PROGRAMA QUÍMICA

I. Química Inorgánica. Nomenclatura. Formulación.

II. Química Orgánica. Nomenclatura. Formulación. Tipos de Isomería.

III. La materia. Estados de la materia.

– Conversión de unidades. Sistema Internacional de unidades.
– Longitud. Masa. Tiempo. Temperatura. Intensidad de corriente. Intensidad luminosa. Cantidad de materia.
– Presión, Volumen y Temperatura. Densidad.
– Propiedades y características de la Materia.
– Estados de agregación. Cambios de estado. Modelo cinético-molecular. Leyes de los gases.
– Magnitudes escalares. Magnitudes vectoriales.


IV. Sustancias puras y mezclas.

– Clasificación de la Materia. 
– Mezclas homogéneas. Mezclas heterogéneas. Sustancias puras. Compuestos. Elementos. 
– Cristalización. Evaporación. Extracción. Destilación. Cromatografía.  
– Tipos de disoluciones. Disolución diluida. Disolución concentrada. Disolución saturada.
– Disoluciones. Concepto de solubilidad. Concentraciones de una disolución.
– % en masa. % en volumen.
– Concentración en g/l. Concentración Molar. Número de moles. Molaridad.
– Masa atómica. Masa molecular.
– Leyes ponderales de las reacciones químicas: Ley de Lavoisier. Ley de Proust. Leyes volumétricas. Ley de Gay-Lussac. Hipótesis de Avogadro. 
– Cálculos estequiométricos.
– Estequiometría molecular: unidad de masa atómica. Masa molecular. Mol. Número de Avogadro. Ley de Avogadro y volumen molar.
– Aspectos cuantitativos: determinación de fórmulas empíricas y moleculares.


V. El átomo y la Estructura atómica. Clasificación Periódica de los elementos.

– Materia y los átomos. Estructura atómica. Modelos atómicos. Átomo: corteza y núcleo.
– Concepto y formación de iones. Estructura de la corteza.
– Número de electrones. Capa de valencia. Electrones de valencia. Masas atómicas y moleculares. Unidad de masa atómica u.m.a. 
– Teoría Atómica de Dalton.
– Modelo de átomo de Thomson.
– Modelo atómico de Rutherford. 
– Hipótesis de Planck.
– Espectros atómicos. Modelo atómico de Bohr. Modelo cuántico.
– Estructura del átomo: Electrones. Protones. Neutrones. 
– Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuración electrónica. Principio de Pauli. Regla de Hund. 
– Número atómico (Z). Número másico (A). Número de electrones. Masa atómica.
– Clasificación de los elementos químicos. Períodos. Grupos. 
– Variación de las propiedades periódica: Volumen atómico. Radio atómico. Potencial de Ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad. Carácter metálico.                  
– Tabla Periódica. Símbolos de los elementos.
– Estructura electrónica y periodicidad. 


VI. Teoría Cinética. Leyes de los Gases.

– Estado gaseoso. Leyes de los gases.
– Ley de Boyle Mariotte.
– Leyes de Gay-Lussac. 1ª Ley de Gay-Lussac. 2ª Ley de Gay-Lussac. 
– Ley General de los Gases Ideales.
– Modelo cinético de los gases. Teoría cinética de la materia.
– Fusión. Sublimación. Vaporización.Ebullición.Solidificación.Condensación.
– Relación entre presión y cantidad de gas. Se mantienen invariables V y T.
– Relación entre presión y temperatura. Se mantienen invariables la cantidad de gas y el volumen.
– Procesos ISOCOROS. Procesos a volumen constante.
– Relación entre presión y volumen.
– Procesos ISOTERMOS. Procesos a temperatura constante.
– Relación entre temperatura y volumen.
– Procesos ISOBAROS. Procesos a presión constante.



VII. Enlace Químico. Propiedades de las sustancias.

– Uniones entre átomos. Concepto de enlace.
– Regla del Octeto de Lewis.
– Enlace Iónico. Estructura y propiedades. Energía de red. Ciclo de Born Haber.
– Enlace Covalente. Geometría y polaridad de moléculas. Covalentes moleculares.
– Estructura de Lewis. Parámetros moleculares. Enlaces entre moléculas. Propiedades de las sustancias moleculares.
– Polaridad de enlaces y moléculas.
– Teoría de enlace de valencia (TEV).
– Hibridación de orbitales atómicos (sp,sp2,sp3).
– Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia.
– Cantidad de sustancia.
– Fuerzas Intermoleculares.
– Enlace Metálico. Propiedades de los metales.


VIII. Reacciones Químicas. Transformación energética en las Reacciones Químicas. Espontaneidad.

– Reacciones Químicas.Concepto.Componentes.Cambios Físicos y Cambios Químicos.
– Ley de la conservación de la masa.
– Ley de Proust de las proporciones definidas.
– Ley de los volúmenes de combinación.
– Ley de Avogadro.
– Ecuaciones químicas. Velocidad de reacción. Factores que modifican la velocidad de reacción. Influencia de la concentración, temperatura, superficie de contacto, catalizadores e inhibidores.
– Estequiometría de las reacciones. Reactivo limitante. Rendimiento.
– Factores de conversión.
– Principales reacciones químicas: Reacciones de combinación o síntesis. Reacciones de descomposición. Polimerizaciones. Reacciones ácido-base. Reacciones de neutralización.Concepto de pH. Reacciones de oxidación-reducción (redox). Reacciones contaminantes.Reacciones de sustitución. Reacciones de síntesis.Reacciones de descomposición.
– Ácidos y Bases: reacciones de transferencia de protones.Concepto de pH. Cálculo y medida del pH en disoluciones acuosas de ácidos y bases. Volumetrías ácido – base.
– Energía de activación. Energía y reacción química. Procesos Endotérmicos y Exotérmicos. Calor de reacción.
– Transformaciones energéticas y espontaneidad de las reacciones químicas: primer principio de la termodinámica.Concepto y cálculo Energía interna.  
– Entalpía. Entalpía de enlace. Entalpía de la reacción. Conceptos. Cálculos.Diagramas Entálpicos.
– Ecuaciones termoquímicas. Ley de Hess. 
– Segundo principio de la termodinámica.
– Entropía. Factores determinan la espontaneidad de las reacciones químicas. 
– Energía de Gibbs.



IX. Equilibrio Químico.

– Introducción a la cinética química.
– Velocidad de reacción. Factores implicados.
– Orden de reacción. Molecularidad.
– Equilibrio químico.
– Cociente de reacción. Constante de equilibrio. 
– Constantes de equilibrio: Kc y Kp. 
– Factores que afectan a las condiciones del equilibrio. 
– Principio de Le Chatelier. Equilibrios heterogéneos. Reacciones de precipitación. 
– Acidos y Bases. Teoría de Arrhenius y Bronsted-Lowry. Pares ácido-base conjugados.Fuerza relativa de los ácidos. Constante y grado de disociación. Equilibrio iónico del agua. Reacciones de neutralización.Cálculo de pH.Punto de equivalencia. Volumetrías ácido-base.Equilibrios ácido-base de sales en disolución acuosa. 



X. Electroquímica.

– Concepto de oxidación y reducción.Sustancias oxidantes y reductoras. Número de oxidación.
– Reacciones de oxidación-reducción. 
– Ajuste de reacciones red-ox por el método del ión electrón.
– Estequiometría redox.
– Pila Daniell.
– Potencia normal de reducción.Potencial de una pila. Potencial de electrodo.
– Espontaneidad de los procesos red-ox.
– Potencial de reducción estándar.
– Valoraciones redox.
– Aplicaciones: Pilas y baterías eléctricas.
– Electrolísis.