Dr. Manuel Blázquez mblazquez@uco.es Aplicación del crédito ECTS a la Asignatura Bases Químicas del Medio Ambiente de Primero de Ciencias Ambientales Referencias.

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1 Dr. Manuel Blázquez mblazquez@uco.es
Aplicación del crédito ECTS a la Asignatura Bases Químicas del Medio Ambiente de Primero de Ciencias Ambientales Referencias Proyecto de Innovación Docente, UCO Experiencias Piloto para la Implantación del Crédito Europeo (ECTS) en Andalucía Acciones de Incentivación de la Junta de Andalucía Dr. Manuel Blázquez

2 Distribución de Carga docente de una asignatura de 6 créditos ECTS

3 Distribución de actividades
6 ECTS 5.5 ECTS Teoría 28 Laboratorio 14 Actividades 36 Estudio 52 Preparación Examen 30 25 Total 160 147 1600 horas/60 ECTS = 26.67 6 ECTS x 26.67= 160 horas 5.5 ECTS x 26.67=146.7 horas

4 Punto de partida Jornadas en la Universidad de Córdoba sobre Convergencia Europea (EEES, ECTS, Bolonia) Titulación: Ciencias Ambientales Proyectos de innovación docente de la Unidad de Calidad de la Universidad de Córdoba Programa de la asignatura en el modelo establecido por la Facultad de Ciencias para las titulaciones desde el curso Guía de la Titulación. Estructura de la guía docente de cada asignatura

5 DESCRIPCIÓN DE LA ASIGNATURA
Nombre de la asignatura Código de la asignatura Tipo de asignatura Nivel Curso en que se imparte Cuatrimestral Número de créditos asignados Nombre del Profesor Objetivos de la asignatura/competencias 1/2

6 Punto de partida Prerrequisitos Contenido (Programa)
Bibliografía recomendada Métodos docentes Tipo de exámenes y evaluaciones Idioma en que se imparte 2/2

7 TITULACIÓN CIENCIAS AMBIENTALES
PRIMER CURSO Integración de la Licenciatura en el Espacio Europeo de Enseñanza Superior Proyecto de Innovación Docente de la Universidad de Córdoba (02NP032) Comisionado para la Gestión de Calidad y Programas de Innovación Julio 2003 Asignatura Bases Químicas del Medio Ambiente Prof. Dr. Manuel Blázquez Ruiz Dpto. de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba

8 DATOS DE LA ASIGNATURA 720002 Troncal Primero 5.5 6 4 2
FACULTAD DE CIENCIAS ·Universidad de Córdoba· Edificio de Gobierno (Campus de Rabanales) · Córdoba Teléfonos /584 - Fax Se ruega que la ficha sea guardada con el nombre del código de la asignatura. (Ej: doc) DATOS DE LA ASIGNATURA Titulación: Ciencias Ambientales Código: 720002 Asignatura: Bases Químicas del Medio Ambiente Carácter: Troncal Tipo: Cuatrimestral Curso: Primero Créditos ECTS: 5.5 Créditos Totales LRU: 6 Teóricos: 4 Prácticos: 2 Descriptores (BOE): Enlace químico y estructura de la materia. Disoluciones y reacciones. Química analítica, orgánica e inorgánica. Departamento: Química Física y Termodinámica Aplicada Área de Conocimiento: Química Física Idioma en el que se imparte: Español

9 Dr. Manuel Blázquez Ruiz
PROFESORADO Ubicación Tutorias Horas/semana Responsable: Dr. Manuel Blázquez Ruiz Marie Curie, 2ª Planta 6 Otros: Contexto de la asignatura: (enmarcar la asignatura en el plan de estudios y su repercusión en el perfil profesional) La asignatura se encuentra en el primer curso de la titulación. Está diseñada para permitir al alumno alcanzar un nivel básico en química que le permita abordar otras materias específicas de química. Es una herramienta básica para el titulado cuyo perfil profesional vendrá determinado en parte por sus conocimientos de química en relación con los procesos que ocurren en el medio ambiente.

10 Objetivos de la Asignatura:
Conocer los fundamentos del enlace químico y de la estructura de la materia. Conocer los conceptos básicos de la nomenclatura, estequiometría y convenios en química. Conocer las propiedades de las disoluciones y de las reacciones químicas. Conocer las normas de un laboratorio y llevar a cabo experimentos básicos en química. Identificar procesos químicos del medio ambiente.

11 Competencias básicas y destrezas teórico-prácticas a adquirir por el alumno:
Con esta asignatura el alumno debe tener la capacidad de entender las reacciones químicas básicas. Debe tener la capacidad de explicar los enlaces químicos y las propiedades generales de los sustancias químicas. Debe tener habilidad para la resolución de cuestiones y problemas de química relacionados con los contenidos del programa. Debe tener destreza para preparar disoluciones y manejar reactivos con un protocolo específico, así como realizar experimentos que conduzcan a resultados de interés químico. Debe tener la capacidad de entender los convenios y símbolos y manejar las unidades en química

12 Recomendaciones para estudiantes que cursaran la asignatura
1/2 Se recomienda al alumno que trabaje con los apuntes tomados en clase y consulte la bibliografía señalada para contrastar la información, estudiar los ejercicios y seguir las explicaciones con los detalles necesarios. Esto permite corregir los errores de clase y la posibilidad de estudiar tantas veces como sea necesario la materia del programa facilitando su comprensión Con esta actividad el alumno debe conseguir capacidad de análisis y síntesis de la información en química. Asimismo, debe conseguir destreza en la respuesta de cuestiones y problemas. Para ello debe observar como se presenta la información y como se hacen los razonamientos de química. En relación con esta última actividad el alumno debe ser capaz de mostrar un línea de razonamiento clara, cuidando la corrección de los argumentos y con una expresión sencilla y directa.

13 Recomendaciones para estudiantes que cursaran la asignatura
2/2 Por otra parte, en los ejercicios debe cuidarse la corrección del calculo tanto desde el punto de vista conceptual como numérico. Especial atención debe ponerse en el uso de las ecuaciones de los modelos que sirven para interpretar los datos experimentales. Al estudiar un informe químico debe interpretarse la información que se aporta, para situar las hechos en un determinado contexto. Se debe conseguir la capacidad de distinguir, entre información ilustrativa, cualitativa, simplemente descriptiva de un entorno químico de la información esencial que permite conocer la reacción química

14 Programa de contenidos Teóricos:
1/3 LECCIÓN 1.- CONCEPTOS GENERALES Y ESTRUCTURA ATÓMICA. Introducción. Conceptos básicos en química. Teoría cuántica de Planck. Efecto fotoeléctrico. Teoría de Böhr. Espectros de emisión. Naturaleza dual del electrón. Principio de incertidumbre. La ecuación de Schrödinger. Números cuánticos. Orbitales atómicos. Configuración electrónica. Principio de exclusión de Pauli. Diamagnetismo y paramagnetismo. Reglas de Hund y de Aufbau. LECCIÓN 2.- RELACIONES PERIÓDICAS ENTRE LOS ELEMENTOS. Introducción. Clasificación periódica de los elementos. Variaciones periódicas de las propiedades físicas. Energía de ionización. Afinidad electrónica. Variación de las propiedades químicas. LECCIÓN 3.- ENLACE QUÍMICO. Introducción. Enlace iónico. Enlace covalente. Electronegatividad. Fuerzas del enlace covalente. Energía de disociación y energía de enlace. Geometría molecular. Momentos dipolares. Teoría de enlace-valencia. Hibridación de orbitales atómicos. Teoría de orbitales moleculares.

15 Programa de contenidos Teóricos:
2/3 LECCIÓN 4.- PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES. Introducción. Visión molecular del proceso de disolución. Efecto de la temperatura en la solubilidad. Efecto de la presión en la solubilidad de gases. Propiedades coligativas de disoluciones no electrolíticas. Propiedades coligativas de disoluciones electrolíticas. LECCIÓN 5.- EQUILIBRIO QUÍMICO. Introducción. Equilibrio químico. La constante de equilibrio. Equilibrios homogéneos, heterogéneos y múltiples. Factores que afectan al equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. Cambios en concentración. Cambios en el volumen y presión. Cambios en la temperatura. LECCIÓN 6.- EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE. Introducción. Ácidos y bases de Brönsted. La autoionización del agua y la escala de pH. Fuerza de ácidos y bases. Efecto nivelador. La estructura molecular y la fuerza de los ácidos. Ácidos y bases de Lewis. Ácidos débiles y constantes de ionización ácida. Bases débiles y constantes de ionización básica. Ácidos dipróticos y polipróticos. Propiedades ácido-base de las sales. Efecto del ión común. Disoluciones amortiguadoras. Titulaciones e indicadores ácido-base.

16 Programa de contenidos Teóricos:
3/3 LECCIÓN 7.- REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Introducción. Estados de oxidación. El concepto de la media reacción. Ajuste de las reacciones de oxidación-reducción. Las celdas galvánicas. La ecuación de Nernst. Titulaciones de oxidación-reducción. Electrólisis. Aplicaciones electroquímicas. LECCIÓN 8.- EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Introducción. Solubilidad y producto de solubilidad. Reacciones de precipitación. Separación de iones por precipitación fraccionada. Efecto del ión común y solubilidad. Solubilidad y pH. Equilibrio de iones complejos y solubilidad. LECCIÓN 9.- CINÉTICA QUÍMICA Introducción. Velocidad de reacción. Leyes de velocidad. Determinación experimental de la ley de velocidad. Reacción de primer orden y reacción de segundo orden. Dependencia de la constante de velocidad con la temperatura y energía de activación. La teoría de las colisiones en cinética química. La ecuación de Arrhenius. Mecanismos de reacción. Leyes de velocidad y etapas elementales. Catálisis.

17 Práctica 1. El Laboratorio de Química. Normas y seguridad.
Programa de contenidos Prácticos: Práctica 1. El Laboratorio de Química. Normas y seguridad. Práctica 2. Material, reactivos y disoluciones. Práctica 3. Valoración ácido-base Práctica 4. Valoración redox. Práctica 5. Disoluciones reguladoras. Ejercicios sobre los experimentos realizados.

18 Competencias a adquirir por unidades temáticas:
1/2 En los contenidos teóricos de la asignatura se distinguen tres bloques. El primer bloque trata de la estructura de la materia, átomos y moléculas. El alumno debe adquirir la capacidad de explicar la estructura de las moléculas y el tipo de enlace entre los átomos que la constituyen. Asimismo, debe poder predecir con razonamientos sencillos las propiedades químicas y físicas de los elementos de la tabla periódica y algunos de sus derivados. En el segundo bloque se aborda el equilibrio químico. Debe adquirir la capacidad de identificar el tipo de equilibrio químico por la naturaleza de la especies químicas, entender el concepto de la constante de equilibrio, los factores de que depende y los convenios utilizados. Debe comprender la situación del equilibrio dinámico para poder cuantificar las reacciones químicas ácido-base, de oxidación-reducción y los equilibrios de solubilidad.

19 Competencias a adquirir por unidades temáticas:
2/2 En el tercer bloque el alumno debe entender la velocidad de las transformaciones químicas, el concepto de constante de velocidad y los factores de que depende. Asimismo, debe entender el concepto de energía de activación como hecho característico de un proceso químico. Debe asimismo poder explicar el mecanismo de una reacción química y reconocer las etapas de un proceso químico global. Con las prácticas de laboratorio se potencia la capacidad de observación de los hechos experimentales y la respuesta a las cuestiones que plantea el experimento. Asimismo, esta actividad potencia la adquisición de destreza en la organización de los datos experimentales y resultados. Se favorece que adquiera destreza en el uso del material de laboratorio, reactivos, preparación de disoluciones y en experimentos básicos siguiendo un protocolo.

20 Metodología Docente: 1/3
Clases en el aula. En estas clases se presentan los contenidos teóricos de la asignatura y se resuelven ejercicios y problemas modelo. Se hará una selección conveniente, estructurada, haciendo especial énfasis de los fundamentos y aspectos más importantes de las lecciones del programa. Laboratorio de Prácticas. Esta actividad es necesaria para que el alumno aplique los conceptos básicos de teoría. En la asignatura se hace una introducción al laboratorio de Química, se presentan las normas de seguridad y se realizan experimentos tipo. El alumno debe disponer de un cuaderno donde anotar las observaciones que lleva a cabo en el laboratorio. Asimismo, deberá trabajar con los ejercicios que se proponen en relación con los experimentos realizados. Para las prácticas de laboratorio, el grupo de aula se dividirá en grupo de 25 alumnos y estos realizarán las actividades en el laboratorio de Química, con un calendario coordinado con el resto de prácticas. Se estima que el alumno para organizar el cuaderno de laboratorio, preparar las sesiones de prácticas, resolver ejercicios y redactar el informe final necesitará un trabajo adicional al que está en el laboratorio. Un cálculo aproximado implica ¾ de hora no presencial por cada hora de laboratorio.

21 Metodología Docente: 2/3 Actividades dirigidas El alumno trabajara resolviendo una colección de preguntas cortas y problemas sobre la asignatura. Se espera que trabaje en los ejercicios con un razonamiento directo, ordenado, explicando los pasos y la aproximaciones realizadas. Los alumnos podrán trabajar en grupos definidos para esta tarea. No obstante, tendrá que presentar, los ejercicios resueltos de forma individual. El alumno debe poder responder a cualquier pregunta o aclaración sobre la información que conste en el mismo. Los alumnos tendrá que realizar un examen final con preguntas teóricas y problemas de naturaleza similar, por lo que, esta actividad está enfocada a evitar los errores, defectos y falta de recursos que se observa en el examen final. Se trata de potenciar que los alumnos adquieran las capacidades ya mencionadas y que facilite la superación de la materia.

22 Metodología Docente: 3/3
Un segundo grupo lo constituye el estudio de un proceso químico del medio ambiente. Se trata de presentar un informe en el que se identifique los aspectos fundamentales del proceso con los contenidos de la asignatura. Este informe, deberá seguir las recomendaciones de un modelo. Este informe será presentado por cada grupo de forma colectiva y en el aparecerán los autores del mismo. Con esta actividad, se persigue potenciar el trabajo en equipo. Se valorará la selección, discusión, análisis de la información, síntesis, redacción y presentación del mismo. Se estima que el volumen de trabajo que el alumno ha de realizar es de 34 horas no presenciales. Durante el curso, esta actividad estará supervisada por el Profesor y se hará un calendario de reuniones por grupo para aclarar cuantas dudas de interés general se susciten y para dar orientaciones en relación con las actividades propuestas. Asimismo, se establecerán entregas parciales de la tarea con fechas limites para regular y controlar de forma efectiva el nivel y la calidad del trabajo realizado por cada alumno. Esto implica una programación de unas cuatro horas presenciales en varias citas a lo largo del curso. Asimismo, queda además disponible el horario de tutoría para atender las cuestiones particulares de cada alumno o del grupo en relación con la asignatura y cualquiera de sus actividades.

23 Competencias Genéricas (transversales)
Atributos que debe tener un graduado con independencia de su titulación Recoge aspectos genéricos de conocimientos, habilidades, destrezas y capacidades para incorporarse al mercado laboral. Definidas por ANECA a partir del Proyecto “Tuning” Competencias instrumentales Habilidades cognoscitivas Capacidades metodológicas Destrezas tecnológicas Destrezas lingüísticas Competencias interpersonales Capacidades individuales Destrezas sociales Competencias sistémicas Destrezas y habilidades del individuo relativas a la comprensión de sistemas complejos Otras competencias transversales (genéricas) Añadidas a partir de los Libros Blancos de la primera convocatoria Uso de internet Conocimiento de lengua extranjera Capacidad de aplicar conocimientos teóricos a la práctica Capacidad de comunicarse con personas no expertas en la materia Capacidad de entender el lenguaje y las propuestas de otros especialistas La ambición profesional La capacidad de autoevaluación La capacidad de negociación

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25 Competencias específicas
Atributos que deben adquirir los futuros graduados durante la estancia en la Universidad. Deben ser definidas por la experiencia propia de la Titulación Competencias disciplinares y académicas (saber) Conocimientos teóricos que deben adquirir los graduados en cuanto a las materias impartidas en la titulación Competencias profesionales (formación profesional) Habilidades, destrezas y conocimientos prácticos que deben ser aprendidos durante la estancia en la Universidad

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27 (Criterios de evaluación claros)
1/3 La evaluación principal de la asignatura consistirá en un examen final escrito que contendrá cuestiones cortas sobre Teoría y Problemas de los contenidos del programa. Este ejercicio final está programado en el calendario general de exámenes. Se sugiere al alumno que analice la información y responda a la cuestión principal con las matizaciones necesarias que se formulan en el enunciado. El alumno debe centrarse en lo que se pregunta y evitar una respuesta ambigua sin relación con la cuestión planteada. En los problemas se valorará la capacidad de análisis de la información esencial. Asimismo, el alumno debe explicar la estrategia para resolver el problema con algunas palabras clave o comentarios. Se valorará el uso de ecuaciones adecuadas y la obtención de resultados. El uso de las unidades se considera un aspecto esencial en la resolución de problemas. En la calificación del examen tienen el mismo peso la Teoría y los Problemas y en su conjunto tiene un peso del 70% en la calificación final.

28 Evaluación: (Criterios de evaluación claros)
2/3 Otra tipo de evaluación se realiza con las prácticas de laboratorio. Por una parte se hace evaluación continua de las sesiones de laboratorio donde se controla la asistencia y el desarrollo de las mismas. En particular, se vigilará la disposición y destreza para realizar las diferentes actividades. Por ejemplo, hacer pequeños cálculos, preparar disoluciones, realizar experimentos, anotaciones en el cuaderno y en general el seguimiento de las normas de trabajo. Se revisará el cuaderno y los ejercicios propuestos y finalmente, se corregirá el informe final de practicas donde se formulan cuestiones sobre los experimentos realizados. El conjunto de esta evaluación representa un 15% en la nota final del curso, aunque se considera imprescindible la realización de las prácticas para poder superar la asignatura.

29 Evaluación: (Criterios de evaluación claros)
3/3 Una tercera evaluación se lleva a cabo a través de las actividades dirigidas. Se trabajará con el alumno en varias reuniones programadas para potenciar la adquisición de destrezas en la resolución de cuestiones teóricas. Asimismo, se trabajará con conceptos que impliquen uso de terminología y convenios en química que son claves para los razonamientos. Se orientará al alumno en el uso adecuado del lenguaje científico. Se valorará la resolución de una colección de ejercicios representativos de los contenidos de la asignatura. Asimismo, se valorará el informe sobre procesos químicos que ocurren en el medio ambiente, donde se identifiquen los aspectos fundamentales que estudian en la asignatura. La evaluación global de este apartado tiene un peso del 15% en la calificación final del alumno.

30 Planificación temporal: (esquema flexible donde queden recogidas expresamente las actividades académicamente dirigidas) Las clases de teoría se impartirán a razón de dos horas por semana. Se dedicarán 2 horas a cada lección como promedio, lo que hace un total de 18 horas. Asimismo se dedicará aproximadamente una hora adicional por lección para resolver ejercicios modelo. En total, se dedicaran 28 horas en el aula para los contenidos teórico y prácticos del programa Las prácticas de laboratorio, se realizará a razón de una práctica por semana y estas comenzarán con un retraso de aproximadamente un mes desde el comienzo de las clases de teoría para facilitar la integración de los alumnos en la asignatura y en sus estudios universitarios que acaban de comenzar. En total, se impartirán 14 horas de actividades presenciales del alumno en el laboratorio.

31 Bibliografía: (La general breve, la específica por unidades temáticas) Teoría y ejercicios propuestos D.D. Ebbing, Química General, McGraw-Hill, 1997 P.W. Atkins, Química, Ed. Omega, 1992. R. Chang, Química, Mc Graw Hill, 1992. I.N. Levine Fisicoquímica, Mc Graw Hill, 1990. B.M. Mahan y R.J. Myers, Química Curso Universitario, Addison Wesley Iberoam., 1990 K.W. Whitten, K.D. Gailey y R.E. Davis, Química General Superior, McGraw Hill, 1997. J.B. Russell y A. Larena, Química, McGraw-Hill, 1994. Problemas Resueltos C.H. Sorum y R.S. Boikess, Cómo Resolver Problemas de Química General, Paraninfo, 1990 M.J. Sienko, Problemas de Química, Reverté, 1993. C.J. Willis, Resolución de Problemas de Química General, Reverté, 1993. F.Vinagre y L.M. Vázquez, Fundamentos y Problemas de Química, Alianza Editorial, 1995.

32 Actividad Docente Materia Actividad Profesor Alumno
Clases en aula Teoría Exposición de la Teoría. Apoyo con audiovisuales Tomar apuntes, copiar el material audiovisual Ejercicios y problemas Respuestas y soluciones Apuntes. Formulación de preguntas y dudas Clases en laboratorio Prácticas de laboratorio Presentación de normas. Explicación de las prácticas Cuaderno de laboratorio, anotaciones, experimentos, ejercicios, informe, etc. Actividades dirigidasc Ejercicios, problemas, Informe Preparar colección de cuestiones teóricas y problemas Resolver cuestiones y problemas propuestos, informe Exámenes Teoría y problemas Poner, vigilar y corregir el examen. Calificar globalmente al alumno Preparación de examen (24.5) Realización de examen (3)

33 Tipo de preguntas. Se valorará razonamiento y capacidad de síntesis
Actividad Docente Evaluación Horas presenciales Noras no presenciales Horas ECTS a Procedimiento Peso en la nota final Clases en aula Tipo de preguntas. Se valorará razonamiento y capacidad de síntesis 35% 18 27 b 45 Problemas numéricos. Se valorarán razonamientos, unidades y convenios, resultados, lenguaje, etc 10 15 b 25 Clases en laboratorio Evaluación continuada, cuaderno, ejercicios, informes, asistencia 15% 14 10 b 24 Actividades dirigidasc Ejercicios, Problemas, informes 4 20 Exámenes 3 24.5 27.5 Total carga docente del alumno 100 % 49 96.5 145.5

34 Grupo I Grupo II Grupo III Sesión (1 a 15)+43+44 (16 a 30)+45+46
Bases Químicas del Medio Ambiente 1º Ciencias Ambientales (2004/05) Prácticas de Laboratorio Se convoca a los alumnos para realizar las prácticas en el laboratorio de Química del Aulario según el siguiente calendario Sesión Grupo I (1 a 15)+43+44 Grupo II (16 a 30)+45+46 Grupo III (31 a 42)+(47 a 50) Hora 1ª Lun 18-Oct Mar 19-Oct Jue 21-Oct 9:30 2ª Mar 26-Oct Mie 27-Oct Jue 28-Oct 3ª Mar 2-Nov Mie 3-Nov Jue 4-Nov 4ª Lun 8-Nov Mar 9-Nov Jue 11-Nov 5ª Mar 16-Nov Mie 17-Nov Jue 18-Nov Si se produce algún cambio en el cuadro anterior se comunicará a cada grupo en el Laboratorio. Los subgrupos se encuentran en la lista anexa. El alumno que no haya realizado las prácticas y no se encuentre incluido en dicha relación deberá contactar con el Profesor a la mayor brevedad posible. Córdoba a 20 de Octubre 2004 El Profesor

35 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 1 Describir brevemente utilizando un esquema los contenidos de química estudiados en la etapa de Bachillerato. A la vista del programa de Bases Químicas del Medio Ambiente, que contenidos son nuevos y cuales considera que pueden entrañar mayor dificultad. Enumerar, hasta un máximo de diez, las dificultades encontradas en los conceptos químicos estudiados. En las cinco primeras semanas de curso, enumerar los libros utilizados para seguir la asignatura, así como las horas de estudio por semana dedicadas a teoría, ejercicios y prácticas, excluidas las horas presenciales. Instrucciones. Para las respuestas se admitirán como máximo dos páginas (1 hoja A4). Se valorará la capacidad de síntesis, estructura y calidad del texto. Indicar Apellidos y Nombre. Fecha límite de entrega 11 de Noviembre.

36 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 2 Escribir los equilibrios correspondientes a la disociación del ácido fosfórico. Conociendo el valor de los pKa, escribir la constante de acidez. Datos: pK1=2.12; pK2=7.2; pK3=12.6. El pH de una disolución tampón se puede obtener por la expresión, pH= pKa+ log [[A-]o/[AH]o]. Deducir esta ecuación a partir de la constante de equilibrio de la forma ácida y justificar las aproximaciones realizadas. Instrucciones. Para las respuestas se admitirán como máximo dos páginas (1 hoja A4). Se valorará la capacidad de síntesis, estructura y calidad del texto. Indicar Apellidos y Nombre. Fecha límite de entrega 16 de Diciembre.

37 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3 Resolver los ejercicios correspondientes a las lecciones que se recogen en la tabla. Lección 1 2 3 4 5 6 7 8 Ejercicios 116, 118, 120 4, 38 44, 46 7, 27 18, 40 39 7, 24, 39 15, 24 Instrucciones. Escribir el enunciado de cada ejercicio y a continuación la resolución del mismo. Esta deberá hacerse explicando esquemáticamente el razonamiento seguido y las aproximaciones empleadas. Se valorará la estructura, capacidad de síntesis, razonamiento y resultados: en particular, la corrección de las ecuaciones, unidades y valores numéricos obtenidos. Para las respuestas de cada lección se admitirán como máximo dos páginas (1 hoja A4). Indicar apellidos y nombre. Fecha límite de entrega 21 de Enero.

38 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada
Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 4a Se estudia la velocidad de descomposición de azometano midiendo la presión parcial de los reactivos en función del tiempo: CH3-N=N-CH3(g)  N2(g) + C2H6(g). Los datos obtenidos a 300 ºC se muestran en la tabla. t/s 100 150 200 250 300 Pi/mm Hg 284 220 193 170 132 (a) Indicar si estos datos son congruentes con una cinética de primer orden. En caso afirmativo, calcular la constante de velocidad. (b) Obtener el tiempo de vida media representando los datos de la tabla. Si (a) es afirmativo, calcular la constante de velocidad a partir del tiempo de vida media obtenido en (b). Instrucciones. Para resolver los ejercicios deberán emplearse representaciones gráficas de los datos según el modelo cinético. Se valorará la estructura, razonamiento y resultados. En particular, la corrección de las ecuaciones, unidades y valores numéricos obtenidos. Para la respuesta se admitirán como máximo 2 páginas (1 hoja A4). Las gráficas deberán hacerse en papel milimetrado (se suministra una hoja), se recortarán al tamaño adecuado y se pegarán en la hoja de respuesta. Indicar apellidos y nombre. Fecha límite de entrega 27 de Enero. Esta página deberá entregarse grapada con la hoja de respuesta.

39 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada
Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 4b La constante de velocidad para la descomposición del acetaldehído se midió a cinco temperaturas diferentes como se muestra en la tabla. (a) Calcular la energía de activación de la reacción; CH3CHO(g)  CH4(g) + CO(g). (b) Con la información disponible deducir el orden de reacción con respecto al acetaldehido. Razonar. T/ K 700 730 760 790 810 k/ M-1/2s-1 0.011 0.035 0.105 0.343 0.789 Instrucciones. Para resolver los ejercicios deberán emplearse representaciónes gráficas de los datos según el modelo cinético. Se valorará la estructura, razonamiento y resultados. En particular, la corrección de las ecuaciones, unidades y valores numéricos obtenidos. Para la respuesta se admitirán como máximo 2 páginas (1 hoja A4). Las gráficas deberán hacerse en papel milimetrado (se suministra una hoja), se recortarán al tamaño adecuado y se pegarán en la hoja de respuesta. Indicar apellidos y nombre. Fecha límite de entrega 27 de Enero. Esta página deberá entregarse grapada con la hoja de respuesta.

40 DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FÍSICA Y TERMODINÁMICA APLICADA (UCO)
Bases Químicas del medio Ambiente. Prácticas de laboratorio. Curso 2004/2005 Alumno: Grupo: Cuestionario A partir del reactivo del laboratorio, hacer los cálculos para preparar 250 mL de HCl 0.1 M. Con la cantidad de ftalato pesada en el experimento 1, calcular la concentración de esta sal ácida si se disuelve en agua y se enrasa a 250 ml. Expresar la concentración en equivalentes/L y en g/L Al disolver cinc metálico en una disolución ligeramente básica de KMnO4 se produce óxido de manganeso IV sólido e hidróxido de cinc. Escribir las semirreacciones y la reacción global ajustada. Calcular el peso equivalente del agente oxidante y del reductor. Escribir la ecuación iónica Especificar cual de de los siguientes sistemas puede clasificarse como amortiguador: (a) KCl/HCl, (b) NH3/NH4NO3, (c) Na2HPO4/NaH2PO4, (d) KNO2/HNO2, (e) KHSO4/H2SO4, (f) HCOOK/HCOOH. Razonar. Si se pone una concentración equimolar de ambos componentes de la disolución que pH se obtiene en su caso. Nota. Fecha límite de entrega el día 8 de Febrero. Para las respuestas se admitirán como máximo tres páginas. Es decir, el reverso de esta hoja más una hoja A4 adicional. En su caso, se deberá utilizar la información anotada en el cuaderno de laboratorio que deberá ser presentado el día del examen para su revisión. Se valorará la capacidad de síntesis, estructura y argumentación. En particular, la corrección de las ecuaciones, unidades y valores numéricos obtenidos.

41 Horario semanal

42 Exámenes

43 Distribución semanal del cuatrimestre
Martes Miércoles Jueves 1 2 3 PL Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 1+2+3 PRESENCIALES Teoría (curso completo): 2x14+4=32 horas Laboratorio (Grupo 25): 3x5=15 horas NO PRESENCIALES Actividades Dirigidas: 1 -> 2 horas 2 -> 2 horas 3 -> 20 horas 4 -> 4 horas Control Grupo: 4 horas Total: 32 horas

44 Control de asistencia a clase y laboratorio
Evaluación Expediente Laboratorio (15%) Actividades Dirigidas (15%) Examen (70%) Asistencia Cuaderno Ejercicios Cuestionario Teoría (50%) Problemas (50% A1: Introducción A2: Cuestiones A3: Lecciones 1-8 A4: Lección 9 Control de asistencia a clase y laboratorio

45 Actividad del alumno (5.5 ECTS)
Presencial Horas Porcentaje Teoría Si 32 22 Laboratorio 15 10 Actividades No Estudio teoría 42 29 Estudio laboratorio 23 Examen 3 2 Total 147 100 1600 horas/60 ECTS = 26.67 5.5 ECTS x 26.67= horas

46 Conclusiones Se ha conseguido introducir al alumno en los conceptos del crédito ECTS Trabajar en la selección de los contenidos de las clases presenciales Diversificar las actividades dirigidas y trabajar en los formularios de cuestiones La mayoría de los alumnos siguen las instrucciones. Algunos alumnos ¿no las entienden? El plan facilita superar la asignatura Implantar calificación umbral en cada bloque del expediente Tutorías colectivas: Control de asistencia. Resolver dudas. Estrategia de trabajo con los ejercicios. Potencian participación y motivación de los alumnos.

47 Alumnos Repetidores Opcional el plan docente ECTS
Si acepta tiene que seguir las actividades Calificación según el expediente completo Si no, se califica por el examen final y las prácticas. Los repetidores del plan ECTS opción repetir las actividades o aceptar el expediente y solamente hacer examen final Problema: perturbación de las asignaturas de otros cursos (asistencia) Control asistencia: clase y actividades

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49 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 1 Establecer cuáles de los conjuntos siguientes de números cuánticos es posible y cuáles imposibles para un electrón en un átomo. (a) n=0, l=0, ml=0, ms=1/2; (b) n=1, l=1, ml=0, ms=1/2; (c) n=1, l=0, ml=0, ms=-1/2; (d) n=2, l=1, ml=-2; ms=1/2; (e) n=2, l=1, ml=-1, ms=1/2. La función trabajo fotoeléctrico de una metal es la energía mínima para la expulsión de un electrón por irradiación del metal con luz. Para el calcio, esta función trabajo es igual a 4.3410-19 J. ¿Cuál es la frecuencia mínima de la luz para el efecto fotoeléctrico Calcular la longitud de onda de la línea de Balmer del espectro de hidrógeno en el cuál el número cuántico inicial n es 5 y el número cuántico final n es 2.

50 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 2 2.4. Indicar si los siguientes elementos se encuentran como especies atómicas, moleculares o formando grandes estructuras tridimensionales en su estado mas estable a 25 º C y 1 atm, y escribir la formula molecular o empírica: fósforo, yodo, magnesio, neón, argón, azufre, boro, selenio y oxígeno. 2.38. El radio atómico del K es 216 pm y el de K+ es de 133 pm. Calcular el porcentaje de disminución del volumen que ocurre cuando K(g) se convierte en K+(g).

51 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 3 3.44. Dibujar un diagrama de niveles energéticos de orbitales moleculares para cada uno de las siguientes especies: He2, HHe, He2+. Comparar sus estabilidades relativas en términos de los órdenes de enlace (tratar el HeH como una molécula diatómica con tres electrones). 3.46. Describir el enlace del ión formiato (HCOO-) en términos de : (a) resonancia, (b) teoría de orbitales moleculares.

52 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 4 4.7.Calcular la presión de vapor (en torr) de cada disolución acuosa a la temperatura señalada. (a) Una disolución a 80 ºC en la que la glucosa tiene una fracción molar de (b) La misma disolución con Cl2Ca en lugar de glucosa. Presión de vapor del agua a 80º C: torr [s: (a) torr; (b) torr.] 4.27.Calcular la masa molar del soluto a partir de los datos indicados. Una disolución de tolueno (d=0.867 g/mL) conteniendo 0.10 g de un polímero en 100 mL de disolvente, muestra a 20 ºC un ascenso de 8.40 cm en un osmómetro [s: 3410 g/mol].

53 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 5 5.18. Formular la ecuación de las constantes de equilibrio Kc y Kp, si es el caso, para cada una de las siguientes reacciones: (a) H2O(l) = H2O(g); (b) H2O(g) + CO(g) = H2(g) + CO2(g); (c) 2Mg(s) + O2(g) = 2MgO(s); (d) PCl5(g) = PCl3(g) + Cl2(g). 5.40. La constante de equilibrio Kp para la reacción 2SO2(g) + O2(g) = 2SO3(g) es 5.6x104 a 350 ºC. Al inicio se mezclan SO2 y O2 a y atm, respectivamente, a 300 ºC. Cuando la mezcla llega al equilibrio, su presión total ¿es menor o mayor que la suma de las presiones iniciales, que era atm?

54 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 6 6.39. Calcular la concentración de todas las especies en una disolución de H3PO M (Ka1=6.9x10-3, Ka2=6.2x10-8, Ka3=4.8x10-13).

55 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 7 7.7. Calcular Eo para las reacciones del mercurio con: (a) HCl 1M y (b) HNO3 1M. ¿Cual de los ácidos oxidará Hg a Hg2+ en condiciones de estado estándar? 7.24. Predecir si las siguientes reacciones ocurren espontáneamente en disolución acuosa a 25ºC. Suponer que todas las concentraciones iniciales de las especies disueltas son 1.0 M. (a) Ca(s) + Cd2+(ac) = Ca2+(ac) + Cd(s); (b) 2Br-(ac) + Sn2+(ac) = Br2(l) + Sn(s); (c) 2Ag(s) + Ni2+(ac) = 2Ag+(ac) + Ni(s); (d) Cu+(ac) + Fe3+(ac) = Cu2+(ac) + Fe2+(ac). 7.39. Calcular las cantidades de Cu y Br2 producidos con electrodos inertes al pasar una corriente de 4.50 A a través de una disolución de CuBr2 durante 1.0 h.

56 Departamento de Química Física y Termodinámica Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas del Medio Ambiente, Actividad 3. Lección 8 8.15. Escribir ecuaciones ajustadas y expresiones del producto de solubilidad de los equilibrios de solubilidad de los siguiente compuestos: (a) CuBr; (b) ZnC2O4; (c) Ag2CrO4; (d) Hg2Cl2; (e) AuCl3; (f) Mn3(PO4)2. 8.24. Un volumen de 75 mL de NaF M se mezcla con 25 mL de Sr(NO3) M. Calcular la concentración de NO3-, Na+, Sr2+ y F- en la disolución final. Kps(SrF2)=2.0x10-10.