Programa, Bibliografía, Cronograma 2016
Contenidos mínimos
Estructura atómica. Conceptos de estequiometría. Fórmulas químicas. Tabla periódica y propiedades periódicas. Enlaces químicos. Estados de agregación de la materia. Gases ideales y reales. Líquidos. Sólidos. Principios básicos de termodinámica química. Equilibrio químico. Electroquímica.
Programa analítico
Introducción. Unidades de masa atómica. Moléculas y compuestos moleculares. Iones y compuestos iónicos. Nomenclatura. Mol. Volumen molar. Símbolos, fórmulas y ecuaciones. Nociones de esteqioometría.
Los temas de la introducción forman parte del programa de esta asignatura y son evaluados como requisito para el ingreso a la Facultad de Ingeniería. Para el desarrollo de esta asignatura se considera que dichos temas son conocidos por los alumnos.
Unidad 1: Propiedades de la materia. Elementos, compuestos y mezclas. Modelos atómicos. Estructuras extranucleares. Clasificación periódica de los elementos. Tabla periódica de Mendeleev. Esquema de la tabla actual. Propiedades periódicas: radios atómicos, potenciales de ionización, electroafinidades.
Unidad 2: Enlace químico. Electronegatividad. Uniones químicas interatómicas: unión iónica, unión covalente. Disposición espacial molecular. Polaridad. Unión metálica. Energía de enlace. Uniones intermoleculares: puente de hidrógeno, dipolo-dipolo, ión-dipolo, London.
Unidad 3: Gases ideales. Propiedades medibles: moles, P, T, V. Leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac. Mezcla de gases: Ley de Dalton. Ecuación de estado de los gases ideales. Ley de Graham. Teoría cinética de los gases ideales. Distribución de las velocidades moleculares. Gases reales.
Unidad 4: Líquidos. Sólidos. Mezclas. Soluciones. Expresiones de la concentración de soluciones. Transiciones de estado. Licuación de un gas. Propiedades generales de los líquidos. Presión de vapor. Curvas q vs T. Transiciones de estado. Diagrama de fases. Tipos de sólidos: cristalinos, amorfos. Sistemas cristalinos. Sólidos covalentes, moleculares, iónicos, metálicos. Propiedades.
Unidad 5: Calor y trabajo. Primer principio de la termodinámica. Procesos reversibles e irreversibles. Cambios de estado: calor y entropía. Curvas S vs T. Segundo y tercer principios de la termodinámica.
Unidad 6: Reacciones químicas: neutralización, combustión, formación, descomposición, redox. Cálculos estequiométricos. Termodinámica de las reacciones químicas. Entalpía. Ley de Hess. Entropía. Energía libre.
Unidad 7: Cinética Química: conceptos generales. Velocidades de reacción y equilibrio químico. Constante de equilibrio. Equilibrios homogéneos y heterogéneos. Principio de Le Chatelier. Equilibrio de soluciones acuosas. Equilibrio ácido-base. Teoría de Brönsted. pH. Hidrólisis.
Unidad 8: Electroquímica. Transferencia de electrones. Sistemas redox. Potenciales de electrodos. Criterio de espontaneidad de las reacciones de óxido-reducción. Ecuación de Nernst. Tipos de celdas. Electrólisis.
Los textos recomendados se indican a continuación en orden alfabético de autor. Todos los temas del programa vigente son desarrollados en cada uno de ellos (Consultalos en las Bibliotecas de la Facultad de Ingeniería, Biblioteca Central UNMdP y otras bibliotecas):
• Atkins P.W. "Química General". (Ediciones Omega). Incluye CDRom
• Atkins P., Jones L. “Principios de Química. Los caminos del descubrimiento” (Editorial Médica Panamericana) 3º Edición, Multimedia
• Brown T., LeMay H., Bursten B.E., Burdge J.R., "Química, la ciencia central". (Prentice Hall)
• Chang R. "Química". (Ed. McGraw-Hill)
• Ebbing D.D. "Química General”, (McGraw-Hill).
• Moore, Stanitsky, Wood y Kotz. "El Mundo de la Química". Segunda Edición. (Prentice Hall)
• Petrucci R. y Harwood W. "Química General".Séptima edición. (Prentice Hall)
• Whitten K., Gailey K. y Davis R. "Química General". (McGraw-Hill)
Bibliografía adicional:
• "Química", C. Mortimer. (Grupo Editorial Iberoamérica)
• "Fundamentos de Química", S. Zumdahl. (McGraw-Hill)
• "Química General, Principios, Estructuras", Brady-Humiston (Wiley & Sons)
• "Química", G. Daub y W. Seese. (Prentice Hall)
• "Química", B. Mahan. (Fondo Educativo Interamericano). 1977.
• "Introducción a la Química". L. Malone. (Limusa)
• "Química General Superior". W.Masterton, E. Slowinski y C. Staniski. (McGraw-Hill)
• "Principios Básicos de Química", H. Gray-G. Haight. (Reverté). 1974.
• "Cómo resolver porblemas de química general", R.S. Boikess
• "Química General. Problemas y ejercicios", G. Gilbert Long.
• "1000 problemas resueltos de Química General", F. Bermejo.
• "General Chemistry Virtual Textbook"
• "Concept Development Studies in Chemistry", J. S. Hutchinson, CONNEXIONS, Rice University, Houston, Texas (2008)
Cronograma 2016
Listado de Guías y Trabajos Prácticos 
EXAMENES PARCIALES
Las fechas los parciales y recuperatorios son tentativas y se confirmarán en cada caso.
Los horarios se fijan según la disponibilidad de aulas
1º Parcial: jueves 14 de octubre
Unidades 1 a 5, Seminarios 1 a 5 y TP1
No olvidar el DNI o Libreta de Estudiante, las Tablas (Periódica y Propiedades termodinámicas) y la calculadora.
Los teléfonos celulares deberán apagarse.
Condición para rendir el primer parcial: Haber realizado el primer trabajo práctico de laboratorio.
Recuperatorio 1º Parcial: martes 25 de octubre
2º Parcial: martes 29 de noviembre
Todo el programa: Unidades 1 a 8, Seminarios 1 a 10 y todos los TP
Recuperatorio 2º Parcial (o 1º Parcial): lunes 5 de diciembre