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Subject code : 61031026
1.1. Objetivos de la Química: - Qué estudia la Química y cómo lo estudia. - Ramas de la Química.
1.2. La Química como ciencia: el método científico: - Por qué es una ciencia. - Fenómenos, leyes, hipótesis, modelos, teorías y esquema del desarrollo del método científico.
1.3. · La materia: sus clases y transformaciones: - Sistema.·Fase. - Sustancias puras: elementos y compuestos. - Mezclas: homogéneas y heterogéneas. - Transformaciones y propiedades físicas y químicas. - Aspectos energéticos de las transformaciones físicas y químicas.
1.4. Teoría atómica de Dalton: - Sus orígenes. - Su base experimental: leyes fundamentales de las reacciones químicas (ley de la conservación de la masa, de las proporciones definidas, de las proporciones múltiples y de los volúmenes de combinación). - Exposición de la teoría atómica de Dalton: sus éxitos y sus insuficiencias.
1.5. Hipótesis de Avogadro: - Su importancia desde el punto de vista teórico: completó la teoría atómica de Dalton. - Su importancia desde el punto de vista práctico: permitió el cálculo de pesos atómicos correctos.
1.6. Conclusiones.
2.1. Pesos atómicos y moleculares: - Su carácter relativo. - Distintas escalas. Unidades de medida. - Peso atómico y masa atómica.
2.2. Número de Avogadro y concepto de mol: - Definición de átomo-gramo y molécula-gramo. - Concepto de mol: su importancia y su carácter general. - Significado del número de Avogadro.
2.3. Peso equivalente y equivalente-gramo: - Su cálculo según el tipo de reacción correspondiente.
2.4. Volumen molar: - Carácter general del concepto. - Volumen molar normal de gases. - Cálculo de pesos moleculares de gases por medidas de densidades relativas.
2.5. Fórmulas químicas: su significado y sus tipos: - Capacidad de combinación: valencia y número de oxidación. - Fórmulas empíricas y moleculares. - La fórmula molecular y el peso molecular.
3.1. Introducción.
3.2. Estados de agregación: sólidos, líquidos y gases: - Características macroscópicas más importantes y rasgos generales de su estructura. - Cambios de estado: temperatura de fusión y de ebullición, presión de vapor, entalpías de fusión, de vaporización y de sublimación.
3.3. Estado gaseoso: - Necesidad de encontrar una ecuación de estado. Tratamiento fenomenológico y estudio teórico de tipo estructural.
3.4. Tratamiento fenomenológico de los gases: leyes experimentales: - Ley de Boyle-Mariotte. - Ley de Charles-Gay Lussac. Escala absoluta de temperaturas. - Deducción de la ecuación de estado. Su importancia para la resolución de problemas más generales. Constante universal de los gases. - Ley de Dalton. Presión parcial y fracción molar. - Ley de Graham: efusión y difusión. Aplicación al cálculo de masas moleculares.
3.5. Teoría cinético-molecular de los gases: - Modelo y postulados. Deducción de la ecuación de estado. Constante de Botzmann. - Interpretación de las leyes experimentales de los gases. - Interpretación cinética de la temperatura. Energía cinética media. - Velocidad media y velocidad cuadrática media de las moléculas.
3.6. Gases reales: - Su desviación de la ley de Boyle: sus causas. - Ecuación de estado de Van der Waals.
3.7. Conclusiones.
4.1. Estructura de la materia: evolución en su conocimiento: - Teoría atomista de los epicúreos; teoría atómica de Dalton; descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia.
4.2. Partículas fundamentales: - Experiencias en tubos de descarga. - Descubrimiento del electrón. Experiencias de Thompson. Rayos catódicos. - Descubrimiento del protón. Rayos canales. - Descubrimiento del neutrón.
4.3. Disposición en el átomo de sus constituyentes: primeros modelos atómicos: - Modelo de Thompson. - Experiencias de Rutherford. Modelo atómico de Rutherford. Núcleo atómico. Número atómico y número másico. Isótopos.
4.4. Modelo atómico de Bohr: - Teoría cuántica de Planck. - Efecto fotoeléctrico . - Espectros atómicos. Ley empírica de Balmer. - Teoría de Bohr. Postulados de Bohr. Cuantización de la energía. Estado fundamental y estados excitados del átomo.
4.5. Perfeccionamiento del modelo de Bohr. Números cuánticos.
5.1. Insuficiencia del modelo atómico de Bohr: - Necesidad de crear un nuevo modelo atómico.
5.2. Orígenes de la teoría mecano-cuántica: - Naturaleza dual de la luz. - Hipótesis de De Broglie: naturaleza dual de las partículas. - Principio de indeterminación de Heisenberg. Idea de probabilidad. - Relación entre densidad electrónica y probabilidad.
5.3. Modelo mecano-cuántico del átomo: ecuación de Schrödinger: - Significado de la función de ondas. Orbital. - Relación entre orbital y probabilidad. Nube de carga y superficie límite de probabilidad. - Números cuánticos: valores y significado.
5.4. Significado «físico» de los orbitales: - Orbitales s. Distribución radial de la probabilidad. Simetría esférica. - Orbitales p. Forma bilobulada. Orientación. Concepto de plano nodal. - Orbitales d. Forma y orientación.
5.5. Modelo orbital y modelo de distribución de la probabilidad: - Sus diferencias.
5.6. Niveles de energía: - Su dependencia del número n para el átomo de hidrógeno. - Interpretación de los espectros atómicos.
5.7. Átomos polielectrónicos: - Dificultades en la resolución de la ecuación de Schrodinger. - Métodos aproximados. - Electrones internos y externos. Apantallamiento. Orbitales degenerados.
5.8. Conclusiones.
6.1. Clasificaciones de los elementos: sistemas periódicos. - Según el peso atómico: tablas periódicas de Meyer y Mendeleiev. - Según el número atómico: experimento de Moseley. Sistema Periódico actual.
6.2. Distribución de los electrones en los átomos: - Proceso de construcción. - Principio de energía mínima. Energía de los orbitales. - Principio de exclusión de Pauli. - Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund.
6.3. Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico: - Justificación del Sistema Periódico. - Distintos grupos de elementos del Sistema Periódico. - Configuración electrónica externa de cada grupo. - Relación entre la configuración electrónica externa y las propiedades químicas.
6.4. Propiedades periódicas. Su variación en los períodos y en los grupos.
- Radio atómico. - Energía de ionización. Sucesivas energías de ionización. - Afinidad electrónica. Sucesivas afinidades electrónicas. - Electronegatividad. Escalas. - Metales y no metales. Su situación en la Tabla Periódica. - Carácter oxidante y reductor.
7.1. Introducción: - Lo que debe explicar una teoría del enlace químico.
7.2. Consideraciones energéticas del enlace químico: - Cambios energéticos al formarse un enlace químico. - Regla del octete. Su aproximación.
7.3. Tipos de enlaces: - Enlaces iónico, covalente, metálico, de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.
7.4. Enlace iónico: - Características generales. Transferencia de electrones. Energía reticular. - Tipos de redes cristalinas. Número de coordinación. - Tamaño de los iones. Radios iónicos. - Cálculo de la energía reticular. Ciclo de Born-Haber. - Valencia iónica: formación de cationes y de aniones.
8.1. Enlace covalente: teoría de Lewis: - Compartición de electrones. - Enlaces covalentes simples, dobles y triples. Representación de Lewis. - Electrones enlazantes y no enlazantes.
8.2. Características del enlace covalente: parámetros moleculares: - Longitud y ángulo de enlace. - Energía de disociación y energía de enlace. - Polaridad de los enlaces. Momento dipolar. Porcentaje de carácter iónico y su cálculo (según el momento dipolar y según la diferencia de electronegatividades). Momentos dipolares en moléculas poliatómicas. - Escala de electronegatividades de Pauling. Exceso de energía iónica.
8.3. Valencia covalente:
- Desapareamiento de electrones por excitación de los átomos. - Diferente covalencia de los elementos de los períodos 1 y 2 respecto a los restantes.
8.4. Nuevas teorías del enlace covalente: métodos mecano-cuánticos: - Nuevas funciones de onda de los electrones en la molécula. - Introducción a la teoría de Enlace de Valencia. Solapamiento de orbitales. Orbital de enlace.
9.1. Teoría de orbitales moleculares: - La molécula como átomo polinuclear. - Método de CLOA. Orbital molecular enlazante y antienlazante. - Condiciones de combinación de dos orbitales atómicos.
9.2. Tipos de orbitales moleculares: - Combinación de orbitales s. - Combinación de orbitales p. - Orbitales moleculares sigma y pi. Características y diferencias.
9.3. Configuración electrónica de moléculas diatómicas: - Energía de los orbitales moleculares. - Moléculas homonucleares. Efecto relajante. Paramagnetismo. - Moléculas heteronucleares. Orbitales moleculares asimétricos: polaridad del enlace.
9.4. Orden de enlace: - Su relación con la energía de enlace. - Relación entre la energía y la longitud de enlace.
9.5. Conclusiones: - Comparación de las teorías de EV y de OM
10.1. Justificación de la geometría molecular: - Concepto de orbital molecular localizado o de enlace. - Factores geométricos experimentales: longitud, ángulo y energía de enlace. - Criterio de máxima superposición de orbitales. Carácter direccional de solapamiento. Solapamiento frontal y lateral. - Geometría de algunas moléculas sencillas según el criterio de valencia dirigida.
10.2. Hibridación de orbitales: - Concepto de orbital híbrido. - Orbitales híbridos sp, sp2 y sp3. Ejemplos estructurales. - Otros tipos menos frecuentes de hibridación.
10.3. Teoría de la repulsión de los pares electrónicos externos: - Ejemplos de geometría de moléculas sencillas.
10.4. Enlaces múltiples en moléculas poliatómicas: - Estudio comparativo de la estructura de las moléculas de etano, eteno y etino. - Formación del enlace doble y triple.
10.5. Resonancia: - Estructura del ion nitrato y del benceno. - Concepto de híbrido de resonancia y de forma canónica. Carga formal. - Deslocalización electrónica. Concepto de orbital molecular des localizado. - Estabilidad de las moléculas resonantes: energía de resonancia.
11 1. Enlace covalente coordinado: - Su formación. Concepto de dador y de aceptar.
11.2. Compuestos de coordinación: - Conceptos de ligando, ion central, quelación. Nomenclatura. - Características y propiedades: geometría, color, paramagnetismo, diferente estabilidad. - Teorías de enlace: de enlace de valencia y del campo cristalino.
11.3. Enlace metálico: - Empaquetamiento compacto y conductividad eléctrica de los metales. - Teoría de las bandas. Carácter de conductor, de aislante y de semiconductor.
11.4. Fuerzas intermoleculares: - De dispersión: entre moléculas no polares. - Dipolo-dipolo: entre moléculas polares. - Influencia en las propiedades físicas.
11.5. Enlace de hidrógeno: - Características y condiciones para su formación. - Teorías. - Consecuencias prácticas.
12.1. Introducción: - Importancia de las partículas constituyentes de las sustancias y de sus interacciones.
12.2. Tipos de sólidos cristalinos: - Descripción de los cuatro tipos de sólidos: iónicos, covalentes, metálicos y moleculares. - Partículas constituyentes y fuerzas de cohesión entre ellas.
12.3. Propiedades físico-químicas de los cuatro tipos de sólidos: - Puntos de fusión y de ebullición. Estado de agregación en condiciones ordinarias. - Conductividad eléctrica. - Propiedades mecánicas.
12.4. Tipo de sólido cristalino, configuración electrónica y Sistema Periódico: - Sustancias elementales: variación a lo largo de un período. - Sustancias-compuestos: elementos de electronegatividad parecida y elementos de electronegatividad muy diferente.
12.5. Gradación del enlace iónico al covalente: - Compuestos esencialmente iónicos y esencialmente covalentes. - Combinaciones binarias con hidrógeno. - Combinaciones binarias con oxígeno. - Otras combinaciones binarias.
12.6. Variación de algunas propiedades físico-químicas con el tipo de enlace iónico o covalente: - En compuestos predominantemente iónicos. Variación de los puntos de fusión: reglas de Fajans. - En compuestos predominantemente covalentes: energía de enlace y estabilidad. Influencia de la polaridad y de la distancia de enlace. Variación en períodos y en grupos.
12.7. Carácter ácido y básico: - Compuestos con hidrógeno y oxígeno: variación de la acidez o de la basicidad. - Compuestos binarios con hidrógeno: variación de la acidez.
