Programa de Química General e Inorgánica

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Ministerio de Educación de la Nación 
 Universidad Nacional de La Rioja 
 Departamento de Ciencias Exactas 
 Fisicas y Naturales 
 
 
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 PROPUESTA DE CATEDRA 
 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA RIOJA 
 
 
Carrera: TECNICATURA EN BIOGENETICA 
 
 
Ordenanza: 409/2010 
 
 
Asignatura: Química General e Inorgánica 
 
 
Curso: 1º Año Cuatrimestre: Primero 
 
 
Profesor a cargo: Dra. Escudero Graciela 
 
 
 
 Año: 2021 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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undamentación (Justificación): 
 
➢ Importancia de la Asignatura en el Plan de Estudio: Al abordar el conocimiento de los 
principios fundamentales sobre la materia y sus transformaciones, y los elementos químicos y 
sus propiedades, la Química General e Inorgánica proporciona la base necesaria para el estudio 
posterior de las restantes asignaturas del campo disciplinar de la Química y de las que tienen 
relación con ella del régimen de correlatividades. Aporta además su valor formativo, 
favoreciendo a partir del estudio, la resolución de problemas, la ejercitación y la 
experimentación e identificación de regularidades y diferencias, el uso del vocabulario propio 
de la asignatura y la recopilación, análisis y presentación de datos experimentales. 
 
➢ Articulación con las asignaturas correlativas: No posee correlativas previas. Posee 
correlatividad posterior directa con Química Orgánica y a través de ella se vincula 
verticalmente con las restantes asignaturas del ciclo profesional como Química Biológica, 
Genética General, Microbiología General. 
 
➢ Articulación con las materias del mismo año: Se cursa en el primer cuatrimestre de primer año, 
simultáneamente con las cuatrimestrales: Física General, Matemática y las anuales Expresión 
Oral y escrita e Ingles. 
 
➢ Relación de la asignatura con el perfil profesional esperado: La química general e Inorgánica 
aporta conocimientos básicos necesarios para el estudio posterior de otras asignaturas tanto del 
ciclo de la Biogenética como del ciclo profesional. 
 
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EQUIPO DE CATEDRA: 
PROFESOR A CARGO: FARM. ESCUDERO GRACIELA 
PROFESORA JEFA DE TRABAJOS PRACTICOS: INGENIERA MIRTA QUINTERO 
 
 
Contenidos Mínimos: CARACTERIZACIÓN CONFORME PLAN DE ESTUDIOS APROBADO SEGÚN 
ORDENANZA 446/11 Introducción a la química. Estructura atómica y Tabla Periódica. Enlace químico. 
Reacciones químicas y Estequiometria. Estado de la materia. Soluciones y coloides. Termoquímica. 
Cinética química. Equilibrio químico. Equilibrio iónico. Equilibrio Redox. Química de los metales y no 
metales. 
 
 
CRÉDITO HORARIO: 120 HORAS 
 
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bjetivos Generales o Propósitos: 
 
 Que el alumno: 
✓ Adquiera conocimientos y comprenda. 
✓ Exprese los conocimientos oralmente y por escrito con corrección y precisión científica. 
✓ Reciba preparación básica en conocimiento de materiales y procesos químicos. 
✓ Desarrolle hábitos de estudio. 
✓ Resuelva situaciones problemáticas 
✓ Actué responsablemente en el uso de los recursos naturales y en el cuidado del medio 
ambiente. 
✓ Desarrolle habilidades actitudinales y procedimentales que favorezcan el trabajo grupal. 
✓ Valore el pensamiento lógico y la metodología científica en la adquisición del 
conocimiento. 
✓ Relacione los temas tratados en clase con los cambios químicos que acontecen en la vida 
diaria a nivel personal y global. 
 
 
 
bjetivos Especificos: 
 Al finalizar el curso, los estudiantes estarán en condiciones de: 
 
✓ Comprender los principios que rigen la composición, estructura y transformaciones de la 
materia y de los fenómenos químicos involucrados en procesos tecnológicos 
✓ Interpretar correctamente conceptos básicos de la química. 
✓ Escribir y nombrar fórmulas químicas en sus diferentes modalidades. 
✓ Usar adecuadamente el vocabulario de la química. 
✓ Realizar cálculos estequiométricos. 
✓ Analizar críticamente los modelos que explican la estructura y propiedades de la materia 
✓ Desarrollar a partir de tareas experimentales, la observación de fenómenos químicos, la 
explicación de las reacciones producidas, su justificación mediante ecuaciones químicas y 
la presentación adecuada de resultados 
✓ Comprender la interrelación entre la materia y la energía. 
✓ Comprender el concepto de equilibrio químico y su aplicación en distintas situaciones. 
✓ Explicar los comportamientos y las propiedades de los materiales y la mecánica de los 
procesos químicos inorgánicos naturales y artificiales. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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ontenidos de la Asignatura: 
 
 
 
 
Unidad Nº 1: Fundamentos, leyes, nomenclatura y estequiométrica 
Contenidos: Materia y energía. Magnitudes y sistemas de medidas, leyes de las 
combinaciones químicas. Teoría molecular de Avogadro. Número atómico y número de masa. 
Masas atómicas y moleculares, el concepto de mol. Número de Avogadro. Volumen molar. 
Símbolos y fórmulas químicas. Nomenclatura de los compuestos inorgánicos: tradicional, de 
atomicidad y de numerales de stock. Reacciones y ecuaciones químicas, reactivo limitante. 
Rendimiento de una reacción. Estequiométrica básica. Ecuaciones estequiométricas, cálculos 
estequiométricos 
 
 
Unidad Nº 2: Estructura atómica 
Contenidos: Materia y electricidad. Modelos atómicos de Thompson y de Rutherford. La 
estructura del átomo. El núcleo atómico. Partículas subatómicas. Isótopos. Radiación 
electromagnética. Espectros atómicos. Teoría Quántica. Ecuación de Planck. Modelo atómico 
de Bohr. Dualidad onda-partícula.. Naturaleza ondulatoria del electrón: hipótesis de De 
Broglie. Principio de incertidumbre de Heisenberg.. Números cuánticos. Principio de 
exclusión de Pauli. Regla de Hünd de la máxima multiplicidad. Configuraciones electrónicas 
de elementos. 
 
 
 
Unidad Nº 3: Tabla Periódica. Enlace Químico 
Contenidos: Breve reseña histórica. Ley periódica. Tabla periódica moderna. Grupos y 
periodos. Bloques: Elementos representativos, de transición, de transición interna ygases 
nobles. Carga nuclear efectiva. Propiedades periódicas de los elementos: radios atómicos, 
radios iónicos, energía de ionización, afinidad electrónica. Efecto del par inerte. Relaciones 
diagonales. Variación de propiedades físicas y químicas. La electronegatividad y los enlaces 
químicos. Diagramas de puntos de Lewis. Tipos de enlace químico: iónicos, covalentes y 
metálicos. Estructura y propiedad de los enlaces: longitud de enlace, energía de enlace. 
Polaridad de las moléculas. Estructuras de Lewis. Excepciones a la regla del octeto. Formas 
de las moléculas. Teoría RPECV. Introducción a la teoría de valencia. Enlace químicos y 
fuerzas intermoleculares: interacciones dipolo-dipolo, puentes de hidrógeno y fuerzas de 
dispersión de London. 
 
 
 
 
 
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Unidad Nº4: Estado gaseoso 
Contenidos: Gases. Propiedades generales de los gases. Presión. Ley de Boyle. Leyes de 
Charles o de Gay Lussac. Ley de Avogadro. Ecuación de los gases ideales. Otras formas de 
expresar la ecuación. Mezclas de gases. Ley de Dalton. Ley de Graham.. La teoría cinética 
molecular de los gases. Desviaciones del comportamiento ideal. Gases reales. Ecuación de 
Van der Waals 
 
 
 
 
Unidad Nº5: Estado líquido y soluciones. Solidos 
Soluciones: solutos y solventes. Clasificaciones de las soluciones. Formas físicas y químicas 
de expresar la concentración de las soluciones. Solubilidad: factores que influyen en la 
velocidad de disolución. Curvas de solubilidad. Soluciones ideales. Uniones químicas: 
iónicas, covalentes, covalentes dativas. 
 
 
Unidad Nº 6:Equilibrio Químico 
Contenidos: Condiciones de equilibrio dinámico. Expresión de la constante de equilibrio. 
Relaciones entre las constantes de equilibrio. Cálculo y significado de l valor numérico de la 
constante de equilibrio. El cociente de reacción Q. predicción del sentido de una reacción 
neta. Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier Braun. 
 
 
 
Unidad Nº 7: Equilibrio Iónico 
Contenidos: Equilibrio ácido-base: Teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius. Teorías 
ácido-base de Brönsted-Lowrry: par conjugado. Ácidos y bases de Lewis. Auto ionización 
del agua y la escala de pH. Ácidos fuertes y bases fuertes. Ácidos y bases débiles y sus 
constantes de disociación. Iones como ácidos o bases. Hidrólisis. Comportamiento de sales 
en solución. Estructura molecular y comportamiento acido-base. El efecto del ion común en 
los equilibrios acido-base. Disoluciones reguladoras. Ecuación de Hasselbach. Capacidad 
reguladora. Indicadores acido-base. Aplicaciones. Reacciones de neutralización y curvas de 
valoración. Constante del producto de solubilidad y Kps. Relación entre solubilidad y Kps. 
Criterios para la precipitación. 
 
 
 
Unidad Nº 8: Electroquímica 
Contenidos: La electricidad en las reacciones químicas. Número de oxidación. Reacciones 
redox. Potenciales de electrodo y su medida. Potenciales estándar de electrodo. Celdas y los 
procesos espontáneos. Celdas electroquímicas. Baterías. Celdas electrolíticas. Corrosión. 
Mecanismo de la corrosión. Métodos de protección superficial. 
 
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Programa de Trabajos Prácticos: 
 
Práctico N °1: Nomenclatura y reacciones químicas 
Objetivos específicos: 
Nombrar y escribir correctamente fórmulas de compuestos binarios y ternarios tanto en la 
nomenclatura tradicional como en la sistemática y en la de stock. Reconocer algunos óxidos e 
hidróxidos de uso común. 
Explicar las diferencias entre sales neutras, ácidas y básicas. 
Expresar cambios químicos a través de ecuaciones químicas. Balancear ecuaciones químicas 
por diferentes métodos. Clasificar los diferentes tipos de reacciones químicas. 
Desarrollar la capacidad de abstracción y de establecer relaciones lógico-matemáticas. 
Desarrollar la capacidad de análisis y de síntesis a través del estudio de las reacciones 
químicas. 
Contenidos: 
Nomenclatura de óxidos, de hidruros, de hidrácidos, de bases, de oxoácidos y de sales, según 
las formas tradicionales, de atomicidad y de numerales de stock. Tipos de fórmulas químicas. 
Composición centesimal. Reacciones químicas: distintos tipos. Ecuaciones químicas y 
balanceo de ecuaciones. 
Ejercitación: formulas, ecuaciones y balanceo. 
 
Modalidad: AULA.(SEMINARIO) 
 
 
Práctico Nº 2: Estequiometria 
Objetivos Específicos: 
Interpretar una ecuación estequiométrica en términos de moles y gramos de reactivos y 
productos. 
Convertir moles de gramos y número de átomos en una muestra dada. 
Aplicar los conceptos de mol, número de Avogadro y volumen molar a la resolución de 
problemas y ejercicios de estequiometría. 
Desarrollar habilidades para establecer relaciones cuantitativas entre reactivos y productos. 
Realizar cálculos matemáticos con base en ecuaciones estequiométricas. 
Diferenciar entre rendimiento real y rendimiento teórico en una reacción química. 
Identificar el reactivo limitante y calcular el rendimiento de algunas reacciones químicas. 
Relacionar en una reacción química los conceptos de rendimiento y pureza. 
 
Contenidos: equivalente químico. Átomos. Iones. Moléculas. Número de Avogadro. Cálculo 
de números y masas de moles de átomos, iones y moléculas. 
Reacciones y cálculos de relaciones de moles, masa-masa, masa-volumen y volumen-
volumen. Reactivo limitante, reactivo puro. Rendimiento de una reacción y formas de 
expresarlo. 
Resolución de ejercicios y problemas.Modalidad : Aula(SEMINARIO) 
 
 
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Modalidad: AULA 
 
 
Práctico Nº 3 : Estructura atómica y molecular 
Objetivos Específicos: 
Representar átomos según el modelo de Bohr y diferenciar los números cuánticos y su 
significado. 
Escribir estructuras electrónicas de átomos. 
Relacionar la notación espectral de los elementos y su ubicación en la tabla periódica. 
Aplicar los símbolos electrónicos y las fórmulas de Lewis en la representación de 
compuestos. 
Diferenciar el enlace iónico del covalente a partir de las electronegatividades de los 
elementos y de las propiedades de los compuestos formados. 
Explicar la polaridad de algunas moléculas y el fenómeno de resonancia. 
 
Contenidos: modelo atómico de Bohr. Números cuánticos. Configuración electrónica de 
átomos e iones elementales. Regla de Aufbau. Notación científica (casillas cuánticas) y 
notación de Lewis (estructura punto).Enlaces químicos. Regla del octeto. Distintos tipos. Enlace iónico, enlace covalente y enlace 
metálico. Polaridad de los enlaces. Resonancia. 
Resolución de ejercicios y problemas. 
 
Modalidad: AULA.(SEMINARIO) 
 
 
 
 
Práctico Nº 4: Gases 
Objetivos Específicos: 
Identificar las relaciones entre masa, volumen, presión y temperatura en el estado gaseoso 
Aplicar las leyes de los gases, según corresponda para calcular cambios de presión, volumen, 
temperatura y cantidad de gas. 
Aplicar las leyes de Dalton y de Graham para la resolución de problemas de de mezclas 
gaseosas. 
 
Contenidos: Relaciones entre presión, volumen y temperatura. Ecuación de los gases ideales. 
Relaciones entre masa, volumen y densidad. Ley de Dalton. Ley de Graham 
Modalidad:Aula(SEMINARIO) 
 
Práctico Nº 5: Soluciones 
Objetivos Específicos: 
Emplear adecuadamente el lenguaje químico asociado con las soluciones. 
Valorar la importancia del agua para la vida, la agricultura, la industria. 
 
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Explicar el proceso de solubilidad y los factores que lo determinan. 
Diferenciar y aplicar las unidades físicas y químicas más usadas para expresar la 
concentración. 
Explicar algunas de las propiedades de las soluciones. 
Calcular concentraciones de soluciones aplicando los conceptos de normalidad. Molaridad, 
molalidad y composición porcentual. 
Aplicar comprensivamente operaciones matemáticas en la resolución de problemas relativos a 
soluciones. 
 
Contenidos: solutos y solventes. Clasificación de las soluciones. Formas físicas de expresar la 
concentración: porcentajes peso/peso, peso/volumen, volumen/volumen; gramos por litro y 
partes por millón (ppm). Formas químicas de expresar la concentración: molaridad, 
molalidad, formalidad, normalidad y fracción molar 
Presión de vapor de las soluciones: ley de Raoult. Propiedades coligativas de soluciones 
diluidas. Aumento ebulloscópico. Descenso crioscópico. Presión osmótica. 
 
Modalidad: AULA(SEMINARIO) 
 
 
 
Práctico Nº 6: Preparación de soluciones 
Objetivos Específicos: 
Desarrollar habilidades para la preparación de soluciones de concentraciones dadas. 
Manipular material volumétrico y balanzas analíticas. 
Realizar operaciones matemáticas relacionadas a la preparación de soluciones. 
Diferenciar variaciones energéticas en la preparación de soluciones. 
Relacionar los conceptos de soluto, solvente y solubilidad. 
Verificar algunas de las propiedades de las soluciones a preparar. 
 
Contenidos: Preparación de soluciones porcentuales, normales, formales y molares a partir de 
solutos sólidos y por dilución 
 
Modalidad: Laboratorio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Práctico Nº 7: Equilibrio químico 
Objetivos Específicos: 
Explicar los conceptos de equilibrio químico. 
Determinar la expresión para la constante de equilibrio a partir de una ecuación química 
Calcular constantes de equilibrio a partir de ecuaciones estequiométricas. 
Calcular concentraciones de reactivos y productos a partir de la constante de equilibrio de una 
dada reacción química. 
 
Contenidos: equilibrio químico en sistemas en estado gaseoso y en estado liquido. Cálculo de 
la constante de equilibrio en términos de concentración, de presiones parciales y de fracciones 
molares. Relaciones entre Kc, Kp y Kx. Cálculo de concentraciones.. 
Parte experimental: Sistemas en equilibrio y el principio de Le Chatelier-Braun. 
Comprobación de la influencia de algunos factores en el equilibrio: Equilibrio cromato-
dicromato; dióxido de nitrógeno y su dinero: Acido acético-acetato. Producto de solubilidad. 
 
Modalidad: AULA - LABORATORIO 
 
 
 
Práctico Nº 8: Equilibrio Iónico 
Objetivos específicos: 
Aplicar la constante de equilibrio para ácidos y bases débiles. 
Describir algunos casos de equilibrio citando factores que lo pueden modificar. 
Calcular el pH de algunas soluciones a partir de las concentraciones de protones y de grupos 
hidroxilos. 
Determinación experimental del ph de soluciones ácidas o básicas de concentración dada y 
compararlo con el valor teórico. 
Contenidos: 
Sistemas ácido-base. Cálculo de pH. Equilibrio en sistemas heterogéneos. 
Determinación de pH de distintas soluciones. Calculo de la concentración de protones en 
función del pH 
 
Modalidad: AULA- LABORATORIO 
 
 
 
Práctico Nº 9: Reacciones redox 
Objetivos Específicos: 
Identificar los elementos activos en la Oxido-Reducción. 
Reconocer la sustancia oxidante y la reductora en una reacción redox. 
Predecir la espontaneidad de una reacción. 
Balancear una ecuación redox. Método del Ion-electrón 
 
Contenidos: Balanceo de ecuaciones Redox. 
 
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Experimental: Llevar a cabo distintas reacciones de Oxido-reducción 
 
Modalidad: LABORATORIO 
 
 
 
 
 
Metodología de Evaluación de los Trabajos Prácticos: Cuestionario escrito habilitante previo a la 
realización del trabajo práctico, indagación oral durante su realización e informe escrito posterior 
acerca de las actividades, datos y conclusiones. 
 
Régimen de Aprobación de los Trabajos Prácticos: Deben aprobarse los informes de cada trabajo 
práctico con un puntaje superior a cinco puntos, además de cumplimentar no menos del 80% de 
asistencia. 
 
 
 
 
Metodología de Enseñanza: 
 
➢ Clases Expositivas: principalmente en las clases teóricas. 
➢ Trabajo en pequeños grupos de discusión: en las actividades de resolución de problemas y 
de práctica de laboratorio. 
➢ Análisis y discusión bibliográfica 
➢ Debates 
➢ Experiencias de Laboratorio: en comisiones de hasta 25 alumnos. 
➢ Presentación de monografías o informes: en las actividades de resolución de problemas y 
de prácticas de laboratorio. 
 
 
 
 
 
Evaluación: 
 
➢ Tipos de evaluación a implementar: 
 
• Inicial: Diagnóstica 
 
• De proceso: continua, con evaluaciones por actividad y dos evaluaciones parciales. 
 
 
 
 
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• Final: Examen escrito. 
 
➢ Criterios de evaluación en cada una de ellas: Valoración de los resultados y logros de 
aprendizaje sobre contenidos, conceptos, actitudes y habilidades a través de actividades de 
diagnóstico, aula y laboratorio. 
 
➢ Metodología de evaluación: 
Para la regularización: 
• Presentación de informe: Informes escritos acerca de las actividades de aula y laboratorio. 
• Escrita individual: Dos evaluaciones parciales y un recuperatorio final. 
 
Para la aprobación final: 
 
• Oral individual 
• Escrita individual 
 
➢ Régimen de aprobación: 
➢ Condiciones para la regularización: 
 
➢ Asistencia al 80% de las clases de Trabajos Prácticos. 
➢ Aprobación de informes de los trabajos prácticos. 
➢ Aprobación de las dos evaluaciones parciales con una nota de cuatro o más que se lograra con 
un piso del 50 % repuestas correctas. 
➢ Examen recuperatorio al que tendrán derecho únicamente los alumnos que no alcanzaron el 4 
(cuatro) en uno de los exámenes parciales. Dicho recuperatorio también debe ser aprobado con 
el mismo puntaje, necesario para la regularización. 
➢ Se regulariza con nota igual o mayor de 4 (cuatro) 
 
Condiciones para la aprobación final: 
 Para alumnos Regulares: 
• En los turnos habituales de examen ante Tribunal convocado al efecto. 
• Priorizando los aspectos conceptuales. 
• El examen es escrito con problemas, ejercicios y preguntas teóricas. 
 
• Para alumnos Libres: 
 
• Evaluación previa, escrita, sobre resolución de problemas y una experiencia de 
laboratorio, previamente el examen oral. 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA Básica: 
 
• Atkins P. Jones L., “Principios de Química”: Los caminos del descubrimiento Editorial 
Médica Panamericana. Buenos Aires. 3ra Edición, 2006. 
 
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• Brown, T, L.; Le may, H.E., Bursten, B. “Química: La Ciencia Central”. Pearson 
Educación, Méjico. 9na. Edición. 2004. 
• Chang R.:”Química”.Edit.McGraw-Hill Interamericana de Méjico. 6ta. Edición. 2001 
• Petrucci-Harwool: “Química General” Edit .Prentice Hall.7ma Edición.1999. 
 
Complementaria: 
 
• Asimov, I.: BREVE HISTORIA DE LA QUIMICA. Alianza. Madrid. 1998 
• Cárdenas, F. A; Gélves C. A: “QUIMICA Y AMBIENTE”. 2da. Edición. Mc Graw 
Hill.1999 
• “EDUCACION QUMICA”. Revista bimestral. Facultad de Química de la UNAM. Méjico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
HORARIOS DE CLASES 
 
 
 
 
 
 
HORAS 
DE 
TEORIA 
Lunes Martes Miércoles Jueves Viernes Sábado 
 
 DE 18 A 
21 HS 
AULA 
103 
 
 
 
 
 
 
 
 
HORAS 
DE 
TP 
 
 DE 15 A 
18 HS 
 
 
 
 
 
 
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