1.1.- Por qué estudiar Química: el reto de la Química en el nuevo siglo.

1.2.- Objeto de la Química.

1.3.- Medida de la materia: unidades SI.

1.4.- La incertidumbre en las medidas científicas: errores de escala, sistemáticos y accidentales. Diferencia entre precisión y exactitud.

1.5.- Cifras significativas.

La ecuación química y las relaciones de masa.

1.6.- Ecuaciones químicas.

1.7.- Significado cuantitativo de las ecuaciones químicas.

Cómo utilizar la estequiometria de una reacción.

1.8.- Distintos tipos de cálculos estequiométricos.

1.9.- Los límites de una reacción. Rendimiento de una reacción. Reactivo limitante.

Primera Ley

2.1.- Introducción.

2.2.- El lenguaje de la Termodinámica: sistemas, estados y funciones de estado.

2.3.- La primera ley de la Termodinámica.

2.4.- Aplicaciones de la primera ley de la Termodinámica a las reacciones químicas. Variación de energía interna en una reacción química. ¿Cómo podemos medir ΔE? Definición de una nueva función de estado: entalpía. ¿Qué relación existe entre ΔH y ΔE? Ecuaciones termoquímicas. Aditividad de las entalpías de reacción: ley de Hess. Diagramas entálpicos. Aplicaciones de la ley de Hess: estados de referencia, calores de formación, entalpias de enlace.

Segunda y Tercera Ley

2.5.- Criterio para un cambio espontáneo. La entropía y la segunda ley de la Termodinámica: procesos reversibles e irreversibles. Interpretación molecular de la entropía. Tercera ley de la Termodinámica. Cambios de entropía en las reacciones químicas. Energía libre: criterio de espontaneidad. Energías libres normales de formación.

3.1.- Introducción: Importancia del estudio de este tema.

3.2.- Naturaleza del equilibrio químico.

3.3.- Constante de equilibrio.

3.4.- Equilibrios heterogéneos.

3.5.- Expresión de la constante de equilibrio en equilibrios múltiples.

3.6.- Predicción de la dirección de la reacción.

3.7.- Calculando constantes de equilibrio.

3.8.- Variación de la constante de equilibrio con la temperatura.

3.9.- Alterando las condiciones de equilibrio: principio de Le Chatelier. Efecto de la temperatura. Efecto de un cambio en las concentraciones de las sustancias reaccionantes. Efecto de la variación del volumen. Efecto de la variación de la presión. Efecto de los catalizadores.

3.10.- Cálculos en equilibrios químicos: etapas recomendadas a seguir en la resolución de ejercicios numéricos.

3.11.- Cálculo de K a partir de las concentraciones en el equilibrio.

3.12.- Cálculo de las concentraciones en el equilibrio a partir del valor de la constante de equilibrio.

4.1.- Introducción.

4.2.- Velocidad de las reacciones químicas: expresión y unidades.

4.3.- Cómo medir experimentalmente la velocidad de la reacción. 

4.4.- Factores que afectan a la velocidad de reacción. Naturaleza de los reactivos. Efecto de las concentraciones: leyes diferenciales, leyes integradas, orden y molecularidad. Efecto de la temperatura: ley de Arrhenius.

4.5.- Teorías acerca de las velocidades de reacción. Teoría de las colisiones. Teoría del estado de transición.

4.6.- Mecanismos de reacción.

4.7.- Catálisis. Tipos de catálisis. Efecto de los catalizadores sobre la energía de activación. Catalizadores y equilibrio químico.

5.1.- Introducción.

5.2.- Estado líquido: Estructura de los líquidos y propiedades.

5.3.- Cambios de estado. Cambios de estado a presión constante. Posibles cambios de estado. Equilibrio líquido-vapor. Equilibrio sólido-líquido. Equilibrio sólido-gas.

5.4.- Diagramas de fases. Descripción. Aplicación del principio de Le Chatelier.

Disoluciones

6.1.- Introducción: Importancia de las disoluciones.

6.2.- Naturaleza y tipo de disoluciones.

6.3.- Concentración de las disoluciones. Grupo de métodos masa-masa. Grupo de métodos masa-volumen. Método volumen-volumen. Comparación entre las unidades de concentración.

6.4.- Una visión molecular del proceso de disolución: solubilidad, factores internos.

6.5.- Equilibrio de solubilidad. Definición y expresión de la solubilidad. Disoluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas.

6.6.- Efecto de la temperatura sobre la solubilidad de sólidos en líquidos, de líquidos en líquidos y de gases en líquidos. Purificación de sustancias por recristalización.

6.7.- Efecto de la presión sobre la solubilidad. Efecto de la presión sobre la solubilidad de gases: ley de Henry.

6.8.- Distribución de un soluto entre dos disolventes. Coeficiente de reparto. Aplicaciones: extracción.

Propiedades físicas de las disoluciones

6.9.- Introducción.

6.10.- Presión de vapor: ley de Raoult.

6.11.- Aplicación de la ley Raoult a las disoluciones diluidas. Descenso de la presión de vapor. Elevación de la temperatura de ebullición. Descenso del punto de congelación. Determinación de pesos moleculares. Purificación de sustancias por ebullición.

6.12.- Osmosis y presión osmótica.

Disoluciones de electrolitos

6.13.- Introducción.

6.14.- Propiedades coligativas de las disoluciones electrolíticas.

6.15.- Conductividad eléctrica.

6.16.- Tipos de electrolitos.

6.17.- Determinación del grado de disociación.

Conceptos generales

 7.1.- Introducción.

7.2.- Definición de ácidos y bases de Arrhenius.

7.3.- Definición protónica de Brönsted y Lowry.

7.4.- Definición electrónica de Lewis.

7.5.- Fuerza de los ácidos y de las bases.

Concepto y cálculo del pH

7.6.- La ionización del agua y la escala de pH.

7.7.- Tratamiento de los equilibrios de ionización: algunos problemas numéricos.

7.8.- Disoluciones reguladoras. 7.9.- Medida del pH. Indicadores.

Volumetrías

7.10.- Volumetrías de neutralización.

Conceptos generales

8.1.- Introducción.

8.2.- Solubilidad de compuestos iónicos. Importancia del disolvente. Idea cualitativa de la solubilidad en agua de las sales más corrientes. Ecuaciones moleculares y ecuaciones iónicas.

8.3.- Producto de solubilidad. Expresión general. Limitaciones del concepto de Kps: Empleo de actividades o de concentraciones. Conceptos diferentes que deben saber distinguirse: s, K_ps, α, ... Predicción de la dirección de la reacción: producto de las concentraciones de los iones. Tipos de cálculos numéricos más corrientes: ejemplos.

8.4.- Desplazando el equilibrio de solubilidad.

8.5.- Hacia la formación de más cantidad de precipitado. Efecto del ion común. Precipitación fraccionada, control de la concentración del ion precipitante.

8.6.- Hacia la disolución del precipitado. Formación de ácidos o bases débiles. Formación de iones complejos. Efecto salino.

8.7.- Análisis cuantitativo por precipitación. Volumetría de precipitación. Análisis gravimétrico.

9.1.- Introducción.

9.2.- Reacciones de oxidación-reducción. Evolución de los conceptos de oxidación y reducción. Definición de agente oxidante y agente reductor. Pares conjugados reductor-oxidante. Analogías de las reacciones redox con las reacciones ácido-base.

9.3.- Número de oxidación.

9.4.- Pilas galvánicas.

9.5.- Potenciales estándar de electrodo ó normales.

9.6.- Influencia de las concentraciones de las especies químicas sobre el valor del potencial de una pila. Ecuación de Nernst. Relación entre la constante de equilibrio de una reacción redox y el potencial de la pila. Pilas de concentración. Aplicaciones; obtención de pHs y K_ps. Fundamento de los pHmetros.

9.7.- Formulación de ecuaciones redox. Métodos de ajuste de las ecuaciones redox. Metodología que se propone para dicho ajuste.

10.1.- Introducción.

10.2.- Pilas comerciales. Características generales de las pilas primarias, secundarias y de combustión. Pilas  primarias. Acumuladores. Pilas de combustión.

10.3.- Corrosión y protección de metales.

10.4.- Electrolisis.

10.5.- Relaciones cuantitativas en los procesos electrolíticos: leyes de Faraday. Enunciado, justificación y aplicaciones.

10.6.- Aplicaciones más importantes de los procesos electrolíticos: obtención de metales. Obtención de compuestos químicos. Refinado y purificación de metales. Depósitos electrolíticos.

11.1.- Introducción

11.2.-Reacciones de polimerización.

11.3.-Polímeros de adición.

11.4.- Polímeros de condensación.

11.5.- Copolímeros y materiales compuestos o composites.

11.6.- Introducción a las reacciones nucleares: estructura de los núcleos. Energía nuclear de enlace. Estabilidad.

11.7.- Reacciones nucleares: concepto, tipos, rasgos característicos y modo de representarlas.

11.8.- Desintegración espontánea de un núclido.

11.9.- Velocidad de desintegración de una muestra radiactiva.

11.10.- Principales series de desintegración.

11.11.- Procesos radiactivos provocados: reacciones nucleares de bombardeo.

11.12.- Fisión nuclear.

11.13.- Fusión nuclear.

12.1.- Introducción: razones por las que parece conveniente dedicar un capítulo del temario al estudio conjunto de las reacciones químicas.

12.2.- Reglas elementales de las reacciones químicas.

12.3.- Tipos principales de reacciones químicas.

12.4.- Reacciones ácido-base: Reacciones ácido-base de neutralización. Reacciones ácido-base de hidrólisis. Reacciones ácido-base de desplazamiento.

12.5.- Reacciones de precipitación.

12.6.- Reacciones de oxidación-reducción: reglas elementales. Reacciones redox de desplazamiento. Reacciones redox de dismutación o desproporción. Desplazamiento mediante la formación de un compuesto insoluble o volátil.

12.7.- Reacciones de síntesis y de descomposición.

Para el estudio de esta asignatura, se recomienda empezar por la lectura de cada uno de los 12 temas del temario teniendo en cuenta las fuentes bibliográficas y la correspondencia existente entre los distintos apartados del Temario y los del Texto Base (se detalla en el Curso Virtual). Se sugiere tomar apuntes, hacer esquemas y resolver problemas según se va estudiando. Una vez terminado un tema el estudiante debería tratar de resolver los ejercicios de autocomprobación que aparecen al final del mismo. Es muy recomendable no comprobar la solución de cada ejercicio hasta que se haya resuelto completamente o, al menos, reflexionado lo suficiente sobre él, sólo de ese modo el estudiante ejercitará las destrezas necesarias para enfrentarse a nuevos ejercicios, problemas o cuestiones (como las que se propondrán en el examen).

Completado el estudio de los seis primeros temas es muy recomendable que el estudiante trate de solucionar la primera Prueba de Evaluación Continua (PEC-1), consistente en una Prueba Objetiva, con 30 preguntas tipo test, cada una con cuatro opciones para la respuesta, de las cuales sólo una será válida. Entre las preguntas se encuentran algunas enlazadas entre sí, que son preguntas parciales de un problema numérico más largo. Con esta prueba se pretende que el estudiante pueda comprobar hasta qué punto su estudio ha sido lo suficientemente profundo como para permitirle averiguar las respuesta válida de entre las cuatro propuestas para cada pregunta del test. Aunque es conveniente que el estudiante sea capaz de resolver las PECs sin consultar ningún texto, ya que esa es la situación a la que se va a enfrentar en las Pruebas Presenciales, es mejor resolver la PEC, aunque sea con ayuda, que no hacerlo, por lo que, si es necesario, realice las consultas que considere oportunas en el Texto base.

Igual metodología se propone para la PEC-2, tras del estudio de los temas 7 al 12.