Referencias

1
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 mblazquez_at_uco.es
2
Distribución de Carga docente de una asignatura
de 6 créditos ECTS
3
Distribución de actividades
Actividad 6 ECTS 5.5 ECTS
Teoría 28 28
Laboratorio 14 14
Actividades 36 28
Estudio 52 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 26.67146.7 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 1999-2000.
• Guía de la Titulación. Estructura de la guía
  docente de cada asignatura

5
DESCRIPCIÓN DE LA ASIGNATURA

1. Nombre de la asignatura
2. Código de la asignatura
3. Tipo de asignatura
4. Nivel
5. Curso en que se imparte
6. Cuatrimestral
7. Número de créditos asignados
8. Nombre del Profesor
9. 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

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Se ruega que la ficha sea guardada con el nombre
del código de la asignatura. (Ej 202034.doc)
DATOS DE LA ASIGNATURA DATOS DE LA ASIGNATURA DATOS DE LA ASIGNATURA DATOS DE LA ASIGNATURA DATOS DE LA ASIGNATURA DATOS DE LA ASIGNATURA DATOS DE LA ASIGNATURA
Titulación Ciencias Ambientales Ciencias Ambientales Ciencias Ambientales Ciencias Ambientales Código 720002
Asignatura Bases Químicas del Medio Ambiente Bases Químicas del Medio Ambiente Bases Químicas del Medio Ambiente Bases Químicas del Medio Ambiente Carácter Troncal
Tipo Cuatrimestral Cuatrimestral Curso Primero Créditos ECTS 5.5
Créditos Totales LRU 6 6 Teóricos 4 Prácticos 2
Descriptores (BOE) Descriptores (BOE) Enlace químico y estructura de la materia. Disoluciones y reacciones. Química analítica, orgánica e inorgánica. Enlace químico y estructura de la materia. Disoluciones y reacciones. Química analítica, orgánica e inorgánica. Enlace químico y estructura de la materia. Disoluciones y reacciones. Química analítica, orgánica e inorgánica. Enlace químico y estructura de la materia. Disoluciones y reacciones. Química analítica, orgánica e inorgánica. Enlace químico y estructura de la materia. Disoluciones y reacciones. Química analítica, orgánica e inorgánica.
Departamento Departamento Química Física y Termodinámica Aplicada Química Física y Termodinámica Aplicada Química Física y Termodinámica Aplicada Química Física y Termodinámica Aplicada Química Física y Termodinámica Aplicada
Área de Conocimiento Área de Conocimiento Química Física Química Física Química Física Química Física Química Física
Idioma en el que se imparte Idioma en el que se imparte Español Español Español Español Español
9
PROFESORADO PROFESORADO Ubicación Tutorias Horas/semana
Responsable Dr. Manuel Blázquez Ruiz Marie Curie, 2ª Planta 6
Otros
Otros
Otros
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.
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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.
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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
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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
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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.
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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.
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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.
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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.
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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
Competencias instrumentales Capacidades metodológicas
Competencias instrumentales Destrezas tecnológicas
Competencias instrumentales Destrezas lingüísticas
Competencias interpersonales Capacidades individuales
Competencias interpersonales 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
Otras competencias transversales (genéricas) Añadidas a partir de los Libros Blancos de la primera convocatoria 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
24
(No Transcript)
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
26
(No Transcript)
27
Evaluación (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.
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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.
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Actividad Docente Materia Actividad Actividad
Actividad Docente Materia Profesor Alumno
Clases en aula Teoría Exposición de la Teoría. Apoyo con audiovisuales Tomar apuntes, copiar el material audiovisual
Clases en aula 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)
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Actividad Docente Evaluación Evaluación Evaluación Horas presenciales Noras no presenciales Horas ECTS a
Actividad Docente Procedimiento Peso en la nota final Peso en la nota final Horas presenciales Noras no presenciales Horas ECTS a
Clases en aula Tipo de preguntas. Se valorará razonamiento y capacidad de síntesis 35 35 18 27 b 45
Clases en aula Problemas numéricos. Se valorarán razonamientos, unidades y convenios, resultados, lenguaje, etc 35 35 10 15 b 25
Clases en laboratorio Evaluación continuada, cuaderno, ejercicios, informes, asistencia 15 15 14 10 b 24
Actividades dirigidasc Ejercicios, Problemas, informes 15 15 4 20 24
Exámenes 3 24.5 27.5
Total carga docente del alumno Total carga docente del alumno Total carga docente del alumno Total carga docente del alumno 100 49 96.5 145.5
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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)4344 Grupo II (16 a 30)4546 Grupo III (31 a 42)(47 a 50) Hora
1ª Lun 18-Oct Mar 19-Oct Jue 21-Oct 930
2ª Mar 26-Oct Mie 27-Oct Jue 28-Oct 930
3ª Mar 2-Nov Mie 3-Nov Jue 4-Nov 930
4ª Lun 8-Nov Mar 9-Nov Jue 11-Nov 930
5ª Mar 16-Nov Mie 17-Nov Jue 18-Nov 930
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
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Departamento de Química Física y Termodinámica
AplicadaUniversidad de CórdobaBases Químicas
del Medio Ambiente, 2004-2005

• 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.
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Departamento de Química Física y Termodinámica
AplicadaUniversidad de CórdobaBases Químicas
del Medio Ambiente, 2004-2005

• Actividad 2
• Escribir los equilibrios correspondientes a la
  disociación del ácido fosfórico. Conociendo el
  valor de los pKa, escribir la constante de
  acidez. Datos pK12.12 pK27.2 pK312.6.
• El pH de una disolución tampón se puede obtener
  por la expresión, pH pKa log A-o/AHo.
  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.
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Departamento de Química Física y Termodinámica
AplicadaUniversidad de CórdobaBases Químicas
del Medio Ambiente, 2004-2005

• 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.
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Departamento de Química Física y Termodinámica
Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas
del Medio Ambiente, 2004-2005
Actividad 4a

1. Se estudia la velocidad de descomposición de
   azometano midiendo la presión parcial de los
   reactivos en función del tiempo CH3-NN-CH3(g) ?
   N2(g) C2H6(g). Los datos obtenidos a 300 ºC se
   muestran en la tabla.

t/s 0 100 150 200 250 300
Pi/mm Hg 284 220 193 170 150 132
(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.
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Departamento de Química Física y Termodinámica
Aplicada Universidad de Córdoba Bases Químicas
del Medio Ambiente, 2004-2005
Actividad 4b

1. 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.
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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA FÍSICA Y TERMODINÁMICA
APLICADA (UCO) Bases Químicas del medio Ambiente.
Prácticas de laboratorio. Curso 2004/2005
Alumno...........................................
..................................................
.....Grupo....................
Cuestionario

1. A partir del reactivo del laboratorio, hacer los
   cálculos para preparar 250 mL de HCl 0.1 M.
2. 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
3. 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
4. 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
Semana Martes Martes Miércoles Miércoles Jueves Jueves
1
2
3 PL Grupo 1 PL Grupo 2 PL Grupo 3
4 PL Grupo 1 PL Grupo 2 PL Grupo 3
5 PL Grupo 1 PL Grupo 2 PL Grupo 3 1
6 PL Grupo 1 PL Grupo 2 PL Grupo 3 2
7 PL Grupo 1 PL Grupo 2 PL Grupo 3 3
8 1
9 2
10 3
11 1
12 2
13 3
14 123
PRESENCIALES
Teoría (curso completo) 2x14432 horas
Laboratorio (Grupo 25) 3x515 horas
NO PRESENCIALES
Actividades Dirigidas 1 -gt 2 horas 2 -gt 2
horas 3 -gt 20 horas 4 -gt 4 horas Control Grupo 4
horas Total 32 horas
44
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)
Actividad Presencial Horas Porcentaje
Teoría Si 32 22
Laboratorio Si 15 10
Actividades No 32 22
Estudio teoría No 42 29
Estudio laboratorio No 23 15
Examen Si 3 2
Total Total 147 100
1600 horas/60 ECTS 26.67 1600 horas/60 ECTS 26.67 5.5 ECTS x 26.67 146.7 horas 5.5 ECTS x 26.67 146.7 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.

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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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(No Transcript)
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AplicadaUniversidad de CórdobaBases Químicas
del Medio Ambiente, 2004-2005

• Actividad 3. Lección 1
• 1.116. Establecer cuáles de los conjuntos
  siguientes de números cuánticos es posible y
  cuáles imposibles para un electrón en un átomo.
  (a) n0, l0, ml0, ms1/2 (b) n1, l1, ml0,
  ms1/2 (c) n1, l0, ml0, ms-1/2 (d) n2,
  l1, ml-2 ms1/2 (e) n2, l1, ml-1, ms1/2.
• 1.118. 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
• 1.120. 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.

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• 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).

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• 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.

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• 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 0.050. (b) La misma
  disolución con Cl2Ca en lugar de glucosa. Presión
  de vapor del agua a 80º C 355.1 torr s (a)
  337.3 torr (b) 306.8 torr.
• 4.27.Calcular la masa molar del soluto a partir
  de los datos indicados. Una disolución de tolueno
  (d0.867 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.

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• 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 0.350 y
  0.762 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 1.112 atm?

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• Actividad 3. Lección 6
• 6.39. Calcular la concentración de todas las
  especies en una disolución de H3PO4 0.100 M
  (Ka16.9x10-3, Ka26.2x10-8, Ka34.8x10-13).

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• 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.

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• 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 0.060 M se
  mezcla con 25 mL de Sr(NO3)2 0.15 M. Calcular la
  concentración de NO3-, Na, Sr2 y F- en la
  disolución final. Kps(SrF2)2.0x10-10.