS CONCEPTUALES

PROCEDIMENTAL

ACTITUDINAL

1

2

3

1. Introducción: materia y medición, átomos, moléculas y iones

1.1 El estudio de la química, Clasificaciones de la materia, Propiedades de la materia, Unidades de medición, Incertidumbre en las mediciones, Análisis dimensional, ejercicios.

1.2. La teoría atómica de la materia,

El descubrimiento de la estructura atómica, La visión moderna de la estructura atómica, Pesos atómicos,

La tabla periódica, Moléculas y compuestos moleculares, Iones y compuestos iónicos, Nombrando a los compuestos inorgánicos, Algunos compuestos orgánicos simples, ejercicios.

1.1. El alumno define el concepto de química y por qué estudiarla, clasifica a la materia en pura y mezcla, que la sustancia pura puede ser elemento o compuesto, averigua que propiedades permiten caracterizar, identificar y separar las sustancias, así como hacer mediciones cuantitativas con números y unidades, conoce el sistema métrico decimal, expresa los resultados en números significativos o cifras significativas, en los cálculos usa números y unidades para que los resultados sean correctos.

1.2. Averigua porque el átomo es lo más pequeño de la materia, experimento con el que se descubrió el electrón y modelo atómico nuclear, estudia la teoría atómica moderna y los conceptos de: número atómico, numero de masa, e isotopo, el peso atómico y su relación con los átomos individuales, la organización de los átomos en la tabla periódica y agrupamiento generando moléculas de formula empírica y molecular, la formación de iones, usa la tabla periódica para predecir los cambios en los iones y formulas empíricas de los compuestos iónicos, conoce las normas de nomenclatura de los compuestos inorgánicos.

Revisa la bibliografía, hace esquemas, diagramas, figuras, maquetas, simulaciones sólidas, resúmenes, resuelve ejercicios y presenta el informe para su calificación, antes de la sesión de clase. Participa activamente formulando o absolviendo preguntas, hace las exposiciones y otros que fuera necesario  

4

5

6

2 Estequiometria: cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas, reacciones acuosas y estequiometria

2.1 Ecuaciones químicas, Algunos patrones sencillos de reactividad química, Pesos moleculares, El mol, Fórmulas empíricas a partir de análisis, Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas, Reactivos limitantes, ejercicios.

2.2 Propiedades generales de las disoluciones acuosas, Reacciones de precipitación, Reacciones ácido-base, Introducción a las reacciones de oxidación-reducción, Concentraciones de disoluciones, Estequiometría de disoluciones y análisis químico, ejercicios.

2.1. Escribe ecuaciones de reacciones químicas mediante el uso de las formulas química, relaciona las masas de las sustancias con el número de átomos, moléculas o iones presentes en un mol (6.02x1023) , atreves del mol determina formulas químicas, mediante información cuantitativa de fórmulas y ecuaciones conjuntamente con el mol predice la cantidad de sustancia que consume o produce una reacción química, sabe que la reacción se detiene cuando se termina un reactivo conocido como reactivo limitante, quedando sin reaccionar el exceso del otro reactivo.

2.2. Averigua si las sustancias disueltas en agua son iones, moléculas o una mezcla de ellas, conoce los tres tipos de reacción: precipitación, acido-base o redox, averigua porque algunas sustancias solubles en agua producen compuestos insolubles en una reacción de precipitación, averigua que en la reacción acido-base se produce una transferencia de iones hidrogeno, y en las reacciones redox se produce transferencia de electrones, conoce que las reacciones iónicas se representan por ecuaciones iónicas y muestra cómo se combinan para formar precipitado, o como se extrae o como se transforma en otra sustancia. Conoce que por el tipo de reacción y la forma como se describe ayuda a la formulación de una reacción en la disolución acuosa, conoce como combinar los conceptos de estequiometria y concentración para determinar la cantidad o concentración de las disoluciones.

7

8

9

3. Estructura electrónica de los átomos, propiedades periódicas de los elementos

3.1 La naturaleza ondulatoria de la luz, Energía cuantizada y fotones, Espectros de líneas y modelo de Bohr, El comportamiento ondulatorio de la materia, Mecánica cuántica y orbitales atómicos, Representaciones de orbitales, Átomos con muchos electrones, Configuraciones electrónicas, Configuraciones electrónicas y la tabla periódica, ejercicios.

3.2 Desarrollo de la tabla periódica, Carga nuclear efectiva, Tamaño de los átomos y de los iones, Energía de ionización, Afinidades, electrónicas, Metales, no metales y metaloides, Tendencias de grupo de los metales activos, Tendencias de grupo de no metales selectos, ejercicios.

3.1. Analiza el comportamiento de los electrones por efecto de la radiación electromagnética de la luz, que la radiación electromagnética tiene propiedades de onda como  longitud,  frecuencia y rapidez, que cuando incide la radiación electromagnética sobre una superficie metálica se produce el desprendimiento de los electrones, esto indica que la radiación tiene un carácter de partícula y se puede expresar en fotones, que los átomos emiten luz de colores (espectros en líneas) eso indica que los electrones existen en ciertos niveles de energía alrededor del núcleo y el movimiento de un electrón de un nivel a otro implica energía, que la materia tiene también propiedades de onda y es imposible determinar la ubicación y movimiento simultáneamente de un electrón en un átomo, como la mecánica cuántica describe e comportamiento de los electrones en los orbitales atómicos, que conociendo la energia de los orbitales y características de los electrones es posible conocer la distribución electrónica en los diversos orbitales atónicos, que la ubicación de un atomo en la tabla periódica depende de la configuracio electrónica de este.

3.2.Estudia la historia de la tabla periódica, que la propiedad de los electrones dependen de la atracción entre el núcleo y los electrones exteriores así como de la distancia media de este al núcleo, que la tendencia periódica de periódica de los átomos son el tamaño atómico, energía de ionización y afinidad electrónica, el tamaño de iones y sus configuraciones, el carácter metálico de un elemento en la formación de cationes y basicidad de su oxido metálico, las diferencias físicas y químicas de los metales y no metales, las tendencia periódicas de los metales activos de los grupos 1A y 2A, y otros como el hidrogeno y 6A a 8A.    

10

11

12

4. Conceptos básicos de los enlaces químicos

4.1 Enlaces químicos, símbolos de Lewis y la regla del octeto, Enlaces iónicos, Enlaces covalentes, Polaridad de los enlaces y electronegatividad, Cómo dibujar estructuras de Lewis, Estructuras de resonancia, Excepciones a la regla del octeto, Fuerza de los enlaces covalentes, ejercicios.

5.  Gases

5.1 Características de los gases, Presión, Las leyes de los gases, La ecuación del gas ideal, Otras aplicaciones de la ecuación del gas ideal,  Mezclas de gases y presiones parciales, Teoría cinética-molecular, Efusión y difusión moleculares, Gases reales: desviaciones respecto al comportamiento ideal, ejercicios.

4.1. Hace referencia respecto a los enlaces químicos, estudia la estructura de Lewis, representación de los electrones de valencia de átomos y iones, el origen del enlace iónico, los aspectos energéticos en la formación de sustancias iónicas y energía de red, el origen del enlace covalente, la formación de un octeto de electrones alrededor del átomo, el concepto de electronegatividad y niveles energéticos, el comportamiento de los electrones en la formación de enlace covalente polarizado y apolar, la formación de la estructura de Lewis atreves de los enlaces covalentes, la asignación de cargas sencillas a los átomos en las moléculas, la formación de estructuras de resonancia, las excepciones a la regla del octeto de Lewis en los caso de menor y mayor de un octeto de electrones, que las fuerzas de enlaces covalentes varían con el número de enlaces compartidos y otros factores

5.1. Estudia las diferencias entre gases con sólidos y líquidos, la presión de los gases como la presión atmosférica,  los gases se pueden expresar en función del volumen, presión, temperatura y cantidad, y la combinación de las reacciones empíricas que dan origen a la ecuación de estado de los gases ideales PD=nRT, que los gases reales no obedecen exactamente la ecuación del gas ideal, pero si lo hacen aproximadamente a ciertas condiciones de presiones y temperatura, por tanto se viene usando para hacer cálculos de utilidad, que en la teoría cinética molecular de los gases, los átomos o moléculas son puntuales y se mueven con una energía cinética media proporcional a la temperatura del gas, que la teoría cinética molecular usa la ecuación de los gases ideales para explicar algunas propiedades como la efusión y difusión, que la ecuación de van der Waals expresa resultados de los gases reales con más exactitud pero a ciertas condiciones de bajas temperaturas y altas presiones.

13

14

15

6. Fuerzas intermoleculares, líquidos y sólidos.

6.1 Comparación molecular de líquidos y sólidos, Fuerzas intermoleculares, Algunas propiedades de los líquidos, Cambios de fase, Presión de vapor, Diagramas de fases, Estructuras de sólidos, Enlaces en los sólidos, ejercicios.

7. Equilibrio acido-base

7.1 Ácidos y bases: un breve repaso, Ácidos y bases de Brønsted-Lowry, Autodisociación del agua, La escala de pH, Ácidos y bases fuertes, Ácidos débiles, Bases débiles, Relación entre Ka y Kb, Propiedades ácido-base de las disoluciones de sales, Comportamiento ácido-base y estructura química, Ácidos y bases de Lewis, ejercicios.

6.1. estudia el comportamiento de las fuerzas intermoleculares en los gases, líquidos,  sólidos y entre moléculas neutras, puentes de hidrogeno de los compuestos que presenta los enlaces OH, NH, y FH, la viscosidad, los cambios de entalpia durante los cambios de fase y los estados de transición de la materia en los estados sólido, líquido y gas, estudia el equilibrio dinámico entre un líquido y su estado gaseoso, el concepto de presión de vapor,

7.1.  Hace una revisión de los fundamentos de ácido-base según Bronsted y Lowry, la formación de los conjugados de ácidos y bases, define la auto protolisis del agua o auto disolución, , define la escala de pH de las disoluciones, estudia la fuerza de acidez de los ácidos fuertes y débiles, que las soluciones de ácidos débiles producen equilibrio químico el cual se mide con la constante de equilibrio Ka, Kb, que la disolución de una base débil genera un equilibrio químico que se mide con la Kb, que existe una relación constante Ka x Kb = Kw, esta relación permite medir el pH de una disolución de una sal, estudia la acidez y basicidad de Lewis.

16

17

8. Propiedades de las soluciones

9. Cinética química

10. Equilibrio químico