COMPETENCIAS

En esta asignatura se pretende que el estudiante desarrolle las siguientes competencias:

1.Interpretar y emplear los principios y teoría básica de la reacción química de distintos tipos de sustancias.

2.Utilizar las herramientas matemáticas y los procesos de análisis de datos en un entorno científico.

3.Examinar y presentar los resultados en el campo de la química y otras ciencias experimentales

4.Identificar y utilizar los estilos de referencia de la literatura científica en la comunicación oral y escrita.

5.Seleccionar y emplear las fuentes de información y documentación más frecuentes en las ciencias experimentales y demostrar el uso eficiente de las mismas.



RESULTADOS DE APRENDIZAJE

El estudiante consigue los siguientes Resultados de Aprendizaje relacionados con las competencias anteriormente mencionadas:



Cinética Química

-Interpreta adecuadamente los resultados experimentales de una reacción química para cuantificar la velocidad de reacción y para predecir el mecanismo de reacción.



Termodinámica

-Analiza, calcula e interpreta los cambios energéticos que se dan en los procesos químicos.

-Por medio de la entropía predice la dirección y extensión en que se dan los cambios químicos y físicos



Equilibrio químico/físico

-Utilizando los conceptos termodinámicos, describe cuantitativa y cualitativamente el equilibrio químico y el efecto de los factores externos sobre el mismo.

-Evalúa y analiza las condiciones para que se den los cambios de fase en substancias puras y para que dichas fases se encuentren en equilibrio.

-Identifica las relaciones entre los distintos equilibrios químicos y las variables que pueden cambiar las condiciones de equilibrio.

-Predice las reacciones que tienen lugar (neutralización, valoración, enmascaramiento, coprecipitación, etc.…) al mezclar diferentes sustancias en disolución y deduce las especies mayoritarias presentes en el equilibrio.

-Maneja las metodologías adecuadas para resolver numérica y gráficamente los problemas asociados a los equilibrios en disolución



-Describe el análisis e interpretación de datos para el estudio básico de los sistemas químicos.

Los contenidos de la asignatura "Química General I" son teóricos y se aplican a través de la resolución de problemas. En el Grado de Química, las prácticas de laboratorio referidas a estos contenidos teóricos se desarrollan en la asignatura "Metodología Experimental en Química"



I. CINÉTICA QUÍMICA.

VELOCIDAD DE REACCIÓN. Factores que afectan a la velocidad de reacción. Ecuación diferencial de velocidad. Orden de reacción. Métodos experimentales para determinar la velocidad de reacción. Método de velocidades iniciales. Ecuaciones de velocidad integradas. Periodo de semirreacción. Influencia de la temperatura sobre la velocidad de reacción.



MECANISMOS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS. Procesos elementales. Procesos complejos. Obtención de la ecuación de velocidad concordante con un mecanismo dado: Aproximación de la etapa limitante. Aproximación del estado estacionario. Teoría de colisiones: energía de activación. Teoría del estado de transición. Perfil energético de una reacción elemental y de una reacción compleja. Catálisis.



II. TERMODINÁMICA QUÍMICA.

TERMOQUÍMICA. Trabajo. Calor. Primer Principio de la termodinámica. Energía interna y entalpia. Determinación experimental de calores de reacción. Calorimetría Entalpias de reacción y de formación estándar. Energías de enlace. Efecto de la temperatura sobre la entalpía de una reacción.



TERMODINÁMICA QUÍMICA. ENTROPÍA Y ENERGÍA LIBRE. Concepto de entropía. Cálculo de la entropía. Segundo Principio de la Termodinámica. Criterio de espontaneidad y equilibrio en un sistema cerrado. Cálculos de entropía para diferentes tipos de procesos. Condición general de espontaneidad y equilibrio: Energía libre de Gibbs. Energía libre de Helmholtz. Entropía a nivel molecular. Tercer Principio. Variación de energía libre de Gibbs de una reacción.



III. EQUILIBRIO QUÍMICO. Potencial químico y equilibrio material. La constante de equilibrio. Influencia de la temperatura en la constante de equilibrio. Modificación del estado de equilibrio. Equilibrio químico en disoluciones no electrolíticas. Equilibrio químico en disoluciones de electrolitos. Reacciones acopladas.



IV. EQUILIBRIO DE FASES EN SUSTANCIAS PURAS. Equilibrio líquido-vapor. Presión de vapor. Dependencia de la Pv con la temperatura. Equilibrio sólido-vapor. Equilibrio sólido-líquido. Tratamiento termodinámico de los equilibrios de fase. Diagrama de fases. Estado crítico. Regla de las fases.



V. EQUILIBRIOS EN DISOLUCIÓN. Tipos de constantes de equilibrio. Fuerza iónica. Coeficientes de actividad. Teoría de Debye-Hückel.



EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE. El papel del disolvente. Comportamiento ácido-base del agua. Fuerza de los ácidos y bases. Cálculos de equilibrios ácido-base. El balance de masas. Ecuación de electroneutralidad. Ecuación de balance protónico. Resolución numérica y grafica del equilibrio ácido-base. Protolitos débiles monopróticos y polipróticos. Disoluciones tampón. Capacidad tampón.



VI. EQUILIBRIOS DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS. Descripción del equilibrio. Tipos de complejos. Ligandos monodentados y polidentados. Complejos de adición y quelatos. Estabilidad e inercia. Constantes de equilibrio: sucesivas y globales. Ecuaciones de balance de masas. Cálculos de equilibrio. Diagramas logarítmicos. Influencia del pH. Aplicaciones: Enmascaramiento.



VII. EQUILIBRIOS DE PRECIPITACIÓN. Descripción del equilibrio heterogéneo. Producto de solubilidad. Solubilidad. Factores que afectan a la solubilidad. Efecto salino. Efecto de ión común. Reacciones parásitas. Diagramas logarítmicos. Precipitación fraccionada. Influencia del pH. Influencia de las reacciones de formación de complejos. Aplicaciones.



VIII. EQUILIBRIOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. Introducción. Potencial estándar de electrodo. Tipos de procesos redox. Ecuación de Nersts. Constante de Equilibrio. Potencial de Equilibrio. Sistema redox del agua. Factores sobre el potencial de electrodo. Dismutación.



IX. DISOLUCIONES. Tipos de disoluciones. Propiedades molares parciales. Los sistemas multicomponentes y el potencial químico. Propiedades termodinámicas de las disoluciones ideales. Disoluciones no ideales. Disoluciones de electrolitos. Propiedades coligativas.

La asignatura incluye clases magistrales (M) donde se dan los conceptos teóricos de cada tema. También se pueden realizar distintas actividades grupales o individuales para que el estudiante pueda discutir sobre los contenidos dados.



Para conseguir los resultados de aprendizaje de la asignatura, las clases magistrales son complementadas con prácticas de aula (GA) donde de una forma razonada y analizando datos y resultados, se resuelven problemas prácticos. Los problemas pueden resolverse de forma individual o grupal y los resultados se obtienen entre todos, siempre guiados por el profesorado. Estos problemas constituyen un modelo para que el estudiante por su cuenta o en grupo, resuelva situaciones similares que pueden ser evaluables.



Asimismo, se realizan seminarios donde se resuelven dudas y se evalúan situaciones desconocidas, utilizando los conocimientos que van adquiriendo los/las alumnos/as en su proceso de aprendizaje y razonando las ideas.



En la segunda parte del curso se imparten clases en aulas informáticas (GO). Mediante el programa MEDUSA se resuelven gráficamente ejercicios de equilibrios ácido-base, de formación de complejos, de precipitación y de oxidación- reducción.

Los criterios generales de evaluación son:

- Grado de conocimiento de los contenidos

- Análisis de datos y consecución crítica de resultados

- Empleo del lenguaje científico

- Claridad en los razonamientos



Las tareas evaluables que se requieren durante el curso son obligatorias y consisten en:

- Informes individuales o grupales de la resolución cuantitativa de problemáticas sobre reacciones químicas y situaciones de equilibrio químico

- Cuestionarios individuales o grupales realizados tanto de forma presencial como no presencial, enfocados al desarrollo del análisis y diagnóstico de situaciones desconocidas.

La suma de la calificación obtenida en estas dos tareas constituirá el 25% de la nota final.

- Prueba final, cuya calificación supondrá el 75% de la nota final.

- Así mismo, se tiene en cuenta la asistencia activa en las clases presenciales y la participación en las tareas requeridas.



Para las tareas evaluables no-presenciales se proporciona el correspondiente feed-back para favorecer el proceso de aprendizaje. Las tareas que se realicen en las sesiones presenciales el feed-back será colectivo en dichas sesiones.



Para aprobar se requieren 5 puntos sobre 10 y es requisito necesario obtener un mínimo de 4 puntos sobre 10 en la prueba final, siendo esta puntuación equilibrada entre todas las partes de la prueba.



Si en la prueba final no se consigue la nota mínima requerida, la calificación de la asignatura es la obtenida en dicha prueba.

Si la calificación de la prueba final es mayor o igual a la nota mínima requerida, la calificación final constituye el 75% de la nota de la prueba final y el 25% de la nota de las tareas evaluables realizadas durante el curso.

Si algún alumno no puede realizar las tareas evaluables programadas durante el curso la nota de la asignatura es la obtenida en la prueba final. Si es el caso, se debe dar aviso al profesorado por escrito dentro del plazo estipulado por la normativa de evaluación.



La no presentación a la prueba fijada supone la renuncia a la convocatoria.

Bibliografía básica

- R.H. Petrucci, W.S. Harwood ,F.G. Herring, "Química General", (8. ed.), Prentice Hall, Madrid, 2003

- UEUko Kimika Saila, "Kimika Orokorra", Udako Euskal Unibertsitatea, 1996.

- P. Atkins, L. Jones, "Principios de Química. Los caminos del descubrimiento", (3. ed.), Médica Panamericana, 2009.

- A. J. Bard "Equilibrio Químico" Ediciones del Castillo, 1977.

Bibliografía de profundización

- D.W. Oxtoby, H.P.Gillis, N.H. Nachtrieb, "Principles of Modern Chemistry", (5. ed.), Brooks Cole, 2002.
- R. Levine, "Fisicoquímica", 1 eta 2 liburukiak, (5. ed.), Mac Graw Hill, 2004.
- R.J.Silbey, R.A.Alberty, "Kimika fisikoa", Argitalpen serbitzua UPV/EHU, 2006.
- M.S.Silberberg, "Química General", McGraw Hill, México, 2002.
- I.Urretxa , J.Iturbe, "Kimikako Problemak", Udako Euskal Unibertsitatea, 1999.
- Skoog, West, Holler, Crouch, "Fundamentos de Química Analítica", 8ª edición, Thomson, 2005.
-- M. Silva, J. Barbosa, "Equilibrios Iónicos y sus Aplicaciones Analíticas", Síntesis, 2002.